Co2 cietā stāvoklī sastāv no molekulām. Atomu-molekulārā doktrīna
Atomu-molekulāro teoriju izstrādāja un pirmo reizi ķīmijā pielietoja lielais krievu zinātnieks M.V. Lomonosovs. Šīs doktrīnas galvenie noteikumi ir izklāstīti darbā "Matematiskās ķīmijas elementi" (1741) un vairākos citos. Lomonosova mācību būtību var reducēt līdz šādiem noteikumiem.
1. Visas vielas sastāv no "ķermenīšiem" (kā Lomonosovs sauca par molekulām).
2. Molekulas sastāv no "elementiem" (kā Lomonosovs sauca par atomiem).
3. Daļiņas - molekulas un atomi - atrodas nepārtrauktā kustībā. Ķermeņu termiskais stāvoklis ir to daļiņu kustības rezultāts.
4. Vienkāršu vielu molekulas sastāv no identiskiem atomiem, sarežģītu vielu molekulas sastāv no dažādiem atomiem.
67 gadus pēc Lomonosova angļu zinātnieks Džons Daltons pielietoja atomisma doktrīnu ķīmijā. Viņš izklāstīja galvenos atomisma nosacījumus grāmatā "Jaunā ķīmiskās filozofijas sistēma" (1808). Daltona mācība savā pamatā atkārto Lomonosova mācības. Tomēr Daltons noliedza molekulu esamību vienkāršās vielās, kas, salīdzinot ar Lomonosova mācībām, ir solis atpakaļ. Pēc Daltona domām, vienkāršas vielas sastāv tikai no atomiem, un tikai sarežģītas vielas - no "sarežģītiem atomiem" (mūsdienu izpratnē - molekulām). Atomu-molekulārā doktrīna ķīmijā beidzot tika izveidota tikai 19. gadsimta vidū. Starptautiskajā ķīmiķu kongresā Karlsrūē 1860. gadā tika pieņemtas molekulas un atoma jēdzienu definīcijas.
Molekula ir konkrētās vielas mazākā daļiņa, kurai ir tās ķīmiskās īpašības. Molekulas ķīmiskās īpašības nosaka tās sastāvs un ķīmiskā struktūra.
Atoms ir mazākā ķīmiskā elementa daļiņa, kas ir daļa no vienkāršu un sarežģītu vielu molekulām. Elementa ķīmiskās īpašības nosaka tā atoma struktūra. No tā izriet atoma definīcija, kas atbilst mūsdienu idejām:
Atoms ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādēta atoma kodola un negatīvi lādētiem elektroniem.
Saskaņā ar mūsdienu priekšstatiem vielas gāzveida un tvaiku stāvoklī sastāv no molekulām. Cietā stāvoklī molekulas sastāv tikai no vielām, kuru kristāliskajam režģim ir molekulārā struktūra. Lielākajai daļai cieto neorganisko vielu nav molekulārās struktūras: to režģis nesastāv no molekulām, bet no citām daļiņām (joniem, atomiem); tie pastāv makroķermeņu veidā (nātrija hlorīda kristāls, vara gabals utt.). Sāļiem, metālu oksīdiem, dimantiem, silīcijam, metāliem nav molekulārās struktūras.
Ķīmiskie elementi
Atomu un molekulārā teorija ļāva izskaidrot ķīmijas pamatjēdzienus un likumus. No atomzinātnes un molekulārās zinātnes viedokļa katrs atsevišķs atoma veids tiek saukts par ķīmisko elementu. Vissvarīgākā atoma īpašība ir tā kodola pozitīvais lādiņš, kas skaitliski vienāds ar elementa kārtas numuru. Kodola lādiņa vērtība kalpo kā atšķirības pazīme dažādu veidu atomiem, kas ļauj sniegt pilnīgāku elementa jēdziena definīciju:
Ķīmiskais elements Noteikta veida atoms ar tādu pašu pozitīvo kodollādiņu.
Ir zināmi 107 elementi. Šobrīd turpinās darbs pie ķīmisko elementu mākslīgas ražošanas ar augstākiem sērijas numuriem.
Visus elementus parasti iedala metālos un nemetālos. Tomēr šis sadalījums ir nosacīts. Svarīga elementu īpašība ir to pārpilnība zemes garozā, t.i. Zemes augšējā cietajā apvalkā, kura biezums nosacīti tiek pieņemts 16 km. Elementu izplatību zemes garozā pēta ģeoķīmija, zinātne par zemes ķīmiju. Ģeoķīmiķis A. P. Vinogradovs sastādīja tabulu par zemes garozas vidējo ķīmisko sastāvu. Saskaņā ar šiem datiem visizplatītākais elements ir skābeklis - 47,2% no zemes garozas masas, kam seko silīcijs - 27,6, alumīnijs - 8,80, dzelzs -5,10, kalcijs - 3,6, nātrijs - 2,64, kālijs - 2,6, magnijs - 2,10, ūdeņradis - 0,15%.
Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalentās saites raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. ūdeņraža saite
Ķīmiskās saites doktrīna ir visas teorētiskās ķīmijas pamatā.
Ķīmiskā saite ir tāda atomu mijiedarbība, kas tos saista molekulās, jonos, radikāļos, kristālos.
Ir četri ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalentās, metāliskās un ūdeņraža saites.
Ķīmisko saišu iedalījums tipos ir nosacīts, jo tām visām ir raksturīga noteikta vienotība.
Jonu saiti var uzskatīt par kovalentās polārās saites ierobežojošo gadījumu.
Metāla saite apvieno atomu kovalento mijiedarbību ar kopīgu elektronu palīdzību un elektrostatisko pievilcību starp šiem elektroniem un metāla joniem.
Vielās bieži vien nav ierobežojošu ķīmiskās saites gadījumu (vai tīru ķīmisku saišu).
Piemēram, litija fluorīds $LiF$ ir klasificēts kā jonu savienojums. Faktiski saite tajā ir $80%$ jonu un $20%$ kovalenta. Tāpēc acīmredzami pareizāk ir runāt par ķīmiskās saites polaritātes (joniskuma) pakāpi.
Ūdeņraža halogenīdu sērijā $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ saites polaritātes pakāpe samazinās, jo samazinās halogēna un ūdeņraža atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība, un astatīnā saite kļūst. gandrīz nepolārs $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.
Vienās un tajās pašās vielās var būt dažāda veida saites, piemēram:
- bāzēs: starp skābekļa un ūdeņraža atomiem hidroksogrupās saite ir polāra kovalenta, un starp metālu un hidroksogrupu ir jonu;
- skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābes atlikuma skābekli - kovalentais polārais, un starp metālu un skābes atlikumu - jonu;
- amonija, metilamonija uc sāļos: starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem - kovalenti polāri un starp amonija vai metilamonija joniem un skābes atlikumu - jonu;
- metālu peroksīdos (piemēram, $Na_2O_2$) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenta nepolāra, bet starp metālu un skābekli tā ir jonu utt.
Dažādu veidu savienojumi var pāriet viens uz otru:
- kovalento savienojumu elektrolītiskās disociācijas laikā ūdenī kovalentā polārā saite pāriet jonu saitē;
- metālu iztvaikošanas laikā metāliskā saite pārvēršas par kovalentu nepolāru utt.
Visu veidu un veidu ķīmisko saišu vienotības iemesls ir to identisks ķīmiskais raksturs - elektronu un kodola mijiedarbība. Ķīmiskās saites veidošanās jebkurā gadījumā ir atomu elektronu un kodola mijiedarbības rezultāts, ko pavada enerģijas izdalīšanās.
Kovalentās saites veidošanas metodes. Kovalentās saites raksturojums: saites garums un enerģija
Kovalentā ķīmiskā saite ir saite, kas rodas starp atomiem kopīgu elektronu pāru veidošanās dēļ.
Šādas saites veidošanās mehānisms var būt apmaiņas un donora-akceptors.
es apmaiņas mehānisms iedarbojas, kad atomi veido kopīgus elektronu pārus, apvienojot nepāra elektronus.
1) $H_2$ — ūdeņradis:
Saite rodas, veidojot kopīgu elektronu pāri ūdeņraža atomu $s$-elektroniem (pārklājas $s$-orbitāles):
2) $HCl$ — hlorūdeņradis:
Saite rodas, veidojoties kopējam $s-$ un $p-$ elektronu elektronu pārim (pārklājas $s-p-$orbitāles):
3) $Cl_2$: hlora molekulā veidojas kovalentā saite nesapārotu $p-$elektronu dēļ (pārklājas $p-p-$orbitāles):
4) $N_2$: slāpekļa molekulā starp atomiem veidojas trīs kopīgi elektronu pāri:
II. Donora-akceptora mehānisms Apskatīsim kovalentās saites veidošanos, izmantojot amonija jona $NH_4^+$ piemēru.
Donoram ir elektronu pāris, akceptoram ir tukša orbitāle, kuru šis pāris var aizņemt. Amonija jonā visas četras saites ar ūdeņraža atomiem ir kovalentas: trīs tika izveidotas, pateicoties slāpekļa atoma un ūdeņraža atomu kopīgu elektronu pāru radīšanai, izmantojot apmaiņas mehānismu, vienu - ar donora-akceptora mehānismu.
Kovalentās saites var klasificēt pēc veida, kādā elektronu orbitāles pārklājas, kā arī pēc to pārvietošanās uz vienu no saistītajiem atomiem.
Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā gar saites līniju, sauc par $σ$ -obligācijas (sigma-obligācijas). Sigma saite ir ļoti spēcīga.
$p-$orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti ar sānu pārklāšanos:
Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu "sānu" pārklāšanās rezultātā ārpus sakaru līnijas, t.i. divos reģionos sauc par $π$ -obligācijas (pi-obligācijas).
Autors neobjektivitātes pakāpe kopīgus elektronu pārus ar kādu no atomiem, ko tie saista, var būt kovalentā saite polārais un nepolārs.
Kovalento ķīmisko saiti, kas veidojas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, sauc nepolārs. Elektronu pāri netiek pārvietoti ne uz vienu no atomiem, jo atomiem ir tas pats ER - īpašība vilkt valences elektronus pret sevi no citiem atomiem. Piemēram:
tie. caur kovalentu nepolāru saiti veidojas vienkāršu nemetālu vielu molekulas. Kovalento ķīmisko saiti starp elementu atomiem, kuru elektronegativitāte atšķiras, sauc polārais.
Kovalentās saites garums un enerģija.
raksturīgs kovalentās saites īpašības ir tā garums un enerģija. Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem. Ķīmiskā saite ir stiprāka, jo īsāks tās garums. Tomēr saites stiprības mērs ir saistošā enerģija, ko nosaka saites pārraušanai nepieciešamais enerģijas daudzums. To parasti mēra kJ/mol. Tādējādi saskaņā ar eksperimentālajiem datiem molekulu $H_2, Cl_2$ un $N_2$ saišu garums ir attiecīgi $0,074, 0,198$ un $0,109$ nm, un saistīšanas enerģijas ir $436, 242$ un $946 $ kJ/ mol, attiecīgi.
Joni. Jonu saite
Iedomājieties, ka "satiekas" divi atomi: I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atoma ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons, savukārt nemetāla atomam trūkst tikai viena elektrona, lai pabeigtu savu ārējo līmeni.
Pirmais atoms viegli piešķirs otrajam savu elektronu, kas atrodas tālu no kodola un ar to vāji saistīts, bet otrais piešķirs tam brīvu vietu ārējā elektroniskā līmenī.
Tad atoms, kuram atņemts viens no negatīvajiem lādiņiem, kļūs par pozitīvi lādētu daļiņu, bet otrais, pateicoties saņemtajam elektronam, pārvērtīsies par negatīvi lādētu daļiņu. Šādas daļiņas sauc joni.
Ķīmisko saiti, kas rodas starp joniem, sauc par jonu.
Apsveriet šīs saites veidošanos, piemēram, izmantojot labi zināmo nātrija hlorīda savienojumu (galda sāli):
Atomu pārveidošanas process jonos ir parādīts diagrammā:
Šāda atomu pārvēršana jonos vienmēr notiek tipisku metālu un tipisku nemetālu atomu mijiedarbības laikā.
Apsveriet argumentācijas algoritmu (secību), reģistrējot jonu saites veidošanos, piemēram, starp kalcija un hlora atomiem:
Tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai molekulu skaitu koeficienti, un tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai jonu skaitu molekulā indeksi.
metāla savienojums
Iepazīsimies, kā metāla elementu atomi mijiedarbojas savā starpā. Metāli parasti nepastāv izolētu atomu formā, bet gan gabala, lietņa vai metāla izstrādājuma formā. Kas satur metāla atomus kopā?
Lielākajai daļai metālu atomi ārējā līmenī satur nelielu skaitu elektronu - $ 1, 2, 3 $. Šie elektroni ir viegli atdalāmi, un atomi tiek pārvērsti pozitīvos jonos. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienotā veselumā. Savienojoties ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal atdalās un savienojas ar citu jonu utt. Līdz ar to metāla tilpumā atomi nepārtraukti pārvēršas jonos un otrādi.
Saikni metālos starp joniem, izmantojot socializētus elektronus, sauc par metālisku.
Attēlā shematiski parādīta nātrija metāla fragmenta struktūra.
Šajā gadījumā neliels skaits socializēto elektronu saista lielu skaitu jonu un atomu.
Metāla saitei ir zināma līdzība ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu koplietošana. Tomēr kovalentajā saitē tiek socializēti tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt metāliskajā saitē visi atomi piedalās šo elektronu socializēšanā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, savukārt tie, kuriem ir metāla saite, parasti ir elastīgi, elektrību vadoši un tiem ir metālisks spīdums.
Metāliskā saite raksturīga gan tīriem metāliem, gan dažādu metālu maisījumiem – sakausējumiem, kas ir cietā un šķidrā stāvoklī.
ūdeņraža saite
Ķīmiskā saite starp vienas molekulas (vai tās daļas) pozitīvi polarizētiem ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronnegatīvu elementu negatīvi polarizētiem atomiem ar nedalītiem elektronu pāriem ($F, O, N$ un retāk $S$ un $Cl$), citai Molekulu (vai tās daļas) sauc par ūdeņradi.
Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji donors-akceptors.
Starpmolekulārās ūdeņraža saites piemēri:
Šādas saites klātbūtnē pat zemas molekulmasas vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (spirts, ūdens) vai viegli sašķidrināmas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis).
Vielām ar ūdeņraža saiti ir molekulāri kristālu režģi.
Molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas. Kristāla režģa veids. Vielu īpašību atkarība no to sastāva un struktūras
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra
Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Viela noteiktos apstākļos var būt vienā no trim agregācijas stāvokļiem: cieta, šķidra vai gāzveida. Vielas īpašības ir atkarīgas arī no ķīmiskās saites rakstura starp to veidojošajām daļiņām - molekulām, atomiem vai joniem. Pēc saites veida izšķir molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas.
Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas. Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un jau salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst - viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai.
Molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), starp tām ir metāli un nemetāli.
Apsveriet sārmu metālu fizikālās īpašības. Salīdzinoši zemā saites stiprība starp atomiem izraisa zemu mehānisko izturību: sārmu metāli ir mīksti un tos var viegli sagriezt ar nazi.
Lielie atomu izmēri rada zemu sārmu metālu blīvumu: litijs, nātrijs un kālijs ir pat vieglāki par ūdeni. Sārmu metālu grupā viršanas un kušanas temperatūra samazinās, palielinoties elementa kārtas skaitlim, jo. atomu izmērs palielinās un saites vājinās.
Uz vielām nemolekulārs struktūras ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi ($NaCl, K_2SO_4$), daži hidrīdi ($LiH$) un oksīdi ($CaO, MgO, FeO$), bāzes ($NaOH, KOH$). Jonu (ne molekulārās) vielām ir augsta kušanas un viršanas temperatūra.
Kristāla režģi
Viela, kā zināms, var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos: gāzveida, šķidra un cieta.
Cietās vielas: amorfas un kristāliskas.
Apsveriet, kā ķīmisko saišu īpašības ietekmē cieto vielu īpašības. Cietās vielas iedala kristālisks un amorfs.
Amorfajām vielām nav skaidras kušanas temperatūras – karsējot tās pamazām mīkstina un kļūst šķidras. Amorfā stāvoklī, piemēram, ir plastilīns un dažādi sveķi.
Kristāliskām vielām ir raksturīgs pareizs to daļiņu izvietojums, no kurām tās sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šos punktus savieno taisnas līnijas, veidojas telpiskais rāmis, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa mezgliem.
Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to savienojuma veida, izšķir četrus kristāla režģu veidus: jonu, atomu, molekulāro un metāls.
Jonu kristālu režģi.
Jonisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saiti, kas spēj saistīt gan vienkāršus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, gan kompleksos $SO_4^(2−), OH^-$. Līdz ar to metālu sāļiem, dažiem oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls sastāv no pārmaiņus $Na^+$ pozitīvajiem joniem un $Cl^-$ negatīvajiem joniem, veidojot kubveida režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un nav gaistošas.
Atomu kristāla režģi.
kodolenerģijas sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savstarpēji saistīti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģi ir dimants, viena no oglekļa allotropajām modifikācijām.
Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir virs $3500°C$), tās ir stipras un cietas, praktiski nešķīst.
Molekulārie kristālu režģi.
Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt polāras ($HCl, H_2O$) vai nepolāras ($N_2, O_2$). Neskatoties uz to, ka atomi molekulās ir saistīti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm, starp pašām molekulām pastāv vāji starpmolekulārās pievilkšanās spēki. Tāpēc vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Lielākajai daļai cieto organisko savienojumu ir molekulārie kristālrežģi (naftalīns, glikoze, cukurs).
Metāla kristāla režģi.
Vielām ar metālisku saiti ir metāliski kristāla režģi. Šādu režģu mezglos atrodas atomi un joni (vai nu atomi, vai joni, kuros metālu atomi viegli pārvēršas, nododot savus ārējos elektronus “kopējai lietošanai”). Šāda metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, plastiskumu, elektrisko un siltumvadītspēju un raksturīgo metālisku spīdumu.
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra. Matērijas struktūra
Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Vielas izšķir pēc saites veida molekulārā un nemolekulārā struktūra. Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas. Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un jau salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst - viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai. Uz molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), starp tām ir metāli un nemetāli. Uz vielām nemolekulārā struktūra ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi (NaCl, K 2 SO 4), daži hidrīdi (LiH) un oksīdi (CaO, MgO, FeO), bāzes (NaOH, KOH). Jonu (ne molekulārās) vielas ir augsta kušanas un viršanas temperatūra.
Cietās vielas: amorfas un kristāliskas
Cietās vielas iedala kristālisks un amorfs.
Amorfās vielas nav skaidras kušanas temperatūras - karsējot tie pakāpeniski mīkstina un kļūst šķidri. Amorfā stāvoklī, piemēram, ir plastilīns un dažādi sveķi.
Kristāliskas vielas ir raksturīgs pareizs to daļiņu izvietojums, no kurām tie sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šos punktus savieno taisnas līnijas, veidojas telpiskais rāmis, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa mezgliem. Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to savienojuma veida, izšķir četrus kristālisko režģu veidus: jonu, atomu, molekulāro un metālisko.
Kristālu režģi sauc par jonu, kuru vietās atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saiti, ko var saistīt gan ar vienkāršiem joniem Na +, Cl -, gan kompleksajiem SO 4 2-, OH -. Līdz ar to metālu sāļiem, dažiem oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls ir veidots no mainīgiem pozitīvajiem Na + un negatīvajiem Cl - joniem, veidojot kubveida režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un nav gaistošas.
Kristāla režģis - a) un amorfais režģis - b).
Kristāla režģis - a) un amorfais režģis - b). Atomu kristāla režģi
kodolenerģijas sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savienoti viens ar otru ļoti spēcīgas kovalentās saites. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģi ir dimants, viena no oglekļa allotropajām modifikācijām. Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantā tas ir virs 3500 ° C), tās ir stipras un cietas, praktiski nešķīst.
Molekulārie kristālu režģi
Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras (HCl, H 2 O), gan nepolāras (N 2, O 2). Neskatoties uz to, ka atomi molekulās ir saistīti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm, starp pašām molekulām iedarbojas vāji starpmolekulārās pievilkšanās spēki. Tāpēc vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Lielākajai daļai cieto organisko savienojumu ir molekulārie kristālrežģi (naftalīns, glikoze, cukurs).
Molekulārais kristāliskais režģis (oglekļa dioksīds) Metāla kristāla režģi
Vielas ar metāliska saite ir metāla kristāla režģi. Šādu režģu mezglos ir atomi un joni(vai nu atomi, vai joni, kuros metālu atomi viegli pārvēršas, nododot savus ārējos elektronus “vispārējai lietošanai”). Šāda metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, plastiskumu, elektrisko un siltumvadītspēju un raksturīgo metālisku spīdumu.
apkrāptu palagi
Molekulu, kurā nesakrīt pozitīvi un negatīvi lādēto posmu smaguma centri, sauc par dipolu. Definēsim jēdzienu "dipols".
Dipols ir divu vienādu pretēja lieluma elektrisko lādiņu kopums, kas atrodas zināmā attālumā viens no otra.
Ūdeņraža molekula H 2 nav dipols (50. att.). a), un ūdeņraža hlorīda molekula ir dipols (50. att.). b). Ūdens molekula ir arī dipols. Elektronu pāri H 2 O ir lielākā mērā pārvietoti no ūdeņraža atomiem uz skābekļa atomu.
Negatīvā lādiņa smaguma centrs atrodas netālu no skābekļa atoma, un pozitīvā lādiņa smaguma centrs atrodas netālu no ūdeņraža atomiem.
Kristāliskā vielā atomi, joni vai molekulas atrodas stingrā secībā.
Tiek saukta vieta, kur atrodas šāda daļiņa kristāla režģa mezgls. Atomu, jonu vai molekulu novietojums kristāla režģa mezglos parādīts att. 51.
g
Rīsi. 51. Kristālu režģu modeļi (attēlota viena tilpuma kristāla plakne): a) kovalentais vai atomu (dimants C, silīcijs Si, kvarcs SiO 2); b) jonu (NaCl); iekšā) molekulārā (ledus, I 2); G) metālisks (Li, Fe). Metāla režģa modelī punkti apzīmē elektronus
Atbilstoši ķīmiskās saites veidam starp daļiņām kristāla režģi iedala kovalentajā (atomiskajā), jonu un metāliskajā. Ir vēl viens kristāla režģa veids - molekulārais. Šādā režģī atsevišķas molekulas tiek turētas starpmolekulārās pievilkšanās spēki.
Jonu kristāli(51. att b) satur pozitīvi un negatīvi lādētus jonus kristāla režģa vietās. Kristāla režģis ir uzbūvēts tā, lai būtu līdzsvaroti pretēji lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās spēki un līdzīgi lādētu jonu atgrūšanas spēki. Šādi kristāla režģi ir raksturīgi tādiem savienojumiem kā LiF, NaCl un daudziem citiem.
molekulārie kristāli(51. att iekšā) kristāla vietās satur dipola molekulas, kuras vienu pret otru notur elektrostatiskie pievilkšanas spēki, piemēram, joni jonu kristāla režģī. Piemēram, ledus ir molekulārais kristāla režģis, ko veido ūdens dipoli. Uz att. 51 iekšā simboli nav doti lādiņiem, lai nepārslogotu figūru.
metāla kristāls(51. att G) satur pozitīvi lādētus jonus režģa vietās. Daži ārējie elektroni brīvi pārvietojas starp joniem. " e-gāze"tur kristāla režģa mezglos pozitīvi lādētus jonus.. Triecienā metāls neduras kā ledus, kvarcs vai sāls kristāls, bet tikai maina formu. Elektroniem, pateicoties mobilitātei, šobrīd ir laiks kustēties triecienu un notur jonus jaunā pozīcijā.Tāpēc metālu un plastmasas kalšana, izliecas, nesalaužot.
Rīsi. 52. Silīcija oksīda struktūra: a) kristālisks; b) amorfs. Melni punkti apzīmē silīcija atomus, atvērti apļi apzīmē skābekļa atomus. Kristāla plakne ir attēlota, tāpēc ceturtā saite pie silīcija atoma nav norādīta. Punktētā līnija apzīmē amorfas vielas nekārtības tuvplāna secību
Amorfā vielā tiek pārkāpta struktūras trīsdimensiju periodiskums, kas raksturīgs kristāliskajam stāvoklim (52. att. b).
Šķidrumi un gāzes atšķiras no kristāliskajiem un amorfajiem ķermeņiem ar nejaušu atomu kustību un
molekulas. Šķidrumos pievilcīgi spēki spēj noturēt mikrodaļiņas viena pret otru tuvākos attālumos, proporcionāli attālumiem cietā ķermenī. Gāzēs atomu un molekulu mijiedarbības praktiski nav, tāpēc gāzes, atšķirībā no šķidrumiem, aizņem visu tām paredzēto tilpumu. Mols šķidra ūdens 100 0 C temperatūrā tajā pašā temperatūrā aizņem 18,7 cm 3, bet mols piesātināta ūdens tvaiku - 30 000 cm 3. 
Rīsi. 53. Dažāda veida molekulu mijiedarbība šķidrumos un gāzēs: a) dipols–dipols; b) dipols–nedipols; iekšā) nedipols-nedipols
Atšķirībā no cietām vielām, molekulas šķidrumos un gāzēs pārvietojas brīvi. Kustības rezultātā tie ir orientēti noteiktā veidā. Piemēram, attēlā. 53 a,b. parādīts, kā mijiedarbojas dipola molekulas, kā arī nepolāras molekulas ar dipola molekulām šķidrumos un gāzēs.
Kad dipols tuvojas dipolam, molekulas griežas piesaistes un atgrūšanās rezultātā. Vienas molekulas pozitīvi lādētā daļa atrodas netālu no citas molekulas negatīvi lādētās daļas. Tādā veidā dipoli mijiedarbojas šķidrā ūdenī.
Divām nepolārajām molekulām (nedipoliem) tuvojoties viena otrai diezgan tuvu attālumos, tās arī savstarpēji ietekmē viena otru (53. att. iekšā). Molekulas apvieno negatīvi lādēti elektronu apvalki, kas pārklāj kodolus. Elektronu apvalki tiek deformēti tā, ka abās molekulās īslaicīgi parādās pozitīvi un negatīvi centri, un tie tiek savstarpēji piesaistīti. Ar to pietiek, lai molekulas izkliedētos, jo pagaidu dipoli atkal kļūst par nepolārām molekulām.
Piemērs ir mijiedarbība starp gāzveida ūdeņraža molekulām. (53. att iekšā).
3.2. Neorganisko vielu klasifikācija. Vienkāršas un sarežģītas vielas
19. gadsimta sākumā zviedru ķīmiķis Bērzeliuss ierosināja saukt no dzīviem organismiem iegūtas vielas. organisks. Tika nosauktas nedzīvajai dabai raksturīgas vielas neorganisks vai minerāls(iegūts no minerāliem).
Visas cietās, šķidrās un gāzveida vielas var iedalīt vienkāršās un sarežģītās.
Vielas sauc par vienkāršām, kas sastāv no viena ķīmiskā elementa atomiem.
Piemēram, ūdeņradis, broms un dzelzs istabas temperatūrā un atmosfēras spiedienā ir vienkāršas vielas, kas ir attiecīgi gāzveida, šķidrā un cietā stāvoklī (54. att. a B C).
Gāzveida ūdeņradis H 2 (g) un šķidrais broms Br 2 (l) sastāv no diatomiskām molekulām. Cietais dzelzs Fe(t) pastāv kristāla formā ar metālisku kristāla režģi.
Vienkāršas vielas iedala divās grupās: nemetāli un metāli.
a) b) iekšā)
Rīsi. 54. Vienkāršas vielas: a) gāzveida ūdeņradis. Tas ir vieglāks par gaisu, tāpēc mēģene ir aizbāzta un apgriezta otrādi; b) šķidrais broms (parasti uzglabā noslēgtās ampulās); iekšā) dzelzs pulveris
Nemetāli ir vienkāršas vielas ar kovalentu (atomu) vai molekulāru kristālisko režģi cietā stāvoklī.
Istabas temperatūrā kovalentais (atomu) kristāliskais režģis ir raksturīgs tādiem nemetāliem kā bors B(t), ogleklis C(t), silīcijs Si(t). Molekulārajā kristāliskajā režģī ir baltais fosfors P (t), sērs S (t), jods I 2 (t). Daži nemetāli tikai ļoti zemā temperatūrā pāriet šķidrā vai cietā agregācijas stāvoklī. Normālos apstākļos tās ir gāzes. Šādas vielas ir, piemēram, ūdeņradis H 2 (g), slāpeklis N 2 (g), skābeklis O 2 (g), fluors F 2 (g), hlors Cl 2 (g), hēlijs He (g), neons Ne (d), argons Ar (d). Istabas temperatūrā molekulārais broms Br 2 (l) pastāv šķidrā veidā.
Metāli ir vienkāršas vielas ar metālisku kristāla režģi cietā stāvoklī.
Tās ir kaļamas, kaļamas vielas, kurām ir metālisks spīdums un kas spēj vadīt siltumu un elektrību.
Apmēram 80% Periodiskās sistēmas elementu veido vienkāršas vielas-metālus. Istabas temperatūrā metāli ir cietas vielas. Piemēram, Li(t), Fe(t). Tikai dzīvsudrabs, Hg (l) ir šķidrums, kas sacietē pie -38,89 0 С.
Savienojumi ir vielas, kas sastāv no dažādu ķīmisko elementu atomiem.
Sarežģītās vielas elementu atomus savieno nemainīgas un skaidri noteiktas attiecības.
Piemēram, ūdens H 2 O ir sarežģīta viela. Tās molekulā ir divu elementu atomi. Ūdens vienmēr un jebkurā vietā uz Zemes satur 11,1% ūdeņraža un 88,9% skābekļa pēc masas.
Atkarībā no temperatūras un spiediena ūdens var būt cietā, šķidrā vai gāzveida stāvoklī, kas norādīts pa labi no vielas ķīmiskās formulas - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O ( t).
Praksē mēs, kā likums, nodarbojamies nevis ar tīrām vielām, bet gan ar to maisījumiem.
Maisījums ir dažāda sastāva un struktūras ķīmisko savienojumu kopums
Attēlosim vienkāršas un sarežģītas vielas, kā arī to maisījumus diagrammas veidā:
Vienkārši
nemetāli
emulsijas
Pamati
Sarežģītās vielas neorganiskajā ķīmijā iedala oksīdos, bāzēs, skābēs un sāļos.
oksīdi
Ir metālu un nemetālu oksīdi. Metālu oksīdi ir savienojumi ar jonu saitēm. Cietā stāvoklī tie veido jonu kristāla režģi.
Nemetālu oksīdi- savienojumi ar kovalentām ķīmiskajām saitēm.
Oksīdi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no divu ķīmisko elementu atomiem, no kuriem viens ir skābeklis, kura oksidācijas pakāpe ir -2.
Tālāk ir norādītas dažu nemetālu un metālu oksīdu molekulārās un strukturālās formulas.
Molekulārā formula Strukturālā formula
CO 2 - oglekļa monoksīds (IV) O \u003d C \u003d O
SO 2 - sēra oksīds (IV)
SO 3 - sēra oksīds (VI)
SiO 2 — silīcija oksīds (IV)
Na 2 O - nātrija oksīds
CaO - kalcija oksīds
K 2 O - kālija oksīds, Na 2 O - nātrija oksīds, Al 2 O 3 - alumīnija oksīds. Kālijs, nātrijs un alumīnijs veido vienu oksīdu.
Ja elementam ir vairāki oksidācijas stāvokļi, ir vairāki tā oksīdi. Šajā gadījumā pēc oksīda nosaukuma elementa oksidācijas pakāpi norāda ar romiešu cipariem iekavās. Piemēram, FeO ir dzelzs (II) oksīds, Fe 2 O 3 ir dzelzs (III) oksīds.
Papildus nosaukumiem, kas izveidoti saskaņā ar starptautiskās nomenklatūras noteikumiem, tiek izmantoti tradicionālie krievu oksīdu nosaukumi, piemēram: CO 2 oglekļa monoksīds (IV) - oglekļa dioksīds, CO oglekļa monoksīds (II) – oglekļa monoksīds, CaO kalcija oksīds - dzēsts kaļķis, SiO 2 silīcija oksīds - kvarcs, silīcija dioksīds, smiltis.
Ir trīs oksīdu grupas, kas atšķiras pēc ķīmiskajām īpašībām, - bāzisks, skābs un amfotēriski(cits grieķu , - abi, duāli).
Pamata oksīdi ko veido Periodiskās sistēmas I un II grupas galveno apakšgrupu elementi (elementu oksidācijas pakāpe ir +1 un +2), kā arī sekundāro apakšgrupu elementi, kuru oksidācijas pakāpe arī ir +1 vai + 2. Visi šie elementi ir metāli, tātad bāziskie oksīdi ir metālu oksīdi, Piemēram:
Li 2 O - litija oksīds
MgO - magnija oksīds
CuO - vara (II) oksīds
Bāzes oksīdi atbilst bāzēm.
Skābes oksīdi
ko veido nemetāli un metāli, kuru oksidācijas pakāpe ir lielāka par +4, piemēram:
CO 2 — oglekļa monoksīds (IV)
SO 2 - sēra oksīds (IV)
SO 3 - sēra oksīds (VI)
P 2 O 5 - fosfora oksīds (V)
Skābes oksīdi atbilst skābēm.
Amfoteriskie oksīdi
veido metāli, kuru oksidācijas pakāpe ir +2, +3, dažreiz +4, piemēram:
ZnO - cinka oksīds
Al 2 O 3 - alumīnija oksīds
Amfoteriskie oksīdi atbilst amfotēriskajiem hidroksīdiem.
Turklāt ir neliela grupa t.s vienaldzīgi oksīdi:
N 2 O - slāpekļa oksīds (I)
NO — slāpekļa oksīds (II)
CO — oglekļa monoksīds (II)
Jāpiebilst, ka viens no svarīgākajiem oksīdiem uz mūsu planētas ir ūdeņraža oksīds, kas jums zināms kā ūdens H 2 O.
Pamati
Sadaļā "Oksīdi" tika minēts, ka bāzes atbilst pamata oksīdiem:
Nātrija oksīds Na 2 O - nātrija hidroksīds NaOH.
Kalcija oksīds CaO - kalcija hidroksīds Ca (OH) 2.
Vara oksīds CuO - vara hidroksīds Cu (OH) 2
Bāzes ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metāla atoma un vienas vai vairākām hidrokso grupām -OH.
Bāzes ir cietas vielas ar jonu kristāla režģi.
Izšķīdinot ūdenī, šķīstošo bāzu kristāli ( sārmi) tiek iznīcināti polāro ūdens molekulu ietekmē un veidojas joni:
NaOH(t) Na + (šķīdums) + OH - (šķīdums)
Līdzīgs jonu ieraksts: Na + (šķīdums) vai OH - (šķīdums) nozīmē, ka joni atrodas šķīdumā.
Fonda nosaukumā ir ietverts vārds hidroksīds un metāla krievu nosaukums ģenitīvā gadījumā. Piemēram, NaOH ir nātrija hidroksīds, Ca (OH) 2 ir kalcija hidroksīds.
Ja metāls veido vairākas bāzes, tad metāla oksidācijas pakāpi nosaukumā norāda ar romiešu cipariem iekavās. Piemēram: Fe (OH) 2 - dzelzs (II) hidroksīds, Fe (OH) 3 - dzelzs (III) hidroksīds.
Turklāt dažiem iemesliem ir tradicionāli nosaukumi:
NaOH- kaustiskā soda, kodīga soda
KOH - kaustiskais potašs
Ca (OH) 2 - dzēstie kaļķi, kaļķu ūdens
R
Ūdenī šķīstošās bāzes sauc sārmi
Atšķirt ūdenī šķīstošās un nešķīstošās bāzes.
Tie ir I un II grupas galveno apakšgrupu metālu hidroksīdi, izņemot Be un Mg hidroksīdus.
Amfoteriskie hidroksīdi ietver:
HCl (g) H + (šķīdums) + Cl - (šķīdums)
Skābes sauc par kompleksām vielām, kas ietver ūdeņraža atomus, kurus var aizstāt vai apmainīt pret metāla atomiem, un skābes atlikumus.
Atkarībā no skābekļa atomu klātbūtnes vai neesamības molekulā, bezskābekļa un skābekli saturošs skābes.
Lai nosauktu bezskābekļa skābes, nemetāla nosaukumam krievu valodā tiek pievienots burts - par- un vārds ūdeņradis :
HF - fluorūdeņražskābe
HCl - sālsskābe
HBr - bromūdeņražskābe
HI - jodūdeņražskābe
H 2 S - hidrosulfīda skābe
Dažu skābju tradicionālie nosaukumi:
HCl- sālsskābe; HF- fluorūdeņražskābe
Lai nosauktu skābekli saturošas skābes, nemetāla krievu nosaukuma saknei pievieno galotnes - nē,
-ovaja ja nemetāls ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē. Augstākais oksidācijas līmenis sakrīt ar tās grupas numuru, kurā atrodas nemetāla elements:
H 2 SO 4 - ser nē skābe
HNO 3 - slāpeklis nē skābe
HClO 4 - hlors nē skābe
HMnO 4 - mangāns jauns skābe
Ja elements veido skābes divos oksidācijas stāvokļos, tad galotni izmanto, lai nosauktu skābi, kas atbilst elementa zemākajam oksidācijas līmenim - taisnība:
H 2 SO 3 - zamšādas taisnība skābe
HNO 2 - slāpeklis taisnība skābe
Atkarībā no ūdeņraža atomu skaita molekulā, vienbāzu(HCl, HNO 3), divbāzu(H2SO4), tribasic skābes (H 3 PO 4).
Daudzas skābekli saturošas skābes veidojas atbilstošo skābo oksīdu mijiedarbībā ar ūdeni. Dotajai skābei atbilstošo oksīdu sauc par tā anhidrīds:
Sēra dioksīds SO 2 - sērskābe H 2 SO 3
Sērskābes anhidrīds SO 3 - sērskābe H 2 SO 4
Slāpekļa anhidrīds N 2 O 3 - slāpekļskābe HNO 2
Slāpekļa anhidrīds N 2 O 5 - slāpekļskābe HNO 3
Fosforskābes anhidrīds P 2 O 5 - fosforskābe H 3 PO 4
Ņemiet vērā, ka elementa oksidācijas pakāpe oksīdā un atbilstošajā skābē ir vienāda.
Ja elements vienā oksidācijas stāvoklī veido vairākas skābekli saturošas skābes, tad skābes ar mazāku skābekļa atomu saturu nosaukumam pievieno prefiksu "". meta", ar augstu skābekļa saturu - prefikss" orto". Piemēram:
HPO 3 - metafosforskābe
H 3 PO 4 - ortofosforskābe, ko bieži sauc vienkārši par fosforskābi
H 2 SiO 3 - metasilīcijskābe, ko parasti sauc par silīcijskābi
H 4 SiO 4 - ortosilicskābe.
Silīcijskābes neveidojas SiO 2 mijiedarbībā ar ūdeni, tās iegūst citādā veidā.
Ar
Sāļi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metālu atomiem un skābju atlikumiem.
oli
NaNO 3 - nātrija nitrāts
CuSO 4 — vara sulfāts (II)
CaCO 3 - kalcija karbonāts
Izšķīdinot ūdenī, sāls kristāli tiek iznīcināti, veidojas joni:
NaNO 3 (t) Na + (šķīdums) + NO 3 - (šķīdums).
Sāļus var uzskatīt par produktiem, kas skābes molekulā ūdeņraža atomu pilnīgai vai daļējai aizvietošanai ar metāla atomiem, vai par produktiem, kas pilnībā vai daļēji aizstāj bāzes hidroksogrupas ar skābiem atlikumiem.
Pilnībā nomainot ūdeņraža atomus, vidēji sāļi: Na2SO4, MgCl2. . Ar daļēju aizstāšanu, skābie sāļi (hidrosāļi) NaHSO4 un bāzes sāļi (hidroksosāļi) MgOHCl.
Saskaņā ar starptautiskās nomenklatūras noteikumiem sāļu nosaukumus veido no skābes atlikuma nosaukuma nominatīvā un metāla krievu valodas nosaukuma ģenitīvā (12. tabula):
NaNO 3 - nātrija nitrāts
CuSO 4 - vara(II) sulfāts
CaCO 3 - kalcija karbonāts
Ca 3 (RO 4) 2 - kalcija ortofosfāts
Na 2 SiO 3 - nātrija silikāts
Skābes atlikuma nosaukums ir cēlies no skābi veidojošā elementa latīņu nosaukuma saknes (piemēram, slāpeklis - slāpeklis, saknes nitr-) un galotnēm:
-plkst augstākajam oksidācijas līmenim, -tas skābi veidojošā elementa zemākam oksidācijas līmenim (12. tabula).
12. tabula
Skābju un sāļu nosaukumi
| Skābes nosaukums | Skābes formula | Sāļu nosaukums | Piemēri Soleil |
| Ūdeņraža hlorīds (sāls) | HCl | hlorīdi | AgCl sudraba hlorīds |
| Ūdeņraža sulfīds | H2S | Sulfīdi | FeS Sulf id dzelzs (II) |
| sēru saturošs | H2SO3 | Sulfīti | Na 2 SO 3 sulf to nātrijs |
| sērskābi | H2SO4 | sulfāti | K 2 SO 4 Sulf plkst kālijs |
| slāpeklis | HNO 2 | Nitrīti | LiNO 2 Nitr to litijs |
| Slāpeklis | HNO3 | Nitrāti | Al(NO 3) 3 Nitr plkst alumīnija |
| ortofosfors | H3PO4 | Ortofosfāti | Ca 3 (PO 4) 2 Kalcija ortofosfāts |
| Ogles | H2CO3 | Karbonāti | Na 2 CO 3 Nātrija karbonāts |
| Silīcijs | H2SiO3 | silikāti | Na 2 SiO 3 Nātrija silikāts |
NaHSO 4 - nātrija hidrogēnsulfāts
NaHS - nātrija hidrosulfīds
Bāzes sāļu nosaukumus veido, pievienojot prefiksu " hidrokso": MgOHCl - magnija hidroksohlorīds.
Turklāt daudziem sāļiem ir tradicionāli nosaukumi, piemēram:
Na 2 CO 3 - soda;
NaHCO3 - pārtikas (dzeramā) soda;
CaCO 3 - krīts, marmors, kaļķakmens.
