Kurš oksīds cietā stāvoklī sastāv no molekulām. Gāzes, šķidrumi, cietas vielas pieder pie makrosistēmām
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra. Vielas struktūra
Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Pēc savienojuma veida izšķir vielas 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 pat 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 pārvēršas šķidrā stāvoklī. Amorfā stāvoklī, piemēram, ir plastilīns un dažādi sveķi.
Kristāliskas vielas ko raksturo pareizs to daļiņu izvietojums, no kurām tie sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šie punkti ir savienoti ar taisnām līnijām, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa punktiem. Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to starpā esošās saites rakstura, izšķir četrus kristālisko režģu veidus: jonu, atomu, molekulāro un metālisko.
Kristāliskos režģus sauc par jonu., kuras mezglos 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 vielas ar jonu režģi izceļas ar salīdzinoši augstu cietību un izturību, tās ir ugunsizturīgas un negaistošas.
Kristāla režģis - a) un amorfais režģis - b).
Kristāla režģis - a) un amorfais režģis - b). Atomu kristāla režģi
Atomisks 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 alotropajām 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.
Molekulārais kristāla režģis
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 metāla saite ir metāla kristāla režģi. Šādu režģu mezgli satur atomi un joni(vai nu atomi, vai joni, kuros viegli transformējas metālu atomi, nododot savus ārējos elektronus "vispārējai lietošanai"). Šī metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, elastību, elektrisko un siltumvadītspēju, raksturīgo metālisko spīdumu.
Apkrāptu palagi
Atomu-molekulāro doktrīnu izstrādāja un ķīmijā pirmo reizi pielietoja izcilais krievu zinātnieks M.V. Lomonosovs. Šīs doktrīnas galvenie noteikumi ir izklāstīti darbā "Matematiskās ķīmijas elementi" (1741) un vairākos citos. Lomonosova mācību būtību var apkopot šādi.
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 - no dažādiem atomiem.
67 gadus pēc Lomonosova atomu doktrīnu ķīmijā pielietoja angļu zinātnieks Džons Daltons. Viņš izklāstīja galvenos atomisma nosacījumus grāmatā "Jauna ķīmiskās filozofijas sistēma" (1808). Būtībā Daltona doktrīna 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 jēdzieniem:
Atoms ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādēta atoma kodola un negatīvi lādētiem elektroniem.
Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām molekulas sastāv no vielām gāzveida un tvaika stāvoklī. Cietā stāvoklī no molekulām veido tikai vielas, 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-molekulārā doktrīna ļāva izskaidrot ķīmijas pamatjēdzienus un likumus. No atomu molekulārās mācības viedokļa katrs atsevišķs atoma veids tiek saukts par ķīmisko elementu. Vissvarīgākā atoma īpašība ir tā kodola pozitīvais lādiņš, kas skaitliski ir vienāds ar elementa kārtas numuru. Kodollādiņa vērtība kalpo kā atšķirīga iezīme dažāda veida atomiem, kas ļauj pilnīgāk definēt elementa jēdzienu:
Ķīmiskais elements Ir noteikta veida atomi ar tādu pašu pozitīvu kodollādiņu.
Ir zināmi 107 elementi. Šobrīd turpinās darbs pie ķīmisko elementu ar lielākiem kārtas skaitļiem mākslīgas ražošanas.
Visus elementus parasti iedala metālos un nemetālos. Tomēr šis sadalījums ir patvaļīgs. Svarīga elementu īpašība ir to pārpilnība zemes garozā, t.i. Zemes augšējā cietajā apvalkā, kura biezums pieņemts nosacīti vienāds ar 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 saite. Ūdeņraža saite
Ķīmiskās saites doktrīna ir visas teorētiskās ķīmijas pamatā.
Ar ķīmisko saiti saprot atomu mijiedarbību, 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 ķīmisko saišu (vai tīru ķīmisko saišu) gadījumu.
Piemēram, litija fluorīds $ LiF $ tiek saukts par jonu savienojumiem. Faktiski tajā esošā saite ir $ 80% $ jonu un $ 20% $ kovalentā. Tāpēc pareizāk ir runāt par ķīmiskās saites polaritātes (joniskuma) pakāpi.
Ūdeņraža halogenīdu sērijā $ HF — HCl — HBr — HI — HАt $ saites polaritātes pakāpe samazinās, jo samazinās halogēna un ūdeņraža atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība, un ūdeņraža astātā saite kļūst gandrīz gandrīz nepolārais $ (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 hidroksilgrupās saite ir polāra kovalenta, bet starp metālu un hidroksilgrupu – jonu;
- skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābes atlikuma skābekli - kovalentais polārais, un starp metālu un skābes atlikumu - jonu;
- amonija, metilamonija sāļos utt.: starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem - kovalenti polāri un starp amonija vai metilamonija joniem un skābu atlikumu - jonu;
- metālu peroksīdos (piemēram, $ Na_2O_2 $) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenta nepolāra, bet starp metālu un skābekli - jonu utt.
Dažādu veidu saites var pāriet viena uz otru:
- kovalento savienojumu elektrolītiskās disociācijas laikā ūdenī kovalentā polārā saite pārvēršas par jonu;
- iztvaicējot metāliem, metāla 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 ar ūdeņraža atomu $ s $ -elektroniem ($ s $ -orbitāļu pārklāšanās):
2) $ HCl $ - hlorūdeņradis:
Saite rodas, veidojot kopīgu elektronu pāri no $ s- $ un $ p- $ elektroniem (pārklājas $ s-p- $ orbitāles):
3) $ Cl_2 $: hlora molekulā veidojas kovalentā saite nesapārotu $ p- $ elektronu dēļ ($ p-p- $ orbitāļu pārklāšanās):
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 brīva 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 tā, kā 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 $ -saites (sigma-saites)... Sigma saite ir ļoti spēcīga.
$ p- $ Orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti sānu pārklāšanās dēļ:
Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu "sānu" pārklāšanās rezultātā ārpus sakaru līnijas, t.i. divos apgabalos sauc par $ π $ -saites (pi-obligācijas).
Autors neobjektivitātes pakāpe kopīgus elektronu pārus ar kādu no tiem savienotajiem atomiem, var būt kovalentā saite polārais un nepolārs.
Kovalento ķīmisko saiti, kas veidojas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, sauc nepolārs. Elektronu pāri nav pārvietoti ne pret vienu no atomiem, jo atomiem ir tāds pats EO - īpašība atraut valences elektronus no citiem atomiem. Piemēram:
tie. caur kovalentu nepolāru saiti veidojas vienkāršu nemetālu vielu molekulas. Tiek saukta kovalentā ķīmiskā saite starp elementu atomiem, kuru elektronegativitātes atšķiras polārais.
Kovalentās saites garums un enerģija.
Raksturīgs kovalentās saites īpašības- tā garums un enerģija. Saites garums Ir attālums starp atomu kodoliem. Jo īsāks tā garums, jo spēcīgāka ir ķīmiskā saite. Tomēr saites stiprības mērs ir saites 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 $ Attiecīgi 946 $ kJ / mol.
Jona. Jonu saite
Iedomāsimies, ka "satiekas" divi atomi: I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atomam ir viens elektrons ārējā enerģijas līmenī, un nemetāla atomam trūkst tikai viena elektrona, lai tā ārējais līmenis būtu pilnīgs.
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 ir 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.
Apskatīsim šīs saites veidošanos, izmantojot labi zināmā nātrija hlorīda (galda sāls) savienojuma piemēru:
Atomu pārvēršanas jonos process ir parādīts diagrammā:
Šī atomu pārvēršanās jonos vienmēr notiek, kad mijiedarbojas tipisku metālu un tipisku nemetālu atomi.
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 saite
Iepazīsimies, kā metāla elementu atomi mijiedarbojas savā starpā. Metāli parasti nepastāv izolētu atomu veidā, bet gan gabaliņu, lietņu vai metāla izstrādājumu veidā. Kas notur metāla atomus vienā tilpumā?
Lielākās daļas metālu atomi ārējā līmenī satur nelielu skaitu elektronu - $ 1, 2, 3 $. Šie elektroni ir viegli noraujami, un atomi tiek pārvērsti pozitīvos jonos. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienotā veselumā. Savienojoties ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal atdalās un savienojas ar citu jonu utt. Līdz ar to lielākajā daļā metāla atomi nepārtraukti tiek pārveidoti jonos un otrādi.
Saikni metālos starp joniem, izmantojot kopīgus elektronus, sauc par metālisku.
Attēlā shematiski parādīta nātrija metāla fragmenta struktūra.
Šajā gadījumā neliels skaits kopīgu elektronu saista lielu skaitu jonu un atomu.
Metāla saitei ir zināma līdzība ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu koplietošana. Tomēr ar kovalento saiti tiek socializēti tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt ar metāla saiti visi atomi piedalās šo elektronu socializēšanā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, savukārt kristāli ar metāla saiti parasti ir elastīgi, elektrību vadoši un ar metālisku spīdumu.
Metāliskā saite raksturīga gan tīriem metāliem, gan dažādu metālu maisījumiem - sakausējumiem cietā un šķidrā stāvoklī.
Ūdeņraža saite
Ķīmiskā saite starp vienas molekulas (vai tās daļas) pozitīvi polarizētiem ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronnegatīvu elementu negatīvi polarizētiem atomiem, kuriem ir vientuļi elektronu pāri ($ F, O, N $ un retāk $ S $ un $ Cl $), citu molekulu (vai tās daļas) sauc par ūdeņradi.
Ūdeņraža saites mehānisms ir daļēji elektrostatisks un daļēji donors-akceptors.
Starpmolekulāro ūdeņraža saišu piemēri:
Šādas saites klātbūtnē pat mazmolekulāras vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (spirts, ūdens) vai viegli sašķidrinātas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis).
Vielām ar ūdeņraža saitēm ir molekulāri kristālu režģi.
Molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas. Kristāla režģa tips. Vielu īpašību atkarība no to sastāva un struktūras
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra
Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Viela noteiktos apstākļos var būt vienā no trim agregācijas stāvokļiem: cieta, šķidra vai gāzveida. Vielas īpašības ir atkarīgas arī no ķīmiskās saites rakstura starp to veidojošajām daļiņām - molekulām, atomiem vai joniem. Pēc saites veida izšķir molekulārās un nemolekulārās struktūras vielas.
Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas... Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un pat salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst – viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai.
Molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), starp tām ir metāli un nemetāli.
Apsveriet sārmu metālu fizikālās īpašības. Salīdzinoši zemā saites stiprība starp atomiem izraisa zemu mehānisko izturību: sārmu metāli ir mīksti, viegli sagriežami ar nazi.
Lielais atomu izmērs rada zemu sārmu metālu blīvumu: litijs, nātrijs un kālijs ir pat vieglāki par ūdeni. Sārmu metālu grupā viršanas un kušanas temperatūra samazinās, palielinoties elementa kārtas skaitlim, jo atomu izmērs palielinās un saites vājinās.
Uz vielām nemolekulārs struktūras ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi ($ 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 jūs zināt, var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos: gāzveida, šķidra un cieta.
Cietās vielas: amorfas un kristāliskas.
Apskatīsim, 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 pārvēršas šķidrā stāvoklī. 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 šie punkti ir savienoti ar taisnām līnijām, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa punktiem.
Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to starpā esošās saites rakstura, izšķir četrus kristāla režģu veidus: jonu, atomu, molekulārā un metāls.
Jonu kristālu režģi.
Jonisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saiti, kuras var saistīt gan ar vienkāršiem joniem $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $, gan ar kompleksajiem joniem $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. Līdz ar to metālu sāļiem, dažiem oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls sastāv no pārmaiņus pozitīviem $ Na ^ + $ un negatīviem $ Cl ^ - $ joniem, veidojot kuba formas režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielas ar jonu režģi izceļas ar salīdzinoši augstu cietību un izturību, tās ir ugunsizturīgas un negaistošas.
Atomu kristāla režģi.
Atomisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savienoti kopā ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģi ir dimants – viena no oglekļa alotropajām modifikācijām.
Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir augstāks par USD 3500 ° C $), tās ir spēcīgas un cietas, praktiski nešķīst.
Molekulārie kristālu režģi.
Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras ($ HCl, H_2O $), gan nepolāras ($ N_2, O_2 $). Neskatoties uz to, ka molekulu iekšienē esošie atomi ir saistīti ar ļoti stiprām 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).
Metāla kristāla režģi.
Vielām ar metālisku saiti ir metāliski kristāla režģi. Šādu režģu vietās atrodas atomi un joni (vai nu atomi, vai joni, kuros viegli transformējas metālu atomi, nododot savus ārējos elektronus "vispārējai lietošanai"). Šī metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, elastību, elektrisko un siltumvadītspēju, raksturīgo metālisko spīdumu.
Molekulu, kurā nesakrīt pozitīvi un negatīvi lādētu vietu smaguma centri, sauc par dipolu. Sniegsim definīciju jēdzienam "dipols".
Dipols ir divu vienāda lieluma atšķirīgu elektrisko lādiņu kombinācija, kas atrodas zināmā attālumā viens no otra.
Ūdeņraža molekula Н 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 lielā mērā ir pārvietoti no ūdeņraža atomiem uz skābekli.
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 vietās ir parādīts attēlā. 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); v) molekulārā (ledus, I 2); G) metālisks (Li, Fe). Metāla režģa modelī punkti apzīmē elektronus
Atbilstoši ķīmiskās saites veidam starp daļiņām kristāla režģi tiek iedalīti kovalentās (atomu), jonu un metāliskās. 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. Kristālrežģis ir konstruēts tā, lai būtu līdzsvaroti pretēji lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās spēki un līdzīgu lādētu jonu atgrūšanas spēki. Šādi kristāla režģi ir raksturīgi tādiem savienojumiem kā LiF, NaCl un daudziem citiem.
Molekulārie kristāli(51. att v) satur molekulas-dipolus kristāla mezglos, kurus viens pret otru notur elektrostatiskās pievilkšanās spēki kā joni jonu kristāla režģī. Piemēram, ledus ir molekulārais kristāla režģis, ko veido ūdens dipoli. attēlā. 51 v simboli netiek parādīti uz maksas, lai nepārslogotu zīmējumu.
Kristāla metāls(51. att G) satur pozitīvi lādētus jonus kristāla režģa vietās. Daži ārējie elektroni brīvi pārvietojas starp joniem. " Elektroniskā gāze"saglabā pozitīvi lādētus jonus kristāla režģa mezglos. Triecienā metāls neduras kā ledus, kvarcs vai sāls kristāls, bet tikai maina savu formu. Elektroniem, pateicoties mobilitātei, ir laiks pārvietoties plkst. trieciena momentu un notur jonus jaunā pozīcijā.Tāpēc metālu kalšana un plastmasa, liecas nesabojājoties.
Rīsi. 52. Silīcija oksīda struktūra: a) kristālisks; b) amorfs. Melni punkti norāda uz silīcija atomiem, gaiši apļi norāda uz skābekļa atomiem. Kristāla plakne ir attēlota, tāpēc ceturtā saite pie silīcija atoma nav norādīta. Pārtrauktā līnija parāda amorfas vielas nekārtības īstermiņa secību.
Amorfā vielā tiek pārkāpta kristāliskajam stāvoklim raksturīgā struktūras trīsdimensiju periodiskums (52. att. b).
Šķidrumi un gāzes atšķiras no kristāliskajiem un amorfajiem ķermeņiem ar nejaušu atomu kustību un
molekulas. Šķidrumos pievilkšanās spēki spēj noturēt mikrodaļiņas viena pret otru tuvākos attālumos, proporcionāli attālumiem cietā vielā. Gāzēs atomu un molekulu mijiedarbības praktiski nav, tāpēc gāzes, atšķirībā no šķidrumiem, aizņem visu tām paredzēto tilpumu. Mols šķidra ūdens 100 0 С temperatūrā aizņem 18,7 cm 3, un mols piesātināta ūdens tvaiku aizņem 30 000 cm 3 tajā pašā temperatūrā. 
Rīsi. 53. Dažāda veida molekulu mijiedarbība šķidrumos un gāzēs: a) dipols – dipols; b) dipols – nondipols; v) nondipols – nondipols
Atšķirībā no cietām vielām, molekulas šķidrumos un gāzēs pārvietojas brīvi. Kustības rezultātā tie ir orientēti noteiktā veidā. Piemēram, attēlā. 53 a, b... parādīts, kā molekulas-dipoli, kā arī nepolāras molekulas mijiedarbojas ar molekulām-dipoliem šķidrumos un gāzēs.
Kad dipols tuvojas dipolam, molekulas griežas piesaistes un atgrūšanās rezultātā. Vienas molekulas pozitīvi lādētā daļa atrodas netālu no otras molekulas negatīvi lādētās daļas. Šādi mijiedarbojas dipoli šķidrā ūdenī.
Divām nepolārajām molekulām (nendipoliem) tuvojoties viena otrai pietiekami tuvu attālumos, tās arī savstarpēji ietekmē viena otru (53. att. v). Molekulas apvieno negatīvi lādēti elektronu apvalki, kas aptver kodolus. Elektronu apvalki ir 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 ūdeņraža gāzes molekulām. (53. att v).
3.2. Neorganisko vielu klasifikācija. Vienkāršas un sarežģītas vielas
19. gadsimta sākumā zviedru ķīmiķis Berzēliuss ierosināja no dzīviem organismiem iegūtās vielas saukt par 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, kas sastāv no viena ķīmiskā elementa atomiem, sauc par vienkāršām.
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 (g) sastāv no diatomiskām molekulām. Cietais dzelzs Fe (t) pastāv kristāla formā ar metāla kristāla režģi.
Vienkāršas vielas iedala divās grupās: nemetāli un metāli.
a) b) v)
Rīsi. 54. Vienkāršas vielas: a) ūdeņraža gāze. Tas ir vieglāks par gaisu, tāpēc caurule ir aizvērta ar korķi un apgriezta otrādi; b) šķidrais broms (parasti uzglabā noslēgtās ampulās); v) 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). Baltajam fosforam P (t), sēram S (t), jodam I 2 (t) ir molekulārais kristāliskais režģis. 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 (g). Molekulārais broms Br 2 (g) pastāv šķidrā veidā istabas temperatūrā.
Metāli ir vienkāršas vielas ar metāla kristāla režģi cietā stāvoklī.
Tās ir kaļamas plastmasas vielas, kurām ir metālisks spīdums un kas spēj vadīt siltumu un elektrību.
Apmēram 80% no periodiskās tabulas elementiem ir vienkāršas metāla vielas. Istabas temperatūrā metāli ir cietas vielas. Piemēram, Li (t), Fe (t). Tikai dzīvsudrabs, Hg (l) ir šķidrums, kas sacietē pie –38,89 0 С.
Kompleksās vielas ir vielas, kas sastāv no dažādu ķīmisko elementu atomiem.
Sarežģītā vielā 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.
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.
Mēs attēlojam vienkāršas un sarežģītas vielas, kā arī to maisījumus diagrammas veidā:
Vienkārši
Nemetāli
Emulsijas
Pamati
Sarežģītas vielas neorganiskajā ķīmijā iedala oksīdos, bāzēs, skābēs un sāļos.
Oksīdi
Atšķiriet metālu un nemetālu oksīdus. 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 = C = 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 pakāpe ir norādīta 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 amfotērisks(vecgrieķu , - un viņš un otrs, duāls).
Pamata oksīdi Tos veido periodiskās sistēmas I un II grupas galveno apakšgrupu elementi (elementu oksidācijas pakāpe ir +1 un +2), kā arī sānu 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 atbilst galvenajiem oksīdiem.
Skābie 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)
Р 2 О 5 - fosfora (V) oksīds
Skābie 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 pamata oksīdi atbilst bāzēm:
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 + (p-p) vai OH - (p-p) nozīmē, ka joni atrodas šķīdumā.
Fonda nosaukumā ir iekļauts vārds hidroksīds un metāla nosaukums krievu valodā ģenitīvā gadījumā. Piemēram, NaOH ir nātrija hidroksīds, Ca (OH) 2 ir kalcija hidroksīds.
Ja metāls veido vairākas bāzes, tad nosaukums norāda uz metāla oksidācijas pakāpi ar romiešu cipariem iekavās. Piemēram: Fe (OH) 2 - dzelzs (II) hidroksīds, Fe (OH) 3 - dzelzs (III) hidroksīds.
Turklāt dažu iemeslu dēļ ir tradicionāli nosaukumi:
NaOH - kaustiskā soda, kodīga soda
KOH - kaustiskais kālijs
Ca (OH) 2 - dzēstie kaļķi, kaļķu ūdens
R
Ūdenī šķīstošās bāzes sauc sārmi
Azlichat ūdenī šķīstošas un ūdenī nešķīstošas bāzes.
Tie ir I un II galvenās apakšgrupas metālu hidroksīdi, izņemot hidroksīdus Be un Mg.
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 tie izdalās bezskābekļa un piesātināts ar skābekli skābe.
Lai nosauktu bezskābekļa skābes, burts tiek pievienots nemetāla nosaukumam krievu valodā - O- un vārds ūdeņradis :
HF - fluorūdeņražskābe
HCl - sālsskābe
HBr - bromūdeņražskābe
HI - jodūdeņražskābe
H 2 S - sērūdeņražskābe
Dažu skābju tradicionālie nosaukumi:
HCl - sālsskābe; HF - fluorūdeņražskābe
Lai nosauktu skābekli saturošas skābes, nemetāla krievu nosaukuma saknei pievieno galotnes - nē,
- jauns ja nemetāls ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē. Augstākais oksidācijas līmenis sakrīt ar tās grupas numuru, kurā atrodas nemetāla elements:
H 2 SO 4 - pelēks 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 beigas - taisnība:
H 2 SO 3 - sērs taisnība skābe
HNO 2 - slāpeklis taisnība skābe
Pēc ūdeņraža atomu skaita molekulā tos izšķir vienbāzu(HCl, HNO 3), divbāzu(H2SO4), tribasic skābe (H 3 PO 4).
Daudzas ar skābekli bagātinātas skābes veidojas, attiecīgiem skābajiem oksīdiem reaģējot ar ūdeni. Dotajai skābei atbilstošo oksīdu sauc par tā anhidrīds:
Sēra anhidrīds 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 prefikss " 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 (II) sulfāts
CaCO 3 - kalcija karbonāts
Izšķīdinot ūdenī, sāls kristāli tiek iznīcināti, veidojas joni:
NaNO 3 (t) Na + (šķīdums) + NO 3 - (šķīdums).
Sāļus var uzskatīt par ūdeņraža atomu pilnīgas vai daļējas aizstāšanas produktiem skābes molekulā ar metāla atomiem vai par produktiem, kas pilnībā vai daļēji aizstāj bāzes hidroksogrupas ar skābes atlikumiem.
Pilnībā nomainot ūdeņraža atomus, vidēji sāļi: Na2SO4, MgCl2. ... Ar daļēju nomaiņu, skābie sāļi (hidrosāļi) NaHSO 4 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 (PO 4) 2 - kalcija ortofosfāts
Na 2 SiO 3 - nātrija silikāts
Skābes atlikuma nosaukums ir atvasināts no skābi veidojošā elementa latīņu nosaukuma saknes (piemēram, slāpeklis - slāpeklis, nitra sakne) 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 Sāls |
| Sālsskābe (sāls) | HCl | Hlorīdi | AgCl Sudraba hlorīds |
| Ūdeņraža sulfīds | H2S | Sulfīdi | FeS Sulf id dzelzs (II) |
| Sērs | H2SO3 | Sulfīti | Na 2 SO 3 Sērs to nātrijs |
| Sērs | H2SO4 | Sulfāti | K 2 SO 4 Sērs plkst kālijs |
| Slāpekli saturošs | HNO 2 | Nitrīts | LiNO 2 Nitrs to litijs |
| Slāpeklis | HNO 3 | Nitrāti | Al (NO 3) 3 Nitrs plkst alumīnija |
| Ortofosfors | H 3 PO 4 | 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 hidroksihlorīds.
Turklāt daudziem sāļiem ir tradicionāli nosaukumi, piemēram:
Na 2 CO 3 - soda;
NaHCO 3 - cepamā (dzeramā) soda;
CaCO 3 - krīts, marmors, kaļķakmens.
