PERIKLES (umbes 490–429 eKr) Vana-Kreeka poliitik, strateeg...
Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentse sideme tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. vesinikside
Keemilise sideme õpetus on kogu teoreetilise keemia alus.
Keemiline side on selline aatomite vastastikmõju, mis seob need molekulideks, ioonideks, radikaalideks, kristallideks.
Keemilisi sidemeid on nelja tüüpi: ioonsed, kovalentsed, metallilised ja vesiniksidemed.
Keemiliste sidemete jagunemine tüüpideks on tingimuslik, kuna neid kõiki iseloomustab teatav ühtsus.
Ioonset sidet võib pidada kovalentse polaarse sideme piiravaks juhuks.
Metalliline side ühendab aatomite kovalentse interaktsiooni jagatud elektronide abil ning nende elektronide ja metalliioonide elektrostaatilise külgetõmbejõu.
Ainetes ei ole sageli keemilise sideme (või puhta keemilise sideme) juhtumeid.
Näiteks liitiumfluoriid $LiF$ on klassifitseeritud ioonseteks ühenditeks. Tegelikult on selles olev side $80%$ ioonne ja $20%$ kovalentne. Seetõttu on ilmselgelt õigem rääkida keemilise sideme polaarsuse (ioonsuse) astmest.
Vesinikhalogeniidide seerias $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ sideme polaarsusaste väheneb, kuna halogeeni ja vesiniku aatomite elektronegatiivsuse väärtuste erinevus väheneb ning astaatilises vesinikus muutub side peaaegu mittepolaarseks. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.
Samad ained võivad sisaldada erinevat tüüpi sidemeid, näiteks:
- alustes: hüdroksorühmade hapniku- ja vesinikuaatomite vaheline side on polaarne kovalentne ning metalli ja hüdroksorühma vahel ioonne side;
- hapnikku sisaldavate hapete soolades: mittemetalli aatomi ja happejäägi hapniku vahel - kovalentne polaarne ning metalli ja happejäägi vahel - ioonne;
- ammooniumi, metüülammooniumi jne soolades: lämmastiku- ja vesinikuaatomite vahel - kovalentne polaarne ning ammooniumi- või metüülammooniumiioonide ja happejäägi vahel - ioonne;
- metallide peroksiidides (näiteks $Na_2O_2$) on side hapnikuaatomite vahel kovalentne mittepolaarne ning metalli ja hapniku vahel ioonne jne.
Erinevat tüüpi ühendused võivad üksteisega üle minna:
- kovalentsete ühendite elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus vees muutub kovalentne polaarne side ioonseks;
- metallide aurustumisel muutub metalliline side kovalentseks mittepolaarseks jne.
Kõikide keemiliste sidemete tüüpide ja tüüpide ühtsuse põhjuseks on nende identne keemiline olemus - elektronide ja tuumade vastastikmõju. Keemilise sideme moodustumine on igal juhul aatomite elektron-tuuma interaktsiooni tulemus, millega kaasneb energia vabanemine.
Kovalentse sideme moodustamise meetodid. Kovalentse sideme omadused: sideme pikkus ja energia
Kovalentne keemiline side on side, mis tekib aatomite vahel ühiste elektronpaaride moodustumise tõttu.
Sellise sideme moodustumise mehhanism võib olla vahetus- ja doonor-aktseptor.
I. vahetusmehhanism toimib siis, kui aatomid moodustavad paaritute elektronide ühendamise teel ühiseid elektronpaare.
1) $H_2$ – vesinik:
Side tekib ühise elektronpaari moodustumisel vesinikuaatomite $s$-elektronide poolt (kattuvad $s$-orbitaalid):
2) $HCl$ – vesinikkloriid:
Side tekib $s-$ ja $p-$ elektronide ühise elektronpaari moodustumisel ($s-p-$orbitaalid kattuvad):
3) $Cl_2$: kloori molekulis moodustub kovalentne side paaritute $p-$elektronide tõttu (kattuvad $p-p-$orbitaalid):
4) $N_2$: lämmastikumolekulis moodustub aatomite vahel kolm ühist elektronpaari:
II. Doonor-aktseptor mehhanism Vaatleme kovalentse sideme moodustumist ammooniumiooni $NH_4^+$ näitel.
Doonoril on elektronpaar, aktseptoril on tühi orbitaal, mille see paar võib hõivata. Ammooniumioonis on kõik neli sidet vesinikuaatomitega kovalentsed: kolm tekkisid lämmastikuaatomi ja vesinikuaatomite ühiste elektronpaaride loomise tõttu vahetusmehhanismi kaudu, üks - doonor-aktseptormehhanismi kaudu.
Kovalentseid sidemeid saab klassifitseerida nii elektronide orbitaalide kattumise kui ka nende nihke järgi ühte seotud aatomitest.
Keemilisi sidemeid, mis tekivad elektronide orbitaalide kattumisel piki sidemejoont, nimetatakse $σ$ - võlakirjad (sigma-võlakirjad). Sigma side on väga tugev.
$p-$orbitaalid võivad kattuda kahes piirkonnas, moodustades külgmise kattumise kaudu kovalentse sideme:
Sideliini väliste elektronorbitaalide "külgmise" kattumise tulemusena tekkinud keemilised sidemed, s.o. kahes piirkonnas nimetatakse $π$ -võlakirjad (pi-võlakirjad).
Kõrval eelarvamuse asteühised elektronpaarid ühe aatomiga, millega nad seovad, võib olla kovalentne side polaarne Ja mittepolaarne.
Nimetatakse kovalentset keemilist sidet, mis moodustub sama elektronegatiivsusega aatomite vahel mittepolaarne. Elektronpaare ei nihutata ühelegi aatomile, sest aatomitel on sama EC – omadus tõmmata teistelt aatomitelt valentselektrone enda poole. Näiteks:
need. läbi kovalentse mittepolaarse sideme moodustuvad lihtsate mittemetalliliste ainete molekulid. Nimetatakse kovalentset keemilist sidet elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on erinev polaarne.
Kovalentse sideme pikkus ja energia.
iseloomulik kovalentse sideme omadused on selle pikkus ja energia. Lingi pikkus on aatomite tuumade vaheline kaugus. Keemiline side on seda tugevam, mida lühem on selle pikkus. Sideme tugevuse mõõt on aga siduv energia, mille määrab sideme katkestamiseks kuluv energia hulk. Tavaliselt mõõdetakse seda kJ/mol. Seega on eksperimentaalsete andmete kohaselt molekulide $H_2, Cl_2$ ja $N_2$ sideme pikkused vastavalt $0,074, 0,198$ ja $0,109$ nm ning sidumisenergiad $436, 242$ ja $946$ kJ/ mol vastavalt.
Ioonid. Iooniline side
Kujutage ette, et "kohtuvad" kaks aatomit: I rühma metalliaatom ja VII rühma mittemetalli aatom. Metalliaatomi välisel energiatasemel on üks elektron, samal ajal kui mittemetalli aatomil puudub välise taseme saavutamiseks vaid üks elektron.
Esimene aatom loovutab teisele kergesti oma elektroni, mis on tuumast kaugel ja sellega nõrgalt seotud, ning teine annab talle vaba koha oma välisel elektroonilisel tasandil.
Siis saab ühest negatiivsest laengust ilma jäetud aatomist positiivselt laetud osake ja teisest saab vastuvõetud elektroni tõttu negatiivselt laetud osake. Selliseid osakesi nimetatakse ioonid.
Ioonide vahel tekkivat keemilist sidet nimetatakse ioonseks.
Mõelge selle sideme moodustamisele, kasutades näitena hästi tuntud naatriumkloriidi ühendit (lauasoola):
Aatomite ioonideks muutmise protsess on näidatud diagrammil:
Selline aatomite muundumine ioonideks toimub alati tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide aatomite interaktsiooni käigus.
Mõelge ioonsideme moodustumise registreerimisel, näiteks kaltsiumi ja kloori aatomite vahel, arutluskäigu algoritmi (jada):
Nimetatakse numbreid, mis näitavad aatomite või molekulide arvu koefitsiendid, ja nimetatakse numbreid, mis näitavad aatomite või ioonide arvu molekulis indeksid.
metallist ühendus
Tutvume sellega, kuidas metallelementide aatomid omavahel suhtlevad. Metallid ei eksisteeri tavaliselt eraldatud aatomite kujul, vaid tüki, valuploki või metalltoote kujul. Mis hoiab metalli aatomeid koos?
Enamiku metallide aatomid välistasandil sisaldavad väikest arvu elektrone - $ 1, 2, 3 $. Need elektronid eralduvad kergesti ja aatomid muudetakse positiivseteks ioonideks. Eraldunud elektronid liiguvad ühelt ioonilt teisele, sidudes need ühtseks tervikuks. Ühendades ioonidega, moodustavad need elektronid ajutiselt aatomeid, seejärel katkevad uuesti ja ühinevad teise iooniga jne. Järelikult muudetakse metalli mahus aatomid pidevalt ioonideks ja vastupidi.
Sidemeid metallides ioonide vahel sotsialiseeritud elektronide abil nimetatakse metalliliseks.
Joonisel on skemaatiliselt kujutatud naatriummetalli fragmendi struktuur.
Sel juhul seob väike hulk sotsialiseerunud elektrone suure hulga ioone ja aatomeid.
Metalliline side sarnaneb mõnevõrra kovalentse sidemega, kuna see põhineb väliste elektronide jagamisel. Kovalentses sidemes on aga sotsialiseerunud vaid kahe naaberaatomi välised paarimata elektronid, metallilise sideme korral aga võtavad nende elektronide sotsialiseerumisest osa kõik aatomid. Seetõttu on kovalentse sidemega kristallid rabedad, metallsidemega kristallid aga reeglina plastilised, elektrit juhtivad ja metallilise läikega.
Metalliline side on iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka erinevate metallide segudele – sulamitele, mis on tahkes ja vedelas olekus.
vesinikside
Keemiline side ühe molekuli (või selle osa) positiivselt polariseeritud vesinikuaatomite ja tugevalt elektronegatiivsete elementide negatiivselt polariseeritud aatomite vahel, millel on jagamata elektronpaarid ($F, O, N$ ja harvem $S$ ja $Cl$), teise Molekuli (või selle osi) nimetatakse vesinikuks.
Vesiniksideme moodustumise mehhanism on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptor.
Näited molekulidevahelisest vesiniksidemetest:
Sellise sideme olemasolul võivad ka madala molekulmassiga ained tavatingimustes olla vedelikud (alkohol, vesi) või kergesti veelduvad gaasid (ammoniaak, vesinikfluoriid).
Vesiniksidemega ainetel on molekulaarkristallvõred.
Molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga ained. Kristallvõre tüüp. Ainete omaduste sõltuvus nende koostisest ja struktuurist
Ainete molekulaarne ja mittemolekulaarne struktuur
Keemilistesse vastasmõjudesse ei astu mitte üksikud aatomid ega molekulid, vaid ained. Aine võib antud tingimustes olla ühes kolmest agregatsiooni olekust: tahke, vedel või gaasiline. Aine omadused sõltuvad ka seda moodustavate osakeste – molekulide, aatomite või ioonide – vahelise keemilise sideme olemusest. Sideme tüübi järgi eristatakse molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
Molekulidest koosnevaid aineid nimetatakse molekulaarsed ained. Molekulidevahelised sidemed sellistes ainetes on väga nõrgad, palju nõrgemad kui molekuli sees olevate aatomite vahel ja juba suhteliselt madalal temperatuuril need katkevad – aine muutub vedelikuks ja seejärel gaasiks (joodisublimatsioon). Molekulidest koosnevate ainete sulamis- ja keemistemperatuur tõusevad suurenedes molekulmass.
Molekulaarsed ained hõlmavad aatomstruktuuriga aineid ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), nende hulgas on metalle ja mittemetalle.
Kaaluge füüsikalised omadused leelismetallid. Suhteliselt väike sideme tugevus aatomite vahel põhjustab madalat mehaanilist tugevust: leelismetallid on pehmed ja neid saab noaga kergesti lõigata.
Aatomite suured suurused põhjustavad leelismetallide madala tiheduse: liitium, naatrium ja kaalium on isegi veest kergemad. Leelismetallide rühmas vähenevad keemis- ja sulamistemperatuurid elemendi järjekorranumbri suurenemisega, sest. aatomite suurus suureneb ja sidemed nõrgenevad.
Ainetele mittemolekulaarne struktuurid hõlmavad ioonseid ühendeid. Enamikul metalliühenditel mittemetallidega on selline struktuur: kõik soolad ($NaCl, K_2SO_4$), mõned hüdriidid ($LiH$) ja oksiidid ($CaO, MgO, FeO$), alused ($NaOH, KOH$). Ioonsetel (mittemolekulaarsetel) ainetel on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.
Kristallvõred
Aine, nagu teada, võib eksisteerida kolmes agregatsiooni olekus: gaasiline, vedel ja tahke.
Tahked ained: amorfsed ja kristalsed.
Mõelge, kuidas keemiliste sidemete omadused mõjutavad tahkete ainete omadusi. Tahked ained jagunevad kristalne Ja amorfne.
Amorfsetel ainetel puudub selge sulamistemperatuur – kuumutamisel need järk-järgult pehmenevad ja muutuvad vedelaks. Amorfses olekus on näiteks plastiliin ja erinevad vaigud.
Kristallilisi aineid iseloomustab nende osakeste õige paigutus: aatomid, molekulid ja ioonid - täpselt määratletud ruumipunktides. Kui need punktid on ühendatud sirgjoontega, moodustub ruumiline raam, mida nimetatakse kristallvõreks. Punkte, kus kristalliosakesed paiknevad, nimetatakse võresõlmedeks.
Sõltuvalt kristallvõre sõlmedes paiknevate osakeste tüübist ja nendevahelise ühenduse olemusest eristatakse nelja tüüpi kristallvõre: ioonne, aatomiline, molekulaarne Ja metallist.
Ioonilised kristallvõred.
Iooniline nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes on ioonid. Neid moodustavad ioonse sidemega ained, mis võivad siduda nii lihtioone $Na^(+), Cl^(-)$ kui ka kompleksi $SO_4^(2−), OH^-$. Järelikult on metallide sooladel, osadel oksiididel ja hüdroksiididel ioonkristallvõre. Näiteks naatriumkloriidi kristall koosneb vahelduvatest $Na^+$ positiivsetest ioonidest ja $Cl^-$ negatiivsetest ioonidest, moodustades kuubikujulise võre. Ioonidevahelised sidemed sellises kristallis on väga stabiilsed. Seetõttu iseloomustab ioonvõrega aineid suhteliselt kõrge kõvadus ja tugevus, need on tulekindlad ja mittelenduvad.
Aatomikristallvõred.
tuumaenergia nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes on üksikud aatomid. Sellistes võredes on aatomid omavahel seotud väga tugevate kovalentsete sidemetega. Seda tüüpi kristallvõrega ainete näide on teemant, üks süsiniku allotroopsetest modifikatsioonidest.
Enamikul aatomikristallvõrega ainetel on väga kõrge sulamistemperatuur (nt teemandil on see üle $3500°C$), need on tugevad ja kõvad, praktiliselt lahustumatud.
Molekulaarkristallvõred.
Molekulaarne nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes paiknevad molekulid. Nendes molekulides võivad keemilised sidemed olla kas polaarsed ($HCl, H_2O$) või mittepolaarsed ($N_2, O_2$). Vaatamata asjaolule, et molekulide sees olevad aatomid on seotud väga tugevate kovalentsete sidemetega, eksisteerivad molekulide endi vahel nõrgad molekulidevahelised tõmbejõud. Seetõttu on molekulaarsete kristallvõredega ained madala kõvaduse, madala sulamistemperatuuriga ja lenduvad. Enamikul tahketel orgaanilistel ühenditel on molekulaarsed kristallvõred (naftaleen, glükoos, suhkur).
Metallist kristallivõred.
Metallilise sidemega ainetel on metallilised kristallvõred. Selliste võre sõlmedes on aatomid ja ioonid (kas aatomid või ioonid, milleks metalliaatomid kergesti muutuvad, andes nende välised elektronid "tavaliseks kasutamiseks"). Selline metallide sisemine struktuur määrab nende iseloomulikud füüsikalised omadused: vormitavuse, plastilisuse, elektri- ja soojusjuhtivuse ning iseloomuliku metallilise läike.
Ainete molekulaarne ja mittemolekulaarne struktuur. Aine struktuur
Keemilistesse vastasmõjudesse ei astu mitte üksikud aatomid ega molekulid, vaid ained. Aineid eristatakse sideme tüübi järgi molekulaarne Ja mittemolekulaarne struktuur. Molekulidest koosnevaid aineid nimetatakse molekulaarsed ained. Molekulidevahelised sidemed sellistes ainetes on väga nõrgad, palju nõrgemad kui molekuli sees olevate aatomite vahel ja juba suhteliselt madalal temperatuuril need katkevad – aine muutub vedelikuks ja seejärel gaasiks (joodisublimatsioon). Molekulidest koosnevate ainete sulamis- ja keemistemperatuur tõuseb koos molekulmassi suurenemisega. TO molekulaarsed ained hõlmab aatomstruktuuriga aineid (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), nende hulgas on metalle ja mittemetalle. Ainetele mittemolekulaarne struktuur hõlmavad ioonseid ühendeid. Enamikul metalliühenditel mittemetallidega on selline struktuur: kõik soolad (NaCl, K 2 SO 4), mõned hüdriidid (LiH) ja oksiidid (CaO, MgO, FeO), alused (NaOH, KOH). Ioonsed (mittemolekulaarsed) ained neil on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.
Tahked ained: amorfsed ja kristalsed
Tahked ained jagunevad kristalne ja amorfne.
Amorfsed ained neil ei ole selget sulamistemperatuuri - kuumutamisel need järk-järgult pehmenevad ja muutuvad vedelaks. Amorfses olekus on näiteks plastiliin ja erinevad vaigud.
Kristallilised ained neid iseloomustab nende koostises olevate osakeste õige paigutus: aatomid, molekulid ja ioonid - rangelt määratletud ruumipunktides. Kui need punktid on ühendatud sirgjoontega, moodustub ruumiline raam, mida nimetatakse kristallvõreks. Punkte, kus kristalliosakesed paiknevad, nimetatakse võresõlmedeks. Sõltuvalt kristallvõre sõlmedes paiknevate osakeste tüübist ja nendevahelise ühenduse olemusest eristatakse nelja tüüpi kristallvõresid: ioonseid, aatom-, molekulaarseid ja metallilisi.
Kristallvõret nimetatakse ioonseks, mille kohtades on ioone. Neid moodustavad ioonse sidemega ained, mida saab seostada nii lihtioonidega Na +, Cl - kui ka komplekssete SO 4 2-, OH - ioonidega. Järelikult on metallide sooladel, osadel oksiididel ja hüdroksiididel ioonkristallvõre. Näiteks on naatriumkloriidi kristall ehitatud vahelduvatest positiivsetest Na + ja negatiivsetest Cl - ioonidest, moodustades kuubikujulise võre. Ioonidevahelised sidemed sellises kristallis on väga stabiilsed. Seetõttu iseloomustab ioonvõrega aineid suhteliselt kõrge kõvadus ja tugevus, need on tulekindlad ja mittelenduvad.
Kristallvõre - a) ja amorfne võre - b).
Kristallvõre - a) ja amorfne võre - b). Aatomikristallvõred
tuumaenergia nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes on üksikud aatomid. Sellistes võredes on aatomid omavahel seotud väga tugevad kovalentsed sidemed. Seda tüüpi kristallvõrega ainete näide on teemant, üks süsiniku allotroopsetest modifikatsioonidest. Enamikul aatomkristallvõrega ainetel on väga kõrge sulamistemperatuur (näiteks teemandis on see üle 3500 ° C), need on tugevad ja kõvad, praktiliselt lahustumatud.
Molekulaarkristallvõred
Molekulaarne nimetatakse kristallvõredeks, mille sõlmedes paiknevad molekulid. Nendes molekulides võivad keemilised sidemed olla nii polaarsed (HCl, H 2 O) kui ka mittepolaarsed (N 2, O 2). Vaatamata asjaolule, et molekulide aatomid on seotud väga tugevate kovalentsete sidemetega, molekulide endi vahel toimivad nõrgad molekulidevahelise tõmbejõud. Seetõttu on molekulaarsete kristallvõredega ained madala kõvaduse, madala sulamistemperatuuriga ja lenduvad. Enamikul tahketel orgaanilistel ühenditel on molekulaarsed kristallvõred (naftaleen, glükoos, suhkur).
Molekulaarkristallvõre (süsinikdioksiid) Metallist kristallivõred
Ained koos metalliline side neil on metallist kristallvõre. Selliste võre sõlmedes on aatomid ja ioonid(kas aatomid või ioonid, milleks metalliaatomid kergesti muutuvad, andes oma välised elektronid "üldiseks kasutamiseks"). Selline metallide sisemine struktuur määrab nende iseloomulikud füüsikalised omadused: vormitavuse, plastilisuse, elektri- ja soojusjuhtivuse ning iseloomuliku metallilise läike.
petulehed
Molekuli, mille positiivse ja negatiivse laenguga sektsioonide raskuskeskmed ei lange kokku, nimetatakse dipooliks. Defineerime mõiste "dipool".
Dipool on kahe võrdse ja erineva suurusega elektrilaengu kogum, mis asuvad üksteisest teatud kaugusel.
Vesiniku molekul H 2 ei ole dipool (joonis 50). A) ja vesinikkloriidi molekul on dipool (joonis 50). b). Vee molekul on samuti dipool. H 2 O elektronpaarid nihkuvad suuremal määral vesinikuaatomitelt hapnikuaatomile.
Negatiivse laengu raskuskese asub hapnikuaatomi lähedal ja positiivse laengu raskuskese asub vesinikuaatomite läheduses.
Kristallilises aines on aatomid, ioonid või molekulid ranges järjekorras.
Kohta, kus selline osake asub, nimetatakse kristallvõre sõlm. Aatomite, ioonide või molekulide asukoht kristallvõre sõlmedes on näidatud joonisel fig. 51.
g
Riis. 51. Kristallvõrede mudelid (näidatud on masskristalli üks tasapind): A) kovalentne või aatom (teemant C, räni Si, kvarts SiO 2); b) ioonne (NaCl); V) molekulaarne (jää, I 2); G) metallist (Li, Fe). Metallvõre mudelis tähistavad punktid elektrone
Osakestevahelise keemilise sideme tüübi järgi jagunevad kristallvõred kovalentseteks (aatom-), ioonilisteks ja metallilisteks. On ka teist tüüpi kristallvõre – molekulaarne. Sellises võres hoitakse üksikuid molekule kinni molekulidevahelise tõmbejõud.
Ioonilised kristallid(Joonis 51 b) sisaldavad positiivselt ja negatiivselt laetud ioone kristallvõre kohtades. Kristallvõre on konstrueeritud nii, et vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise tõmbejõu ja sarnase laenguga ioonide tõukejõud on tasakaalus. Sellised kristallvõred on iseloomulikud sellistele ühenditele nagu LiF, NaCl ja paljud teised.
molekulaarsed kristallid(Joonis 51 V) sisaldavad kristalli kohtades dipoolmolekule, mida hoiavad üksteise suhtes elektrostaatilised külgetõmbejõud nagu ioonid ioonkristallvõres. Näiteks jää on molekulaarne kristallvõre, mille moodustavad vee dipoolid. Joonisel fig. 51 V tähiseid ei ole laengute juures antud, et joonist mitte üle koormata.
metallist kristall(Joonis 51 G) sisaldab võrekohtades positiivselt laetud ioone. Osa välimistest elektronidest liigub ioonide vahel vabalt. " e-gaas"hoiab positiivselt laetud ioone kristallvõre sõlmedes .. Kokkupõrkel metall ei torgi nagu jää, kvarts või soolakristall, vaid muudab ainult kuju. Elektronidel on oma liikuvuse tõttu hetkel aega liikuda löögi ja hoida ioone uues asendis.Seetõttu sepistades metalli ja plasti, painduvad ilma purunemata.
Riis. 52. Ränioksiidi struktuur: A) kristalne; b) amorfne. Mustad täpid tähistavad räni aatomeid, avatud ringid tähistavad hapnikuaatomeid. Kristalli tasapind on kujutatud, seega pole neljandat sidet räni aatomi juures näidatud. Katkendjoon tähistab amorfse aine korralageduse lühimaakorda
Amorfses aines rikutakse struktuuri kolmemõõtmelist perioodilisust, mis on iseloomulik kristallilisele olekule (joon. 52 b).
Vedelikud ja gaasid erinevad kristalsetest ja amorfsetest kehadest aatomite juhusliku liikumise ja
molekulid. Vedelikes on külgetõmbejõud võimelised hoidma mikroosakesi üksteise suhtes lähedal, mis on proportsionaalne kaugustega tahkes kehas. Gaasides aatomite ja molekulide koostoime praktiliselt puudub, seetõttu hõivavad gaasid erinevalt vedelikest kogu neile antud mahu. Mool vedelat vett 100 0 C juures mahutab 18,7 cm 3 ja mool küllastunud veeauru 30 000 cm 3 samal temperatuuril. 
Riis. 53. Vedelikes ja gaasides esinevate molekulide erinevat tüüpi vastastikmõju: A) dipool–dipool; b) dipool–mittedipool; V) mittedipool-mittedipool
Erinevalt tahketest ainetest liiguvad molekulid vedelikes ja gaasides vabalt. Liikumise tulemusena on nad teatud viisil orienteeritud. Näiteks joonisel fig. 53 a,b. on näidatud, kuidas dipoolmolekulid interakteeruvad, samuti mittepolaarsed molekulid dipoolmolekulidega vedelikes ja gaasides.
Kui dipool läheneb dipoolile, pöörlevad molekulid külgetõmbe ja tõrjumise tulemusena. Ühe molekuli positiivselt laetud osa asub teise molekuli negatiivselt laetud osa lähedal. Nii interakteeruvad dipoolid vedelas vees.
Kui kaks mittepolaarset molekuli (mittedipooli) lähenevad üksteisele üsna lähedalt, mõjutavad nad ka üksteist vastastikku (joon. 53). V). Molekulid viivad kokku negatiivselt laetud elektronkihid, mis katavad tuumasid. Elektronkatted deformeeruvad nii, et mõlemas molekulis tekivad ajutiselt positiivsed ja negatiivsed tsentrid ning need tõmbuvad vastastikku üksteise külge. Piisab, kui molekulid hajuvad, kuna ajutised dipoolid muutuvad taas mittepolaarseteks molekulideks.
Näiteks on gaasilise vesiniku molekulide vaheline interaktsioon. (Joonis 53 V).
3.2. Anorgaaniliste ainete klassifikatsioon. Lihtsad ja keerulised ained
19. sajandi alguses tegi rootsi keemik Berzelius ettepaneku, et elusorganismidest saadavad ained nn. orgaaniline. Nimetati elutule loodusele iseloomulikke aineid anorgaaniline või mineraalne(saadud mineraalidest).
Kõik tahked, vedelad ja gaasilised ained võib jagada lihtsateks ja keerukateks.
Aineid nimetatakse lihtsateks, mis koosnevad ühe keemilise elemendi aatomitest.
Näiteks vesinik, broom ja raud toatemperatuuril ja atmosfäärirõhul on lihtsad ained, mis on vastavalt gaasilises, vedelas ja tahkes olekus (joon. 54 a B C).
Gaasiline vesinik H 2 (g) ja vedel broom Br 2 (l) koosnevad kaheaatomilistest molekulidest. Tahke raud Fe(t) eksisteerib metallilise kristallvõrega kristalli kujul.
Lihtained jagunevad kahte rühma: mittemetallid ja metallid.
A) b) V)
Riis. 54. Lihtained: A) gaasiline vesinik. See on õhust kergem, mistõttu katseklaas suletakse ja pööratakse tagurpidi; b) vedel broom (tavaliselt hoitakse suletud ampullides); V) rauapulber
Mittemetallid on lihtsad ained, mille tahkes olekus on kovalentne (aatom) või molekulaarne kristallvõre.
Toatemperatuuril on kovalentne (aatom)kristallvõre iseloomulik sellistele mittemetallidele nagu boor B(t), süsinik C(t), räni Si(t). Molekulaarkristallvõres on valge fosfor P (t), väävel S (t), jood I 2 (t). Mõned mittemetallid lähevad vedelasse või tahkesse agregatsiooni ainult väga madalatel temperatuuridel. Tavatingimustes on need gaasid. Selliste ainete hulka kuuluvad näiteks vesinik H 2 (g), lämmastik N 2 (g), hapnik O 2 (g), fluor F 2 (g), kloor Cl 2 (g), heelium He (g), neoon Ne (d), argoon Ar(d). Toatemperatuuril eksisteerib molekulaarne broom Br 2 (l) vedelal kujul.
Metallid on lihtsad ained, mille tahkes olekus on metalliline kristallvõre.
Need on plastilised, plastilised ained, millel on metalliline läige ja mis on võimelised juhtima soojust ja elektrit.
Ligikaudu 80% perioodilise süsteemi elementidest moodustavad lihtsaid aineid-metalle. Toatemperatuuril on metallid tahked ained. Näiteks Li(t), Fe(t). Ainult elavhõbe, Hg (l) on vedelik, mis tahkub temperatuuril -38,89 0 С.
Ühendid on ained, mis koosnevad erinevate keemiliste elementide aatomitest.
Keerulise aine elementide aatomeid ühendavad püsivad ja täpselt määratletud suhted.
Näiteks vesi H 2 O on keeruline aine. Selle molekul sisaldab kahe elemendi aatomeid. Vesi sisaldab alati, kõikjal Maa peal, massi järgi 11,1% vesinikku ja 88,9% hapnikku.
Sõltuvalt temperatuurist ja rõhust võib vesi olla tahkes, vedelas või gaasilises olekus, mis on näidatud aine keemilisest valemist paremal - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O (t).
Praktikas ei tegele me reeglina puhaste ainetega, vaid nende segudega.
Segu on erineva koostise ja struktuuriga keemiliste ühendite kogum
Esitame diagrammi kujul lihtsaid ja keerulisi aineid, samuti nende segusid:
Lihtne
mittemetallid
emulsioonid
Vundamendid
Anorgaanilises keemias jaotatakse kompleksained oksiidideks, alusteks, hapeteks ja sooladeks.
oksiidid
Seal on metallide ja mittemetallide oksiide. Metalloksiidid on ioonsete sidemetega ühendid. Tahkes olekus moodustavad nad ioonseid kristallvõre.
Mittemetallide oksiidid- kovalentsete keemiliste sidemetega ühendid.
Oksiidid on kompleksained, mis koosnevad kahe keemilise elemendi aatomitest, millest üks on hapnik, mille oksüdatsiooniaste on -2.
Allpool on toodud mõnede mittemetallide ja metallide oksiidide molekulaar- ja struktuurivalemid.
Molekulaarvalem Struktuurivalem
CO 2 - süsinikoksiid (IV) O \u003d C \u003d O
SO 2 - vääveloksiid (IV)
SO 3 - vääveloksiid (VI)
SiO 2 – ränioksiid (IV)
Na 2 O - naatriumoksiid
CaO - kaltsiumoksiid
K 2 O - kaaliumoksiid, Na 2 O - naatriumoksiid, Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid. Kaalium, naatrium ja alumiinium moodustavad igaüks ühe oksiidi.
Kui elemendil on mitu oksüdatsiooniastet, on selle oksiide mitu. Sel juhul on oksiidi nimetuse järel elemendi oksüdatsiooniastet tähistatud sulgudes oleva rooma numbriga. Näiteks FeO on raud(II)oksiid, Fe2O3 on raud(III)oksiid.
Lisaks rahvusvahelise nomenklatuuri reeglite järgi moodustatud nimedele kasutatakse oksiidide jaoks traditsioonilisi venekeelseid nimetusi, näiteks: CO 2 süsinikmonooksiid (IV) - süsinikdioksiid, CO süsinikmonooksiid (II) – vingugaas, CaO kaltsiumoksiid - kustutamata lubi, SiO 2 ränioksiid – kvarts, ränidioksiid, liiv.
Oksiide on kolm rühma, mis erinevad keemiliste omaduste poolest: aluseline, happeline Ja amfoteerne(muud kreeka , - mõlemad, duaalsed).
Põhilised oksiidid mille moodustavad perioodilise süsteemi I ja II rühma põhialarühmade elemendid (elementide oksüdatsiooniaste on +1 ja +2), samuti sekundaarsete alarühmade elemendid, mille oksüdatsiooniaste on samuti +1 või + 2. Kõik need elemendid on metallid, seega aluselised oksiidid on metallioksiidid, Näiteks:
Li 2 O - liitiumoksiid
MgO - magneesiumoksiid
CuO - vask(II)oksiid
Aluselised oksiidid vastavad alustele.
Happelised oksiidid
mille moodustavad mittemetallid ja metallid, mille oksüdatsiooniaste on suurem kui +4, näiteks:
CO 2 – süsinikmonooksiid (IV)
SO 2 - vääveloksiid (IV)
SO 3 - vääveloksiid (VI)
P 2 O 5 - fosforoksiid (V)
Happelised oksiidid vastavad hapetele.
Amfoteersed oksiidid
moodustavad metallid, mille oksüdatsiooniaste on +2, +3, mõnikord +4, näiteks:
ZnO - tsinkoksiid
Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid
Amfoteersed oksiidid vastavad amfoteersetele hüdroksiididele.
Lisaks on väike grupp nö ükskõiksed oksiidid:
N 2 O - lämmastikoksiid (I)
NO – lämmastikoksiid (II)
CO – süsinikoksiid (II)
Tuleb märkida, et meie planeedi üks olulisemaid oksiide on vesinikoksiid, mis on teile tuntud kui vesi H 2 O.
Vundamendid
Jaotises "Oksiidid" mainiti, et alused vastavad aluselistele oksiididele:
Naatriumoksiid Na 2 O - naatriumhüdroksiid NaOH.
Kaltsiumoksiid CaO - kaltsiumhüdroksiid Ca (OH) 2.
Vaskoksiid CuO - vaskhüdroksiid Cu (OH) 2
Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomist ja ühest või mitmest hüdroksorühmast -OH.
Alused on ioonse kristallvõrega tahked ained.
Vees lahustumisel tekivad lahustuvate aluste kristallid ( leelised) hävivad polaarsete veemolekulide toimel ja moodustuvad ioonid:
NaOH(t) Na + (lahus) + OH - (lahus)
Sarnane ioonide rekord: Na + (lahus) või OH - (lahus) tähendab, et ioonid on lahuses.
Sihtasutuse nimi sisaldab sõna hüdroksiid ja metalli venekeelne nimetus genitiivis. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid.
Kui metall moodustab mitu alust, siis metalli oksüdatsiooniaste on nimes näidatud rooma numbriga sulgudes. Näiteks: Fe (OH) 2 - raud (II) hüdroksiid, Fe (OH) 3 - raud (III) hüdroksiid.
Lisaks on mõnel põhjusel traditsioonilised nimed:
NaOH- seebikivi, söövitav sooda
KOH - söövitav kaaliumkloriid
Ca (OH) 2 - kustutatud lubi, lubjavesi
R
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelised
Eristama vees lahustuvad ja lahustumatud alused.
Need on I ja II rühma peamiste alarühmade metallihüdroksiidid, välja arvatud Be ja Mg hüdroksiidid.
Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad
HCl (g) H + (lahus) + Cl - (lahus)
Happeid nimetatakse kompleksaineteks, mis hõlmavad vesinikuaatomeid, mida saab asendada või asendada metalliaatomitega, ja happejääke.
Olenevalt hapnikuaatomite olemasolust või puudumisest molekulis, anoksiline Ja hapnikku sisaldav happed.
Hapnikuvabade hapete nimetamiseks lisatakse mittemetalli venekeelsele nimele täht - O- ja sõna vesinik :
HF - vesinikfluoriidhape
HCl - vesinikkloriidhape
HBr - vesinikbromiidhape
HI - vesinikjodiidhape
H 2 S - vesiniksulfiidhape
Mõnede hapete traditsioonilised nimetused:
HCl- vesinikkloriidhape; HF- vesinikfluoriidhape
Hapnikku sisaldavate hapete nimetamiseks lisatakse mittemetalli venekeelse nime juure lõpud - ei,
-ovaya kui mittemetall on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Kõrgeim oksüdatsiooniaste langeb kokku selle rühma arvuga, milles mittemetallist element asub:
H2SO4 - ser ei hape
HNO 3 - lämmastik ei hape
HClO 4 - kloor ei hape
HMnO 4 - mangaan uus hape
Kui element moodustab happeid kahes oksüdatsiooniastmes, siis kasutatakse lõppu elemendi madalamale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetamiseks - tõsi:
H 2 SO 3 - seemisnahk tõsi hape
HNO 2 - lämmastik tõsi hape
Vastavalt vesinikuaatomite arvule molekulis, ühealuseline(HCl, HNO3), kahealuseline(H2SO4), tribasic happed (H 3 PO 4).
Paljud hapnikku sisaldavad happed tekivad vastavate happeliste oksiidide koosmõjul veega. Antud happele vastavat oksiidi nimetatakse selle oksiidiks anhüdriid:
Vääveldioksiid SO 2 - väävelhape H 2 SO 3
Väävelanhüdriid SO 3 - väävelhape H 2 SO 4
Dilämmastik anhüdriid N 2 O 3 - dilämmastikhape HNO 2
Lämmastikanhüdriid N 2 O 5 - lämmastikhape HNO 3
Fosforanhüdriid P 2 O 5 - fosforhape H 3 PO 4
Pange tähele, et oksiidi elemendi ja vastava happe oksüdatsiooniastmed on samad.
Kui samas oksüdatsiooniastmes olev element moodustab mitu hapnikku sisaldavat hapet, siis lisatakse madalama hapnikuaatomite sisaldusega happe nimetusse eesliide "". meta", kõrge hapnikusisaldusega - eesliide" orto". Näiteks:
HPO 3 - metafosforhape
H 3 PO 4 - ortofosforhape, mida sageli nimetatakse lihtsalt fosforhappeks
H 2 SiO 3 - metaränihape, mida tavaliselt nimetatakse ränihappeks
H 4 SiO 4 - ortosänihape.
Ränihapped ei moodustu SiO 2 interaktsioonil veega, need saadakse erineval viisil.
KOOS
Soolad on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja happejääkidest.
oli
NaNO 3 - naatriumnitraat
CuSO 4 - vasksulfaat (II)
CaCO 3 - kaltsiumkarbonaat
Vees lahustades soolakristallid hävivad, moodustuvad ioonid:
NaNO 3 (t) Na + (lahus) + NO 3 - (lahus).
Sooli võib pidada happemolekulis vesinikuaatomite täielikul või osalisel asendamisel metalliaatomitega või aluseliste hüdroksorühmade täielikul või osalisel asendamisel happeliste jääkidega.
Vesinikuaatomite täieliku asendamisega keskmised soolad: Na2SO4, MgCl2. . Osalise asendamisega, happesoolad (hüdrosoolad) NaHSO4 ja aluselised soolad (hüdroksosoolad) MgOHCl.
Rahvusvahelise nomenklatuuri reeglite kohaselt moodustatakse soolade nimetused happejäägi nimetusest nimetavas käändes ja metalli venekeelsest nimetusest genitiivis (tabel 12):
NaNO 3 - naatriumnitraat
CuSO 4 - vask(II)sulfaat
CaCO 3 - kaltsiumkarbonaat
Ca 3 (RO 4) 2 - kaltsiumortofosfaat
Na 2 SiO 3 - naatriumsilikaat
Happejäägi nimi on tuletatud hapet moodustava elemendi ladinakeelse nimetuse (näiteks lämmastik - lämmastik, juur nitr-) tüvest ja lõppudest:
-juures kõrgeima oksüdatsiooniastme jaoks, - see hapet moodustava elemendi madalama oksüdatsiooniastme jaoks (tabel 12).
Tabel 12
Hapete ja soolade nimetused
| Happe nimi | Happe valem | Soolade nimetus | Näited Soleil |
| Vesinikkloriid (sool) | HCl | kloriidid | AgCl hõbekloriid |
| Vesiniksulfiid | H2S | Sulfiidid | FeS Sulf id raud(II) |
| väävlis | H2SO3 | Sulfitid | Na2SO3sulf seda naatrium |
| väävelhape | H2SO4 | sulfaadid | K 2 SO 4 Sulf juures kaalium |
| lämmastikku sisaldav | HNO 2 | Nitritid | LiNO 2 Nitr seda liitium |
| Lämmastik | HNO3 | Nitraadid | Al(NO 3) 3 Nitr juures alumiiniumist |
| ortofosforne | H3PO4 | Ortofosfaadid | Ca 3 (PO 4) 2 Kaltsiumortofosfaat |
| Kivisüsi | H2CO3 | Karbonaadid | Na 2 CO 3 Naatriumkarbonaat |
| Räni | H2SiO3 | silikaadid | Na 2 SiO 3 Naatriumsilikaat |
NaHS04 - naatriumvesiniksulfaat
NaHS - naatriumvesiniksulfiid
Aluseliste soolade nimed moodustatakse eesliite " hüdrokso": MgOHCl - magneesiumhüdroksokloriid.
Lisaks on paljudel sooladel traditsioonilised nimed, näiteks:
Na 2 CO 3 - sooda;
NaHCO3 - toidu (joogi) sooda;
CaCO 3 - kriit, marmor, lubjakivi.
Aatomi-molekulaarse teooria töötas välja ja esmakordselt rakendas keemias suur vene teadlane M. V. Lomonosov. Selle doktriini peamised sätted on toodud teoses "Matemaatilise keemia elemendid" (1741) ja paljudes teistes. Lomonossovi õpetuste olemuse võib taandada järgmistele sätetele.
1. Kõik ained koosnevad "kehadest" (nagu Lomonosov nimetas molekule).
2. Molekulid koosnevad "elementidest" (nagu Lomonosov nimetas aatomeid).
3. Osakesed – molekulid ja aatomid – on pidevas liikumises. Kehade termiline olek on nende osakeste liikumise tulemus.
4. Lihtainete molekulid koosnevad identsetest aatomitest, kompleksainete molekulid erinevatest aatomitest.
67 aastat pärast Lomonosovit rakendas inglise teadlane John Dalton atomistlikku doktriini keemias. Ta tõi välja atomismi peamised sätted raamatus "The New System of Chemical Philosophy" (1808). Oma tuumas kordab Daltoni õpetus Lomonossovi õpetusi. Dalton aga eitas molekulide olemasolu lihtsates ainetes, mis võrreldes Lomonossovi õpetustega on samm tagasi. Daltoni järgi koosnevad lihtsad ained ainult aatomitest ja ainult kompleksained - "keerulistest aatomitest" (tänapäevases mõistes - molekulidest). Aatom-molekulaarne doktriin keemias kehtestati lõplikult alles 19. sajandi keskel. 1860. aastal Karlsruhes toimunud rahvusvahelisel keemikute kongressil võeti vastu molekuli ja aatomi mõistete määratlused.
Molekul on antud aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused. Molekuli keemilised omadused määratakse selle koostise ja keemilise struktuuri järgi.
Aatom on keemilise elemendi väikseim osake, mis on osa lihtsate ja keerukate ainete molekulidest. Elemendi keemilised omadused määrab selle aatomi struktuur. Sellest tuleneb tänapäevastele ideedele vastav aatomi määratlus:
Aatom on elektriliselt neutraalne osake, mis koosneb positiivselt laetud aatomituumast ja negatiivselt laetud elektronidest.
Kaasaegsete ideede kohaselt koosnevad gaasilises ja aurulises olekus olevad ained molekulidest. Tahkes olekus koosnevad molekulid ainult ainetest, mille kristallvõre on molekulaarse struktuuriga. Enamikul tahketel anorgaanilistel ainetel puudub molekulaarne struktuur: nende võre ei koosne molekulidest, vaid muudest osakestest (ioonidest, aatomitest); need eksisteerivad makrokehade kujul (naatriumkloriidi kristall, vasetükk jne). Soolad, metallioksiidid, teemant, räni, metallid ei oma molekulaarset struktuuri.
Aatomi- ja molekulaarteooria võimaldas selgitada keemia põhimõisteid ja seadusi. Aatomi- ja molekulaarteaduse seisukohalt nimetatakse igat eraldiseisvat aatomitüüpi keemiliseks elemendiks. Aatomi kõige olulisem omadus on selle tuuma positiivne laeng, mis on arvuliselt võrdne elemendi järgarvuga. Tuuma laengu väärtus on eri tüüpi aatomite jaoks eristav tunnus, mis võimaldab meil anda elemendi mõiste täielikuma määratluse:
Keemiline element Teatud tüüpi aatom, millel on sama positiivne tuumalaeng.
107 elementi on teada. Praegu jätkub töö suuremate seerianumbritega keemiliste elementide kunstliku tootmise kallal.
Kõik elemendid jagunevad tavaliselt metallideks ja mittemetallideks. See jaotus on aga tingimuslik. Elementide oluliseks tunnuseks on nende rohkus maakoores, s.o. Maa ülemises tahkes kestas, mille paksuseks tinglikult eeldatakse 16 km. Elementide levikut maakoores uurib geokeemia, maa keemia teadus. Geokeemik A. P. Vinogradov koostas keskmise tabeli keemiline koostis maakoor. Nende andmete kohaselt on levinuim element hapnik - 47,2% maakoore massist, millele järgneb räni - 27,6, alumiinium - 8,80, raud -5,10, kaltsium - 3,6, naatrium - 2,64, kaalium - 2,6, magneesium - 2,10, vesinik - 0,15%.
