Solid-state diskovi (SSD) postali su sastavni dio naših života. Odobravanje...
Kovalentna kemijska veza, njezine vrste i mehanizmi nastanka. Značajke kovalentnih veza (polarnost i energija veze). Ionska veza. Metalni spoj. Vodikova veza
Doktrina kemijske veze čini temelj cijele teorijske kemije.
Pod kemijskom vezom podrazumijeva se međudjelovanje atoma koje ih povezuje u molekule, ione, radikale i kristale.
Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionska, kovalentna, metalna i vodikova.
Podjela kemijskih veza u tipove je uvjetna, budući da ih sve karakterizira određeno jedinstvo.
Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze.
Metalna veza kombinira kovalentnu interakciju atoma koristeći zajedničke elektrone i elektrostatsko privlačenje između tih elektrona i metalnih iona.
Tvari često nemaju granične slučajeve kemijskog vezivanja (ili čistog kemijskog vezivanja).
Na primjer, litijev fluorid $LiF$ klasificira se kao ionski spoj. Zapravo, veza u njemu je 80%$ ionska i 20%$ kovalentna. Stoga je, očito, ispravnije govoriti o stupnju polariteta (ionskosti) kemijske veze.
U nizu halogenovodika $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ stupanj polariteta veze opada, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodika, au astatnom vodiku veza postaje gotovo nepolarna $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
U istim tvarima mogu se naći različite vrste veza, na primjer:
- u bazama: između atoma kisika i vodika u hidrokso skupinama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso skupine ionska;
- u solima kiselina koje sadržavaju kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentni polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski;
- u amonijevim, metilamonijevim solima i dr.: između atoma dušika i vodika - kovalentni polarni, a između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselinskog ostatka - ionski;
- u metalnim peroksidima (npr. $Na_2O_2$) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika ionska itd.
Različite vrste veza mogu se transformirati jedna u drugu:
— tijekom elektrolitičke disocijacije kovalentnih spojeva u vodi kovalentna polarna veza prelazi u ionsku;
- kada metali ispare, metalna veza prelazi u nepolarnu kovalentnu vezu itd.
Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta kemijskih veza je njihova identična kemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje kemijske veze u svakom slučaju rezultat je elektron-nuklearne interakcije atoma, praćeno oslobađanjem energije.
Metode stvaranja kovalentnih veza. Obilježja kovalentne veze: duljina i energija veze
Kovalentna kemijska veza je veza nastala između atoma stvaranjem zajedničkih elektronskih parova.
Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donorsko-akceptorski.
ja Mehanizam razmjene djeluje kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombiniranjem nesparenih elektrona.
1) $H_2$ - vodik:
Veza nastaje zbog stvaranja zajedničkog elektronskog para $s$-elektrona atoma vodika (preklapajućih $s$-orbitala):
2) $HCl$ - klorovodik:
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para $s-$ i $p-$elektrona (preklapajućih $s-p-$orbitala):
3) $Cl_2$: u molekuli klora kovalentna veza nastaje zbog nesparenih $p-$elektrona (preklapajućih $p-p-$orbitala):
4) $N_2$: u molekuli dušika između atoma se formiraju tri zajednička elektronska para:
II. Donorsko-akceptorski mehanizam Razmotrimo stvaranje kovalentne veze na primjeru amonijevog iona $NH_4^+$.
Donor ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju taj par može zauzeti. U amonijevom ionu sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom dušika i vodikovim atomima prema mehanizmu izmjene, jedna - kroz mehanizam donor-akceptora.
Kovalentne veze mogu se klasificirati prema načinu na koji se elektronske orbitale preklapaju, kao i prema njihovom pomaku prema jednom od vezanih atoma.
Kemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se $σ$ -obveznice (sigma veze). Sigma veza je vrlo jaka.
$p-$orbitale se mogu preklapati u dva područja, tvoreći kovalentnu vezu zbog bočnog preklapanja:
Kemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacijske linije, tj. u dva područja nazivaju se $π$ -veze (pi-veze).
Po stupanj pomaka zajedničkih elektronskih parova na jedan od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti polarni I nepolarni.
Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegativnošću naziva se nepolarni. Elektronski parovi nisu pomaknuti ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti EO – svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer:
oni. molekule jednostavnih tvari nemetala nastaju preko kovalentnih nepolarnih veza. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija je elektronegativnost različita naziva se polarni.
Duljina i energija kovalentnih veza.
Karakteristično svojstva kovalentne veze- njegova duljina i energija. Duljina veze je udaljenost između jezgri atoma. Što je kemijska veza kraća, to je jača. Međutim, mjera snage veze je energija vezanja, što je određeno količinom energije potrebnom za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, duljine veze molekula $H_2, Cl_2$ i $N_2$ su $0,074, 0,198$ i $0,109$ nm, a energije veze su $436, 242$ i $946$ kJ/mol.
Ioni. Ionska veza
Zamislimo da se “sretnu” dva atoma: atom metala I. skupine i atom nemetala VII. Atom metala ima jedan elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegova vanjska razina bila potpuna.
Prvi će atom drugom lako prepustiti svoj elektron koji je udaljen od jezgre i slabo vezan za nju, a drugi će mu osigurati slobodno mjesto na njegovoj vanjskoj elektronskoj razini.
Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se pretvoriti u negativno nabijenu česticu zbog nastalog elektrona. Takve se čestice nazivaju ioni.
Kemijska veza koja se javlja između iona naziva se ionska.
Razmotrimo stvaranje ove veze na primjeru dobro poznatog spoja natrijevog klorida (kuhinjske soli):
Proces pretvaranja atoma u ione prikazan je na dijagramu:
Ova transformacija atoma u ione uvijek se događa tijekom međudjelovanja atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Razmotrimo algoritam (slijed) zaključivanja pri snimanju stvaranja ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:
Nazivaju se brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula koeficijenti, a nazivaju se brojevi koji pokazuju broj atoma ili iona u molekuli indeksi.
Metalni spoj
Upoznajmo se s time kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje kao izolirani atomi, već u obliku komada, ingota ili metalnog proizvoda. Što drži atome metala u jednom volumenu?
Atomi većine metala sadrže mali broj elektrona na vanjskoj razini - $1, 2, 3$. Ti se elektroni lako odstranjuju i atomi postaju pozitivni ioni. Odvojeni elektroni prelaze s jednog iona na drugi, povezujući ih u jednu cjelinu. Spajajući se s ionima, ti elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovno odvajaju i spajaju s drugim ionom, itd. Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.
Veza u metalima između iona preko zajedničkih elektrona naziva se metalna.
Slika shematski prikazuje strukturu fragmenta metalnog natrija.
U ovom slučaju mali broj zajedničkih elektrona veže veliki broj iona i atoma.
Metalna veza ima neke sličnosti s kovalentnom vezom budući da se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi sudjeluju u dijeljenju tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krti, a s metalnom vezom u pravilu su duktilni, elektrovodljivi i imaju metalni sjaj.
Metalno vezivanje karakteristično je i za čiste metale i za mješavine raznih metala — legure u krutom i tekućem stanju.
Vodikova veza
Kemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njezinog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju usamljene elektronske parove ($F, O, N$ i rjeđe $S$ i $Cl$) druge molekule (ili njegov dio) naziva se vodik.
Mehanizam stvaranja vodikove veze je dijelom elektrostatske, dijelom donorsko-akceptorske prirode.
Primjeri međumolekularnih vodikovih veza:
Uz postojanje takve veze, čak i niskomolekularne tvari mogu u normalnim uvjetima biti tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, fluorovodik).
Tvari s vodikovom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.
Tvari molekulske i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i strukturi
Molekularna i nemolekularna struktura tvari
U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. U određenim uvjetima tvar može biti u jednom od tri agregatna stanja: kruto, tekuće ili plinovito. Svojstva tvari ovise i o prirodi kemijske veze između čestica koje je tvore – molekula, atoma ili iona. Na temelju vrste veze razlikuju se tvari molekulske i nemolekularne građe.
Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne tvari. Veze između molekula u takvim tvarima su vrlo slabe, puno slabije nego između atoma unutar molekule, a već pri relativno niskim temperaturama pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a potom u plin (sublimacija joda). Talište i vrelište tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine.
DO molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima postoje metali i nemetali.
Razmotrimo fizička svojstva alkalijski metali. Relativno niska čvrstoća veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalijski metali su mekani i mogu se lako rezati nožem.
Velike atomske veličine dovode do niske gustoće alkalnih metala: litij, natrij i kalij čak su lakši od vode. U skupini alkalijskih metala vrelište i talište padaju s povećanjem atomskog broja elementa, jer Veličine atoma se povećavaju, a veze slabe.
Na tvari nemolekularni strukture uključuju ionske spojeve. Većina spojeva metala s nemetalima ima ovu strukturu: sve soli ($NaCl, K_2SO_4$), neki hidridi ($LiH$) i oksidi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Ionske (nemolekularne) tvari imaju visoka tališta i vrelišta.
Kristalne rešetke
Materija, kao što je poznato, može postojati u tri agregatna stanja: plinovitom, tekućem i krutom.
Čvrste tvari: amorfne i kristalne.
Razmotrimo kako karakteristike kemijskih veza utječu na svojstva krutina. Krute tvari se dijele na kristalan I amorfan.
Amorfne tvari nemaju jasno talište, kada se zagrijavaju, postupno omekšavaju i prelaze u tekuće stanje. Na primjer, plastelin i razne smole su u amorfnom stanju.
Kristalne tvari karakterizira pravilan raspored čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona – na strogo određenim točkama u prostoru. Kada se te točke povežu ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke u kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke.
Ovisno o vrsti čestica smještenih u čvorovima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionski, atomski, molekularni I metal.
Ionske kristalne rešetke.
ionski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze ioni. Tvore ih tvari s ionskim vezama, koje mogu vezati i jednostavne ione $Na^(+), Cl^(-)$ i složene $SO_4^(2−), OH^-$. Posljedično, soli i neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionsku kristalnu rešetku. Na primjer, kristal natrijeva klorida sastoji se od izmjeničnih pozitivnih $Na^+$ i negativnih $Cl^-$ iona, koji tvore rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno velikom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i nehlapljive.
Atomske kristalne rešetke.
Atomski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jakim kovalentnim vezama. Primjer tvari s ovom vrstom kristalne rešetke je dijamant, jedna od alotropskih modifikacija ugljika.
Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (npr. za dijamant iznad 3500°C), jake su i tvrde te praktički netopljive.
Molekulske kristalne rešetke.
Molekularni nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u ovim molekulama mogu biti polarne ($HCl, H_2O$) i nepolarne ($N_2, O_2$). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula povezani vrlo jakim kovalentnim vezama, između samih molekula djeluju slabe međumolekularne sile privlačenja. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niska tališta i hlapljive su. Većina čvrstih organskih spojeva ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).
Metalne kristalne rešetke.
Tvari s metalnim vezama imaju metalne kristalne rešetke. Na mjestima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za opću upotrebu"). Ta unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: kovnost, duktilnost, električnu i toplinsku vodljivost, karakterističan metalni sjaj.
Molekularna i nemolekularna struktura tvari. Struktura tvari
U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. Tvari se klasificiraju prema vrsti veze molekularni I nemolekularna struktura. Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne tvari. Veze između molekula u takvim tvarima su vrlo slabe, mnogo slabije nego između atoma unutar molekule, a već pri relativno niskim temperaturama dolazi do pucanja – tvar prelazi u tekućinu, a potom u plin (sublimacija joda). Talište i vrelište tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine. DO molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), među njima postoje metali i nemetali. Na tvari nemolekularna struktura uključuju ionske spojeve. Većina spojeva metala s nemetalima ima ovu strukturu: sve soli (NaCl, K 2 SO 4), neki hidridi (LiH) i oksidi (CaO, MgO, FeO), baze (NaOH, KOH). Ionske (nemolekularne) tvari imaju visoka tališta i vrelišta.
Čvrste tvari: amorfne i kristalne
Krute tvari se dijele na kristalan i amorfan.
Amorfne tvari nemaju jasno talište – zagrijavanjem postupno omekšavaju i prelaze u tekuće stanje. Na primjer, plastelin i razne smole su u amorfnom stanju.
Kristalne tvari karakterizirani pravilnim rasporedom čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona – na strogo određenim točkama u prostoru. Kada se te točke povežu ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke u kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke. Ovisno o vrsti čestica smještenih u čvorovima kristalne rešetke i prirodi njihove povezanosti, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionske, atomske, molekularne i metalne.
Kristalne rešetke nazivamo ionskim, na čijim se čvorovima nalaze ioni. Tvore ih tvari s ionskim vezama, koje mogu vezati i jednostavne ione Na+, Cl - i složene SO 4 2-, OH -. Posljedično, soli i neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijevog klorida izgrađen je od izmjeničnih pozitivnih iona Na + i negativnih Cl - iona, tvoreći rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno velikom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i nehlapljive.
Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b).
Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b). Atomske kristalne rešetke
Atomski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jake kovalentne veze. Primjer tvari s ovom vrstom kristalne rešetke je dijamant, jedna od alotropskih modifikacija ugljika. Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (na primjer, za dijamant je preko 3500 °C), jake su i tvrde te praktički netopljive.
Molekularne kristalne rešetke
Molekularni nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u ovim molekulama mogu biti polarne (HCl, H 2 O) i nepolarne (N 2, O 2). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula povezani vrlo jakim kovalentnim vezama, između samih molekula djeluju slabe sile međumolekulskog privlačenja. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niska tališta i hlapljive su. Većina čvrstih organskih spojeva ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).
Molekularna kristalna rešetka (ugljični dioksid) Metalne kristalne rešetke
Tvari sa metalna veza imaju metalne kristalne rešetke. U čvorovima takvih rešetki postoje atoma i iona(bilo atoma ili iona u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za opću upotrebu"). Ta unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: kovnost, duktilnost, električnu i toplinsku vodljivost, karakterističan metalni sjaj.
Varalice
Molekula u kojoj se težišta pozitivno i negativno nabijenih dijelova ne poklapaju naziva se dipol. Definirajmo pojam "dipol".
Dipol je kombinacija dva suprotna električna naboja jednake veličine, koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog.
Molekula vodika H2 nije dipol (sl. 50 A), a molekula klorovodika je dipol (sl. 50 b). Molekula vode također je dipol. Parovi elektrona u H 2 O uglavnom su pomaknuti s atoma vodika na atome kisika.
Težište negativnog naboja nalazi se u blizini atoma kisika, a težište pozitivnog naboja u blizini atoma vodika.
U kristalnoj tvari atomi, ioni ili molekule su u strogom redoslijedu.
Mjesto gdje se takva čestica nalazi naziva se čvor kristalne rešetke. Položaj atoma, iona ili molekula u čvorovima kristalne rešetke prikazan je na sl. 51.
u g
Riža. 51. Modeli kristalnih rešetki (prikazana je jedna ravnina masivnog kristala): A) kovalentni ili atomski (dijamant C, silicij Si, kvarc SiO 2); b) ionski (NaCl); V) molekularni (led, I 2); G) metal (Li, Fe). U modelu metalne rešetke, točke predstavljaju elektrone
Na temelju vrste kemijske veze među česticama kristalne rešetke dijelimo na kovalentne (atomske), ionske i metalne. Postoji još jedna vrsta kristalne rešetke - molekularna. U takvoj rešetki pojedinačne molekule drže zajedno sile međumolekularnog privlačenja.
Ionski kristali(Sl. 51 b) sadrže pozitivno i negativno nabijene ione na mjestima kristalne rešetke. Kristalna rešetka je građena na način da su sile elektrostatskog privlačenja različito nabijenih iona i sile odbijanja jednakonabijenih iona uravnotežene. Takve kristalne rešetke karakteristične su za spojeve kao što su LiF, NaCl i mnogi drugi.
Molekularni kristali(Sl. 51 V) sadrže dipolne molekule u kristalnim čvorovima, koje se međusobno drže silama elektrostatskog privlačenja, poput iona u ionskoj kristalnoj rešetki. Na primjer, led je molekularna kristalna rešetka formirana od dipola vode. Na sl. 51 V Simboli za naboje nisu prikazani kako ne bi preopteretili sliku.
metalni kristal(Sl. 51 G) sadrži pozitivno nabijene ione na mjestima kristalne rešetke. Neki od vanjskih elektrona slobodno se kreću između iona. " Elektronski plin"drži pozitivno nabijene ione u čvorovima kristalne rešetke. Pri udarcu metal se ne lomi poput leda, kvarca ili kristala soli, već samo mijenja oblik. Elektroni se zbog svoje pokretljivosti uspijevaju pomaknuti u trenutku udara i drže ione u novom položaju.Zato su metali kovani i plastični, savijaju se bez razaranja.
Riža. 52. Struktura silicijeva oksida: A) kristalni; b) amorfan. Crne točke označavaju atome silicija, svijetli krugovi označavaju atome kisika. Prikazana je kristalna ravnina, tako da četvrta veza atoma silicija nije naznačena. Isprekidana linija označava red kratkog dometa u poremećaju amorfne tvari
U amorfnoj tvari narušena je trodimenzionalna periodičnost strukture, karakteristična za kristalno stanje (slika 52 b).
Tekućine i plinovi razlikuju se od kristalnih i amorfnih tijela nasumičnim kretanjem atoma i
molekule. U tekućinama, privlačne sile mogu držati mikročestice jedne u odnosu na druge na malim udaljenostima, usporedivim s udaljenostima u krutom tijelu. U plinovima praktički nema interakcije između atoma i molekula, stoga plinovi, za razliku od tekućina, zauzimaju cijeli volumen koji im je osiguran. Mol tekuće vode na 100 0 C zauzima volumen od 18,7 cm 3, a mol zasićene vodene pare zauzima 30 000 cm 3 na istoj temperaturi. 
Riža. 53. Različite vrste međudjelovanja molekula u tekućinama i plinovima: A) dipol–dipol; b) dipol–nedipol; V) nedipol–nedipol
Za razliku od čvrstih tvari, molekule u tekućinama i plinovima slobodno se kreću. Kao rezultat kretanja, oni su usmjereni na određeni način. Na primjer, na sl. 53 a, b. prikazano je međusobno djelovanje dipolnih molekula, kao i nepolarnih molekula s dipolnim molekulama u tekućinama i plinovima.
Kako se dipol približava dipolu, molekule se okreću kao rezultat privlačenja i odbijanja. Pozitivno nabijeni dio jedne molekule nalazi se u blizini negativno nabijenog dijela druge. Ovako međusobno djeluju dipoli u tekućoj vodi.
Kada se dvije nepolarne molekule (nedipoli) približe jedna drugoj na dovoljno male udaljenosti, one također međusobno utječu jedna na drugu (sl. 53. V). Molekule spajaju negativno nabijene elektronske ljuske koje okružuju jezgre. Elektronske ljuske se deformiraju tako da dolazi do privremene pojave pozitivnih i negativnih centara u jednoj i drugoj molekuli, te se međusobno privlače. Dovoljno je da se molekule rasprše i privremeni dipoli ponovno postanu nepolarne molekule.
Primjer je interakcija između molekula plinovitog vodika. (Sl. 53 V).
3.2. Klasifikacija anorganskih tvari. Jednostavne i složene tvari
Početkom 19. stoljeća švedski kemičar Berzelius predložio je da se tvari dobivene iz živih organizama nazovu organski. Tvari karakteristične za neživu prirodu nazivale su se neorganski ili mineral(dobiva se iz minerala).
Sve čvrste, tekuće i plinovite tvari možemo podijeliti na jednostavne i složene.
Jednostavne tvari su tvari koje se sastoje od atoma jednog kemijskog elementa.
Na primjer, vodik, brom i željezo na sobnoj temperaturi i atmosferskom tlaku jednostavne su tvari koje se nalaze u plinovitom, tekućem i krutom stanju (Sl. 54. a B C).
Plinoviti vodik H 2 (g) i tekući brom Br 2 (l) sastoje se od dvoatomnih molekula. Čvrsto željezo Fe(s) postoji u obliku kristala s metalnom kristalnom rešetkom.
Jednostavne tvari dijele se u dvije skupine: nemetali i metali.
A) b) V)
Riža. 54. Jednostavne tvari: A) vodikov plin. Lakši je od zraka, pa se epruveta začepi i okrene naopako; b) tekući brom (obično pohranjen u zatvorenim ampulama); V) željezni prah
Nemetali su jednostavne tvari s kovalentnom (atomskom) ili molekularnom kristalnom rešetkom u čvrstom stanju.
Na sobnoj temperaturi, kovalentna (atomska) kristalna rešetka karakteristična je za nemetale kao što su bor B(s), ugljik C(s), silicij Si(s). Molekularna kristalna rešetka ima bijeli fosfor P(s), sumpor S(s), jod I 2 (s). Neki nemetali prelaze u tekuće ili kruto agregatno stanje tek pri vrlo niskim temperaturama. U normalnim uvjetima to su plinovi. Takve tvari uključuju, na primjer, vodik H 2 (g), dušik N 2 (g), kisik O 2 (g), fluor F 2 (g), klor Cl 2 (g), helij He (g), neon Ne (g), argon Ar(g). Na sobnoj temperaturi, molekulski brom Br 2 (l) postoji u tekućem obliku.
Metali su jednostavne tvari s metalnom kristalnom rešetkom u čvrstom stanju.
To su savitljive, plastične tvari koje imaju metalni sjaj i sposobne su provoditi toplinu i elektricitet.
Približno 80% elemenata periodnog sustava tvore jednostavne tvari - metale. Na sobnoj temperaturi metali su čvrste tvari. Na primjer, Li(t), Fe(t). Samo je živa, Hg(l) tekućina koja se skrućuje na –38,89 0 C.
Složene tvari su tvari koje se sastoje od atoma različitih kemijskih elemenata
Atomi elemenata u složenoj tvari povezani su stalnim i točno određenim odnosima.
Na primjer, voda H 2 O je složena tvar. Njegova molekula sadrži atome dva elementa. Voda uvijek, bilo gdje na Zemlji, sadrži 11,1% vodika i 88,9% kisika po masi.
Ovisno o temperaturi i tlaku, voda može biti u krutom, tekućem ili plinovitom stanju, što je naznačeno desno od kemijske formule tvari - H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
U praktičnim aktivnostima u pravilu nemamo posla s čistim tvarima, već s njihovim smjesama.
Smjesa je kombinacija kemijskih spojeva različitog sastava i strukture
Predstavimo jednostavne i složene tvari, kao i njihove smjese u obliku dijagrama:
Jednostavan
Nemetali
Emulzije
Razlozi
Složene tvari u anorganskoj kemiji dijele se na okside, baze, kiseline i soli.
Oksidi
Postoje oksidi metala i nemetala. Metalni oksidi su spojevi s ionskim vezama. U čvrstom stanju tvore ionske kristalne rešetke.
Oksidi nemetala– spojevi s kovalentnim kemijskim vezama.
Oksidi su složene tvari koje se sastoje od atoma dvaju kemijskih elemenata, od kojih je jedan kisik, čije je oksidacijsko stanje – 2.
Ispod su molekularne i strukturne formule nekih nemetalnih i metalnih oksida.
Molekulska formula Strukturna formula
CO 2 – ugljikov monoksid (IV) O = C = O
SO 2 – sumporni oksid (IV)
SO 3 – sumporni oksid (VI)
SiO 2 – silicijev oksid (IV)
Na 2 O – natrijev oksid
CaO – kalcijev oksid
K 2 O – kalijev oksid, Na 2 O – natrijev oksid, Al 2 O 3 – aluminijev oksid. Kalij, natrij i aluminij tvore svaki po jedan oksid.
Ako element ima nekoliko oksidacijskih stanja, postoji nekoliko oksida. U tom slučaju, nakon naziva oksida, rimskim brojem u zagradama navedite oksidacijsko stanje elementa. Na primjer, FeO je željezov (II) oksid, Fe 2 O 3 je željezov (III) oksid.
Uz nazive oblikovane prema pravilima međunarodne nomenklature, koriste se tradicionalni ruski nazivi oksida, na primjer: CO 2 ugljikov monoksid (IV) - ugljični dioksid, CO ugljikov monoksid (II) – ugljični monoksid, CaO kalcijev oksid – živo vapno, SiO 2 silicijev oksid– kvarc, silicij, pijesak.
Postoje tri skupine oksida koje se razlikuju po kemijskim svojstvima: bazni, kiseli I amfoteran(starogrčki: , – oboje, dvojina).
Bazični oksidi koje tvore elementi glavnih podskupina I. i II. skupine periodnog sustava (oksidacijsko stanje elemenata +1 i +2), kao i elementi sekundarnih podskupina, čije je oksidacijsko stanje također +1 ili +2. Svi ovi elementi su metali, dakle osnovni oksidi su oksidi metala, Na primjer:
Li 2 O – litijev oksid
MgO – magnezijev oksid
CuO – bakrov(II) oksid
Bazičnim oksidima odgovaraju baze.
Kiseli oksidi
tvore nemetali i metali čije je oksidacijsko stanje veće od +4, na primjer:
CO 2 – ugljikov monoksid (IV)
SO 2 – sumporni oksid (IV)
SO 3 – sumporni oksid (VI)
P 2 O 5 – fosforov oksid (V)
Kiseli oksidi odgovaraju kiselinama.
Amfoterni oksidi
nastaju od metala čije je oksidacijsko stanje +2, +3, ponekad +4, na primjer:
ZnO – cinkov oksid
Al 2 O 3 – aluminijev oksid
Amfoterni oksidi odgovaraju amfoternim hidroksidima.
Osim toga, postoji mala skupina tzv indiferentni oksidi:
N 2 O – dušikov oksid (I)
NO – dušikov oksid (II)
CO – ugljikov monoksid (II)
Treba napomenuti da je jedan od najvažnijih oksida na našem planetu vodikov oksid, vama poznat kao voda H2O.
Razlozi
U odjeljku "Oksidi" spomenuto je da baze odgovaraju bazičnim oksidima:
Natrijev oksid Na 2 O - natrijev hidroksid NaOH.
Kalcijev oksid CaO – kalcijev hidroksid Ca(OH) 2.
Bakar oksid CuO – bakar hidroksid Cu(OH) 2
Baze su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidroksilnih skupina –OH.
Baze su čvrste tvari s ionskom kristalnom rešetkom.
Kada se otope u vodi, kristali topljivih baza ( lužine) razaraju polarne molekule vode i nastaju ioni:
NaOH(s) Na + (otopina) + OH – (otopina)
Slična oznaka za ione: Na + (otopina) ili OH – (otopina) znači da su ioni u otopini.
Naziv baze uključuje riječ hidroksid a ruski naziv metala u genitivu. Na primjer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca(OH) 2 je kalcijev hidroksid.
Ako metal tvori nekoliko baza, tada je oksidacijsko stanje metala naznačeno u nazivu rimskim brojem u zagradama. Na primjer: Fe(OH) 2 – željezov (II) hidroksid, Fe(OH) 3 – željezov (III) hidroksid.
Osim toga, za neke temelje postoje tradicionalni nazivi:
NaOH – kaustična soda, kaustična soda
PROTIV – kaustični kalij
Ca(OH) 2 – gašeno vapno, vapnena voda
R
Baze koje se otapaju u vodi nazivaju se lužine
Oni razlikuju u vodi topljive i u vodi netopljive baze.
To su metalni hidroksidi glavnih podskupina I i II skupine, osim Be i Mg hidroksida.
Amfoterni hidroksidi uključuju:
HCl(g) H + (otopina) + Cl – (otopina)
Kiseline su složene tvari koje sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za atome metala i kiselinske ostatke.
Ovisno o prisutnosti ili odsutnosti atoma kisika u molekuli, bez kisika I koji sadrže kisik kiseline.
Za imenovanje kiselina bez kisika, slovo - dodaje se ruskom nazivu nemetala. O- i riječ vodik :
HF – fluorovodična kiselina
HCl – klorovodična kiselina
HBr – bromovodična kiselina
HI – jodovodična kiselina
H 2 S – hidrosulfidna kiselina
Tradicionalni nazivi nekih kiselina:
HCl – klorovodična kiselina; HF – fluorovodična kiselina
Za imenovanje kiselina koje sadrže kisik, završeci - Naya,
-novi, ako je nemetal u najvišem oksidacijskom stanju. Najviše oksidacijsko stanje podudara se s brojem skupine u kojoj se nalazi nemetalni element:
H 2 SO 4 – sumpor Naya kiselina
HNO 3 – dušik Naya kiselina
HClO 4 – klor Naya kiselina
HMnO 4 – mangan novi kiselina
Ako element tvori kiseline u dva oksidacijska stanja, onda se završetak - koristi za imenovanje kiseline koja odgovara nižem oksidacijskom stupnju elementa. pravi:
H 2 SO 3 – divokoza iscrpljen kiselina
HNO 2 – dušik iscrpljen kiselina
Razlikuju se prema broju vodikovih atoma u molekuli jednobazni(HCl, HNO 3), dvobazični(H2SO4), troosnovni kiseline (H 3 PO 4).
Mnoge kiseline koje sadrže kisik nastaju međudjelovanjem odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom. Oksid koji odgovara određenoj kiselini naziva se njen anhidrid:
Sumporni dioksid SO 2 - sumporna kiselina H 2 SO 3
Sumporni anhidrid SO 3 – sumporna kiselina H 2 SO 4
Dušikov anhidrid N 2 O 3 – dušična kiselina HNO 2
Dušikov anhidrid N 2 O 5 – dušična kiselina HNO 3
Fosforni anhidrid P 2 O 5 – fosforna kiselina H 3 PO 4
Imajte na umu da su oksidacijska stanja elementa u oksidu i odgovarajuće kiseline ista.
Ako element tvori nekoliko kiselina koje sadrže kisik u istom oksidacijskom stanju, tada se nazivu kiseline s nižim sadržajem atoma kisika dodaje prefiks "". meta", s visokim sadržajem kisika – prefiks " orto". Na primjer:
HPO 3 – metafosforna kiselina
H 3 PO 4 - ortofosforna kiselina, koja se često naziva jednostavno fosforna kiselina
H 2 SiO 3 – metasilicijeva kiselina, obično se naziva silicijeva kiselina
H 4 SiO 4 – ortosilicijska kiselina.
Silicijeve kiseline ne nastaju interakcijom SiO 2 s vodom, već se dobivaju na drugi način.
S
Soli su složene tvari koje se sastoje od metalnih atoma i kiselinskih ostataka.
oli
NaNO 3 – natrijev nitrat
CuSO 4 – bakrov (II) sulfat
CaCO 3 – kalcijev karbonat
Kada se otopi u vodi, kristali soli se uništavaju i nastaju ioni:
NaNO 3 (t) Na + (otopina) + NO 3 – (otopina).
Soli se mogu smatrati produktima potpune ili djelomične zamjene atoma vodika u molekuli kiseline s atomima metala ili kao produkti potpune ili djelomične zamjene hidroksilnih skupina baze s kiselim ostacima.
Kada su atomi vodika potpuno zamijenjeni, srednje soli: Na2SO4, MgCl2. . Prilikom djelomične zamjene nastaju kisele soli (hidrosoli) NaHS04 i bazične soli (hidroksi soli) MgOHCl.
Prema pravilima međunarodne nomenklature, nazivi soli formiraju se od naziva kiselinskog ostatka u nominativnom slučaju i ruskog naziva metala u genitivnom slučaju (tablica 12):
NaNO 3 – natrijev nitrat
CuSO 4 – bakrov(II) sulfat
CaCO 3 – kalcijev karbonat
Ca 3 (PO 4) 2 – kalcijev ortofosfat
Na 2 SiO 3 – natrijev silikat
Naziv kiselinskog ostatka izveden je iz korijena latinskog naziva elementa koji stvara kiselinu (na primjer, nitrogenium - dušik, korijen nitr-) i završetaka:
-na za najviše oksidacijsko stanje, -to za manji stupanj oksidacije kiselotvornog elementa (tablica 12).
Tablica 12
Nazivi kiselina i soli
| Ime kiseline | Kisela formula | Naziv soli | Primjeri Soleil |
| klorovodična (sol) | HCl | Kloridi | AgCl Srebrni klorid |
| Sumporovodik | H2S | Sulfidi | FeS Sulf bajramželjezo (II) |
| Sumporast | H2SO3 | Sulfiti | Na2SO3 Sulf to natrij |
| Sumporna | H2SO4 | Sulfati | K 2 SO 4 Sumpor na kalij |
| Dušični | HNO2 | Nitriti | LiNO 2 nitr to litij |
| Dušik | HNO3 | Nitrati | Al(NO3)3Nitr na aluminij |
| Ortofosforna | H3PO4 | Ortofosfati | Ca 3 (PO 4) 2 Kalcijev ortofosfat |
| Ugljen | H2CO3 | karbonati | Na 2 CO 3 Natrijev karbonat |
| Silicij | H2SiO3 | Silikati | Na 2 SiO 3 Natrijev silikat |
NaHSO 4 – natrijev hidrogen sulfat
NaHS – natrijev hidrosulfid
Nazivi glavnih soli formiraju se dodavanjem prefiksa " hidrokso": MgOHCl – magnezijev hidroksiklorid.
Osim toga, mnoge soli imaju tradicionalna imena, kao što su:
Na 2 CO 3 – soda;
NaHCO 3 – soda bikarbona (piće);
CaCO 3 – kreda, mramor, vapnenac.
Atomsko-molekularnu znanost razvio je i prvi primijenio u kemiji veliki ruski znanstvenik M. V. Lomonosov. Glavne odredbe ove doktrine izložene su u djelu "Elementi matematičke kemije" (1741.) i niz drugih. Bit Lomonosovljevih učenja može se svesti na sljedeće odredbe.
1. Sve tvari sastoje se od “tjelešaca” (kako je Lomonosov nazvao molekule).
2. Molekule se sastoje od “elemenata” (kako je Lomonosov nazvao atome).
3. Čestice – molekule i atomi – u neprekidnom su gibanju. Toplinsko stanje tijela posljedica je gibanja njihovih čestica.
4. Molekule jednostavnih tvari sastoje se od istih atoma, molekule složenih tvari - od različitih atoma.
67 godina nakon Lomonosova, engleski znanstvenik John Dalton primijenio je atomističko učenje na kemiju. Ocrtao je osnovne principe atomizma u knjizi “Novi sustav kemijske filozofije” (1808). U svojoj srži, Daltonovo učenje ponavlja učenje Lomonosova. Međutim, Dalton je negirao postojanje molekula u jednostavnim tvarima, što je korak unazad u usporedbi s učenjem Lomonosova. Prema Daltonu, jednostavne tvari sastoje se samo od atoma, a samo složene tvari sastoje se od "složenih atoma" (u modernom smislu, molekula). Atomsko-molekularna teorija u kemiji konačno je utemeljena tek sredinom 19. stoljeća. Na međunarodnom kongresu kemičara u Karlsruheu 1860. godine usvojene su definicije pojmova molekule i atoma.
Molekula je najmanja čestica određene tvari koja ima njezina kemijska svojstva. Kemijska svojstva molekule određena su njezinim sastavom i kemijskom strukturom.
Atom je najmanja čestica kemijskog elementa koja ulazi u sastav molekula jednostavnih i složenih tvari. Kemijska svojstva elementa određena su strukturom njegovog atoma. To dovodi do definicije atoma koja odgovara modernim konceptima:
Atom je električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijene atomske jezgre i negativno nabijenih elektrona.
Prema suvremenim pojmovima, tvari u plinovitom i parovitom stanju sastoje se od molekula. U čvrstom stanju od molekula se sastoje samo tvari čija kristalna rešetka ima molekularnu strukturu. Većina čvrstih anorganskih tvari nema molekularnu strukturu: njihova se rešetka ne sastoji od molekula, već od drugih čestica (iona, atoma); postoje u obliku makrotijela (kristal natrijeva klorida, komad bakra i dr.). Soli, metalni oksidi, dijamant, silicij i metali nemaju molekularnu strukturu.
Atomsko-molekularna znanost omogućila je objašnjenje osnovnih pojmova i zakona kemije. S gledišta atomsko-molekularne teorije kemijski element je svaka pojedina vrsta atoma. Najvažnija karakteristika atoma je pozitivan naboj njegove jezgre, koji je numerički jednak atomskom broju elementa. Vrijednost nuklearnog naboja služi kao razlikovna značajka za različite vrste atoma, što nam omogućuje da damo potpuniju definiciju pojma elementa:
Kemijski element- Ovo je određena vrsta atoma s istim pozitivnim nabojem na jezgri.
Postoji 107 poznatih elemenata. Trenutno se nastavlja rad na umjetnoj proizvodnji kemijskih elemenata s višim atomskim brojevima.
Svi elementi se obično dijele na metale i nemetale. Međutim, ova je podjela uvjetna. Važna karakteristika elemenata je njihova zastupljenost u zemljinoj kori, tj. u gornjoj čvrstoj ljusci Zemlje, čija se debljina pretpostavlja da je približno 16 km. Raspored elemenata u zemljinoj kori proučava geokemija – znanost o kemiji Zemlje. Geokemičar A. P. Vinogradov sastavio je tablicu prosjeka kemijski sastav Zemljina kora. Prema tim podacima, najzastupljeniji element je kisik - 47,2% mase zemljine kore, zatim silicij - 27,6, aluminij - 8,80, željezo -5,10, kalcij - 3,6, natrij - 2,64, kalij - 2,6, magnezij - 2.10, vodik - 0.15%.
