n-butaani

isobutaani syklopentaani metyyli c-butaani

Toiminnallisten ryhmien eri asemat

OH [propanoli-1] OH [propanoli-2]

Erilaiset funktionaaliset ryhmät (metamerismi)

isomeerit

happo]aminoetaanihappo]

Katso myös esimerkki taulukosta. 2.

B) Ero elektronisessa rakenteessa:

Useiden joukkovelkakirjojen eri tyypit ja asemat

(isomeerit

[butadieeni-1,3] [butyyni-1] [butyyni-2]

Tavalliset rakennekaavat heijastavat vain näitä kahta (A ja B) molekyylien rakenteen aspektia.

C) SPATIAL ISOMERIA (tai stereoisomeria):

Tällaisilla isomeereillä on sama sidosjärjestys atomien välillä, mutta ne eroavat muodostavien atomien tai atomiryhmien avaruudellisesta järjestelystä. Tilarakenteen näyttämiseen käytetään erikoistekniikoita.

Nämä sisältävät:

(5) Cis-trans-isomerismi- atomien erilainen järjestely suhteessa kaksoissidokseen (a) tai rengastasoon (b):

Esimerkki (a) - buteeni-2:n stereoisomeerit:

[cis-buteeni-2] [trans-buteeni-2]

Esimerkki (b) - stereoisomeerit:

cis-muoto trans-muoto

(6) Optinen (peili)isomeria

Tämä ilmiö johtuu asymmetristen hiiliatomien läsnäolosta molekyyleissä; käsitellään kohdissa "Hydroksihapot" ja "Hiilihydraatit".

(7) konformationaalinen isomeria

Kovalenttinen kemiallinen sidos, sen lajikkeet ja muodostumismekanismit. Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet (napaisuus ja sidoksen energia). Ionisidos. Metalliliitäntä. vetysidos

Kemiallisen sidoksen oppi on kaiken teoreettisen kemian perusta.

Kemiallinen sidos on sellainen atomien vuorovaikutus, joka sitoo ne molekyyleiksi, ioneiksi, radikaaleiksi, kiteiksi.

Kemiallisia sidoksia on neljää tyyppiä: ioniset, kovalenttiset, metalliset ja vetysidokset.

Kemiallisten sidosten jakaminen tyyppeihin on ehdollista, koska niille kaikille on ominaista tietty yhtenäisyys.

Ionisidosta voidaan pitää kovalenttisen polaarisen sidoksen rajoittavana tapauksena.

Metallisidos yhdistää atomien kovalenttisen vuorovaikutuksen yhteisten elektronien avulla ja sähköstaattisen vetovoiman näiden elektronien ja metalli-ionien välillä.

Aineissa ei useinkaan ole rajoittavia kemiallisia sidoksia (tai puhtaita kemiallisia sidoksia).

Esimerkiksi litiumfluoridi $LiF$ luokitellaan ioniyhdisteeksi. Itse asiassa siinä oleva sidos on $80%$ ioninen ja $20%$ kovalenttinen. Siksi on ilmeisesti oikeampaa puhua kemiallisen sidoksen polariteettiasteesta (ionisyydestä).

Vetyhalogenidien sarjassa $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ sidoksen polaarisuusaste pienenee, koska halogeeni- ja vetyatomien elektronegatiivisuusarvojen ero pienenee ja astatiinissa sidos muuttuu. lähes ei-polaarinen $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.

Samat aineet voivat sisältää erityyppisiä sidoksia, esimerkiksi:

1. emäksissä: hydroksoryhmien happi- ja vetyatomien välinen sidos on polaarinen kovalenttinen ja metallin ja hydroksoryhmän välinen sidos on ioninen;
2. happea sisältävien happojen suoloissa: ei-metalliatomin ja happotähteen hapen välillä - kovalenttinen polaarinen ja metallin ja happotähteen välillä - ioninen;
3. ammoniumin, metyyliammoniumin jne. suoloissa: typpi- ja vetyatomien välillä - kovalenttinen polaarinen ja ammonium- tai metyyliammonium-ionien ja happotähteen välillä - ioninen;
4. metalliperoksideissa (esim. $Na_2O_2$) happiatomien välinen sidos on kovalenttinen ei-polaarinen, ja metallin ja hapen välillä se on ioninen ja niin edelleen.

Erityyppiset yhteydet voivat siirtyä toisiinsa:

- kovalenttisten yhdisteiden elektrolyyttisessä dissosiaatiossa vedessä kovalenttinen polaarinen sidos muuttuu ioniseksi;

- metallien haihtumisen aikana metallisidos muuttuu kovalenttiseksi ei-polaariseksi jne.

Syy kaikentyyppisten ja tyyppisten kemiallisten sidosten yhtenäisyyteen on niiden identtinen kemiallinen luonne - elektroni-ydinvuorovaikutus. Kemiallisen sidoksen muodostuminen on joka tapauksessa seurausta atomien elektroni-ydinvuorovaikutuksesta, johon liittyy energian vapautuminen.

Menetelmät kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi. Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet: sidoksen pituus ja energia

Kovalenttinen kemiallinen sidos on sidos, joka syntyy atomien välillä yhteisten elektroniparien muodostumisen vuoksi.

Tällaisen sidoksen muodostumismekanismi voi olla vaihto- ja luovuttaja-akseptori.

minä vaihtomekanismi toimii, kun atomit muodostavat yhteisiä elektronipareja yhdistämällä parittomia elektroneja.

1) $H_2$ - vety:

Sidos syntyy, koska vetyatomien $s$-elektronien muodostavat yhteisen elektroniparin (päällekkäiset $s$-orbitaalit):

2) $HCl$ - kloorivety:

Sidos syntyy, kun muodostuu yhteinen elektronipari $s-$ ja $p-$ elektroneja (päällekkäiset $s-p-$-orbitaalit):

3) $Cl_2$: kloorimolekyylissä muodostuu kovalenttinen sidos pariutumattomien $p-$elektronien (päällekkäisten $p-p-$orbitaalien) vuoksi:

4) $N_2$: typpimolekyylin atomien välille muodostuu kolme yhteistä elektroniparia:

II. Luovuttaja-hyväksyntämekanismi Tarkastellaan kovalenttisen sidoksen muodostumista ammoniumionin $NH_4^+$ esimerkillä.

Luovuttajalla on elektronipari, akseptorilla on tyhjä orbitaali, jonka tämä pari voi miehittää. Ammoniumionissa kaikki neljä sidosta vetyatomien kanssa ovat kovalenttisia: kolme muodostui, koska typpiatomi ja vetyatomit muodostivat yhteiset elektroniparit vaihtomekanismilla, yksi - luovuttaja-akseptorimekanismilla.

Kovalenttiset sidokset voidaan luokitella sen mukaan, miten elektroniradat menevät päällekkäin, sekä sen mukaan, miten ne siirtyvät kohti yhtä sitoutuneista atomeista.

Kemiallisia sidoksia, jotka muodostuvat elektronien kiertoradan päällekkäisyyden seurauksena sidosviivaa pitkin, kutsutaan $σ$ -obligaatiot (sigma-obligaatiot). Sigma-sidos on erittäin vahva.

$p-$-orbitaalit voivat mennä päällekkäin kahdella alueella muodostaen kovalenttisen sidoksen lateraalisen limityksen kautta:

Kemialliset sidokset, jotka muodostuvat viestintälinjan ulkopuolella olevien elektronien kiertoradan "sivuttaisen" limityksen seurauksena, ts. kahdella alueella kutsutaan $π$ -obligaatiot (pi-bonds).

Tekijä: puolueellisuuden aste yhteiset elektroniparit yhteen atomeista, joihin ne sitoutuvat, kovalenttinen sidos voi olla napainen ja ei-polaarinen.

Kovalenttista kemiallista sidosta, joka muodostuu atomien välille, joilla on sama elektronegatiivisuus, kutsutaan ei-polaarinen. Elektronipareja ei siirretä mihinkään atomiin, koska atomeilla on sama ER - ominaisuus vetää valenssielektroneja itseään kohti muista atomeista. Esimerkiksi:

nuo. kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen kautta muodostuu yksinkertaisten ei-metallisten aineiden molekyylejä. Kovalenttista kemiallista sidosta alkuaineiden atomien välillä, joiden elektronegatiivisuus vaihtelee, kutsutaan napainen.

Kovalenttisen sidoksen pituus ja energia.

ominaisuus kovalenttisen sidoksen ominaisuudet on sen pituus ja energia. Linkin pituus on atomiytimien välinen etäisyys. Kemiallinen sidos on sitä vahvempi, mitä lyhyempi sen pituus. Sidoksen lujuuden mitta on kuitenkin sitovaa energiaa, jonka määrää sidoksen katkaisemiseen tarvittava energiamäärä. Se mitataan yleensä kJ/molissa. Siten kokeellisten tietojen mukaan $H_2-, Cl_2$- ja $N_2$-molekyylien sidospituudet ovat $0,074, 0,198 $ ja $0,109 $ nm, vastaavasti, ja sitoutumisenergiat ovat $436, 242 $ ja $946 $ kJ/ mol, vastaavasti.

ionit. Ionisidos

Kuvittele, että kaksi atomia "tapaavat": ryhmän I metalliatomi ja ryhmän VII ei-metalliatomi. Metalliatomilla on yksi elektroni uloimmalla energiatasolla, kun taas ei-metalliatomilta puuttuu vain yksi elektroni täydentämään ulkotasoaan.

Ensimmäinen atomi luovuttaa helposti toiselle elektroninsa, joka on kaukana ytimestä ja heikosti sitoutuneena siihen, ja toinen antaa sille vapaan paikan ulommalle elektronitasolle.

Sitten atomista, jolta puuttuu yksi negatiivisista varauksista, tulee positiivisesti varautunut hiukkanen, ja toisesta tulee negatiivisesti varautunut hiukkanen vastaanotetun elektronin ansiosta. Tällaisia ​​hiukkasia kutsutaan ioneja.

Ionien välillä muodostuvaa kemiallista sidosta kutsutaan ioniseksi.

Harkitse tämän sidoksen muodostumista käyttämällä esimerkkinä tunnettua natriumkloridiyhdistettä (pöytäsuolaa):

Atomien muuntumisprosessi ioneiksi on esitetty kaaviossa:

Tällainen atomien muuttuminen ioneiksi tapahtuu aina tyypillisten metallien ja tyypillisten epämetallien atomien vuorovaikutuksessa.

Harkitse päättelyn algoritmia (sekvenssiä), kun tallennat ionisidoksen muodostumista esimerkiksi kalsium- ja klooriatomien välillä:

Numeroita, jotka osoittavat atomien tai molekyylien lukumäärän, kutsutaan kertoimet, ja numeroita, jotka osoittavat atomien tai ionien lukumäärän molekyylissä, kutsutaan indeksit.

metallinen liitos

Tutustutaan siihen, kuinka metallielementtien atomit ovat vuorovaikutuksessa keskenään. Metallit eivät yleensä ole eristettyjen atomien muodossa, vaan kappaleen, harkon tai metallituotteen muodossa. Mikä pitää metalliatomit yhdessä?

Useimpien metallien atomit ulkoisella tasolla sisältävät pienen määrän elektroneja - $ 1, 2, 3 $. Nämä elektronit irtoavat helposti ja atomit muuttuvat positiivisiksi ioneiksi. Irrotetut elektronit liikkuvat ionista toiseen sitoen ne yhdeksi kokonaisuudeksi. Yhdistämällä ioneihin nämä elektronit muodostavat väliaikaisesti atomeja, sitten katkeavat uudelleen ja yhdistyvät toiseen ioniin ja niin edelleen. Näin ollen metallin tilavuudessa atomit muuttuvat jatkuvasti ioneiksi ja päinvastoin.

Metallien sidosta ionien välillä sosiaalisoituneiden elektronien avulla kutsutaan metalliksi.

Kuvassa on kaavamaisesti esitetty natriummetallifragmentin rakenne.

Tässä tapauksessa pieni määrä sosiaalistettuja elektroneja sitoo suuren määrän ioneja ja atomeja.

Metallisidos muistuttaa jonkin verran kovalenttista sidosta, koska se perustuu ulkoisten elektronien jakamiseen. Kovalenttisessa sidoksessa kuitenkin vain kahden vierekkäisen atomin ulommat parittomat elektronit sosiaalistuvat, kun taas metallisidoksessa kaikki atomit osallistuvat näiden elektronien sosiaalistukseen. Siksi kovalenttisella sidoksella varustetut kiteet ovat hauraita, kun taas metallisidoksella varustetut kiteet ovat pääsääntöisesti muovisia, sähköä johtavia ja niillä on metallinen kiilto.

Metallisidos on ominaista sekä puhtaille metalleille että eri metallien seoksille - seoksille, jotka ovat kiinteässä ja nestemäisessä tilassa.

vetysidos

Kemiallinen sidos yhden molekyylin (tai sen osan) positiivisesti polarisoituneiden vetyatomien ja vahvasti elektronegatiivisten alkuaineiden negatiivisesti polarisoituneiden atomien välillä, joissa on yksinäisiä elektronipareja ($F, O, N$ ja harvemmin $S$ ja $Cl$), toinen molekyyliä (tai sen osia) kutsutaan vedyksi.

Vetysidoksen muodostumismekanismi on osittain sähköstaattinen, osittain luovuttaja-akseptori.

Esimerkkejä molekyylien välisestä vetysidoksesta:

Tällaisen sidoksen läsnäollessa pienetkin molekyylipainot voivat normaaleissa olosuhteissa olla nesteitä (alkoholi, vesi) tai helposti nesteytyviä kaasuja (ammoniakki, fluorivety).

Aineilla, joissa on vetysidos, on molekyylikidehilat.

Molekyyli- ja ei-molekyylirakenteiset aineet. Kidehilan tyyppi. Aineiden ominaisuuksien riippuvuus niiden koostumuksesta ja rakenteesta

Aineiden molekyylirakenne ja ei-molekyylirakenne

Kemiallisiin vuorovaikutuksiin eivät pääse yksittäiset atomit tai molekyylit, vaan aineet. Aine voi tietyissä olosuhteissa olla jossakin kolmesta aggregaatiotilasta: kiinteä, nestemäinen tai kaasumainen. Aineen ominaisuudet riippuvat myös sen muodostavien hiukkasten - molekyylien, atomien tai ionien - välisen kemiallisen sidoksen luonteesta. Sidostyypin mukaan erotetaan molekyylirakenteen ja ei-molekyylirakenteen omaavat aineet.

Molekyyleistä koostuvia aineita kutsutaan molekyyliset aineet. Tällaisten aineiden molekyylien väliset sidokset ovat erittäin heikkoja, paljon heikompia kuin molekyylin sisällä olevien atomien välillä, ja jo suhteellisen alhaisissa lämpötiloissa ne katkeavat - aine muuttuu nesteeksi ja sitten kaasuksi (jodisublimaatio). Molekyyleistä koostuvien aineiden sulamis- ja kiehumispisteet nousevat molekyylipainon kasvaessa.

Molekyyliaineisiin kuuluvat atomirakenteen omaavat aineet ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), niiden joukossa on metalleja ja ei-metalleja.

Harkitse alkalimetallien fysikaalisia ominaisuuksia. Suhteellisen alhainen atomien välinen sidoslujuus aiheuttaa alhaisen mekaanisen lujuuden: alkalimetallit ovat pehmeitä ja niitä voidaan leikata helposti veitsellä.

Atomien suuret koot johtavat alkalimetallien alhaiseen tiheyteen: litium, natrium ja kalium ovat jopa vettä kevyempiä. Alkalimetallien ryhmässä kiehumis- ja sulamispisteet laskevat alkuaineen järjestysluvun kasvaessa, koska. atomien koko kasvaa ja sidokset heikkenevät.

Aineille ei-molekyylinen rakenteet sisältävät ionisia yhdisteitä. Useimmilla metalliyhdisteillä ei-metallien kanssa on tämä rakenne: kaikki suolat ($NaCl, K_2SO_4$), jotkut hydridit ($LiH$) ja oksidit ($CaO, MgO, FeO$), emäkset ($NaOH, KOH$). Ionisilla (ei-molekyylisillä) aineilla on korkea sulamis- ja kiehumispiste.

Kristallihilat

Aine voi tunnetusti esiintyä kolmessa aggregaatiotilassa: kaasumainen, nestemäinen ja kiinteä.

Kiinteät aineet: amorfinen ja kiteinen.

Mieti, kuinka kemiallisten sidosten ominaisuudet vaikuttavat kiinteiden aineiden ominaisuuksiin. Kiinteät aineet jaetaan kiteinen ja amorfinen.

Amorfisilla aineilla ei ole selkeää sulamispistettä - kuumennettaessa ne pehmenevät vähitellen ja muuttuvat nestemäisiksi. Amorfisessa tilassa ovat esimerkiksi muovailuvaha ja erilaiset hartsit.

Kiteisille aineille on ominaista hiukkasten, joista ne koostuvat, oikea järjestely: atomit, molekyylit ja ionit - tiukasti määritellyissä avaruuden pisteissä. Kun nämä pisteet yhdistetään suorilla viivoilla, muodostuu spatiaalinen kehys, jota kutsutaan kidehilaksi. Pisteitä, joissa kidehiukkaset sijaitsevat, kutsutaan hilasolmuiksi.

Riippuen kidehilan solmuissa sijaitsevien hiukkasten tyypistä ja niiden välisen yhteyden luonteesta, erotetaan neljä kidehilaa: ioninen, atomi, molekyyli ja metalli.

Ioniset kidehilat.

Ioninen kutsutaan kidehiloiksi, joiden solmuissa on ioneja. Ne muodostuvat aineista, joilla on ionisidos, joka voi sitoa sekä yksinkertaisia ​​ioneja $Na^(+), Cl^(-)$ että kompleksisia $SO_4^(2−), OH^-$. Tästä syystä metallien suoloilla, joillakin oksideilla ja hydroksideilla on ionikidehilat. Esimerkiksi natriumkloridikide koostuu vuorotellen $Na^+$ positiivisista ioneista ja $Cl^-$ negatiivisista ioneista muodostaen kuution muotoisen hilan. Ionien väliset sidokset tällaisessa kiteessä ovat erittäin stabiileja. Siksi aineille, joilla on ionihila, on ominaista suhteellisen korkea kovuus ja lujuus, ne ovat tulenkestäviä ja haihtumattomia.

Atomikidehilat.

ydin kutsutaan kidehiloiksi, joiden solmuissa on yksittäisiä atomeja. Tällaisissa hilassa atomit ovat yhteydessä toisiinsa erittäin vahvoilla kovalenttisilla sidoksilla. Esimerkki aineista, joissa on tämäntyyppinen kidehila, on timantti, yksi hiilen allotrooppisista muunnelmista.

Useimmilla aineilla, joissa on atomikidehila, on erittäin korkeat sulamispisteet (esim. timantilla se on yli $3500°C$), ne ovat vahvoja ja kovia, käytännössä liukenemattomia.

Molekyylikidehilat.

Molekyyli kutsutaan kidehiloiksi, joiden solmukohdissa molekyylit sijaitsevat. Kemialliset sidokset näissä molekyyleissä voivat olla joko polaarisia ($HCl, H_2O$) tai ei-polaarisia ($N_2, O_2$). Huolimatta siitä, että molekyylien sisällä olevat atomit ovat sitoutuneet erittäin vahvoilla kovalenttisilla sidoksilla, molekyylien välillä on heikkoja molekyylien välisiä vetovoimavoimia. Siksi aineilla, joissa on molekyylikidehilat, on alhainen kovuus, alhaiset sulamispisteet ja ne ovat haihtuvia. Useimmilla kiinteillä orgaanisilla yhdisteillä on molekyylikidehilat (naftaleeni, glukoosi, sokeri).

Metalliset kidehilat.

Aineilla, joissa on metallisidos, on metalliset kidehilat. Tällaisten hilan solmukohdissa on atomeja ja ioneja (joko atomeja tai ioneja, joihin metalliatomit muuttuvat helposti antaen ulommat elektroninsa "yhteiskäyttöön"). Tällainen metallien sisäinen rakenne määrää niille ominaiset fysikaaliset ominaisuudet: muokattavuuden, plastisuuden, sähkön ja lämmönjohtavuuden sekä ominaisen metallisen kiillon.

Moderni orgaanisten ominaisuuksien teoria on A. M. Butlerovin ajatuksen kehitys sen rakenteesta riippuvuudesta. Ilmaisuvoimainen rakenne antaa käsityksen koko lajikkeesta, vaikka ennusteet eivät ole seurausta tiukoista matemaattisista laeista, vaan ovat vain laadullisia ja jättävät paljon enemmän kokeellisen kemistin lahjakkuuteen ja intuitioon.

Yhdisteiden fysikaalisten ominaisuuksien ominaisuudet ilmaistaan ​​usein useiden termien summana, jotka liittyvät tietyn yhdisteen muodostaviin vastaaviin alkuaineisiin. Sellaisen soveltaminen lisäainejärjestelmät löytää yhdisteelle jokin fysikaalis-kemiallinen ominaisuus sen rakenteen kaavan mukaan, joten se vastaa oletusta, että alkuaine, joka tulee eri yhdisteiden koostumukseen, antaa aina saman osuuden tällaisesta ominaisuudesta.

Yksinkertaisimmissa tapauksissa tämä oletus suhteesta osoittautuu hyvin lähellä totuutta (lisäaineina ovat esimerkiksi molekyylitilavuuksien arvot ja

Luento: Molekyyli- ja ei-molekyylirakenteiset aineet. Kidehilan tyyppi. Aineiden ominaisuuksien riippuvuus niiden koostumuksesta ja rakenteesta

Molekyyliset ja ei-molekyyliset aineet

Rakenteen mukaan kemikaalit jaetaan kahteen ryhmään: molekyyleistä koostuvia kutsutaan nimellä molekyylinen ja sisältää atomeja ja ioneja - ei-molekyylinen.

Molekyyliaineilla on alhaiset sulamis-/kiehumispisteet. Ne voivat olla kolmessa aggregaattitilassa: nestemäinen, kiinteä, kaasumainen. Tähän ryhmään kuuluvat useimmat ei-metallien yksinkertaiset aineet sekä niiden yhdisteet keskenään. Molekyyliaineiden atomien väliset sidokset ovat kovalenttisia.

Ei-molekyylisillä aineilla on korkeat sulamis-/kiehumispisteet. Ne ovat kiinteässä tilassa. Nämä ovat, arvasit sen, yksinkertaisia ​​aineita - metalleja, niiden yhdisteitä ei-metallien kanssa, ei-metalleja ovat boori, hiili - timantti, fosfori (musta ja punainen), pii. Ei-molekyyliset aineet muodostavat ionisia, atomi-, molekyylikiteitä, joiden hiukkasten järjestyksellä on selkeä sekvenssi ja ne muodostavat hilan.

Kidehilan tyypit

Kidehiloja on neljää tyyppiä riippuen hilakohdissa sijaitsevien hiukkasten tyypeistä:

1) Ioninenkidehila on ominaista yhdisteille, joilla on ionityyppinen kemiallinen sidos. Hilakohdissa on kationeja ja anioneja. Esimerkkejä aineista, joissa on tämäntyyppinen kidehila, ovat tyypillisten metallien suolat, oksidit ja hydroksidit. Nämä ovat kovia, mutta hauraita aineita. Niissä on sitkeyttä. Ne liukenevat veteen ja johtavat sähköä.

2) Ydinvoima hilassa on atomeja solmuissaan. Hiukkaset muodostavat kovalenttisia ei-polaarisia ja polaarisia sidoksia. Yksinkertaisista aineista tämäntyyppinen kidehila kuuluu hiileen grafiitin ja timantin, boorin, piin ja germaniumin muodossa. Monimutkaisista aineista esimerkiksi piioksidilla (kvartsi, vuorikide) on atomihila. Nämä ovat erittäin kovia tulenkestäviä aineita, joita ei ole laajalti levinnyt luonnossa. Ei saa liuottaa veteen.

3) Molekyyli kidehilan muodostavat molekyylit, joita pitävät yhdessä heikot molekyylien väliset vetovoimat. Siksi tämän tyyppisille hilan aineille on ominaista alhainen kovuus, hauraus ja alhaiset sulamislämpötilat. Se on esimerkiksi jäissä olevaa vettä. Useimmissa kiinteissä orgaanisissa yhdisteissä on tällainen hila. Yhdisteen sidostyyppi on kovalenttinen.

Riippuen siitä, missä tilassa yhdisteet ovat luonnossa, ne jaetaan molekyylisiin ja ei-molekyylisiin. Molekyyliaineissa pienimmät rakenteelliset hiukkaset ovat molekyylejä. Näillä aineilla on molekyylikidehila. Ei-molekyylisissä aineissa pienimmät rakenteelliset hiukkaset ovat atomeja tai ioneja. Niiden kidehila on atomi-, ioni- tai metallinen.

Kidehilan tyyppi määrää suurelta osin aineiden ominaisuudet. Esimerkiksi metallit, joilla on metallikidehilatyyppi, eroaa kaikista muista elementeistä korkea plastisuus, sähkön- ja lämmönjohtavuus. Nämä ominaisuudet, samoin kuin monet muut - muokattavuus, metallinen kiilto jne. metalliatomien välisen erikoissidoksen vuoksi - metallinen sidos. On huomattava, että metalleille ominaiset ominaisuudet näkyvät vain kondensoituneessa tilassa. Esimerkiksi hopealla kaasumaisessa tilassa ei ole metallien fysikaalisia ominaisuuksia.

Metallien erityinen sidostyyppi - metalli - johtuu valenssielektronien puutteesta, joten ne ovat yhteisiä koko metallin rakenteelle. Yksinkertaisin metallien rakenteen malli olettaa, että metallien kidehila koostuu positiivisista ioneista, joita ympäröivät vapaat elektronit, elektronien liike tapahtuu satunnaisesti, kuten kaasumolekyylit. Tällainen malli, vaikka se selittää kvalitatiivisesti monia metallien ominaisuuksia, osoittautuu kuitenkin riittämättömäksi kvantitatiivisessa todentamisessa. Metallisen tilan teorian jatkokehitys johti luomiseen metallien nauhateoria, joka perustuu kvanttimekaniikan käsitteisiin.

Kidehilan solmukohdissa on kationeja ja metalliatomeja, ja elektronit liikkuvat vapaasti kidehilaa pitkin.

Metalleille tyypillinen mekaaninen ominaisuus on muovi-, johtuen niiden kiteiden sisäisen rakenteen erityispiirteistä. Plastisuus ymmärretään kappaleiden kyvyksi ulkoisten voimien vaikutuksesta joutua muodonmuutokseen, joka säilyy ulkoisen vaikutuksen lakkaamisen jälkeen. Tämän metallien ominaisuuden ansiosta niille voidaan antaa erilaisia ​​muotoja takomisen aikana, valssata metalli levyiksi tai vetää langaksi.

Metallien plastisuus johtuu siitä, että ulkoisen toiminnan vaikutuksesta kidehilan muodostavat ionikerrokset siirtyvät suhteessa toisiinsa rikkoutumatta. Tämä johtuu siitä, että liikkuneet elektronit jatkavat vapaan uudelleenjakautumisen vuoksi yhteyttä ionikerrosten välillä. Mekaanisessa vaikutuksessa kiinteään aineeseen, jossa on atomihila, sen yksittäiset kerrokset siirtyvät ja niiden välinen adheesio katkeaa kovalenttisten sidosten katkeamisen vuoksi.

Jos kidehilan solmut ovat ioneja, silloin nämä aineet muodostuvat ionityyppinen kidehila.

Nämä ovat suoloja sekä tyypillisten metallien oksideja ja hydroksideja. Nämä ovat kovia, hauraita aineita, mutta niiden tärkein laatu : näiden yhdisteiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa.