Vesipelastuksen tärkeimmät keinot ja menetelmät ovat:

• esineitä, jotka lisäävät henkilön kelluvuutta: pelastusrengas, "Aleksandrovin loppu", pelastuspallot, -laudat;
• vesikulkuneuvot: vene, lautta, ilmapatja;
• lähestyä hukkuvaa rantaa pitkin tai uimalla, nostamalla hänet vedestä.

Jos uhri on kaukana rannasta ja pystyy itsenäiseen toimintaan, hänen täytyy heittää jokin alla kuvatuista erityisistä hengenpelastusvälineistä.

Pelastusrengas on otettava yhdellä kädellä, toisella kädellä tartutaan kaiteeseen (köydestä), tehdään 2-3 ympyräliikettä ojennetulla kädellä olkapäiden tasolla ja heitetään se tasaisesti hukkuvan suuntaan. Heitto tulee tehdä niin, että ympyrä putoaa 0,5-1,5 m etäisyydelle henkilöstä. Älä heitä ympyrää suoraan häntä kohti - tämä voi johtaa loukkaantumiseen. Kun heität ympyrää veneestä, sinun on tehtävä tämä perästä tai keulasta. Uhri voi pitää kiinni ympyrästä, kaiteesta tai laittaa ympyrän vyölle.

”Aleksandovin pää” tulee ottaa suuresta silmukasta ja tehdä 2-3 köyden kierrosta, pitäen toisessa kädessä pientä silmukkaa ja loput köydestä. Tehtyään useita keinuja suurella silmukalla, "Aleksandrovin pää" heitetään uhrille. Hänen on puolestaan ​​asetettava lenkki päänsä yli käsivarsiensa alle tai pidettävä kiinni kellukkeista. Sen jälkeen uhri vedetään rantaan.

Pelastuspalloja voi ottaa yhdellä kädellä ja toisella kädellä niitä yhdistävää kaapelia. Kun olet suorittanut 2-3 swingiä, heitä pallot uhrille.

Vesikulkuneuvo. Hukkuvaa henkilöä auttaessa voidaan käyttää veneitä. Sinun on lähestyttävä uhria erittäin varovasti ottaen huomioon tuulen ja virran suunta, jotta et vahingoita häntä airolla, veneen rungolla tai moottorilla. Uhri voidaan nostaa laivaan tai kuljettaa rantaan vesiteitse.

Useimmiten hukkuvaa joutuu auttamaan uimalla. Tämä menetelmä edellyttää pelastajilta kykyä uida hyvin, sukeltaa, kuljettaa uhreja vedessä, tarjota apua, tuntea kohtauksista vapautumisen tekniikat.

Ennen veteen tuloa sinun tulee arvioida nopeasti tilanne, lähestyä hukkuvaa rantaa pitkin, mennä veteen ja uida häntä kohti. Jos uhri hallitsee toimintaansa, hänen tulee pitää kiinni pelastajan harteista ja uida hänen kanssaan rantaan. Hukkuvan henkilön hallitsemattoman käytöksen tapauksessa häntä on lähestyttävä takaapäin, vangittava ja kuljetettava rantaan. Kuljetuksen aikana uhrin pään tulee olla veden yläpuolella.

Jos uhri upposi säiliön pohjalle ja makaa selkä maassa, sinun täytyy uida hänen luokseen pään sivulta, tarttua häneen kainaloiden alta, työntää pois pohjasta ja nousta pintaan. vedestä. Jos uhri sijaitsee kyljessä tai vatsassa, on tarpeen uida hänen luokseen jalkojen sivulta. Uhrin etsintä veden alla suoritetaan maskilla tai erityisillä laseilla, ja niiden puuttuessa voit avata silmäsi veden alla. Virran läsnä ollessa on otettava huomioon uhrin purkamisen mahdollisuus.

Hukkuvan henkilön avun pääedellytys on koko työkokonaisuuden nopea toteuttaminen. Tämä johtuu siitä, että 5-6 minuutin veden alla olemisen jälkeen kehossa alkaa peruuttamattomia prosesseja ja henkilö kuolee.

On muistettava, että hukkuva henkilö on todellinen uhka häntä auttaville. Pelon tarttumana hän ei hallitse toimiaan, tekee kaoottisia liikkeitä, voi tarttua voimakkaasti läheiseen ihmiseen ja sukeltaa veden alle hänen kanssaan. Tämän vuoksi sinun on uida hukkuvan henkilön luo takaapäin, toimittava selkeästi, epäseremoniasti ja tarvittaessa jyrkästi, yritettävä välttää vangitsemista. Jos näin tapahtuu, sinun on päästävä niistä eroon mahdollisimman pian.

Yksi luotettavista ja tehokkaista tavoista vapautua kahvoista pidetään veden alle menemistä uhrin kanssa, joka varmasti päästää pelastajan irti ja yrittää nousta pintaan hengittämään.

Ei ole harvinaista, että useita hukkuvia lapsia on vedessä samanaikaisesti. Tässä tilanteessa vaarallisin on pelastajan vangitseminen useiden uhrien toimesta samanaikaisesti.

Uimalla hukkuvien ihmisten ryhmään, sinun on valittava uhri, joka on kriittisimmässä tilanteessa, ja autettava häntä.

Pitääkseen ihmiset kelluvina vedessä heidän täytyy heittää kelluvia esineitä. Pelastusoperaation nopeuttamiseksi on suositeltavaa käyttää venettä. Hukkuvan ihmisen luo on uida virtaa vastaan, tuulisella säällä - tuulta ja aaltoja vastaan. Jos vene on varustettu moottorilla, uhrien nousu siihen tulee suorittaa perästä. Tämä on tehtävä hallituksen kautta. Sinun on oltava veneessä kyynärpäässäsi tai polvillasi, jotta et keinuta sitä ja estää sitä kaatumasta.

Nostettaessa uhria vesikulkuneuvoon, on suljettava pois terävien ja ulkonevien osien aiheuttama loukkaantumismahdollisuus. Jos uhria ei ole mahdollista nostaa laivaan, hänen tulee heittää hengenpelastusväline.

Veneen suurimman sallitun kuormauksen tulee antaa sivukorkeus vedenpinnasta 25 cm. Jos venettä ajetaan tuulisella säällä, yöllä, tuntemattomalla vesistöllä, vapaan kyljen korkeus veden yläpuolella on 50 cm .

Kun henkilö on poistettu vedestä, on välittömästi aloitettava ensiapu, jonka aste määritetään uhrin tilan perusteella.

Hukkumisen auttamisen säännöt

Hukkumisen käsite ja tärkeimmät syyt

Hukkuminen ymmärretään kehossa tapahtuvien muutosten kokonaisuutena, joka johtaa lopulta kuolemaan hengitysteiden sulkeutuessa nesteellä. Hukkuessa hengitysteiden ilman pääsy pakotettuna keskeytyy, kaasunvaihto häiriintyy, hypoksia (veren hapenpuute) kehittyy nopeasti. 5-6 minuuttia veteen upotuksen jälkeen kehossa alkaa peruuttamattomia prosesseja ja henkilö kuolee.

Hukkumisen merkkejä ovat:

vaahtoaminen suusta;

hengityksen ja sydämen toiminnan lopettaminen;

ihon sinertyminen;

pupillien laajentuminen.

Hukkumista on kolmea tyyppiä:

totta;

• pyörtymä.

Todellinen hukkuminen tapahtuu veden (nesteen) pääsyn seurauksena ihmisen hengitysteihin ja keuhkoihin, mikä estää ilman virtauksen. Iho muuttuu siniseksi, suusta ja nenästä vapautuu vaahtoavaa nestettä.

Kuiva hukkuminen tapahtuu äänihuulten kouristuksen (laryngospasmi) seurauksena, kun pieni määrä nestettä pääsee ylempään hengitysteihin, joka ei pääse keuhkoihin. Uhri menettää tajuntansa ja vajoaa välittömästi pohjaan.

Pyörtyminen (kalpea) hukkuminen tapahtuu äkillisen sydämenlyönnin ja hengityksen pysähtymisen seurauksena.

Hukkumisen tärkeimmät syyt:

käyttäytymissääntöjen rikkominen vedessä, ilmeisen vaaralliset toimet;

kyvyttömyys uida;

nopea, myrskyinen veden virtaus;

hengitysteiden kouristukset, joissa on odottamaton altistuminen kylmälle vedelle ("kylmäshokki");

vammat, tajunnan menetys vedessä;

henkilökohtaisten suojavarusteiden laiminlyönti;

sukellus tuntemattomissa paikoissa;

uiminen vaarallisissa paikoissa: nopea virtaus, levien ja vieraiden esineiden esiintyminen vedessä, voimakkaat aallot, vuodot, purjehduskelpoiset väylät;

kouristukset, väsymys, hypotermia.

Tarkastellaanpa joitain niistä. Pitkäaikainen altistuminen vedelle voi aiheuttaa tahattomia, kivuliaita lihassupistuksia, joita kutsutaan kouristuksiksi. Useimmiten kouristukset peittävät pohkeen lihakset, mikä estää aktiivisten toimien suorittamisen jalkojen kanssa. Tässä tilanteessa sinun täytyy hengittää syvään, sukeltaa pystysuoraan veteen päälläsi, suoristaa jalat, tarttua isovarpaisiin käsilläsi ja vetää voimakkaasti itseäsi kohti.

Positiivinen vaikutus saavutetaan hieromalla vahingoittuneita lihaksia. Reiden etupinnan lihasten kouristuksilla jalkoja tulee taivuttaa mahdollisimman paljon polvissa ja vetää (painaa) käsillään reiden takaosaan.

Vatsalihasten kouristukset poistetaan vetämällä polvissa koukussa olevat jalat vatsaan.

Käsien lihasten kouristukset poistetaan puristamalla ja irrottamalla nyrkkejä, taivuttamalla ja avaamalla käsiä kyynärnivelessä.

Kun krampit on poistettu, sinun on uida rantaan, koska ne voivat peittää lihakset uudelleen. Jos kouristukset tarttuivat jalkoihin eikä niitä voitu poistaa, sinun on makaa selällään ja uida rantaan työskennellen käsilläsi. Jos käsiin vaikuttaa, sinun on työskenneltävä jaloillasi. Pääasia tässä vaikeassa tilanteessa on mobilisoida kaikki voimat poistuakseen nykyisestä hätätilasta, tukahduttaa pelko ja paniikki.

Porealtaat voivat aiheuttaa hukkumisen. Ne muodostuvat paikkoihin, joissa on voimakas jokivirtaus, mutkissa, suurten kivien takana, epätasaisten pohjajen päällä, laivan tulvimishetkellä. Veden pyörivä liike porealtaassa on niin voimakasta, että siitä on melko vaikea päästä pois. Poreallas vetää ihmisen veden alle, pyörittää häntä, häiritsee liikkeiden koordinaatiota, aiheuttaa huimausta. Kun astut porealtaaseen, sinun on otettava kehosi vaakasuora asento ja yritettävä uida turvalliseen paikkaan. Jos poreallas on kiristetty, sinun on hengitettävä syvään, sukeltaa ja uida veden alla niin pitkälle kuin mahdollista. Veden pinnalla tämä on paljon vaikeampaa. Veden alle suuntautumiseksi ylös-alas-suunnassa on välttämätöntä vapauttaa muutama ilmakupla suusta, jotka aina nousevat ylös.

Levät aiheuttavat vaaran myös vedessä oleville ihmisille. Ne voivat kiertää jalkojen, käsivarsien, vartalon ympärillä, haitata liikettä ja aiheuttaa hukkumista. Levät ovat erityisen vaarallisia sukeltajille. Kun astut levien peitossa olevaan paikkaan, sinun on otettava kehon vaakasuora asento, älä tee äkillisiä liikkeitä, poistu varovasti vaarallisesta paikasta. Jos levä on tarttunut kehoon, kasvien silmukat tulee varovasti löysätä käsilläsi, kun taas liikkeiden tulee olla rauhallisia, kiireellisiä, itsevarmoja. Vapautumisen jälkeen sinun tulee uida siihen suuntaan, josta purjehdit.

Yksi hukkumisen syistä on korkeat aallot. Jos on, on parasta pysyä poissa vedestä. Uinti näissä olosuhteissa liittyy lisääntyneeseen riskiin, aallonhuippujen jatkuvaan romahtamiseen henkilöön, mikä johtaa voiman menettämiseen, hengitysrytmin rikkomiseen, veden pääsyyn hengitysteihin ja toistuvaan sukellukseen. vettä aaltoiskujen välttämiseksi. Vaaraa edustavat rannalta tulevat aallot, jotka voivat kuljettaa ihmisen kauas veteen. Tällaisissa olosuhteissa on välttämätöntä päästä rantaan mahdollisimman pian.

Ihminen voi hukkua, jos hän menettää tajuntansa aivojen hapensaannin heikkenemisen seurauksena pidättäessään hengitystään sukeltamisen aikana. Tilannetta pahentaa se, että kriittinen tila tulee odottamatta, uhri menettää tajuntansa veden alla, hän ei voi itsenäisesti torjua tapahtunutta tai kutsua apua.

Ihminen voi päätyä veteen sekä omasta tahdostaan ​​(uinti, kevätkalastus, kalastus) että täysin vahingossa (uintilaitoksen onnettomuus, veteen putoaminen, uhrien auttaminen).

Jotta henkilö ei sukeltaisi veden alle, voidaan käyttää useita menetelmiä:

kyky uida;

kehon vaaka- tai pystyasennon säilyttäminen käsien ja jalkojen aktiivisten liikkeiden vuoksi;

"kelluke"-asennon ottaminen käyttöön;

vedessä kelluvien esineiden ja erityisten hengenpelastusvälineiden käyttö.

Uinti tarkoittaa aktiivista tapaa pitää ihminen vedessä ja liikkeessä, mutta siihen liittyy korkeita fyysisiä kustannuksia ja nopeaa väsymystä.

Rentoutuaksesi vedessä voit käyttää makuuasentoa: makaa selällään, levitä kädet ja jalat, sulje silmäsi, laita pää veteen, rentoudu, hengitä syvään ja rauhallisesti, pidä vaakasuora asento työn takia. käsistäsi ja jaloistasi. Tämä asento on turvallisin ja vähiten väsyttävä.

Lepo vedessä tarjoaa asennon "kelluke". Suorittaaksesi sen, sinun on hengitettävä syvään, upotettava kasvosi veteen, lukittava polvisi käsilläsi ja painettava ne kehoon, hengitettävä hitaasti veteen. Uloshengityksen päätyttyä sinun tulee nostaa päätäsi, hengittää, laskea pää veteen ja hengittää ulos veden alla.

Rentoutuaksesi vedessä voit käyttää erilaisia ​​siinä kelluvia esineitä (laudat, tukit, vaahtopalat jne.).

Vedessä olevan henkilön rauhallinen, itsevarma käyttäytyminen antaa sinun pysyä sen pinnalla pitkään, odottaa apua, saada voimaa ja päästä itsenäisesti rantaan.

Satunnainen kamppailu vedessä johtaa nopeaan voiman menettämiseen, veden joutumiseen hengitysteihin, mikä edistää hukkumista.

Hukkuva henkilö heiluttaa satunnaisesti käsiään, pyytää apua, menee ajoittain veden alle ja nousee esiin. Tässä tilanteessa hän tarvitsee välitöntä apua. Päätehtävänä on saada uhri nopeasti pois vedestä rantaan tai uimapaikkaan. Jos apua annetaan ensimmäisen minuutin aikana hukkumisen jälkeen, tulos voi olla positiivinen vähintään 90 %:ssa tapauksista, 5-6 minuutin kuluttua onnistuneiden tulosten määrä vähenee jyrkästi.

Hukkuvan tulee suunnata kaikki voimansa mahdollisimman suureen mahdolliseen pysymiseen veden pinnalla, saavuttaen itsenäisesti rantaan varmistaen turvallisuuden rannalla.

Yksi tärkeimmistä ennaltaehkäisevistä toimenpiteistä hukkumisen estämiseksi on uimaan oppiminen. Voit oppia uimaan ja kellumaan itsevarmasti vedessä melko nopeasti. Kyky uida ja pysyä pinnalla on yksi ihmishenkien pelastamisen edellytyksistä tulvien ja muiden vesillä tapahtuvien hätätilanteiden aikana.

Vedessä uhrien tehokas auttaminen edellyttää pelastuksen perusmenetelmien tuntemista, avunantokeinojen olemassaoloa ja niiden käyttöä.

Ensiapu hukkumiseen

Jos uhri on tajuissaan, hengitys ja pulssi eivät ole häiriintyneet, riittää, että hänet lasketaan makuulle, annetaan kuumaa juomaa, lämmitetään ja rauhoitetaan.

Hukkuneen henkilön tajuttomassa tilassa välittömästi vedestä poistamisen jälkeen on välttämätöntä:

käännä kasvot alaspäin ja laske päätäsi (pään tulee olla lantion tason alapuolella);

puhdista suu vieraasta sisällöstä ja paina jyrkästi kielen juurta;

oksentelu- ja yskärefleksien ilmaantuessa veden täydelliseen poistamiseen hengitysteistä ja mahasta;

jos kehittyy keuhkopöhö: istu, kiinnitä reidet reisille ja, jos mahdollista, järjestä hapen hengittäminen alkoholihöyryn kautta;

kun hengitys ja sydämen toiminta pysähtyvät, aloita välittömästi niiden palauttaminen. Pääasiallisia elvytystoimenpiteitä ovat tekohengitys ja rintakehän puristus.

Keinotekoinen hengitys. Se suoritetaan hengityspysähdyksissä. Tärkeimmät keinotekoisen hengityksen suorittamismenetelmät ovat: "suusta suuhun", "suusta nenään", "suusta avanneeseen".

Keinotekoinen hengitys suoritetaan väkisin täyttämällä loukkaantuneen hengitystiet uloshengitysilmalla, joka antaa ensiapua.

Uloshengitysilma sisältää 16% happea, mikä riittää ylläpitämään kehon elintärkeää toimintaa, kiihottamaan hengityskeskusta ja palauttamaan hengitys.

Keinohengityksen suorittamiseksi on tarpeen laittaa uhri selälleen, puhdistaa suuontelo vieraista esineistä, kallistaa päätä taaksepäin ja nostaa leukaansa, mikä varmistaa hengitysteiden vapautumisen. Seuraavaksi sinun on tehtävä reikä kankaaseen (nenäliina, sideharso, lautasliina), jonka halkaisija on 3-5 cm, peitä uhrin kasvot sillä niin, että reikä osuu hänen suunsa kanssa. Purista uhrin nenää peukalolla ja etusormella, hengitä syvään, paina huulet tiukasti hänen huuliaan vasten, hengitä voimakkaasti hänen suuhunsa. Rintakehän nostamisen jälkeen uhrin huulet tulee vapauttaa ja ilman tulee päästää ulos.

Joissakin tapauksissa sinun on hengitettävä ilmaa uhrin nenän kautta. Tätä varten nenä kääritään suun ympärille ja tehdään voimakas uloshengitys.

Uhrien joukossa voi olla ihmisiä, joille on tehty hengityselinleikkaus, ja siksi he käyttävät erityistä letkua hengittämiseen - avannetta. Tällaisten uhrien on suljettava suunsa ja nenänsä ja hengitettävä avanteen kautta.

Hengitysjaksojen lukumäärän tulisi olla 10-12 kertaa minuutissa.

Keinohengitystä suoritettaessa on tarpeen tarkistaa joka minuutti, onko sydänpysähdys tapahtunut. Jos kaulavaltimon pulsaatiota ei esiinny, tulee välittömästi aloittaa epäsuora sydänhieronta, joka yhdistetään tekohengitykseen.

Epäsuora sydänhieronta suoritetaan sydämenpysähdyksen yhteydessä toiminnan jatkamiseksi verenkierron palauttamiseksi. Se koostuu rytmisestä paineesta kämmenillä rinnassa, mikä johtaa sydämen pakkopuristukseen ja sen seurauksena veren virtaamiseen valtimoihin. Tehon heikkeneessä rintakehä kohoaa ja suonten läpi kulkeva veri täyttää sydämen. Tällainen pakotettu verenkierto varmistaa välttämättömien elintoimintojen ylläpidon sydämen itsenäisen toiminnan palautumiseen asti. Epäsuora sydänhieronta tulee suorittaa välittömästi, jos se pysähtyy. Äkillisen sydämenpysähdyksen merkkejä ovat: jyrkkä ihon vaaleneminen, tajunnan menetys, pulssin pysähtyminen, hengitys, harvinaisten kouristelevien hengitysten ilmaantuminen, pupillien laajentuminen.

Epäsuoran sydänhieronnan suorittamiseksi uhri on asetettava selälleen, tukevalle alustalle, hänen kätensä on asetettava vartaloa pitkin ja jalkoja tulee kohottaa laskimoveren virtauksen helpottamiseksi sydämeen. Ensiavunantaja sijaitsee kyljessä, asettaa toisen käden kämmenen siten, että sen tyvi sijaitsee rintalastan alaosassa pituusakselia pitkin ja toisen käden kämmen asetetaan ensimmäisen käden päälle. lisää painetta. Puristus tehdään pystysuunnassa, rintakehän taipuman määrä on 3-4 cm, paineen määrä on 75-85 kertaa minuutissa. Epäsuora sydänhieronta on tehtävä ennen sen toimintojen palauttamista. Jos elonmerkkejä ei näy 25-30 minuutin hieronnan jälkeen, se on lopetettava.

Veren kyllästämiseksi hapella on suoritettava epäsuora sydänhieronta samanaikaisesti tekohengityksen kanssa. Tähän työhön tulee osallistua vähintään kaksi henkilöä. Jos tämä ei ole mahdollista, yksi henkilö voi suorittaa elvytystoimia.

Niiden toteutusjärjestys on seuraava: on tarpeen tehdä 2-3 tekohengityksen sykliä, sitten 15-16 rintakehän puristusta.

Tämä rytmi tulee säilyttää, kunnes hengitys- ja sydämentykytystoiminnot palautuvat.

3 minuutin välein on tarpeen suorittaa hengityksen ja sykkeen kontrollimittaukset.

Epäsuora sydänhieronta on yksinkertainen elvytystoimenpide, joka voi pelastaa uhrin hengen. Sen tehokkuutta voidaan arvioida itsenäisen pulssin ja hengityksen, oppilaiden supistumisen perusteella.

Uhri on kuljetettava hoitolaitokseen sydämen toiminnan ja hengityksen palautumisen jälkeen. Optimaalinen asento tähän on "makaa kyljellä pää alaspäin".

Kaikkien uhrien sairaalahoitotarve hoitolaitoksessa tässä tapauksessa liittyy riskiin saada niin sanottu "toissijainen hukkuminen", kun on merkkejä akuutista hengitysvajauksesta, rintakipusta, yskästä, hengenahdistusta, lyhyyden tunnetta. hengitys, verenvuoto, kiihtyneisyys, kohonnut syke. Muutaman päivän sisällä keuhkopöhön kehittymisen todennäköisyys on edelleen korkea.

.

Tiedät, että atomit voivat yhdistyä keskenään muodostaen sekä yksinkertaisia ​​että monimutkaisia ​​aineita. Tässä tapauksessa muodostuu monenlaisia ​​kemiallisia sidoksia: ioninen, kovalenttinen (ei-polaarinen ja polaarinen), metallinen ja vety. Yksi alkuaineiden atomien tärkeimmistä ominaisuuksista, joka määrää, millainen sidos niiden välille muodostuu - ioninen tai kovalenttinen, - on elektronegatiivisuus, ts. yhdisteen atomien kyky vetää puoleensa elektroneja.

Elektronegatiivisuuden ehdollinen kvantitatiivinen arvio saadaan suhteellisen elektronegatiivisuuden asteikolla.

Ajanjaksoina elementtien elektronegatiivisuudella on yleinen taipumus kasvaa ja ryhmissä - niiden väheneminen. Elektronegatiivisuuselementit on järjestetty riviin, jonka perusteella voidaan verrata elementtien elektronegatiivisuutta eri ajanjaksoina.

Kemiallisen sidoksen tyyppi riippuu siitä, kuinka suuri ero alkuaineiden yhdistävien atomien elektronegatiivisuusarvoissa on. Mitä enemmän sidoksen muodostavien alkuaineiden atomit eroavat elektronegatiivisuudessa, sitä polaarisempi kemiallinen sidos on. On mahdotonta vetää terävää rajaa kemiallisten sidostyyppien välille. Useimmissa yhdisteissä kemiallisen sidoksen tyyppi on välimuoto; esimerkiksi erittäin polaarinen kovalenttinen kemiallinen sidos on lähellä ionisidosta. Riippuen siitä, kumpi rajoittavista tapauksista on luonteeltaan lähempänä kemiallista sidosta, sitä kutsutaan joko ioniseksi tai kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi.

Ionisidos.

Ionisidos muodostuu elektronegatiivisuudessa jyrkästi toisistaan ​​poikkeavien atomien vuorovaikutuksessa. Esimerkiksi tyypilliset metallit litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) muodostavat ionisidoksen tyypillisten epämetallien, pääasiassa halogeenien, kanssa.

Alkalimetallihalogenidien lisäksi ionisidoksia muodostuu myös yhdisteissä, kuten alkaleissa ja suoloissa. Esimerkiksi natriumhydroksidissa (NaOH) ja natriumsulfaatissa (Na 2 SO 4) ionisidoksia on vain natrium- ja happiatomien välillä (loput sidokset ovat kovalenttisia polaarisia).

Kovalenttinen ei-polaarinen sidos.

Kun atomit ovat vuorovaikutuksessa saman elektronegatiivisuuden kanssa, molekyyleihin muodostuu kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Tällainen sidos esiintyy seuraavien yksinkertaisten aineiden molekyyleissä: H2, F2, Cl2, O2, N2. Kemialliset sidokset näissä kaasuissa muodostuvat yhteisten elektroniparien, ts. kun vastaavat elektronipilvet menevät päällekkäin, johtuen elektroni-ydinvuorovaikutuksesta, joka tapahtuu atomien lähestyessä toisiaan.

Aineiden elektronisia kaavoja laadittaessa on muistettava, että jokainen yhteinen elektronipari on ehdollinen kuva elektronitiheyden lisääntymisestä, joka johtuu vastaavien elektronipilvien päällekkäisyydestä.

kovalenttinen polaarinen sidos.

Atomien, joiden elektronegatiivisuuden arvot eroavat, mutta ei jyrkästi, vuorovaikutuksen aikana tapahtuu yhteisen elektroniparin siirtyminen elektronegatiivisempaan atomiin. Tämä on yleisin kemiallinen sidostyyppi, joka löytyy sekä epäorgaanisista että orgaanisista yhdisteistä.

Kovalenttiset sidokset sisältävät täysin ne sidokset, jotka muodostuvat luovuttaja-akseptorimekanismista, esimerkiksi hydronium- ja ammoniumioneissa.

Metalliliitäntä.

Sidosta, joka muodostuu suhteellisen vapaiden elektronien vuorovaikutuksesta metalli-ionien kanssa, kutsutaan metallisidokseksi. Tämäntyyppinen sidos on tyypillistä yksinkertaisille aineille - metalleille.

Metallisidoksen muodostumisprosessin ydin on seuraava: metalliatomit luopuvat helposti valenssielektroneista ja muuttuvat positiivisesti varautuneiksi ioneiksi. Suhteellisen vapaat elektronit, jotka ovat irronneet atomista, liikkuvat positiivisten metalli-ionien välillä. Niiden välille syntyy metallisidos, eli elektronit ikään kuin sementoivat metallien kidehilan positiivisia ioneja.

Vetysidos.

Sidos, joka muodostuu yhden molekyylin vetyatomien ja voimakkaasti elektronegatiivisen alkuaineen atomin välille(O, N, F) toista molekyyliä kutsutaan vetysidokseksi.

Voi herää kysymys: miksi vety juuri muodostaa niin erityisen kemiallisen sidoksen?

Tämä johtuu siitä, että vedyn atomisäde on hyvin pieni. Lisäksi, kun yksi elektroni syrjäytetään tai luovutetaan kokonaan, vety saa suhteellisen korkean positiivisen varauksen, minkä vuoksi yhden molekyylin vety on vuorovaikutuksessa elektronegatiivisten alkuaineiden atomien kanssa, joilla on osittainen negatiivinen varaus, joka on osa muita molekyylejä (HF, H20, NH3).

Katsotaanpa joitain esimerkkejä. Yleensä edustamme veden koostumusta kemiallisella kaavalla H 2 O. Tämä ei kuitenkaan ole täysin tarkkaa. Olisi oikeampaa merkitä veden koostumus kaavalla (H 2 O) n, jossa n \u003d 2.3.4 jne. Tämä johtuu siitä, että yksittäiset vesimolekyylit ovat yhteydessä toisiinsa vetysidoksilla.

Vetysidokset merkitään yleensä pisteillä. Se on paljon heikompi kuin ioninen tai kovalenttinen sidos, mutta vahvempi kuin tavallinen molekyylien välinen vuorovaikutus.

Vetysidosten läsnäolo selittää veden tilavuuden kasvun lämpötilan laskeessa. Tämä johtuu siitä, että kun lämpötila laskee, molekyylit vahvistuvat ja siksi niiden "pakkauksen" tiheys pienenee.

Orgaanista kemiaa tutkiessa heräsi myös seuraava kysymys: miksi alkoholien kiehumispisteet ovat paljon korkeammat kuin vastaavien hiilivetyjen? Tämä selittyy sillä, että myös alkoholimolekyylien välille muodostuu vetysidoksia.

Alkoholien kiehumispiste kohoaa myös niiden molekyylien laajentumisen vuoksi.

Vetysidos on ominaista myös monille muille orgaanisille yhdisteille (fenolit, karboksyylihapot jne.). Orgaanisen kemian ja yleisen biologian kursseista tiedät, että vetysidoksen läsnäolo selittää proteiinien sekundaarirakenteen, DNA:n kaksoiskierteen rakenteen, eli komplementaarisuuden ilmiön.

MÄÄRITELMÄ

Ammoniakki- vetynitridi.

Kaava - NH3. Moolimassa - 17 g / mol.

Ammoniakin fysikaaliset ominaisuudet

Ammoniakki (NH 3) on väritön kaasu, jolla on pistävä haju ("ammoniakin" haju), ilmaa kevyempi, hyvin veteen liukeneva (yksi tilavuus vettä liuottaa jopa 700 tilavuusosaa ammoniakkia). Konsentroitu ammoniakkiliuos sisältää 25 % (massa) ammoniakkia ja sen tiheys on 0,91 g/cm3.

Ammoniakkimolekyylin atomien väliset sidokset ovat kovalenttisia. Yleiskuva AB 3 -molekyylistä. Kaikki typpiatomin valenssiorbitaalit siirtyvät hybridisaatioon, joten ammoniakkimolekyylin hybridisaatiotyyppi on sp 3. Ammoniakin geometrinen rakenne on tyyppiä AB 3 E - trigonaalinen pyramidi (kuva 1).

Riisi. 1. Ammoniakkimolekyylin rakenne.

Ammoniakin kemialliset ominaisuudet

Kemiallisesti ammoniakki on melko aktiivinen: se reagoi monien aineiden kanssa. Typen hapetusaste ammoniakissa "-3" on minimaalinen, joten ammoniakilla on vain pelkistäviä ominaisuuksia.

Kun ammoniakkia kuumennetaan halogeeneilla, raskasmetallioksideilla ja hapella, muodostuu typpeä:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO \u003d 3Cu + N2 + 3H2O

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

Katalyytin läsnä ollessa ammoniakki pystyy hapettumaan typpioksidiksi (II):

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (katalyytti - platina)

Toisin kuin ryhmien VI ja VII ei-metallien vetyyhdisteet, ammoniakilla ei ole happamia ominaisuuksia. Sen molekyylin vetyatomit voidaan kuitenkin edelleen korvata metalliatomeilla. Kun vety korvataan kokonaan metallilla, muodostuu nitrideiksi kutsuttuja yhdisteitä, jotka voidaan saada myös typen suoralla vuorovaikutuksella metallin kanssa korkeassa lämpötilassa.

Ammoniakin tärkeimmät ominaisuudet johtuvat siitä, että typpiatomissa on yksittäinen elektronipari. Ammoniakkiliuos vedessä on emäksistä:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -

Kun ammoniakki reagoi happojen kanssa, muodostuu ammoniumsuoloja, jotka hajoavat kuumennettaessa:

NH3 + HCl = NH4CI

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (lämmitettynä)

Ammoniakin saaminen

Määritä teolliset ja laboratoriomenetelmät ammoniakin valmistukseen. Laboratoriossa ammoniakkia saadaan emästen vaikutuksesta ammoniumsuolojen liuoksiin kuumennettaessa:

NH 4 Cl + KOH \u003d NH 3 + KCl + H 2 O

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

Tämä reaktio on kvalitatiivinen ammoniumioneille.

Ammoniakin käyttö

Ammoniakin tuotanto on yksi tärkeimmistä teknologisista prosesseista maailmanlaajuisesti. Maailmassa tuotetaan vuosittain noin 100 miljoonaa tonnia ammoniakkia. Ammoniakin vapautuminen suoritetaan nestemäisessä muodossa tai 25-prosenttisen vesiliuoksen - ammoniakkiveden - muodossa. Ammoniakin pääasialliset käyttöalueet ovat typpihapon (typpipitoisten mineraalilannoitteiden valmistus myöhemmin), ammoniumsuolojen, urean, urotropiinin, synteettisten kuitujen (nailonin ja kapronin) tuotanto. Ammoniakkia käytetään kylmäaineena teollisessa jäähdytyksessä, valkaisuaineena puuvillan, villan ja silkin puhdistuksessa ja värjäyksessä.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele	Mikä on ammoniakin massa ja tilavuus, jotta saadaan 5 tonnia ammoniumnitraattia?
Päätös	Kirjoita reaktioyhtälö ammoniumnitraatin saamiseksi ammoniakista ja typpihaposta: NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 Reaktioyhtälön mukaan ammoniumnitraattiaineen määrä on 1 mol - v (NH 4 NO 3) \u003d 1 mol. Sitten ammoniumnitraatin massa laskettuna reaktioyhtälön mukaan: m(NH4NO3) = v(NH4NO3)×M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) \u003d 1 × 80 \u003d 80 t Reaktioyhtälön mukaan ammoniakkiaineen määrä on myös 1 mol - v (NH 3) \u003d 1 mol. Sitten ammoniakin massa laskettuna yhtälöllä: m (NH3) \u003d v (NH3) × M (NH3); m (NH 3) \u003d 1 × 17 \u003d 17 t Tehdään suhde ja selvitetään ammoniakin massa (käytännöllinen): x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x \u003d 17 × 5 / 80 \u003d 1,06 m (NH 3) \u003d 1,06 t Muodostamme samanlaisen osuuden ammoniakin tilavuuden selvittämiseksi: 1,06 g NH3 - xl NH3 17 t NH 3 - 22,4 × 10 3 m 3 NH 3 x \u003d 22,4 × 10 3 × 1,06 / 17 \u003d 1,4 × 10 3 V (NH 3) \u003d 1,4 × 10 3 m 3
Vastaus	Ammoniakin massa - 1,06 tonnia, ammoniakin tilavuus - 1,4 × 10 m

3.3.1 Kovalenttinen sidos - Tämä on kahden keskuksen kahden elektronin sidos, joka muodostuu elektronipilvien päällekkäisyydestä, jotka kuljettavat parittomia elektroneja antirinnakkaiskierrosten kanssa. Yleensä se muodostuu yhden kemiallisen alkuaineen atomien väliin.

Kvantitatiivisesti sille on ominaista valenssi. Elementin valenssi - tämä on sen kyky muodostaa tietty määrä kemiallisia sidoksia atomivalenssivyöhykkeellä sijaitsevien vapaiden elektronien ansiosta.

Kovalenttinen sidos muodostuu vain atomien välissä sijaitsevasta elektroniparista. Sitä kutsutaan jaetuksi pariksi. Jäljellä olevia elektronipareja kutsutaan yksinäisiksi pareiksi. Ne täyttävät kuoret eivätkä osallistu sitomiseen. Atomien välistä kommunikaatiota voi suorittaa paitsi yksi, myös kaksi tai jopa kolme jaettua paria. Tällaisia ​​yhteyksiä kutsutaan kaksinkertainen ja T parvi - useita sidoksia.

3.3.1.1 Kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Sidosta, joka muodostuu molempiin atomeihin yhtäläisesti kuuluvien elektroniparien muodostumisesta, kutsutaan kovalenttinen ei-polaarinen. Se syntyy atomien välillä, joiden elektronegatiivisuus on käytännössä yhtä suuri (0,4 > ΔEO > 0) ja sen seurauksena elektronitiheys jakautuu tasaisesti homonukleaaristen molekyylien atomiytimien välillä. Esimerkiksi H2, O2, N2, Cl2 jne. Tällaisten sidosten dipolimomentti on nolla. CH-sidosta tyydyttyneissä hiilivedyissä (esimerkiksi CH4:ssä) pidetään käytännössä ei-polaarisena, koska AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalenttinen polaarinen sidos. Jos molekyyli muodostuu kahdesta eri atomista, niin elektronipilvien (orbitaalien) limitysvyöhyke siirtyy kohti toista atomeista, ja tällainen sidos on ns. napainen . Tällaisella yhteydellä todennäköisyys löytää elektroneja yhden atomin ytimen läheltä on suurempi. Esimerkiksi HCl, H2S, PH 3.

Polaarinen (epäsymmetrinen) kovalenttinen sidos - yhteys atomien välillä, joilla on eri elektronegatiivisuus (2 > ΔEO > 0,4) ja yhteisen elektroniparin epäsymmetrinen jakautuminen. Yleensä se muodostuu kahden ei-metallin väliin.

Tällaisen sidoksen elektronitiheys siirtyy kohti elektronegatiivisempaa atomia, mikä johtaa siihen, että siihen ilmestyy osittainen negatiivinen varaus  (delta miinus), ja vähemmän elektronegatiiviseen atomiin - osittainen positiivinen varaus  ( delta plus)

C  - Cl

Elektronien siirtymän suunta on myös osoitettu nuolella:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Mitä suurempi ero sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudessa on, sitä suurempi on sidoksen polariteetti ja sitä suurempi sen dipolimomentti. Lisävetovoimat vaikuttavat vastakkaisen etumerkin osavarausten välillä. Siksi mitä polaarisempi sidos on, sitä vahvempi se on.

Paitsi polarisoituvuus kovalenttisidos on omaisuutta kylläisyyttä - atomin kyky muodostaa niin monta kovalenttista sidosta kuin sillä on energeettisesti käytettävissä olevia atomikiertoratoja. Kovalenttisen sidoksen kolmas ominaisuus on sen suuntautuminen.

3.3.2 Ionisidos. Sen muodostumisen liikkeellepaneva voima on sama atomien pyrkimys oktetin kuoreen. Mutta useissa tapauksissa tällainen "oktetti"-kuori voi syntyä vain, kun elektroneja siirretään atomista toiseen. Siksi metallin ja epämetallin välille muodostuu yleensä ionisidos.

Tarkastellaan esimerkkinä natrium- (3s 1) ja fluoriatomien (2s 2 3s 5) välistä reaktiota. Elektronegatiivisuuden ero NaF-yhdisteessä

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrium, joka on luovuttanut 3s 1 elektroninsa fluorille, muuttuu Na + -ioniksi ja jää täytetylle 2s 2 2p 6 -kuorelle, joka vastaa neonatomin elektronikonfiguraatiota. Täsmälleen saman elektronisen konfiguraation saa fluori, joka on vastaanottanut yhden natriumin luovuttaman elektronin. Tämän seurauksena vastakkaisesti varautuneiden ionien välille syntyy sähköstaattisia vetovoimaa.

Ionisidos - Polaarisen kovalenttisen sidoksen ääritapaus, joka perustuu ionien sähköstaattiseen vetovoimaan. Tällainen sidos syntyy, kun sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudessa on suuri ero (EO > 2), kun vähemmän elektronegatiivinen atomi luovuttaa lähes kokonaan valenssielektroninsa ja muuttuu kationiksi ja toinen, elektronegatiivisempi atomi kiinnittyy. nämä elektronit ja muuttuvat anioniksi. Vastakkaisen merkin ionien vuorovaikutus ei riipu suunnasta, eikä Coulombin voimilla ole kylläisyyden ominaisuutta. Tämän takia ionisidos ei ole tilaa keskittyä ja kylläisyyttä , koska jokainen ioni liittyy tiettyyn määrään vastaioneja (ionin koordinaationumero). Siksi ionisesti sitoutuneilla yhdisteillä ei ole molekyylirakennetta ja ne ovat kiinteitä aineita, jotka muodostavat ionisia kidehiloja, joilla on korkea sulamis- ja kiehumispiste, ne ovat erittäin polaarisia, usein suolan kaltaisia ​​ja sähköä johtavia vesiliuoksissa. Esimerkiksi MgS, NaCl, A2O3. Yhdisteitä, joissa on puhtaasti ionisia sidoksia, ei käytännössä ole olemassa, koska kovalenttisuutta on aina tietty määrä johtuen siitä, että yhden elektronin täydellistä siirtymistä toiseen atomiin ei havaita; "ionisimmissa" aineissa sidoksen ionisuuden osuus ei ylitä 90 %. Esimerkiksi NaF:ssä sidoksen polarisaatio on noin 80 %.

Orgaanisissa yhdisteissä ionisidokset ovat melko harvinaisia, koska. hiiliatomilla ei ole taipumusta menettää tai saada elektroneja muodostaakseen ioneja.

Valenssi Alkuaineet yhdisteissä, joissa on ionisidoksia, ovat hyvin usein ominaisia hapetustila , joka puolestaan ​​vastaa annetussa yhdisteessä olevan alkuaineen ionin varausta.

Hapetustila on ehdollinen varaus, jonka atomi saa elektronitiheyden uudelleenjakautumisen seurauksena. Kvantitatiivisesti sille on tunnusomaista elektronien lukumäärä, jotka ovat siirtyneet vähemmän elektronegatiivisesta elementistä elektronegatiivisempaan. Positiivisesti varautunut ioni muodostuu elementistä, joka luovutti elektroninsa, ja negatiivinen ioni muodostuu elementistä, joka vastaanottaa nämä elektronit.

Elementti sisään korkein hapetusaste (maksimipositiivinen), on jo luovuttanut kaikki valenssielektroninsa ABD:ssä. Ja koska niiden lukumäärä määräytyy sen ryhmän numeron mukaan, jossa elementti sijaitsee, niin korkein hapetusaste useimmille elementeille ja on yhtä suuri kuin ryhmän numero . Mitä tulee alhaisin hapetusaste (maksimaalinen negatiivinen), niin se ilmestyy kahdeksan elektronin kuoren muodostumisen aikana, eli siinä tapauksessa, että AVZ on täysin täytetty. varten ei-metallit se lasketaan kaavan mukaan Ryhmän numero - 8 . varten metallit on yhtä suuri kuin nolla koska ne eivät voi hyväksyä elektroneja.

Esimerkiksi rikin AVZ:llä on muoto: 3s 2 3p 4 . Jos atomi luovuttaa kaikki elektronit (kuusi), se saavuttaa korkeimman hapetusasteen +6 yhtä suuri kuin ryhmän numero VI , jos vakaan kuoren viimeistelyyn tarvitaan kaksi, se saavuttaa alhaisimman hapetusasteen –2 yhtä kuin Ryhmänumero - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Metallisidos. Useimmilla metalleilla on useita ominaisuuksia, jotka ovat luonteeltaan yleisiä ja eroavat muiden aineiden ominaisuuksista. Tällaisia ​​ominaisuuksia ovat suhteellisen korkeat sulamispisteet, kyky heijastaa valoa, korkea lämmön- ja sähkönjohtavuus. Nämä ominaisuudet selittyvät metallien erityisen vuorovaikutuksen olemassaololla – metallinen liitos.

Metalliatomeilla on jaksollisen järjestelmän sijainnin mukaisesti pieni määrä valenssielektroneja, jotka ovat melko heikosti sitoutuneita ytimiinsä ja ovat helposti irrotettavissa niistä. Tämän seurauksena metallin kidehilassa ilmaantuu positiivisesti varautuneita ioneja, jotka sijaitsevat tiettyihin kidehilan kohtiin, ja suuri määrä delokalisoituneita (vapaita) elektroneja, jotka liikkuvat suhteellisen vapaasti positiivisten keskusten kentässä ja suorittavat yhteyden. kaikkien metalliatomien välillä sähköstaattisen vetovoiman vuoksi.

Tämä on tärkeä ero metallisidosten ja kovalenttisten sidosten välillä, joilla on tiukka suuntaus avaruudessa. Metallien sidosvoimat eivät ole paikallisia ja suuntaamattomia, ja vapaat elektronit, jotka muodostavat "elektronikaasun", aiheuttavat korkean lämmön- ja sähkönjohtavuuden. Siksi tässä tapauksessa on mahdotonta puhua sidosten suunnasta, koska valenssielektronit ovat jakautuneet lähes tasaisesti kiteen päälle. Juuri tämä selittää esimerkiksi metallien plastisuuden, eli ionien ja atomien mahdollisuuden siirtyä mihin tahansa suuntaan

3.3.4 Lahjoittajan ja vastaanottajan välinen sidos. Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin lisäksi, jonka mukaan kahden elektronin vuorovaikutuksesta syntyy yhteinen elektronipari, on olemassa myös erityinen luovuttaja-akseptori -mekanismi . Se johtuu siitä, että kovalenttinen sidos muodostuu jo olemassa olevan (yksinäisen) elektroniparin siirtymän seurauksena luovuttaja (elektronin toimittaja) luovuttajan yleiseen käyttöön ja tunnustaja (vapaan atomiorbitaalin toimittaja).

Muodostumisen jälkeen se ei eroa kovalenttisesta. Luovuttaja-akseptorimekanismia havainnollistaa hyvin ammoniumionin muodostumiskaavio (kuva 9) (tähdet osoittavat typpiatomin ulkotason elektroneja):

Kuva 9 - Kaavio ammoniumionin muodostumisesta

Typpiatomin AVZ:n elektronikaava on 2s 2 2p 3, eli siinä on kolme paritonta elektronia, jotka muodostavat kovalenttisen sidoksen kolmen vetyatomin (1s 1) kanssa, joista jokaisessa on yksi valenssielektroni. Tällöin muodostuu ammoniakkimolekyyli NH 3, jossa jakamaton typen elektronipari säilyy. Jos vetyprotoni (1s 0), jossa ei ole elektroneja, lähestyy tätä molekyyliä, typpi siirtää elektroniparinsa (luovuttaja) tälle vetyatomikiertoradalle (akseptoriin), jolloin muodostuu ammoniumioni. Siinä jokainen vetyatomi on yhdistetty typpiatomiin yhteisellä elektroniparilla, joista yksi on toteutettu luovuttaja-akseptorimekanismilla. On tärkeää huomata, että eri mekanismeista muodostuvilla H-N-sidoksilla ei ole ominaisuuksien eroja. Tämä ilmiö johtuu siitä, että sidoksen muodostumishetkellä typpiatomin 2s– ja 2p– elektronien kiertoradat muuttavat muotoaan. Tämän seurauksena syntyy neljä täysin identtistä kiertorataa.

Luovuttajat ovat yleensä atomeja, joissa on suuri määrä elektroneja, mutta joissa on pieni määrä parittomia elektroneja. Jakson II alkuaineille typpiatomin lisäksi hapella (kaksi yksinäistä paria) ja fluorilla (kolme yksinäistä paria) on tällainen mahdollisuus. Esimerkiksi vetyioni H + vesiliuoksissa ei ole koskaan vapaassa tilassa, koska hydronium-ioni H 3 O + muodostuu aina vesimolekyyleistä H 2 O ja ionista H +. Hydronium-ioni on läsnä kaikissa vesiliuoksissa , vaikka kirjoitusasu säilyy yksinkertaisuuden vuoksi symbolina H + .

3.3.5 Vetysidos. Vetyatomi, joka on sitoutunut vahvasti elektronegatiiviseen alkuaineeseen (typpi, happi, fluori jne.), joka "vetää" yhteisen elektroniparin päällensä, kokee elektronipulan ja saa tehokkaan positiivisen varauksen. Siksi se pystyy olemaan vuorovaikutuksessa toisen elektronegatiivisen atomin (joka saa tehokkaan negatiivisen varauksen) saman (molekyylinsisäinen sidos) tai toisen molekyylin (molekyylienvälinen sidos) yksinäisen elektroniparin kanssa. Tämän seurauksena on vetysidos , joka on merkitty graafisesti pisteillä:

Tämä sidos on paljon heikompi kuin muut kemialliset sidokset (sen muodostumisenergia on 10 – 40 kJ/mol) ja sillä on pääasiassa osittain sähköstaattinen, osittain luovuttaja-akseptori luonne.

Vetysidoksella on erittäin tärkeä rooli biologisissa makromolekyyleissä, kuten epäorgaanisissa yhdisteissä, kuten H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Esimerkiksi H 2 O:ssa olevilla O-H-sidoksilla on havaittavissa oleva polaarinen luonne ja ylimäärä negatiivista varausta – happiatomissa. Vetyatomi päinvastoin saa pienen positiivisen varauksen  + ja voi olla vuorovaikutuksessa viereisen vesimolekyylin happiatomin yksittäisten elektroniparien kanssa.

Vesimolekyylien välinen vuorovaikutus osoittautuu varsin vahvaksi, niin että jopa vesihöyryssä on koostumuksen dimeerejä ja trimeereitä (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 jne. Liuoksissa pitkiä ketjuja tätä tyyppiä voi esiintyä:

koska happiatomissa on kaksi yksinäistä elektroniparia.

Vetysidosten läsnäolo selittää veden, alkoholien ja karboksyylihappojen korkeat kiehumispisteet. Vetysidosten ansiosta vedelle on ominaista korkeat sulamis- ja kiehumispisteet verrattuna H 2 E:hen (E = S, Se, Te). Jos vetysidoksia ei olisi, vesi sulaisi -100 °C:ssa ja kiehuisi -80 °C:ssa. Tyypillisiä assosiaatiotapauksia havaitaan alkoholeille ja orgaanisille hapoille.

Vetysidoksia voi esiintyä sekä eri molekyylien välillä että molekyylin sisällä, jos tämä molekyyli sisältää ryhmiä, joilla on luovuttaja- ja vastaanottajakykyjä. Esimerkiksi molekyylinsisäisillä vetysidoksilla on päärooli peptidiketjujen muodostumisessa, jotka määrittävät proteiinien rakenteen. H-sidokset vaikuttavat aineen fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin.

Vetysidokset eivät muodosta muiden alkuaineiden atomeja , koska polaaristen sidosten dipolien vastakkaisten päiden sähköstaattiset vetovoimat (О-Н, N-H jne.) ovat melko heikkoja ja vaikuttavat vain lyhyillä etäisyyksillä. Vety, jolla on pienin atomisäde, sallii tällaisten dipolien lähestyä toisiaan niin paljon, että houkuttelevat voimat tulevat havaittavissa. Mikään muu alkuaine, jolla on suuri atomisäde, ei pysty muodostamaan tällaisia ​​sidoksia.

3.3.6 Molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimat (van der Waalsin voimat). Vuonna 1873 hollantilainen tiedemies I. van der Waals ehdotti, että on olemassa voimia, jotka aiheuttavat vetovoimaa molekyylien välillä. Näitä voimia kutsuttiin myöhemmin van der Waalsin joukoiksi. – molekyylien välisen sidoksen monipuolisin muoto. Van der Waalsin sidoksen energia on pienempi kuin vetysidoksen ja on 2–20 kJ/∙mol.

Voiman muodostustavasta riippuen ne jaetaan:

1) orientaatio (dipoli-dipoli tai ionidipoli) - syntyy polaaristen molekyylien tai ionien ja polaaristen molekyylien välillä. Kun polaariset molekyylit lähestyvät toisiaan, ne suuntautuvat siten, että yhden dipolin positiivinen puoli on suunnattu toisen dipolin negatiiviseen puoleen (kuva 10).

Kuva 10 - Suuntautumisvuorovaikutus

2) induktio (dipoli-indusoitu dipoli tai ioni-indusoitu dipoli) - syntyy polaaristen molekyylien tai ionien ja ei-polaaristen molekyylien välillä, mutta kykenee polarisoitumaan. Dipolit voivat vaikuttaa ei-polaarisiin molekyyleihin muuttaen ne osoitetuiksi (indusoiduiksi) dipoleiksi. (Kuva 11).

Kuva 11 - Induktiivinen vuorovaikutus

3) dispersiivinen (indusoitu dipoli - indusoitu dipoli) - syntyy ei-polaaristen molekyylien välillä, jotka pystyvät polarisoitumaan. Missä tahansa jalokaasun molekyylissä tai atomissa syntyy sähkötiheyden vaihteluita, joiden seurauksena ilmaantuu hetkellisiä dipoleja, jotka puolestaan ​​indusoivat hetkellisiä dipoleja viereisissä molekyyleissä. Välittömien dipolien liike koordinoituu, niiden ilmestyminen ja hajoaminen tapahtuvat synkronisesti. Välittömien dipolien vuorovaikutuksen seurauksena järjestelmän energia pienenee (kuva 12).

Kuva 12 - Dispersion vuorovaikutus

E.N.FRENKEL

Kemian opetusohjelma

Opas niille, jotka eivät osaa, mutta haluavat oppia ja ymmärtää kemiaa

Osa I. Yleisen kemian elementit
(ensimmäinen vaikeustaso)

Jatkoa. Katso nro 13, 18, 23/2007;
6/2008

Luku 4

Tämän oppaan edellisissä luvuissa keskusteltiin siitä, että aine koostuu molekyyleistä ja molekyylit atomeista. Oletko koskaan miettinyt, miksi molekyylin muodostavat atomit eivät lennä eri suuntiin? Mikä pitää atomit yhdessä molekyylissä?

Pitää niitä kemiallinen sidos .

Kemiallisen sidoksen luonteen ymmärtämiseksi riittää muistaa yksinkertainen fysikaalinen koe. Kaksi vierekkäin riippuvaa palloa naruissa eivät ”reagoi” toisiinsa millään tavalla. Mutta jos annat yhdelle pallolle positiivisen varauksen ja toiselle negatiivisen varauksen, ne houkuttelevat toisiaan. Eikö tämä ole se voima, joka houkuttelee atomeja toisiinsa? Itse asiassa tutkimukset ovat osoittaneet sen kemiallinen sidos on luonteeltaan sähköinen.

Mistä neutraaleissa atomeissa varaukset tulevat?

Artikkeli julkaistiin Yhtenäisen valtiontutkinnon Examer-verkkokurssin tuella. Sivustolta löydät kaikki tarvittavat materiaalit kokeeseen valmistautumiseen - ainutlaatuisen koulutussuunnitelman laatiminen jokaiselle käyttäjälle, edistymisen seuraaminen kunkin aiheen, teorian ja tehtävien osalta. Kaikki tehtävät vastaavat viimeisimpiä muutoksia ja lisäyksiä. Yhtenäisen valtiontutkinnon kirjallisesta osasta on myös mahdollista lähettää tehtäviä asiantuntijoiden tarkastettavaksi pisteiden saamiseksi ja työn analysoimiseksi arviointikriteerien mukaan. Tehtävät seikkailujen muodossa kokemuksen keräämisessä, tasojen suorittamisessa, bonuksien ja palkintojen vastaanottamisessa, kilpailuissa ystävien kanssa Unified State Examination Arenalla. Aloita valmistelu seuraamalla linkkiä: https://examer.ru.

Atomien rakennetta kuvattaessa osoitettiin, että kaikilla atomeilla, lukuun ottamatta jalokaasuatomeja, on taipumus saada tai luovuttaa elektroneja. Syynä on vakaan kahdeksan elektronin ulkotason muodostuminen (kuten jalokaasuissa). Vastaanottaessa tai luovuttaessa elektroneja syntyy sähkövarauksia ja sen seurauksena hiukkasten sähköstaattista vuorovaikutusta. Näin ionisidos , eli yhteys ionien välillä.

Ionit ovat stabiileja varautuneita hiukkasia, jotka muodostuvat elektronien vastaanottamisen tai luovuttamisen seurauksena.

Esimerkiksi aktiivisen metallin atomi ja aktiivinen ei-metalli osallistuvat reaktioon:

Tässä prosessissa metalliatomi (natrium) luovuttaa elektroneja:

a) Onko tällainen hiukkanen stabiili?

b) Kuinka monta elektronia on jäljellä natriumatomissa?

c) Onko tällä hiukkasella varausta?

Siten tässä prosessissa muodostui stabiili hiukkanen (8 elektronia ulkotasolla), jolla on varaus, koska natriumatomin ytimen varaus on edelleen +11 ja jäljellä olevien elektronien nettovaraus -10. Siksi natriumionin varaus on +1. Yhteenveto tästä prosessista näyttää tältä:

Mitä rikkiatomille tapahtuu? Tämä atomi hyväksyy elektroneja, kunnes ulompi taso on valmis:

Yksinkertainen laskelma osoittaa, että tällä hiukkasella on varaus:

Vastakkaisesti varautuneita ioneja vedetään puoleensa, jolloin syntyy ionisidos ja "ionimolekyyli":

On muitakin tapoja muodostaa ioneja, joita käsitellään luvussa 6.

Muodollisesti tämä molekyylikoostumus johtuu natriumsulfidista, vaikka ioneista koostuvalla aineella on suunnilleen seuraava rakenne (kuva 1):

Täten, ioneista koostuvat aineet eivät sisällä yksittäisiä molekyylejä! Tässä tapauksessa voimme puhua vain ehdollisesta "ionimolekyylistä".

Tehtävä 4.1. Näytä kuinka elektronien siirtymä tapahtuu, kun atomien välillä tapahtuu ionisidos:

a) kalsium ja kloori;

b) alumiini ja happi.

Muistaa! Metalliatomi luovuttaa ulkoisia elektroneja; ei-metalliatomi hyväksyy puuttuvat elektronit.

Johtopäätös. Aktiivisten metallien ja aktiivisten epämetallien atomien välille muodostuu edellä kuvatun mekanismin mukaisesti ionisidos.

Tutkimukset osoittavat kuitenkin, että elektronien täydellistä siirtymistä atomista toiseen ei aina tapahdu. Hyvin usein kemiallinen sidos ei muodostu elektronien antamisesta ja vastaanottamisesta, vaan yhteisten elektroniparien* muodostumisen seurauksena. Tällaista yhteyttä kutsutaan kovalenttinen .

Kovalenttinen sidos syntyy yhteisten elektroniparien muodostumisen vuoksi. Tämän tyyppinen sidos muodostuu esimerkiksi ei-metallien atomien välille. Joten tiedetään, että typpimolekyyli koostuu kahdesta atomista - N 2. Kuinka kovalenttinen sidos syntyy näiden atomien välille? Tähän kysymykseen vastaamiseksi on otettava huomioon typpiatomin rakenne:

Kysymys. Kuinka monta elektronia puuttuu ennen ulkotason valmistumista?

Vastaus: Kolme elektronia puuttuu. Siksi merkitsemällä jokaista ulkotason elektronia pisteellä, saamme:

Kysymys. Miksi kolme elektronia on merkitty yksittäisillä pisteillä?

Vastaus: Asia on siinä, että haluamme näyttää yhteisten elektroniparien muodostumisen. Pari on kaksi elektronia. Tällainen pari esiintyy erityisesti, jos jokainen atomi osallistuu yhden elektronin muodostamaan pari. Typpiatomilla on kolme elektronia pulaa ulomman tasonsa suorittamisesta. Tämä tarkoittaa, että hänen on "valmistettava" kolme yksittäistä elektronia tulevien parien muodostamista varten (kuva 2).

Sai molekyylin elektroninen kaava typpi, joka osoittaa, että jokaisessa typpiatomissa on nyt kahdeksan elektronia (kuusi niistä on ympyröity soikeassa plus 2 niiden elektroneja); atomien väliin ilmestyi kolme yhteistä elektroniparia (ympyröiden leikkauspiste).

Jokainen elektronipari vastaa yhtä kovalenttista sidosta. Kuinka monta kovalenttista sidosta on? Kolme. Jokainen sidos (jokainen yhteinen elektronipari) näytetään viivalla (merkkijono):

Kaikki nämä kaavat eivät kuitenkaan anna vastausta kysymykseen: mikä sitoo atomeja kovalenttisen sidoksen muodostumisen aikana? Elektroninen kaava osoittaa, että yhteinen elektronipari sijaitsee atomien välissä. Tällä avaruuden alueella syntyy ylimääräinen negatiivinen varaus. Ja atomiytimillä, kuten tiedät, on positiivinen varaus. Siten molempien atomien ytimiä vetää puoleensa yhteinen negatiivinen varaus, joka syntyi yhteisistä elektroniparista (tarkemmin sanottuna elektronipilvien leikkauspisteestä) (kuva 3).

Voiko eri atomien välillä olla tällainen sidos? Voi olla. Anna typpiatomin olla vuorovaikutuksessa vetyatomien kanssa:

Vetyatomin rakenne osoittaa, että atomissa on yksi elektroni. Kuinka monta tällaista atomia on otettava, jotta typpiatomi "saa mitä haluaa" - kolme elektronia? Ilmeisesti kolme vetyatomia
(Kuva 4):

Risti kuvassa. 4 tarkoittaa vetyatomin elektroneja. Ammoniakkimolekyylin elektroninen kaava osoittaa, että typpiatomissa on kahdeksan elektronia ja jokaisessa vetyatomissa on kaksi elektronia (ja ensimmäisellä energiatasolla ei voi olla enempää).

Graafinen kaava osoittaa, että typpiatomin valenssi on kolme (kolme viivaa tai kolme valenssiviivaa) ja kunkin vetyatomin valenssi on yksi (kukin yksi viiva).

Vaikka sekä N2- että NH3-molekyylit sisältävät saman typpiatomin, atomien väliset kemialliset sidokset eroavat toisistaan. Typpimolekyylissä muodostuu N2-kemiallisia sidoksia identtisiä atomeja, joten yhteiset elektroniparit ovat keskellä atomien välissä. Atomit pysyvät neutraaleina. Tätä kemiallista sidosta kutsutaan ei-polaarinen .

Ammoniakkimolekyylissä NH3 muodostuu kemiallinen sidos erilaisia ​​atomeja. Siksi yksi atomeista (tässä tapauksessa typpiatomi) vetää puoleensa yhteistä elektroniparia voimakkaammin. Yhteiset elektroniparit siirtyvät kohti typpiatomia, ja siihen syntyy pieni negatiivinen varaus, ja vetyatomiin syntyy positiivinen varaus, sähkönapat syntyivät - sidos napainen (Kuva 5).

Suurin osa kovalenttisen sidoksen avulla rakennetuista aineista koostuu yksittäisistä molekyyleistä (kuva 6).

Kuvasta 6 voidaan nähdä, että atomien välillä on kemiallisia sidoksia, mutta molekyylien välillä ne puuttuvat tai ovat merkityksettömiä.

Kemiallisen sidoksen tyyppi vaikuttaa aineen ominaisuuksiin, sen käyttäytymiseen liuoksissa. Joten mitä enemmän, mitä merkittävämpi vetovoima hiukkasten välillä on, sitä vaikeampaa on repiä ne erilleen ja sitä vaikeampaa on siirtää kiinteä aine kaasumaiseen tai nestemäiseen tilaan. Yritä määrittää alla olevasta kaaviosta, minkä hiukkasten välinen vuorovaikutusvoima on suurempi ja mikä kemiallinen sidos muodostuu tässä tapauksessa (kuva 7).

Jos luet luvun huolellisesti, vastauksesi on seuraava: maksimaalinen vuorovaikutus hiukkasten välillä tapahtuu tapauksessa I (ionisidos). Siksi kaikki tällaiset aineet ovat kiinteitä. Pienin vuorovaikutus varautumattomien hiukkasten välillä (tapaus III - ei-polaarinen kovalenttinen sidos). Nämä aineet ovat yleensä kaasuja.

Tehtävä 4.2. Selvitä, mikä kemiallinen sidos muodostuu atomien välillä aineissa: NaCl, Hcl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Anna selitys.

Tehtävä 4.3. Laadi sähköiset ja graafiset kaavat tehtävän 4.2 aineille, joissa olet määrittänyt kovalenttisen sidoksen olemassaolon. Piirrä ionisidosta varten elektronin siirtymäkaaviot.

Luku 5

Maapallolla ei ole ihmistä, joka ei näkisi ratkaisuja. Ja mikä se on?

Liuos on kahden tai useamman komponentin (komponenttien tai aineiden) homogeeninen seos.

Mikä on homogeeninen seos? Seoksen homogeenisuus tarkoittaa sitä, että seoksen muodostavat aineet ovat homogeenisia ei käyttöliittymää. Tässä tapauksessa on mahdotonta, ainakin visuaalisesti, määrittää, kuinka monta ainetta muodosti tietyn seoksen. Esimerkiksi vesijohtovettä lasissa tarkasteltaessa on vaikea olettaa, että se sisältää vesimolekyylien lisäksi vielä kymmenkunta ionia ja molekyylejä (O 2, CO 2, Ca 2+ jne.). Mikään mikroskooppi ei auta näkemään näitä hiukkasia.

Mutta rajapinnan puuttuminen ei ole ainoa merkki homogeenisuudesta. homogeenisessa seoksessa seoksen koostumus on sama missä tahansa kohdassa. Siksi liuoksen saamiseksi on tarpeen sekoittaa sen muodostavat komponentit (aineet) perusteellisesti.

Ratkaisuilla voi olla erilainen aggregaatiotila:

Kaasumaiset liuokset (esimerkiksi ilma - kaasuseos O 2, N 2, CO 2, Ar);

Nestemäiset liuokset (esim. Köln, siirappi, suolavesi);

Kiinteät liuokset (esimerkiksi seokset).

Yksi liuoksen muodostavista aineista on ns liuotin. Liuottimella on sama aggregaatioaste kuin liuoksella. Joten nestemäisille liuoksille se on neste: vesi, öljy, bensiini jne. Käytännössä käytetään useimmiten vesiliuoksia. Niistä keskustellaan lisää (ellei asianmukaista varausta ole tehty).

Mitä tapahtuu, kun erilaisia ​​aineita liukenee veteen? Miksi jotkut aineet liukenevat hyvin veteen, kun taas toiset eivät? Mikä määrittää liukoisuuden - aineen kyvyn liukea veteen?

Kuvittele, että pala sokeria laitetaan lasilliseen lämmintä vettä. Hän makasi, pieneni kokoaan ja ... katosi. Missä? Onko aineen (sen massan, energian) säilymislakia todella rikottu? Ei. Ota kulauksen tuloksena olevaa liuosta ja näet, että vesi on makeaa, sokeri ei ole kadonnut. Mutta miksi se ei näy?

Tosiasia on, että liukenemisen aikana tapahtuu aineen murskaus (jauhatus). Tässä tapauksessa sokerikuutio hajosi molekyyleiksi, mutta emme näe niitä. Kyllä, mutta miksi pöydällä makaava sokeri ei hajoa molekyyleiksi? Miksi myös pala margariinia veteen kastettuna katoaa? Mutta koska liuenneen aineen murskaus tapahtuu liuottimen, kuten veden, vaikutuksesta. Mutta liuotin pystyy "vetämään" kiteen, kiinteän aineen molekyyleiksi, jos se voi "tarttua" näihin hiukkasiin. Toisin sanoen, kun aine on liuennut, sen täytyy olla aineen ja liuottimen välinen vuorovaikutus.

Milloin tällainen vuorovaikutus on mahdollista? Vain siinä tapauksessa, että aineiden (sekä liukoisten että liuottimien) rakenne on samanlainen, samanlainen. Alkemistien sääntö on tunnettu jo pitkään: "salainen liukenee samanlaiseksi". Esimerkeissämme sokerimolekyylit ovat polaarisia ja niiden ja polaaristen vesimolekyylien välillä on tiettyjä vuorovaikutusvoimia. Tällaisia ​​voimia ei ole ei-polaaristen rasvamolekyylien ja polaaristen vesimolekyylien välillä. Siksi rasvat eivät liukene veteen. Täten, liukoisuus riippuu liuenneen aineen ja liuottimen laadusta.

Liuenneen aineen ja veden välisen vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu yhdisteitä - kosteuttaa. Nämä voivat olla erittäin vahvoja yhteyksiä:

Tällaisia ​​yhdisteitä on yksittäisinä aineina: emäkset, happea sisältävät hapot. Luonnollisesti näiden yhdisteiden muodostumisen aikana syntyy vahvoja kemiallisia sidoksia ja lämpöä vapautuu. Joten kun CaO (poltettu kalkki) liukenee veteen, vapautuu niin paljon lämpöä, että seos kiehuu.

Mutta miksi syntynyt liuos ei kuumene, kun sokeri tai suola liuotetaan veteen? Ensinnäkin kaikki hydraatit eivät ole yhtä vahvoja kuin rikkihappo tai kalsiumhydroksidi. Siellä on suolahydraatteja (kiteiset hydraatit), jotka hajoavat helposti kuumennettaessa:

Toiseksi, liukenemisen aikana, kuten jo mainittiin, murskausprosessi tapahtuu. Ja energiaa kuluu tähän, lämpö imeytyy.

Koska molemmat prosessit tapahtuvat samanaikaisesti, ratkaisu voi joko lämmetä tai jäähtyä riippuen siitä, kumpi prosessi on hallitseva.

Tehtävä 5.1. Selvitä, mikä prosessi - murskaus tai hydratointi - vallitsee kussakin tapauksessa:

a) kun rikkihappoa liuotetaan veteen, jos liuosta kuumennetaan;

b) liuotettaessa ammoniumnitraattia veteen, jos liuos on jäähtynyt;

c) kun natriumkloridi liuotetaan veteen, jos liuoksen lämpötila ei ole käytännössä muuttunut.

Koska liuoksen lämpötila muuttuu liukenemisen aikana, on luonnollista olettaa, että se liukoisuus riippuu lämpötilasta. Itse asiassa useimpien kiinteiden aineiden liukoisuus kasvaa kuumentamalla. Kaasujen liukoisuus heikkenee kuumennettaessa. Siksi kiinteät aineet liuotetaan yleensä lämpimään tai kuumaan veteen ja hiilihapotetut juomat säilytetään kylmässä.

Liukoisuus(liukenemiskyky) aineet ei riipu aineen jauhatuksesta tai sekoituksen voimakkuudesta. Mutta nostamalla lämpötilaa, jauhamalla ainetta, sekoittamalla valmista liuosta, voit nopeuttaa liukenemisprosessia. Liuoksen saamisen ehtoja muuttamalla on mahdollista saada erilaisia ​​koostumuksia olevia liuoksia. Luonnollisesti on olemassa raja, jonka saavuttaessa on helppo todeta, että aine ei enää liukene veteen. Tällaista ratkaisua kutsutaan rikas. Hyvin liukeneville aineille kyllästetty liuos sisältää paljon liuennutta ainetta. Joten kylläinen KNO 3 -liuos 100 °C:ssa sisältää 245 g suolaa 100 g:ssa vettä (345 g:ssa liuosta), tämä keskitetty ratkaisu. Heikosti liukenevien aineiden tyydyttyneet liuokset sisältävät mitättömiä määriä liuenneita yhdisteitä. Joten kylläinen hopeakloridiliuos sisältää 0,15 mg AgCl:a 100 g:ssa vettä. Tämä on erittäin laimennettuna ratkaisu.

Siten, jos liuos sisältää paljon liuennutta ainetta suhteessa liuottimeen, sitä kutsutaan väkeväksi, jos ainetta on vähän - laimeaksi. Hyvin usein sen ominaisuudet riippuvat liuoksen koostumuksesta ja siten sovelluksesta.

Siten laimeaa etikkahappoliuosta (pöytäetikkaa) käytetään maustemausteena, ja tämän hapon tiivistetty liuos (etikkaesanssi suun kautta otettuna) voi aiheuttaa hengenvaarallisen palovamman.

Käytä liuosten kvantitatiivista koostumusta kuvastaaksesi arvoa nimeltä liuenneen aineen massaosa :

missä m(v-va) - liuenneen aineen massa liuoksessa; m(p-ra) - liuenneen aineen ja liuottimen sisältävän liuoksen kokonaismassa.

Joten, jos 100 g etikkaa sisältää 6 g etikkahappoa, puhumme 6-prosenttisesta etikkahappoliuoksesta (tämä on pöytäetikka). Tapoja ratkaista ongelmia käyttämällä liuenneen aineen massaosuuden käsitettä käsitellään luvussa 8.

Johtopäätökset luvusta 5. Liuokset ovat homogeenisia seoksia, jotka koostuvat vähintään kahdesta aineesta, joista toista kutsutaan liuottimeksi ja toista liuenneeksi aineeksi. Liuotettuna tämä aine on vuorovaikutuksessa liuottimen kanssa, minkä vuoksi liuennut aine murskautuu. Liuoksen koostumus ilmaistaan ​​käyttämällä liuenneen aineen massaosuutta liuoksessa.

* Nämä elektroniparit esiintyvät elektronipilvien leikkauskohdassa.

Jatkuu