पदार्थों की आणविक और गैर-आणविक संरचना। पदार्थ की संरचना

यह व्यक्तिगत परमाणु या अणु नहीं हैं जो रासायनिक अंतःक्रिया में प्रवेश करते हैं, बल्कि पदार्थ हैं। पदार्थों को बांड के प्रकार के अनुसार वर्गीकृत किया जाता है मोलेकुलरऔर गैर आणविक संरचना. अणुओं से बने पदार्थ कहलाते हैं आणविक पदार्थ. ऐसे पदार्थों में अणुओं के बीच के बंधन बहुत कमजोर होते हैं, अणु के अंदर परमाणुओं के बीच की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं, और अपेक्षाकृत कम तापमान पर भी वे टूट जाते हैं - पदार्थ तरल में बदल जाता है और फिर गैस (आयोडीन का ऊर्ध्वपातन) में बदल जाता है। अणुओं से बने पदार्थों के पिघलने और क्वथनांक बढ़ते आणविक भार के साथ बढ़ते हैं। को आणविक पदार्थइनमें परमाणु संरचना वाले पदार्थ (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W) शामिल हैं, इनमें धातु और अधातु भी शामिल हैं। पदार्थों को गैर आणविक संरचनाआयनिक यौगिक शामिल करें। अधातुओं के साथ धातुओं के अधिकांश यौगिकों में यह संरचना होती है: सभी लवण (NaCl, K 2 SO 4), कुछ हाइड्राइड (LiH) और ऑक्साइड (CaO, MgO, FeO), क्षार (NaOH, KOH)। आयनिक (गैर-आणविक) पदार्थउच्च गलनांक और क्वथनांक होते हैं।

ठोस: अनाकार और क्रिस्टलीय

ठोसों को विभाजित किया गया है क्रिस्टलीय और अनाकार.

अनाकार पदार्थउनका कोई स्पष्ट गलनांक नहीं होता - गर्म करने पर, वे धीरे-धीरे नरम हो जाते हैं और तरल अवस्था में बदल जाते हैं। उदाहरण के लिए, प्लास्टिसिन और विभिन्न रेजिन अनाकार अवस्था में हैं।

क्रिस्टलीय पदार्थकणों की सही व्यवस्था द्वारा विशेषता, जिसमें वे शामिल हैं: परमाणु, अणु और आयन - अंतरिक्ष में कड़ाई से परिभाषित बिंदुओं पर। जब ये बिंदु सीधी रेखाओं से जुड़े होते हैं, तो एक स्थानिक ढांचा बनता है, जिसे क्रिस्टल जाली कहा जाता है। वे बिंदु जिन पर क्रिस्टल कण स्थित होते हैं, जाली नोड कहलाते हैं। क्रिस्टल जाली के नोड्स पर स्थित कणों के प्रकार और उनके बीच संबंध की प्रकृति के आधार पर, चार प्रकार के क्रिस्टल जाली प्रतिष्ठित हैं: आयनिक, परमाणु, आणविक और धात्विक।

क्रिस्टल जालकों को आयनिक कहा जाता है, जिसके नोड्स पर आयन होते हैं। वे आयनिक बंधन वाले पदार्थों से बनते हैं, जो सरल आयनों Na+, Cl - और जटिल SO 4 2-, OH - दोनों को बांध सकते हैं। नतीजतन, धातुओं के लवण और कुछ ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड में आयनिक क्रिस्टल जालक होते हैं। उदाहरण के लिए, एक सोडियम क्लोराइड क्रिस्टल बारी-बारी से सकारात्मक Na + और नकारात्मक सीएल - आयनों से बनाया जाता है, जो एक घन के आकार की जाली बनाता है। ऐसे क्रिस्टल में आयनों के बीच के बंधन बहुत स्थिर होते हैं। इसलिए, आयनिक जाली वाले पदार्थों को अपेक्षाकृत उच्च कठोरता और ताकत की विशेषता होती है, वे दुर्दम्य और गैर-वाष्पशील होते हैं।

क्रिस्टलीय जाली - ए) और अनाकार जाली - बी)।

क्रिस्टलीय जाली - ए) और अनाकार जाली - बी)।

परमाणु क्रिस्टल जाली

परमाणुक्रिस्टल लैटिस कहलाते हैं, जिनके नोड्स में अलग-अलग परमाणु होते हैं। ऐसी जाली में परमाणु एक दूसरे से जुड़े होते हैं बहुत मजबूत सहसंयोजक बंधन. इस प्रकार के क्रिस्टल लैटिस वाले पदार्थों का एक उदाहरण हीरा है, जो कार्बन के एलोट्रोपिक संशोधनों में से एक है। परमाणु क्रिस्टल जाली वाले अधिकांश पदार्थों में बहुत अधिक पिघलने बिंदु होते हैं (उदाहरण के लिए, हीरे के लिए यह 3500 डिग्री सेल्सियस से अधिक होता है), वे मजबूत और कठोर होते हैं, और व्यावहारिक रूप से अघुलनशील होते हैं।

आणविक क्रिस्टल जाली

मोलेकुलरक्रिस्टल लैटिस कहलाते हैं, जिनके नोड्स में अणु स्थित होते हैं। इन अणुओं में रासायनिक बंधन ध्रुवीय (एचसीएल, एच 2 ओ) और गैर-ध्रुवीय (एन 2, ओ 2) दोनों हो सकते हैं। इस तथ्य के बावजूद कि अणुओं के अंदर के परमाणु बहुत मजबूत सहसंयोजक बंधों से जुड़े होते हैं, अणुओं के बीच अंतर-आणविक आकर्षण के कमजोर बल कार्य करते हैं. इसलिए, आणविक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थों में कम कठोरता, कम पिघलने बिंदु और अस्थिर होते हैं। अधिकांश ठोस कार्बनिक यौगिकों में आणविक क्रिस्टल जाली (नेफ़थलीन, ग्लूकोज, चीनी) होती है।

आणविक क्रिस्टल जाली (कार्बन डाइऑक्साइड)

धातु क्रिस्टल जाली

पदार्थों के साथ धातु बंधनधातु क्रिस्टल जाली हैं। ऐसी जाली के नोड्स पर होते हैं परमाणु और आयन(या तो परमाणु या आयन जिसमें धातु परमाणु आसानी से परिवर्तित हो जाते हैं, अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनों को "सामान्य उपयोग के लिए" छोड़ देते हैं)। धातुओं की यह आंतरिक संरचना उनके विशिष्ट भौतिक गुणों को निर्धारित करती है: लचीलापन, प्लास्टिसिटी, विद्युत और तापीय चालकता, विशिष्ट धात्विक चमक।

वंचक पत्रक

परमाणु-आणविक विज्ञान का विकास और रसायन विज्ञान में सबसे पहले प्रयोग महान रूसी वैज्ञानिक एम.वी.लोमोनोसोव द्वारा किया गया था। इस सिद्धांत के मुख्य प्रावधान "गणितीय रसायन विज्ञान के तत्व" (1741) और कई अन्य कार्यों में निर्धारित किए गए हैं। लोमोनोसोव की शिक्षाओं का सार निम्नलिखित प्रावधानों तक कम किया जा सकता है।

1. सभी पदार्थ "कोशिकाओं" से बने होते हैं (जैसा कि लोमोनोसोव ने अणु कहा था)।

2. अणु "तत्वों" से बने होते हैं (जैसा कि लोमोनोसोव ने परमाणु कहा था)।

3. कण - अणु और परमाणु - निरंतर गति में हैं। पिंडों की तापीय अवस्था उनके कणों की गति का परिणाम है।

4. सरल पदार्थों के अणु समान परमाणुओं से बने होते हैं, जटिल पदार्थों के अणु अलग-अलग परमाणुओं से बने होते हैं।

लोमोनोसोव के 67 साल बाद, अंग्रेजी वैज्ञानिक जॉन डाल्टन ने रसायन विज्ञान में परमाणु शिक्षण लागू किया। उन्होंने "ए न्यू सिस्टम ऑफ केमिकल फिलॉसफी" (1808) पुस्तक में परमाणुवाद के बुनियादी सिद्धांतों को रेखांकित किया। इसके मूल में, डाल्टन की शिक्षा लोमोनोसोव की शिक्षा को दोहराती है। हालाँकि, डाल्टन ने सरल पदार्थों में अणुओं के अस्तित्व से इनकार किया, जो लोमोनोसोव की शिक्षा की तुलना में एक कदम पीछे है। डाल्टन के अनुसार, सरल पदार्थों में केवल परमाणु होते हैं, और केवल जटिल पदार्थों में "जटिल परमाणु" (आधुनिक अर्थ में, अणु) होते हैं। रसायन विज्ञान में परमाणु-आणविक सिद्धांत अंततः 19वीं शताब्दी के मध्य में ही स्थापित हुआ। 1860 में कार्लज़ूए में रसायनज्ञों की अंतर्राष्ट्रीय कांग्रेस में अणु और परमाणु की अवधारणाओं की परिभाषाएँ अपनाई गईं।

अणु किसी दिए गए पदार्थ का सबसे छोटा कण होता है जिसमें उसके रासायनिक गुण होते हैं। किसी अणु के रासायनिक गुण उसकी संरचना और रासायनिक संरचना से निर्धारित होते हैं।

परमाणु किसी रासायनिक तत्व का सबसे छोटा कण है जो सरल और जटिल पदार्थों के अणुओं का हिस्सा होता है। किसी तत्व के रासायनिक गुण उसके परमाणु की संरचना से निर्धारित होते हैं। इससे परमाणु की एक ऐसी परिभाषा सामने आती है जो आधुनिक अवधारणाओं से मेल खाती है:

परमाणु एक विद्युत रूप से तटस्थ कण है जिसमें धनात्मक रूप से आवेशित परमाणु नाभिक और ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन होते हैं।

आधुनिक अवधारणाओं के अनुसार, गैसीय और वाष्पशील अवस्था में पदार्थ अणुओं से बने होते हैं। ठोस अवस्था में, केवल वे पदार्थ जिनके क्रिस्टल जाली में आणविक संरचना होती है, अणु होते हैं। अधिकांश ठोस अकार्बनिक पदार्थों में आणविक संरचना नहीं होती है: उनकी जाली अणुओं से नहीं, बल्कि अन्य कणों (आयनों, परमाणुओं) से बनी होती है; वे मैक्रोबॉडीज़ (सोडियम क्लोराइड का क्रिस्टल, तांबे का टुकड़ा, आदि) के रूप में मौजूद हैं। लवण, धातु ऑक्साइड, हीरा, सिलिकॉन और धातुओं में आणविक संरचना नहीं होती है।

रासायनिक तत्व

परमाणु-आणविक विज्ञान ने रसायन विज्ञान की बुनियादी अवधारणाओं और नियमों की व्याख्या करना संभव बना दिया। परमाणु-आणविक सिद्धांत के दृष्टिकोण से, प्रत्येक व्यक्तिगत प्रकार का परमाणु एक रासायनिक तत्व होता है। किसी परमाणु का सबसे महत्वपूर्ण गुण उसके नाभिक का धनात्मक आवेश होता है, जो संख्यात्मक रूप से तत्व के परमाणु क्रमांक के बराबर होता है। परमाणु आवेश का मान विभिन्न प्रकार के परमाणुओं के लिए एक विशिष्ट विशेषता के रूप में कार्य करता है, जो हमें किसी तत्व की अवधारणा की अधिक संपूर्ण परिभाषा देने की अनुमति देता है:

रासायनिक तत्व- यह एक निश्चित प्रकार का परमाणु है जिसके नाभिक पर समान धनात्मक आवेश होता है।

107 ज्ञात तत्व हैं। वर्तमान में, उच्च परमाणु संख्या वाले रासायनिक तत्वों के कृत्रिम उत्पादन पर काम जारी है।

सभी तत्वों को आमतौर पर धातु और अधातु में विभाजित किया जाता है। हालाँकि, यह विभाजन सशर्त है। तत्वों की एक महत्वपूर्ण विशेषता पृथ्वी की पपड़ी में उनकी प्रचुरता है, अर्थात्। पृथ्वी के ऊपरी ठोस आवरण में, जिसकी मोटाई लगभग 16 किमी मानी गयी है। पृथ्वी की पपड़ी में तत्वों के वितरण का अध्ययन भू-रसायन विज्ञान - पृथ्वी के रसायन विज्ञान के विज्ञान द्वारा किया जाता है। भू-रसायनज्ञ ए.पी. विनोग्रादोव ने पृथ्वी की पपड़ी की औसत रासायनिक संरचना की एक तालिका तैयार की। इन आंकड़ों के अनुसार, सबसे आम तत्व ऑक्सीजन है - पृथ्वी की पपड़ी के द्रव्यमान का 47.2%, इसके बाद सिलिकॉन - 27.6, एल्यूमीनियम - 8.80, लोहा -5.10, कैल्शियम - 3.6, सोडियम - 2.64, पोटेशियम - 2.6, मैग्नीशियम - 2.10, हाइड्रोजन - 0.15%।

सहसंयोजक रासायनिक बंधन, इसकी किस्में और गठन के तंत्र। सहसंयोजक बंधों के लक्षण (ध्रुवीयता और बंध ऊर्जा)। आयोनिक बंध। धातु कनेक्शन. हाइड्रोजन बंध

रासायनिक बंधन का सिद्धांत सभी सैद्धांतिक रसायन विज्ञान का आधार बनता है।

एक रासायनिक बंधन को परमाणुओं की परस्पर क्रिया के रूप में समझा जाता है जो उन्हें अणुओं, आयनों, रेडिकल और क्रिस्टल में बांधता है।

रासायनिक बंधन चार प्रकार के होते हैं: आयनिक, सहसंयोजक, धात्विक और हाइड्रोजन।

रासायनिक बंधों का प्रकारों में विभाजन सशर्त है, क्योंकि वे सभी एक निश्चित एकता की विशेषता रखते हैं।

एक आयनिक बंधन को ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का चरम मामला माना जा सकता है।

एक धात्विक बंधन साझा इलेक्ट्रॉनों का उपयोग करके परमाणुओं के सहसंयोजक संपर्क और इन इलेक्ट्रॉनों और धातु आयनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण को जोड़ता है।

पदार्थों में अक्सर रासायनिक बंधन (या शुद्ध रासायनिक बंधन) के सीमित मामलों की कमी होती है।

उदाहरण के लिए, लिथियम फ्लोराइड $LiF$ को आयनिक यौगिक के रूप में वर्गीकृत किया गया है। वास्तव में, इसमें बंधन $80%$ आयनिक और $20%$ सहसंयोजक है। इसलिए, जाहिर है, किसी रासायनिक बंधन की ध्रुवता (आयनिकता) की डिग्री के बारे में बात करना अधिक सही है।

हाइड्रोजन हैलाइडों की श्रृंखला में $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ बंधन ध्रुवता की डिग्री कम हो जाती है, क्योंकि हैलोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों में अंतर कम हो जाता है, और एस्टैटिन हाइड्रोजन में बंधन लगभग गैर-ध्रुवीय हो जाता है $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

एक ही पदार्थ में विभिन्न प्रकार के बंधन पाए जा सकते हैं, उदाहरण के लिए:

1. आधारों में: हाइड्रॉक्सो समूहों में ऑक्सीजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच बंधन ध्रुवीय सहसंयोजक होता है, और धातु और हाइड्रॉक्सो समूह के बीच यह आयनिक होता है;
2. ऑक्सीजन युक्त एसिड के लवण में: गैर-धातु परमाणु और अम्लीय अवशेष के ऑक्सीजन के बीच - सहसंयोजक ध्रुवीय, और धातु और अम्लीय अवशेष के बीच - आयनिक;
3. अमोनियम, मिथाइलमोनियम लवण, आदि में: नाइट्रोजन और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच - सहसंयोजक ध्रुवीय, और अमोनियम या मिथाइलमोनियम आयनों और एसिड अवशेषों के बीच - आयनिक;
4. धातु पेरोक्साइड में (उदाहरण के लिए, $Na_2O_2$), ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच का बंधन सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय होता है, और धातु और ऑक्सीजन के बीच का बंधन आयनिक होता है, आदि।

विभिन्न प्रकार के कनेक्शन एक दूसरे में परिवर्तित हो सकते हैं:

- पानी में सहसंयोजक यौगिकों के इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण के दौरान, सहसंयोजक ध्रुवीय बंधन एक आयनिक बंधन में बदल जाता है;

- जब धातुएँ वाष्पित हो जाती हैं, तो धातु बंधन एक गैर-ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन में बदल जाता है, आदि।

सभी प्रकार और प्रकार के रासायनिक बंधों की एकता का कारण उनकी समान रासायनिक प्रकृति - इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क है। किसी भी मामले में रासायनिक बंधन का गठन ऊर्जा की रिहाई के साथ परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन-परमाणु संपर्क का परिणाम है।

सहसंयोजक बंधन बनाने की विधियाँ। सहसंयोजक बंधन के लक्षण: बंधन की लंबाई और ऊर्जा

सहसंयोजक रासायनिक बंधन साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के गठन के माध्यम से परमाणुओं के बीच बनने वाला बंधन है।

ऐसे बंधन के गठन का तंत्र विनिमय या दाता-स्वीकर्ता हो सकता है।

मैं। विनिमय तंत्रतब संचालित होता है जब परमाणु अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों के संयोजन से साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े बनाते हैं।

1) $H_2$ - हाइड्रोजन:

हाइड्रोजन परमाणुओं के $s$-इलेक्ट्रॉनों (अतिव्यापी $s$-ऑर्बिटल्स) द्वारा एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण बंधन उत्पन्न होता है:

2) $HCl$ - हाइड्रोजन क्लोराइड:

बंधन $s-$ और $p-$इलेक्ट्रॉनों (अतिव्यापी $s-p-$ऑर्बिटल्स) की एक सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़ी के गठन के कारण उत्पन्न होता है:

3) $Cl_2$: क्लोरीन अणु में, अयुग्मित $p-$इलेक्ट्रॉनों (अतिव्यापी $p-p-$ऑर्बिटल्स) के कारण एक सहसंयोजक बंधन बनता है:

4) $N_2$: नाइट्रोजन अणु में परमाणुओं के बीच तीन सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े बनते हैं:

द्वितीय. दाता-स्वीकर्ता तंत्रआइए अमोनियम आयन $NH_4^+$ के उदाहरण का उपयोग करके सहसंयोजक बंधन के गठन पर विचार करें।

दाता के पास एक इलेक्ट्रॉन युग्म है, स्वीकर्ता के पास एक खाली कक्षक है जिस पर यह युग्म कब्जा कर सकता है। अमोनियम आयन में, हाइड्रोजन परमाणुओं के साथ सभी चार बंधन सहसंयोजक होते हैं: तीन नाइट्रोजन परमाणु और हाइड्रोजन परमाणुओं द्वारा विनिमय तंत्र के अनुसार सामान्य इलेक्ट्रॉन जोड़े के निर्माण के कारण बने थे, एक - दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से।

सहसंयोजक बंधों को इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के ओवरलैप होने के तरीके के साथ-साथ बंधे हुए परमाणुओं में से एक के प्रति उनके विस्थापन के आधार पर वर्गीकृत किया जा सकता है।

एक बंधन रेखा के साथ ओवरलैपिंग इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के परिणामस्वरूप बनने वाले रासायनिक बंधन को $σ$ कहा जाता है -बांड (सिग्मा बांड). सिग्मा बंधन बहुत मजबूत है.

$p-$ऑर्बिटल्स दो क्षेत्रों में ओवरलैप हो सकते हैं, पार्श्व ओवरलैप के कारण एक सहसंयोजक बंधन बनाते हैं:

संचार लाइन के बाहर इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स के "पार्श्व" ओवरलैप के परिणामस्वरूप रासायनिक बंधन बनते हैं, अर्थात। दो क्षेत्रों में $π$ कहा जाता है -बॉन्ड (पाई-बॉन्ड)।

द्वारा विस्थापन की डिग्रीसाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े उन परमाणुओं में से एक के साथ जुड़ते हैं, जो एक सहसंयोजक बंधन हो सकता है ध्रुवीयऔर गैर ध्रुवीय.

समान विद्युत ऋणात्मकता वाले परमाणुओं के बीच बनने वाले सहसंयोजक रासायनिक बंधन को कहा जाता है गैर ध्रुवीय.इलेक्ट्रॉन जोड़े किसी भी परमाणु में स्थानांतरित नहीं होते हैं, क्योंकि परमाणुओं में समान EO होता है - अन्य परमाणुओं से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने का गुण। उदाहरण के लिए:

वे। सरल अधातु पदार्थों के अणु सहसंयोजक गैर-ध्रुवीय बंधों के माध्यम से बनते हैं। जिन तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता भिन्न होती है उनके परमाणुओं के बीच सहसंयोजक रासायनिक बंधन कहलाता है ध्रुवीय.

सहसंयोजक बंधों की लंबाई और ऊर्जा।

विशेषता सहसंयोजक बंधन के गुण- इसकी लंबाई और ऊर्जा. लिंक की लंबाईपरमाणुओं के नाभिकों के बीच की दूरी है। रासायनिक बंधन की लंबाई जितनी कम होगी, वह उतना ही मजबूत होगा। हालाँकि, कनेक्शन की मजबूती का एक माप है बाँधने वाली ऊर्जा, जो किसी बंधन को तोड़ने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा से निर्धारित होता है। इसे आमतौर पर kJ/mol में मापा जाता है। इस प्रकार, प्रायोगिक डेटा के अनुसार, $H_2, Cl_2$ और $N_2$ अणुओं की बॉन्ड लंबाई क्रमशः $0.074, 0.198$ और $0.109$ एनएम है, और बॉन्ड ऊर्जा क्रमशः $436, 242$ और $946$ kJ/mol है।

आयन। आयोनिक बंध

आइए कल्पना करें कि दो परमाणु "मिलते हैं": समूह I धातु का एक परमाणु और समूह VII का एक गैर-धातु परमाणु। एक धातु परमाणु के बाहरी ऊर्जा स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन होता है, जबकि एक गैर-धातु परमाणु के बाहरी स्तर को पूरा करने के लिए केवल एक इलेक्ट्रॉन की कमी होती है।

पहला परमाणु आसानी से दूसरे को अपना इलेक्ट्रॉन दे देगा, जो नाभिक से बहुत दूर है और कमजोर रूप से उससे बंधा हुआ है, और दूसरा उसे अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर एक मुक्त स्थान प्रदान करेगा।

तब परमाणु, अपने एक ऋणात्मक आवेश से रहित होकर, एक धनात्मक आवेशित कण बन जाएगा, और दूसरा परिणामी इलेक्ट्रॉन के कारण एक ऋणात्मक आवेशित कण में बदल जाएगा। ऐसे कणों को कहा जाता है आयन।

आयनों के बीच होने वाले रासायनिक बंधन को आयनिक कहा जाता है।

आइए प्रसिद्ध यौगिक सोडियम क्लोराइड (टेबल नमक) के उदाहरण का उपयोग करके इस बंधन के गठन पर विचार करें:

परमाणुओं को आयनों में परिवर्तित करने की प्रक्रिया को चित्र में दर्शाया गया है:

परमाणुओं का आयनों में यह परिवर्तन हमेशा विशिष्ट धातुओं और विशिष्ट गैर-धातुओं के परमाणुओं की परस्पर क्रिया के दौरान होता है।

आइए आयनिक बंधन के गठन को रिकॉर्ड करते समय तर्क के एल्गोरिदम (अनुक्रम) पर विचार करें, उदाहरण के लिए, कैल्शियम और क्लोरीन परमाणुओं के बीच:

परमाणुओं या अणुओं की संख्या दर्शाने वाली संख्याएँ कहलाती हैं गुणांकों, और किसी अणु में परमाणुओं या आयनों की संख्या दर्शाने वाली संख्याएँ कहलाती हैं अनुक्रमित.

धातु कनेक्शन

आइए जानें कि धातु तत्वों के परमाणु एक दूसरे के साथ किस प्रकार परस्पर क्रिया करते हैं। धातुएँ आमतौर पर पृथक परमाणुओं के रूप में मौजूद नहीं होती हैं, बल्कि एक टुकड़े, पिंड या धातु उत्पाद के रूप में मौजूद होती हैं। धातु के परमाणुओं को एक ही आयतन में क्या रखता है?

अधिकांश धातुओं के परमाणुओं में बाहरी स्तर पर कम संख्या में इलेक्ट्रॉन होते हैं - $1, 2, 3$। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से अलग हो जाते हैं और परमाणु सकारात्मक आयन बन जाते हैं। अलग किए गए इलेक्ट्रॉन एक आयन से दूसरे आयन में चले जाते हैं, और उन्हें एक पूरे में बांध देते हैं। आयनों के साथ जुड़कर, ये इलेक्ट्रॉन अस्थायी रूप से परमाणु बनाते हैं, फिर टूट जाते हैं और दूसरे आयन के साथ जुड़ जाते हैं, आदि। नतीजतन, धातु के आयतन में, परमाणु लगातार आयनों में परिवर्तित होते रहते हैं और इसके विपरीत।

साझा इलेक्ट्रॉनों के माध्यम से धातुओं में आयनों के बीच के बंधन को धात्विक कहा जाता है।

यह चित्र योजनाबद्ध रूप से सोडियम धातु के टुकड़े की संरचना को दर्शाता है।

इस मामले में, साझा इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या बड़ी संख्या में आयनों और परमाणुओं को बांधती है।

एक धात्विक बंधन में सहसंयोजक बंधन के साथ कुछ समानताएं होती हैं, क्योंकि यह बाहरी इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे पर आधारित होता है। हालाँकि, एक सहसंयोजक बंधन के साथ, केवल दो पड़ोसी परमाणुओं के बाहरी अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों को साझा किया जाता है, जबकि एक धात्विक बंधन के साथ, सभी परमाणु इन इलेक्ट्रॉनों के बंटवारे में भाग लेते हैं। यही कारण है कि सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल भंगुर होते हैं, लेकिन धातु बंधन के साथ, एक नियम के रूप में, वे नमनीय, विद्युत प्रवाहकीय होते हैं और धातु की चमक रखते हैं।

धात्विक बंधन शुद्ध धातुओं और विभिन्न धातुओं के मिश्रण - ठोस और तरल अवस्था में मिश्रधातु दोनों की विशेषता है।

हाइड्रोजन बंध

एक अणु (या उसके भाग) के सकारात्मक रूप से ध्रुवीकृत हाइड्रोजन परमाणुओं और दूसरे अणु के अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े ($F, O, N$ और कम सामान्यतः $S$ और $Cl$) वाले दृढ़ता से विद्युत ऋणात्मक तत्वों के नकारात्मक ध्रुवीकृत परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन (अथवा उसका भाग) हाइड्रोजन कहलाता है।

हाइड्रोजन बांड निर्माण का तंत्र आंशिक रूप से इलेक्ट्रोस्टैटिक, आंशिक रूप से दाता-स्वीकर्ता प्रकृति का है।

अंतरआण्विक हाइड्रोजन बंधन के उदाहरण:

ऐसे संबंध की उपस्थिति में, कम आणविक भार वाले पदार्थ भी, सामान्य परिस्थितियों में, तरल (शराब, पानी) या आसानी से तरलीकृत गैस (अमोनिया, हाइड्रोजन फ्लोराइड) हो सकते हैं।

हाइड्रोजन बंध वाले पदार्थों में आणविक क्रिस्टल जालक होते हैं।

आणविक और गैर-आणविक संरचना के पदार्थ। क्रिस्टल जाली का प्रकार. पदार्थों के गुणों की उनकी संरचना और संरचना पर निर्भरता

पदार्थों की आणविक और गैर-आणविक संरचना

यह व्यक्तिगत परमाणु या अणु नहीं हैं जो रासायनिक अंतःक्रिया में प्रवेश करते हैं, बल्कि पदार्थ हैं। दी गई शर्तों के तहत, कोई पदार्थ एकत्रीकरण की तीन अवस्थाओं में से एक में हो सकता है: ठोस, तरल या गैसीय। किसी पदार्थ के गुण उसे बनाने वाले कणों - अणुओं, परमाणुओं या आयनों के बीच रासायनिक बंधन की प्रकृति पर भी निर्भर करते हैं। बंधन के प्रकार के आधार पर, आणविक और गैर-आणविक संरचना वाले पदार्थों को प्रतिष्ठित किया जाता है।

अणुओं से बने पदार्थ कहलाते हैं आणविक पदार्थ. ऐसे पदार्थों में अणुओं के बीच के बंधन बहुत कमजोर होते हैं, अणु के अंदर परमाणुओं के बीच की तुलना में बहुत कमजोर होते हैं, और अपेक्षाकृत कम तापमान पर भी वे टूट जाते हैं - पदार्थ तरल में बदल जाता है और फिर गैस (आयोडीन का ऊर्ध्वपातन) में बदल जाता है। अणुओं से बने पदार्थों के पिघलने और क्वथनांक बढ़ते आणविक भार के साथ बढ़ते हैं।

आणविक पदार्थों में परमाणु संरचना वाले पदार्थ ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) शामिल होते हैं, इनमें धातु और अधातु भी शामिल हैं।

आइए क्षार धातुओं के भौतिक गुणों पर विचार करें। परमाणुओं के बीच अपेक्षाकृत कम बंधन शक्ति कम यांत्रिक शक्ति का कारण बनती है: क्षार धातुएं नरम होती हैं और इन्हें चाकू से आसानी से काटा जा सकता है।

बड़े परमाणु आकार से क्षार धातुओं का घनत्व कम हो जाता है: लिथियम, सोडियम और पोटेशियम पानी से भी हल्के होते हैं। क्षार धातुओं के समूह में, तत्व की बढ़ती परमाणु संख्या के साथ क्वथनांक और गलनांक कम हो जाते हैं, क्योंकि परमाणु का आकार बढ़ता है और बंधन कमजोर होते हैं।

पदार्थों को गैर आणविकसंरचनाओं में आयनिक यौगिक शामिल हैं। अधातुओं के साथ धातुओं के अधिकांश यौगिकों में यह संरचना होती है: सभी लवण ($NaCl, K_2SO_4$), कुछ हाइड्राइड ($LiH$) और ऑक्साइड ($CaO, MgO, FeO$), क्षार ($NaOH, KOH$)। आयनिक (गैर-आणविक) पदार्थों में उच्च गलनांक और क्वथनांक होते हैं।

क्रिस्टल जाली

पदार्थ, जैसा कि ज्ञात है, एकत्रीकरण की तीन अवस्थाओं में मौजूद हो सकता है: गैसीय, तरल और ठोस।

ठोस: अनाकार और क्रिस्टलीय।

आइए विचार करें कि रासायनिक बंधों की विशेषताएं ठोस पदार्थों के गुणों को कैसे प्रभावित करती हैं। ठोसों को विभाजित किया गया है क्रिस्टलीयऔर अनाकार

अनाकार पदार्थों में स्पष्ट गलनांक नहीं होता, गर्म करने पर वे धीरे-धीरे नरम हो जाते हैं और तरल अवस्था में बदल जाते हैं। उदाहरण के लिए, प्लास्टिसिन और विभिन्न रेजिन अनाकार अवस्था में हैं।

क्रिस्टलीय पदार्थों की विशेषता उन कणों की सही व्यवस्था से होती है जिनसे वे बने होते हैं: परमाणु, अणु और आयन - अंतरिक्ष में कड़ाई से परिभाषित बिंदुओं पर। जब ये बिंदु सीधी रेखाओं से जुड़े होते हैं, तो एक स्थानिक ढांचा बनता है, जिसे क्रिस्टल जाली कहा जाता है। वे बिंदु जिन पर क्रिस्टल कण स्थित होते हैं, जाली नोड कहलाते हैं।

क्रिस्टल जाली के नोड्स पर स्थित कणों के प्रकार और उनके बीच संबंध की प्रकृति के आधार पर, चार प्रकार के क्रिस्टल जाली प्रतिष्ठित हैं: आयनिक, परमाणु, आणविकऔर धातु।

आयनिक क्रिस्टल जालक.

ईओण काक्रिस्टल जालक कहलाते हैं, जिनके नोड्स में आयन होते हैं। वे आयनिक बंधन वाले पदार्थों से बनते हैं, जो सरल आयनों $Na^(+), Cl^(-)$, और जटिल $SO_4^(2−), OH^-$ दोनों को बांध सकते हैं। नतीजतन, धातुओं के लवण और कुछ ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड में आयनिक क्रिस्टल जालक होते हैं। उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड क्रिस्टल में बारी-बारी से सकारात्मक $Na^+$ और नकारात्मक $Cl^-$ आयन होते हैं, जो एक घन-आकार की जाली बनाते हैं। ऐसे क्रिस्टल में आयनों के बीच के बंधन बहुत स्थिर होते हैं। इसलिए, आयनिक जाली वाले पदार्थों को अपेक्षाकृत उच्च कठोरता और ताकत की विशेषता होती है, वे दुर्दम्य और गैर-वाष्पशील होते हैं।

परमाणु क्रिस्टल जाली.

परमाणुक्रिस्टल लैटिस कहलाते हैं, जिनके नोड्स में अलग-अलग परमाणु होते हैं। ऐसी जाली में, परमाणु बहुत मजबूत सहसंयोजक बंधों द्वारा एक दूसरे से जुड़े होते हैं। इस प्रकार के क्रिस्टल लैटिस वाले पदार्थों का एक उदाहरण हीरा है, जो कार्बन के एलोट्रोपिक संशोधनों में से एक है।

परमाणु क्रिस्टल जाली वाले अधिकांश पदार्थों में बहुत अधिक पिघलने बिंदु होते हैं (उदाहरण के लिए, हीरे के लिए यह $ 3500 डिग्री सेल्सियस से ऊपर है), वे मजबूत और कठोर होते हैं, और व्यावहारिक रूप से अघुलनशील होते हैं।

आणविक क्रिस्टल जाली.

मोलेकुलरक्रिस्टल लैटिस कहलाते हैं, जिनके नोड्स में अणु स्थित होते हैं। इन अणुओं में रासायनिक बंधन ध्रुवीय ($HCl, H_2O$) और गैर-ध्रुवीय ($N_2, O_2$) दोनों हो सकते हैं। इस तथ्य के बावजूद कि अणुओं के अंदर के परमाणु बहुत मजबूत सहसंयोजक बंधनों से जुड़े होते हैं, अणुओं के बीच कमजोर अंतर-आण्विक आकर्षण बल कार्य करते हैं। इसलिए, आणविक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थों में कम कठोरता, कम पिघलने बिंदु और अस्थिर होते हैं। अधिकांश ठोस कार्बनिक यौगिकों में आणविक क्रिस्टल जाली (नेफ़थलीन, ग्लूकोज, चीनी) होती है।

धातु क्रिस्टल जाली.

धात्विक बंध वाले पदार्थों में धात्विक क्रिस्टल जालक होते हैं। ऐसी जाली के स्थानों पर परमाणु और आयन होते हैं (या तो परमाणु या आयन, जिसमें धातु के परमाणु आसानी से बदल जाते हैं, अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनों को "सामान्य उपयोग के लिए" छोड़ देते हैं)। धातुओं की यह आंतरिक संरचना उनके विशिष्ट भौतिक गुणों को निर्धारित करती है: लचीलापन, प्लास्टिसिटी, विद्युत और तापीय चालकता, विशिष्ट धात्विक चमक।

एक अणु जिसमें धनात्मक और ऋणात्मक आवेशित वर्गों के गुरुत्वाकर्षण के केंद्र संपाती नहीं होते हैं, द्विध्रुव कहलाते हैं। आइए हम "द्विध्रुव" की अवधारणा को परिभाषित करें।

द्विध्रुव समान परिमाण के दो विपरीत विद्युत आवेशों का एक संयोजन है, जो एक दूसरे से एक निश्चित दूरी पर स्थित होते हैं।

हाइड्रोजन अणु H2 एक द्विध्रुवीय नहीं है (चित्र 50)। ए), और हाइड्रोजन क्लोराइड अणु एक द्विध्रुवीय है (चित्र 50)। बी). जल का अणु भी द्विध्रुव है। एच 2 ओ में इलेक्ट्रॉन जोड़े बड़े पैमाने पर हाइड्रोजन परमाणुओं से ऑक्सीजन परमाणुओं में स्थानांतरित हो जाते हैं।

ऋणात्मक आवेश का गुरुत्वाकर्षण केंद्र ऑक्सीजन परमाणु के पास स्थित होता है, और धनात्मक आवेश का गुरुत्वाकर्षण केंद्र हाइड्रोजन परमाणु के पास स्थित होता है।

किसी क्रिस्टलीय पदार्थ में परमाणु, आयन या अणु सख्त क्रम में होते हैं।

वह स्थान जहाँ ऐसा कण स्थित होता है, कहलाता है क्रिस्टल जाली का नोड.क्रिस्टल जाली के नोड्स में परमाणुओं, आयनों या अणुओं की स्थिति चित्र में दिखाई गई है। 51.

जी में
चावल। 51. क्रिस्टल जाली के मॉडल (एक थोक क्रिस्टल का एक तल दिखाया गया है): ए) सहसंयोजक या परमाणु (हीरा सी, सिलिकॉन सी, क्वार्ट्ज SiO 2); बी) आयनिक (NaCl); वी) आणविक (बर्फ, मैं 2); जी) धातु (ली, फे)। धातु जाली मॉडल में, बिंदु इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करते हैं

कणों के बीच रासायनिक बंधन के प्रकार के आधार पर, क्रिस्टल जाली को सहसंयोजक (परमाणु), आयनिक और धात्विक में विभाजित किया जाता है। एक अन्य प्रकार की क्रिस्टल जाली है - आणविक। ऐसी जाली में, अलग-अलग अणु एक साथ बंधे रहते हैं अंतरआण्विक आकर्षण बल.

सहसंयोजक बंधन वाले क्रिस्टल(चित्र 51 ए) बहुपरमाणुक आणविक संरचनाएँ हैं। हीरे या क्वार्ट्ज का एक टुकड़ा सहसंयोजक रासायनिक बंधों वाले एक बहुलक अणु से अधिक कुछ नहीं है।

आयनिक क्रिस्टल(चित्र 51 बी) क्रिस्टल जाली के स्थानों पर धनात्मक और ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन होते हैं। क्रिस्टल जाली का निर्माण इस प्रकार किया जाता है कि विपरीत आवेशित आयनों के स्थिरवैद्युत आकर्षण बल और समान आवेशित आयनों के प्रतिकर्षण बल संतुलित हों। ऐसे क्रिस्टल लैटिस LiF, NaCl और कई अन्य जैसे यौगिकों की विशेषता हैं।

आणविक क्रिस्टल(चित्र 51 वी) में क्रिस्टल नोड्स पर द्विध्रुवीय अणु होते हैं, जो आयनिक क्रिस्टल जाली में आयनों की तरह, इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण बलों द्वारा एक दूसरे के सापेक्ष बंधे होते हैं। उदाहरण के लिए, बर्फ एक आणविक क्रिस्टल जाली है जो जल द्विध्रुवों द्वारा निर्मित होती है। चित्र में. 51 वीआरोपों के लिए प्रतीक  नहीं दिखाए गए हैं ताकि आंकड़े पर अधिक भार न पड़े।

धातु क्रिस्टल(चित्र 51 जी) में क्रिस्टल जाली के स्थानों पर धनात्मक रूप से आवेशित आयन होते हैं। कुछ बाहरी इलेक्ट्रॉन आयनों के बीच स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। " इलेक्ट्रॉनिक गैस"क्रिस्टल जाली के नोड्स में सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों को रखता है। जब मारा जाता है, तो धातु बर्फ, क्वार्ट्ज या नमक क्रिस्टल की तरह नहीं टूटती है, बल्कि केवल आकार बदलती है। इलेक्ट्रॉन, अपनी गतिशीलता के कारण, प्रभाव के क्षण में स्थानांतरित होने का प्रबंधन करते हैं और आयनों को एक नई स्थिति में रखते हैं। यही कारण है कि धातुएँ जाली और प्लास्टिक होती हैं, बिना नष्ट हुए मुड़ जाती हैं।

चावल। 52. सिलिकॉन ऑक्साइड की संरचना: ए) क्रिस्टलीय; बी) अनाकार. काले बिंदु सिलिकॉन परमाणुओं को दर्शाते हैं, प्रकाश वृत्त ऑक्सीजन परमाणुओं को दर्शाते हैं। क्रिस्टल तल दिखाया गया है, इसलिए सिलिकॉन परमाणु का चौथा बंधन इंगित नहीं किया गया है। बिंदीदार रेखा एक अनाकार पदार्थ के विकार में लघु-सीमा क्रम को इंगित करती है
एक अनाकार पदार्थ में, संरचना की त्रि-आयामी आवधिकता, क्रिस्टलीय अवस्था की विशेषता, बाधित होती है (चित्र 52 बी)।

तरल पदार्थ और गैसेंपरमाणुओं की यादृच्छिक गति द्वारा क्रिस्टलीय और अनाकार पिंडों से भिन्न होता है
अणु. तरल पदार्थ में, आकर्षक बल एक ठोस में दूरी के बराबर, एक दूसरे के सापेक्ष सूक्ष्म कणों को करीबी दूरी पर रखने में सक्षम होते हैं। गैसों में, परमाणुओं और अणुओं के बीच व्यावहारिक रूप से कोई संपर्क नहीं होता है, इसलिए गैसें, तरल पदार्थों के विपरीत, उन्हें प्रदान की गई पूरी मात्रा पर कब्जा कर लेती हैं। 100 0 C पर एक मोल तरल पानी का आयतन 18.7 सेमी 3 है, और उसी तापमान पर एक मोल संतृप्त जल वाष्प का आयतन 30,000 सेमी 3 है।


चावल। 53. तरल पदार्थ और गैसों में अणुओं की विभिन्न प्रकार की परस्पर क्रिया: ए) द्विध्रुव-द्विध्रुव; बी) द्विध्रुवीय-गैर-द्विध्रुवीय; वी)गैर-द्विध्रुव-गैर-द्विध्रुवीय
ठोस पदार्थों के विपरीत, तरल और गैसों में अणु स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। आंदोलन के परिणामस्वरूप, वे एक निश्चित तरीके से उन्मुख होते हैं। उदाहरण के लिए, चित्र में. 53 ए, बी. यह दिखाया गया है कि द्विध्रुवीय अणु तरल पदार्थ और गैसों में द्विध्रुवीय अणुओं के साथ-साथ गैर-ध्रुवीय अणुओं के साथ कैसे परस्पर क्रिया करते हैं।

जैसे-जैसे द्विध्रुव द्विध्रुव के करीब पहुंचता है, अणु आकर्षण और प्रतिकर्षण के परिणामस्वरूप घूमते हैं। एक अणु का धनावेशित भाग दूसरे अणु के ऋणावेशित भाग के निकट स्थित होता है। इस प्रकार द्विध्रुव तरल जल में परस्पर क्रिया करते हैं।

जब दो गैर-ध्रुवीय अणु (गैर-द्विध्रुव) पर्याप्त रूप से निकट दूरी पर एक-दूसरे के पास आते हैं, तो वे एक-दूसरे को परस्पर प्रभावित भी करते हैं (चित्र 53)। वी). अणुओं को नाभिक के चारों ओर नकारात्मक रूप से चार्ज किए गए इलेक्ट्रॉन गोले द्वारा एक साथ लाया जाता है। इलेक्ट्रॉन कोश विकृत हो जाते हैं जिससे एक और दूसरे अणु में सकारात्मक और नकारात्मक केंद्रों की अस्थायी उपस्थिति होती है, और वे परस्पर एक-दूसरे के प्रति आकर्षित होते हैं। यह अणुओं के बिखरने के लिए पर्याप्त है, और अस्थायी द्विध्रुव फिर से गैर-ध्रुवीय अणु बन जाते हैं।

इसका एक उदाहरण हाइड्रोजन गैस के अणुओं के बीच परस्पर क्रिया है। (चित्र 53 वी).
3.2. अकार्बनिक पदार्थों का वर्गीकरण. सरल और जटिल पदार्थ
19वीं शताब्दी की शुरुआत में, स्वीडिश रसायनज्ञ बर्ज़ेलियस ने प्रस्ताव दिया कि जीवित जीवों से प्राप्त पदार्थों को कहा जाता है जैविक।निर्जीव प्रकृति की विशेषता वाले पदार्थ कहलाये अकार्बनिकया खनिज(खनिजों से प्राप्त)।

सभी ठोस, तरल और गैसीय पदार्थों को सरल और जटिल में विभाजित किया जा सकता है।

सरल पदार्थ एक रासायनिक तत्व के परमाणुओं से बने पदार्थ होते हैं।

उदाहरण के लिए, कमरे के तापमान और वायुमंडलीय दबाव पर हाइड्रोजन, ब्रोमीन और लोहा सरल पदार्थ हैं जो क्रमशः गैसीय, तरल और ठोस अवस्था में होते हैं (चित्र 54)। ए बी सी).

गैसीय हाइड्रोजन H 2 (g) और तरल ब्रोमीन Br 2 (l) द्विपरमाणुक अणुओं से बने होते हैं। ठोस लौह Fe(s) धात्विक क्रिस्टल जाली वाले क्रिस्टल के रूप में मौजूद होता है।

सरल पदार्थों को दो समूहों में विभाजित किया गया है: अधातु और धातु।

ए) बी) वी)

चावल। 54. सरल पदार्थ: ए) हाइड्रोजन गैस। यह हवा से हल्का होता है, इसलिए टेस्ट ट्यूब को ढक दिया जाता है और उल्टा कर दिया जाता है; बी) तरल ब्रोमीन (आमतौर पर सीलबंद ampoules में संग्रहित); वी) लौह चूर्ण

अधातुएँ ठोस अवस्था में सहसंयोजक (परमाणु) या आणविक क्रिस्टल जाली वाले सरल पदार्थ होते हैं।

कमरे के तापमान पर, एक सहसंयोजक (परमाणु) क्रिस्टल जाली बोरान बी (एस), कार्बन सी (एस), सिलिकॉन सी (एस) जैसे गैर-धातुओं की विशेषता है। आणविक क्रिस्टल जाली में सफेद फॉस्फोरस P(s), सल्फर S(s), आयोडीन I 2(s) होता है। कुछ अधातुएँ बहुत कम तापमान पर ही एकत्रित होकर तरल या ठोस अवस्था में परिवर्तित हो जाती हैं। सामान्य परिस्थितियों में वे गैसें हैं। ऐसे पदार्थों में शामिल हैं, उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन एच 2 (जी), नाइट्रोजन एन 2 (जी), ऑक्सीजन ओ 2 (जी), फ्लोरीन एफ 2 (जी), क्लोरीन सीएल 2 (जी), हीलियम हे (जी), नियॉन ने (जी), आर्गन आर(जी)। कमरे के तापमान पर, आणविक ब्रोमीन Br 2 (l) तरल रूप में मौजूद होता है।

धातुएँ ठोस अवस्था में धातु क्रिस्टल जाली वाले सरल पदार्थ होते हैं।

ये लचीले, प्लास्टिक पदार्थ हैं जिनमें धात्विक चमक होती है और ये गर्मी और बिजली का संचालन करने में सक्षम होते हैं।

आवर्त सारणी के लगभग 80% तत्व सरल पदार्थ - धातुएँ बनाते हैं। कमरे के तापमान पर धातुएँ ठोस होती हैं। उदाहरण के लिए, Li(t), Fe(t)। केवल पारा, Hg(l) एक तरल है जो -38.89 0 C पर जम जाता है।

जटिल पदार्थ विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणुओं से बने पदार्थ होते हैं

किसी जटिल पदार्थ में तत्वों के परमाणु स्थिर और सुपरिभाषित संबंधों से जुड़े होते हैं।

उदाहरण के लिए, जल H2O एक जटिल पदार्थ है। इसके अणु में दो तत्वों के परमाणु होते हैं। पृथ्वी पर कहीं भी पानी में द्रव्यमान के हिसाब से 11.1% हाइड्रोजन और 88.9% ऑक्सीजन होता है।

तापमान और दबाव के आधार पर, पानी ठोस, तरल या गैसीय अवस्था में हो सकता है, जो पदार्थ के रासायनिक सूत्र के दाईं ओर इंगित किया गया है - एच 2 ओ (जी), एच 2 ओ (एल), एच 2 ओ (टी)।

व्यावहारिक गतिविधियों में, एक नियम के रूप में, हम शुद्ध पदार्थों से नहीं, बल्कि उनके मिश्रण से निपटते हैं।

मिश्रण विभिन्न संरचना और संरचना वाले रासायनिक यौगिकों का एक संयोजन है

आइए हम सरल और जटिल पदार्थों, साथ ही उनके मिश्रण को एक चित्र के रूप में प्रस्तुत करें:

सरल

nonmetals

इमल्शन

मैदान

अकार्बनिक रसायन विज्ञान में जटिल पदार्थों को ऑक्साइड, क्षार, अम्ल और लवण में विभाजित किया गया है।

आक्साइड
इसमें धातुओं और अधातुओं के ऑक्साइड होते हैं। धातु ऑक्साइड आयनिक बंध वाले यौगिक हैं। ठोस अवस्था में ये आयनिक क्रिस्टल जालक बनाते हैं।

गैर-धातु ऑक्साइड– सहसंयोजक रासायनिक बंध वाले यौगिक।

ऑक्साइड जटिल पदार्थ हैं जो दो रासायनिक तत्वों के परमाणुओं से बने होते हैं, जिनमें से एक ऑक्सीजन है, जिसकी ऑक्सीकरण अवस्था - 2 है।

नीचे कुछ अधातु और धातु ऑक्साइड के आणविक और संरचनात्मक सूत्र दिए गए हैं।
आणविक सूत्र संरचनात्मक सूत्र

सीओ 2 - कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) ओ = सी = ओ

एसओ 2 - सल्फर ऑक्साइड (IV)

एसओ 3 - सल्फर ऑक्साइड (VI)

SiO2 - सिलिकॉन ऑक्साइड (IV)

Na 2 O - सोडियम ऑक्साइड

CaO-कैल्शियम ऑक्साइड

K 2 O - पोटेशियम ऑक्साइड, Na 2 O - सोडियम ऑक्साइड, Al 2 O 3 - एल्यूमीनियम ऑक्साइड। पोटेशियम, सोडियम और एल्यूमीनियम प्रत्येक एक ऑक्साइड बनाते हैं।

यदि किसी तत्व में कई ऑक्सीकरण अवस्थाएँ हैं, तो कई ऑक्साइड होते हैं। इस मामले में, ऑक्साइड के नाम के बाद, कोष्ठक में रोमन अंक के साथ तत्व की ऑक्सीकरण अवस्था को इंगित करें। उदाहरण के लिए, FeO आयरन (II) ऑक्साइड है, Fe 2 O 3 आयरन (III) ऑक्साइड है।

अंतर्राष्ट्रीय नामकरण के नियमों के अनुसार बने नामों के अलावा, ऑक्साइड के पारंपरिक रूसी नामों का उपयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए: CO 2 कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) - कार्बन डाईऑक्साइड, CO कार्बन मोनोऑक्साइड (II) – कार्बन मोनोआक्साइड, CaO कैल्शियम ऑक्साइड – बुझा हुआ चूना, SiO2 सिलिकॉन ऑक्साइड- क्वार्ट्ज, सिलिका, रेत।

ऑक्साइड के तीन समूह हैं, जो रासायनिक गुणों में भिन्न हैं: क्षारीय, अम्लीयऔर उभयधर्मी(प्राचीन यूनानी: , - दोनों, दोहरा)।

मूल ऑक्साइडआवर्त सारणी के समूह I और II (तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्था +1 और +2) के मुख्य उपसमूहों के तत्वों के साथ-साथ द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों द्वारा गठित, जिनकी ऑक्सीकरण अवस्था भी +1 या +2 है। अतः ये सभी तत्व धातु हैं मूल ऑक्साइड धातु ऑक्साइड हैं, उदाहरण के लिए:
ली 2 ओ - लिथियम ऑक्साइड

एमजीओ-मैग्नीशियम ऑक्साइड

CuO - कॉपर (II) ऑक्साइड
मूल ऑक्साइड क्षारों के अनुरूप होते हैं।

अम्लीय ऑक्साइड गैर-धातुओं और धातुओं द्वारा निर्मित जिनकी ऑक्सीकरण अवस्था +4 से अधिक है, उदाहरण के लिए:
सीओ 2 - कार्बन मोनोऑक्साइड (IV)

एसओ 2 - सल्फर ऑक्साइड (IV)

एसओ 3 - सल्फर ऑक्साइड (VI)

पी 2 ओ 5 - फॉस्फोरस ऑक्साइड (वी)
अम्लीय ऑक्साइड अम्ल के अनुरूप होते हैं।

एम्फोटेरिक ऑक्साइड धातुओं द्वारा निर्मित जिनकी ऑक्सीकरण अवस्था +2, +3, कभी-कभी +4 होती है, उदाहरण के लिए:
ZnO - जिंक ऑक्साइड

अल 2 ओ 3 - एल्यूमीनियम ऑक्साइड
एम्फोटेरिक ऑक्साइड एम्फोटेरिक हाइड्रॉक्साइड से मेल खाते हैं।

इसके अलावा, तथाकथित का एक छोटा समूह भी है उदासीन ऑक्साइड:
एन 2 ओ - नाइट्रिक ऑक्साइड (आई)

NO-नाइट्रिक ऑक्साइड (II)

CO - कार्बन मोनोऑक्साइड (II)
यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि हमारे ग्रह पर सबसे महत्वपूर्ण ऑक्साइड में से एक हाइड्रोजन ऑक्साइड है, जिसे आप पानी H2O के रूप में जानते हैं।
मैदान
"ऑक्साइड" खंड में यह उल्लेख किया गया था कि आधार मूल ऑक्साइड के अनुरूप हैं:
सोडियम ऑक्साइड Na 2 O - सोडियम हाइड्रॉक्साइड NaOH।

कैल्शियम ऑक्साइड CaO - कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड Ca(OH) 2.

कॉपर ऑक्साइड CuO - कॉपर हाइड्रॉक्साइड Cu(OH) 2

क्षार जटिल पदार्थ होते हैं जिनमें एक धातु परमाणु और एक या अधिक हाइड्रॉक्सिल समूह -OH शामिल होते हैं।

आधार आयनिक क्रिस्टल जाली वाले ठोस होते हैं।

पानी में घुलने पर, घुलनशील क्षार के क्रिस्टल ( क्षार)ध्रुवीय जल के अणु नष्ट हो जाते हैं, और आयन बनते हैं:

NaOH(s)  Na + (समाधान) + OH - (समाधान)

आयनों के लिए एक समान संकेतन: Na + (समाधान) या OH - (समाधान) का अर्थ है कि आयन समाधान में हैं।

आधार के नाम में शब्द शामिल है हीड्राकसीडऔर जनन मामले में धातु का रूसी नाम। उदाहरण के लिए, NaOH सोडियम हाइड्रॉक्साइड है, Ca(OH) 2 कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड है।

यदि कोई धातु कई आधार बनाती है, तो धातु की ऑक्सीकरण अवस्था को कोष्ठक में रोमन अंक के साथ नाम में दर्शाया जाता है। उदाहरण के लिए: Fe(OH) 2 - आयरन (II) हाइड्रॉक्साइड, Fe(OH) 3 - आयरन (III) हाइड्रॉक्साइड।

इसके अलावा, कुछ आधारों के लिए पारंपरिक नाम हैं:

NaOH - कास्टिक सोडा, कास्टिक सोडा

कॉन - कास्टिक पोटेशियम

Ca(OH) 2 - बुझा हुआ चूना, चूने का पानी

आर
जल में घुलने वाले क्षारक कहलाते हैं क्षार

वे भेद करते हैं पानी में घुलनशील और पानी में अघुलनशील आधार।

ये Be और Mg हाइड्रॉक्साइड को छोड़कर, समूह I और II के मुख्य उपसमूहों के धातु हाइड्रॉक्साइड हैं।

एम्फोटेरिक हाइड्रॉक्साइड्स में शामिल हैं:
एचसीएल(जी)  एच + (समाधान) + सीएल - (समाधान)

एसिड जटिल पदार्थ होते हैं जिनमें हाइड्रोजन परमाणु होते हैं जिन्हें धातु परमाणुओं और अम्लीय अवशेषों से बदला या बदला जा सकता है।

अणु में ऑक्सीजन परमाणुओं की उपस्थिति या अनुपस्थिति पर निर्भर करता है, ऑक्सीजन मुक्त और ऑक्सीजन युक्तअम्ल.

ऑक्सीजन-मुक्त एसिड का नाम देने के लिए, गैर-धातु के रूसी नाम में - अक्षर जोड़ा जाता है। हे-और हाइड्रोजन शब्द :

एचएफ - हाइड्रोफ्लोरिक एसिड

एचसीएल - हाइड्रोक्लोरिक एसिड

एचबीआर - हाइड्रोब्रोमिक एसिड

हाय - हाइड्रोआयोडिक एसिड

एच 2 एस - हाइड्रोसल्फाइड एसिड
कुछ अम्लों के पारंपरिक नाम:

एचसीएल - हाइड्रोक्लोरिक एसिड;एचएफ - हाइड्रोफ्लुओरिक अम्ल

ऑक्सीजन युक्त अम्लों के नाम बताने के लिए अंत - नाया,

-नया, यदि अधातु उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था में है। उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था उस समूह की संख्या से मेल खाती है जिसमें अधातु तत्व स्थित है:
एच 2 एसओ 4 - सल्फर नयाअम्ल

एचएनओ 3 - नाइट्रोजन नयाअम्ल

एचसीएलओ 4 - क्लोरीन नयाअम्ल

एचएमएनओ 4 - मैंगनीज नयाअम्ल
यदि कोई तत्व दो ऑक्सीकरण अवस्थाओं में अम्ल बनाता है, तो अंत - का उपयोग तत्व की निचली ऑक्सीकरण अवस्था के अनुरूप अम्ल का नाम देने के लिए किया जाता है। सत्य:
एच 2 एसओ 3 - चामोइस थका हुआअम्ल

एचएनओ 2 - नाइट्रोजन थका हुआअम्ल
एक अणु में हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या के आधार पर, उन्हें प्रतिष्ठित किया जाता है अकेले आधार का(एचसीएल, एचएनओ 3), द्विक्षारकीय(एच 2 एसओ 4), जनजातीयएसिड (एच 3 पीओ 4)।

कई ऑक्सीजन युक्त एसिड पानी के साथ संबंधित एसिड ऑक्साइड की बातचीत से बनते हैं। किसी दिए गए अम्ल के अनुरूप ऑक्साइड को उसका कहा जाता है एनहाइड्राइड:

सल्फर डाइऑक्साइड एसओ 2 - सल्फ्यूरस एसिड एच 2 एसओ 3

सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड SO 3 - सल्फ्यूरिक एसिड H 2 SO 4

नाइट्रस एनहाइड्राइड एन 2 ओ 3 - नाइट्रस एसिड एचएनओ 2

नाइट्रिक एनहाइड्राइड एन 2 ओ 5 - नाइट्रिक एसिड एचएनओ 3

फॉस्फोरिक एनहाइड्राइड पी 2 ओ 5 - फॉस्फोरिक एसिड एच 3 पीओ 4
कृपया ध्यान दें कि ऑक्साइड और संबंधित एसिड में तत्व की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ समान हैं।

यदि कोई तत्व एक ही ऑक्सीकरण अवस्था में कई ऑक्सीजन युक्त एसिड बनाता है, तो ऑक्सीजन परमाणुओं की कम सामग्री वाले एसिड के नाम में उपसर्ग "" जोड़ा जाता है। मेटा", उच्च ऑक्सीजन सामग्री के साथ - उपसर्ग " ऑर्थो"। उदाहरण के लिए:

एचपीओ 3 - मेटाफॉस्फोरिक एसिड

एच 3 पीओ 4 - ऑर्थोफॉस्फोरिक एसिड, जिसे अक्सर फॉस्फोरिक एसिड कहा जाता है

H 2 SiO 3 - मेटासिलिक एसिड, जिसे आमतौर पर सिलिकिक एसिड कहा जाता है

एच 4 SiO 4 - ऑर्थोसिलिक एसिड।

पानी के साथ SiO2 की परस्पर क्रिया से सिलिकिक एसिड नहीं बनता है, वे एक अलग तरीके से प्राप्त होते हैं।
साथ
नमक जटिल पदार्थ होते हैं जिनमें धातु परमाणु और अम्लीय अवशेष होते हैं।
ओली
NaNO 3 - सोडियम नाइट्रेट

CuSO4 - कॉपर (II) सल्फेट

सीएसीओ 3 - कैल्शियम कार्बोनेट

पानी में घुलने पर नमक के क्रिस्टल नष्ट हो जाते हैं और आयन बनते हैं:

NaNO 3 (t)  Na + (समाधान) + NO 3 - (समाधान)।
लवण को धातु परमाणुओं के साथ एसिड अणु में हाइड्रोजन परमाणुओं के पूर्ण या आंशिक प्रतिस्थापन के उत्पाद के रूप में या अम्लीय अवशेषों के साथ आधार के हाइड्रॉक्सिल समूहों के पूर्ण या आंशिक प्रतिस्थापन के उत्पाद के रूप में माना जा सकता है।

जब हाइड्रोजन परमाणु पूरी तरह से बदल जाते हैं, मध्यम लवण: Na 2 SO 4, MgCl 2. . आंशिक प्रतिस्थापन पर, वे बनते हैं अम्ल लवण (हाइड्रोसाल्ट) NaHSO4 और मूल लवण (हाइड्रॉक्सी लवण)एमजीओएचसीएल.

अंतरराष्ट्रीय नामकरण के नियमों के अनुसार, नाममात्र मामले में एसिड अवशेषों के नाम और जनन मामले में धातु के रूसी नाम से लवण के नाम बनते हैं (तालिका 12):

NaNO 3 - सोडियम नाइट्रेट

CuSO4 - कॉपर (II) सल्फेट

सीएसीओ 3 - कैल्शियम कार्बोनेट

सीए 3 (पीओ 4) 2 - कैल्शियम ऑर्थोफोस्फेट

Na 2 SiO 3 - सोडियम सिलिकेट

एसिड अवशेष का नाम एसिड बनाने वाले तत्व के लैटिन नाम की जड़ से लिया गया है (उदाहरण के लिए, नाइट्रोजनियम - नाइट्रोजन, रूट नाइट्र-) और अंत:

-परउच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था के लिए, -यहएसिड बनाने वाले तत्व के ऑक्सीकरण की कम डिग्री के लिए (तालिका 12)।

तालिका 12

अम्ल और लवण के नाम

एसिड का नाम	अम्ल सूत्र	लवणों का नाम	उदाहरण Soleil
हाइड्रोक्लोरिक (नमक)	एचसीएल	क्लोराइड	एजीसीएल सिल्वर क्लोराइड
हाइड्रोजन सल्फाइड	H2S	सल्फ़ाइड्स	FeS सल्फ़ ईदलोहा(द्वितीय)
नारकीय	H2SO3	सल्फाइट्स	ना 2 एसओ 3 सल्फ यहसोडियम
गंधक का	H2SO4	सल्फेट्स	K 2 SO 4 सल्फ परपोटैशियम
नाइट्रोजन का	HNO2	नाइट्राइट	LiNO2 नाइट्रे यहलिथियम
नाइट्रोजन	HNO3	नाइट्रेट	अल(NO 3) 3 नाइट्रे परअल्युमीनियम
ऑर्थोफॉस्फोरिक	H3PO4	ऑर्थोफॉस्फेट्स	सीए 3 (पीओ 4) 2 कैल्शियम ऑर्थोफोस्फेट
कोयला	H2CO3	कार्बोनेट्स	Na 2 CO 3 सोडियम कार्बोनेट
सिलिकॉन	H2SiO3	सिलिकेट	Na 2 SiO 3 सोडियम सिलिकेट

अम्लीय लवणों के नाम मध्यम लवणों के नाम के समान ही उपसर्ग जोड़ने से बनते हैं। हाइड्रो":

NaHSO4 - सोडियम हाइड्रोजन सल्फेट

NaHS - सोडियम हाइड्रोसल्फाइड
मुख्य लवणों के नाम उपसर्ग जोड़ने से बनते हैं। हाइड्रॉक्सो": MgOHCl - मैग्नीशियम हाइड्रोक्सीक्लोराइड।

इसके अतिरिक्त, कई नमकों के पारंपरिक नाम हैं, जैसे:
Na 2 CO 3 – सोडा;

NaHCO 3 - बेकिंग (पीने का) सोडा;

सीएसीओ 3 - चाक, संगमरमर, चूना पत्थर।