Estrutura molecular e não molecular das substâncias. Estrutura da matéria
Não são átomos ou moléculas individuais que entram em interações químicas, mas substâncias. As substâncias são classificadas de acordo com o tipo de ligação molecular E estrutura não molecular. As substâncias formadas por moléculas são chamadas substâncias moleculares. As ligações entre as moléculas nessas substâncias são muito fracas, muito mais fracas do que entre os átomos dentro da molécula, e mesmo em temperaturas relativamente baixas elas se rompem - a substância se transforma em líquido e depois em gás (sublimação do iodo). Os pontos de fusão e ebulição de substâncias constituídas por moléculas aumentam com o aumento do peso molecular. PARA substâncias moleculares incluem substâncias com estrutura atômica (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), entre elas estão metais e não metais. Para substâncias estrutura não molecular incluem compostos iônicos. A maioria dos compostos de metais com não metais tem esta estrutura: todos os sais (NaCl, K 2 SO 4), alguns hidretos (LiH) e óxidos (CaO, MgO, FeO), bases (NaOH, KOH). Substâncias iônicas (não moleculares) possuem altos pontos de fusão e ebulição.
Sólidos: amorfos e cristalinos
Os sólidos são divididos em cristalino e amorfo.
Substâncias amorfas eles não têm um ponto de fusão claro - quando aquecidos, eles amolecem gradualmente e se transformam em um estado fluido. Por exemplo, a plasticina e várias resinas estão num estado amorfo.
Substâncias cristalinas caracterizado pelo arranjo correto das partículas que os compõem: átomos, moléculas e íons - em pontos estritamente definidos no espaço. Quando esses pontos são conectados por linhas retas, uma estrutura espacial é formada, chamada rede cristalina. Os pontos nos quais as partículas de cristal estão localizadas são chamados de nós da rede. Dependendo do tipo de partículas localizadas nos nós da rede cristalina e da natureza da conexão entre elas, distinguem-se quatro tipos de redes cristalinas: iônica, atômica, molecular e metálica.
As redes cristalinas são chamadas de iônicas, em cujos nós existem íons. Eles são formados por substâncias com ligações iônicas, que podem se ligar tanto aos íons simples Na+, Cl -, quanto aos complexos SO 4 2-, OH -. Conseqüentemente, os sais e alguns óxidos e hidróxidos de metais possuem redes cristalinas iônicas. Por exemplo, um cristal de cloreto de sódio é construído a partir da alternância de íons Na + positivos e Cl - negativos, formando uma rede em forma de cubo. As ligações entre os íons nesse cristal são muito estáveis. Portanto, substâncias com rede iônica são caracterizadas por dureza e resistência relativamente altas, são refratárias e não voláteis.
Rede cristalina - a) e rede amorfa - b).
Rede cristalina - a) e rede amorfa - b). Redes cristalinas atômicas
Atômico são chamadas de redes cristalinas, em cujos nós existem átomos individuais. Nessas redes, os átomos estão conectados uns aos outros ligações covalentes muito fortes. Um exemplo de substâncias com esse tipo de rede cristalina é o diamante, uma das modificações alotrópicas do carbono. A maioria das substâncias com rede cristalina atômica tem pontos de fusão muito altos (por exemplo, para o diamante é superior a 3500 ° C), são fortes e duras e praticamente insolúveis.
Redes cristalinas moleculares
Molecular chamadas redes cristalinas, em cujos nós as moléculas estão localizadas. As ligações químicas nessas moléculas podem ser polares (HCl, H 2 O) e apolares (N 2, O 2). Apesar do fato de os átomos dentro das moléculas estarem conectados por ligações covalentes muito fortes, forças fracas de atração intermolecular atuam entre as próprias moléculas. Portanto, substâncias com redes cristalinas moleculares têm baixa dureza, baixos pontos de fusão e são voláteis. A maioria dos compostos orgânicos sólidos possui redes cristalinas moleculares (naftaleno, glicose, açúcar).
Estrutura cristalina molecular (dióxido de carbono) Redes de cristal de metal
Substâncias com ligação metálica têm redes de cristal de metal. Nos nós de tais redes existem átomos e íons(átomos ou íons nos quais os átomos metálicos se transformam facilmente, cedendo seus elétrons externos “para uso comum”). Esta estrutura interna dos metais determina suas propriedades físicas características: maleabilidade, ductilidade, condutividade elétrica e térmica, brilho metálico característico.
Folhas de dicas
A ciência atômico-molecular foi desenvolvida e aplicada pela primeira vez na química pelo grande cientista russo M.V. Lomonosov. As principais disposições desta doutrina estão expostas na obra “Elementos de Química Matemática” (1741) e em vários outros. A essência dos ensinamentos de Lomonosov pode ser reduzida às seguintes disposições.
1. Todas as substâncias consistem em “corpúsculos” (como Lomonosov chamava de moléculas).
2. As moléculas consistem em “elementos” (como Lomonosov chamou de átomos).
3. Partículas – moléculas e átomos – estão em movimento contínuo. O estado térmico dos corpos é o resultado do movimento de suas partículas.
4. As moléculas de substâncias simples consistem em átomos idênticos, as moléculas de substâncias complexas consistem em átomos diferentes.
67 anos depois de Lomonosov, o cientista inglês John Dalton aplicou o ensino atomístico à química. Ele delineou os princípios básicos do atomismo no livro “A New System of Chemical Philosophy” (1808). Em sua essência, os ensinamentos de Dalton repetem os ensinamentos de Lomonosov. No entanto, Dalton negou a existência de moléculas em substâncias simples, o que representa um retrocesso em comparação com os ensinamentos de Lomonosov. Segundo Dalton, as substâncias simples consistem apenas em átomos, e apenas as substâncias complexas consistem em “átomos complexos” (no sentido moderno, moléculas). A teoria atômico-molecular em química foi finalmente estabelecida apenas em meados do século XIX. No congresso internacional de químicos em Karlsruhe em 1860, foram adotadas definições dos conceitos de molécula e átomo.
Uma molécula é a menor partícula de uma determinada substância que possui suas propriedades químicas. As propriedades químicas de uma molécula são determinadas pela sua composição e estrutura química.
Um átomo é a menor partícula de um elemento químico que faz parte das moléculas de substâncias simples e complexas. As propriedades químicas de um elemento são determinadas pela estrutura do seu átomo. Isso leva a uma definição de átomo que corresponde aos conceitos modernos:
Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo atômico carregado positivamente e elétrons carregados negativamente.
De acordo com os conceitos modernos, as substâncias nos estados gasoso e vaporoso são constituídas por moléculas. No estado sólido, apenas as substâncias cuja estrutura cristalina possui estrutura molecular consistem em moléculas. A maioria das substâncias inorgânicas sólidas não possui estrutura molecular: sua rede não consiste em moléculas, mas em outras partículas (íons, átomos); eles existem na forma de macrocorpos (cristal de cloreto de sódio, pedaço de cobre, etc.). Sais, óxidos metálicos, diamante, silício e metais não possuem estrutura molecular.
Elementos químicos
A ciência atômico-molecular permitiu explicar os conceitos básicos e as leis da química. Do ponto de vista da teoria atômico-molecular, um elemento químico é cada tipo individual de átomo. A característica mais importante de um átomo é a carga positiva de seu núcleo, que é numericamente igual ao número atômico do elemento. O valor da carga nuclear serve como uma característica distintiva para diferentes tipos de átomos, o que nos permite dar uma definição mais completa do conceito de elemento:
Elemento químico- Este é um certo tipo de átomo com a mesma carga positiva no núcleo.
Existem 107 elementos conhecidos. Atualmente, continuam os trabalhos de produção artificial de elementos químicos com números atômicos superiores.
Todos os elementos são geralmente divididos em metais e não metais. No entanto, esta divisão é condicional. Uma característica importante dos elementos é a sua abundância na crosta terrestre, ou seja, na camada sólida superior da Terra, cuja espessura é considerada de aproximadamente 16 km. A distribuição dos elementos na crosta terrestre é estudada pela geoquímica - a ciência da química da Terra. O geoquímico A.P. Vinogradov compilou uma tabela da composição química média da crosta terrestre. Segundo esses dados, o elemento mais comum é o oxigênio - 47,2% da massa da crosta terrestre, seguido pelo silício - 27,6, alumínio - 8,80, ferro -5,10, cálcio - 3,6, sódio - 2,64, potássio - 2,6, magnésio - 2,10, hidrogênio - 0,15%.
Ligação química covalente, suas variedades e mecanismos de formação. Características das ligações covalentes (polaridade e energia de ligação). Ligação iônica. Conexão metálica. Ligação de hidrogênio
A doutrina da ligação química constitui a base de toda a química teórica.
Uma ligação química é entendida como a interação de átomos que os liga em moléculas, íons, radicais e cristais.
Existem quatro tipos de ligações químicas: iônica, covalente, metálica e de hidrogênio.
A divisão das ligações químicas em tipos é condicional, pois todas são caracterizadas por uma certa unidade.
Uma ligação iônica pode ser considerada um caso extremo de ligação covalente polar.
Uma ligação metálica combina a interação covalente de átomos usando elétrons compartilhados e a atração eletrostática entre esses elétrons e íons metálicos.
As substâncias muitas vezes carecem de casos limites de ligação química (ou ligação química pura).
Por exemplo, o fluoreto de lítio LiF$ é classificado como um composto iônico. Na verdade, a ligação nele é $80%$ iônica e $20%$ covalente. É portanto mais correto, obviamente, falar sobre o grau de polaridade (ionicidade) de uma ligação química.
Na série de haletos de hidrogênio $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ o grau de polaridade da ligação diminui, porque a diferença nos valores de eletronegatividade dos átomos de halogênio e hidrogênio diminui, e no hidrogênio astático a ligação torna-se quase apolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
Diferentes tipos de ligações podem ser encontrados nas mesmas substâncias, por exemplo:
- nas bases: entre os átomos de oxigênio e hidrogênio nos grupos hidroxo a ligação é covalente polar, e entre o metal e o grupo hidroxo é iônica;
- em sais de ácidos contendo oxigênio: entre o átomo não metálico e o oxigênio do resíduo ácido - polar covalente, e entre o metal e o resíduo ácido - iônico;
- em sais de amônio, metilamônio, etc.: entre átomos de nitrogênio e hidrogênio - polar covalente, e entre íons amônio ou metilamônio e o resíduo ácido - iônico;
- em peróxidos metálicos (por exemplo, $Na_2O_2$), a ligação entre os átomos de oxigênio é covalente apolar e entre o metal e o oxigênio é iônica, etc.
Diferentes tipos de conexões podem se transformar:
— durante a dissociação eletrolítica de compostos covalentes em água, a ligação polar covalente se transforma em uma ligação iônica;
- quando os metais evaporam, a ligação metálica se transforma em uma ligação covalente apolar, etc.
A razão para a unidade de todos os tipos e tipos de ligações químicas é sua natureza química idêntica - interação elétron-nuclear. A formação de uma ligação química, em qualquer caso, é resultado da interação elétron-nuclear dos átomos, acompanhada pela liberação de energia.
Métodos para formar ligações covalentes. Características de uma ligação covalente: comprimento e energia da ligação
Uma ligação química covalente é uma ligação formada entre átomos através da formação de pares de elétrons compartilhados.
O mecanismo de formação de tal vínculo pode ser de troca ou doador-aceitador.
EU. Mecanismo de troca opera quando os átomos formam pares de elétrons compartilhados combinando elétrons desemparelhados.
1) $H_2$ - hidrogênio:
A ligação surge devido à formação de um par de elétrons comum por elétrons $s$ de átomos de hidrogênio (orbitais $s$ sobrepostos):
2) $HCl$ - cloreto de hidrogênio:
A ligação surge devido à formação de um par de elétrons comum de elétrons $s-$ e $p-$ (sobrepostos $s-p-$orbitais):
3) $Cl_2$: em uma molécula de cloro, uma ligação covalente é formada devido a elétrons $p-$ desemparelhados (orbitais $p-p-$sobrepostos):
4) $N_2$: em uma molécula de nitrogênio três pares de elétrons comuns são formados entre os átomos:
II. Mecanismo doador-aceitador Consideremos a formação de uma ligação covalente usando o exemplo do íon amônio $NH_4^+$.
O doador possui um par de elétrons, o aceitador possui um orbital vazio que esse par pode ocupar. No íon amônio, todas as quatro ligações com átomos de hidrogênio são covalentes: três foram formadas devido à criação de pares de elétrons comuns pelo átomo de nitrogênio e átomos de hidrogênio de acordo com o mecanismo de troca, um - através do mecanismo doador-aceitador.
As ligações covalentes podem ser classificadas pela forma como os orbitais dos elétrons se sobrepõem, bem como pelo seu deslocamento em direção a um dos átomos ligados.
As ligações químicas formadas como resultado da sobreposição de orbitais de elétrons ao longo de uma linha de ligação são chamadas $σ$. - títulos (títulos sigma). A ligação sigma é muito forte.
Orbitais $p-$ podem se sobrepor em duas regiões, formando uma ligação covalente devido à sobreposição lateral:
Ligações químicas formadas como resultado da sobreposição “lateral” de orbitais de elétrons fora da linha de comunicação, ou seja, em duas áreas são chamadas $π$ -obrigações (obrigações pi).
Por grau de deslocamento pares de elétrons compartilhados a um dos átomos aos quais eles se ligam, uma ligação covalente pode ser polar E não polar.
Uma ligação química covalente formada entre átomos com a mesma eletronegatividade é chamada não polar. Os pares de elétrons não são deslocados para nenhum dos átomos, porque os átomos têm o mesmo EO - a propriedade de atrair elétrons de valência de outros átomos. Por exemplo:
aqueles. moléculas de substâncias não metálicas simples são formadas por meio de ligações covalentes apolares. Uma ligação química covalente entre átomos de elementos cuja eletronegatividade difere é chamada polar.
Comprimento e energia das ligações covalentes.
Característica propriedades da ligação covalente- seu comprimento e energia. Comprimento do linké a distância entre os núcleos dos átomos. Quanto menor o comprimento de uma ligação química, mais forte ela é. No entanto, uma medida da força da conexão é energia de ligação, que é determinado pela quantidade de energia necessária para quebrar uma ligação. Geralmente é medido em kJ/mol. Assim, de acordo com dados experimentais, os comprimentos de ligação das moléculas $H_2, Cl_2$ e $N_2$ são respectivamente $0,074, 0,198$ e $0,109$ nm, e as energias de ligação são respectivamente $436, 242$ e $946$ kJ/mol.
Íons. Ligação iônica
Vamos imaginar que dois átomos “se encontram”: um átomo de um metal do grupo I e um átomo não metálico do grupo VII. Um átomo de metal possui um único elétron em seu nível de energia externo, enquanto um átomo não metálico carece apenas de um elétron para que seu nível externo seja completo.
O primeiro átomo dará facilmente ao segundo seu elétron, que está longe do núcleo e fracamente ligado a ele, e o segundo lhe dará um lugar livre em seu nível eletrônico externo.
Então o átomo, privado de uma de suas cargas negativas, se tornará uma partícula com carga positiva, e a segunda se transformará em uma partícula com carga negativa devido ao elétron resultante. Tais partículas são chamadas íons.
A ligação química que ocorre entre os íons é chamada iônica.
Consideremos a formação desta ligação usando o exemplo do conhecido composto cloreto de sódio (sal de cozinha):
O processo de conversão de átomos em íons é representado no diagrama:
Essa transformação de átomos em íons sempre ocorre durante a interação de átomos de metais típicos e não metais típicos.
Consideremos o algoritmo (sequência) de raciocínio ao registrar a formação de uma ligação iônica, por exemplo, entre átomos de cálcio e cloro:
Os números que mostram o número de átomos ou moléculas são chamados coeficientes, e os números que mostram o número de átomos ou íons em uma molécula são chamados índices.
Conexão metálica
Vamos nos familiarizar com como os átomos dos elementos metálicos interagem entre si. Os metais geralmente não existem como átomos isolados, mas na forma de uma peça, lingote ou produto metálico. O que mantém os átomos de metal em um único volume?
Os átomos da maioria dos metais contêm um pequeno número de elétrons no nível externo – $1, 2, 3$. Esses elétrons são facilmente removidos e os átomos se tornam íons positivos. Os elétrons destacados movem-se de um íon para outro, unindo-os em um único todo. Conectando-se com íons, esses elétrons formam átomos temporariamente, depois se separam novamente e se combinam com outro íon, etc. Conseqüentemente, no volume do metal, os átomos são continuamente convertidos em íons e vice-versa.
A ligação em metais entre íons por meio de elétrons compartilhados é chamada metálica.
A figura mostra esquematicamente a estrutura de um fragmento metálico de sódio.
Neste caso, um pequeno número de elétrons compartilhados liga um grande número de íons e átomos.
Uma ligação metálica apresenta algumas semelhanças com uma ligação covalente, pois se baseia no compartilhamento de elétrons externos. No entanto, com uma ligação covalente, os elétrons externos desemparelhados de apenas dois átomos vizinhos são compartilhados, enquanto com uma ligação metálica, todos os átomos participam do compartilhamento desses elétrons. É por isso que os cristais com ligação covalente são frágeis, mas com ligação metálica, via de regra, são dúcteis, eletricamente condutores e possuem brilho metálico.
A ligação metálica é característica tanto de metais puros quanto de misturas de vários metais – ligas nos estados sólido e líquido.
Ligação de hidrogênio
Uma ligação química entre átomos de hidrogênio polarizados positivamente de uma molécula (ou parte dela) e átomos polarizados negativamente de elementos fortemente eletronegativos com pares de elétrons solitários ($F, O, N$ e menos comumente $S$ e $Cl$) de outra molécula (ou sua parte) é chamado de hidrogênio.
O mecanismo de formação de ligações de hidrogênio é parcialmente eletrostático e parcialmente de natureza doador-aceitador.
Exemplos de ligações de hidrogênio intermoleculares:
Na presença de tal ligação, mesmo as substâncias de baixo peso molecular podem, em condições normais, ser líquidas (álcool, água) ou gases facilmente liquefeitos (amônia, fluoreto de hidrogênio).
Substâncias com ligações de hidrogênio possuem redes cristalinas moleculares.
Substâncias de estrutura molecular e não molecular. Tipo de rede cristalina. Dependência das propriedades das substâncias de sua composição e estrutura
Estrutura molecular e não molecular das substâncias
Não são átomos ou moléculas individuais que entram em interações químicas, mas substâncias. Sob determinadas condições, uma substância pode estar em um dos três estados de agregação: sólido, líquido ou gasoso. As propriedades de uma substância também dependem da natureza da ligação química entre as partículas que a formam - moléculas, átomos ou íons. Com base no tipo de ligação, distinguem-se substâncias de estrutura molecular e não molecular.
As substâncias formadas por moléculas são chamadas substâncias moleculares. As ligações entre as moléculas nessas substâncias são muito fracas, muito mais fracas do que entre os átomos dentro da molécula, e mesmo em temperaturas relativamente baixas elas se rompem - a substância se transforma em líquido e depois em gás (sublimação do iodo). Os pontos de fusão e ebulição de substâncias constituídas por moléculas aumentam com o aumento do peso molecular.
As substâncias moleculares incluem substâncias com estrutura atômica ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), entre elas estão metais e não metais.
Consideremos as propriedades físicas dos metais alcalinos. A força de ligação relativamente baixa entre os átomos causa baixa resistência mecânica: os metais alcalinos são macios e podem ser facilmente cortados com uma faca.
Grandes tamanhos atômicos levam a baixas densidades de metais alcalinos: lítio, sódio e potássio são ainda mais leves que a água. No grupo dos metais alcalinos, os pontos de ebulição e fusão diminuem com o aumento do número atômico do elemento, pois O tamanho dos átomos aumenta e as ligações enfraquecem.
Para substâncias não molecular estruturas incluem compostos iônicos. A maioria dos compostos de metais com não metais tem esta estrutura: todos os sais ($NaCl, K_2SO_4$), alguns hidretos ($LiH$) e óxidos ($CaO, MgO, FeO$), bases ($NaOH, KOH$). Substâncias iônicas (não moleculares) têm altos pontos de fusão e ebulição.
Redes de cristal
A matéria, como se sabe, pode existir em três estados de agregação: gasoso, líquido e sólido.
Sólidos: amorfos e cristalinos.
Consideremos como as características das ligações químicas influenciam as propriedades dos sólidos. Os sólidos são divididos em cristalino E amorfo.
As substâncias amorfas não têm um ponto de fusão claro, quando aquecidas amolecem gradualmente e passam para um estado fluido. Por exemplo, a plasticina e várias resinas estão num estado amorfo.
As substâncias cristalinas são caracterizadas pelo correto arranjo das partículas que as compõem: átomos, moléculas e íons - em pontos estritamente definidos no espaço. Quando esses pontos são conectados por linhas retas, uma estrutura espacial é formada, chamada rede cristalina. Os pontos nos quais as partículas de cristal estão localizadas são chamados de nós da rede.
Dependendo do tipo de partículas localizadas nos nós da rede cristalina e da natureza da conexão entre elas, distinguem-se quatro tipos de redes cristalinas: iônico, atômico, molecular E metal.
Redes de cristal iônico.
Iônico são chamadas de redes cristalinas, em cujos nós existem íons. Eles são formados por substâncias com ligações iônicas, que podem ligar tanto íons simples $Na^(+), Cl^(-)$, quanto complexos $SO_4^(2−), OH^-$. Conseqüentemente, os sais e alguns óxidos e hidróxidos de metais possuem redes cristalinas iônicas. Por exemplo, um cristal de cloreto de sódio consiste na alternância de íons $Na^+$ positivos e $Cl^-$ negativos, formando uma rede em forma de cubo. As ligações entre os íons nesse cristal são muito estáveis. Portanto, substâncias com rede iônica são caracterizadas por dureza e resistência relativamente altas, são refratárias e não voláteis.
Redes cristalinas atômicas.
Atômico são chamadas de redes cristalinas, em cujos nós existem átomos individuais. Nessas redes, os átomos estão conectados uns aos outros por ligações covalentes muito fortes. Um exemplo de substâncias com esse tipo de rede cristalina é o diamante, uma das modificações alotrópicas do carbono.
A maioria das substâncias com uma rede cristalina atômica tem pontos de fusão muito altos (por exemplo, para o diamante está acima de US$ 3.500°C), são fortes e duras e praticamente insolúveis.
Redes cristalinas moleculares.
Molecular chamadas redes cristalinas, em cujos nós as moléculas estão localizadas. As ligações químicas nessas moléculas podem ser polares ($HCl, H_2O$) e apolares ($N_2, O_2$). Apesar do fato de os átomos dentro das moléculas estarem conectados por ligações covalentes muito fortes, forças de atração intermoleculares fracas atuam entre as próprias moléculas. Portanto, substâncias com redes cristalinas moleculares têm baixa dureza, baixos pontos de fusão e são voláteis. A maioria dos compostos orgânicos sólidos possui redes cristalinas moleculares (naftaleno, glicose, açúcar).
Redes de cristal metálico.
Substâncias com ligações metálicas possuem redes cristalinas metálicas. Nos locais de tais redes existem átomos e íons (sejam átomos ou íons, nos quais os átomos metálicos se transformam facilmente, cedendo seus elétrons externos “para uso comum”). Esta estrutura interna dos metais determina suas propriedades físicas características: maleabilidade, ductilidade, condutividade elétrica e térmica, brilho metálico característico.
Uma molécula na qual os centros de gravidade das seções carregadas positiva e negativamente não coincidem é chamada de dipolo. Vamos definir o conceito de “dipolo”.
Um dipolo é uma combinação de duas cargas elétricas opostas de igual magnitude, localizadas a uma certa distância uma da outra.
A molécula de hidrogênio H2 não é um dipolo (Fig. 50 A), e a molécula de cloreto de hidrogênio é um dipolo (Fig. 50 b). Uma molécula de água também é um dipolo. Os pares de elétrons em H 2 O são amplamente transferidos de átomos de hidrogênio para átomos de oxigênio.
O centro de gravidade da carga negativa está localizado próximo ao átomo de oxigênio, e o centro de gravidade da carga positiva está localizado próximo aos átomos de hidrogênio.
Em uma substância cristalina, átomos, íons ou moléculas estão em ordem estrita.
O local onde tal partícula está localizada é chamado nó da rede cristalina. A posição dos átomos, íons ou moléculas nos nós da rede cristalina é mostrada na Fig. 51.
em g
Arroz. 51. Modelos de redes cristalinas (um plano de um cristal volumétrico é mostrado): A) covalente ou atômico (diamante C, silício Si, quartzo SiO 2); b) iônico (NaCl); V) molecular (gelo, I 2); G) metal (Li, Fe). No modelo de rede metálica, os pontos representam elétrons
Com base no tipo de ligação química entre as partículas, as redes cristalinas são divididas em covalentes (atômicas), iônicas e metálicas. Existe outro tipo de rede cristalina - molecular. Nessa rede, as moléculas individuais são mantidas juntas por forças de atração intermolecular.
Cristais iônicos(Fig. 51 b) contêm íons carregados positiva e negativamente nos locais da rede cristalina. A rede cristalina é construída de tal forma que as forças de atração eletrostática de íons com carga diferente e as forças de repulsão de íons com carga semelhante são equilibradas. Essas redes cristalinas são características de compostos como LiF, NaCl e muitos outros.
Cristais moleculares(Fig. 51 V) contêm moléculas dipolo nos nós do cristal, que são mantidos uns em relação aos outros por forças de atração eletrostática, como íons em uma rede de cristal iônico. Por exemplo, o gelo é uma rede cristalina molecular formada por dipolos de água. Na Fig. 51 V Os símbolos para cargas não são mostrados para não sobrecarregar a figura.
cristal metálico(Fig. 51 G) contém íons carregados positivamente nos locais da rede cristalina. Alguns dos elétrons externos se movem livremente entre os íons. " Gás eletrônico"mantém íons carregados positivamente nos nós da rede cristalina. Ao ser atingido, o metal não se quebra como o gelo, o quartzo ou um cristal de sal, mas apenas muda de forma. Os elétrons, devido à sua mobilidade, conseguem se mover no momento do impacto e manter os íons em uma nova posição.É por isso que os metais são forjados e plásticos, dobram-se sem destruição.
Arroz. 52. Estrutura do óxido de silício: A) cristalino; b) amorfo. Os pontos pretos indicam átomos de silício, os círculos claros indicam átomos de oxigênio. O plano do cristal é mostrado, portanto a quarta ligação do átomo de silício não é indicada. A linha pontilhada indica ordem de curto alcance na desordem de uma substância amorfa
Em uma substância amorfa, a periodicidade tridimensional da estrutura, característica do estado cristalino, é perturbada (Fig. 52 b).
Líquidos e gases diferem dos corpos cristalinos e amorfos pelo movimento aleatório dos átomos e
moléculas. Em líquidos, as forças atrativas são capazes de manter as micropartículas umas em relação às outras a distâncias próximas, comparáveis às distâncias em um sólido. Nos gases, praticamente não há interação entre átomos e moléculas, portanto os gases, ao contrário dos líquidos, ocupam todo o volume que lhes é fornecido. Um mol de água líquida a 100 0 C ocupa um volume de 18,7 cm 3, e um mol de vapor de água saturado ocupa 30.000 cm 3 na mesma temperatura. 
Arroz. 53. Vários tipos de interação de moléculas em líquidos e gases: A) dipolo-dipolo; b) dipolo-não dipolo; V) não-dipolo–não-dipolo
Ao contrário dos sólidos, as moléculas em líquidos e gases movem-se livremente. Como resultado do movimento, eles são orientados de uma determinada maneira. Por exemplo, na Fig. 53 um, b. é mostrado como as moléculas dipolo interagem, bem como as moléculas apolares com as moléculas dipolo em líquidos e gases.
À medida que o dipolo se aproxima do dipolo, as moléculas giram como resultado da atração e repulsão. A parte carregada positivamente de uma molécula está localizada perto da parte carregada negativamente da outra. É assim que os dipolos interagem na água líquida.
Quando duas moléculas não polares (não dipolos) se aproximam a distâncias suficientemente próximas, elas também se influenciam mutuamente (Fig. 53). V). As moléculas são unidas por camadas de elétrons carregadas negativamente que circundam os núcleos. As camadas de elétrons são deformadas de modo que ocorre um aparecimento temporário de centros positivos e negativos em uma e outra molécula, e eles são atraídos mutuamente. Basta que as moléculas se dispersem e os dipolos temporários voltem a ser moléculas apolares.
Um exemplo é a interação entre moléculas de gás hidrogênio. (Fig. 53 V).
3.2. Classificação de substâncias inorgânicas. Substâncias simples e complexas
No início do século XIX, o químico sueco Berzelius propôs que as substâncias obtidas de organismos vivos fossem chamadas orgânico. Substâncias características da natureza inanimada foram chamadas inorgânico ou mineral(derivado de minerais).
Todas as substâncias sólidas, líquidas e gasosas podem ser divididas em simples e complexas.
Substâncias simples são substâncias constituídas por átomos de um elemento químico.
Por exemplo, hidrogênio, bromo e ferro à temperatura ambiente e pressão atmosférica são substâncias simples, respectivamente nos estados gasoso, líquido e sólido (Fig. 54). um B C).
O hidrogênio gasoso H 2 (g) e o bromo líquido Br 2 (l) consistem em moléculas diatômicas. O ferro sólido Fe(s) existe na forma de um cristal com uma rede cristalina metálica.
As substâncias simples são divididas em dois grupos: não metais e metais.
A) b) V)
Arroz. 54. Substâncias simples: A) gás hidrogênio. É mais leve que o ar, por isso o tubo de ensaio é tampado e virado de cabeça para baixo; b) bromo líquido (geralmente armazenado em ampolas lacradas); V) pó de ferro
Os não metais são substâncias simples com uma rede cristalina covalente (atômica) ou molecular no estado sólido.
À temperatura ambiente, uma rede cristalina covalente (atômica) é característica de não metais como boro B(s), carbono C(s), silício Si(s). A rede cristalina molecular possui fósforo branco P(s), enxofre S(s), iodo I 2 (s). Alguns não-metais transformam-se em estado de agregação líquido ou sólido apenas em temperaturas muito baixas. Em condições normais são gases. Tais substâncias incluem, por exemplo, hidrogênio H 2 (g), nitrogênio N 2 (g), oxigênio O 2 (g), flúor F 2 (g), cloro Cl 2 (g), hélio He (g), néon Ne (g), argônio Ar(g). À temperatura ambiente, o bromo molecular Br 2 (l) existe na forma líquida.
Os metais são substâncias simples com uma rede cristalina metálica no estado sólido.
São substâncias plásticas maleáveis, com brilho metálico e capazes de conduzir calor e eletricidade.
Aproximadamente 80% dos elementos da Tabela Periódica formam substâncias simples - metais. À temperatura ambiente, os metais são sólidos. Por exemplo, Li(t), Fe(t). Apenas o mercúrio, Hg(l) é um líquido que solidifica a –38,89 0 C.
Substâncias complexas são substâncias constituídas por átomos de diferentes elementos químicos
Os átomos dos elementos de uma substância complexa estão conectados por relações constantes e bem definidas.
Por exemplo, a água H 2 O é uma substância complexa. Sua molécula contém átomos de dois elementos. A água sempre, em qualquer lugar da Terra, contém 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio em massa.
Dependendo da temperatura e pressão, a água pode estar no estado sólido, líquido ou gasoso, o que está indicado à direita da fórmula química da substância - H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
Nas atividades práticas, via de regra, não tratamos de substâncias puras, mas de suas misturas.
Uma mistura é uma combinação de compostos químicos de diferentes composições e estruturas
Apresentamos substâncias simples e complexas, bem como suas misturas, em forma de diagrama:
Simples
Não metais
Emulsões
Terrenos
As substâncias complexas na química inorgânica são divididas em óxidos, bases, ácidos e sais.
Óxidos
Existem óxidos de metais e não metais. Os óxidos metálicos são compostos com ligações iônicas. No estado sólido, eles formam redes cristalinas iônicas.
Óxidos não metálicos– compostos com ligações químicas covalentes.
Os óxidos são substâncias complexas constituídas por átomos de dois elementos químicos, um dos quais é o oxigênio, cujo estado de oxidação é – 2.
Abaixo estão as fórmulas moleculares e estruturais de alguns óxidos não metálicos e metálicos.
Fórmula molecular Fórmula estrutural
CO 2 – monóxido de carbono (IV) O = C = O
SO 2 – óxido de enxofre (IV)
SO 3 – óxido de enxofre (VI)
SiO 2 – óxido de silício (IV)
Na 2 O – óxido de sódio
CaO – óxido de cálcio
K 2 O – óxido de potássio, Na 2 O – óxido de sódio, Al 2 O 3 – óxido de alumínio. Potássio, sódio e alumínio formam um óxido cada.
Se um elemento possui vários estados de oxidação, existem vários óxidos. Neste caso, após o nome do óxido, indique o estado de oxidação do elemento com algarismo romano entre parênteses. Por exemplo, FeO é óxido de ferro (II), Fe 2 O 3 é óxido de ferro (III).
Além dos nomes formados de acordo com as regras da nomenclatura internacional, são usados nomes tradicionais russos de óxidos, por exemplo: CO 2 monóxido de carbono (IV) - dióxido de carbono, CO monóxido de carbono (II) – monóxido de carbono,Óxido de cálcio CaO – cal viva, SiO 2 óxido de silício– quartzo, sílica, areia.
Existem três grupos de óxidos, diferindo nas propriedades químicas: básico, ácido E anfotérico(Grego antigo: , – ambos, dual).
Óxidos básicos formado por elementos dos subgrupos principais dos grupos I e II da Tabela Periódica (estado de oxidação dos elementos +1 e +2), bem como elementos dos subgrupos secundários, cujo estado de oxidação também é +1 ou +2. Todos esses elementos são metais, então óxidos básicos são óxidos metálicos, Por exemplo:
Li 2 O – óxido de lítio
MgO – óxido de magnésio
CuO – óxido de cobre (II)
Os óxidos básicos correspondem às bases.
Óxidos ácidos
formado por não metais e metais cujo estado de oxidação é superior a +4, por exemplo:
CO 2 – monóxido de carbono (IV)
SO 2 – óxido de enxofre (IV)
SO 3 – óxido de enxofre (VI)
P 2 O 5 – óxido de fósforo (V)
Óxidos ácidos correspondem a ácidos.
Óxidos anfotéricos
formado por metais cujo estado de oxidação é +2, +3, às vezes +4, por exemplo:
ZnO – óxido de zinco
Al 2 O 3 – óxido de alumínio
Os óxidos anfotéricos correspondem aos hidróxidos anfotéricos.
Além disso, existe um pequeno grupo dos chamados óxidos indiferentes:
N 2 O – óxido nítrico (I)
NÃO – óxido nítrico (II)
CO – monóxido de carbono (II)
Deve-se notar que um dos óxidos mais importantes do nosso planeta é o óxido de hidrogênio, conhecido por vocês como água H2O.
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Na seção “Óxidos” foi mencionado que as bases correspondem aos óxidos básicos:
Óxido de sódio Na 2 O - hidróxido de sódio NaOH.
Óxido de cálcio CaO – hidróxido de cálcio Ca(OH) 2.
Óxido de cobre CuO – hidróxido de cobre Cu(OH) 2
Bases são substâncias complexas que consistem em um átomo de metal e um ou mais grupos hidroxila –OH.
As bases são sólidos com uma rede cristalina iônica.
Quando dissolvidos em água, cristais de bases solúveis ( álcalis) são destruídos por moléculas polares de água e íons são formados:
NaOH(s) Na + (solução) + OH – (solução)
Uma notação semelhante para íons: Na + (solução) ou OH – (solução) significa que os íons estão em solução.
O nome da base inclui a palavra hidróxido e o nome russo do metal no caso genitivo. Por exemplo, NaOH é hidróxido de sódio, Ca(OH) 2 é hidróxido de cálcio.
Se um metal forma várias bases, o estado de oxidação do metal é indicado no nome com um algarismo romano entre parênteses. Por exemplo: Fe(OH) 2 – hidróxido de ferro (II), Fe(OH) 3 – hidróxido de ferro (III).
Além disso, para alguns motivos existem nomes tradicionais:
NaOH – soda cáustica, cáustica refrigerante
VIGARISTA - potássio cáustico
Ca(OH)2- cal apagada, água de cal
R
As bases que se dissolvem em água são chamadas álcalis
Eles distinguem bases solúveis em água e insolúveis em água.
São hidróxidos metálicos dos principais subgrupos dos grupos I e II, exceto hidróxidos de Be e Mg.
Os hidróxidos anfotéricos incluem:
HCl(g) H + (solução) + Cl – (solução)
Os ácidos são substâncias complexas que contêm átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos metálicos e resíduos ácidos.
Dependendo da presença ou ausência de átomos de oxigênio na molécula, sem oxigênio E contendo oxigênioácidos.
Para nomear ácidos livres de oxigênio, a letra - é adicionada ao nome russo do não metal. O- e a palavra hidrogênio :
HF – ácido fluorídrico
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
H 2 S – ácido hidrossulfeto
Nomes tradicionais de alguns ácidos:
HCl – ácido clorídrico; AF – acido hidrosulfurico
Para nomear ácidos contendo oxigênio, as terminações - Naya,
-novo, se o não metal estiver no estado de oxidação mais alto. O estado de oxidação mais alto coincide com o número do grupo em que o elemento não metálico está localizado:
H 2 SO 4 – enxofre Nayaácido
HNO3 – nitrogênio Nayaácido
HClO4 – cloro Nayaácido
HMnO 4 – manganês novoácido
Se um elemento forma ácidos em dois estados de oxidação, então a desinência - é usada para nomear o ácido correspondente ao estado de oxidação inferior do elemento. verdadeiro:
H 2 SO 3 – camurça Exaustaácido
HNO2 – nitrogênio Exaustaácido
Com base no número de átomos de hidrogênio em uma molécula, eles são diferenciados monobásico(HCl, HNO3), dibásico(H2SO4), tribásicoácidos (H 3 PO 4).
Muitos ácidos contendo oxigênio são formados pela interação dos óxidos ácidos correspondentes com a água. O óxido correspondente a um determinado ácido é chamado de anidrido:
Dióxido de enxofre SO 2 - ácido sulfuroso H 2 SO 3
Anidrido sulfúrico SO 3 – ácido sulfúrico H 2 SO 4
Anidrido nitroso N 2 O 3 – ácido nitroso HNO 2
Anidrido nítrico N 2 O 5 – ácido nítrico HNO 3
Anidrido fosfórico P 2 O 5 – ácido fosfórico H 3 PO 4
Observe que os estados de oxidação do elemento no óxido e no ácido correspondente são os mesmos.
Se um elemento forma vários ácidos contendo oxigênio no mesmo estado de oxidação, então o prefixo "" é adicionado ao nome do ácido com menor teor de átomos de oxigênio. meta", com alto teor de oxigênio – prefixo " orto". Por exemplo:
HPO 3 – ácido metafosfórico
H 3 PO 4 - ácido ortofosfórico, que muitas vezes é chamado simplesmente de ácido fosfórico
H 2 SiO 3 – ácido metassilícico, geralmente chamado de ácido silícico
H 4 SiO 4 – ácido ortossilícico.
Os ácidos silícicos não são formados pela interação do SiO 2 com a água, são obtidos de forma diferente.
COM
Os sais são substâncias complexas constituídas por átomos metálicos e resíduos ácidos.
oli
NaNO 3 – nitrato de sódio
CuSO 4 – sulfato de cobre (II)
CaCO 3 – carbonato de cálcio
Quando dissolvidos em água, os cristais de sal são destruídos e os íons são formados:
NaNO 3 (t) Na + (solução) + NO 3 – (solução).
Os sais podem ser considerados como produtos da substituição total ou parcial de átomos de hidrogênio em uma molécula de ácido por átomos de metal ou como produtos da substituição total ou parcial de grupos hidroxila de uma base por resíduos ácidos.
Quando os átomos de hidrogênio são completamente substituídos, sais médios: Na 2 SO 4, MgCl 2. . Após substituição parcial, eles são formados sais ácidos (hidrossais) NaHSO4 e sais básicos (sais hidroxi) MgOHCl.
De acordo com as regras da nomenclatura internacional, os nomes dos sais são formados a partir do nome do resíduo ácido no caso nominativo e do nome russo do metal no caso genitivo (Tabela 12):
NaNO 3 – nitrato de sódio
CuSO 4 – sulfato de cobre (II)
CaCO 3 – carbonato de cálcio
Ca 3 (PO 4) 2 – ortofosfato de cálcio
Na 2 SiO 3 – silicato de sódio
O nome do resíduo ácido é derivado da raiz do nome latino do elemento formador de ácido (por exemplo, nitrogênio - nitrogênio, raiz nitr-) e das terminações:
-no para o estado de oxidação mais alto, -isto para um menor grau de oxidação do elemento formador de ácido (Tabela 12).
Tabela 12
Nomes de ácidos e sais
| Nome ácido | Fórmula ácida | Nome dos sais | Exemplos Sol |
| Clorídrico (sal) | HCl | Cloretos | AgCl Cloreto de prata |
| Sulfato de hidrogênio | H2S | Sulfetos | FeS Sulfo eid ferro (II) |
| Sulfuroso | H2SO3 | Sulfitos | Na 2 SO 3 Sulfo isto sódio |
| Sulfúrico | H2SO4 | Sulfatos | K 2 SO 4 Sulfato no potássio |
| Nitrogenado | HNO2 | Nitritos | Nitro LiNO2 isto lítio |
| Azoto | HNO3 | Nitratos | Al(NO 3) 3 Nitro no alumínio |
| Ortofosfórico | H3PO4 | Ortofosfatos | Ca 3 (PO 4) 2 Ortofosfato de cálcio |
| Carvão | H2CO3 | Carbonatos | Na 2 CO 3 Carbonato de sódio |
| Silício | H2SiO3 | Silicatos | Na 2 SiO 3 Silicato de sódio |
NaHSO 4 – hidrogenossulfato de sódio
NaHS – hidrossulfeto de sódio
Os nomes dos principais sais são formados pela adição do prefixo " hidroxo": MgOHCl – hidroxicloreto de magnésio.
Além disso, muitos sais têm nomes tradicionais, como:
Na 2 CO 3 – refrigerante;
NaHCO3 – bicarbonato de sódio (beber);
CaCO3 – giz, mármore, calcário.
