Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor. Structura materiei
Nu atomii sau moleculele individuali intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. Substanțele sunt clasificate în funcție de tipul de legătură molecularȘi structură nemoleculară. Substanțele formate din molecule se numesc substanțe moleculare. Legăturile dintre moleculele din astfel de substanțe sunt foarte slabe, mult mai slabe decât între atomii din interiorul moleculei și chiar și la temperaturi relativ scăzute se rup - substanța se transformă în lichid și apoi în gaz (sublimarea iodului). Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor formate din molecule cresc odată cu creșterea greutății moleculare. LA substanțe moleculare includ substanțe cu structură atomică (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), printre acestea se numără metale și nemetale. La substanțe structură nemoleculară includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile (NaCl, K 2 SO 4), unele hidruri (LiH) și oxizi (CaO, MgO, FeO), baze (NaOH, KOH). Substanțe ionice (nemoleculare). au puncte de topire și de fierbere ridicate.
Solide: amorfe și cristaline
Solidele sunt împărțite în cristalin şi amorf.
Substante amorfe nu au un punct de topire clar - atunci când sunt încălzite, se înmoaie treptat și se transformă într-o stare fluidă. De exemplu, plastilina și diverse rășini sunt într-o stare amorfă.
Substante cristaline caracterizate prin aranjarea corectă a particulelor din care constau: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care sunt localizate particulele de cristal se numesc noduri de rețea. În funcție de tipul de particule situate la nodurile rețelei cristaline și de natura conexiunii dintre acestea, se disting patru tipuri de rețele cristaline: ionice, atomice, moleculare și metalice.
Rețelele cristaline se numesc ionice, la nodurile cărora se află ioni. Sunt formați din substanțe cu legături ionice, care pot lega atât ionii simpli Na+, Cl -, cât și SO 4 2-, OH - complexi. În consecință, sărurile și unii oxizi și hidroxizi ai metalelor au rețele cristaline ionice. De exemplu, un cristal de clorură de sodiu este construit din ioni alternativi pozitivi Na + și negativi Cl -, formând o rețea în formă de cub. Legăturile dintre ionii dintr-un astfel de cristal sunt foarte stabile. Prin urmare, substanțele cu o rețea ionică se caracterizează prin duritate și rezistență relativ ridicate, sunt refractare și nevolatile.
Rețea cristalină - a) și rețea amorfă - b).
Rețea cristalină - a) și rețea amorfă - b). Rețele cristaline atomice
Atomic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele atomii sunt legați între ei legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețele cristaline este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului. Majoritatea substanțelor cu o rețea cristalină atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este peste 3500 ° C), sunt puternice și dure și practic insolubile.
Rețele cristaline moleculare
Molecular numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află molecule. Legăturile chimice din aceste molecule pot fi atât polare (HCl, H 2 O) cât și nepolare (N 2, O 2). În ciuda faptului că atomii din interiorul moleculelor sunt legați prin legături covalente foarte puternice, între molecule acţionează forţe slabe de atracţie intermoleculară. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).
Rețea cristalină moleculară (dioxid de carbon) Rețele de cristal metalice
Substante cu legătură metalică au rețele cristaline metalice. La nodurile unor astfel de zăbrele există atomi și ioni(fie atomi, fie ioni în care atomii de metal se transformă ușor, renunțând la electronii lor exteriori „pentru uz comun”). Această structură internă a metalelor determină proprietățile fizice caracteristice ale acestora: maleabilitatea, plasticitatea, conductivitatea electrică și termică, luciul metalic caracteristic.
Fițuici
Știința atomo-moleculară a fost dezvoltată și aplicată pentru prima dată în chimie de marele om de știință rus M.V. Lomonosov. Principalele prevederi ale acestei doctrine sunt expuse în lucrarea „Elemente de chimie matematică” (1741) și o serie de altele. Esența învățăturilor lui Lomonosov poate fi redusă la următoarele prevederi.
1. Toate substanțele constau din „corpuscule” (cum a numit Lomonosov molecule).
2. Moleculele constau din „elemente” (cum a numit Lomonosov atomi).
3. Particulele - molecule și atomi - sunt în mișcare continuă. Starea termică a corpurilor este rezultatul mișcării particulelor lor.
4. Moleculele de substanțe simple constau din atomi identici, molecule de substanțe complexe - din atomi diferiți.
La 67 de ani după Lomonosov, omul de știință englez John Dalton a aplicat chimiei învățământul atomistic. El a subliniat principiile de bază ale atomismului în cartea „A New System of Chemical Philosophy” (1808). În esență, învățătura lui Dalton repetă învățătura lui Lomonosov. Cu toate acestea, Dalton a negat existența moleculelor în substanțe simple, ceea ce este un pas înapoi în comparație cu învățătura lui Lomonosov. Potrivit lui Dalton, substanțele simple constau numai din atomi și numai substanțele complexe constau din „atomi complecși” (în sensul modern, molecule). Teoria atomo-moleculară în chimie a fost stabilită în cele din urmă abia la mijlocul secolului al XIX-lea. La congresul internațional al chimiștilor de la Karlsruhe din 1860, au fost adoptate definiții ale conceptelor de moleculă și atom.
O moleculă este cea mai mică particulă a unei substanțe date care are proprietățile sale chimice. Proprietățile chimice ale unei molecule sunt determinate de compoziția și structura chimică a acesteia.
Un atom este cea mai mică particulă a unui element chimic care face parte din moleculele unor substanțe simple și complexe. Proprietățile chimice ale unui element sunt determinate de structura atomului său. Aceasta conduce la o definiție a atomului care corespunde conceptelor moderne:
Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric constând dintr-un nucleu atomic încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ.
Conform conceptelor moderne, substanțele în stare gazoasă și vaporoasă sunt formate din molecule. În stare solidă, numai substanțele a căror rețea cristalină are o structură moleculară sunt formate din molecule. Majoritatea substanțelor anorganice solide nu au o structură moleculară: rețeaua lor nu este formată din molecule, ci din alte particule (ioni, atomi); ele există sub formă de macrocorpi (cristal de clorură de sodiu, bucată de cupru etc.). Sărurile, oxizii metalici, diamantul, siliciul și metalele nu au o structură moleculară.
Elemente chimice
Știința atomo-moleculară a făcut posibilă explicarea conceptelor și legile de bază ale chimiei. Din punctul de vedere al teoriei atomo-moleculare, un element chimic este fiecare tip individual de atom. Cea mai importantă caracteristică a unui atom este sarcina pozitivă a nucleului său, care este numeric egală cu numărul atomic al elementului. Valoarea sarcinii nucleare servește ca o trăsătură distinctivă pentru diferite tipuri de atomi, ceea ce ne permite să oferim o definiție mai completă a conceptului de element:
Element chimic- Acesta este un anumit tip de atom cu aceeași sarcină pozitivă pe nucleu.
Sunt 107 elemente cunoscute. În prezent, se lucrează în continuare la producția artificială de elemente chimice cu numere atomice mai mari.
Toate elementele sunt de obicei împărțite în metale și nemetale. Totuși, această împărțire este condiționată. O caracteristică importantă a elementelor este abundența lor în scoarța terestră, adică. în învelișul solid superior al Pământului, a cărui grosime se presupune a fi de aproximativ 16 km. Distribuția elementelor în scoarța terestră este studiată de geochimie - știința chimiei Pământului. Geochimistul A.P. Vinogradov a întocmit un tabel cu compoziția chimică medie a scoarței terestre. Conform acestor date, cel mai comun element este oxigenul - 47,2% din masa scoarței terestre, urmat de siliciu - 27,6, aluminiu - 8,80, fier -5,10, calciu - 3,6, sodiu - 2,64, potasiu - 2,6, magneziu - 2,10, hidrogen - 0,15%.
Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile legăturilor covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. Legătură de hidrogen
Doctrina legăturii chimice formează baza întregii chimie teoretice.
O legătură chimică este înțeleasă ca interacțiunea atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali și cristale.
Există patru tipuri de legături chimice: ionice, covalente, metalice și hidrogen.
Împărțirea legăturilor chimice în tipuri este condiționată, deoarece toate sunt caracterizate de o anumită unitate.
O legătură ionică poate fi considerată un caz extrem al unei legături covalente polare.
O legătură metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor folosind electroni în comun și atracția electrostatică dintre acești electroni și ionii metalici.
Substanțelor le lipsesc adesea cazuri limitative de legătură chimică (sau legătură chimică pură).
De exemplu, fluorura de litiu $LiF$ este clasificată ca un compus ionic. De fapt, legătura din acesta este de 80%$ ionică și 20%$ covalentă. Prin urmare, este mai corect, evident, să vorbim despre gradul de polaritate (ionicitate) al unei legături chimice.
În seria de halogenuri de hidrogen $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ gradul de polaritate a legăturii scade, deoarece diferența de electronegativitate a atomilor de halogen și hidrogen scade, iar în hidrogen astatin legătura devine aproape nepolară $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
Diferite tipuri de legături pot fi găsite în aceleași substanțe, de exemplu:
- in baze: intre atomii de oxigen si hidrogen din grupele hidroxo legatura este polara covalenta, iar intre metal si gruparea hidroxo este ionica;
- în sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic;
- în săruri de amoniu, metilamoniu etc.: între atomii de azot și hidrogen - polar covalent, iar între ionii de amoniu sau de metilamoniu și restul acid - ionic;
- în peroxizii metalici (de exemplu, $Na_2O_2$), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.
Diferite tipuri de conexiuni se pot transforma unele în altele:
— în timpul disocierii electrolitice a compușilor covalenti în apă, legătura polară covalentă se transformă într-o legătură ionică;
- când metalele se evaporă, legătura metalică se transformă într-o legătură covalentă nepolară etc.
Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este natura lor chimică identică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice este în orice caz rezultatul interacțiunii electron-nucleare a atomilor, însoțită de eliberarea de energie.
Metode de formare a legăturilor covalente. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia
O legătură chimică covalentă este o legătură formată între atomi prin formarea de perechi de electroni partajați.
Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi schimbător sau donor-acceptor.
eu. Mecanism de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni partajați prin combinarea electronilor neperechi.
1) $H_2$ - hidrogen:
Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de către $s$-electroni ai atomilor de hidrogen (suprapunerea $s$-orbitali):
2) $HCl$ - acid clorhidric:
Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de $s-$ și $p-$electroni (suprapunerea $s-p-$orbitali):
3) $Cl_2$: într-o moleculă de clor se formează o legătură covalentă datorită $p-$electronilor nepereche (suprapune $p-p-$orbitali):
4) $N_2$: într-o moleculă de azot se formează trei perechi de electroni comuni între atomi:
II. Mecanismul donor-acceptor Să luăm în considerare formarea unei legături covalente folosind exemplul ionului de amoniu $NH_4^+$.
Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital gol pe care această pereche îl poate ocupa. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen conform mecanismului de schimb, una - prin mecanismul donor-acceptator.
Legăturile covalente pot fi clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.
Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor electronilor de-a lungul unei linii de legătură se numesc $σ$ -legături (legături sigma). Legătura sigma este foarte puternică.
$p-$orbitalii se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă datorită suprapunerii laterale:
Legături chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de comunicație, adică în două zone se numesc $π$ -legaturi (pi-legaturi).
De gradul de deplasare perechile de electroni partajate de unul dintre atomii pe care îi leagă, poate fi o legătură covalentă polarȘi nepolar.
O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolar. Perechile de electroni nu sunt deplasate la niciunul dintre atomi, deoarece atomii au același EO - proprietatea de a atrage electroni de valență de la alți atomi. De exemplu:
acestea. moleculele de substanțe nemetalice simple se formează prin legături covalente nepolare. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polar.
Lungimea și energia legăturilor covalente.
Caracteristică proprietățile legăturii covalente- lungimea și energia acestuia. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. Cu cât lungimea unei legături chimice este mai mică, cu atât aceasta este mai puternică. Cu toate acestea, o măsură a puterii conexiunii este energie de legătură, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe o legătură. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile legăturilor moleculelor $H_2, Cl_2$ și $N_2$ sunt, respectiv, $0,074, 0,198$ și $0,109$ nm, iar energiile de legătură sunt, respectiv, $436, 242$ și $946$ kJ/mol.
Ioni. Legătură ionică
Să ne imaginăm că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom nemetal al grupului VII. Un atom de metal are un singur electron la nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetal îi lipsește doar un electron pentru ca nivelul său exterior să fie complet.
Primul atom îi va oferi cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior.
Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului rezultat. Astfel de particule sunt numite ionii.
Legătura chimică care are loc între ioni se numește ionică.
Să luăm în considerare formarea acestei legături folosind exemplul compusului binecunoscut clorură de sodiu (sare de masă):
Procesul de transformare a atomilor în ioni este descris în diagramă:
Această transformare a atomilor în ioni are loc întotdeauna în timpul interacțiunii atomilor de metale tipice și nemetale tipice.
Să luăm în considerare algoritmul (secvența) raționamentului atunci când înregistrăm formarea unei legături ionice, de exemplu, între atomii de calciu și clor:
Se numesc numere care arată numărul de atomi sau molecule coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă sunt numite indici.
Conexiune metalica
Să ne familiarizăm cu modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. De obicei, metalele nu există ca atomi izolați, ci sub formă de bucată, lingou sau produs metalic. Ce ține atomii de metal într-un singur volum?
Atomii majorității metalelor conțin un număr mic de electroni la nivelul exterior - $1, 2, 3$. Acești electroni sunt îndepărtați cu ușurință, iar atomii devin ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. În consecință, în volumul metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers.
Legătura metalelor dintre ioni prin electroni împărțiți se numește metalică.
Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.
În acest caz, un număr mic de electroni împărtășiți leagă un număr mare de ioni și atomi.
O legătură metalică are unele asemănări cu o legătură covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt împărțiți, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii iau parte la împărțirea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, dar cu o legătură metalică, de regulă, sunt ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.
Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă.
Legătură de hidrogen
O legătură chimică între atomii de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule (sau o parte a acesteia) și atomii polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative având perechi de electroni singuri ($F, O, N$ și mai rar $S$ și $Cl$) ai altei molecule (sau partea sa) se numește hidrogen.
Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor.
Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:
În prezența unei astfel de conexiuni, chiar și substanțele cu molecularitate scăzută pot fi, în condiții normale, lichide (alcool, apă) sau gaze ușor lichefiate (amoniac, fluorură de hidrogen).
Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal.
Substanțe cu structură moleculară și nemoleculară. Tip de rețea cristalină. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor
Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor
Nu atomii sau moleculele individuali intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. În condiții date, o substanță se poate afla în una dintre cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind și de natura legăturii chimice dintre particulele care o formează - molecule, atomi sau ioni. Pe baza tipului de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și nemoleculară.
Substanțele formate din molecule se numesc substanțe moleculare. Legăturile dintre moleculele din astfel de substanțe sunt foarte slabe, mult mai slabe decât între atomii din interiorul moleculei și chiar și la temperaturi relativ scăzute se rup - substanța se transformă în lichid și apoi în gaz (sublimarea iodului). Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor formate din molecule cresc odată cu creșterea greutății moleculare.
Substanțele moleculare includ substanțe cu structură atomică ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), printre acestea se numără metale și nemetale.
Să luăm în considerare proprietățile fizice ale metalelor alcaline. Rezistența relativ scăzută a legăturii dintre atomi determină o rezistență mecanică scăzută: metalele alcaline sunt moi și pot fi tăiate cu ușurință cu un cuțit.
Dimensiunile atomice mari duc la densități scăzute ale metalelor alcaline: litiul, sodiul și potasiul sunt chiar mai ușoare decât apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și de topire scad odată cu creșterea numărului atomic al elementului, deoarece Dimensiunile atomilor cresc și legăturile slăbesc.
La substanțe nemoleculare structurile includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile ($NaCl, K_2SO_4$), unele hidruri ($LiH$) și oxizi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Substanțele ionice (nemoleculare) au puncte de topire și de fierbere ridicate.
Grile de cristal
Materia, după cum se știe, poate exista în trei stări de agregare: gazoasă, lichidă și solidă.
Solide: amorfe și cristaline.
Să luăm în considerare modul în care caracteristicile legăturilor chimice influențează proprietățile solidelor. Solidele sunt împărțite în cristalinȘi amorf.
Substanțele amorfe nu au un punct de topire clar; atunci când sunt încălzite, se înmoaie treptat și se transformă într-o stare fluidă. De exemplu, plastilina și diverse rășini sunt într-o stare amorfă.
Substanțele cristaline se caracterizează prin aranjarea corectă a particulelor din care sunt compuse: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care sunt localizate particulele de cristal se numesc noduri de rețea.
În funcție de tipul de particule situate la nodurile rețelei cristaline și de natura conexiunii dintre ele, se disting patru tipuri de rețele cristaline: ionic, atomic, molecularȘi metal.
Rețele cristaline ionice.
ionic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află ioni. Sunt formate din substanțe cu legături ionice, care pot lega atât ionii simpli $Na^(+), Cl^(-)$, cât și complexi $SO_4^(2−), OH^-$. În consecință, sărurile și unii oxizi și hidroxizi ai metalelor au rețele cristaline ionice. De exemplu, un cristal de clorură de sodiu este alternând ioni pozitivi $Na^+$ și negativi $Cl^-$, formând o rețea în formă de cub. Legăturile dintre ionii dintr-un astfel de cristal sunt foarte stabile. Prin urmare, substanțele cu o rețea ionică se caracterizează prin duritate și rezistență relativ ridicate, sunt refractare și nevolatile.
Rețele cristaline atomice.
Atomic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt legați între ei prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețele cristaline este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului.
Majoritatea substanțelor cu o rețea cristalină atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este peste 3500°C), sunt puternice și dure și practic insolubile.
Rețele cristaline moleculare.
Molecular numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află molecule. Legăturile chimice din aceste molecule pot fi atât polare ($HCl, H_2O$) cât și nepolare ($N_2, O_2$). În ciuda faptului că atomii din interiorul moleculelor sunt legați prin legături covalente foarte puternice, forțe intermoleculare slabe de atracție acționează între molecule înseși. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).
Rețele de cristal metalice.
Substanțele cu legături metalice au rețele cristaline metalice. În locurile unor astfel de rețele există atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii de metal se transformă ușor, renunțând la electronii lor exteriori „pentru uz comun”). Această structură internă a metalelor determină proprietățile fizice caracteristice ale acestora: maleabilitate, ductilitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.
O moleculă în care centrele de greutate ale secțiunilor încărcate pozitiv și negativ nu coincid se numește dipol. Să definim conceptul de „dipol”.
Un dipol este o combinație de două sarcini electrice opuse de mărime egală, situate la o anumită distanță una de cealaltă.
Molecula de hidrogen H2 nu este un dipol (Fig. 50 A), iar molecula de acid clorhidric este un dipol (Fig. 50 b). O moleculă de apă este, de asemenea, un dipol. Perechile de electroni din H 2 O sunt în mare măsură deplasate de la atomii de hidrogen la atomi de oxigen.
Centrul de greutate al sarcinii negative este situat lângă atomul de oxigen, iar centrul de greutate al sarcinii pozitive este situat lângă atomii de hidrogen.
Într-o substanță cristalină, atomii, ionii sau moleculele sunt în ordine strictă.
Se numește locul unde se află o astfel de particulă nodul rețelei cristaline. Poziția atomilor, ionilor sau moleculelor în nodurile rețelei cristaline este prezentată în Fig. 51.
în g
Orez. 51. Modele de rețele cristaline (este prezentat un plan al unui cristal în vrac): A) covalent sau atomic (diamant C, siliciu Si, cuarţ SiO2); b) ionic (NaCI); V) moleculară (gheață, I 2); G) metal (Li, Fe). În modelul rețelei metalice, punctele reprezintă electronii
Pe baza tipului de legătură chimică dintre particule, rețelele cristaline sunt împărțite în covalente (atomice), ionice și metalice. Există un alt tip de rețea cristalină - moleculară. Într-o astfel de rețea, moleculele individuale sunt ținute împreună de fortele de atractie intermoleculara.
Cristale ionice(Fig. 51 b) conțin ioni încărcați pozitiv și negativ la locurile rețelei cristaline. Rețeaua cristalină este construită în așa fel încât forțele de atracție electrostatică ale ionilor încărcați diferit și forțele de repulsie ale ionilor încărcați similare sunt echilibrate. Astfel de rețele cristaline sunt caracteristice compușilor precum LiF, NaCl și mulți alții.
Cristale moleculare(Fig. 51 V) conțin molecule dipol la nodurile de cristal, care sunt ținute unul față de celălalt prin forțe de atracție electrostatică, ca ionii dintr-o rețea cristalină ionică. De exemplu, gheața este o rețea cristalină moleculară formată din dipoli de apă. În fig. 51 V Simbolurile pentru taxe nu sunt afișate pentru a nu supraîncărca cifra.
cristal metalic(Fig. 51 G) conține ioni încărcați pozitiv la locurile rețelei cristaline. Unii dintre electronii exteriori se mișcă liber între ioni. " Gaz electronic„deține ioni încărcați pozitiv în nodurile rețelei cristaline. Când este lovit, metalul nu se sparge ca gheața, cuarțul sau un cristal de sare, ci doar își schimbă forma. Electronii, datorită mobilității lor, reușesc să se miște în momentul impactului. și menține ionii într-o nouă poziție.De aceea metalele sunt forjate și plastic, se îndoaie fără distrugere.
Orez. 52. Structura oxidului de siliciu: A) cristalin; b) amorf. Punctele negre indică atomii de siliciu, cercurile luminoase indică atomii de oxigen. Este prezentat planul cristalin, astfel încât a patra legătură a atomului de siliciu nu este indicată. Linia punctată indică ordinea pe distanță scurtă în dezordinea unei substanțe amorfe
Într-o substanță amorfă, periodicitatea tridimensională a structurii, caracteristică stării cristaline, este perturbată (Fig. 52 b).
Lichide și gaze se deosebesc de corpurile cristaline şi amorfe prin mişcarea aleatorie a atomilor şi
molecule. În lichide, forțele atractive sunt capabile să țină microparticulele unele față de altele la distanțe apropiate, comparabile cu distanțe într-un solid. În gaze, practic nu există nicio interacțiune între atomi și molecule, prin urmare gazele, spre deosebire de lichide, ocupă întregul volum care le este furnizat. Un mol de apă lichidă la 100 0 C ocupă un volum de 18,7 cm 3, iar un mol de vapori de apă saturaţi ocupă 30.000 cm 3 la aceeaşi temperatură. 
Orez. 53. Diverse tipuri de interacțiuni ale moleculelor din lichide și gaze: A) dipol–dipol; b) dipol–non-dipol; V) non-dipol–non-dipol
Spre deosebire de solide, moleculele din lichide și gaze se mișcă liber. Ca urmare a mișcării, acestea sunt orientate într-un anumit fel. De exemplu, în Fig. 53 a, b. se arată modul în care moleculele dipol interacționează, precum și moleculele nepolare cu moleculele dipol din lichide și gaze.
Pe măsură ce dipolul se apropie de dipol, moleculele se rotesc ca rezultat al atracției și respingerii. Partea încărcată pozitiv a unei molecule este situată lângă partea încărcată negativ a celeilalte. Așa interacționează dipolii în apa lichidă.
Când două molecule nepolare (non-dipoli) se apropie una de cealaltă la distanțe suficient de apropiate, ele se influențează reciproc (Fig. 53). V). Moleculele sunt reunite prin învelișuri de electroni încărcate negativ care înconjoară nucleele. Învelișurile de electroni sunt deformate astfel încât apare o apariție temporară a centrilor pozitivi și negativi într-una și cealaltă moleculă și sunt atrase reciproc unul de celălalt. Este suficient ca moleculele să se disperseze, iar dipolii temporari devin din nou molecule nepolare.
Un exemplu este interacțiunea dintre moleculele de hidrogen gazos. (Fig. 53 V).
3.2. Clasificarea substantelor anorganice. Substanțe simple și complexe
La începutul secolului al XIX-lea, chimistul suedez Berzelius a propus ca substanțele obținute din organismele vii să fie numite organic. Au fost numite substanțe caracteristice naturii neînsuflețite anorganic sau mineral(derivate din minerale).
Toate substanțele solide, lichide și gazoase pot fi împărțite în simple și complexe.
Substanțele simple sunt substanțe formate din atomi ai unui element chimic.
De exemplu, hidrogenul, bromul și fierul la temperatura camerei și presiunea atmosferică sunt substanțe simple care se află în stare gazoasă, lichidă și, respectiv, solidă (Fig. 54). a B C).
Hidrogenul gazos H 2 (g) și bromul lichid Br 2 (l) constau din molecule biatomice. Fierul solid Fe(s) există sub formă de cristal cu o rețea cristalină metalică.
Substanțele simple sunt împărțite în două grupe: nemetale și metale.
A) b) V)
Orez. 54. Substante simple: A) hidrogen gazos. Este mai ușor decât aerul, așa că eprubeta este acoperită și răsturnată cu susul în jos; b) brom lichid (de obicei depozitat în fiole sigilate); V) pulbere de fier
Nemetalele sunt substanțe simple cu o rețea cristalină covalentă (atomică) sau moleculară în stare solidă.
La temperatura camerei, o rețea cristalină covalentă (atomică) este caracteristică unor nemetale precum bor B(i), carbonul C(i), siliciul Si(i). Rețeaua cristalină moleculară are fosfor alb P(s), sulf S(s), iod I 2 (s). Unele nemetale se transformă în stare lichidă sau solidă de agregare numai la temperaturi foarte scăzute. În condiții normale sunt gaze. Astfel de substanțe includ, de exemplu, hidrogen H2 (g), azot N2 (g), oxigen O2 (g), fluor F2 (g), clor Cl2 (g), heliu He (g), neon Ne (g), argon Ar(g). La temperatura camerei, bromul molecular Br 2 (l) există sub formă lichidă.
Metalele sunt substanțe simple cu o rețea cristalină metalică în stare solidă.
Acestea sunt substanțe plastice maleabile, care au un luciu metalic și sunt capabile să conducă căldura și electricitatea.
Aproximativ 80% din elementele Tabelului Periodic formează substanțe simple - metale. La temperatura camerei, metalele sunt solide. De exemplu, Li(t), Fe(t). Doar mercurul, Hg(l) este un lichid care se solidifică la –38,89 0 C.
Substanțele complexe sunt substanțe formate din atomi de diferite elemente chimice
Atomii elementelor dintr-o substanță complexă sunt legați prin relații constante și bine definite.
De exemplu, apa H 2 O este o substanță complexă. Molecula sa conține atomi ai două elemente. Apa conține întotdeauna, oriunde pe Pământ, 11,1% hidrogen și 88,9% oxigen în masă.
În funcție de temperatură și presiune, apa poate fi în stare solidă, lichidă sau gazoasă, ceea ce este indicat în dreapta formulei chimice a substanței - H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
În activitățile practice, de regulă, nu ne ocupăm de substanțe pure, ci de amestecurile lor.
Un amestec este o combinație de compuși chimici de compoziție și structură diferite
Să prezentăm substanțele simple și complexe, precum și amestecurile acestora, sub forma unei diagrame:
Simplu
Nemetale
Emulsii
Motive
Substanțele complexe din chimia anorganică sunt împărțite în oxizi, baze, acizi și săruri.
Oxizi
Există oxizi de metale și nemetale. Oxizii metalici sunt compuși cu legături ionice. În stare solidă formează rețele cristaline ionice.
Oxizi nemetalici– compuși cu legături chimice covalente.
Oxizii sunt substanțe complexe formate din atomi a două elemente chimice, dintre care unul este oxigenul, a cărui stare de oxidare este – 2.
Mai jos sunt formulele moleculare și structurale ale unor oxizi nemetalici și metalici.
Formula moleculară Formula structurală
CO 2 – monoxid de carbon (IV) O = C = O
SO 2 – oxid de sulf (IV)
SO 3 – oxid de sulf (VI)
SiO 2 – oxid de siliciu (IV)
Na 2 O – oxid de sodiu
CaO – oxid de calciu
K 2 O – oxid de potasiu, Na 2 O – oxid de sodiu, Al 2 O 3 – oxid de aluminiu. Potasiul, sodiul și aluminiul formează câte un oxid.
Dacă un element are mai multe stări de oxidare, există mai mulți oxizi. În acest caz, după denumirea oxidului, indicați starea de oxidare a elementului cu un număr roman între paranteze. De exemplu, FeO este oxid de fier (II), Fe 2 O 3 este oxid de fier (III).
Pe lângă denumirile formate conform regulilor nomenclaturii internaționale, se folosesc denumiri tradiționale rusești de oxizi, de exemplu: CO 2 monoxid de carbon (IV) - dioxid de carbon, CO monoxid de carbon (II) – monoxid de carbon, CaO oxid de calciu - var nestins, SiO 2 oxid de siliciu– cuarț, silice, nisip.
Există trei grupe de oxizi, care diferă în proprietăți chimice: bazic, acidȘi amfoter(greaca veche: , – ambele, dual).
Oxizii bazici format din elemente din subgrupele principale ale grupelor I și II din Tabelul periodic (starea de oxidare a elementelor +1 și +2), precum și elemente ale subgrupurilor secundare, a căror stare de oxidare este tot +1 sau +2. Toate aceste elemente sunt metale, deci oxizii bazici sunt oxizi metalici, De exemplu:
Li 2 O – oxid de litiu
MgO – oxid de magneziu
CuO – oxid de cupru(II).
Oxizii bazici corespund bazelor.
Oxizi acizi
format din nemetale și metale a căror stare de oxidare este mai mare de +4, de exemplu:
CO 2 – monoxid de carbon (IV)
SO 2 – oxid de sulf (IV)
SO 3 – oxid de sulf (VI)
P 2 O 5 – oxid de fosfor (V)
Oxizii acizi corespund acizilor.
Oxizi amfoteri
format din metale a căror stare de oxidare este +2, +3, uneori +4, de exemplu:
ZnO – oxid de zinc
Al 2 O 3 – oxid de aluminiu
Oxizii amfoteri corespund hidroxizilor amfoteri.
În plus, există un grup mic de așa-numitele oxizi indiferenti:
N 2 O – oxid nitric (I)
NO – oxid nitric (II)
CO – monoxid de carbon (II)
Trebuie remarcat faptul că unul dintre cei mai importanți oxizi de pe planeta noastră este oxidul de hidrogen, cunoscut de tine sub denumirea de apă H2O.
Motive
În secțiunea „Oxizi” s-a menționat că bazele corespund oxizilor bazici:
Oxid de sodiu Na 2 O - hidroxid de sodiu NaOH.
Oxid de calciu CaO – hidroxid de calciu Ca(OH) 2.
Oxid de cupru CuO – hidroxid de cupru Cu(OH) 2
Bazele sunt substanțe complexe formate dintr-un atom de metal și una sau mai multe grupări hidroxil –OH.
Bazele sunt solide cu o rețea cristalină ionică.
Când sunt dizolvate în apă, cristalele de baze solubile ( alcaline) sunt distruse de moleculele polare de apă și se formează ionii:
NaOH(s) Na + (soluție) + OH – (soluție)
O notație similară pentru ioni: Na + (soluție) sau OH – (soluție) înseamnă că ionii sunt în soluție.
Numele bazei include cuvântul hidroxid iar numele rusesc al metalului în cazul genitiv. De exemplu, NaOH este hidroxid de sodiu, Ca(OH)2 este hidroxid de calciu.
Dacă un metal formează mai multe baze, atunci starea de oxidare a metalului este indicată în nume cu un număr roman între paranteze. De exemplu: Fe(OH) 2 – hidroxid de fier (II), Fe(OH) 3 – hidroxid de fier (III).
În plus, pentru unele motive există nume tradiționale:
NaOH - sodă caustică, caustică sifon
CON – potasiu caustic
Ca(OH) 2 – var stins, apa de var
R
Bazele care se dizolvă în apă se numesc alcalii
Ei disting baze solubile în apă și insolubile în apă.
Aceștia sunt hidroxizi metalici din principalele subgrupe ale grupelor I și II, cu excepția hidroxizilor Be și Mg.
Hidroxizii amfoteri includ:
HCl(g) H + (soluție) + Cl – (soluție)
Acizii sunt substanțe complexe care conțin atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți sau schimbați cu atomi de metal și reziduuri acide.
În funcție de prezența sau absența atomilor de oxigen în moleculă, fără oxigen Și conţinând oxigen acizi.
Pentru a denumi acizii fără oxigen, litera - este adăugată la numele rusesc al nemetalului. O-și cuvântul hidrogen :
HF – acid fluorhidric
HCl – acid clorhidric
HBr – acid bromhidric
HI – acid iodhidric
H 2 S – acid hidrosulfurat
Denumiri tradiționale ale unor acizi:
Acid clorhidric - acid clorhidric; HF – acid hidrofloric
Pentru a numi acizii care conțin oxigen, terminațiile - naya,
-nou, dacă nemetalul este în cea mai mare stare de oxidare. Cea mai mare stare de oxidare coincide cu numărul grupului în care se află elementul nemetalic:
H 2 SO 4 – sulf Naya acid
HNO 3 – azot Naya acid
HClO 4 – clor Naya acid
HMnO 4 – mangan nou acid
Dacă un element formează acizi în două stări de oxidare, atunci terminația - este folosită pentru a denumi acidul corespunzător stării inferioare de oxidare a elementului. Adevărat:
H 2 SO 3 – capră epuizat acid
HNO 2 – azot epuizat acid
Pe baza numărului de atomi de hidrogen dintr-o moleculă, se disting monobază(HCl, HNO3), dibazic(H2S04), tribazic acizi (H3PO4).
Mulți acizi care conțin oxigen sunt formați prin interacțiunea oxizilor acizi corespunzători cu apa. Oxidul corespunzător unui anumit acid se numește al său anhidridă:
Dioxid de sulf SO 2 - acid sulfuros H 2 SO 3
Anhidrida sulfurica SO 3 – acid sulfuric H 2 SO 4
Anhidrida azota N 2 O 3 – acid azotat HNO 2
Anhidridă azotică N 2 O 5 – acid azotic HNO 3
Anhidridă fosforică P 2 O 5 – acid fosforic H 3 PO 4
Vă rugăm să rețineți că stările de oxidare ale elementului din oxid și acidul corespunzător sunt aceleași.
Dacă un element formează mai mulți acizi care conțin oxigen în aceeași stare de oxidare, atunci la numele acidului cu un conținut mai mic de atomi de oxigen se adaugă prefixul "". meta", cu un conținut ridicat de oxigen – prefix " orto". De exemplu:
HPO 3 – acid metafosforic
H 3 PO 4 - acid ortofosforic, care este adesea numit simplu acid fosforic
H 2 SiO 3 – acid metasilicic, numit de obicei acid silicic
H 4 SiO 4 – acid ortosilicic.
Acizii silicici nu se formează prin interacțiunea SiO 2 cu apa, ci se obțin într-un mod diferit.
CU
Sărurile sunt substanțe complexe formate din atomi de metal și reziduuri acide.
oli
NaNO 3 – azotat de sodiu
CuSO 4 – sulfat de cupru (II).
CaCO 3 – carbonat de calciu
Când sunt dizolvate în apă, cristalele de sare sunt distruse și se formează ioni:
NaNO 3 (t) Na + (soluție) + NO 3 – (soluție).
Sărurile pot fi considerate ca produse de înlocuire completă sau parțială a atomilor de hidrogen dintr-o moleculă de acid cu atomi de metal sau ca produse de înlocuire completă sau parțială a grupărilor hidroxil ale unei baze cu reziduuri acide.
Când atomii de hidrogen sunt complet înlocuiți, săruri medii: Na2S04, MgCI2. . La înlocuirea parțială, acestea se formează săruri acide (hidrosăruri) NaHSO 4 și săruri bazice (săruri hidroxi) MgOHCI.
Conform regulilor nomenclaturii internaționale, denumirile sărurilor sunt formate din numele reziduului acid în cazul nominativ și numele rusesc al metalului în cazul genitiv (Tabelul 12):
NaNO 3 – azotat de sodiu
CuSO 4 – sulfat de cupru(II).
CaCO 3 – carbonat de calciu
Ca 3 (PO 4) 2 – ortofosfat de calciu
Na 2 SiO 3 – silicat de sodiu
Numele reziduului de acid este derivat din rădăcina numelui latin al elementului care formează acid (de exemplu, nitrogenium - azot, rădăcină nitr-) și terminațiile:
-la pentru cea mai mare stare de oxidare, -aceasta pentru un grad mai mic de oxidare a elementului acidiform (Tabelul 12).
Tabelul 12
Denumiri de acizi și săruri
| Denumirea acidului | Formula acidă | Numele sărurilor | Exemple Soleil |
| Clorhidric (sare) | acid clorhidric | Cloruri | AgCl Clorura de argint |
| Sulfat de hidrogen | H2S | sulfuri | FeS Sulf eid fier (II) |
| Sulfuros | H2SO3 | Sulfiți | Na2S03Sulf aceasta sodiu |
| Sulfuric | H2SO4 | Sulfati | K 2 SO 4 Sulf la potasiu |
| Azotat | HNO2 | Nitriți | LiNO 2 Nitru aceasta litiu |
| Azot | HNO3 | Nitrați | Al(NO 3) 3 Nitru la aluminiu |
| Ortofosforic | H3PO4 | Ortofosfați | Ca 3 (PO 4) 2 Ortofosfat de calciu |
| Cărbune | H2CO3 | Carbonați | Na 2 CO 3 Carbonat de sodiu |
| Siliciu | H2SiO3 | Silicati | Na2SiO3Silicat de sodiu |
NaHSO 4 – sulfat acid de sodiu
NaHS – hidrosulfură de sodiu
Numele principalelor săruri se formează prin adăugarea prefixului " hidroxo„: MgOHCI – hidroxiclorura de magneziu.
În plus, multe săruri au denumiri tradiționale, cum ar fi:
Na 2 CO 3 – sifon;
NaHCO 3 – bicarbonat de sodiu (de băut);
CaCO 3 – cretă, marmură, calcar.
