Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften kovalenter Bindungen (Polarität und Bindungsenergie). Ionenbindung. Metallverbindung. Wasserstoffbindung
Die Lehre von der chemischen Bindung bildet die Grundlage aller theoretischen Chemie.
Unter einer chemischen Bindung versteht man die Wechselwirkung von Atomen, die diese zu Molekülen, Ionen, Radikalen und Kristallen verbindet.
Es gibt vier Arten chemischer Bindungen: ionische, kovalente, metallische und Wasserstoffbindungen.
Die Einteilung chemischer Bindungen in Typen ist bedingt, da sie alle durch eine gewisse Einheit gekennzeichnet sind.
Eine Ionenbindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung betrachtet werden.
Eine Metallbindung kombiniert die kovalente Wechselwirkung von Atomen mithilfe gemeinsamer Elektronen und die elektrostatische Anziehung zwischen diesen Elektronen und Metallionen.
Bei Stoffen fehlen oft Grenzfälle chemischer Bindung (oder rein chemischer Bindung).
Beispielsweise wird Lithiumfluorid $LiF$ als ionische Verbindung klassifiziert. Tatsächlich ist die darin enthaltene Bindung zu 80 % ionisch und zu 20 % kovalent. Daher ist es natürlich richtiger, vom Grad der Polarität (Ionizität) einer chemischen Bindung zu sprechen.
In der Reihe der Halogenwasserstoffe $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ nimmt der Grad der Bindungspolarität ab, da der Unterschied in den Elektronegativitätswerten der Halogen- und Wasserstoffatome abnimmt und in Astatin-Wasserstoff die Bindung nahezu wird unpolar $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.
In denselben Stoffen finden sich unterschiedliche Arten von Bindungen, zum Beispiel:
- in Basen: Zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in Hydroxogruppen ist die Bindung polar kovalent und zwischen dem Metall und der Hydroxogruppe ist sie ionisch;
- in Salzen sauerstoffhaltiger Säuren: zwischen dem Nichtmetallatom und dem Sauerstoff des sauren Rests – kovalent polar und zwischen dem Metall und dem sauren Rest – ionisch;
- in Ammonium-, Methylammoniumsalzen usw.: zwischen Stickstoff- und Wasserstoffatomen – kovalent polar und zwischen Ammonium- oder Methylammoniumionen und dem Säurerest – ionisch;
- In Metallperoxiden (z. B. $Na_2O_2$) ist die Bindung zwischen Sauerstoffatomen kovalent unpolar und zwischen dem Metall und Sauerstoff ionisch usw.
Verschiedene Arten von Verbindungen können ineinander übergehen:
- bei elektrolytische Dissoziation im Wasser kovalente Verbindungen eine kovalente polare Bindung wird ionisch;
- Wenn Metalle verdampfen, verwandelt sich die Metallbindung in eine unpolare kovalente Bindung usw.
Der Grund für die Einheit aller Arten und Arten chemischer Bindungen ist ihre Gleichheit chemischer Natur— Elektron-Kern-Wechselwirkung. Die Bildung einer chemischen Bindung ist in jedem Fall das Ergebnis der Elektron-Kern-Wechselwirkung von Atomen, begleitet von der Freisetzung von Energie.
Methoden zur Bildung kovalenter Bindungen. Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und -energie
Eine kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht.
Der Mechanismus zur Bildung einer solchen Bindung kann ein Austausch oder ein Donor-Akzeptor sein.
ICH. Austauschmechanismus funktioniert, wenn Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden, indem sie ungepaarte Elektronen kombinieren.
1) $H_2$ - Wasserstoff:
Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch $s$-Elektronen von Wasserstoffatomen (überlappende $s$-Orbitale):
2) $HCl$ - Chlorwasserstoff:
Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus $s-$- und $p-$-Elektronen (überlappende $s-p-$-Orbitale):
3) $Cl_2$: In einem Chlormolekül wird durch ungepaarte $p-$-Elektronen (überlappende $p-p-$-Orbitale) eine kovalente Bindung gebildet:
4) $N_2$: In einem Stickstoffmolekül werden drei gemeinsame Elektronenpaare zwischen den Atomen gebildet:
II. Donor-Akzeptor-Mechanismus Betrachten wir die Bildung einer kovalenten Bindung am Beispiel des Ammoniumions $NH_4^+$.
Der Donor hat ein Elektronenpaar, der Akzeptor hat ein leeres Orbital, das dieses Paar besetzen kann. Im Ammoniumion sind alle vier Bindungen mit Wasserstoffatomen kovalent: Drei wurden durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare durch das Stickstoffatom und die Wasserstoffatome nach dem Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus.
Kovalente Bindungen können nach der Art ihrer Überlappung klassifiziert werden Elektronenorbitale sowie durch deren Verschiebung zu einem der gebundenen Atome.
Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang der Kommunikationslinie entstehen, werden $σ$ genannt -Anleihen (Sigma-Anleihen). Die Sigma-Bindung ist sehr stark.
$p-$-Orbitale können sich in zwei Regionen überlappen und aufgrund der seitlichen Überlappung eine kovalente Bindung bilden:
Chemische Bindungen entstehen durch „laterale“ Überlappung von Elektronenorbitalen außerhalb der Kommunikationslinie, d. h. in zwei Bereichen heißen $π$ -Anleihen (Pi-Anleihen).
Von Grad der Verschiebung Gemeinsame Elektronenpaare an eines der Atome, die sie binden, kann eine kovalente Bindung sein Polar- Und unpolar.
Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität wird genannt unpolar. Elektronenpaare werden zu keinem der Atome verschoben, weil Atome haben das gleiche EO – die Eigenschaft, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Zum Beispiel:
diese. Moleküle einfacher nichtmetallischer Substanzen werden durch kovalente unpolare Bindungen gebildet. Man nennt eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen von Elementen, deren Elektronegativität unterschiedlich ist Polar.
Länge und Energie kovalenter Bindungen.
Merkmal Eigenschaften der kovalenten Bindung- seine Länge und Energie. Linklänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen. Je kürzer die Länge einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist sie. Ein Maß für die Stärke der Verbindung ist jedoch Bindungsenergie, die durch die Energiemenge bestimmt wird, die zum Aufbrechen einer Bindung erforderlich ist. Sie wird normalerweise in kJ/mol gemessen. Experimentellen Daten zufolge betragen die Bindungslängen von $H_2-, Cl_2$- und $N_2$-Molekülen jeweils 0,074 $, 0,198 $ bzw. 0,109 $ nm und die Bindungsenergien betragen 436 $, 242 $ bzw. 946 $ kJ/mol.
Ionen. Ionenbindung
Stellen wir uns vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Atom eines Metalls der Gruppe I und ein Nichtmetallatom der Gruppe VII. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist.
Das erste Atom gibt dem zweiten leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, und das zweite Atom stellt ihm einen freien Platz auf seiner äußeren elektronischen Ebene zur Verfügung.
Dann wird das Atom, dem eine seiner negativen Ladungen entzogen ist, zu einem positiv geladenen Teilchen, und das zweite wird aufgrund des resultierenden Elektrons zu einem negativ geladenen Teilchen. Solche Teilchen nennt man Ionen.
Die chemische Bindung, die zwischen Ionen auftritt, wird als ionisch bezeichnet.
Betrachten wir die Entstehung dieser Bindung am Beispiel der bekannten Verbindung Natriumchlorid (Speisesalz):
Der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen ist im Diagramm dargestellt:
Diese Umwandlung von Atomen in Ionen erfolgt immer bei der Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle.
Betrachten wir den Algorithmus (die Reihenfolge) der Argumentation bei der Aufzeichnung der Bildung einer Ionenbindung, beispielsweise zwischen Calcium- und Chloratomen:
Es werden Zahlen genannt, die die Anzahl der Atome oder Moleküle angeben Koeffizienten, und Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Ionen in einem Molekül angeben, werden aufgerufen Indizes.
Metallverbindung
Machen wir uns mit der Wechselwirkung der Atome von Metallelementen vertraut. Metalle liegen normalerweise nicht als isolierte Atome vor, sondern in Form eines Stücks, Barrens oder Metallprodukts. Was hält Metallatome in einem einzigen Volumen?
Die Atome der meisten Metalle enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3$. Diese Elektronen werden leicht abgestreift und die Atome werden zu positiven Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt.
Die Bindung in Metallen zwischen Ionen durch gemeinsame Elektronen wird als metallisch bezeichnet.
Die Abbildung zeigt schematisch die Struktur eines Natriummetallfragments.
In diesem Fall bindet eine kleine Anzahl gemeinsamer Elektronen eine große Anzahl von Ionen und Atomen.
Eine metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit einer kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die äußeren ungepaarten Elektronen zweier benachbarter Atome gemeinsam genutzt, während bei einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung hingegen in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.
Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch.
Wasserstoffbindung
Eine chemische Bindung zwischen positiv polarisierten Wasserstoffatomen eines Moleküls (oder eines Teils davon) und negativ polarisierten Atomen stark elektronegativer Elemente mit freien Elektronenpaaren ($F, O, N$ und seltener $S$ und $Cl$) eines anderen Moleküls (oder sein Teil) wird Wasserstoff genannt.
Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatischer, teilweise Donor-Akzeptor-Natur.
Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrücken:
Bei Vorliegen einer solchen Verbindung können auch niedermolekulare Stoffe unter normalen Bedingungen Flüssigkeiten (Alkohol, Wasser) oder leicht verflüssigbare Gase (Ammoniak, Fluorwasserstoff) sein.
Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen haben molekulare Kristallgitter.
Stoffe molekularer und nichtmolekularer Struktur. Art des Kristallgitters. Abhängigkeit der Eigenschaften von Stoffen von ihrer Zusammensetzung und Struktur
Molekulare und nichtmolekulare Struktur von Stoffen
IN chemische Wechselwirkungen Es treten nicht einzelne Atome oder Moleküle ein, sondern Stoffe. Unter bestimmten Bedingungen kann ein Stoff in einem von drei Aggregatzuständen vorliegen: fest, flüssig oder gasförmig. Die Eigenschaften eines Stoffes hängen auch von der Art der chemischen Bindung zwischen den ihn bildenden Teilchen – Molekülen, Atomen oder Ionen – ab. Anhand der Art der Bindung werden Stoffe molekularer und nichtmolekularer Struktur unterschieden.
Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die aus Molekülen bestehen molekulare Substanzen. Die Bindungen zwischen den Molekülen in solchen Stoffen sind sehr schwach, viel schwächer als zwischen den Atomen im Inneren des Moleküls, und schon bei relativ niedrigen Temperaturen brechen sie – der Stoff wird flüssig und dann gasförmig (Sublimation von Jod). Die Schmelz- und Siedepunkte von Stoffen, die aus Molekülen bestehen, steigen mit zunehmendem Molekulargewicht.
Zu den molekularen Stoffen zählen Stoffe mit atomarer Struktur ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), darunter Metalle und Nichtmetalle.
Lassen Sie uns überlegen physikalische Eigenschaften Alkalimetalle. Die relativ geringe Bindungsstärke zwischen Atomen führt zu einer geringen mechanischen Festigkeit: Alkalimetalle sind weich und können leicht mit einem Messer geschnitten werden.
Große Atomgrößen führen zu geringen Dichten der Alkalimetalle: Lithium, Natrium und Kalium sind sogar leichter als Wasser. In der Gruppe der Alkalimetalle sinken die Siede- und Schmelzpunkte mit zunehmender Ordnungszahl des Elements, weil Atomgrößen nehmen zu und Bindungen werden schwächer.
Zu Substanzen nichtmolekular Strukturen umfassen ionische Verbindungen. Die meisten Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen haben diese Struktur: alle Salze ($NaCl, K_2SO_4$), einige Hydride ($LiH$) und Oxide ($CaO, MgO, FeO$), Basen ($NaOH, KOH$). Ionische (nichtmolekulare) Stoffe haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.
Kristallgitter
Materie kann bekanntlich in drei Aggregatzuständen existieren: gasförmig, flüssig und fest.
Feststoffe: amorph und kristallin.
Betrachten wir, wie die Eigenschaften chemischer Bindungen die Eigenschaften von Festkörpern beeinflussen. Feststoffe werden unterteilt in kristallin Und amorph.
Amorphe Substanzen haben keinen klaren Schmelzpunkt; beim Erhitzen erweichen sie allmählich und gehen in einen flüssigen Zustand über. Beispielsweise liegen Plastilin und verschiedene Harze in einem amorphen Zustand vor.
Kristalline Stoffe zeichnen sich durch die richtige Anordnung der Teilchen aus, aus denen sie bestehen: Atome, Moleküle und Ionen – an genau definierten Punkten im Raum. Wenn diese Punkte durch gerade Linien verbunden werden, entsteht ein räumliches Gerüst, ein sogenanntes Kristallgitter. Die Punkte, an denen sich Kristallteilchen befinden, werden Gitterknoten genannt.
Abhängig von der Art der Partikel, die sich an den Knoten des Kristallgitters befinden, und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden vier Arten von Kristallgittern unterschieden: ionisch, atomar, molekular Und Metall.
Ionenkristallgitter.
Ionisch werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich Ionen befinden. Sie werden durch Substanzen mit ionischen Bindungen gebildet, die sowohl einfache Ionen $Na^(+), Cl^(-)$ als auch komplexe $SO_4^(2−), OH^-$ binden können. Folglich weisen Salze und einige Oxide und Hydroxide von Metallen ionische Kristallgitter auf. Beispielsweise besteht ein Natriumchloridkristall aus abwechselnd positiven $Na^+$- und negativen $Cl^-$-Ionen, die ein würfelförmiges Gitter bilden. Die Bindungen zwischen Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stabil. Daher zeichnen sich Stoffe mit Ionengitter durch eine relativ hohe Härte und Festigkeit aus, sie sind feuerfest und nichtflüchtig.
Atomare Kristallgitter.
Atomar werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich einzelne Atome befinden. In solchen Gittern sind die Atome durch sehr starke kovalente Bindungen miteinander verbunden. Ein Beispiel für Stoffe mit dieser Art von Kristallgittern ist Diamant, eine der allotropen Modifikationen des Kohlenstoffs.
Die meisten Substanzen mit einem atomaren Kristallgitter haben einen sehr hohen Schmelzpunkt (bei Diamant liegt er beispielsweise über 3500 °C), sie sind fest und hart und praktisch unlöslich.
Molekulare Kristallgitter.
Molekular werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich Moleküle befinden. Chemische Bindungen in diesen Molekülen können sowohl polar ($HCl, H_2O$) als auch unpolar ($N_2, O_2$) sein. Obwohl die Atome innerhalb der Moleküle durch sehr starke kovalente Bindungen verbunden sind, wirken zwischen den Molekülen selbst schwache intermolekulare Anziehungskräfte. Daher haben Substanzen mit molekularen Kristallgittern eine geringe Härte, niedrige Schmelzpunkte und sind flüchtig. Die meisten festen organischen Verbindungen haben molekulare Kristallgitter (Naphthalin, Glucose, Zucker).
Metallkristallgitter.
Stoffe mit metallischen Bindungen besitzen metallische Kristallgitter. An den Stellen solcher Gitter befinden sich Atome und Ionen (entweder Atome oder Ionen, in die sich Metallatome leicht verwandeln und ihre äußeren Elektronen „zur allgemeinen Verwendung“ abgeben). Diese innere Struktur von Metallen bestimmt ihre charakteristischen physikalischen Eigenschaften: Formbarkeit, Duktilität, elektrische und thermische Leitfähigkeit, charakteristischer metallischer Glanz.
Ein Molekül, bei dem die Schwerpunkte der positiv und negativ geladenen Abschnitte nicht zusammenfallen, wird Dipol genannt. Definieren wir den Begriff „Dipol“.
Dipol - eine Kombination aus zwei entgegengesetzten Größen gleicher Größe elektrische Ladungen, in einiger Entfernung voneinander gelegen.
Das Wasserstoffmolekül H2 ist kein Dipol (Abb. 50 A), und das Chlorwasserstoffmolekül ist ein Dipol (Abb. 50 B). Ein Wassermolekül ist auch ein Dipol. Elektronenpaare in H 2 O werden größtenteils von Wasserstoffatomen zu Sauerstoffatomen verschoben.
Der Schwerpunkt der negativen Ladung liegt in der Nähe des Sauerstoffatoms und der Schwerpunkt der positiven Ladung liegt in der Nähe der Wasserstoffatome.
IN kristalline Substanz Atome, Ionen oder Moleküle sind in einer strengen Reihenfolge.
Der Ort, an dem sich ein solches Teilchen befindet, wird genannt Knoten des Kristallgitters. Die Position von Atomen, Ionen oder Molekülen in den Knoten des Kristallgitters ist in Abb. dargestellt. 51.
in g
Reis. 51. Modelle von Kristallgittern (dargestellt ist eine Ebene eines Massenkristalls): A) kovalent oder atomar (Diamant C, Silizium Si, Quarz SiO 2); B) ionisch (NaCl); V) molekular (Eis, I 2); G) Metall (Li, Fe). Im Metallgittermodell stellen Punkte Elektronen dar
Basierend auf der Art der chemischen Bindung zwischen Partikeln werden Kristallgitter in kovalente (atomare), ionische und metallische Gitter unterteilt. Es gibt eine andere Art von Kristallgitter – molekular. In einem solchen Gitter werden einzelne Moleküle zusammengehalten Kräfte der intermolekularen Anziehung.
Ionenkristalle(Abb. 51 B) enthalten positiv und negativ geladene Ionen an den Stellen des Kristallgitters. Das Kristallgitter ist so aufgebaut, dass die Kräfte der elektrostatischen Anziehung ungleich geladener Ionen und die Abstoßungskräfte gleich geladener Ionen im Gleichgewicht sind. Solche Kristallgitter sind charakteristisch für Verbindungen wie LiF, NaCl und viele andere.
Molekulare Kristalle(Abb. 51 V) enthalten Dipolmoleküle an den Kristallknoten, die wie Ionen in einem ionischen Kristallgitter durch elektrostatische Anziehungskräfte relativ zueinander gehalten werden. Eis ist beispielsweise ein molekulares Kristallgitter, das aus Wasserdipolen besteht. In Abb. 51 V Symbole für Gebühren werden nicht dargestellt, um die Darstellung nicht zu überladen.
Metallkristall(Abb. 51 G) enthält positiv geladene Ionen an den Stellen des Kristallgitters. Einige der äußeren Elektronen bewegen sich frei zwischen den Ionen. " Elektronisches Gas„hält positiv geladene Ionen in den Knoten des Kristallgitters. Beim Aufprall zerbricht das Metall nicht wie Eis, Quarz oder ein Salzkristall, sondern verändert nur seine Form. Elektronen schaffen es aufgrund ihrer Beweglichkeit, sich im Moment des Aufpralls zu bewegen und halten die Ionen in einer neuen Position. Deshalb sind Metalle geschmiedet und plastisch, ohne Zerstörung zu biegen.
Reis. 52. Struktur von Siliziumoxid: A) kristallin; B) amorph. Schwarze Punkte deuten auf Siliziumatome hin, helle Kreise auf Sauerstoffatome. Die Kristallebene ist dargestellt, daher ist die vierte Bindung des Siliziumatoms nicht angegeben. Die gestrichelte Linie zeigt die Nahordnung in der Unordnung einer amorphen Substanz an
In einer amorphen Substanz ist die für den kristallinen Zustand charakteristische dreidimensionale Periodizität der Struktur gestört (Abb. 52 b).
Flüssigkeiten und Gase unterscheiden sich von kristallinen und amorphen Körpern durch die zufällige Bewegung von Atomen und
Moleküle. In Flüssigkeiten sind Anziehungskräfte in der Lage, Mikropartikel in engen Abständen relativ zueinander zu halten, vergleichbar mit Abständen in einem Festkörper. In Gasen gibt es praktisch keine Wechselwirkung zwischen Atomen und Molekülen, daher nehmen Gase im Gegensatz zu Flüssigkeiten das gesamte ihnen zur Verfügung stehende Volumen ein. Ein Mol flüssiges Wasser nimmt bei 100 0 C ein Volumen von 18,7 cm 3 ein, und ein Mol gesättigter Wasserdampf nimmt bei derselben Temperatur 30.000 cm 3 ein. 
Reis. 53. Verschiedene Arten der Wechselwirkung von Molekülen in Flüssigkeiten und Gasen: A) Dipol–Dipol; B) Dipol–Nicht-Dipol; V) Nicht-Dipol–Nicht-Dipol
Im Gegensatz zu Festkörpern bewegen sich Moleküle in Flüssigkeiten und Gasen frei. Durch die Bewegung werden sie auf eine bestimmte Weise ausgerichtet. Zum Beispiel in Abb. 53 a, b. Es wird gezeigt, wie Dipolmoleküle sowie unpolare Moleküle mit Dipolmolekülen in Flüssigkeiten und Gasen interagieren.
Wenn sich der Dipol dem Dipol nähert, drehen sich die Moleküle aufgrund von Anziehung und Abstoßung. Der positiv geladene Teil eines Moleküls befindet sich in der Nähe des negativ geladenen Teils des anderen. So interagieren Dipole in flüssigem Wasser.
Wenn sich zwei unpolare Moleküle (Nicht-Dipole) in ausreichend geringem Abstand annähern, beeinflussen sie sich auch gegenseitig (Abb. 53). V). Moleküle werden durch negativ geladene Elektronenhüllen zusammengehalten, die die Kerne umgeben. Die Elektronenhüllen werden verformt, so dass vorübergehend positive und negative Zentren in dem einen und anderen Molekül entstehen und sie sich gegenseitig anziehen. Es genügt, dass sich die Moleküle auflösen und die temporären Dipole wieder zu unpolaren Molekülen werden.
Ein Beispiel ist die Wechselwirkung zwischen Wasserstoffgasmolekülen. (Abb. 53 V).
3.2. Einstufung anorganische Stoffe. Einfache und komplexe Substanzen
IN Anfang des 19. Jahrhunderts Jahrhundert schlug der schwedische Chemiker Berzelius vor, Stoffe zu nennen, die aus lebenden Organismen gewonnen wurden organisch. Es wurden Stoffe genannt, die für die unbelebte Natur charakteristisch sind anorganisch oder Mineral(aus Mineralien gewonnen).
Alle festen, flüssigen und gasförmigen Stoffe lassen sich in einfache und komplexe einteilen.
Einfache Stoffe sind Stoffe, die aus Atomen eines chemischen Elements bestehen.
Zum Beispiel Wasserstoff, Brom und Eisen Raumtemperatur Und atmosphärischer Druck sind einfache Stoffe, die jeweils im gasförmigen, flüssigen und festen Zustand vorkommen (Abb. 54). a, b, c).
Gasförmiger Wasserstoff H 2 (g) und flüssiges Brom Br 2 (l) bestehen aus zweiatomigen Molekülen. Festes Eisen Fe(s) liegt in Form eines Kristalls mit einem metallischen Kristallgitter vor.
Einfache Stoffe werden in zwei Gruppen eingeteilt: Nichtmetalle und Metalle.
A) B) V)
Reis. 54. Einfache Stoffe: A) Wasserstoffgas. Da es leichter als Luft ist, wird das Reagenzglas verschlossen und auf den Kopf gestellt. B) flüssiges Brom (normalerweise in verschlossenen Ampullen aufbewahrt); V) Eisenpulver
Nichtmetalle sind einfache Stoffe mit einem kovalenten (atomaren) oder molekularen Kristallgitter im festen Zustand.
Bei Raumtemperatur ist ein kovalentes (atomares) Kristallgitter charakteristisch für Nichtmetalle wie Bor B(s), Kohlenstoff C(s) und Silizium Si(s). Das molekulare Kristallgitter enthält weißen Phosphor P(s), Schwefel S(s) und Jod I 2 (s). Manche Nichtmetalle gehen erst bei sehr niedrigen Temperaturen in einen flüssigen oder festen Aggregatszustand über. Unter normalen Bedingungen sind sie Gase. Zu solchen Stoffen zählen beispielsweise Wasserstoff H 2 (g), Stickstoff N 2 (g), Sauerstoff O 2 (g), Fluor F 2 (g), Chlor Cl 2 (g), Helium He (g), Neon Ne (g), Argon Ar(g). Bei Raumtemperatur liegt molekulares Brom Br 2 (l) in flüssiger Form vor.
Metalle sind einfache Stoffe mit einem Metallkristallgitter im festen Zustand.
Dabei handelt es sich um formbare, plastische Stoffe mit metallischem Glanz, die Wärme und Strom leiten können.
Ungefähr 80 % der Elemente Periodensystem bilden einfache Metallsubstanzen. Bei Raumtemperatur sind Metalle Feststoffe. Zum Beispiel Li(t), Fe(t). Nur Quecksilber, Hg(l), ist eine Flüssigkeit, die bei –38,89 0 C erstarrt.
Komplexe Stoffe sind Stoffe, die aus Atomen verschiedener chemischer Elemente bestehen
Die Atome der Elemente einer komplexen Substanz sind durch konstante und genau definierte Beziehungen verbunden.
Beispielsweise ist Wasser H 2 O eine komplexe Substanz. Sein Molekül enthält Atome zweier Elemente. Wasser enthält immer und überall auf der Erde 11,1 Masse-% Wasserstoff und 88,9 Masse-% Sauerstoff.
Je nach Temperatur und Druck kann Wasser in festem, flüssigem oder gasförmigem Zustand vorliegen, was rechts angezeigt wird chemische Formel Stoffe – H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
In der Praxis beschäftigen wir uns in der Regel nicht mit Reinstoffen, sondern mit deren Gemischen.
Eine Mischung ist eine Kombination chemische Verbindungen unterschiedliche Zusammensetzung und Struktur
Stellen wir einfache und komplexe Stoffe sowie deren Gemische in Form eines Diagramms dar:
Einfach
Nichtmetalle
Emulsionen
Gründe
Komplexe Substanzen in Anorganische Chemie werden in Oxide, Basen, Säuren und Salze unterteilt.
Oxide
Es gibt Oxide von Metallen und Nichtmetallen. Metalloxide sind Verbindungen mit ionischen Bindungen. Im festen Zustand bilden sie ionische Kristallgitter.
Nichtmetalloxide– Verbindungen mit kovalenten chemischen Bindungen.
Oxide sind komplexe Substanzen, die aus Atomen zweier chemischer Elemente bestehen, von denen eines Sauerstoff ist und dessen Oxidationsstufe –2 ist.
Nachfolgend sind die Molekül- und Strukturformeln einiger Nichtmetall- und Metalloxide aufgeführt.
Molekulare Formel Strukturformel
CO 2 – Kohlenmonoxid (IV) O = C = O
SO 2 – Schwefeloxid (IV)
SO 3 – Schwefeloxid (VI)
SiO 2 – Siliziumoxid (IV)
Na 2 O – Natriumoxid
CaO – Calciumoxid
K 2 O – Kaliumoxid, Na 2 O – Natriumoxid, Al 2 O 3 – Aluminiumoxid. Kalium, Natrium und Aluminium bilden jeweils ein Oxid.
Besitzt ein Element mehrere Oxidationsstufen, liegen mehrere Oxide vor. Geben Sie in diesem Fall nach dem Namen des Oxids den Oxidationszustand des Elements mit einer römischen Zahl in Klammern an. Beispielsweise ist FeO Eisen(II)-oxid, Fe 2 O 3 ist Eisen(III)-oxid.
Zusätzlich zu den nach den Regeln der internationalen Nomenklatur gebildeten Namen werden traditionelle russische Namen für Oxide verwendet, zum Beispiel: CO 2 Kohlenmonoxid (IV) - Kohlendioxid, CO Kohlenmonoxid (II) – Kohlenmonoxid, CaO Calciumoxid – Branntkalk, SiO 2 Siliziumoxid– Quarz, Kieselsäure, Sand.
Es gibt drei Gruppen von Oxiden, die sich in ihren chemischen Eigenschaften unterscheiden: basisch, sauer Und amphoter(Altgriechisch: , – beide, dual).
Basische Oxide gebildet aus Elementen der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II des Periodensystems (Oxidationsstufe der Elemente +1 und +2) sowie Elementen sekundärer Nebengruppen, deren Oxidationsstufe ebenfalls +1 oder +2 ist. Alle diese Elemente sind also Metalle Basische Oxide sind Metalloxide, Zum Beispiel:
Li 2 O – Lithiumoxid
MgO – Magnesiumoxid
CuO – Kupfer(II)-oxid
Basische Oxide entsprechen Basen.
Saure Oxide
gebildet aus Nichtmetallen und Metallen, deren Oxidationsstufe größer als +4 ist, zum Beispiel:
CO 2 – Kohlenmonoxid (IV)
SO 2 – Schwefeloxid (IV)
SO 3 – Schwefeloxid (VI)
P 2 O 5 – Phosphoroxid (V)
Saure Oxide entsprechen Säuren.
Amphotere Oxide
gebildet durch Metalle mit der Oxidationsstufe +2, +3, manchmal +4, zum Beispiel:
ZnO – Zinkoxid
Al 2 O 3 – Aluminiumoxid
Amphotere Oxide entsprechen amphoteren Hydroxiden.
Darüber hinaus gibt es eine kleine Gruppe sogenannter indifferente Oxide:
N 2 O – Stickoxid (I)
NO – Stickoxid (II)
CO – Kohlenmonoxid (II)
Es sei darauf hingewiesen, dass eines der wichtigsten Oxide auf unserem Planeten Wasserstoffoxid ist, das Ihnen als Wasser H2O bekannt ist.
Gründe
Im Abschnitt „Oxide“ wurde erwähnt, dass Basen basischen Oxiden entsprechen:
Natriumoxid Na 2 O – Natriumhydroxid NaOH.
Oxid Kalzium CaO– Calciumhydroxid Ca(OH) 2.
Kupferoxid CuO – Kupferhydroxid Cu(OH) 2
Basen sind komplexe Substanzen, die aus einem Metallatom und einer oder mehreren Hydroxylgruppen –OH – bestehen.
Basen sind Feststoffe mit einem ionischen Kristallgitter.
Beim Auflösen in Wasser bilden sich Kristalle löslicher Basen ( Laugen) werden durch polare Wassermoleküle zerstört und es entstehen Ionen:
NaOH(s) Na + (Lösung) + OH – (Lösung)
Eine ähnliche Schreibweise für Ionen: Na + (Lösung) oder OH – (Lösung) bedeutet, dass die Ionen in Lösung sind.
Der Name der Basis enthält das Wort Hydroxid Und Russischer Name Metall im Genitiv. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid.
Bildet ein Metall mehrere Basen, so wird die Oxidationsstufe des Metalls im Namen mit einer römischen Zahl in Klammern angegeben. Zum Beispiel: Fe(OH) 2 – Eisen(II)-hydroxid, Fe(OH) 3 – Eisen(III)-hydroxid.
Darüber hinaus gibt es für einige Gründe traditionelle Namen:
NaOH – Natronlauge, ätzend Soda
CON – ätzendes Kalium
Ca(OH) 2 – gelöschter Kalk, Kalkwasser
R
Als wasserlösliche Basen werden Basen bezeichnet Alkalien
Sie unterscheiden wasserlösliche und wasserunlösliche Basen.
Dabei handelt es sich um Metallhydroxide der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II, mit Ausnahme der Be- und Mg-Hydroxide.
Amphotere Hydroxide umfassen
HCl(g) H + (Lösung) + Cl – (Lösung)
Säuren sind komplexe Stoffe, die Wasserstoffatome enthalten, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt oder ausgetauscht werden können.
Abhängig von der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoffatomen im Molekül, Sauerstofffrei Und sauerstoffhaltig Säuren.
Um sauerstofffreie Säuren zu benennen, wird dem russischen Namen des Nichtmetalls der Buchstabe - hinzugefügt. O- und das Wort Wasserstoff :
HF – Flusssäure
HCl – Salzsäure
HBr – Bromwasserstoffsäure
HI – Jodwasserstoffsäure
H 2 S – Schwefelwasserstoffsäure
Traditionelle Namen einiger Säuren:
HCl – Salzsäure; HF – Flusssäure
Um sauerstoffhaltige Säuren zu benennen, die Endungen - Naya,
-neu, wenn das Nichtmetall drin ist Höchster Abschluss Oxidation. Die höchste Oxidationsstufe entspricht der Nummer der Gruppe, in der sich das Nichtmetallelement befindet:
H 2 SO 4 – Schwefel Naya Säure
HNO 3 – Stickstoff Naya Säure
HClO 4 – Chlor Naya Säure
HMnO 4 – Mangan neu Säure
Wenn ein Element Säuren in zwei Oxidationsstufen bildet, wird die Endung - verwendet, um die Säure zu benennen, die der niedrigeren Oxidationsstufe des Elements entspricht. WAHR:
H 2 SO 3 – Gämse erschöpft Säure
HNO 2 – Stickstoff erschöpft Säure
Anhand der Anzahl der Wasserstoffatome in einem Molekül werden sie unterschieden einbasisch(HCl, HNO 3), dibasisch(H 2 SO 4), tribasisch Säuren (H 3 PO 4).
Viele sauerstoffhaltige Säuren entstehen durch die Wechselwirkung entsprechender Säuren Säureoxide mit Wasser. Das einer bestimmten Säure entsprechende Oxid wird als ihr bezeichnet Anhydrid:
Schwefeldioxid SO 2 - schweflige Säure H 2 SO 3
Schwefelsäureanhydrid SO 3 – Schwefelsäure H2SO4
Stickstoffhaltiges Anhydrid N 2 O 3 – salpetrige Säure HNO2
Salpetersäureanhydrid N 2 O 5 – Salpetersäure HNO3
Phosphorsäureanhydrid P 2 O 5 – Phosphorsäure H 3 PO 4
Bitte beachten Sie, dass die Oxidationsstufen des Elements im Oxid und der entsprechenden Säure gleich sind.
Bildet ein Element mehrere sauerstoffhaltige Säuren in der gleichen Oxidationsstufe, so wird dem Namen der Säure mit dem geringeren Gehalt an Sauerstoffatomen das Präfix „“ vorangestellt. Meta", Mit hoher Inhalt Sauerstoff – Präfix „ ortho". Zum Beispiel:
HPO 3 – Metaphosphorsäure
H 3 PO 4 – Orthophosphorsäure, die oft einfach Phosphorsäure genannt wird
H 2 SiO 3 – Metakieselsäure, meist Kieselsäure genannt
H 4 SiO 4 – Orthokieselsäure.
Kieselsäuren entstehen nicht durch die Wechselwirkung von SiO 2 mit Wasser, sondern auf andere Weise.
MIT
Salze sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und sauren Resten bestehen.
oli
NaNO 3 – Natriumnitrat
CuSO 4 – Kupfer(II)sulfat
CaCO 3 – Calciumcarbonat
Beim Auflösen in Wasser werden Salzkristalle zerstört und es bilden sich Ionen:
NaNO 3 (t) Na + (Lösung) + NO 3 – (Lösung).
Salze können als Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einem Säuremolekül durch Metallatome oder als Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Hydroxylgruppen einer Base durch saure Reste betrachtet werden.
Wenn Wasserstoffatome vollständig ersetzt sind, mittlere Salze: Na 2 SO 4, MgCl 2. . Bei teilweisem Ersatz werden sie gebildet saure Salze (Hydrosalze) NaHSO 4 und basische Salze (Hydroxysalze) MgOHCl.
Nach den Regeln der internationalen Nomenklatur werden die Namen von Salzen aus dem Namen des Säurerestes im Nominativ und dem russischen Namen des Metalls im Genitiv gebildet (Tabelle 12):
NaNO 3 – Natriumnitrat
CuSO 4 – Kupfer(II)sulfat
CaCO 3 – Calciumcarbonat
Ca 3 (PO 4) 2 – Calciumorthophosphat
Na 2 SiO 3 – Natriumsilikat
Der Name des Säurerestes leitet sich von der Wurzel des lateinischen Namens des säurebildenden Elements (zum Beispiel Nitrogenium – Stickstoff, Wurzel nitr-) und den Endungen ab:
-bei für die höchste Oxidationsstufe, -Es für einen geringeren Oxidationsgrad des säurebildenden Elements (Tabelle 12).
Tabelle 12
Namen von Säuren und Salzen
| Säurename | Säureformel | Name der Salze | Beispiele Soleil |
| Salzsäure (Salz) | HCl | Chloride | AgCl Silberchlorid |
| Schwefelwasserstoff | H2S | Sulfide | FeS Sulf eid Eisen(II) |
| Schwefelhaltig | H2SO3 | Sulfite | Na 2 SO 3 Sulf Es Natrium |
| Schwefelhaltig | H2SO4 | Sulfate | K 2 SO 4 Sulf bei Kalium |
| Stickstoffhaltig | HNO2 | Nitrite | LiNO 2 Nitre Es Lithium |
| Stickstoff | HNO3 | Nitrate | Al(NO 3) 3 Nitrit bei Aluminium |
| Orthophosphorsäure | H3PO4 | Orthophosphate | Ca 3 (PO 4) 2 Calciumorthophosphat |
| Kohle | H2CO3 | Karbonate | Na 2 CO 3 Natriumcarbonat |
| Silizium | H2SiO3 | Silikate | Na 2 SiO 3 Natriumsilikat |
NaHSO 4 – Natriumhydrogensulfat
NaHS – Natriumhydrogensulfid
Die Namen der Hauptsalze werden durch Anhängen des Präfixes „ gebildet Hydroxo": MgOHCl – Magnesiumhydroxychlorid.
Darüber hinaus haben viele Salze traditionelle Namen, wie zum Beispiel:
Na 2 CO 3 – Soda;
NaHCO 3 – Backpulver (Trinkpulver);
CaCO 3 – Kreide, Marmor, Kalkstein.
Molekulare und nichtmolekulare Struktur von Stoffen. Struktur der Materie
Es sind nicht einzelne Atome oder Moleküle, die chemische Wechselwirkungen eingehen, sondern Stoffe. Stoffe werden nach der Art der Bindung klassifiziert molekular Und nichtmolekulare Struktur. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die aus Molekülen bestehen molekulare Substanzen. Die Bindungen zwischen Molekülen in solchen Substanzen sind sehr schwach, viel schwächer als zwischen Atomen innerhalb des Moleküls, und selbst bei relativ niedrigen Temperaturen brechen sie – die Substanz wird flüssig und dann gasförmig (Sublimation von Jod). Die Schmelz- und Siedepunkte von Stoffen, die aus Molekülen bestehen, steigen mit zunehmendem Molekulargewicht. ZU molekulare Substanzen umfassen Stoffe mit atomarer Struktur (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), darunter Metalle und Nichtmetalle. Zu Substanzen nichtmolekulare Struktur Dazu gehören ionische Verbindungen. Die meisten Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen haben diese Struktur: alle Salze (NaCl, K 2 SO 4), einige Hydride (LiH) und Oxide (CaO, MgO, FeO), Basen (NaOH, KOH). Ionische (nichtmolekulare) Substanzen haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.
Feststoffe: amorph und kristallin
Feststoffe werden unterteilt in kristallin und amorph.
Amorphe Substanzen haben keinen klaren Schmelzpunkt – beim Erhitzen werden sie allmählich weich und gehen in einen flüssigen Zustand über. Beispielsweise liegen Plastilin und verschiedene Harze in einem amorphen Zustand vor.
Kristalline Substanzen gekennzeichnet durch die richtige Anordnung der Teilchen, aus denen sie bestehen: Atome, Moleküle und Ionen – an genau definierten Punkten im Raum. Wenn diese Punkte durch gerade Linien verbunden werden, entsteht ein räumliches Gerüst, ein sogenanntes Kristallgitter. Die Punkte, an denen sich Kristallteilchen befinden, werden Gitterknoten genannt. Abhängig von der Art der Partikel, die sich an den Knoten des Kristallgitters befinden, und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden vier Arten von Kristallgittern unterschieden: ionische, atomare, molekulare und metallische.
Kristallgitter werden ionisch genannt, an deren Knoten sich Ionen befinden. Sie werden von Substanzen mit ionischen Bindungen gebildet, die sowohl einfache Ionen Na+, Cl - als auch komplexe SO 4 2-, OH - binden können. Folglich weisen Salze und einige Oxide und Hydroxide von Metallen ionische Kristallgitter auf. Beispielsweise besteht ein Natriumchloridkristall aus abwechselnd positiven Na+- und negativen Cl-Ionen, die ein würfelförmiges Gitter bilden. Die Bindungen zwischen Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stabil. Daher zeichnen sich Stoffe mit Ionengitter durch eine relativ hohe Härte und Festigkeit aus, sie sind feuerfest und nichtflüchtig.
Kristallgitter – a) und amorphes Gitter – b).
Kristallgitter – a) und amorphes Gitter – b). Atomare Kristallgitter
Atomar werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich einzelne Atome befinden. In solchen Gittern sind die Atome miteinander verbunden sehr starke kovalente Bindungen. Ein Beispiel für Stoffe mit dieser Art von Kristallgittern ist Diamant, eine der allotropen Modifikationen des Kohlenstoffs. Die meisten Stoffe mit einem atomaren Kristallgitter haben sehr hohe Schmelzpunkte (bei Diamant beispielsweise über 3500 °C), sie sind fest und hart und praktisch unlöslich.
Molekulare Kristallgitter
Molekular werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich Moleküle befinden. Chemische Bindungen in diesen Molekülen können sowohl polar (HCl, H 2 O) als auch unpolar (N 2, O 2) sein. Trotz der Tatsache, dass die Atome innerhalb der Moleküle durch sehr starke kovalente Bindungen verbunden sind, Zwischen den Molekülen selbst wirken schwache intermolekulare Anziehungskräfte. Daher haben Substanzen mit molekularen Kristallgittern eine geringe Härte, niedrige Schmelzpunkte und sind flüchtig. Die meisten festen organischen Verbindungen haben molekulare Kristallgitter (Naphthalin, Glucose, Zucker).
Molekulares Kristallgitter (Kohlendioxid) Metallkristallgitter
Stoffe mit Metallbindung haben Metallkristallgitter. An den Knoten solcher Gitter gibt es Atome und Ionen(entweder Atome oder Ionen, in die sich Metallatome leicht umwandeln und dabei ihre Außenelektronen „zur allgemeinen Verwendung“ abgeben). Diese innere Struktur von Metallen bestimmt ihre charakteristischen physikalischen Eigenschaften: Formbarkeit, Duktilität, elektrische und thermische Leitfähigkeit, charakteristischer metallischer Glanz.
Spickzettel
Die Atommolekularwissenschaft wurde vom großen russischen Wissenschaftler M. V. Lomonossow entwickelt und erstmals in der Chemie angewendet. Die wichtigsten Bestimmungen dieser Lehre sind im Werk „Elements of Mathematical Chemistry“ (1741) und einer Reihe anderer dargelegt. Der Kern der Lehren Lomonossows lässt sich auf die folgenden Bestimmungen reduzieren.
1. Alle Stoffe bestehen aus „Körperchen“ (wie Lomonosov Moleküle nannte).
2. Moleküle bestehen aus „Elementen“ (wie Lomonosov Atome nannte).
3. Teilchen – Moleküle und Atome – sind in ständiger Bewegung. Der thermische Zustand von Körpern ist das Ergebnis der Bewegung ihrer Teilchen.
4. Moleküle einfacher Stoffe bestehen aus identischen Atomen, Molekülen komplexe Substanzen- aus verschiedenen Atomen.
67 Jahre nach Lomonossow wandte der englische Wissenschaftler John Dalton die atomistische Lehre auf die Chemie an. Er skizzierte die Grundprinzipien des Atomismus in dem Buch „A New System of Chemical Philosophy“ (1808). Im Kern wiederholt Daltons Lehre die Lehre Lomonossows. Allerdings leugnete Dalton die Existenz von Molekülen in einfachen Substanzen, was im Vergleich zu Lomonossows Lehre einen Rückschritt darstellt. Nach Dalton bestehen einfache Substanzen nur aus Atomen und nur komplexe Substanzen bestehen aus „komplexen Atomen“ (im modernen Sinne Molekülen). Die atomar-molekulare Theorie in der Chemie wurde erst Mitte des 19. Jahrhunderts endgültig etabliert. Auf dem Internationalen Chemikerkongress 1860 in Karlsruhe wurden Definitionen der Begriffe Molekül und Atom verabschiedet.
Ein Molekül ist das kleinste Teilchen einer bestimmten Substanz, das seine chemischen Eigenschaften besitzt. Die chemischen Eigenschaften eines Moleküls werden durch seine Zusammensetzung und chemische Struktur bestimmt.
Ein Atom ist das kleinste Teilchen eines chemischen Elements, das Teil der Moleküle einfacher und komplexer Stoffe ist. Die chemischen Eigenschaften eines Elements werden durch die Struktur seines Atoms bestimmt. Dies führt zu einer Definition eines Atoms, die modernen Konzepten entspricht:
Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einer positiv geladenen Substanz besteht Atomkern und negativ geladene Elektronen.
Nach modernen Vorstellungen bestehen Stoffe im gas- und dampfförmigen Zustand aus Molekülen. Im festen Zustand bestehen nur Stoffe aus Molekülen, deren Kristallgitter eine molekulare Struktur aufweist. Die meisten festen anorganischen Stoffe haben keine molekulare Struktur: Ihr Gitter besteht nicht aus Molekülen, sondern aus anderen Teilchen (Ionen, Atomen); Sie liegen in Form von Makrokörpern vor (Kristall aus Natriumchlorid, Stück Kupfer usw.). Salze, Metalloxide, Diamant, Silizium und Metalle haben keine molekulare Struktur.
Die Atommolekularwissenschaft ermöglichte die Erklärung der Grundkonzepte und Gesetze der Chemie. Aus Sicht der atomar-molekularen Theorie bezeichnet man als chemisches Element jede einzelne Atomart. Das wichtigste Merkmal eines Atoms ist die positive Ladung seines Kerns, die numerisch der Ordnungszahl des Elements entspricht. Der Kernladungswert dient dazu Kennzeichen für verschiedene Arten von Atomen, was uns eine umfassendere Definition des Konzepts eines Elements ermöglicht:
Chemisches Element- Dies ist eine bestimmte Art von Atom mit der gleichen positiven Ladung im Kern.
Es sind 107 Elemente bekannt. Derzeit wird an der künstlichen Herstellung chemischer Elemente mit höheren Ordnungszahlen gearbeitet.
Alle Elemente werden üblicherweise in Metalle und Nichtmetalle unterteilt. Diese Aufteilung ist jedoch bedingt. Ein wichtiges Merkmal der Elemente ist ihr Vorkommen in der Erdkruste, d. h. in der oberen festen Erdschale, deren Mächtigkeit auf etwa 16 km geschätzt wird. Die Verteilung der Elemente in der Erdkruste wird von der Geochemie – der Wissenschaft von der Chemie der Erde – untersucht. Der Geochemiker A.P. Vinogradov hat eine Durchschnittstabelle zusammengestellt chemische Zusammensetzung Erdkruste. Nach diesen Daten ist Sauerstoff das häufigste Element – 47,2 % der Masse der Erdkruste, gefolgt von Silizium – 27,6, Aluminium – 8,80, Eisen – 5,10, Kalzium – 3,6, Natrium – 2,64, Kalium – 2,6, Magnesium – 2,10, Wasserstoff - 0,15 %.