Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalento saišu raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. Ūdeņraža saite
Ķīmiskās saites doktrīna veido visas teorētiskās ķīmijas pamatu.
Ķīmiskā saite tiek saprasta kā atomu mijiedarbība, kas tos saista molekulās, jonos, radikāļos un kristālos.
Ir četri ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalentās, metāliskās un ūdeņraža saites.
Ķīmisko saišu iedalījums tipos ir nosacīts, jo tām visām ir raksturīga noteikta vienotība.
Jonu saiti var uzskatīt par polārās kovalentās saites galējo gadījumu.
Metāla saite apvieno atomu kovalento mijiedarbību, izmantojot kopīgus elektronus, un elektrostatisko pievilcību starp šiem elektroniem un metāla joniem.
Vielām bieži trūkst ierobežojošu ķīmiskās saites gadījumu (vai tīras ķīmiskās saites).
Piemēram, litija fluorīds $LiF$ ir klasificēts kā jonu savienojums. Faktiski saite tajā ir $80%$ jonu un $20%$ kovalenta. Tāpēc, protams, pareizāk ir runāt par ķīmiskās saites polaritātes (joniskuma) pakāpi.
Ūdeņraža halogenīdu virknē $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ saites polaritātes pakāpe samazinās, jo samazinās halogēna un ūdeņraža atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība, un astatīna ūdeņražā saite kļūst gandrīz nepolāra. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.
Vienās un tajās pašās vielās var atrast dažādu veidu saites, piemēram:
- bāzēs: starp skābekļa un ūdeņraža atomiem hidroksogrupās saite ir polāra kovalenta, un starp metālu un hidroksogrupu tā ir jonu;
- skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābā atlikuma skābekli - kovalentais polārais, un starp metālu un skābo atlikumu - jonu;
- amonija, metilamonija sāļos utt.: starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem - kovalenti polāri, un starp amonija vai metilamonija joniem un skābes atlikumu - jonu;
- metālu peroksīdos (piemēram, $Na_2O_2$) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenta nepolāra, bet starp metālu un skābekli ir jonu utt.
Dažādu veidu savienojumi var pārveidoties viens par otru:
- plkst elektrolītiskā disociācijaūdenī kovalentie savienojumi kovalentā polārā saite kļūst par jonu;
- metāliem iztvaikojot, metāla saite pārvēršas par nepolāru kovalentu saiti utt.
Visu veidu un veidu ķīmisko saišu vienotības iemesls ir to identitāte ķīmiskā daba— elektronu un kodola mijiedarbība. Ķīmiskās saites veidošanās jebkurā gadījumā ir atomu elektronu un kodola mijiedarbības rezultāts, ko papildina enerģijas izdalīšanās.
Kovalento saišu veidošanas metodes. Kovalentās saites raksturojums: saites garums un enerģija
Kovalentā ķīmiskā saite ir saite, kas veidojas starp atomiem, veidojot kopīgus elektronu pārus.
Šādas saites veidošanās mehānisms var būt apmaiņas vai donora-akceptors.
es Apmaiņas mehānisms darbojas, kad atomi veido kopīgus elektronu pārus, apvienojot nepāra elektronus.
1) $H_2$ — ūdeņradis:
Saite rodas, veidojot kopīgu elektronu pāri ūdeņraža atomu $s$-elektroniem (pārklājas $s$-orbitāles):
2) $HCl$ — hlorūdeņradis:
Saite rodas, veidojoties kopējam $s-$ un $p-$ elektronu elektronu pārim (pārklājas $s-p-$orbitāles):
3) $Cl_2$: hlora molekulā veidojas kovalentā saite nesapārotu $p-$elektronu dēļ (pārklājas $p-p-$orbitāles):
4) $N_2$: slāpekļa molekulā starp atomiem veidojas trīs kopīgi elektronu pāri:
II. Donora-akceptora mehānisms Apskatīsim kovalentās saites veidošanos, izmantojot amonija jona $NH_4^+$ piemēru.
Donoram ir elektronu pāris, akceptoram ir tukša orbitāle, kuru šis pāris var aizņemt. Amonija jonā visas četras saites ar ūdeņraža atomiem ir kovalentas: trīs izveidojās, pateicoties slāpekļa atoma un ūdeņraža atomu kopīgu elektronu pāru radīšanai saskaņā ar apmaiņas mehānismu, viena - pēc donora-akceptora mehānisma.
Kovalentās saites var klasificēt atkarībā no tā, kā tās pārklājas elektronu orbitāles, kā arī ar to pārvietošanu uz kādu no saistītajiem atomiem.
Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā gar sakaru līniju, sauc par $σ$ -obligācijas (sigma obligācijas). Sigma saite ir ļoti spēcīga.
$p-$orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti sānu pārklāšanās dēļ:
Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu “sānu” pārklāšanās rezultātā ārpus sakaru līnijas, t.i. divās jomās sauc par $π$ -obligācijas (pi-obligācijas).
Autors pārvietošanas pakāpe kopīgus elektronu pārus ar vienu no atomiem, ko tie saista, var būt kovalentā saite polārais Un nepolāri.
Kovalento ķīmisko saiti, kas veidojas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, sauc nepolāri. Elektronu pāri netiek pārvietoti ne uz vienu no atomiem, jo atomiem ir tāds pats EO - īpašība piesaistīt valences elektronus no citiem atomiem. Piemēram:
tie. vienkāršu nemetālu vielu molekulas veidojas caur kovalentām nepolārām saitēm. Kovalento ķīmisko saiti starp elementu atomiem, kuru elektronegativitāte atšķiras, sauc polārais.
Kovalento saišu garums un enerģija.
Raksturīgs kovalentās saites īpašības- tā garums un enerģija. Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem. Jo īsāks ir ķīmiskās saites garums, jo spēcīgāka tā ir. Tomēr savienojuma stipruma mērs ir saistošā enerģija, ko nosaka saites pārraušanai nepieciešamais enerģijas daudzums. To parasti mēra kJ/mol. Tādējādi saskaņā ar eksperimentālajiem datiem molekulu $H_2, Cl_2$ un $N_2$ saišu garums ir attiecīgi $0,074, 0,198$ un $0,109$ nm, un saites enerģijas ir attiecīgi $436, 242$ un $946 $ kJ/mol.
Joni. Jonu saite
Iedomāsimies, ka “satiekas” divi atomi: I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons, savukārt nemetāla atomam vienkārši trūkst viena elektrona, lai tā ārējais līmenis būtu pilnīgs.
Pirmais atoms viegli atdos otrajam savu elektronu, kas atrodas tālu no kodola un ar to vāji saistīts, bet otrais nodrošinās tam brīvu vietu ārējā elektroniskā līmenī.
Tad atoms, kuram ir atņemts viens no tā negatīvajiem lādiņiem, kļūs par pozitīvi lādētu daļiņu, bet otrais, pateicoties iegūtajam elektronam, pārvērtīsies par negatīvi lādētu daļiņu. Šādas daļiņas sauc joni.
Ķīmisko saiti, kas rodas starp joniem, sauc par jonu.
Apskatīsim šīs saites veidošanos, izmantojot labi zināmā savienojuma nātrija hlorīda (galda sāls) piemēru:
Atomu pārvēršanas jonos process ir parādīts diagrammā:
Šī atomu pārvēršanās jonos vienmēr notiek tipisku metālu un tipisku nemetālu atomu mijiedarbības laikā.
Apskatīsim spriešanas algoritmu (secību), reģistrējot jonu saites veidošanos, piemēram, starp kalcija un hlora atomiem:
Tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai molekulu skaitu koeficienti, un tiek saukti skaitļi, kas parāda atomu vai jonu skaitu molekulā indeksi.
Metāla savienojums
Iepazīsimies, kā savstarpēji mijiedarbojas metāla elementu atomi. Metāli parasti nepastāv kā izolēti atomi, bet gan gabala, lietņa vai metāla izstrādājuma formā. Kas satur metāla atomus vienā tilpumā?
Lielākajai daļai metālu atomi ārējā līmenī satur nelielu skaitu elektronu - $ 1, 2, 3 $. Šie elektroni tiek viegli atdalīti, un atomi kļūst par pozitīviem joniem. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienotā veselumā. Savienojoties ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal atdalās un savienojas ar citu jonu utt. Līdz ar to metāla tilpumā atomi nepārtraukti pārvēršas jonos un otrādi.
Saikni metālos starp joniem caur kopīgiem elektroniem sauc par metālisku.
Attēlā shematiski parādīta nātrija metāla fragmenta struktūra.
Šajā gadījumā neliels skaits kopīgu elektronu saista lielu skaitu jonu un atomu.
Metāla saitei ir dažas līdzības ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu koplietošana. Tomēr ar kovalento saiti tiek dalīti tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt ar metālisku saiti visi atomi piedalās šo elektronu koplietošanā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, bet ar metāla saiti, kā likums, tie ir plastiski, elektriski vadoši un ar metālisku spīdumu.
Metāliskā saite ir raksturīga gan tīriem metāliem, gan dažādu metālu maisījumiem — sakausējumiem cietā un šķidrā stāvoklī.
Ūdeņraža saite
Ķīmiskā saite starp vienas molekulas (vai tās daļas) pozitīvi polarizētiem ūdeņraža atomiem un stipri elektronnegatīvu elementu negatīvi polarizētiem atomiem, kuriem ir vienas molekulas elektronu pāri ($F, O, N$ un retāk $S$ un $Cl$). (vai tā daļu) sauc par ūdeņradi.
Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji donors-akceptors.
Starpmolekulārās ūdeņraža saites piemēri:
Šāda savienojuma klātbūtnē pat mazmolekulāras vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (spirts, ūdens) vai viegli sašķidrinātas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis).
Vielām ar ūdeņraža saitēm ir molekulāri kristālu režģi.
Molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas. Kristāla režģa veids. Vielu īpašību atkarība no to sastāva un struktūras
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra
IN ķīmiskās mijiedarbības Ieplūst nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Noteiktos apstākļos viela var būt vienā no trim agregācijas stāvokļiem: cieta, šķidra vai gāzveida. Vielas īpašības ir atkarīgas arī no ķīmiskās saites rakstura starp to veidojošajām daļiņām – molekulām, atomiem vai joniem. Pamatojoties uz saites veidu, izšķir molekulārās un nemolekulāras struktūras vielas.
Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas. Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un pat salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst – viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai.
Molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), starp tām ir metāli un nemetāli.
Apsvērsim fizikālās īpašības sārmu metāli. Salīdzinoši zemā saites stiprība starp atomiem izraisa zemu mehānisko izturību: sārmu metāli ir mīksti un tos var viegli sagriezt ar nazi.
Lieli atomu izmēri rada zemu sārmu metālu blīvumu: litijs, nātrijs un kālijs ir pat vieglāki par ūdeni. Sārmu metālu grupā viršanas un kušanas temperatūra samazinās, palielinoties elementa atomu skaitam, jo Atomu izmēri palielinās un saites vājinās.
Uz vielām nemolekulārs struktūras ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi ($NaCl, K_2SO_4$), daži hidrīdi ($LiH$) un oksīdi ($CaO, MgO, FeO$), bāzes ($NaOH, KOH$). Jonu (ne molekulārās) vielām ir augsta kušanas un viršanas temperatūra.
Kristāla režģi
Viela, kā zināms, var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos: gāzveida, šķidrā un cietā.
Cietās vielas: amorfs un kristālisks.
Apskatīsim, kā ķīmisko saišu īpašības ietekmē cieto vielu īpašības. Cietās vielas iedala kristālisks Un amorfs.
Amorfām vielām nav skaidras kušanas temperatūras, tās pamazām mīkstina un pārvēršas šķidrā stāvoklī. Piemēram, plastilīns un dažādi sveķi ir amorfā stāvoklī.
Kristāliskām vielām ir raksturīgs pareizs to daļiņu izvietojums, no kurām tās sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šos punktus savieno taisnas līnijas, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa mezgliem.
Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to savienojuma veida, izšķir četrus kristāla režģu veidus: jonu, atomu, molekulārā Un metāls.
Jonu kristālu režģi.
Jonisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saitēm, kas spēj saistīt gan vienkāršus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, gan kompleksos $SO_4^(2−), OH^-$. Līdz ar to sāļiem un dažiem metālu oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls sastāv no pārmaiņus pozitīviem $Na^+$ un negatīviem $Cl^-$ joniem, veidojot kubveida režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un negaistošas.
Atomu kristāla režģi.
Atomisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savienoti viens ar otru ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģiem ir dimants, viena no oglekļa allotropajām modifikācijām.
Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir virs $3500°C), tās ir stipras un cietas, un praktiski nešķīst.
Molekulārie kristālu režģi.
Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras ($HCl, H_2O$), gan nepolāras ($N_2, O_2$). Neskatoties uz to, ka atomi molekulu iekšienē ir savienoti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm, starp pašām molekulām iedarbojas vāji starpmolekulārie pievilkšanās spēki. Tāpēc vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Lielākajai daļai cieto organisko savienojumu ir molekulārie kristālrežģi (naftalīns, glikoze, cukurs).
Metāla kristāla režģi.
Vielām ar metāliskām saitēm ir metāla kristāla režģi. Šādu režģu vietās atrodas atomi un joni (vai nu atomi, vai joni, kuros metālu atomi viegli transformējas, atdodot savus ārējos elektronus “kopējai lietošanai”). Šī metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, plastiskumu, elektrisko un siltumvadītspēju, raksturīgo metālisku spīdumu.
Molekulu, kurā nesakrīt pozitīvi un negatīvi lādēto posmu smaguma centri, sauc par dipolu. Definēsim jēdzienu “dipols”.
Dipols - divu vienādu lieluma pretēju kombinācija elektriskie lādiņi, kas atrodas zināmā attālumā viens no otra.
Ūdeņraža molekula H2 nav dipols (50. att.). A), un ūdeņraža hlorīda molekula ir dipols (50. att.). b). Ūdens molekula ir arī dipols. Elektronu pāri H 2 O lielā mērā ir pārvietoti no ūdeņraža atomiem uz skābekļa atomiem.
Negatīvā lādiņa smaguma centrs atrodas netālu no skābekļa atoma, un pozitīvā lādiņa smaguma centrs atrodas netālu no ūdeņraža atomiem.
IN kristāliska viela atomi, joni vai molekulas ir stingrā secībā.
Tiek saukta vieta, kur atrodas šāda daļiņa kristāla režģa mezgls. Atomu, jonu vai molekulu novietojums kristāla režģa mezglos ir parādīts attēlā. 51.
g
Rīsi. 51. Kristālu režģu modeļi (attēlota viena tilpuma kristāla plakne): A) kovalentais vai atomu (dimants C, silīcijs Si, kvarcs SiO 2); b) jonu (NaCl); V) molekulārā (ledus, I 2); G) metāls (Li, Fe). Metāla režģa modelī punkti apzīmē elektronus
Pamatojoties uz ķīmiskās saites veidu starp daļiņām, kristāla režģi iedala kovalentā (atomiskā), jonu un metāliskā. Ir vēl viens kristāla režģa veids - molekulārais. Šādā režģī atsevišķas molekulas satur kopā starpmolekulārās pievilkšanās spēki.
Jonu kristāli(51. att b) satur pozitīvi un negatīvi lādētus jonus kristāla režģa vietās. Kristāla režģis ir konstruēts tā, lai atšķirībā no lādētu jonu elektrostatiskās pievilkšanās spēki un līdzīgi lādētu jonu atgrūšanas spēki būtu līdzsvaroti. Šādi kristāla režģi ir raksturīgi tādiem savienojumiem kā LiF, NaCl un daudziem citiem.
Molekulārie kristāli(51. att V) kristāla mezglos satur dipola molekulas, kuras vienu pret otru notur elektrostatiskās pievilkšanās spēki, piemēram, joni jonu kristāla režģī. Piemēram, ledus ir molekulārais kristāla režģis, ko veido ūdens dipoli. Attēlā 51 V Lādiņu simboli netiek parādīti, lai nepārslogotu attēlu.
metāla kristāls(51. att G) satur pozitīvi lādētus jonus kristāla režģa vietās. Daži ārējie elektroni brīvi pārvietojas starp joniem. " Elektroniskā gāze"tur kristāla režģa mezglos pozitīvi lādētus jonus. Triecienā metāls neplīst kā ledus, kvarcs vai sāls kristāls, bet tikai maina formu. Elektroni, pateicoties mobilitātei, paspēj kustēties trieciena brīdī un turiet jonus jaunā pozīcijā. Tāpēc metāli ir kalti un plastiski, izliecas bez iznīcināšanas.
Rīsi. 52. Silīcija oksīda struktūra: A) kristālisks; b) amorfs. Melni punkti norāda uz silīcija atomiem, gaiši apļi norāda uz skābekļa atomiem. Tiek parādīta kristāla plakne, tāpēc silīcija atoma ceturtā saite nav norādīta. Punktētā līnija norāda uz maza diapazona secību amorfas vielas nekārtībā
Amorfā vielā tiek izjaukts kristāliskajam stāvoklim raksturīgais struktūras trīsdimensiju periodiskums (52. att. b).
Šķidrumi un gāzes atšķiras no kristāliskajiem un amorfajiem ķermeņiem ar nejaušu atomu kustību un
molekulas. Šķidrumos pievilcīgie spēki spēj noturēt mikrodaļiņas viena pret otru tuvākos attālumos, kas ir salīdzināmi ar attālumiem cietā vielā. Gāzēs atomu un molekulu mijiedarbības praktiski nav, tāpēc gāzes, atšķirībā no šķidrumiem, aizņem visu tām paredzēto tilpumu. Mols šķidra ūdens 100 0 C temperatūrā aizņem 18,7 cm 3, un mols piesātinātu ūdens tvaiku aizņem 30 000 cm 3 tajā pašā temperatūrā. 
Rīsi. 53. Dažāda veida molekulu mijiedarbība šķidrumos un gāzēs: A) dipols–dipols; b) dipols–nedipols; V) nedipols–nedipols
Atšķirībā no cietām vielām, molekulas šķidrumos un gāzēs pārvietojas brīvi. Kustības rezultātā tie ir orientēti noteiktā veidā. Piemēram, attēlā. 53 a, b. parādīts, kā mijiedarbojas dipola molekulas, kā arī nepolāras molekulas ar dipola molekulām šķidrumos un gāzēs.
Dipolam tuvojoties dipolam, molekulas griežas pievilkšanās un atgrūšanās rezultātā. Vienas molekulas pozitīvi lādētā daļa atrodas netālu no otras molekulas negatīvi lādētās daļas. Tādā veidā dipoli mijiedarbojas šķidrā ūdenī.
Divām nepolārajām molekulām (nedipoliem) tuvojoties viena otrai pietiekami tuvu attālumos, tās arī savstarpēji ietekmē viena otru (53. att. V). Molekulas apvieno negatīvi lādēti elektronu apvalki, kas ieskauj kodolus. Elektronu apvalki tiek deformēti tā, ka vienā un otrā molekulā īslaicīgi parādās pozitīvi un negatīvi centri, un tie tiek savstarpēji piesaistīti. Pietiek, lai molekulas izkliedējas, un pagaidu dipoli atkal kļūst par nepolārām molekulām.
Piemērs ir mijiedarbība starp ūdeņraža gāzes molekulām. (53. att V).
3.2. Klasifikācija neorganiskās vielas. Vienkāršas un sarežģītas vielas
IN XIX sākums gadsimtā zviedru ķīmiķis Berzēliuss ierosināja nosaukt no dzīviem organismiem iegūtas vielas organisks. Tika sauktas vielas, kas raksturīgas nedzīvai dabai neorganisks vai minerāls(iegūts no minerāliem).
Visas cietās, šķidrās un gāzveida vielas var iedalīt vienkāršās un sarežģītās.
Vienkāršas vielas ir vielas, kas sastāv no viena ķīmiskā elementa atomiem.
Piemēram, ūdeņradis, broms un dzelzs plkst istabas temperatūra Un atmosfēras spiediens ir vienkāršas vielas, kas atrodamas attiecīgi gāzveida, šķidrā un cietā stāvoklī (54. att.). a, b, c).
Gāzveida ūdeņradis H 2 (g) un šķidrais broms Br 2 (l) sastāv no diatomiskām molekulām. Cietais dzelzs Fe(s) pastāv kristāla formā ar metālisku kristāla režģi.
Vienkāršas vielas iedala divās grupās: nemetāli un metāli.
A) b) V)
Rīsi. 54. Vienkāršas vielas: A) ūdeņraža gāze. Tas ir vieglāks par gaisu, tāpēc mēģene ir aizvākota un apgriezta otrādi; b) šķidrais broms (parasti uzglabā slēgtās ampulās); V) dzelzs pulveris
Nemetāli ir vienkāršas vielas ar kovalentu (atomisku) vai molekulāru kristāla režģi cietā stāvoklī.
Istabas temperatūrā kovalentais (atomu) kristāliskais režģis ir raksturīgs tādiem nemetāliem kā bors B(s), ogleklis C(s), silīcijs Si(s). Molekulārajā kristāliskajā režģī ir baltais fosfors P(s), sērs S(s), jods I 2(s). Daži nemetāli pārvēršas šķidrā vai cietā agregācijas stāvoklī tikai ļoti zemā temperatūrā. Normālos apstākļos tās ir gāzes. Šādas vielas ir, piemēram, ūdeņradis H 2 (g), slāpeklis N 2 (g), skābeklis O 2 (g), fluors F 2 (g), hlors Cl 2 (g), hēlijs He (g), neons Ne (g), argons Ar (g). Istabas temperatūrā molekulārais broms Br 2 (l) pastāv šķidrā veidā.
Metāli ir vienkāršas vielas ar metāla kristāla režģi cietā stāvoklī.
Tās ir kaļamas plastmasas vielas, kurām ir metālisks spīdums un kas spēj vadīt siltumu un elektrību.
Apmēram 80% elementu Periodiskā tabula veido vienkāršas metāla vielas. Istabas temperatūrā metāli ir cietas vielas. Piemēram, Li(t), Fe(t). Tikai dzīvsudrabs, Hg(l) ir šķidrums, kas sacietē pie –38,89 0 C.
Kompleksās vielas ir vielas, kas sastāv no dažādu ķīmisko elementu atomiem
Sarežģītās vielas elementu atomus savieno nemainīgas un skaidri noteiktas attiecības.
Piemēram, ūdens H 2 O ir sarežģīta viela. Tās molekulā ir divu elementu atomi. Ūdens vienmēr, jebkurā vietā uz Zemes, satur 11,1% ūdeņraža un 88,9% skābekļa pēc masas.
Atkarībā no temperatūras un spiediena ūdens var būt cietā, šķidrā vai gāzveida stāvoklī, kas norādīts pa labi no ķīmiskā formula vielas – H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
Praktiskajās darbībās, kā likums, mēs nodarbojamies nevis ar tīrām vielām, bet ar to maisījumiem.
Maisījums ir kombinācija ķīmiskie savienojumi dažāda sastāva un struktūras
Piedāvāsim vienkāršas un sarežģītas vielas, kā arī to maisījumus diagrammas veidā:
Vienkārši
Nemetāli
Emulsijas
Pamatojums
Sarežģītas vielas iekšā neorganiskā ķīmija tiek sadalīti oksīdos, bāzēs, skābēs un sāļos.
Oksīdi
Ir metālu un nemetālu oksīdi. Metālu oksīdi ir savienojumi ar jonu saitēm. Cietā stāvoklī tie veido jonu kristāla režģi.
Nemetālu oksīdi– savienojumi ar kovalentām ķīmiskajām saitēm.
Oksīdi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no divu ķīmisko elementu atomiem, no kuriem viens ir skābeklis, kura oksidācijas pakāpe ir – 2.
Tālāk ir norādītas dažu nemetālu un metālu oksīdu molekulārās un strukturālās formulas.
Molekulārā formula Strukturālā formula
CO 2 – oglekļa monoksīds (IV) O = C = O
SO 2 – sēra oksīds (IV)
SO 3 – sēra oksīds (VI)
SiO 2 – silīcija oksīds (IV)
Na 2 O – nātrija oksīds
CaO – kalcija oksīds
K 2 O – kālija oksīds, Na 2 O – nātrija oksīds, Al 2 O 3 – alumīnija oksīds. Kālijs, nātrijs un alumīnijs veido vienu oksīdu.
Ja elementam ir vairāki oksidācijas stāvokļi, ir vairāki oksīdi. Šajā gadījumā pēc oksīda nosaukuma elementa oksidācijas pakāpi norādiet ar romiešu cipariem iekavās. Piemēram, FeO ir dzelzs (II) oksīds, Fe 2 O 3 ir dzelzs (III) oksīds.
Papildus nosaukumiem, kas izveidoti saskaņā ar starptautiskās nomenklatūras noteikumiem, tiek izmantoti tradicionālie krievu oksīdu nosaukumi, piemēram: CO 2 oglekļa monoksīds (IV) - oglekļa dioksīds, CO oglekļa monoksīds (II) – oglekļa monoksīds, CaO kalcija oksīds - dzēsts kaļķis, SiO 2 silīcija oksīds - kvarcs, silīcija dioksīds, smiltis.
Ir trīs oksīdu grupas, kas atšķiras pēc ķīmiskajām īpašībām: bāziska, skāba Un amfotērisks(sengrieķu: , – abi, duāli).
Pamata oksīdi veido Periodiskās sistēmas I un II grupas galveno apakšgrupu elementi (elementu oksidācijas pakāpe +1 un +2), kā arī sekundāro apakšgrupu elementi, kuru oksidācijas pakāpe arī ir +1 vai +2. Visi šie elementi ir metāli, tātad bāziskie oksīdi ir metālu oksīdi, Piemēram:
Li 2 O – litija oksīds
MgO – magnija oksīds
CuO – vara(II) oksīds
Bāzes oksīdi atbilst bāzēm.
Skābie oksīdi
ko veido nemetāli un metāli, kuru oksidācijas pakāpe ir lielāka par +4, piemēram:
CO 2 – oglekļa monoksīds (IV)
SO 2 – sēra oksīds (IV)
SO 3 – sēra oksīds (VI)
P 2 O 5 – fosfora oksīds (V)
Skābie oksīdi atbilst skābēm.
Amfoteriskie oksīdi
ko veido metāli, kuru oksidācijas pakāpe ir +2, +3, dažreiz +4, piemēram:
ZnO – cinka oksīds
Al 2 O 3 – alumīnija oksīds
Amfoteriskie oksīdi atbilst amfotēriskajiem hidroksīdiem.
Turklāt ir neliela grupa t.s vienaldzīgi oksīdi:
N 2 O – slāpekļa oksīds (I)
NO – slāpekļa oksīds (II)
CO – oglekļa monoksīds (II)
Jāpiebilst, ka viens no svarīgākajiem oksīdiem uz mūsu planētas ir ūdeņraža oksīds, kas jums zināms kā ūdens H2O.
Pamatojums
Sadaļā “Oksīdi” tika minēts, ka bāzes atbilst bāzes oksīdiem:
Nātrija oksīds Na 2 O - nātrija hidroksīds NaOH.
Oksīds kalcija CaO- kalcija hidroksīds Ca(OH) 2.
Vara oksīds CuO – vara hidroksīds Cu(OH) 2
Bāzes ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metāla atoma un vienas vai vairākām hidroksilgrupām –OH.
Bāzes ir cietas vielas ar jonu kristāla režģi.
Izšķīdinot ūdenī, šķīstošo bāzu kristāli ( sārmi) tiek iznīcinātas polāro ūdens molekulu ietekmē, un veidojas joni:
NaOH(-i) Na + (šķīdums) + OH – (šķīdums)
Līdzīgs apzīmējums joniem: Na + (šķīdums) vai OH – (šķīdums) nozīmē, ka joni atrodas šķīdumā.
Bāzes nosaukumā ir iekļauts vārds hidroksīds Un Krievu nosaukums metāls ģenitīvā gadījumā. Piemēram, NaOH ir nātrija hidroksīds, Ca(OH) 2 ir kalcija hidroksīds.
Ja metāls veido vairākas bāzes, tad metāla oksidācijas pakāpi nosaukumā norāda ar romiešu cipariem iekavās. Piemēram: Fe(OH) 2 – dzelzs (II) hidroksīds, Fe(OH) 3 – dzelzs (III) hidroksīds.
Turklāt dažiem iemesliem ir tradicionāli nosaukumi:
NaOH - kaustiskā soda, kaustiskā soda
CON – kaustiskais kālijs
Ca(OH)2 – dzēstie kaļķi, kaļķu ūdens
R
Bāzes, kas šķīst ūdenī, sauc sārmi
Viņi atšķir ūdenī šķīstošas un ūdenī nešķīstošas bāzes.
Tie ir I un II grupas galveno apakšgrupu metālu hidroksīdi, izņemot Be un Mg hidroksīdus.
Amfoteriskie hidroksīdi ietver:
HCl(g) H + (šķīdums) + Cl – (šķīdums)
Skābes ir sarežģītas vielas, kas satur ūdeņraža atomus, kurus var aizstāt vai apmainīt pret metāla atomiem un skābju atlikumiem.
Atkarībā no skābekļa atomu klātbūtnes vai neesamības molekulā, bez skābekļa Un skābekli saturošs skābes.
Lai nosauktu bezskābekļa skābes, nemetāla krievu nosaukumam pievieno burtu -. O- un vārds ūdeņradis :
HF – fluorūdeņražskābe
HCl – sālsskābe
HBr – bromūdeņražskābe
HI – jodūdeņražskābe
H 2 S – hidrosulfīda skābe
Dažu skābju tradicionālie nosaukumi:
HCl - sālsskābe; HF - fluorūdeņražskābe
Lai nosauktu skābekli saturošas skābes, galotnes - Nē,
- jauns, ja nemetāls ir iekšā augstākā pakāpe oksidēšanās. Augstākais oksidācijas līmenis sakrīt ar tās grupas numuru, kurā atrodas nemetāla elements:
H 2 SO 4 – sērs Nē skābe
HNO 3 – slāpeklis Nē skābe
HClO 4 – hlors Nē skābe
HMnO 4 – mangāns jauns skābe
Ja elements veido skābes divos oksidācijas stāvokļos, tad galotni - izmanto, lai nosauktu skābi, kas atbilst elementa zemākajam oksidācijas līmenim. taisnība:
H 2 SO 3 – zamšādas izsmelts skābe
HNO 2 – slāpeklis izsmelts skābe
Pamatojoties uz ūdeņraža atomu skaitu molekulā, tos izšķir vienbāzu(HCl, HNO 3), divbāzu(H2SO4), tribasic skābes (H 3 PO 4).
Daudzas skābekli saturošas skābes veidojas, mijiedarbojoties atbilstošām skābie oksīdi ar ūdeni. Dotajai skābei atbilstošo oksīdu sauc par tā anhidrīds:
Sēra dioksīds SO 2 - sērskābe H 2 SO 3
sērskābes anhidrīds SO 3 – sērskābe H2SO4
Slāpekļa anhidrīds N 2 O 3 – slāpekļskābe HNO2
slāpekļa anhidrīds N 2 O 5 – slāpekļskābe HNO3
Fosforskābes anhidrīds P 2 O 5 – fosforskābe H 3 PO 4
Lūdzu, ņemiet vērā, ka elementa oksidācijas pakāpe oksīdā un atbilstošajā skābē ir vienāda.
Ja elements veido vairākas skābekli saturošas skābes vienā oksidācijas stāvoklī, tad skābes ar mazāku skābekļa atomu saturu nosaukumam pievieno prefiksu "". meta", ar augsts saturs skābeklis – prefikss " orto". Piemēram:
HPO 3 – metafosforskābe
H 3 PO 4 - ortofosforskābe, ko bieži sauc vienkārši par fosforskābi
H 2 SiO 3 – metasilīcijskābe, ko parasti sauc par silīcijskābi
H 4 SiO 4 – ortosilicskābe.
Silīcijskābes neveidojas SiO 2 mijiedarbībā ar ūdeni, tās iegūst citādā veidā.
AR
Sāļi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metālu atomiem un skābju atlikumiem.
oli
NaNO 3 – nātrija nitrāts
CuSO 4 – vara (II) sulfāts
CaCO 3 – kalcija karbonāts
Izšķīdinot ūdenī, sāls kristāli tiek iznīcināti un veidojas joni:
NaNO 3 (t) Na + (šķīdums) + NO 3 – (šķīdums).
Sāļus var uzskatīt par skābes molekulas ūdeņraža atomu pilnīgas vai daļējas aizstāšanas produktiem ar metāla atomiem vai par bāzes hidroksilgrupu pilnīgas vai daļējas aizstāšanas produktiem ar skābiem atlikumiem.
Kad ūdeņraža atomi ir pilnībā aizstāti, vidēji sāļi: Na2SO4, MgCl2. . Pēc daļējas nomaiņas tie veidojas skābie sāļi (hidrosāļi) NaHSO 4 un bāzes sāļi (hidroksi sāļi) MgOHCl.
Saskaņā ar starptautiskās nomenklatūras noteikumiem sāļu nosaukumus veido no skābes atlikuma nosaukuma nominatīvā un metāla krievu nosaukuma ģenitīvā (12. tabula):
NaNO 3 – nātrija nitrāts
CuSO 4 – vara(II) sulfāts
CaCO 3 – kalcija karbonāts
Ca 3 (PO 4) 2 – kalcija ortofosfāts
Na 2 SiO 3 – nātrija silikāts
Skābes atlikuma nosaukums ir atvasināts no skābi veidojošā elementa latīņu nosaukuma saknes (piemēram, slāpeklis - slāpeklis, saknes nitr-) un galotnēm:
-plkst augstākajam oksidācijas līmenim, -tas skābi veidojošā elementa zemākai oksidācijas pakāpei (12. tabula).
12. tabula
Skābju un sāļu nosaukumi
| Skābes nosaukums | Skābes formula | Sāļu nosaukums | Piemēri Soleil |
| Sālsskābe (sāls) | HCl | Hlorīdi | AgCl Sudraba hlorīds |
| Sērūdeņradis | H2S | Sulfīdi | FeS Sulf eid dzelzs (II) |
| Sēru saturošs | H2SO3 | Sulfīti | Na 2 SO 3 sulf to nātrijs |
| Sērskābe | H2SO4 | Sulfāti | K 2 SO 4 Sērfs plkst kālijs |
| Slāpekli saturošs | HNO2 | Nitrīti | LiNO 2 Nitrs to litijs |
| Slāpeklis | HNO3 | Nitrāti | Al(NO 3) 3 Nitrs plkst alumīnija |
| Ortofosfors | H3PO4 | Ortofosfāti | Ca 3 (PO 4) 2 Kalcija ortofosfāts |
| Ogles | H2CO3 | Karbonāti | Na 2 CO 3 Nātrija karbonāts |
| Silīcijs | H2SiO3 | Silikāti | Na 2 SiO 3 Nātrija silikāts |
NaHSO 4 – nātrija hidrogēnsulfāts
NaHS – nātrija hidrosulfīds
Galveno sāļu nosaukumus veido, pievienojot priedēkli " hidrokso": MgOHCl – magnija hidroksihlorīds.
Turklāt daudziem sāļiem ir tradicionāli nosaukumi, piemēram:
Na 2 CO 3 – soda;
NaHCO 3 – cepamā (dzeramā) soda;
CaCO 3 – krīts, marmors, kaļķakmens.
Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra. Vielas struktūra
Ķīmiskā mijiedarbībā nonāk nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Vielas tiek klasificētas pēc saites veida molekulārā Un nemolekulārā struktūra. Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas. Saites starp molekulām šādās vielās ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulas iekšienē, un pat salīdzinoši zemā temperatūrā tās pārtrūkst – viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai. UZ molekulārās vielas ietver vielas ar atomu struktūru (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), starp tām ir metāli un nemetāli. Uz vielām nemolekulārā struktūra ietver jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visi sāļi (NaCl, K 2 SO 4), daži hidrīdi (LiH) un oksīdi (CaO, MgO, FeO), bāzes (NaOH, KOH). Jonu (ne molekulārās) vielas ir augsta kušanas un viršanas temperatūra.
Cietās vielas: amorfas un kristāliskas
Cietās vielas iedala kristālisks un amorfs.
Amorfās vielas tiem nav skaidras kušanas temperatūras - karsējot tie pamazām mīkstina un pārvēršas šķidrā stāvoklī. Piemēram, plastilīns un dažādi sveķi ir amorfā stāvoklī.
Kristāliskas vielas ko raksturo pareizs to daļiņu izvietojums, no kurām tie sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos telpas punktos. Kad šos punktus savieno taisnas līnijas, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kuros atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa mezgliem. Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa mezglos, un to savienojuma veida, izšķir četrus kristālisko režģu veidus: jonu, atomu, molekulāro un metālisko.
Kristālu režģi sauc par jonu, kura mezglos atrodas joni. Tos veido vielas ar jonu saitēm, kas spēj saistīt gan vienkāršus jonus Na+, Cl -, gan kompleksos SO 4 2-, OH -. Līdz ar to sāļiem un dažiem metālu oksīdiem un hidroksīdiem ir jonu kristāla režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls ir veidots no mainīgiem pozitīvajiem Na + un negatīvajiem Cl - joniem, veidojot kubveida režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un negaistošas.
Kristāliskais režģis - a) un amorfais režģis - b).
Kristāliskais režģis - a) un amorfais režģis - b). Atomu kristāla režģi
Atomisks sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas atsevišķi atomi. Šādos režģos atomi ir savienoti viens ar otru ļoti spēcīgas kovalentās saites. Vielu piemērs ar šāda veida kristāla režģiem ir dimants, viena no oglekļa allotropajām modifikācijām. Lielākajai daļai vielu ar atomu kristālisko režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir virs 3500 ° C), tās ir stipras un cietas, un praktiski nešķīst.
Molekulārie kristālu režģi
Molekulārā sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras (HCl, H 2 O), gan nepolāras (N 2, O 2). Neskatoties uz to, ka atomi molekulās ir savienoti ar ļoti spēcīgām kovalentām saitēm, starp pašām molekulām iedarbojas vāji starpmolekulārās pievilkšanās spēki. Tāpēc vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Lielākajai daļai cieto organisko savienojumu ir molekulārie kristālrežģi (naftalīns, glikoze, cukurs).
Molekulārais kristāliskais režģis (oglekļa dioksīds) Metāla kristāla režģi
Vielas ar metāla saite ir metāla kristāla režģi. Šādu režģu mezglos ir atomi un joni(vai nu atomi, vai joni, kuros metālu atomi viegli pārvēršas, atdodot savus ārējos elektronus “kopējai lietošanai”). Šī metālu iekšējā struktūra nosaka tiem raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamību, plastiskumu, elektrisko un siltumvadītspēju, raksturīgo metālisku spīdumu.
Apkrāptu palagi
Atomu molekulāro zinātni izstrādāja un ķīmijā pirmo reizi pielietoja lielais krievu zinātnieks M. V. Lomonosovs. Šīs doktrīnas galvenie noteikumi ir izklāstīti darbā “Matematiskās ķīmijas elementi” (1741) un vairākos citos. Lomonosova mācību būtību var reducēt līdz šādiem noteikumiem.
1. Visas vielas sastāv no “ķermenīšiem” (kā Lomonosovs sauca par molekulām).
2. Molekulas sastāv no “elementiem” (kā Lomonosovs sauca par atomiem).
3. Daļiņas - molekulas un atomi - atrodas nepārtrauktā kustībā. Ķermeņu termiskais stāvoklis ir to daļiņu kustības rezultāts.
4. Vienkāršu vielu molekulas sastāv no identiskiem atomiem, molekulām sarežģītas vielas- no dažādiem atomiem.
67 gadus pēc Lomonosova angļu zinātnieks Džons Daltons izmantoja atomisma mācību ķīmijā. Atomisma pamatprincipus viņš izklāstīja grāmatā “Jauna ķīmiskās filozofijas sistēma” (1808). Daltona mācība savā būtībā atkārto Lomonosova mācību. Tomēr Daltons noliedza molekulu esamību vienkāršās vielās, kas ir solis atpakaļ, salīdzinot ar Lomonosova mācību. Pēc Daltona domām, vienkāršas vielas sastāv tikai no atomiem, un tikai sarežģītas vielas sastāv no “sarežģītiem atomiem” (mūsdienu izpratnē – molekulām). Atomu-molekulārā teorija ķīmijā beidzot tika izveidota tikai 19. gadsimta vidū. Starptautiskajā ķīmiķu kongresā Karlsrūē 1860. gadā tika pieņemtas molekulas un atoma jēdzienu definīcijas.
Molekula ir konkrētās vielas mazākā daļiņa, kurai ir tās ķīmiskās īpašības. Molekulas ķīmiskās īpašības nosaka tās sastāvs un ķīmiskā struktūra.
Atoms ir mazākā ķīmiskā elementa daļiņa, kas ir daļa no vienkāršu un sarežģītu vielu molekulām. Elementa ķīmiskās īpašības nosaka tā atoma struktūra. Tas noved pie atoma definīcijas, kas atbilst mūsdienu jēdzieniem:
Atoms ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādētas daļiņas atoma kodols un negatīvi lādēti elektroni.
Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām vielas gāzveida un tvaiku stāvoklī sastāv no molekulām. Cietā stāvoklī tikai vielas, kuru kristāliskajam režģim ir molekulārā struktūra, sastāv no molekulām. Lielākajai daļai cieto neorganisko vielu nav molekulārās struktūras: to režģis nesastāv no molekulām, bet no citām daļiņām (joniem, atomiem); tie pastāv makroķermeņu veidā (nātrija hlorīda kristāls, vara gabals utt.). Sāļiem, metālu oksīdiem, dimantiem, silīcijam un metāliem nav molekulāras struktūras.
Atomu molekulārā zinātne ļāva izskaidrot ķīmijas pamatjēdzienus un likumus. No atomu molekulārās teorijas viedokļa ķīmiskais elements ir katrs atsevišķs atoma veids. Vissvarīgākā atoma īpašība ir tā kodola pozitīvais lādiņš, kas skaitliski ir vienāds ar elementa atomskaitli. Kodollādiņa vērtība kalpo pazīšanas zīme dažādu veidu atomiem, kas ļauj sniegt pilnīgāku elementa jēdziena definīciju:
Ķīmiskais elements- Šis ir noteikta veida atoms ar tādu pašu pozitīvu lādiņu kodolā.
Ir zināmi 107 elementi. Pašlaik turpinās darbs pie ķīmisko elementu ar lielāku atomu skaitu mākslīgas ražošanas.
Visus elementus parasti iedala metālos un nemetālos. Tomēr šis sadalījums ir nosacīts. Svarīga elementu īpašība ir to pārpilnība zemes garozā, t.i. Zemes augšējā cietajā apvalkā, kura biezums tiek pieņemts aptuveni 16 km. Elementu izplatību zemes garozā pēta ģeoķīmija – zinātne par Zemes ķīmiju. Ģeoķīmiķis A. P. Vinogradovs sastādīja vidējo tabulu ķīmiskais sastāvs zemes garoza. Saskaņā ar šiem datiem visizplatītākais elements ir skābeklis - 47,2% no zemes garozas masas, kam seko silīcijs - 27,6, alumīnijs - 8,80, dzelzs -5,10, kalcijs - 3,6, nātrijs - 2,64, kālijs - 2,6, magnijs - 2,10, ūdeņradis - 0,15%.