Kovalent kjemisk binding, dens varianter og mekanismer for dannelse. Kjennetegn på kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionebinding. Metallkobling. Hydrogenbinding
Læren om kjemisk binding danner grunnlaget for all teoretisk kjemi.
En kjemisk binding forstås som samspillet mellom atomer som binder dem til molekyler, ioner, radikaler og krystaller.
Det er fire typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente, metalliske og hydrogen.
Inndelingen av kjemiske bindinger i typer er betinget, siden de alle er preget av en viss enhet.
En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding.
En metallisk binding kombinerer den kovalente interaksjonen mellom atomer ved bruk av delte elektroner og den elektrostatiske tiltrekningen mellom disse elektronene og metallioner.
Stoffer mangler ofte begrensende tilfeller av kjemisk binding (eller ren kjemisk binding).
For eksempel er litiumfluorid $LiF$ klassifisert som en ionisk forbindelse. Faktisk er bindingen i den $80%$ ionisk og $20%$ kovalent. Det er derfor mer riktig, åpenbart, å snakke om graden av polaritet (ionisitet) til en kjemisk binding.
I rekken av hydrogenhalogenider $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ avtar graden av bindingspolaritet, fordi forskjellen i elektronegativitetsverdiene til halogen- og hydrogenatomene avtar, og i astatinhydrogen blir bindingen nesten upolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
Ulike typer bindinger kan finnes i de samme stoffene, for eksempel:
- i baser: mellom oksygen- og hydrogenatomene i hydroksogruppene er bindingen polar kovalent, og mellom metallet og hydroksogruppen er den ionisk;
- i salter av oksygenholdige syrer: mellom det ikke-metalliske atomet og oksygenet til den sure resten - kovalent polar, og mellom metallet og den sure resten - ionisk;
- i ammonium, metylammoniumsalter, etc.: mellom nitrogen- og hydrogenatomer - kovalent polare, og mellom ammonium- eller metylammoniumioner og syreresten - ionisk;
- i metallperoksider (for eksempel $Na_2O_2$) er bindingen mellom oksygenatomer kovalent upolar, og mellom metallet og oksygen er ionisk, etc.
Ulike typer forbindelser kan forvandles til hverandre:
- kl elektrolytisk dissosiasjon i vannet kovalente forbindelser en kovalent polar binding blir ionisk;
- når metaller fordamper, blir metallbindingen til en ikke-polar kovalent binding osv.
Årsaken til enheten av alle typer og typer kjemiske bindinger er deres identiske kjemisk natur— elektron-kjernefysisk interaksjon. Dannelsen av en kjemisk binding er i alle fall resultatet av elektron-kjernevekselvirkning av atomer, ledsaget av frigjøring av energi.
Metoder for å danne kovalente bindinger. Kjennetegn ved en kovalent binding: bindingslengde og energi
En kovalent kjemisk binding er en binding som dannes mellom atomer gjennom dannelsen av delte elektronpar.
Mekanismen for dannelse av en slik binding kan være utveksling eller donor-akseptor.
JEG. Byttemekanisme fungerer når atomer danner delte elektronpar ved å kombinere uparede elektroner.
1) $H_2$ - hydrogen:
Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av $s$-elektroner av hydrogenatomer (overlappende $s$-orbitaler):
2) $HCl$ - hydrogenklorid:
Bindingen oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar av $s-$ og $p-$ elektroner (overlappende $s-p-$orbitaler):
3) $Cl_2$: i et klormolekyl dannes en kovalent binding på grunn av uparrede $p-$elektroner (overlappende $p-p-$orbitaler):
4) $N_2$: i et nitrogenmolekyl dannes tre vanlige elektronpar mellom atomene:
II. Donor-akseptor mekanisme La oss vurdere dannelsen av en kovalent binding ved å bruke eksemplet med ammoniumionet $NH_4^+$.
Donoren har et elektronpar, akseptoren har en tom orbital som dette paret kan okkupere. I ammoniumionet er alle fire bindinger med hydrogenatomer kovalente: tre ble dannet på grunn av dannelsen av vanlige elektronpar av nitrogenatomet og hydrogenatomer i henhold til utvekslingsmekanismen, en - i henhold til donor-akseptormekanismen.
Kovalente bindinger kan klassifiseres etter måten de overlapper elektronorbitaler, samt ved deres forskyvning til et av de bundne atomene.
Kjemiske bindinger, dannet som et resultat av overlappende elektronorbitaler langs kommunikasjonslinjen, kalles $σ$ -bindinger (sigma-bindinger). Sigma-bindingen er veldig sterk.
$p-$orbitaler kan overlappe i to regioner, og danne en kovalent binding på grunn av lateral overlapping:
Kjemiske bindinger dannet som et resultat av "lateral" overlapping av elektronorbitaler utenfor kommunikasjonslinjen, dvs. i to områder kalles $π$ -bindinger (pi-bindinger).
Ved grad av forskyvning delte elektronpar til et av atomene de binder, kan en kovalent binding være polar Og ikke-polar.
En kovalent kjemisk binding dannet mellom atomer med samme elektronegativitet kalles ikke-polar. Elektronpar forskyves ikke til noen av atomene, pga atomer har samme EO - egenskapen til å tiltrekke valenselektroner fra andre atomer. For eksempel:
de. molekyler av enkle ikke-metalliske stoffer dannes gjennom kovalente ikke-polare bindinger. En kovalent kjemisk binding mellom atomer av elementer hvis elektronegativitet er forskjellig kalles polar.
Lengde og energi til kovalente bindinger.
Karakteristisk egenskapene til kovalent binding- lengden og energien. Lenkelengde er avstanden mellom atomkjernene. Jo kortere lengden på en kjemisk binding er, jo sterkere er den. Imidlertid er et mål på styrken til forbindelsen bindende energi, som bestemmes av mengden energi som kreves for å bryte en binding. Det måles vanligvis i kJ/mol. I følge eksperimentelle data er således bindingslengdene til $H_2, Cl_2$ og $N_2$ molekylene henholdsvis $0,074, 0,198$ og $0,109$ nm, og bindingsenergiene er henholdsvis $436, 242$ og $946$ kJ/mol.
Ioner. Ionebinding
La oss forestille oss at to atomer "møtes": et atom i et gruppe I-metall og et ikke-metallatom i gruppe VII. Et metallatom har et enkelt elektron på det ytre energinivået, mens et ikke-metallatom bare mangler ett elektron for at det ytre nivået skal være fullstendig.
Det første atomet vil lett gi det andre elektronet sitt, som er langt fra kjernen og svakt bundet til det, og det andre vil gi det en ledig plass på det ytre elektroniske nivået.
Da vil atomet, fratatt en av sine negative ladninger, bli en positivt ladet partikkel, og den andre vil bli til en negativt ladet partikkel på grunn av det resulterende elektronet. Slike partikler kalles ioner.
Den kjemiske bindingen som oppstår mellom ioner kalles ionisk.
La oss vurdere dannelsen av denne bindingen ved å bruke eksemplet med den velkjente forbindelsen natriumklorid (bordsalt):
Prosessen med å konvertere atomer til ioner er avbildet i diagrammet:
Denne transformasjonen av atomer til ioner skjer alltid under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.
La oss vurdere algoritmen (sekvensen) av resonnement når vi registrerer dannelsen av en ionisk binding, for eksempel mellom kalsium- og kloratomer:
Tall som viser antall atomer eller molekyler kalles koeffisienter, og tall som viser antall atomer eller ioner i et molekyl kalles indekser.
Metallkobling
La oss bli kjent med hvordan atomer av metallelementer interagerer med hverandre. Metaller eksisterer vanligvis ikke som isolerte atomer, men i form av et stykke, ingot eller metallprodukt. Hva holder metallatomer i et enkelt volum?
Atomene til de fleste metaller inneholder et lite antall elektroner på det ytre nivået - $1, 2, 3$. Disse elektronene fjernes lett og atomene blir positive ioner. De løsrevne elektronene beveger seg fra ett ion til et annet, og binder dem til en enkelt helhet. Ved å koble til ioner, danner disse elektronene midlertidig atomer, brytes deretter av igjen og kombineres med et annet ion, etc. Følgelig, i volumet til metallet, omdannes atomer kontinuerlig til ioner og omvendt.
Bindingen i metaller mellom ioner gjennom delte elektroner kalles metallisk.
Figuren viser skjematisk strukturen til et natriummetallfragment.
I dette tilfellet binder et lite antall delte elektroner et stort antall ioner og atomer.
Den metalliske bindingen har noen likheter med den kovalente bindingen, siden den er basert på deling av eksterne elektroner. Imidlertid, med en kovalent binding, deles de ytre uparrede elektronene til bare to naboatomer, mens med en metallisk binding deltar alle atomer i deling av disse elektronene. Derfor er krystaller med en kovalent binding sprø, men med en metallbinding er de som regel duktile, elektrisk ledende og har en metallisk glans.
Metallisk binding er karakteristisk for både rene metaller og blandinger av forskjellige metaller - legeringer i fast og flytende tilstand.
Hydrogenbinding
En kjemisk binding mellom positivt polariserte hydrogenatomer av ett molekyl (eller deler av det) og negativt polariserte atomer av sterkt elektronegative elementer som har enslige elektronpar ($F, O, N$ og mindre vanlig $S$ og $Cl$) av et annet molekyl (eller dens del) kalles hydrogen.
Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er delvis elektrostatisk, delvis donor-akseptor i naturen.
Eksempler på intermolekylær hydrogenbinding:
I nærvær av en slik forbindelse kan selv lavmolekylære stoffer under normale forhold være væsker (alkohol, vann) eller lett flytende gasser (ammoniakk, hydrogenfluorid).
Stoffer med hydrogenbindinger har molekylære krystallgitter.
Stoffer med molekylær og ikke-molekylær struktur. Type krystallgitter. Avhengighet av egenskapene til stoffer av deres sammensetning og struktur
Molekylær og ikke-molekylær struktur av stoffer
I kjemiske interaksjoner Det er ikke individuelle atomer eller molekyler som kommer inn, men stoffer. Under gitte forhold kan et stoff være i en av tre aggregeringstilstander: fast, flytende eller gassformig. Egenskapene til et stoff avhenger også av arten av den kjemiske bindingen mellom partiklene som danner det - molekyler, atomer eller ioner. Basert på typen binding skilles stoffer med molekylær og ikke-molekylær struktur.
Stoffer som består av molekyler kalles molekylære stoffer. Bindingene mellom molekylene i slike stoffer er veldig svake, mye svakere enn mellom atomene inne i molekylet, og selv ved relativt lave temperaturer brytes de - stoffet blir til en væske og deretter til en gass (sublimering av jod). Smelte- og kokepunktene til stoffer som består av molekyler øker med økende molekylvekt.
Molekylære stoffer inkluderer stoffer med en atomstruktur ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), blant dem er det metaller og ikke-metaller.
La oss vurdere fysiske egenskaper alkalimetaller. Den relativt lave bindingsstyrken mellom atomer forårsaker lav mekanisk styrke: alkalimetaller er myke og kan lett kuttes med en kniv.
Store atomstørrelser fører til lave tettheter av alkalimetaller: litium, natrium og kalium er enda lettere enn vann. I gruppen alkalimetaller synker koke- og smeltepunktene med økende atomnummer til grunnstoffet, fordi Atomstørrelser øker og bindinger svekkes.
Til stoffer ikke-molekylær strukturer inkluderer ioniske forbindelser. De fleste forbindelser av metaller med ikke-metaller har denne strukturen: alle salter ($NaCl, K_2SO_4$), noen hydrider ($LiH$) og oksider ($CaO, MgO, FeO$), baser ($NaOH, KOH$). Ioniske (ikke-molekylære) stoffer har høye smelte- og kokepunkter.
Krystallgitter
Materie kan som kjent eksistere i tre aggregeringstilstander: gassformig, flytende og fast.
Faste stoffer: amorf og krystallinsk.
La oss vurdere hvordan egenskapene til kjemiske bindinger påvirker egenskapene til faste stoffer. Faste stoffer er delt inn i krystallinsk Og amorf.
Amorfe stoffer har ikke et klart smeltepunkt når de oppvarmes, mykner de gradvis og blir til en flytende tilstand. For eksempel er plasticine og forskjellige harpikser i en amorf tilstand.
Krystallinske stoffer er preget av riktig arrangement av partiklene de er sammensatt av: atomer, molekyler og ioner - på strengt definerte punkter i rommet. Når disse punktene er forbundet med rette linjer, dannes et romlig rammeverk, kalt et krystallgitter. Punktene der krystallpartikler befinner seg kalles gitternoder.
Avhengig av typen partikler lokalisert ved nodene til krystallgitteret og arten av forbindelsen mellom dem, skilles fire typer krystallgitter ut: ionisk, atomær, molekylær Og metall.
Ioniske krystallgitter.
Ionisk kalles krystallgitter, hvor det er ioner i nodene. De dannes av stoffer med ioniske bindinger, som kan binde både enkle ioner $Na^(+), Cl^(-)$, og komplekse $SO_4^(2−), OH^-$. Følgelig har salter og noen oksider og hydroksider av metaller ioniske krystallgitter. For eksempel består en natriumkloridkrystall av alternerende positive $Na^+$ og negative $Cl^-$ ioner, og danner et kubeformet gitter. Bindingene mellom ioner i en slik krystall er veldig stabile. Derfor er stoffer med et ionisk gitter preget av relativt høy hardhet og styrke, de er ildfaste og ikke-flyktige.
Atomiske krystallgitter.
Atomisk kalles krystallgitter, hvor det er individuelle atomer i nodene. I slike gitter er atomene forbundet med hverandre med svært sterke kovalente bindinger. Et eksempel på stoffer med denne typen krystallgitter er diamant, en av de allotropiske modifikasjonene av karbon.
De fleste stoffer med et atomisk krystallgitter har svært høye smeltepunkter (for diamant er det for eksempel over $3500°C), de er sterke og harde, og praktisk talt uløselige.
Molekylære krystallgitter.
Molekylær kalt krystallgitter, i nodene hvor molekylene er lokalisert. Kjemiske bindinger i disse molekylene kan være både polare ($HCl, H_2O$) og upolare ($N_2, O_2$). Til tross for at atomene inne i molekylene er forbundet med veldig sterke kovalente bindinger, virker svake intermolekylære tiltrekningskrefter mellom molekylene selv. Derfor har stoffer med molekylære krystallgitter lav hardhet, lave smeltepunkter og er flyktige. De fleste faste organiske forbindelser har molekylære krystallgitter (naftalen, glukose, sukker).
Metall krystall gitter.
Stoffer med metalliske bindinger har metalliske krystallgitter. På stedene til slike gitter er det atomer og ioner (enten atomer eller ioner, som metallatomer lett forvandles til, og gir fra seg sine ytre elektroner "til vanlig bruk"). Denne interne strukturen til metaller bestemmer deres karakteristiske fysiske egenskaper: formbarhet, plastisitet, elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans.
Et molekyl der tyngdepunktene til de positivt og negativt ladede seksjonene ikke sammenfaller kalles en dipol. La oss definere begrepet "dipol".
Dipol - en kombinasjon av to like store motsatte elektriske ladninger, plassert i en viss avstand fra hverandre.
Hydrogenmolekylet H2 er ikke en dipol (fig. 50 EN), og hydrogenkloridmolekylet er en dipol (fig. 50 b). Et vannmolekyl er også en dipol. Elektronpar i H 2 O er i stor grad forskjøvet fra hydrogenatomer til oksygenatomer.
Tyngdepunktet til den negative ladningen ligger i nærheten av oksygenatomet, og tyngdepunktet til den positive ladningen ligger nær hydrogenatomene.
I krystallinsk substans atomer, ioner eller molekyler er i streng rekkefølge.
Stedet der en slik partikkel befinner seg kalles node til krystallgitteret. Plasseringen av atomer, ioner eller molekyler i nodene til krystallgitteret er vist i fig. 51.
i g
Ris. 51. Modeller av krystallgitter (ett plan av en bulkkrystall er vist): EN) kovalent eller atomisk (diamant C, silisium Si, kvarts SiO 2); b) ionisk (NaCl); V) molekylær (is, 12); G) metall (Li, Fe). I metallgittermodellen representerer prikker elektroner
Basert på typen kjemisk binding mellom partikler deles krystallgitter inn i kovalente (atomære), ioniske og metalliske. Det er en annen type krystallgitter - molekylær. I et slikt gitter holdes individuelle molekyler sammen av krefter av intermolekylær tiltrekning.
Ioniske krystaller(Fig. 51 b) inneholder positivt og negativt ladede ioner på stedene til krystallgitteret. Krystallgitteret er konstruert på en slik måte at kreftene til elektrostatisk tiltrekning av ulikt ladede ioner og frastøtningskreftene til like ladede ioner er balansert. Slike krystallgitter er karakteristiske for forbindelser som LiF, NaCl og mange andre.
Molekylære krystaller(Fig. 51 V) inneholder dipolmolekyler ved krystallnodene, som holdes i forhold til hverandre av elektrostatiske tiltrekningskrefter, som ioner i et ionisk krystallgitter. For eksempel er is et molekylært krystallgitter dannet av vanndipoler. I fig. 51 V Symboler for ladninger vises ikke for ikke å overbelaste figuren.
metall krystall(Fig. 51 G) inneholder positivt ladede ioner på stedene til krystallgitteret. Noen av de ytre elektronene beveger seg fritt mellom ionene. " Elektronisk gass"holder positivt ladede ioner i nodene til krystallgitteret. Når det treffes bryter metallet ikke som is, kvarts eller en saltkrystall, men endrer bare form. Elektroner klarer på grunn av sin mobilitet å bevege seg i støtøyeblikket og hold ionene i en ny posisjon Det er grunnen til at metaller er smidd og plastisk, bøyes uten ødeleggelse.
Ris. 52. Struktur av silisiumoksid: EN) krystallinsk; b) amorf. Svarte prikker indikerer silisiumatomer, lyse sirkler indikerer oksygenatomer. Krystallplanet er vist, så den fjerde bindingen til silisiumatomet er ikke indikert. Den stiplede linjen indikerer kortdistanseorden i forstyrrelsen til et amorft stoff
I et amorft stoff blir strukturens tredimensjonale periodisitet, karakteristisk for den krystallinske tilstanden, forstyrret (fig. 52 b).
Væsker og gasser skiller seg fra krystallinske og amorfe legemer ved tilfeldig bevegelse av atomer og
molekyler. I væsker er tiltrekningskrefter i stand til å holde mikropartikler i forhold til hverandre på nære avstander, sammenlignbare med avstander i et fast stoff. I gasser er samspillet mellom atomer og molekyler praktisk talt fraværende, derfor opptar gasser, i motsetning til væsker, hele volumet som de får. En mol flytende vann ved 100 0 C opptar et volum på 18,7 cm 3, og en mol mettet vanndamp opptar 30 000 cm 3 ved samme temperatur. 
Ris. 53. Ulike typer interaksjon av molekyler i væsker og gasser: EN) dipol–dipol; b) dipol–ikke-dipol; V) ikke-dipol – ikke-dipol
I motsetning til faste stoffer, beveger molekyler i væsker og gasser seg fritt. Som et resultat av bevegelse er de orientert på en bestemt måte. For eksempel, i fig. 53 a, b. det vises hvordan dipolmolekyler samhandler, samt ikke-polare molekyler med dipolmolekyler i væsker og gasser.
Når dipolen nærmer seg dipolen, roterer molekylene som et resultat av tiltrekning og frastøtning. Den positivt ladede delen av det ene molekylet ligger nær den negativt ladede delen av det andre. Dette er hvordan dipoler samhandler i flytende vann.
Når to ikke-polare molekyler (ikke-dipoler) nærmer seg hverandre på tilstrekkelig nære avstander, påvirker de også hverandre gjensidig (fig. 53) V). Molekyler bringes sammen av negativt ladede elektronskall som omgir kjernene. Elektronskjellene deformeres slik at det oppstår en midlertidig opptreden av positive og negative sentre i det ene og det andre molekylet, og de tiltrekkes gjensidig av hverandre. Det er nok for molekylene å spre seg, og de midlertidige dipolene blir igjen til upolare molekyler.
Et eksempel er samspillet mellom molekyler av hydrogengass. (Fig. 53 V).
3.2. Klassifikasjon uorganiske stoffer. Enkle og komplekse stoffer
I tidlig XIXårhundre foreslo den svenske kjemikeren Berzelius at stoffer hentet fra levende organismer skulle kalles organisk. Stoffer som er karakteristiske for livløs natur ble kalt uorganisk eller mineral(avledet fra mineraler).
Alle faste, flytende og gassformige stoffer kan deles inn i enkle og komplekse.
Enkle stoffer er stoffer som består av atomer av ett kjemisk grunnstoff.
For eksempel hydrogen, brom og jern kl romtemperatur Og atmosfærisk trykk er enkle stoffer som finnes i henholdsvis gassformig, flytende og fast tilstand (fig. 54 a, b, c).
Gassformig hydrogen H 2 (g) og flytende brom Br 2 (l) består av diatomiske molekyler. Fast jern Fe(r) eksisterer i form av en krystall med et metallisk krystallgitter.
Enkle stoffer er delt inn i to grupper: ikke-metaller og metaller.
EN) b) V)
Ris. 54. Enkle stoffer: EN) hydrogengass. Det er lettere enn luft, så reagensrøret er lokk og snudd opp ned; b) flytende brom (vanligvis lagret i forseglede ampuller); V) jernpulver
Ikke-metaller er enkle stoffer med et kovalent (atomært) eller molekylært krystallgitter i fast tilstand.
Ved romtemperatur er et kovalent (atomært) krystallgitter karakteristisk for slike ikke-metaller som bor B(er), karbon C(er), silisium Si(s). Det molekylære krystallgitteret har hvitt fosfor P(s), svovel S(s), jod I 2(s). Noen ikke-metaller forvandles til en flytende eller fast aggregeringstilstand bare ved svært lave temperaturer. Under normale forhold er de gasser. Slike stoffer inkluderer for eksempel hydrogen H 2 (g), nitrogen N 2 (g), oksygen O 2 (g), fluor F 2 (g), klor Cl 2 (g), helium He (g), neon Ne (g), argon Ar(g). Ved romtemperatur finnes molekylært brom Br 2 (l) i flytende form.
Metaller er enkle stoffer med et metallkrystallgitter i fast tilstand.
Dette er formbare, plastiske stoffer som har en metallisk glans og er i stand til å lede varme og elektrisitet.
Omtrent 80% av elementene Periodesystemet danner enkle metallstoffer. Ved romtemperatur er metaller faste stoffer. For eksempel Li(t), Fe(t). Bare kvikksølv, Hg(l) er en væske som stivner ved –38,89 0 C.
Komplekse stoffer er stoffer som består av atomer av forskjellige kjemiske elementer
Atomene til grunnstoffer i et komplekst stoff er forbundet med konstante og veldefinerte forhold.
For eksempel er vann H 2 O et komplekst stoff. Molekylet inneholder atomer av to elementer. Vann inneholder alltid, hvor som helst på jorden, 11,1% hydrogen og 88,9% oksygen.
Avhengig av temperatur og trykk kan vann være i fast, flytende eller gassform, som er indikert til høyre for kjemisk formel stoffer – H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
I praktiske aktiviteter har vi som regel ikke å gjøre med rene stoffer, men med deres blandinger.
En blanding er en kombinasjon kjemiske forbindelser av ulik sammensetning og struktur
La oss presentere enkle og komplekse stoffer, så vel som deres blandinger, i form av et diagram:
Enkel
Ikke-metaller
Emulsjoner
Begrunnelse
Komplekse stoffer i uorganisk kjemi deles inn i oksider, baser, syrer og salter.
Oksider
Det er oksider av metaller og ikke-metaller. Metalloksider er forbindelser med ioniske bindinger. I fast tilstand danner de ioniske krystallgitter.
Ikke-metalloksider– forbindelser med kovalente kjemiske bindinger.
Oksider er komplekse stoffer som består av atomer av to kjemiske elementer, hvorav det ene er oksygen, hvis oksidasjonstilstand er -2.
Nedenfor er de molekylære og strukturelle formlene for noen ikke-metall- og metalloksider.
Molekylformel Strukturformel
CO 2 – karbonmonoksid (IV) O = C = O
SO 2 – svoveloksid (IV)
SO 3 – svoveloksid (VI)
SiO 2 – silisiumoksid (IV)
Na 2 O – natriumoksid
CaO – kalsiumoksid
K 2 O – kaliumoksid, Na 2 O – natriumoksid, Al 2 O 3 – aluminiumoksid. Kalium, natrium og aluminium danner ett oksid hver.
Hvis et grunnstoff har flere oksidasjonstilstander, er det flere oksider. I dette tilfellet, etter navnet på oksidet, angi oksidasjonstilstanden til elementet med et romertall i parentes. For eksempel er FeO jern(II)oksid, Fe 2 O 3 er jern(III)oksid.
I tillegg til navnene dannet i henhold til reglene i internasjonal nomenklatur, brukes tradisjonelle russiske navn på oksider, for eksempel: CO 2 karbonmonoksid (IV) - karbondioksid, CO karbonmonoksid (II) – karbonmonoksid, CaO kalsiumoksid – brennekalk, SiO 2 silisiumoksid – kvarts, silika, sand.
Det er tre grupper av oksider, som er forskjellige i kjemiske egenskaper: basisk, sur Og amfoterisk(gammelgresk: , – begge, dobbelt).
Grunnleggende oksider dannet av elementer fra hovedundergruppene til gruppene I og II i det periodiske systemet (oksidasjonstilstanden til elementene +1 og +2), samt elementer fra sekundære undergrupper, hvis oksidasjonstilstand også er +1 eller +2. Alle disse elementene er metaller, så basiske oksider er metalloksider, For eksempel:
Li 2 O – litiumoksid
MgO – magnesiumoksid
CuO – kobber(II)oksid
Basiske oksider tilsvarer baser.
Sure oksider
dannet av ikke-metaller og metaller hvis oksidasjonstilstand er større enn +4, for eksempel:
CO 2 – karbonmonoksid (IV)
SO 2 – svoveloksid (IV)
SO 3 – svoveloksid (VI)
P 2 O 5 – fosforoksid (V)
Sure oksider tilsvarer syrer.
Amfotere oksider
dannet av metaller hvis oksidasjonstilstand er +2, +3, noen ganger +4, for eksempel:
ZnO – sinkoksid
Al 2 O 3 – aluminiumoksid
Amfotere oksider tilsvarer amfotere hydroksider.
I tillegg kommer en liten gruppe av såkalte likegyldige oksider:
N 2 O – nitrogenoksid (I)
NO – nitrogenoksid (II)
CO – karbonmonoksid (II)
Det bør bemerkes at en av de viktigste oksidene på planeten vår er hydrogenoksid, kjent for deg som vann H2O.
Begrunnelse
I avsnittet "Oksider" ble det nevnt at baser tilsvarer basiske oksider:
Natriumoksid Na 2 O - natriumhydroksid NaOH.
Oksyd kalsium CaO– kalsiumhydroksid Ca(OH) 2.
Kobberoksid CuO – kobberhydroksid Cu(OH) 2
Baser er komplekse stoffer som består av et metallatom og en eller flere hydroksylgrupper –OH.
Baser er faste stoffer med et ionisk krystallgitter.
Når de er oppløst i vann, vil krystaller av løselige baser ( alkalier) blir ødelagt av polare vannmolekyler, og ioner dannes:
NaOH(er) Na + (løsning) + OH – (løsning)
En lignende notasjon for ioner: Na + (løsning) eller OH – (løsning) betyr at ionene er i løsning.
Navnet på basen inkluderer ordet hydroksid Og Russisk navn metall i genitivkasus. For eksempel er NaOH natriumhydroksid, Ca(OH)2 er kalsiumhydroksid.
Hvis et metall danner flere baser, er oksidasjonstilstanden til metallet angitt i navnet med et romertall i parentes. For eksempel: Fe(OH) 2 – jern(II)hydroksid, Fe(OH) 3 – jern(III)hydroksid.
I tillegg, for noen grunner er det tradisjonelle navn:
NaOH – kaustisk soda, kaustisk soda
CON – kaustisk kalium
Ca(OH) 2 – lesket kalk, kalkvann
R
Baser som oppløses i vann kalles alkalier
De skiller vannløselige og vannuløselige baser.
Dette er metallhydroksider av hovedundergruppene av gruppe I og II, bortsett fra Be- og Mg-hydroksider.
Amfotere hydroksyder inkluderer:
HCl(g) H + (løsning) + Cl – (løsning)
Syrer er komplekse stoffer som inneholder hydrogenatomer som kan erstattes eller byttes ut med metallatomer og sure rester.
Avhengig av tilstedeværelse eller fravær av oksygenatomer i molekylet, oksygenfri Og oksygenholdig syrer.
For å navngi oksygenfrie syrer, er bokstaven - lagt til det russiske navnet på ikke-metallet. O- og ordet hydrogen :
HF – flussyre
HCl – saltsyre
HBr – hydrobromsyre
HI – jodvannsyre
H 2 S – hydrosulfidsyre
Tradisjonelle navn på noen syrer:
HCl – saltsyre; HF – flussyre
For å nevne oksygenholdige syrer, endelsene - Nei,
-ny, hvis ikke-metallet er i høyeste grad oksidasjon. Den høyeste oksidasjonstilstanden faller sammen med nummeret på gruppen der det ikke-metalliske elementet er lokalisert:
H 2 SO 4 – svovel Nei syre
HNO 3 – nitrogen Nei syre
HClO 4 – klor Nei syre
HMnO 4 – mangan ny syre
Hvis et grunnstoff danner syrer i to oksidasjonstilstander, brukes endelsen - for å navngi syren som tilsvarer grunnstoffets nedre oksidasjonstilstand. ekte:
H 2 SO 3 – gems utmattet syre
HNO 2 – nitrogen utmattet syre
Basert på antall hydrogenatomer i et molekyl skilles de monobasisk(HCl, HNO3), dibasisk(H 2 SO 4), tribasic syrer (H 3 PO 4).
Mange oksygenholdige syrer dannes ved interaksjon av tilsvarende sure oksider med vann. Oksydet som tilsvarer en gitt syre kalles dens anhydrid:
Svoveldioksid SO 2 - svovelsyrling H 2 SO 3
Svovelsyreanhydrid SO 3 – svovelsyre H2SO4
Nitrogenholdig anhydrid N 2 O 3 – salpetersyre HNO2
Salpetersyreanhydrid N 2 O 5 – salpetersyre HNO3
Fosforsyreanhydrid P 2 O 5 – fosforsyre H 3 PO 4
Vær oppmerksom på at oksidasjonstilstandene til grunnstoffet i oksidet og den tilsvarende syren er de samme.
Hvis et grunnstoff danner flere oksygenholdige syrer i samme oksidasjonstilstand, legges prefikset "" til navnet på syren med et lavere innhold av oksygenatomer. meta", med høyt innhold oksygen – prefiks " orto". For eksempel:
HPO 3 – metafosforsyre
H 3 PO 4 - ortofosforsyre, som ofte kalles bare fosforsyre
H 2 SiO 3 – metasilisic syre, vanligvis kalt kiselsyre
H 4 SiO 4 – ortosilicic acid.
Kiselsyrer dannes ikke ved interaksjon av SiO 2 med vann, de oppnås på en annen måte.
MED
Salter er komplekse stoffer som består av metallatomer og sure rester.
oli
NaNO 3 – natriumnitrat
CuSO 4 – kobber(II)sulfat
CaCO 3 – kalsiumkarbonat
Når de er oppløst i vann, ødelegges saltkrystaller og ioner dannes:
NaNO 3 (t) Na + (løsning) + NO 3 – (løsning).
Salter kan betraktes som produkter av fullstendig eller delvis erstatning av hydrogenatomer i et syremolekyl med metallatomer eller som produkter av fullstendig eller delvis erstatning av hydroksylgrupper i en base med sure rester.
Når hydrogenatomer er fullstendig erstattet, middels salter: Na2SO4, MgCl2. . Ved delvis utskifting dannes de sure salter (hydrosalter) NaHSO 4 og basiske salter (hydroksysalter) MgOHCl.
I henhold til reglene for internasjonal nomenklatur, er navnene på salter dannet av navnet på syreresten i nominativ tilfellet og det russiske navnet på metallet i genitiv tilfellet (tabell 12):
NaNO 3 – natriumnitrat
CuSO 4 – kobber(II)sulfat
CaCO 3 – kalsiumkarbonat
Ca 3 (PO 4) 2 – kalsiumortofosfat
Na 2 SiO 3 – natriumsilikat
Navnet på syreresten er avledet fra roten til det latinske navnet på det syredannende elementet (for eksempel nitrogenium - nitrogen, rot nitr-) og endelsene:
-på for høyeste oksidasjonstilstand, -den for en lavere grad av oksidasjon av det syredannende elementet (tabell 12).
Tabell 12
Navn på syrer og salter
| Syrenavn | Syreformel | Navn på salter | Eksempler Soleil |
| Saltsyre (salt) | HCl | Klorider | AgCl Sølvklorid |
| Hydrogensulfid | H2S | Sulfider | FeS Sulf eid jern(II) |
| Svovelholdig | H2SO3 | Sulfitter | Na 2 SO 3 Sulf den natrium |
| Svovelholdig | H2SO4 | Sulfater | K 2 SO 4 Sulph på kalium |
| Nitrogenholdig | HNO2 | Nitritter | LiNO 2 Nitre den litium |
| Nitrogen | HNO3 | Nitrater | Al(NO 3) 3 Nitre på aluminium |
| Ortofosforisk | H3PO4 | Ortofosfater | Ca 3 (PO 4) 2 Kalsiumortofosfat |
| Kull | H2CO3 | Karbonater | Na 2 CO 3 Natriumkarbonat |
| Silisium | H2SiO3 | Silikater | Na 2 SiO 3 Natriumsilikat |
NaHSO 4 – natriumhydrogensulfat
NaHS – natriumhydrosulfid
Navnene på hovedsaltene dannes ved å legge til prefikset " hydroxo": MgOHCl – magnesiumhydroksyklorid.
I tillegg har mange salter tradisjonelle navn, for eksempel:
Na 2 CO 3 – soda;
NaHCO 3 – natron (drikke);
CaCO 3 – kritt, marmor, kalkstein.
Molekylær og ikke-molekylær struktur av stoffer. Stoffets struktur
Det er ikke individuelle atomer eller molekyler som inngår i kjemiske interaksjoner, men stoffer. Stoffer er klassifisert etter type binding molekylær Og ikke-molekylær struktur. Stoffer som består av molekyler kalles molekylære stoffer. Bindingene mellom molekylene i slike stoffer er veldig svake, mye svakere enn mellom atomene inne i molekylet, og selv ved relativt lave temperaturer brytes de - stoffet blir til en væske og deretter til en gass (sublimering av jod). Smelte- og kokepunktene til stoffer som består av molekyler øker med økende molekylvekt. TIL molekylære stoffer inkluderer stoffer med en atomstruktur (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), blant dem er det metaller og ikke-metaller. Til stoffer ikke-molekylær struktur inkluderer ioniske forbindelser. De fleste forbindelser av metaller med ikke-metaller har denne strukturen: alle salter (NaCl, K 2 SO 4), noen hydrider (LiH) og oksider (CaO, MgO, FeO), baser (NaOH, KOH). Ioniske (ikke-molekylære) stoffer har høyt smelte- og kokepunkt.
Faste stoffer: amorfe og krystallinske
Faste stoffer er delt inn i krystallinsk og amorf.
Amorfe stoffer de har ikke et klart smeltepunkt - når de varmes opp, mykner de gradvis og blir til en flytende tilstand. For eksempel er plasticine og forskjellige harpikser i en amorf tilstand.
Krystallinske stoffer preget av riktig arrangement av partiklene de består av: atomer, molekyler og ioner - på strengt definerte punkter i rommet. Når disse punktene er forbundet med rette linjer, dannes et romlig rammeverk, kalt et krystallgitter. Punktene der krystallpartikler befinner seg kalles gitternoder. Avhengig av typen partikler som ligger ved nodene til krystallgitteret og arten av forbindelsen mellom dem, skilles fire typer krystallgitter ut: ioniske, atomære, molekylære og metalliske.
Krystallgitter kalles ioniske, ved nodene som det er ioner av. De dannes av stoffer med ioniske bindinger, som kan binde både enkle ioner Na+, Cl - og kompleks SO 4 2-, OH -. Følgelig har salter og noen oksider og hydroksider av metaller ioniske krystallgitter. For eksempel er en natriumkloridkrystall bygget av vekslende positive Na + og negative Cl - ioner, og danner et kubeformet gitter. Bindingene mellom ioner i en slik krystall er veldig stabile. Derfor er stoffer med et ionisk gitter preget av relativt høy hardhet og styrke, de er ildfaste og ikke-flyktige.
Krystallinsk gitter - a) og amorft gitter - b).
Krystallinsk gitter - a) og amorft gitter - b). Atomiske krystallgitter
Atomisk kalles krystallgitter, hvor det er individuelle atomer i nodene. I slike gitter er atomer forbundet med hverandre veldig sterke kovalente bindinger. Et eksempel på stoffer med denne typen krystallgitter er diamant, en av de allotropiske modifikasjonene av karbon. De fleste stoffer med et atomisk krystallgitter har svært høye smeltepunkter (for diamant er det for eksempel over 3500 ° C), de er sterke og harde, og praktisk talt uløselige.
Molekylære krystallgitter
Molekylær kalt krystallgitter, i nodene hvor molekylene er lokalisert. Kjemiske bindinger i disse molekylene kan være både polare (HCl, H 2 O) og ikke-polare (N 2, O 2). Til tross for at atomene inne i molekylene er forbundet med veldig sterke kovalente bindinger, svake krefter av intermolekylær tiltrekning virker mellom molekylene selv. Derfor har stoffer med molekylære krystallgitter lav hardhet, lave smeltepunkter og er flyktige. De fleste faste organiske forbindelser har molekylære krystallgitter (naftalen, glukose, sukker).
Molekylært krystallgitter (karbondioksid) Metall krystall gitter
Stoffer med metallbinding har metallkrystallgitter. Ved nodene til slike gitter er det atomer og ioner(enten atomer eller ioner som metallatomer lett forvandles til, og gir fra seg sine ytre elektroner "til vanlig bruk"). Denne interne strukturen til metaller bestemmer deres karakteristiske fysiske egenskaper: formbarhet, plastisitet, elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans.
Jukseark
Atom-molekylær vitenskap ble utviklet og først brukt i kjemi av den store russiske forskeren M.V. Lomonosov. Hovedbestemmelsene i denne doktrinen er angitt i verket "Elements of Mathematical Chemistry" (1741) og en rekke andre. Essensen av Lomonosovs lære kan reduseres til følgende bestemmelser.
1. Alle stoffer består av "korpuskler" (som Lomonosov kalte molekyler).
2. Molekyler består av "elementer" (som Lomonosov kalte atomer).
3. Partikler - molekyler og atomer - er i kontinuerlig bevegelse. Den termiske tilstanden til legemer er et resultat av bevegelsen til partiklene deres.
4. Molekyler av enkle stoffer består av identiske atomer, molekyler komplekse stoffer- fra forskjellige atomer.
67 år etter Lomonosov brukte den engelske vitenskapsmannen John Dalton atomistisk undervisning på kjemi. Han skisserte de grunnleggende prinsippene for atomisme i boken "A New System of Chemical Philosophy" (1808). I kjernen gjentar Daltons lære Lomonosovs lære. Imidlertid benektet Dalton eksistensen av molekyler i enkle stoffer, noe som er et skritt tilbake i forhold til Lomonosovs lære. I følge Dalton består enkle stoffer bare av atomer, og bare komplekse stoffer består av "komplekse atomer" (i moderne forstand, molekyler). Den atom-molekylære teorien i kjemi ble endelig etablert først på midten av 1800-tallet. På den internasjonale kjemikerkongressen i Karlsruhe i 1860 ble definisjoner av begrepene molekyl og atom vedtatt.
Et molekyl er den minste partikkelen av et gitt stoff som har sine kjemiske egenskaper. De kjemiske egenskapene til et molekyl bestemmes av dets sammensetning og kjemiske struktur.
Et atom er den minste partikkelen i et kjemisk grunnstoff som er en del av molekylene til enkle og komplekse stoffer. De kjemiske egenskapene til et grunnstoff bestemmes av strukturen til dets atom. Dette fører til en definisjon av et atom som tilsvarer moderne konsepter:
Et atom er en elektrisk nøytral partikkel som består av en positivt ladet atomkjernen og negativt ladede elektroner.
I følge moderne konsepter er stoffer i gass- og dampform bygd opp av molekyler. I fast tilstand består bare stoffer hvis krystallgitter har en molekylstruktur av molekyler. De fleste faste uorganiske stoffer har ikke en molekylær struktur: gitteret deres består ikke av molekyler, men av andre partikler (ioner, atomer); de eksisterer i form av makrokropper (krystall av natriumklorid, kobberstykke, etc.). Salter, metalloksider, diamant, silisium og metaller har ikke en molekylær struktur.
Atom-molekylær vitenskap gjorde det mulig å forklare kjemiens grunnleggende begreper og lover. Fra atom-molekylærteoriens synspunkt er et kjemisk element hver enkelt type atom. Den viktigste egenskapen til et atom er den positive ladningen til kjernen, som er numerisk lik elementets atomnummer. Kjerneladningsverdien tjener kjennetegn for forskjellige typer atomer, noe som lar oss gi en mer fullstendig definisjon av begrepet et element:
Kjemisk element– Dette er en viss type atom med samme positive ladning på kjernen.
Det er 107 kjente elementer. For tiden fortsetter arbeidet med kunstig produksjon av kjemiske elementer med høyere atomnummer.
Alle grunnstoffer deles vanligvis inn i metaller og ikke-metaller. Denne inndelingen er imidlertid betinget. Et viktig kjennetegn ved grunnstoffer er deres overflod i jordskorpen, dvs. i det øvre solide skallet på jorden, hvis tykkelse antas å være omtrent 16 km. Fordelingen av grunnstoffer i jordskorpen studeres av geokjemi - vitenskapen om jordens kjemi. Geokjemiker A.P. Vinogradov kompilerte en gjennomsnittstabell kjemisk sammensetning jordskorpen. I følge disse dataene er det vanligste elementet oksygen - 47,2% av massen til jordskorpen, etterfulgt av silisium - 27,6, aluminium - 8,80, jern -5,10, kalsium - 3,6, natrium - 2,64, kalium - 2,6, magnesium - 2,10, hydrogen - 0,15%.