Pevný stav Co2 sa skladá z molekúl. Charakteristika chemických väzieb. Závislosť vlastností látok od ich zloženia a štruktúry. Metódy tvorby kovalentnej väzby. Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia

Molekula, v ktorej sa ťažiská kladne a záporne nabitých miest nezhodujú, sa nazýva dipól. Uveďme definíciu pojmu „dipól“.

Dipól je sada dvoch podobných elektrických nábojov s rovnakou veľkosťou, umiestnených v určitej vzdialenosti od seba.

Molekula vodíka Н 2 nie je dipól (obr. 50 a) a molekula chlorovodíka je dipól (obr. 50 b). Molekula vody je tiež dipól. Elektronické páry v Н 2 О в vo väčšej miere sa presunul z atómov vodíka na kyslík.

Ťažisko záporného náboja sa nachádza v blízkosti atómu kyslíka a ťažisko kladného náboja je v blízkosti atómov vodíka.

V kryštalickej látke sú atómy, ióny alebo molekuly v prísnom poradí.

Miesto, kde sa takáto častica nachádza, sa nazýva uzol kryštálovej mriežky. Poloha atómov, iónov alebo molekúl v miestach kryštálovej mriežky je znázornená na obr. 51.

v g
Ryža. 51. Modely kryštálových mriežok (je zobrazená jedna rovina hromadného kryštálu): a) kovalentné alebo atómové (diamant C, kremík Si, kremeň SiO 2); b) iónový (NaCl); v) molekulárny (ľad, 12); G) kovový (Li, Fe). V modeli kovovej mriežky bodky označujú elektróny

Podľa typu chemickej väzby medzi časticami sa kryštálové mriežky delia na kovalentné (atómové), iónové a kovové. Existuje ďalší typ kryštálovej mriežky - molekulárny. V takejto mriežke sú jednotlivé molekuly držané sily intermolekulárnej príťažlivosti.

Kryštály s kovalentnými väzbami(obr. 51 a) sú polyatomické molekulárne útvary. Kus diamantu alebo kremeňa nie je nič iné ako molekula polyméru s kovalentnými chemickými väzbami.

Iónové kryštály(obr. 51 b) obsahujú kladne a záporne nabité ióny v miestach kryštálovej mriežky. Kryštálová mriežka je konštruovaná tak, aby sily elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov a sily odpudzovania podobne nabitých iónov boli vyvážené. Také kryštálové mriežky sú typické pre zlúčeniny ako LiF, NaCl a mnoho ďalších.

Molekulárne kryštály(obr. 51 v) obsahujú v uzloch kryštálu molekuly-dipóly, ktoré sú voči sebe navzájom držané silami elektrostatickej príťažlivosti ako ióny v iónovej kryštálovej mriežke. Napríklad ľad je molekulová kryštálová mriežka tvorená vodnými dipólmi. Na obr. 51 v Symboly for nie sú zobrazené pre poplatky, aby nedošlo k preťaženiu výkresu.

Krištáľový kov(obr. 51 G) obsahuje kladne nabité ióny v miestach kryštálovej mriežky. Niektoré z vonkajších elektrónov sa voľne pohybujú medzi iónmi. " Elektronický plyn"drží kladne nabité ióny v uzloch kryštálovej mriežky. Pri údere kov nepichá ako ľad, kremeň alebo kryštál soli, ale iba mení svoj tvar. Elektróny sa vďaka svojej pohyblivosti majú čas pohybovať v moment nárazu a držanie iónov v novej polohe.Preto sa kovanie kovov a plast ohýbajú bez zničenia.

Ryža. 52. Štruktúra oxidu kremičitého: a) kryštalický; b) amorfný. Čierne bodky označujú atómy kremíka, svetlé kruhy označujú atómy kyslíka. Je znázornená rovina kryštálu, takže štvrtá väzba na atóme kremíka nie je označená. Prerušovaná čiara ukazuje poradie krátkeho dosahu pri poruche amorfnej látky.
V amorfnej látke je narušená trojrozmerná periodicita štruktúry, charakteristická pre kryštalický stav (obr. 52 b).

Kvapaliny a plyny sa líšia od kryštalických a amorfných telies náhodným pohybom atómov a
molekuly. V kvapalinách sú sily príťažlivosti schopné udržať mikročastice voči sebe navzájom na krátku vzdialenosť, primerane vzdialenostiam v pevnej látke. V plynoch interakcia atómov a molekúl prakticky chýba, preto plyny, na rozdiel od kvapalín, zaberajú celý objem, ktorý im je poskytnutý. Mól tekutej vody pri 100 0 С zaberá objem 18,7 cm 3 a mol nasýtenej vodnej pary zaberá 30 000 cm 3 pri rovnakej teplote.


Ryža. 53. Rôzne typy interakcií molekúl v kvapalinách a plynoch: a) dipól - dipól; b) dipól - nedipol; v) nondipole - nondipole
Na rozdiel od tuhých látok sa molekuly v kvapalinách a plynoch voľne pohybujú. V dôsledku pohybu sú určitým spôsobom orientované. Napríklad na obr. 53 a, b... ukazuje, ako interagujú dipólové molekuly, ako aj nepolárne molekuly s dipólovými molekulami v kvapalinách a plynoch.

Keď sa dipól priblíži k dipólu, molekuly sa otáčajú v dôsledku príťažlivosti a odpudzovania. Kladne nabitá časť jednej molekuly sa nachádza v blízkosti negatívne nabitej časti druhej. Takto interagujú dipóly v kvapalnej vode.

Keď sa dve nepolárne molekuly (nedipóly) k sebe priblížia v dostatočne blízkych vzdialenostiach, navzájom sa ovplyvnia (obr. 53) v). Molekuly sú zblížené záporne nabitými elektrónovými obalmi, ktoré obklopujú jadro. Elektronické škrupiny sú zdeformované tak, že v oboch molekulách dochádza k dočasnému výskytu pozitívnych a negatívnych centier a navzájom sa priťahujú. Molekuly sa môžu rozptýliť, pretože z dočasných dipólov sa opäť stanú nepolárne molekuly.

Príkladom je interakcia medzi molekulami plynného vodíka. (obr. 53 v).
3.2. Klasifikácia anorganické látky... Jednoduché a zložité látky
Na začiatku 19. storočia navrhol švédsky chemik Berzelius látky nazývané látky získané zo živých organizmov organické. Látky charakteristické pre neživá príroda boli pomenovaní anorganické alebo minerálne(odvodené z minerálov).

Všetky tuhé, kvapalné a plynné látky možno rozdeliť na jednoduché a komplexné.

Látky pozostávajúce z atómov jedného chemického prvku sa nazývajú jednoduché.

Napríklad vodík, bróm a železo pri izbovej teplote a atmosferický tlak reprezentovať jednoduché látky, ktoré sú v uvedenom poradí v plynnom, kvapalnom a tuhom skupenstve (obr. 54 a B C).

Plynný vodík H 2 (g) a kvapalný bróm Br 2 (g) pozostávajú z dvojatómových molekúl. Pevné železo Fe (t) existuje vo forme kryštálu s kovovou kryštálovou mriežkou.

Jednoduché látky sú rozdelené do dvoch skupín: nekovy a kovy.

a) b) v)

Ryža. 54. Jednoduché látky: a) plynný vodík. Je ľahší ako vzduch, preto je trubica uzavretá korkom a obrátená hore dnom; b) kvapalný bróm (zvyčajne skladovaný v uzavretých ampulkách); v) železný prášok

Nekovy sú jednoduché látky s kovalentnou (atómovou) alebo molekulárnou kryštálovou mriežkou v pevnom stave.

Pri izbovej teplote je kovalentná (atómová) kryštálová mriežka charakteristická pre také nekovy ako bór B (t), uhlík C (t), kremík Si (t). Biely fosfor P (t), síra S (t), jód I 2 (t) majú molekulárnu kryštálovú mriežku. Niektoré nekovy len pri veľmi nízkych teplotách prechádzajú do kvapalného alebo tuhého agregačného stavu. Za normálnych podmienok sú to plyny. Medzi také látky patrí napríklad vodík H 2 (g), dusík N 2 (g), kyslík O 2 (g), fluór F 2 (g), chlór Cl 2 (g), hélium He (g), neón Ne (d), argón Ar (g). Molekulový bróm Br 2 (g) existuje v kvapalnej forme pri izbovej teplote.

Kovy sú jednoduché látky s kovovou kryštálovou mriežkou v tuhom stave.

Sú to kujné, plastové látky, ktoré majú kovový lesk a sú schopné viesť teplo a elektrinu.

Približne 80% prvkov Periodická tabuľka tvoria jednoduché kovové látky. Pri izbovej teplote sú kovy tuhé. Napríklad Li (t), Fe (t). Iba ortuť, Hg (l) je kvapalina, ktorá tuhne pri –38,89 0 С.

Komplexné látky sú látky pozostávajúce z rôznych atómov chemické prvky

Atómy prvkov v komplexnej látke sú spojené konštantnými a dobre definovanými vzťahmi.

Napríklad voda H20 je komplexná látka. Jeho molekula obsahuje atómy dvoch prvkov. Voda vždy, kdekoľvek na Zemi, obsahuje 11,1% vodíka a 88,9% hmotnosti kyslíka.

V závislosti od teploty a tlaku môže byť voda v tuhom, kvapalnom alebo plynnom stave, čo je uvedené vpravo od chemický vzorec látky - H20 (g), H20 (g), H20 (t).

V praxi sa spravidla nezaoberáme čisté látky, a ich zmesi.

Zmes je agregát chemické zlúčeniny rôzneho zloženia a štruktúry

Jednoduché a komplexné látky a ich zmesi reprezentujeme vo forme diagramu:

Jednoduché

Nekovy

Emulzie

Nadácie

Komplexné látky v anorganická chémia sa delia na oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy
Rozlišujte medzi oxidmi kovov a nekovov. Oxidy kovov sú zlúčeniny s iónovými väzbami. V tuhom stave tvoria iónové kryštálové mriežky.

Nekovové oxidy- zlúčeniny s kovalentnými chemickými väzbami.

Oxidy sú komplexné látky pozostávajúce z atómov dvoch chemických prvkov, z ktorých jeden je kyslík, ktorého oxidačný stav je - 2.

Nasledujú molekulárne a štruktúrne vzorce niektorých oxidov nekovov a kovov.
Molekulový vzorec Štrukturálny vzorec

CO 2 - oxid uhoľnatý (IV) O = C = O

SO 2 - oxid sírový

SO 3 - oxid síry (VI)

SiO 2 - oxid kremičitý (IV)

Na 2 O - oxid sodný

CaO - oxid vápenatý

K 2 O - oxid draselný, Na 2 O - oxid sodný, Al 2 O 3 - oxid hlinitý. Draslík, sodík a hliník tvoria jeden oxid.

Ak má prvok niekoľko oxidačných stavov, existuje niekoľko jeho oxidov. V tomto prípade je za názvom oxidu oxidačný stav prvku uvedený v zátvorkách rímskymi číslicami. Napríklad FeO je oxid železitý, Fe203 je oxid železitý.

Okrem názvov vytvorených podľa pravidiel medzinárodnej nomenklatúry sa používajú tradičné ruské názvy oxidov, napríklad: CO 2 oxid uhoľnatý (IV) - oxid uhličitý, CO oxid uhoľnatý (II) - oxid uhoľnatý, CaO oxid vápenatý - nehasené vápno, SiO 2 oxid kremičitý - kremeň, kremík, piesok.

Existujú tri skupiny oxidov, ktoré sa líšia chemickými vlastnosťami - zásaditý, kyslý a amfotérne(staroveký grécky , - a on a ten druhý, duál).

Zásadité oxidy Sú tvorené prvkami hlavných podskupín skupín I a II periodickej sústavy (oxidačný stav prvkov je +1 a +2), ako aj prvkami bočných podskupín, ktorých oxidačný stav je tiež +1 alebo +2. Všetky tieto prvky sú kovy, takže zásadité oxidy sú oxidy kovov, napríklad:
Li 2 O - oxid lítny

MgO - oxid horečnatý

CuO - oxid meďnatý
Bázy zodpovedajú hlavným oxidom.

Kyslé oxidy tvorené nekovmi a kovmi, ktorých oxidačný stav je väčší ako +4, napríklad:
CO 2 - oxid uhoľnatý (IV)

SO 2 - oxid sírový (IV)

SO 3 - oxid síry (VI)

Р 2 О 5 - oxid fosforečný (V)
Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám.

Amfotérne oxidy tvorené kovmi, ktorých oxidačný stav je +2, +3, niekedy +4, napríklad:
ZnO - oxid zinočnatý

Al 2 O 3 - oxid hlinitý
Amfotérne oxidy zodpovedajú amfotérnym hydroxidom.

Okrem toho existuje malá skupina tzv ľahostajné oxidy:
N 2 O - oxid dusnatý (I)

NO - oxid dusnatý (II)

CO - oxid uhoľnatý (II)
Je potrebné poznamenať, že jedným z najdôležitejších oxidov na našej planéte je oxid vodíka, známy ako voda H 2 O.
Nadácie
V časti „Oxidy“ bolo uvedené, že zásady zodpovedajú hlavným oxidom:
Oxid sodný Na 2 O - hydroxid sodný NaOH.

Oxid vápenatý CaO - hydroxid vápenatý Ca (OH) 2.

Oxid meďnatý CuO - hydroxid meďnatý Cu (OH) 2

Bázy sa nazývajú komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxoskupín –OH.

Bázy sú pevné látky s iónovou kryštálovou mriežkou.

Po rozpustení vo vode vzniknú kryštály rozpustných zásad ( zásady) sú zničené pôsobením polárnych molekúl vody a vznikajú ióny:

NaOH (t)  Na + (roztok) + OH - (roztok)

Podobný záznam iónov: Na + (p-p) alebo OH-(p-p) znamená, že ióny sú v roztoku.

Názov nadácie obsahuje slovo hydroxid a ruský názov kovu v genitívnom prípade. NaOH je napríklad hydroxid sodný, Ca (OH) 2 je hydroxid vápenatý.

Ak kov tvorí niekoľko báz, potom názov naznačuje oxidačný stav kovu rímskymi číslicami v zátvorkách. Napríklad: Fe (OH) 2 - hydroxid železitý, Fe (OH) 3 - hydroxid železitý.

Okrem toho z niektorých dôvodov existujú tradičné názvy:

NaOH - lúh sodný, žieravina sóda

KOH - žieravý draslík

Ca (OH) 2 - hasené vápno, vápenná voda

R.
Vo vode rozpustné bázy sa nazývajú alkálie

Azlichat rozpustné a vo vode nerozpustné zásady.

Ide o hydroxidy kovov hlavných podskupín skupín I a II, s výnimkou hydroxidov Be a Mg.

TO amfotérne hydroxidy odkazuje,
HCl (g)  H + (roztok) + Cl - (roztok)

Kyseliny sa nazývajú komplexné látky, ktoré obsahujú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov, a zvyšky kyselín.

V závislosti od prítomnosti alebo neprítomnosti atómov kyslíka v molekule, anoxický a okysličený kyselina.

Na pomenovanie anoxických kyselín sa písmeno pridáva k ruskému názvu nekovového - O- a slovo vodík :

HF - kyselina fluorovodíková

HCl - kyselina chlorovodíková

HBr - kyselina bromovodíková

HI - kyselina jodovodíková

H 2 S - kyselina sírová
Tradičné názvy niektorých kyselín sú:

HCl - kyselina chlorovodíková; HF - kyselina fluorovodíková

Na pomenovanie kyselín obsahujúcich kyslík sa do koreňa ruského názvu nekovového pridávajú koncovky- nie,

-Nový ak je nekov v najvyššom oxidačnom stave. Najvyšší oxidačný stav sa zhoduje s číslom skupiny, v ktorej sa nachádza nekovový prvok:
H 2 SO 4 - sivá nie kyselina

HNO 3 - dusík nie kyselina

HClO 4 - chlór nie kyselina

HMnO 4 - mangán Nový kyselina
Ak prvok tvorí kyseliny v dvoch oxidačných stavoch, potom koniec - pravda:
H 2 SO 3 - síra pravda kyselina

HNO 2 - dusík pravda kyselina
Podľa počtu atómov vodíka v molekule sa rozlišujú monobázický(HCl, HNO 3), dvojsýtny(H 2 SO 4), tribazický kyselina (H3P04).

Interakciou zodpovedajúcich vzniká mnoho kyselín obsahujúcich kyslík kyslé oxidy s vodou. Oxid zodpovedajúci danej kyseline sa nazýva jeho anhydrid:

Anhydrid síry SO 2 - kyselina sírová H 2 SO 3

Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 - kyselina sírová H2S04

Anhydrid dusnatý N 2 O 3 - kyselina dusičná HNO 2

Anhydrid kyseliny dusičnej N 2 O 5 - kyselina dusičná HNO 3

Anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5 - kyselina fosforečná H 3 PO 4
Všimnite si toho, že oxidačné stavy prvku v kysličníku a zodpovedajúcej kyseline sú rovnaké.

Ak prvok v rovnakom oxidačnom stave tvorí niekoľko kyselín obsahujúcich kyslík, potom predpona „ meta", s vysokým obsahom kyslíka - predpona" orto". Napríklad:

HPO 3 - kyselina metafosforečná

H 3 PO 4 - kyselina ortofosforečná, ktorá sa často označuje jednoducho ako kyselina fosforečná

H 2 SiO 3 - kyselina metakremičitá, zvyčajne sa nazýva kyselina kremičitá

H 4 SiO 4 - kyselina ortokremičitá.

Kyseliny kremičité nevznikajú interakciou SiO 2 s vodou, získavajú sa iným spôsobom.
S
Soli sú komplexné látky zložené z atómov kovov a kyslých zvyškov.
oli
NaNO 3 - dusičnan sodný

CuSO 4 - síran meďnatý

CaCO 3 - uhličitan vápenatý

Po rozpustení vo vode sa zničia kryštály soli a vytvoria sa ióny:

NaNO 3 (t)  Na + (roztok) + NO 3 - (roztok).
Soli možno považovať za produkty úplnej alebo čiastočnej substitúcie atómov vodíka v molekule kyseliny atómami kovu alebo za produkty úplnej alebo čiastočnej substitúcie bázických hydroxoskupín kyslými zvyškami.

Po úplnej výmene atómov vodíka stredné soli: Na2S04, MgCl2. ... S čiastočnou výmenou, kyslé soli (hydrosoli) NaHSO 4 a zásadité soli (hydroxosoli) MgOHCl.

Podľa pravidiel medzinárodnej nomenklatúry sú názvy solí tvorené názvom kyselinového zvyšku v nominatívnom prípade a ruským názvom kovu v genitívnom prípade (tabuľka 12):

NaNO 3 - dusičnan sodný

CuSO 4 - síran meďnatý

CaCO 3 - uhličitan vápenatý

Ca 3 (PO 4) 2 - ortofosfát vápenatý

Na 2 SiO 3 - kremičitan sodný

Názov kyslého zvyšku je odvodený z koreňa latinského názvu kyslotvorného prvku (napríklad dusičnan-dusík, koreň nitr-) a koncoviek:

-o pre najvyšší oxidačný stav, -to je pre nižší oxidačný stav kyselinotvorného prvku (tabuľka 12).

Tabuľka 12

Názvy kyselín a solí

Kyslé meno	Kyslý vzorec	Názov solí	Príklady Soľ
Chlorovodíková (soľ)	HCl	Chloridy	AgCl Chlorid strieborný
Sírovodík	H 2 S	Sulfidy	FeS Sulf idželezo (II)
Síra	H2S03	Siričitany	Na 2 SO 3 Síra to sodíka
Síra	H2S04	Sírany	K 2 SO 4 Sulf o draslík
Dusíkaté	HNO 2	Dusitany	LiNO 2 Nitre to lítium
Dusík	HNO 3	Dusičnany	Al (NO 3) 3 nitre o hliníka
Ortofosforečné	H 3 PO 4	Ortofosfáty	Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfát vápenatý
Uhlie	H 2 CO 3	Uhličitany	Na 2 CO 3 Uhličitan sodný
Kremík	H 2 SiO 3	Kremičitany	Na 2 SiO 3 Kremičitan sodný

Názvy kyslých solí sa tvoria podobne ako názvy stredných solí s predponou „ hydro":

NaHS04 - hydrogensíran sodný

NaHS - hydrosulfid sodný
Názvy zásaditých solí sa tvoria pridaním predpony „ hydroxo": MgOHCl - hydroxychlorid horečnatý.

Mnoho solí má navyše tradičné názvy, ako napríklad:
Na 2 CO 3 - sóda;

NaHCO 3 - sóda na pečenie (pitie);

CaCO 3 - krieda, mramor, vápenec.

Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok. Štruktúra hmoty

V. chemické interakcie Vstupujú nie jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látky sa rozlišujú podľa typu spojenia molekulárny a nemolekulárna štruktúra... Látky pozostávajúce z molekúl sa nazývajú molekulárne látky... Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a dokonca aj pri relatívne nízkych teplotách sa lámu - látka sa zmení na kvapalinu a potom na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok zložených z molekúl sa so zvyšovaním zvyšujú molekulová hmotnosť... TO molekulárne látky zahŕňajú látky s atómovou štruktúrou (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), medzi nimi sú kovy a nekovy. K látkam nemolekulárna štruktúra zahŕňajú iónové zlúčeniny. Väčšina kovových zlúčenín s nekovmi má takú štruktúru: všetky soli (NaCl, K2S04), niektoré hydridy (LiH) a oxidy (CaO, MgO, FeO), zásady (NaOH, KOH). Iónové (nemolekulové) látky mať vysoké teploty topenie a var.

Pevné látky: amorfné a kryštalické

Tuhé látky sa delia na kryštalické a amorfné.

Amorfné látky nemajú jasný bod topenia - pri zahrievaní postupne zmäknú a prejdú do tekutého stavu. V amorfnom stave sú napríklad plastelíny a rôzne živice.

Kryštalické látky charakterizované správnym usporiadaním tých častíc, z ktorých sú zložené: atómy, molekuly a ióny - v striktne definovaných bodoch vesmíru. Keď sú tieto body spojené rovnými čiarami, vytvorí sa priestorový rámec, ktorý sa nazýva kryštalická mriežka. Body, kde sa nachádzajú častice kryštálu, sa nazývajú body mriežky. V závislosti od typu častíc umiestnených v miestach kryštálovej mriežky a povahy väzby medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónová, atómová, molekulárna a kovová.

Kryštálové mriežky sa nazývajú iónové., v ktorých uzloch sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovou väzbou, ktoré môžu byť asociované s jednoduchými iónmi Na +, Cl -a komplexným SO 4 2-, OH -. V dôsledku toho majú soli, niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónovú kryštálovú mriežku. Kryštál chloridu sodného je napríklad zostavený zo striedajúcich sa pozitívnych iónov Na + a negatívnych Cl - a tvorí mriežku v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takom kryštáli sú veľmi stabilné. Látky s iónovou mriežkou sa preto vyznačujú relatívne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.

Kryštálová mriežka - a) a amorfná mriežka - b).

Kryštálová mriežka - a) a amorfná mriežka - b).

Mriežky z atómových kryštálov

Atómová sa nazývajú kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy navzájom spojené veľmi silné kovalentné väzby... Príkladom látok s týmto typom kryštálovej mriežky je diamant - jedna z alotropických modifikácií uhlíka. Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napríklad u diamantu je to cez 3500 ° C), sú silné a pevné, prakticky nerozpustné.

Molekulárne kryštálové mriežky

Molekulárne nazývané kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť polárne (HCl, H20) aj nepolárne (N2, O2). Napriek tomu, že atómy vo vnútri molekúl sú viazané veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi samotnými molekulami pôsobia slabé sily medzimolekulárnej príťažlivosti... Látky s molekulovými kryštálovými mriežkami majú preto nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Väčšina tuhých organických zlúčenín má molekulové kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).

Molekulárna kryštalická mriežka (oxid uhličitý)

Kovové kryštálové mriežky

Látky s kovová väzba majú kovové kryštálové mriežky. Uzly takýchto mriežok obsahujú atómy a ióny(buď atómy, alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko transformujú a poskytujú tak svoje vonkajšie elektróny „na všeobecné použitie“). Táto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristiku fyzikálne vlastnosti: kujnosť, ťažnosť, elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk.

Podvodné listy

Atómovo-molekulárnu doktrínu vyvinul a prvýkrát použil v chémii veľký ruský vedec M.V. Lomonosov. Hlavné ustanovenia tejto doktríny sú uvedené v práci „Elements of Mathematical Chemistry“ (1741) a v mnohých ďalších. Podstatu Lomonosovovho učenia je možné zhrnúť nasledovne.

1. Všetky látky pozostávajú z „teliesok“ (ako Lomonosov nazýval molekuly).

2. Molekuly pozostávajú z „prvkov“ (ako Lomonosov nazýval atómy).

3. Častice - molekuly a atómy - sú v nepretržitom pohybe. Tepelný stav telies je výsledkom pohybu ich častíc.

4. Molekuly jednoduchých látok sa skladajú z identických atómov, molekúl komplexné látky- z rôznych atómov.

67 rokov po Lomonosove použil atómovú doktrínu v chémii anglický vedec John Dalton. Hlavné ustanovenia atomizmu načrtol v knihe „Nový systém chemickej filozofie“ (1808). Daltonova doktrína v zásade opakuje učenie Lomonosova. Dalton však popieral existenciu molekúl v jednoduchých látkach, čo je v porovnaní s učením Lomonosova krok späť. Podľa Daltona jednoduché látky pozostávajú iba z atómov a iba komplexné látky - z „komplexných atómov“ (v modernom zmysle - molekúl). Atómovo-molekulárna doktrína v chémii bola nakoniec stanovená až v polovici 19. storočia. Na medzinárodnom kongrese chemikov v Karlsruhe v roku 1860 boli prijaté definície pojmov molekula a atóm.

Molekula je najmenšia častica danej látky, ktorá má svoje chemické vlastnosti. Chemické vlastnosti molekuly sú určené jej zložením a chemickou štruktúrou.

Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá je súčasťou molekúl jednoduchých a zložitých látok. Chemické vlastnosti prvku sú určené štruktúrou jeho atómu. Preto nasleduje definícia atómu, ktorá zodpovedá moderným konceptom:

Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z pozitívne nabitého atómového jadra a negatívne nabitých elektrónov.

Podľa moderných konceptov sú molekuly zložené z látok v plynnom a parnom stave. V tuhom stave sú z látok vyrobené iba látky, ktorých kryštálová mriežka má molekulárnu štruktúru. Väčšina tuhých anorganických látok nemá molekulárnu štruktúru: ich mriežka sa skladá z molekúl, ale z iných častíc (ióny, atómy); existujú vo forme makro telies (kryštál chloridu sodného, ​​kus medi atď.). Soli, oxidy kovov, diamant, kremík, kovy nemajú žiadnu molekulárnu štruktúru.

Chemické prvky

Atómovo-molekulárna doktrína umožnila vysvetliť základné pojmy a zákony chémie. Z hľadiska atómovo-molekulárnej doktríny sa každá nazýva chemický prvok oddelené druhy atómy. Najdôležitejšou charakteristikou atómu je kladný náboj jeho jadra, ktorý sa číselne rovná poradovému číslu prvku. Hodnota náboja jadra slúži ako rozlišovací znak pre odlišné typy atómy, čo vám umožňuje poskytnúť úplnejšiu definíciu pojmu prvok:

Chemický prvok Je to určitý druh atómov s rovnakým pozitívnym jadrovým nábojom.

Existuje 107 známych prvkov. V súčasnosti pokračujú práce na umelej výrobe chemických prvkov s vyššími radovými číslami.

Všetky prvky sú zvyčajne rozdelené na kovy a nekovy. Toto rozdelenie je však ľubovoľné. Dôležitou charakteristikou prvkov je ich množstvo v zemskej kôre, t.j. v hornej tvrdej škrupine Zeme, ktorej hrúbka sa bežne považuje za 16 km. Rozdelenie prvkov v zemskej kôre študuje geochémia - veda o chémii Zeme. Geochemik A.P. Vinogradov zostavil tabuľku priemeru chemické zloženie kôra... Podľa týchto údajov je najbežnejším prvkom kyslík - 47,2% hmotnosti zemskej kôry, za ním nasleduje kremík - 27,6, hliník - 8,80, železo -5,10, vápnik - 3,6, sodík - 2,64, draslík - 2,6, horčík - 2,10, vodík - 0,15%.

Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakterizácia kovalentnej väzby (polarita a energia väzby). Iónová väzba. Kovová väzba. Vodíková väzba

Doktrína chemických väzieb tvorí základ celej teoretickej chémie.

Chemickou väzbou sa rozumie interakcia atómov, ktoré ich viažu na molekuly, ióny, radikály, kryštály.

Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové.

Rozdelenie chemických väzieb na typy je podmienené, pretože všetky sa vyznačujú určitou jednotou.

Iónová väzba môže byť považovaná za limitujúci prípad kovalentnej polárnej väzby.

Kovová väzba kombinuje kovalentnú interakciu atómov pomocou zdieľaných elektrónov a elektrostatickú príťažlivosť medzi týmito elektrónmi a kovovými iónmi.

V látkach často neexistujú obmedzujúce prípady chemických väzieb (alebo čistých chemických väzieb).

Napríklad fluorid lítny $ LiF $ sa označuje ako iónové zlúčeniny. V skutočnosti je väzba v ňom 80% iónových a 20% kovalentných dolárov. Preto je správnejšie hovoriť o stupni polarity (ionicity) chemickej väzby.

V rade halogenidov vodíka $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $ stupeň polarity väzby klesá, pretože rozdiel v hodnotách elektronegativity atómov halogénu a vodíka klesá a u astrátu vodíka sa väzba stáva takmer nepolárne $ (EO (H) = 2,1; EO (At) = 2,2) $.

V rovnakých látkach môžu byť obsiahnuté rôzne typy väzieb, napríklad:

1. v zásadách: medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxylových skupinách je väzba polárne kovalentná a medzi kovom a hydroxylovou skupinou je iónová;
2. v soliach kyselín obsahujúcich kyslík: medzi nekovovým atómom a kyslíkom zvyšku kyseliny - kovalentný polárny a medzi kovovým a kyslým zvyškom - iónový;
3. v amónnych, metylamóniových soliach atď.: medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentné polárne a medzi amónnymi alebo metylamóniovými iónmi a kyslým zvyškom - iónovým;
4. v peroxidoch kovov (napríklad $ Na_2O_2 $) je väzba medzi atómami kyslíka kovalentná nepolárna a medzi kovom a kyslíkom je iónová atď.

Rôzne typy odkazov sa môžu navzájom spájať:

- o elektrolytická disociácia vo vode kovalentné zlúčeniny kovalentné polárne spojenie ide do iónového;

- počas odparovania kovov sa kovová väzba zmení na kovalentný nepolárny atď.

Dôvodom jednoty všetkých typov a typov chemických väzieb je ich zhoda chemická povaha- interakcia elektrón-jadro. Vytvorenie chemickej väzby je v každom prípade výsledkom elektrónovo-jadrovej interakcie atómov sprevádzanej uvoľňovaním energie.

Metódy tvorby kovalentnej väzby. Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia

Kovalentná chemická väzba je väzba, ktorá vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov.

Mechanizmom vytvorenia takejto väzby môže byť výmena a donor-akceptor.

I. Výmenný mechanizmus pôsobí, keď atómy tvoria spoločné elektrónové páry kombináciou nepárových elektrónov.

1) $ H_2 $ - vodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $ s $ -elektrónmi atómov vodíka (prekrývanie $ s $ -orbitals):

2) $ HCl $ - chlorovodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru z elektrónov $ s- $ a $ p- $ (prekrývajúcich sa orbitálov $ s-p- $):

3) $ Cl_2 $: v molekule chlóru vzniká kovalentná väzba v dôsledku nepárových elektrónov $ p- $ (prekrývanie orbitálov $ p-p- $):

4) $ N_2 $: v molekule dusíka sa medzi atómami vytvoria tri spoločné elektrónové páry:

II. Mechanizmus darcu-akceptora Uvažujme o vytvorení kovalentnej väzby pomocou príkladu amónneho iónu $ NH_4 ^ + $.

Darca má elektrónový pár, akceptor voľný orbitál, ktorý môže tento pár obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri vznikli v dôsledku vytvorenia spoločných elektrónových párov atómom dusíka a atómov vodíka výmenným mechanizmom, jeden - mechanizmom donor -akceptor.

Kovalentné väzby možno klasifikovať podľa toho, ako sa elektrónové orbitaly prekrývajú, a tiež podľa ich posunu smerom k jednému z viazaných atómov.

Chemické väzby vytvorené v dôsledku prekrývania sa elektrónových orbitálov pozdĺž línie väzby sa nazývajú $ σ $ -odkazy (sigma-odkazy)... Odkaz na sigma je veľmi silný.

$ p- $ Orbitaly sa môžu prekrývať v dvoch oblastiach a vytvárať kovalentné puto v dôsledku bočného prekrývania:

Chemické väzby vytvorené v dôsledku „bočného“ prekrývania elektrónových orbitálov mimo komunikačnej linky, t.j. v dvoch oblastiach sa nazývajú $ π $ -linky (pi-väzby).

Od stupeň zaujatosti spoločných elektrónových párov k jednému z nimi spojených atómov, môže byť kovalentná väzba polárne a nepolárne.

Nazýva sa kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronegativitou nepolárne. Elektrónové páry nie sú posunuté k žiadnemu z atómov, pretože atómy majú rovnaký EO - vlastnosť ťahať valenčné elektróny z iných atómov. Napríklad:

tí. kovalentnou nepolárnou väzbou sa tvoria molekuly jednoduchých nekovových látok. Nazýva sa kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektronegativity sa líšia polárne.

Dĺžka a energia kovalentnej väzby.

Charakteristické vlastnosti kovalentnej väzby- jeho dĺžka a energia. Dĺžka odkazu Je vzdialenosť medzi atómovými atómami. Čím je kratšia, tým je chemická väzba pevnejšia. Mierou pevnosti väzby však je väzbová energia, ktorý je určený množstvom energie potrebnej na prerušenie väzby. Obvykle sa meria v kJ / mol. Podľa experimentálnych údajov sú teda dĺžky väzieb molekúl $ H_2, Cl_2 $ a $ N_2 $ 0,074, 0,198 $ a 0,109 $ nm, respektíve, a väzbové energie sú 436, 242 $ a 946 dolárov kJ / mol.

Jonah. Iónová väzba

Predstavme si, že sa „stretnú“ dva atómy: atóm kovu skupiny I a nekovový atóm skupiny VII. Na kovovom atóme zvonku energetická hladina existuje iba jeden elektrón a nekovovému atómu chýba iba jeden elektrón, aby bola jeho vonkajšia úroveň úplná.

Prvý atóm ľahko dodá druhému svoj elektrón, ktorý je ďaleko od jadra a je naň slabo naviazaný, a druhý mu poskytne voľný priestor na vonkajšej elektronickej úrovni.

Potom sa z atómu zbaveného jedného zo svojho záporného náboja stane pozitívne nabitá častica a z druhého sa v dôsledku prijatého elektrónu zmení na negatívne nabitú časticu. Takéto častice sa nazývajú ióny.

Chemická väzba, ktorá vzniká medzi iónmi, sa nazýva iónová.

Uvažujme o vytvorení tejto väzby na príklade dobre známej zlúčeniny chloridu sodného (kuchynská soľ):

Proces premeny atómov na ióny je znázornený na diagrame:

K tejto transformácii atómov na ióny dochádza vždy vtedy, keď dochádza k interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Pri zaznamenávaní tvorby iónovej väzby, napríklad medzi atómami vápnika a chlóru, zvážte algoritmus (postupnosť) uvažovania:

Volajú sa čísla udávajúce počet atómov alebo molekúl koeficienty, a nazývajú sa čísla udávajúce počet atómov alebo iónov v molekule indexy.

Kovová väzba

Zoznámime sa s tým, ako atómy kovových prvkov navzájom interagujú. Kovy zvyčajne neexistujú ako izolované atómy, ale vo forme hrudky, ingotu alebo kovového výrobku. Čo drží atómy kovu v jednom zväzku?

Atómy väčšiny kovov na vonkajšej úrovni obsahujú malý počet elektrónov - 1, 2, 3 doláre. Tieto elektróny sa dajú ľahko odtrhnúť a atómy sa premenia na kladné ióny. Odpojené elektróny sa pohybujú od jedného iónu k druhému a spájajú ich do jedného celku. V kombinácii s iónmi tieto elektróny dočasne vytvoria atómy, potom sa znova odlomia a spoja s iným iónom atď. V dôsledku toho sa vo veľkej časti kovu atómy kontinuálne transformujú na ióny a naopak.

Väzba v kovoch medzi iónmi prostredníctvom zdieľaných elektrónov sa nazýva kovová.

Obrázok schematicky ukazuje štruktúru fragmentu kovového sodíka.

V tomto prípade malý počet zdieľaných elektrónov viaže veľký počet iónov a atómov.

Kovová väzba sa do istej miery podobá kovalentnej väzbe, pretože je založená na zdieľaní vonkajších elektrónov. Pri kovalentnej väzbe sa však vonkajšie nepárové elektróny iba dvoch susedných atómov socializujú, zatiaľ čo pri kovovej väzbe sa všetky atómy zúčastňujú socializácie týchto elektrónov. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, zatiaľ čo kryštály s kovovou väzbou sú zvyčajne tvárné, elektricky vodivé a majú kovový lesk.

Kovová väzba je charakteristická pre čisté kovy aj pre zmesi rôznych kovov - zliatiny v tuhom a kvapalnom stave.

Vodíková väzba

Chemická väzba medzi pozitívne polarizovanými atómami vodíka jednej molekuly (alebo jej časti) a negatívne polarizovanými atómami silne elektronegatívnych prvkov, ktoré majú osamelé elektrónové páry ($ F, O, N $ a menej často $ S $ a $ Cl $), ďalšie molekula (alebo jej časti) sa nazývajú vodík.

Mechanizmus vodíkovej väzby je čiastočne elektrostatický a čiastočne donor-akceptor.

Príklady intermolekulárnych vodíkových väzieb:

V prítomnosti takejto väzby môžu byť aj nízkomolekulové látky za normálnych podmienok kvapaliny (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalnené plyny (amoniak, fluorovodík).

Látky s vodíkovými väzbami majú mriežky molekulárnych kryštálov.

Látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry. Typ kryštálovej mriežky. Závislosť vlastností látok od ich zloženia a štruktúry

Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok

Do chemických interakcií nevstupujú jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látka za daných podmienok môže byť v jednom z troch stavov agregácie: tuhých, kvapalných alebo plynných. Vlastnosti látky závisia aj od povahy chemickej väzby medzi časticami, ktoré ju tvoria - molekulami, atómami alebo iónmi. Podľa typu väzby sa rozlišujú látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry.

Látky pozostávajúce z molekúl sa nazývajú molekulárne látky... Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a dokonca aj pri relatívne nízkych teplotách sa lámu - látka sa zmení na kvapalinu a potom na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok zložených z molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou.

Molekulárne látky zahŕňajú látky s atómovou štruktúrou ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), medzi nimi sú kovy a nekovy.

Zvážte fyzikálne vlastnosti alkalické kovy... Relatívne nízka pevnosť väzby medzi atómami spôsobuje nízku mechanickú pevnosť: alkalické kovy sú mäkké, dajú sa ľahko rezať nožom.

Veľká veľkosť atómov vedie k nízkej hustote alkalických kovov: lítium, sodík a draslík sú ešte ľahšie ako voda. V skupine alkalických kovov teploty varu a topenia klesajú so zvýšením radového čísla prvku, pretože veľkosť atómov sa zvyšuje a väzby oslabujú.

K látkam nemolekulárnyštruktúry zahrnujú iónové zlúčeniny. Väčšina kovových zlúčenín s nekovmi má túto štruktúru: všetky soli ($ NaCl, K_2SO_4 $), niektoré hydridy ($ LiH $) a oxidy ($ CaO, MgO, FeO $), zásady ($ NaOH, KOH $). Iónové (nemolekulárne) látky majú vysoké teploty topenia a varu.

Kryštálové mriežky

Látka, ako viete, môže existovať v troch agregátne stavy: plynné, kvapalné a pevné.

Pevné látky: amorfné a kryštalické.

Pozrime sa, ako vlastnosti chemických väzieb ovplyvňujú vlastnosti pevných látok. Tuhé látky sa delia na kryštalický a amorfný.

Amorfné látky nemajú jasnú teplotu topenia - pri zahrievaní postupne zmäknú a prejdú do tekutého stavu. V amorfnom stave sú napríklad plastelíny a rôzne živice.

Kryštalické látky sa vyznačujú správnym usporiadaním tých častíc, z ktorých sú zložené: atómy, molekuly a ióny - v presne definovaných bodoch vesmíru. Keď sú tieto body spojené rovnými čiarami, vytvorí sa priestorový rámec, ktorý sa nazýva kryštalická mriežka. Body, kde sa nachádzajú častice kryštálu, sa nazývajú body mriežky.

V závislosti od typu častíc umiestnených v miestach kryštálovej mriežky a povahy väzby medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónové, atómové, molekulárne a kov.

Mriežky z iónových kryštálov.

Iónsky sa nazývajú kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovou väzbou, ktoré môžu byť asociované s jednoduchými iónmi $ Na ^ (+), Cl ^ ( -) $ a komplexnými iónmi $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. V dôsledku toho majú soli, niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónovú kryštálovú mriežku. Kryštál chloridu sodného sa napríklad skladá zo striedania kladných iónov $ Na ^ + $ a záporných iónov $ Cl ^ - $ a tvorí mriežku v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takom kryštáli sú veľmi stabilné. Látky s iónovou mriežkou sa preto vyznačujú relatívne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.

Mriežky z atómových kryštálov.

Atómová sa nazývajú kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy navzájom spojené veľmi silnými kovalentnými väzbami. Príkladom látok s týmto typom kryštálovej mriežky je diamant - jedna z alotropických modifikácií uhlíka.

Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napríklad pre diamant je vyššia ako 3500 ° C $), sú silné a pevné, prakticky nerozpustné.

Molekulárne kryštálové mriežky.

Molekulárne nazývané kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť polárne ($ HCl, H_2O $) aj nepolárne ($ N_2, O_2 $). Napriek tomu, že atómy vo vnútri molekúl sú viazané veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi samotnými molekulami pôsobia slabé sily medzimolekulárnej príťažlivosti. Látky s molekulovými kryštálovými mriežkami majú preto nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Najpevnejšie Organické zlúčeniny majú molekulové kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).

Kovové kryštálové mriežky.

Látky s kovovou väzbou majú kovové kryštálové mriežky. V miestach takýchto mriežok sú atómy a ióny (buď atómy alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko transformujú a darujú svoje vonkajšie elektróny „na všeobecné použitie“). Táto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: kujnosť, plasticitu, elektrickú a tepelnú vodivosť, charakteristický kovový lesk.