Molekula, v ktorej sa ťažiská kladne a záporne nabitých úsekov nezhodujú, sa nazýva dipól. Definujme pojem „dipól“.
Dipól je kombináciou dvoch opačných elektrických nábojov rovnakej veľkosti, ktoré sa nachádzajú v určitej vzdialenosti od seba.
Molekula vodíka H2 nie je dipól (obr. 50 A), a molekula chlorovodíka je dipól (obr. 50 b). Molekula vody je tiež dipól. Elektrónové páry v H20 sú do značnej miery posunuté z atómov vodíka na atómy kyslíka.
Ťažisko záporného náboja sa nachádza v blízkosti atómu kyslíka a ťažisko kladného náboja sa nachádza v blízkosti atómov vodíka.
V kryštalickej látke sú atómy, ióny alebo molekuly v prísnom poradí.
Miesto, kde sa takáto častica nachádza, je tzv uzol kryštálovej mriežky. Poloha atómov, iónov alebo molekúl v uzloch kryštálovej mriežky je znázornená na obr. 51.
v g
Ryža. 51. Modely kryštálových mriežok (zobrazená je jedna rovina objemového kryštálu): A) kovalentné alebo atómové (diamant C, kremík Si, kremeň Si02); b) iónové (NaCl); V) molekulárne (ľad, 12); G) kov (Li, Fe). V modeli kovovej mriežky bodky predstavujú elektróny
Na základe typu chemickej väzby medzi časticami sa kryštálové mriežky delia na kovalentné (atómové), iónové a kovové. Existuje ďalší typ kryštálovej mriežky - molekulárna. V takejto mriežke sú jednotlivé molekuly držané pohromade sily medzimolekulovej príťažlivosti.
Iónové kryštály(Obr. 51 b) obsahujú kladne a záporne nabité ióny v miestach kryštálovej mriežky. Kryštálová mriežka je konštruovaná tak, že sily elektrostatickej príťažlivosti nerovnako nabitých iónov a sily odpudzovania rovnako nabitých iónov sú vyvážené. Takéto kryštálové mriežky sú charakteristické pre zlúčeniny ako LiF, NaCl a mnohé ďalšie.
Molekulové kryštály(Obr. 51 V) obsahujú dipólové molekuly v kryštálových uzloch, ktoré sú navzájom držané silami elektrostatickej príťažlivosti, ako sú ióny v iónovej kryštálovej mriežke. Napríklad ľad je molekulárna kryštalická mriežka tvorená vodnými dipólmi. Na obr. 51 V Symboly pre nabíjanie nie sú zobrazené, aby nedošlo k preťaženiu čísla.
kovový kryštál(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 sa kov nerozbije ako ľad, kremeň alebo kryštál soli, ale len zmení tvar. Elektróny sa vďaka svojej pohyblivosti stihnú pohnúť v momente dopadu a držia ióny v novej polohe.Preto sú kovy kované a plastové, ohýbajú sa bez zničenia.
Ryža. 52. Štruktúra oxidu kremičitého: A) kryštalický; b) amorfný. Čierne bodky označujú atómy kremíka, svetlé kruhy atómy kyslíka. Je znázornená kryštálová rovina, takže štvrtá väzba atómu kremíka nie je označená. Bodkovaná čiara označuje 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 príťažlivé sily schopné udržať mikročastice voči sebe v blízkych vzdialenostiach, porovnateľných so vzdialenosťami v pevnej látke. V plynoch prakticky neexistuje interakcia medzi atómami a molekulami, preto plyny, na rozdiel od kvapalín, zaberajú celý objem, ktorý im je poskytnutý. Mol kvapalnej vody pri 100 0 C zaberá objem 18,7 cm 3 a mól nasýtenej vodnej pary zaberá pri rovnakej teplote 30 000 cm 3 . 
Ryža. 53. Rôzne druhy interakcie molekúl v kvapalinách a plynoch: A) dipól–dipól; b) dipól–nedipól; V) nedipólový–nedipólový
Na rozdiel od pevných látok sa molekuly v kvapalinách a plynoch pohybujú voľne. V dôsledku pohybu sú určitým spôsobom orientované. Napríklad na obr. 53 a, b. ukazuje sa, ako interagujú dipólové molekuly, ako aj nepolárne molekuly s dipólovými molekulami v kvapalinách a plynoch.
Keď sa dipól približuje k dipólu, molekuly rotujú v dôsledku príťažlivosti a odpudzovania. Kladne nabitá časť jednej molekuly sa nachádza v blízkosti záporne nabitej časti druhej molekuly. Takto interagujú dipóly v kvapalnej vode.
Keď sa dve nepolárne molekuly (nedipóly) k sebe priblížia na dostatočne blízke vzdialenosti, navzájom sa aj ovplyvňujú (obr. 53 V). Molekuly sú spojené záporne nabitými elektrónovými obalmi obklopujúcimi jadrá. Elektronické mušle sú deformované tak, že v jednej a druhej molekule sa dočasne objavia pozitívne a negatívne centrá a navzájom sa priťahujú. Stačí, aby sa molekuly rozptýlili a 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 komplexné látky
Začiatkom 19. storočia švédsky chemik Berzelius navrhol, aby látky získané zo živých organizmov boli tzv. organické. Látky charakteristické pre neživú prírodu boli tzv anorganické alebo minerál(odvodené z minerálov).
Všetky pevné, kvapalné a plynné látky možno rozdeliť na jednoduché a zložité.
Jednoduché látky sú látky pozostávajúce z atómov jedného chemického prvku.
Napríklad vodík, bróm a železo pri izbovej teplote a atmosférickom tlaku sú jednoduché látky, ktoré sú v plynnom, kvapalnom a pevnom skupenstve (obr. 54 a B C).
Plynný vodík H 2 (g) a kvapalný bróm Br 2 (l) pozostávajú z dvojatómových molekúl. Pevné železo (Fe) 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, takže skúmavka je uzavretá a obrátená hore dnom; b) tekutý bróm (zvyčajne skladovaný v zapečatených ampulkách); V) železný prášok
Nekovy sú jednoduché látky s kovalentnou (atómovou) alebo molekulovou kryštálovou mriežkou v pevnom stave.
Pri izbovej teplote je kovalentná (atómová) kryštálová mriežka charakteristická pre také nekovy, ako je bór B(y), uhlík C(y), kremík Si(y). Molekulárna kryštálová mriežka má biely fosfor P(s), síru S(s), jód I 2 (s). Niektoré nekovy sa transformujú do kvapalného alebo pevného stavu agregácie len pri veľmi nízkych teplotách. IN normálnych podmienkach sú to plyny. Medzi takéto 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 (g), argón Ar(g). Pri teplote miestnosti existuje molekulárny bróm Br2(l) v kvapalnej forme.
Kovy sú jednoduché látky s kovovou kryštálovou mriežkou v pevnom stave.
Sú to kujné, plastové látky, ktoré majú kovový lesk a sú schopné viesť teplo a elektrinu.
Približne 80% prvkov periodickej tabuľky tvoria jednoduché látky - kovy. Pri izbovej teplote sú kovy pevné látky. Napríklad Li(t), Fe(t). Iba ortuť, Hg(l) je kvapalina, ktorá tuhne pri -38,89 0 C.
Komplexné látky sú látky pozostávajúce z atómov rôznych chemických prvkov
Atómy prvkov v komplexnej látke sú spojené konštantnými a presne definovanými vzťahmi.
Napríklad voda H 2 O je komplexná látka. Jeho molekula obsahuje atómy dvoch prvkov. Voda vždy a kdekoľvek na Zemi obsahuje 11,1 % hmotnosti vodíka a 88,9 % kyslíka.
V závislosti od teploty a tlaku môže byť voda v pevnom, kvapalnom alebo plynnom stave, čo je uvedené vpravo od chemický vzorec látky – H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).
V praktických činnostiach sa spravidla nezaoberáme čistými látkami, ale ich zmesami.
Zmes je kombináciou chemických zlúčenín rôzneho zloženia a štruktúry
Uveďme jednoduché a zložité látky, ako aj ich zmesi vo forme diagramu:
Jednoduché
Nekovy
Emulzie
Dôvody
Komplexné látky v anorganickej chémii sa delia na oxidy, zásady, kyseliny a soli.
Oxidy
Existujú oxidy kovov a nekovov. Oxidy kovov sú zlúčeniny s iónovými väzbami. V pevnom stave tvoria iónové kryštálové mriežky.
Oxidy nekovov– 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.
Nižšie sú uvedené molekulárne a štruktúrne vzorce niektorých oxidov nekovov a kovov.
Molekulový vzorec Štruktúrny vzorec
CO 2 – oxid uhoľnatý (IV) O = C = O
SO 2 – oxid sírový (IV)
SO 3 – oxid sírový (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 po jednom oxide.
Ak má prvok niekoľko oxidačných stavov, existuje niekoľko oxidov. V tomto prípade za názvom oxidu uveďte oxidačný stav prvku rímskou číslicou v zátvorkách. 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, oxid kremičitý, piesok.
Existujú tri skupiny oxidov, ktoré sa líšia chemickými vlastnosťami: zásadité, kyslé A amfotérny(staroveká gréčtina: , – oboje, duálne).
Zásadité oxidy tvorené prvkami hlavných podskupín skupín I a II periodickej tabuľky (oxidačný stav prvkov +1 a +2), ako aj prvkami sekundárnych 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
Zásadité oxidy zodpovedajú zásadám.
Kyslé oxidy
tvorené nekovmi a kovmi, ktorých oxidačný stav je vyšší ako +4, napríklad:
CO 2 – oxid uhoľnatý (IV)
SO 2 – oxid sírový (IV)
SO 3 – oxid sírový (VI)
P 2 O 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 indiferentné 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 H2O.
Dôvody
V časti „Oxidy“ bolo uvedené, že bázy zodpovedajú zásaditým 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 sú komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín –OH.
Bázy sú pevné látky s iónovou kryštálovou mriežkou.
Po rozpustení vo vode sa vytvoria kryštály rozpustných zásad ( alkálie) sú zničené polárnymi molekulami vody a tvoria sa ióny:
NaOH(y) Na + (roztok) + OH – (roztok)
Podobné označenie pre ióny: Na + (roztok) alebo OH – (roztok) znamená, že ióny sú v roztoku.
Názov základne obsahuje slovo hydroxid a ruský názov kovu v prípade genitívu. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý.
Ak kov tvorí niekoľko báz, potom je oxidačný stav kovu označený v názve rímskou číslicou v zátvorkách. Napríklad: Fe(OH) 2 – hydroxid železitý, Fe(OH) 3 – hydroxid železitý.
Okrem toho pre niektoré dôvody existujú tradičné názvy:
NaOH – lúh sodný, žieravina sóda
CON – žieravého draslíka
Ca(OH)2 – hasené vápno, vápenná voda
R
Zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode, sú tzv alkálie
Rozlišujú vo vode rozpustné a vo vode nerozpustné zásady.
Ide o hydroxidy kovov hlavných podskupín skupín I a II, okrem hydroxidov Be a Mg.
Amfotérne hydroxidy zahŕňajú:
HCl(g) H + (roztok) + Cl – (roztok)
Kyseliny sú zložité látky, ktoré obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov a kyslé zvyšky.
V závislosti od prítomnosti alebo neprítomnosti atómov kyslíka v molekule, bez kyslíka A s obsahom kyslíka kyseliny.
Na pomenovanie bezkyslíkatých kyselín sa k ruskému názvu nekovu pridáva písmeno -. O- a slovo vodík :
HF – kyselina fluorovodíková
HCl – kyselina chlorovodíková
HBr – kyselina bromovodíková
HI – kyselina jodovodíková
H 2 S – kyselina sírovodíková
Tradičné názvy niektorých kyselín:
HCl – kyselina chlorovodíková; HF – kyselina fluorovodíková
Ak chcete vymenovať kyseliny obsahujúce kyslík, koncovky - Naya,
-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 – síra Naya kyselina
HNO 3 – dusík Naya kyselina
HClO 4 – chlór Naya kyselina
HMnO 4 – mangán Nový kyselina
Ak prvok tvorí kyseliny v dvoch oxidačných stupňoch, potom sa koncovka - používa na pomenovanie kyseliny zodpovedajúcej nižšiemu oxidačnému stavu prvku. pravda:
H 2 SO 3 – kamzík vyčerpaný kyselina
HNO 2 – dusík vyčerpaný kyselina
Na základe počtu atómov vodíka v molekule sa rozlišujú jednosložkový(HCl, HNO 3), dibázický(H2S04), tribasic kyseliny (H3PO4).
Mnoho kyselín obsahujúcich kyslík vzniká interakciou zodpovedajúcich kyslých oxidov s vodou. Oxid zodpovedajúci danej kyseline sa nazýva jej anhydrid:
Oxid siričitý SO 2 - kyselina siričitá H 2 SO 3
Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 – kyselina sírová H2SO4
Anhydrid dusný N 2 O 3 – kyselina dusitá HNO 2
Anhydrid dusnatý N 2 O 5 – kyselina dusičná HNO 3
Anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5 – kyselina fosforečná H 3 PO 4
Upozorňujeme, že oxidačné stavy prvku v oxide a zodpovedajúcej kyseliny sú rovnaké.
Ak prvok tvorí niekoľko kyselín obsahujúcich kyslík v rovnakom oxidačnom stave, potom sa k názvu kyseliny s nižším obsahom atómov kyslíka pridá predpona "". meta", s vysokým obsahom kyslíka - predpona " orto". Napríklad:
HPO 3 – kyselina metafosforečná
H 3 PO 4 - kyselina ortofosforečná, ktorá sa často nazýva jednoducho kyselina fosforečná
H 2 SiO 3 – kyselina metakremičitá, zvyčajne nazývaná 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 pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.
oli
NaNO 3 – dusičnan sodný
CuSO 4 – síran meďnatý
CaCO 3 – uhličitan vápenatý
Keď sa rozpustí vo vode, kryštály soli sa zničia a tvoria sa ióny:
NaNO 3 (t) Na + (roztok) + NO 3 – (roztok).
Soli možno považovať za produkty úplného alebo čiastočného nahradenia atómov vodíka v molekule kyseliny atómami kovu alebo za produkty úplného alebo čiastočného nahradenia hydroxylových skupín zásady kyslými zvyškami.
Keď sú atómy vodíka úplne nahradené, stredné soli: Na2S04, MgCl2. . Pri čiastočnej výmene sa vytvárajú kyslé soli (hydrosoli) NaHS04 a zásadité soli (hydroxysoli) MgOHCI.
Podľa pravidiel medzinárodnej nomenklatúry sa názvy solí tvoria z názvu zvyšku kyseliny v nominatívnom prípade a ruského názvu kovu v prípade genitívu (tabuľka 12):
NaNO 3 – dusičnan sodný
CuSO 4 – síran meďnatý
CaCO 3 – uhličitan vápenatý
Ca 3 (PO 4) 2 – ortofosforečnan vápenatý
Na 2 SiO 3 – kremičitan sodný
Názov zvyšku kyseliny je odvodený od koreňa latinského názvu kyselinotvorného prvku (napríklad dusíkatý - dusík, koreň nitr-) a koncovky:
-pri pre najvyšší oxidačný stav, -to pre nižší stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku (tab. 12).
Tabuľka 12
Názvy kyselín a solí
| Názov kyseliny | Kyslý vzorec | Názov solí | Príklady Soleil |
| HCl (soľ) | HCl | Chloridy | AgCl Chlorid strieborný |
| Sírovodík | H2S | Sulfidy | FeS Sulf eidželezo (II) |
| Síravý | H2SO3 | Sulfity | Na2S03 Sulf to sodík |
| Sírový | H2SO4 | Sulfáty | K 2 SO 4 Sulph pri draslík |
| Dusíkatý | HNO2 | Dusitany | LiNO 2 Nitre to lítium |
| Dusík | HNO3 | Dusičnany | Al(NO 3) 3 Nitre pri hliník |
| Ortofosforečná | H3PO4 | ortofosfáty | Ca 3 (PO 4) 2 Ortofosforečnan vápenatý |
| Uhlie | H2CO3 | Uhličitany | Na 2 CO 3 Uhličitan sodný |
| kremík | H2Si03 | Silikáty | Na 2 SiO 3 Kremičitan sodný |
NaHSO 4 – hydrogénsíran sodný
NaHS – hydrosulfid sodný
Názvy hlavných solí sa tvoria pridaním predpony „ hydroxo": MgOHCl – hydroxychlorid horečnatý.
Navyše mnohé soli majú tradičné názvy, ako napríklad:
Na 2 CO 3 – sóda;
NaHC03 – jedlá (pitná) sóda;
CaCO 3 – krieda, mramor, vápenec.
Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakteristika kovalentných väzieb (polarita a väzbová energia). Iónová väzba. Kovové spojenie. Vodíková väzba
Doktrína chemickej väzby tvorí základ celej teoretickej chémie.
Chemická väzba sa chápe ako interakcia atómov, ktorá ich spája do molekúl, iónov, radikálov a kryštálov.
Existujú štyri typy chemické väzby: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové.
Rozdelenie chemických väzieb na typy je podmienené, pretože všetky sa vyznačujú určitou jednotou.
Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby.
Kovová väzba kombinuje kovalentnú interakciu atómov pomocou zdieľaných elektrónov a elektrostatickú príťažlivosť medzi týmito elektrónmi a kovovými iónmi.
Látky často nemajú limitujúce prípady chemickej väzby (alebo čistej chemickej väzby).
Napríklad fluorid lítny $LiF$ je klasifikovaný ako iónová zlúčenina. V skutočnosti je väzba v ňom 80%$ iónová a 20%$ kovalentná. Preto je, samozrejme, správnejšie hovoriť o stupni polarity (ionicity) chemickej väzby.
V sérii halogenovodíkov $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ sa stupeň polarity väzby znižuje, pretože sa zmenšuje rozdiel v hodnotách elektronegativity atómov halogénu a vodíka a v astatínovom vodíku sa väzba stáva takmer nepolárnou. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
V rovnakých látkach možno nájsť rôzne typy väzieb, napríklad:
- v zásadách: medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxyskupinách je väzba polárna kovalentná a medzi kovom a hydroxyskupinou je iónová;
- v soliach kyselín obsahujúcich kyslík: medzi nekovovým atómom a kyslíkom kyslého zvyšku - kovalentný polárny a medzi kovom a kyslým zvyškom - iónový;
- v amóniových, metylamóniových soliach atď.: medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentné polárne a medzi amóniovými alebo metylamóniovými iónmi a zvyškom kyseliny - iónové;
- v peroxidoch kovov (napríklad $Na_2O_2$) je väzba medzi atómami kyslíka kovalentná nepolárna a medzi kovom a kyslíkom je iónová, atď.
Rôzne typy spojení sa môžu navzájom transformovať:
- pri elektrolytická disociácia vo vode kovalentných zlúčenín sa kovalentná polárna väzba stáva iónovou;
- pri odparovaní kovov sa kovová väzba mení na nepolárnu kovalentnú väzbu atď.
Dôvodom jednoty všetkých typov a typov chemických väzieb je ich identická chemická podstata – elektrón-nukleárna interakcia. Tvorba chemickej väzby je v každom prípade výsledkom elektrón-nukleárnej interakcie atómov sprevádzanej uvoľňovaním energie.
Spôsoby tvorby kovalentných väzieb. Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia
Kovalentná chemická väzba je väzba vytvorená medzi atómami prostredníctvom tvorby zdieľaných elektrónových párov.
Mechanizmus tvorby takejto väzby môže byť výmenný alebo donor-akceptor.
ja Výmenný mechanizmus funguje, keď atómy tvoria zdieľané elektrónové páry kombináciou nespárovaných elektrónov.
1) $H_2$ - vodík:
Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $s$-elektrónmi atómov vodíka (prekrývajúce sa $s$-orbitály):
2) $HCl$ - chlorovodík:
Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $s-$ a $p-$elektrónov (prekrývajúce sa $s-p-$orbitály):
3) $Cl_2$: v molekule chlóru vzniká kovalentná väzba v dôsledku nespárovaných $p-$elektrónov (prekrývajúce sa $p-p-$orbitály):
4) $N_2$: v molekule dusíka sa medzi atómami tvoria tri spoločné elektrónové páry:
II. Donor-akceptorový mechanizmus Uvažujme o vytvorení kovalentnej väzby na príklade amónneho iónu $NH_4^+$.
Donor má elektrónový pár, akceptor má prázdny orbitál, ktorý môže tento pár obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri sa vytvorili v dôsledku vytvorenia spoločných elektrónových párov atómom dusíka a atómami vodíka podľa mechanizmu výmeny, jedna - prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor.
Kovalentné väzby možno klasifikovať podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitály prekrývajú, ako aj podľa ich posunutia smerom k jednému z viazaných atómov.
Chemické väzby vytvorené ako výsledok prekrývajúcich sa elektrónových orbitálov pozdĺž väzobnej línie sa nazývajú $σ$ - dlhopisy (sigma dlhopisy). Sigma väzba je veľmi silná.
$p-$orbitály sa môžu prekrývať v dvoch oblastiach a vytvárať kovalentnú väzbu v dôsledku laterálneho prekrývania:
Chemické väzby vznikajúce ako výsledok „laterálneho“ prekrývania elektrónových orbitálov mimo komunikačnej linky, t.j. v dvoch oblastiach sa nazývajú $π$ -väzby (pí-väzby).
Autor: stupeň posunutia zdieľané elektrónové páry k jednému z atómov, ktoré viažu, môže byť kovalentná väzba polárny A nepolárne.
Kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronegativitou sa nazýva nepolárne. Elektrónové páry nie sú posunuté k žiadnemu z atómov, pretože atómy majú rovnaký EO – vlastnosť priťahovania valenčných elektrónov od iných atómov. Napríklad:
tie. molekuly vznikajú prostredníctvom kovalentnej nepolárnej väzby jednoduché látky-nekovy. Kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektronegativita sa líši, sa nazýva polárny.
Dĺžka a energia kovalentných väzieb.
Charakteristický vlastnosti kovalentnej väzby- jeho dĺžka a energia. Dĺžka odkazu je vzdialenosť medzi jadrami atómov. Čím kratšia je dĺžka chemickej väzby, tým je silnejšia. Meradlom sily spojenia však je väzbovú energiu, ktorá je určená množstvom energie potrebnej na prerušenie väzby. Zvyčajne 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 a energie väzby sú v tomto poradí $ 436, 242 $ a $ 946 $ kJ/mol.
Ióny. Iónová väzba
Predstavme si, že sa „stretnú“ dva atómy: atóm kovu skupiny I a atóm nekovu skupiny VII. Atóm kovu má na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden elektrón, zatiaľ čo nekovovému atómu chýba iba jeden elektrón, aby bola jeho vonkajšia úroveň úplná.
Prvý atóm ľahko dá druhému svoj elektrón, ktorý je ďaleko od jadra a je s ním slabo viazaný, a druhý mu poskytne voľné miesto na jeho vonkajšej elektrónovej úrovni.
Potom sa atóm zbavený jedného zo svojich záporných nábojov stane kladne nabitou časticou a druhá sa vďaka výslednému elektrónu zmení na záporne nabitú časticu. Takéto častice sa nazývajú ióny.
Chemická väzba, ktorá sa vyskytuje medzi iónmi, sa nazýva iónová.
Uvažujme o vytvorení tejto väzby na príklade známej zlúčeniny chloridu sodného (stolová soľ):
Proces premeny atómov na ióny je znázornený v diagrame:
K tejto premene atómov na ióny dochádza vždy pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.
Zoberme si algoritmus (postupnosť) uvažovania pri zaznamenávaní tvorby iónovej väzby, napríklad medzi atómami vápnika a chlóru:
Čísla ukazujúce počet atómov alebo molekúl sa nazývajú koeficienty a čísla ukazujúce počet atómov alebo iónov v molekule sa nazývajú indexy.
Kovové spojenie
Zoznámime sa s tým, ako navzájom interagujú atómy kovových prvkov. Kovy zvyčajne neexistujú ako izolované atómy, ale vo forme kusu, ingotu alebo kovového produktu. Čo drží atómy kovu v jednom objeme?
Atómy väčšiny kovov obsahujú malý počet elektrónov na vonkajšej úrovni - $ 1, 2, 3 $. Tieto elektróny sa ľahko odstránia a atómy sa stanú kladnými iónmi. Oddelené elektróny sa pohybujú z jedného iónu na druhý a spájajú ich do jedného celku. Spojením s iónmi tieto elektróny dočasne tvoria atómy, potom sa znova odlomia a spoja s iným iónom atď. V dôsledku toho sa v objeme kovu atómy nepretržite premieňajú na ióny a naopak.
Väzba v kovoch medzi iónmi prostredníctvom zdieľaných elektrónov sa nazýva kovová.
Obrázok schematicky znázorňuje štruktúru fragmentu kovového sodíka.
V tomto prípade malý počet zdieľaných elektrónov viaže veľké množstvo iónov a atómov.
Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je založená na zdieľaní vonkajších elektrónov. Pri kovalentnej väzbe sa však zdieľajú vonkajšie nepárové elektróny iba dvoch susedných atómov, zatiaľ čo pri kovovej väzbe sa na zdieľaní týchto elektrónov podieľajú všetky atómy. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, ale s kovovou väzbou sú spravidla ťažné, elektricky vodivé a majú kovový lesk.
Kovová väzba je charakteristická pre čisté kovy aj pre zmesi rôznych kovov – zliatiny v pevnom a tekutom stave.
Vodíková väzba
Chemická väzba medzi pozitívne polarizovanými atómami vodíka jednej molekuly (alebo ich časti) a negatívne polarizovanými atómami silne elektronegatívnych prvkov s osamelými elektrónovými pármi ($F, O, N$ a menej často $S$ a $Cl$) inej molekuly (alebo jeho časť) sa nazýva vodík.
Mechanizmus tvorby vodíkových väzieb je čiastočne elektrostatický, čiastočne donor-akceptorový.
Príklady medzimolekulárnych vodíkových väzieb:
V prítomnosti takéhoto spojenia môžu byť aj nízkomolekulové látky za normálnych podmienok kvapalinami (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalnenými plynmi (amoniak, fluorovodík).
Látky s vodíkovými väzbami majú molekulárne kryštálové mriežky.
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. Za daných podmienok môže byť látka v jednom z troch stavov agregácie: tuhá, kvapalná alebo plynná. Vlastnosti látky závisia aj od charakteru chemickej väzby medzi časticami, ktoré ju tvoria – molekulami, atómami alebo iónmi. Na základe typu väzby sa rozlišujú látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry.
Látky zložené z molekúl sa nazývajú molekulárne látky. Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a už pri relatívne nízkych teplotách sa lámu – látka sa mení na kvapalinu a následne na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok pozostávajúcich z molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou.
Medzi molekulárne látky patria látky s atómovou štruktúrou ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), medzi nimi sú kovy a nekovy.
Uvažujme fyzikálne vlastnosti alkalických kovov. Relatívne nízka pevnosť väzby medzi atómami spôsobuje nízku mechanickú pevnosť: alkalické kovy sú mäkké a dajú sa ľahko rezať nožom.
Veľké veľkosti atómov vedú k nízkej hustote alkalických kovov: lítium, sodík a draslík sú ešte ľahšie ako voda. V skupine alkalických kovov teploty varu a topenia klesajú so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku, pretože Veľkosť atómov sa zväčšuje a väzby oslabujú.
K látkam nemolekulárneštruktúry zahŕňajú iónové zlúčeniny. Väčšina zlúčenín kovov 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
Hmota, ako je známe, môže existovať v troch stavov agregácie: plynné, kvapalné a tuhé.
Pevné látky: amorfné a kryštalické.
Uvažujme, ako vlastnosti chemických väzieb ovplyvňujú vlastnosti tuhých látok. Pevné látky sa delia na kryštalický A amorfný.
Amorfné látky nemajú jasný bod topenia, pri zahrievaní postupne mäknú a prechádzajú do tekutého stavu. Napríklad plastelína a rôzne živice sú v amorfnom stave.
Kryštalické látky sa vyznačujú správnym usporiadaním častíc, z ktorých sú zložené: atómov, molekúl a iónov - v presne definovaných bodoch v priestore. Keď sú tieto body spojené priamymi čiarami, vytvorí sa priestorový rámec nazývaný kryštálová mriežka. Body, v ktorých sa nachádzajú častice kryštálov, sa nazývajú uzly mriežky.
V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky a povahy spojenia medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónové, atómové, molekulárne A kov.
Iónové kryštálové mriežky.
Iónový sa nazývajú kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovými väzbami, ktoré môžu viazať tak jednoduché ióny $Na^(+), Cl^(-)$, ako aj komplexné $SO_4^(2−), OH^-$. V dôsledku toho majú soli a niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónové kryštálové mriežky. Napríklad kryštál chloridu sodného pozostáva zo striedajúcich sa kladných iónov $Na^+$ a záporných iónov $Cl^-$, čím sa vytvára mriežka v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takomto kryštáli sú veľmi stabilné. Preto sa látky s iónovou mriežkou vyznačujú pomerne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.
Atómové kryštálové mriežky.
Atómový sa nazývajú kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sa nachádzajú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy navzájom spojené veľmi silnými kovalentnými väzbami. Príkladom látok s týmto typom kryštálových mriežok je diamant, jedna z alotropných modifikácií uhlíka.
Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napr. pre diamant je nad 3500 °C), sú pevné a tvrdé a prakticky nerozpustné.
Molekulové kryštálové mriežky.
Molekulárna nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých 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 spojené veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi molekulami samotnými pôsobia slabé medzimolekulové príťažlivé sily. Preto látky s molekulárnymi kryštálovými mriežkami majú nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Väčšina pevných organických zlúčenín má molekulárne kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).
Kovové kryštálové mriežky.
Látky s kovová väzba majú kovové kryštálové mriežky. Na miestach takýchto mriežok sú atómy a ióny (buď atómy alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko premieňajú a odovzdávajú svoje vonkajšie elektróny „na bežné použitie“). Táto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: kujnosť, ťažnosť, elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk.
Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok. Štruktúra hmoty
Do chemických interakcií nevstupujú jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látky sú klasifikované podľa typu väzby molekulárne A nemolekulárna štruktúra. Látky zložené z molekúl sa nazývajú molekulárne látky. Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a už pri relatívne nízkych teplotách sa lámu – látka sa mení na kvapalinu a následne na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok pozostávajúcich z molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou. TO molekulárne látky patria 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 zlúčenín kovov s nekovmi má túto štruktúru: všetky soli (NaCl, K 2 SO 4), niektoré hydridy (LiH) a oxidy (CaO, MgO, FeO), zásady (NaOH, KOH). Iónové (nemolekulárne) látky majú vysoké teploty topenia a varu.
Pevné látky: amorfné a kryštalické
Pevné látky sa delia na kryštalické a amorfné.
Amorfné látky nemajú jasný bod topenia - pri zahrievaní postupne mäknú a prechádzajú do tekutého stavu. Napríklad plastelína a rôzne živice sú v amorfnom stave.
Kryštalické látky charakterizované správnym usporiadaním častíc, z ktorých pozostávajú: atómov, molekúl a iónov - v presne definovaných bodoch v priestore. Keď sú tieto body spojené priamymi čiarami, vytvorí sa priestorový rámec nazývaný kryštálová mriežka. Body, v ktorých sa nachádzajú častice kryštálov, sa nazývajú uzly mriežky. V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky a povahy spojenia medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónové, atómové, molekulárne a kovové.
Kryštálové mriežky sa nazývajú iónové, v uzloch ktorých sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovými väzbami, ktoré môžu viazať ako jednoduché ióny Na+, Cl -, tak aj komplexné SO 4 2-, OH -. V dôsledku toho majú soli a niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónové kryštálové mriežky. Napríklad kryštál chloridu sodného je vytvorený zo striedajúcich sa kladných iónov Na + a záporných Cl -, čím sa vytvára mriežka v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takomto kryštáli sú veľmi stabilné. Preto sa látky s iónovou mriežkou vyznačujú pomerne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.
Kryštalická mriežka - a) a amorfná mriežka - b).
Kryštalická mriežka - a) a amorfná mriežka - b). Atómové kryštálové mriežky
Atómový sa nazývajú kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sa nachádzajú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy navzájom spojené veľmi silné kovalentné väzby. Príkladom látok s týmto typom kryštálových mriežok je diamant, jedna z alotropných modifikácií uhlíka. Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napr. u diamantu je to nad 3500 °C), sú pevné a tvrdé a prakticky nerozpustné.
Molekulové kryštálové mriežky
Molekulárna nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť polárne (HCl, H 2 O) aj nepolárne (N 2, O 2). Napriek tomu, že atómy vnútri molekúl sú spojené veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi molekulami samotnými pôsobia slabé sily medzimolekulovej príťažlivosti. Preto látky s molekulárnymi kryštálovými mriežkami majú nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Väčšina pevných organických zlúčenín má molekulárne kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).
Molekulárna kryštálová mriežka (oxid uhličitý) Kovové kryštálové mriežky
Látky s kovová väzba majú kovové kryštálové mriežky. V uzloch takýchto mriežok sú atómov a iónov(buď atómy alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko premieňajú a odovzdávajú svoje vonkajšie elektróny „na bežné použitie“). Táto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: kujnosť, ťažnosť, elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk.
Cheat listy
