Допомога по Теле2, тарифи, питання

Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристика ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Вчення про хімічний зв'язок є основою всієї теоретичної хімії.

Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яка пов'язує їх у молекули, іони, радикали, кристали.

Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу.

Поділ хімічних зв'язків на типи носить умовний характер, оскільки всі вони характеризуються певною єдністю.

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку.

Металевий зв'язок поєднує ковалентну взаємодію атомів за допомогою узагальнених електронів та електростатичне тяжіння між цими електронами та іонами металів.

У речовинах часто відсутні граничні випадки хімічного зв'язку (чи чисті хімічні зв'язки).

Наприклад, фторид літію $LiF$ відносять до іонних сполук. Фактично ж у ньому зв'язок на $80% іонний і на $20% ковалентний. Правильніше тому, очевидно, говорити про рівень полярності (іонності) хімічного зв'язку.

У ряді галогеноводородів $HF-HCl-HBr-HI-HАt$ ступінь полярності зв'язку зменшується, бо зменшується різниця в значеннях електронегативності атомів галогену і водню, і в астатоводороді зв'язок стає майже неполярним $(ЕО(Н) = 2.1; ЕО(At) = 2.2) $.

Різні типи зв'язків можуть міститися в тих самих речовинах, наприклад:

1. в основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний;
2. у солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку — ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком — іонна;
3. у солях амонію, метиламонію тощо: між атомами азоту та водню — ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію та кислотним залишком — іонна;
4. у пероксидах металів (наприклад, $Na_2O_2$) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом та киснем — іонний тощо.

Різні типи зв'язків можуть переходити одна до одної:

— при електролітичній дисоціації у воді ковалентних з'єднань ковалентний полярний зв'язок перетворюється на іонний;

— при випаровуванні металів металевий зв'язок перетворюється на ковалентний неполярний і т.д.

Причиною єдності всіх типів та видів хімічних зв'язків служить їхня однакова хімічна природа — електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результатом електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.

Способи утворення ковалентного зв'язку. Характеристики ковалентного зв'язку: довжина та енергія зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок - це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення загальних електронних пар.

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.

I. Обмінний механізмдіє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.

1) $H_2$ - водень:

Зв'язок виникає завдяки утворенню загальної електронної пари $s$-електронами атомів водню (перекривання $s$-орбіталей):

2) $HCl$ - хлороводень:

Зв'язок виникає за рахунок утворення загальної електронної пари з $s-$ і $p-$електронів (перекривання $s-p-$орбіталей):

3) $Cl_2$: у молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних $p-$електронів (перекривання $p-p-$орбіталей):

4) $N_2$: у молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари:

ІІ. Донорно-акцепторний механізмосвіти ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу іона амонію $NH_4^+$.

Донор має електронну пару, акцептор - вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один — за донорно-акцепторним механізмом.

Ковалентні зв'язки можна класифікувати за способом перекриття електронних орбіталей, а також по зміщенню до одного з зв'язаних атомів.

Хімічні зв'язки, що утворюються внаслідок перекриття електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються $σ$ -зв'язками (сигма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцний.

$p-$Орбіталі можуть перекриватися у двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання:

Хімічні зв'язку, які у результаті «бокового» перекриття електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто. у двох областях, називаються $π$ -зв'язками (пі-зв'язками).

за ступеня зміщеностізагальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярнийі неполярної.

Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярної.Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, т.к. атоми мають однакову ЕО — властивість відтягувати себе валентні електрони з інших атомів. Наприклад:

тобто. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативності яких різняться полярної.

Довжина та енергія ковалентного зв'язку.

Характерні властивості ковалентного зв'язку- Її довжина та енергія. Довжина зв'язку- Це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Проте мірою міцності зв'язку є енергія зв'язкуяка визначається кількістю енергії, необхідної для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється у кДж/моль. Так, згідно з досвідченими даними, довжини зв'язку молекул $H_2, Cl_2$ і $N_2$ відповідно становлять $0.074, 0.198$ і $0.109$ нм, а енергії зв'язку відповідно дорівнюють $436, 242$ і $946$ кДж/моль.

Іони. Іонний зв'язок

Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу I групи та атом неметалу VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним.

Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні.

Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою частинкою, а другий перетвориться на негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частки називаються іонами.

Хімічний зв'язок, що виникає між іонами, називається іонним.

Розглянемо утворення цього зв'язку на прикладі добре всім знайомої сполуки хлориду натрію (кухонна сіль):

Процес перетворення атомів на іони зображений на схемі:

Таке перетворення атомів на іони відбувається завжди при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.

Розглянемо алгоритм (послідовність) міркувань під час запису утворення іонного зв'язку, наприклад між атомами кальцію та хлору:

Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.

Металевий зв'язок

Ознайомимося про те, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів. Метали зазвичай існують не у вигляді ізольованих атомів, а у формі шматка, зливка або металевого виробу. Що утримує атоми металу у єдиному обсязі?

Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - $ 1, 2, 3 $. Ці електрони легко відриваються, і атоми у своїй перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. З'єднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і вже з'єднуються з іншим іоном і т.д. Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки.

Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим.

На малюнку схематично зображено будову фрагмента металу натрію.

При цьому невелика кількість узагальнених електронів пов'язує велику кількість іонів та атомів.

Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентного, оскільки заснований на усуспільненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку усуспільнені зовнішні непарні електрони лише двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевим, як правило, пластичні, електропровідні та мають металевий блиск.

Металевий зв'язок характерний як чистих металів, так сумішей різних металів — сплавів, що у твердому і рідкому станах.

Водневий зв'язок

Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули (або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативних елементів, що мають неподілені електронні пари ($F, O, N$ і рідше $S$ та $Cl$), іншої молекули (або її частини) називають водневою.

Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер.

Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:

За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.

Речовини молекулярної та немолекулярної будови. Тип кристалічних ґрат. Залежність властивостей речовин від їх складу та будови

Молекулярна та немолекулярна будова речовин

У хімічні взаємодії вступають не окремі атоми чи молекули, а речовини. Речовина за заданих умов може бути в одному з трьох агрегатних станів: твердому, рідкому або газоподібному. Властивості речовини залежать також від характеру хімічного зв'язку між частинками, що його утворюють, — молекулами, атомами або іонами. За типом зв'язку розрізняють речовини молекулярної та немолекулярної будови.

Речовини, що складаються з молекул, називаються молекулярними речовинами. Зв'язки між молекулами в таких речовинах дуже слабкі, набагато слабші, ніж між атомами всередині молекули, і вже при порівняно низьких температурах вони розриваються - речовина перетворюється на рідину і далі на газ (ліхтар йоду). Температури плавлення та кипіння речовин, що складаються з молекул, підвищуються зі збільшенням молекулярної маси.

До молекулярних речовин відносяться речовини з атомною структурою ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), серед них є метали та неметали.

Розглянемо Фізичні властивостілужних металів. Відносно мала міцність зв'язку між атомами зумовлює низьку механічну міцність: лужні метали м'які легко ріжуться ножем.

Великі розміри атомів призводять до малої щільності лужних металів: літій, натрій та калій навіть легші за воду. У групі лужних металів температури кипіння та плавлення знижуються зі збільшенням порядкового номера елемента, т.к. розміри атомів збільшуються і слабшають зв'язки.

До речовин немолекулярногобудови відносяться іонні з'єднання. Такою будовою володіє більшість сполук металів з неметалами: всі солі ($NaCl, K_2SO_4$), деякі гідриди ($LiH$) та оксиди ($CaO, MgO, FeO$), основи ($NaOH, KOH$). Іонні (немолекулярні) речовини мають високі температуриплавлення та кипіння.

Кристалічні грати

Речовина, як відомо, може існувати у трьох агрегатних станах: газоподібному, рідкому та твердому.

Тверді речовини: аморфні та кристалічні.

Розглянемо, як впливають особливості хімічних зв'язків на властивості твердих речовин. Тверді речовини поділяються на кристалічніі аморфні.

Аморфні речовини не мають чіткої температури плавлення – при нагріванні вони поступово розм'якшуються та переходять у плинний стан. В аморфному стані, наприклад, знаходяться пластилін та різні смоли.

Кристалічні речовини характеризуються правильним розташуванням тих частинок, з яких вони складаються: атомів, молекул та іонів - у певних точках простору. При з'єднанні цих точок прямими лініями утворюється просторовий каркас, що називається кристалічною решіткою. Точки, в яких розміщені частинки кристала, називають вузлами ґрат.

Залежно від типу частинок, розташованих у вузлах кристалічних ґрат, і характеру зв'язку між ними розрізняють чотири типи кристалічних ґрат: іонні, атомні, молекулярніі металеві.

Іонні кристалічні ґрати.

Іонниминазивають кристалічні ґрати, у вузлах яких знаходяться іони. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, яким можуть бути пов'язані як прості іони $Na^(+), Cl^(-)$, і складні $SO_4^(2−), ОН^-$. Отже, іонні кристалічні грати мають солі, деякі оксиди і гідроксиди металів. Наприклад, кристал хлориду натрію складається з позитивних іонів $Na^+$ і негативних $Cl^-$, що утворюють решітку у формі куба. Зв'язки між іонами у такому кристалі дуже стійкі. Тому речовини з іонною решіткою відрізняються порівняно високою твердістю та міцністю, вони тугоплавкі та нелеткі.

Атомні кристалічні ґрати.

Атомниминазивають кристалічні грати, у вузлах яких є окремі атоми. У таких ґратах атоми з'єднані між собою дуже міцними ковалентними зв'язками. Прикладом речовин з таким типом кристалічних ґрат може бути алмаз — одне з алотропних видозмін вуглецю.

Більшість речовин з атомними кристалічними ґратами мають дуже високі температури плавлення (наприклад, у алмазу вона вище $3500°С$), вони міцні і тверді, практично нерозчинні.

Молекулярні кристалічні ґрати.

Молекулярниминазивають кристалічні ґрати, у вузлах яких розташовуються молекули. Хімічні зв'язки у цих молекулах може бути і полярними ($HCl, H_2O$), і неполярними ($N_2, O_2$). Незважаючи на те, що атоми всередині молекул пов'язані дуже міцними зв'язками ковалентними, між самими молекулами діють слабкі сили міжмолекулярного тяжіння. Тому речовини з молекулярними кристалічними ґратами мають малу твердість, низькі температури плавлення, летючі. Більшість твердих органічних сполук мають молекулярні кристалічні ґрати (нафталін, глюкоза, цукор).

Металеві кристалічні ґрати.

Речовини з металевим зв'язком мають металеві кристалічні ґрати. У вузлах таких ґрат знаходяться атоми та іони (то атоми, то іони, в які легко перетворюються атоми металу, віддаючи свої зовнішні електрони «в загальне користування»). Таке внутрішня будоваметалів визначає їх характерні фізичні властивості: ковкість, пластичність, електро- та теплопровідність, характерний металевий блиск.

Молекулярна та немолекулярна будова речовин. Будова речовини

У хімічні взаємодії вступають не окремі атоми чи молекули, а речовини. За типом зв'язку розрізняють речовини молекулярногоі немолекулярної будови. Речовини, що складаються з молекул, називаються молекулярними речовинами. Зв'язки між молекулами в таких речовинах дуже слабкі, набагато слабші, ніж між атомами всередині молекули, і вже при порівняно низьких температурах вони розриваються - речовина перетворюється на рідину і далі на газ (ліхтар йоду). Температури плавлення та кипіння речовин, що складаються з молекул, підвищуються із збільшенням молекулярної маси. До молекулярним речовинамвідносяться речовини з атомною структурою (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), серед них є метали та неметали. До речовин немолекулярної будовивідносяться іонні сполуки. Такою будовою володіє більшість сполук металів з неметалами: всі солі (NaCl, K 2 SO 4), деякі гідриди (LiH) та оксиди (CaO, MgO, FeO), основи (NaOH, KOH). Іонні (немолекулярні) речовинимають високі температури плавлення та кипіння.

Тверді речовини: аморфні та кристалічні

Тверді речовини поділяються на кристалічні та аморфні.

Аморфні речовинине мають чіткої температури плавлення – при нагріванні вони поступово розм'якшуються та переходять у плинний стан. В аморфному стані, наприклад, знаходяться пластилін та різні смоли.

Кристалічні речовинихарактеризуються правильним розташуванням тих частинок, з яких вони складаються: атомів, молекул та іонів – у строго визначених точках простору. При з'єднанні цих точок прямими лініями утворюється просторовий каркас, що називається кристалічною решіткою. Точки, в яких розміщені частинки кристала, називають вузлами ґрат. Залежно від типу частинок, розташованих у вузлах кристалічних ґрат, і характеру зв'язку між ними, розрізняють чотири типи кристалічних ґрат: іонні, атомні, молекулярні та металеві.

Іонними називають кристалічні ґрати, у вузлах яких є іони. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, яким можуть бути пов'язані як прості іони Na+, Cl - , так і складні SO 4 2- OH - . Отже, іонні кристалічні грати мають солі, деякі оксиди і гідроксиди металів. Наприклад, кристал хлориду натрію побудований з позитивних іонів Na +, що чергуються, і негативних Cl — , що утворюють решітку у формі куба. Зв'язки між іонами у такому кристалі дуже стійкі. Тому речовини з іонною решіткою відрізняються порівняно високою твердістю та міцністю, вони тугоплавкі та нелеткі.

Кристалічні грати - а) і аморфні грати - б).

Кристалічні грати - а) і аморфні грати - б).

Атомні кристалічні ґрати

Атомниминазивають кристалічні грати, у вузлах яких є окремі атоми. У таких ґратах атоми з'єднані між собою дуже міцними ковалентними зв'язками. Прикладом речовин з таким типом кристалічних ґрат може служити алмаз - одне з алотропних видозмін вуглецю. Більшість речовин з атомними кристалічними гратами мають дуже високі температури плавлення (наприклад, у алмазу вона понад 3500 ° С), вони міцні і тверді, практично нерозчинні.

Молекулярні кристалічні ґрати

Молекулярниминазивають кристалічні ґрати, у вузлах яких розташовуються молекули. Хімічні зв'язки в цих молекулах можуть бути і полярними (HCl, H 2 O), і неполярними (N 2 O 2). Незважаючи на те, що атоми всередині молекул пов'язані дуже міцними ковалентними зв'язками, між самими молекулами діють слабкі сили міжмолекулярного тяжіння. Тому речовини з молекулярними кристалічними ґратами мають малу твердість, низькі температури плавлення, летючі. Більшість твердих органічних сполук мають молекулярні кристалічні ґрати (нафталін, глюкоза, цукор).

Молекулярні кристалічні грати (вуглекислий газ)

Металеві кристалічні грати

Речовини з металевим зв'язкоммають металеві кристалічні ґрати. У вузлах таких ґрат знаходяться атоми та іони(то атоми, то іони, які легко перетворюються атоми металу, віддаючи свої зовнішні електрони «у загальне користування»). Така внутрішня будова металів визначає їх характерні фізичні властивості: ковкість, пластичність, електро- та теплопровідність, характерний металевий блиск.

Шпаргалки

Молекула, в якій не збігаються центри тяжкості позитивно та негативно заряджених ділянок, називається диполем. Дамо визначення поняття «диполь».

Диполь – сукупність двох рівних за величиною різноїменних електричних зарядів, розміщених певній відстані друг від друга.

Молекула водню Н 2 є диполем (рис. 50 а), а молекула хлороводню – диполь (рис. 50 б). Молекула води також є диполь. Електронні пари в Н 2 Про більшою мірою зміщені від атомів водню до атома кисню.

Центр тяжкості негативного заряду розташований поблизу атома кисню, центр тяжкості позитивного заряду поблизу атомів водню.

У кристалічній речовині атоми, іони чи молекули перебувають у строгому порядку.

Місце, де розташовується така частка, називається вузлом кристалічних ґрат.Положення атомів, іонів або молекул у вузлах кристалічних ґрат показано на рис. 51.

в г
Рис. 51. Моделі кристалічних ґрат (показана одна площина об'ємного кристала): а) ковалентна або атомна (алмаз, кремній Si, кварц SiO 2); б) іонна (NaCl); в) молекулярна (лід, I 2); г) металева (Li, Fe). У моделі металевих ґратточками позначені електрони

За типом хімічного зв'язку між частинками кристалічні грати діляться на ковалентні (атомні), іонні та металеві. Існує ще один тип кристалічних ґрат – молекулярний. У таких ґратах окремі молекули утримуються за рахунок сил міжмолекулярного тяжіння.

Кристали з ковалентними зв'язками(Рис. 51 а) є багатоатомні молекулярні освіти. Шматок алмазу або кварцу - це не що інше, як полімерна молекула з ковалентними хімічними зв'язками.

Іонні кристали(Рис. 51 б) містять у вузлах кристалічної решітки позитивно та негативно заряджені іони. Кристалічні грати побудовані так, що сили електростатичного тяжіння різноменно заряджених іонів і сили відштовхування однойменно заряджених іонів урівноважені. Такі кристалічні ґрати характерні для сполук типу LiF, NaCl та багатьох інших.

Молекулярні кристали(Рис. 51 в) містять у вузлах кристала молекули-диполі, які утримуються відносно один одного силами електростатичного тяжіння подібно до іонів в іонній кристалічній решітці. Наприклад, лід є молекулярними кристалічними гратами, утвореними диполями води. На рис. 51 вне наведено символи  у зарядів, щоб не перевантажувати малюнок.

Кристал металу(Рис. 51 г) містить у вузлах кристалічної решітки позитивно заряджені іони. Деяка частина зовнішніх електронів вільно переміщається між іонами. " Електронний газУтримує позитивно заряджені іони у вузлах кристалічної решітки. При ударі метал не колеться подібно до льоду, кварцу або кристалу солі, а лише змінює форму. Електрони завдяки своїй рухливості встигають в момент удару переміститися і утримати іони в новому положенні. пластичні, згинаються без руйнування.

Рис. 52. Будова оксиду кремнію: а) кристалічного; б) аморфного. Чорними точками позначені атоми кремнію, світлими кружками атоми кисню. Зображено площину кристала, тому четвертий зв'язок у атома кремнію не вказано. Пунктирною лінією виділено ближній порядок безладно аморфної речовини
В аморфній речовині порушено тривимірну періодичність структури, характерну для кристалічного стану (рис. 52 б).

Рідини та газивідрізняються від кристалічних та аморфних тіл безладним переміщенням атомів і
молекул. У рідинах сили тяжіння можуть утримувати мікрочастинки відносно одна одну на близьких відстанях, порівнянних з відстанями в твердому тілі. У газах взаємодія атомів і молекул практично відсутня, тому гази на відміну рідин займають весь наданий їм обсяг. Моль рідкої води при 100 0 З займає об'єм 18,7 см 3 а моль насиченої водяної пари 30000 см 3 при тій же температурі.


Рис. 53. Різні види взаємодії молекул у рідинах та газах: а) диполь-диполь; б) диполь-недиполь; в)недиполь-недиполь
На відміну від твердих тіл у рідинах та газах молекули вільно переміщуються. Внаслідок переміщення вони певним чином орієнтуються. Наприклад, на рис. 53 а,б. показано як взаємодіють молекули-диполі, а також неполярні молекули з молекулами-диполями у рідинах та газах.

При зближенні диполя з диполем молекули повертаються внаслідок тяжіння та відштовхування. Позитивно заряджена частина однієї молекули знаходиться поблизу негативно зарядженої частини іншої. Так взаємодіють диполі у рідкій воді.

При зближенні між собою двох неполярних молекул (недиполів) на досить близькі відстані вони також взаємно впливають одна на одну (рис. 53). в). Молекули зближуються негативно зарядженими електронними оболонками, що охоплюють ядра. Електронні оболонки деформуються так, що відбувається тимчасова поява позитивного та негативного центрів у тій та іншій молекулі, і вони взаємно притягуються один до одного. Достатньо молекул розійтися, як тимчасові диполі знову стають неполярними молекулами.

Прикладом є взаємодія між молекулами газоподібного водню. (Рис. 53 в).
3.2. Класифікація неорганічних речовин. Прості та складні речовини
На початку XIX століття шведський хімік Берцеліус запропонував речовини, одержані з живих організмів, назвати органічними.Речовини, характерні для неживої природи, було названо неорганічнимиабо мінеральними(Отриманими з мінералів).

Усі тверді, рідкі та газоподібні речовини можна розділити на прості та складні.

Найпростішими називаються речовини, що складаються з атомів одного хімічного елемента.

Наприклад, водень, бром і залізо при кімнатній температурі та атмосферному тиску являють собою прості речовини, що знаходяться відповідно в газоподібному, рідкому та твердому станах (мал. 54). а Б В).

Газоподібний водень Н 2 (г) та рідкий бром Br 2 (ж) складаються з двоатомних молекул. Тверде залізо Fe(т) існує у вигляді кристала з металевою решіткою.

Прості речовини поділяють на дві групи: неметали та метали.

а) б) в)

Рис. 54. Прості речовини: а) газоподібний водень. Він легший за повітря, тому пробірка закрита пробкою і перевернута вгору дном; б) рідкий бром (зазвичай зберігається у запаяних ампулах); в) порошок заліза

Неметали – прості речовини з ковалентною (атомною) або молекулярною кристалічною решіткою у твердому стані.

При кімнатній температурі ковалентні (атомні) кристалічні грати характерні для таких неметалів, як бір B(т), вуглець C(т), кремній Si(т). Молекулярні кристалічні грати мають білий фосфор P(т), сірка S(т), йод I 2 (т). Деякі неметали лише за дуже низьких температур переходять у рідке чи тверде агрегатний стан. У звичайних умовах є газами. До таких речовин відносяться, наприклад, водень Н2(г), азот N2(г), кисень O2(г), фтор F2(г), хлор Cl2(г), гелій He(г), неон Ne (г), аргон Ar(г). При кімнатній температурі рідкому вигляді існує молекулярний бром Br 2 (ж).

Метали – прості речовини з металевими кристалічними ґратами у твердому стані.

Це ковкі, пластичні речовини, які мають металевий блиск і здатні проводити тепло та електрику.

Приблизно 80% елементів періодичної системи утворюють прості речовини-метали. За кімнатної температури метали – тверді речовини. Наприклад, Li(т), Fe(т). Лише ртуть, Hg(ж) - рідина, що твердне при -38,89 0 С.

Складні речовини – це речовини, що складаються з атомів різних хімічних елементів

Атоми елементів у складній речовині пов'язані постійними та цілком певними відносинами.

Наприклад, вода Н2О – складна речовина. До її молекули входять атоми двох елементів. Вода завжди, у будь-якій точці Землі містить 11,1% водню та 88,9% кисню по масі.

Залежно від температури та тиску вода може перебувати у твердому, рідкому або газоподібному стані, який вказують праворуч від хімічної формули речовини – Н2О(г), Н2О(ж), Н2О(т).

У практичній діяльності ми, як правило, маємо справу не з чистими речовинами, А їх сумішами.

Суміш – це сукупність хімічних сполук різного складу та будови

Представимо прості та складні речовини, а також їх суміші у вигляді схеми:

Прості

Неметали

Емульсії

Основи

Складні речовини в неорганічній хімії поділяються на оксиди, основи, кислоти та солі.

Оксиди
Розрізняють оксиди металів та неметалів. Оксиди металів – з'єднання з іонними зв'язками. У твердому стані вони утворюють іонні кристалічні ґрати.

Оксиди неметалів– сполуки із ковалентними хімічними зв'язками.

Оксидами називаються складні речовини, які з атомів двох хімічних елементів, однією з є кисень, ступінь окислення якого дорівнює – 2.

Нижче наведено молекулярні та структурні формули деяких оксидів неметалів та металів.
Молекулярна формула Структурна формула

СО 2 - оксид вуглецю (IV) О = С = О

SO 2 – оксид сірки (IV)

SO 3 – оксид сірки (VI)

SiO 2 – оксид кремнію (IV)

Na 2 O – оксид натрію

CaO – оксид кальцію

До 2 Про – оксид калію, Na 2 O – оксид натрію, Al 2 O 3 – оксид алюмінію. Калій, натрій та алюміній утворюють по одному оксиду.

Якщо елемента характерно кілька ступенів окислення, існує кілька його оксидів. В цьому випадку після назви оксиду вказують ступінь окислення елемента римською цифрою у дужках. Наприклад, FeO – оксид заліза (II), Fe 2 O 3 – оксид заліза (III).

Окрім назв, утворених за правилами міжнародної номенклатури, застосовуються традиційні російські назви оксидів, наприклад: CO 2 оксид вуглецю (IV)– вуглекислий газСО оксид вуглецю (II) – чадний газ,СаО оксид кальцію – негашене вапно, SiO 2 оксид кремнію- кварц, кремнезем, пісок.

Виділяють три групи оксидів, що відрізняються хімічними властивостями, – основні, кислотніі амфотерні(ін. грец. , – і той, і інший, двоякий).

Основні оксидиутворені елементами головних підгруп I та II груп Періодичної системи (ступінь окислення елементів +1 та +2), а також елементами побічних підгруп, ступінь окислення яких також +1 або +2. Всі ці елементи – метали, тому основні оксиди – це оксиди металів, наприклад:
Li 2 O – оксид літію

MgO – оксид магнію

CuO – оксид міді (II)
Основним оксидам відповідають основи.

Кислотні оксиди утворені неметалами та металами, ступінь окислення яких більший за +4, наприклад:
СО 2 – оксид вуглецю (IV)

SO 2 – оксид сірки (IV)

SO 3 – оксид сірки (VI)

Р 2 Про 5 – оксид фосфору (V)
Кислотним оксидам відповідають кислоти.

Амфотерні оксиди утворені металами, ступінь окислення яких +2, +3, іноді +4, наприклад:
ZnO – оксид цинку

Al 2 O 3 – оксид алюмінію
Амфотерним оксидам відповідають амфотерні гідроксиди.

Крім того, виділяють невелику групу так званих байдужих оксидів:
N 2 O – оксид азоту (I)

NO – оксид азоту (II)

СО – оксид вуглецю (II)
Слід зазначити, що одним із найважливіших на нашій планеті оксидів є оксид водню, відомий вам як вода Н2О.
Основи
У розділі "Оксиди" згадувалося, що основним оксидам відповідають основи:
Оксиду натрію Na 2 O – гідроксид натрію NaOH.

Оксиду кальцію CaO – гідроксид кальцію Ca(OH) 2 .

Оксиду міді CuO – гідроксид міді Cu(OH) 2

Підставами називаються складні речовини, що складаються з атома металу та однієї або кількох гідроксогруп -ОН.

Підстави є твердими речовинами з іонними кристалічними ґратами.

При розчиненні у воді кристали розчинних основ ( лугів)руйнуються під дією полярних молекул води, і утворюються іони:

NaOH(т)  Na + (р-р) + ВІН – (р-р)

Подібний запис іонів: Na + (р-р) або ВІН - (р-р) означає, що іони знаходяться в розчині.

Назва основи включає слово гідроксиді російська назва металу в родовому відмінку. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Са(ОН) 2 – гідроксид кальцію.

Якщо метал утворює кілька основ, то в назві вказують ступінь окиснення металу римською цифрою у дужках. Наприклад: Fe(OH) 2 – гідроксид заліза (II), Fe(OH) 3 – гідроксид заліза (III).

Крім цього, для деяких підстав існують традиційні назви:

NaOH – їдкий натр, каустична сода

КІН - їдке калі

Са(ВІН) 2 – гашене вапно, вапняна вода

Р
Розчинні у воді основи називають лугами

Вирізняють розчинні та нерозчинні у воді основи.

Це гідроксиди металів головних підгруп I та II груп, крім гідроксидів Ве та Mg.

До амфотерних гідроксидів відноситься,
HCl(г)  Н + (р-р) + Cl – (р-р)

Кислотами називаються складні речовини, до складу яких входять атоми водню, здатні замінюватися або обмінюватися на атоми металів, і кислотні залишки.

Залежно від наявності чи відсутності атомів кисню у молекулі виділяють безкисневі і кисневміснікислоти.

Щоб назвати безкисневі кислоти, до російської назви неметала додають літеру. про-і слово воднева :

HF – фтороводородна кислота

HCl – хлороводнева кислота

HBr – бромоводнева кислота

HI – йодоводородна кислота

H 2 S – сірководнева кислота
Традиційні назви деяких кислот:

HCl – соляна кислота; HF – плавикова кислота

Щоб назвати кисневмісні кислоти, до кореня російської назви неметала додають закінчення - ня,

-ова, якщо неметал знаходиться у вищому ступені окислення. Вища ступінь окислення збігається з номером групи, в якій знаходиться елемент-неметал:
H 2 SO 4 – сір наякислота

HNO 3 – азот наякислота

HClO 4 – хлор наякислота

HMnO 4 – марганц овакислота
Якщо елемент утворює кислоти у двох ступенях окиснення , то для назви кислоти, що відповідає нижчому ступеню окиснення елемента, використовується закінчення - справжня:
H 2 SO 3 – серн справжнякислота

HNO 2 – азот справжнякислота
За кількістю атомів водню у молекулі розрізняють одноосновні(HCl, HNO 3), двоосновні(H 2 SO 4), триосновнікислоти (Н 3 РВ 4).

Багато кисневмісних кислот утворюються при взаємодії відповідних кислотних оксидів з водою. Оксид, що відповідає даній кислоті, називається її ангідридом:

Сірчистий ангідрид SO 2 – сірчиста кислота H 2 SO 3

Сірчаний ангідрид SO 3 – сірчана кислота H 2 SO 4

Азотистий ангідрид N 2 O 3 – азотиста кислота HNO 2

Азотний ангідрид N 2 O 5 – азотна кислота HNO 3

Фосфорний ангідрид P 2 O 5 – фосфорна кислота H 3 PO 4
Зверніть увагу, що ступеня окиснення елемента в оксиді та відповідній кислоті збігаються.

Якщо елемент в одній і тій же мірі окиснення утворює кілька кислот, що містять кисень, то до назви кислоти з меншим вмістом атомів кисню додається префікс " мета", з великим вмістом кисню – префікс" орто". Наприклад:

HPO 3 – метафосфорна кислота

H 3 PO 4 - ортофосфорна кислота, яку часто називають просто фосфорною кислотою

H 2 SiO 3 – метакремнієва кислота, зазвичай її називають кремнієвою кислотою

H 4 SiO 4 – ортокремнієва кислота.

Кремнієві кислоти не утворюються при взаємодії SiO 2 з водою, їх одержують іншим шляхом.
З
Солі – це складні речовини, які з атомів металу і кислотних залишків.
олі
NaNO 3 – нітрат натрію

CuSO 4 – сульфат міді (II)

СаСО 3 – карбонат кальцію

При розчиненні у воді кристали солей руйнуються, утворюються іони:

NaNO 3 (т)  Na + (р-р) + NO 3 - (р-р).
Солі можна розглядати як продукти повного або часткового заміщення атомів водню в молекулі кислоти атомами металу або як продукти повного або часткового заміщення гідроксогруп основи кислотними залишками.

При повному заміщенні атомів водню утворюються середні солі: Na 2 SO 4, MgCl 2 . . При частковому заміщенні утворюються кислі солі (гідросолі) NaHSO 4 та основні солі (гідроксосолі) MgOHCl.

За правилами міжнародної номенклатури назви солей утворюють із назви кислотного залишку в називному відмінку та російської назви металу в родовому відмінку (табл. 12):

NaNO 3 – нітрат натрію

CuSO 4 – сульфат міді(II)

СаСО 3 – карбонат кальцію

Са 3 (РО 4) 2 – ортофосфат кальцію

Na 2 SiO 3 – силікат натрію

Назву кислотного залишку виробляють від кореня латинської назви кислотоутворюючого елемента (наприклад, nitrogenium - азот, корінь нітр-) та закінчень:

-атдля вищого ступеня окиснення, -ітдля нижчого ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента (табл. 12).

Т а б л і ц а 12

Назви кислот та солей

Назва кислоти	Формула кислоти	Назва солей	Приклади Солей
Хлороводнева (Соляна)	HCl	Хлориди	AgCl Хлорид срібла
Сірководнева	H 2 S	Сульфіди	FeS Сульф ідзаліза(II)
Сірчиста	H 2 SO 3	Сульфіти	Na 2 SO 3 Сульф ітнатрію
Сірчана	H 2 SO 4	Сульфати	K 2 SO 4 Сульф аткалію
Азотиста	HNO 2	Нітріти	LiNO 2 Нітр ітлітія
Азотна	HNO 3	Нітрати	Al(NO 3) 3 Нітр аталюмінію
Ортофосфорна	H 3 PO 4	Ортофосфати	Ca 3 (PO 4) 2 Ортофосфат кальцію
Вугільна	H 2 CO 3	Карбонати	Na 2 CO 3 Карбонат натрію
Кремнієва	H 2 SiO 3	Силікати	Na 2 SiO 3 Силікат натрію

Назви кислих солей утворюються подібно до назв середніх солей , з додаванням приставки " гідро":

NaHSO 4 – гідросульфат натрію

NaHS – гідросульфід натрію
Назви основних солей утворюють, додаючи приставку " гідроксо": MgOHCl - гідроксохлорид магнію.

Крім того, у багатьох солей є традиційні назви, наприклад:
Na 2 CO 3 – сода;

NaHCO 3 – харчова (питна) сода;

СаСО 3 – крейда, мармур, вапняк.

Атомно-молекулярне вчення розвинув і вперше застосував у хімії великий російський учений М.В.Ломоносов. Основні положення цього вчення викладені в роботі "Елементи математичної хімії" (1741) та інших. Сутність вчення Ломоносова можна звести до таких положень.

1. Усі речовини складаються з "корпускул" (так Ломоносов називав молекули).

2. Молекули складаються з "елементів" (так Ломоносов називав атоми).

3. Частинки — молекули та атоми — перебувають у безперервному русі. Тепловий стан тіл є результатом руху їх частинок.

4. Молекули простих речовин складаються з однакових атомів, молекули. складних речовин- З різних атомів.

Через 67 років після Ломоносова атомістичне вчення у хімії застосував англійський вчений Джон Дальтон. Він виклав основні положення атомістики у книзі "Нова система хімічної філософії" (1808). У своїй основі вчення Дальтона повторює вчення Ломоносова. Проте Дальтон заперечував існування молекул у простих речовин, що проти вченням Ломоносова крок назад. За Дальтоном, прості речовини складаються лише з атомів, і лише складні речовини – зі "складних атомів" (у сучасному розумінні – молекул). Атомно-молекулярне вчення у хімії остаточно утвердилося лише у середині ХІХ ст. На міжнародному з'їзді хіміків м. Карлсруе у 1860 р. було прийнято визначення понять молекули та атома.

Молекула - це найменша частка цієї речовини, що володіє його хімічними властивостями. Хімічні властивостімолекули визначаються її складом та хімічною будовою.

Атом - найменша частка хімічного елемента, що входить до складу молекул простих та складних речовин. Хімічні властивості елемента визначаються будовою атома. Звідси випливає визначення атома, що відповідає сучасним уявленням:

Атом - це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого атомного ядра та негативно заряджених електронів.

Відповідно до сучасних уявлень з молекул складаються речовини в газоподібному та пароподібному стані. У твердому стані з молекул складаються лише речовини, кристалічні грати яких мають молекулярну структуру. Більшість твердих неорганічних речовин не має молекулярної структури: їх грати складаються не з молекул, а з інших частинок (іонів, атомів); вони існують у вигляді макротіл (кристал хлориду натрію, шматок міді та ін.). Немає молекулярної структури солі, оксиди металів, алмаз, кремній, метали.

Хімічні елементи

Атомно-молекулярне вчення дозволило пояснити основні поняття та закони хімії. З погляду атомно-молекулярного вчення хімічним елементом називається кожен вид атомів. Найважливішою характеристикою атома є позитивний заряд його ядра, чисельно рівний порядковому номеру елемента. Значення заряду ядра є характерною ознакою для різних видіватомів, що дозволяє дати повніше визначення поняття елемента:

Хімічний елементце певний вид атомів з однаковим позитивним зарядом ядра.

Відомо 107 елементів. В даний час продовжуються роботи зі штучного одержання хімічних елементів з вищими порядковими номерами.

Всі елементи зазвичай ділять на метали та неметали. Однак цей поділ умовний. Важливою характеристикою елементів є поширеність у земної корі, тобто. у верхній твердій оболонці Землі, товщина якої прийнята умовно, що дорівнює 16 км. Розподіл елементів у земній корі вивчає геохімія – наука про хімію Землі. Геохімік А.П.Виноградов склав таблицю середнього хімічного складуземної кори. Згідно з цими даними найпоширенішим елементом є кисень - 47,2% маси земної кори, потім слідує кремній - 27,6, алюміній - 8,80, залізо -5,10, кальцій - 3,6, натрій - 2,64, калій - 2,6, магній - 2,10, водень - 0,15%.