Qué óxido en estado sólido está compuesto por moléculas. Los gases, líquidos, sólidos pertenecen a macrosistemas. Sustancias de estructura molecular y no molecular. Tipo de celosía cristalina. Dependencia de las propiedades de las sustancias en su composición y estructura.
Enlace químico covalente, sus variedades y mecanismos de formación. Caracterización de un enlace covalente (polaridad y energía de enlace). Enlace iónico. Enlace metálico. Enlace de hidrógeno
La doctrina de los enlaces químicos es la base de toda la química teórica.
Se entiende por enlace químico la interacción de átomos que los une en moléculas, iones, radicales, cristales.
Hay cuatro tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes, metálicos e hidrógeno.
La división de enlaces químicos en tipos es condicional, ya que todos se caracterizan por una cierta unidad.
El enlace iónico puede considerarse como el caso límite del enlace polar covalente.
El enlace metálico combina la interacción covalente de los átomos con la ayuda de electrones compartidos y la atracción electrostática entre estos electrones y los iones metálicos.
En las sustancias, a menudo no hay casos limitantes de enlaces químicos (o enlaces químicos puros).
Por ejemplo, el fluoruro de litio $ LiF $ se denomina compuestos iónicos. De hecho, el enlace en él es $ 80% $ iónico y $ 20% $ covalente. Por tanto, es más correcto hablar del grado de polaridad (ionicidad) de un enlace químico.
En la serie de haluros de hidrógeno $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $, el grado de polaridad del enlace disminuye, porque la diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos de halógeno e hidrógeno disminuye, y en el astato de hidrógeno el enlace se vuelve casi no polar $ (EO (H) = 2.1; EO (At) = 2.2) $.
Las mismas sustancias pueden contener diferentes tipos de enlaces, por ejemplo:
- en las bases: entre los átomos de oxígeno e hidrógeno en los grupos hidroxilo, el enlace es covalente polar, y entre el metal y el grupo hidroxilo, es iónico;
- en sales de ácidos que contienen oxígeno: entre el átomo no metálico y el oxígeno del residuo ácido - polar covalente, y entre el residuo metálico y ácido - iónico;
- en amonio, sales de metilamonio, etc .: entre átomos de nitrógeno e hidrógeno - polar covalente, y entre iones amonio o metilamonio y un residuo ácido - iónico;
- en los peróxidos metálicos (por ejemplo, $ Na_2O_2 $), el enlace entre los átomos de oxígeno es covalente no polar, y entre el metal y el oxígeno, es iónico, etc.
Los diferentes tipos de enlaces pueden ir unos a otros:
- a disociación electrolítica en el agua de los compuestos covalentes, el enlace polar covalente se transforma en uno iónico;
- tras la evaporación de los metales, el enlace metálico se convierte en un covalente no polar, etc.
La razón de la unidad de todos los tipos y tipos de enlaces químicos es su naturaleza química idéntica: interacción electrón-nuclear. La formación de un enlace químico en cualquier caso es el resultado de la interacción electrón-nuclear de los átomos, acompañada de la liberación de energía.
Métodos para la formación de un enlace covalente. Características del enlace covalente: longitud y energía del enlace
Un enlace químico covalente es un enlace que se produce entre átomos debido a la formación de pares de electrones comunes.
El mecanismo para la formación de dicho enlace puede ser de intercambio y de donante-aceptor.
I. Mecanismo de intercambio actúa cuando los átomos forman pares de electrones comunes mediante la combinación de electrones no apareados.
1) $ H_2 $ - hidrógeno:
El enlace surge debido a la formación de un par de electrones común por $ s $ -electrones de átomos de hidrógeno (superposición de $ s $ -orbitales):
2) $ HCl $ - cloruro de hidrógeno:
El enlace surge debido a la formación de un par de electrones común a partir de electrones $ s- $ y $ p- $ (orbitales $ s-p- $ superpuestos):
3) $ Cl_2 $: en una molécula de cloro, se forma un enlace covalente debido a electrones $ p- $ no apareados (superposición de orbitales $ p-p- $):
4) $ N_2 $: en la molécula de nitrógeno, se forman tres pares de electrones comunes entre los átomos:
II. Mecanismo donante-aceptor Consideremos la formación de un enlace covalente usando el ejemplo del ion amonio $ NH_4 ^ + $.
El donante tiene un par de electrones, el aceptor tiene un orbital libre, que este par puede ocupar. En el ion amonio, los cuatro enlaces con átomos de hidrógeno son covalentes: tres se formaron debido a la creación de pares de electrones comunes por el átomo de nitrógeno y los átomos de hidrógeno por el mecanismo de intercambio, uno - por el mecanismo donante-aceptor.
Los enlaces covalentes se pueden clasificar por la forma en que los orbitales de los electrones se superponen y también por su desplazamiento hacia uno de los átomos enlazados.
Los enlaces químicos formados como resultado de la superposición de orbitales de electrones a lo largo de la línea de enlace se denominan $ σ $ -enlaces (sigma-links)... El vínculo sigma es muy fuerte.
$ p- $ Los orbitales pueden superponerse en dos regiones, formando un enlace covalente debido a la superposición lateral:
Enlaces químicos formados como resultado de la superposición "lateral" de los orbitales de electrones fuera de la línea de comunicación, es decir, en dos áreas se llaman $ π $ -enlaces (enlaces pi).
Por grado de sesgo pares de electrones comunes a uno de los átomos conectados por ellos, un enlace covalente puede ser polar y no polar.
Un enlace químico covalente formado entre átomos con la misma electronegatividad se llama no polar. Los pares de electrones no se desplazan hacia ninguno de los átomos, porque los átomos tienen el mismo EO, la propiedad de alejar los electrones de valencia de otros átomos. Por ejemplo:
aquellos. a través de un enlace no polar covalente, se forman moléculas de sustancias simples no metálicas. Un enlace químico covalente entre átomos de elementos cuyas electronegatividades difieren se llama polar.
Longitud y energía del enlace covalente.
Característica propiedades de enlace covalente- su duración y energía. Longitud del enlace Es la distancia entre los núcleos de los átomos. Cuanto más corta sea su longitud, más fuerte será el enlace químico. Sin embargo, una medida de la fuerza de la unión es energía de enlace, que está determinada por la cantidad de energía necesaria para romper el enlace. Por lo general, se mide en kJ / mol. Por lo tanto, de acuerdo con los datos experimentales, las longitudes de enlace de las moléculas $ H_2, Cl_2 $ y $ N_2 $ son $ 0.074, 0.198 $ y $ 0.109 $ nm, respectivamente, y las energías de unión son $ 436, 242 $ y $ 946 $ kJ / mol, respectivamente.
Jonás. Enlace iónico
Imaginemos que dos átomos "se encuentran": un átomo metálico del grupo I y un átomo no metálico del grupo VII. El átomo metálico tiene un solo electrón en el nivel de energía externa, y el átomo no metálico solo carece de un electrón para que su nivel externo sea completo.
El primer átomo le dará fácilmente al segundo su electrón, que está lejos del núcleo y débilmente unido a él, y el segundo le dará un espacio libre en su nivel electrónico externo.
Entonces, el átomo, privado de una de sus cargas negativas, se convertirá en una partícula con carga positiva, y la segunda se convertirá en una partícula con carga negativa debido al electrón recibido. Tales partículas se llaman iones.
El enlace químico que se produce entre los iones se llama iónico.
Consideremos la formación de este enlace usando el ejemplo del conocido compuesto de cloruro de sodio (sal de mesa):
El proceso de conversión de átomos en iones se muestra en el diagrama:
Esta transformación de átomos en iones siempre ocurre cuando los átomos de metales típicos y no metales típicos interactúan.
Considere un algoritmo (secuencia) de razonamiento al registrar la formación de un enlace iónico, por ejemplo, entre átomos de calcio y cloro:
Los números que muestran el número de átomos o moléculas se llaman coeficientes, y los números que muestran el número de átomos o iones en una molécula se llaman índices.
Enlace de metal
Conozcamos cómo los átomos de los elementos metálicos interactúan entre sí. Los metales no suelen existir en forma de átomos aislados, sino en forma de trozos, lingotes o productos metálicos. ¿Qué mantiene los átomos de metal en un solo volumen?
Los átomos de la mayoría de los metales en el nivel externo contienen una pequeña cantidad de electrones: $ 1, 2, 3 $. Estos electrones se desprenden fácilmente y los átomos se convierten en iones positivos. Los electrones desprendidos se mueven de un ion a otro, uniéndolos en un solo todo. Al combinarse con iones, estos electrones forman temporalmente átomos, luego se vuelven a romper y se combinan con otro ion, etc. En consecuencia, en la mayor parte del metal, los átomos se transforman continuamente en iones y viceversa.
El enlace en metales entre iones por medio de electrones compartidos se llama metálico.
La figura muestra esquemáticamente la estructura de un fragmento de sodio metálico.
En este caso, una pequeña cantidad de electrones compartidos se unen a una gran cantidad de iones y átomos.
El enlace metálico tiene cierta semejanza con el enlace covalente, ya que se basa en el intercambio de electrones externos. Sin embargo, con un enlace covalente, los electrones externos no apareados de solo dos átomos vecinos se socializan, mientras que con un enlace metálico, todos los átomos participan en la socialización de estos electrones. Es por eso que los cristales con un enlace covalente son frágiles, mientras que los cristales con un enlace metálico suelen ser dúctiles, eléctricamente conductores y tienen un brillo metálico.
El enlace metálico es característico tanto para metales puros como para mezclas de varios metales: aleaciones en estado sólido y líquido.
Enlace de hidrógeno
El enlace químico entre los átomos de hidrógeno polarizados positivamente de una molécula (o parte de ella) y los átomos polarizados negativamente de elementos fuertemente electronegativos que tienen pares de electrones solitarios ($ F, O, N $ y con menos frecuencia $ S $ y $ Cl $), otra molécula (o sus partes) se llaman hidrógeno.
El mecanismo de enlace de hidrógeno es en parte electrostático y en parte donante-aceptor.
Ejemplos de enlaces de hidrógeno intermoleculares:
En presencia de tal enlace, incluso las sustancias de bajo peso molecular pueden, en condiciones normales, ser líquidos (alcohol, agua) o gases fácilmente licuados (amoníaco, fluoruro de hidrógeno).
Las sustancias con enlaces de hidrógeno tienen redes de cristales moleculares.
Sustancias de estructura molecular y no molecular. Tipo de celosía cristalina. Dependencia de las propiedades de las sustancias en su composición y estructura.
Estructura molecular y no molecular de sustancias.
V interacciones químicas no son átomos o moléculas individuales los que entran, sino sustancias. Una sustancia en determinadas condiciones puede encontrarse en uno de tres estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso. Las propiedades de una sustancia también dependen de la naturaleza del enlace químico entre las partículas que la forman: moléculas, átomos o iones. Por el tipo de enlace, se distinguen las sustancias de estructura molecular y no molecular.
Las sustancias que constan de moléculas se denominan sustancias moleculares... Los enlaces entre moléculas en tales sustancias son muy débiles, mucho más débiles que entre los átomos dentro de una molécula, y ya con una relativa temperaturas bajas explotan: la sustancia se convierte en líquido y luego en gas (sublimación de yodo). Los puntos de fusión y ebullición de sustancias compuestas por moléculas aumentan al aumentar peso molecular.
Las sustancias moleculares incluyen sustancias con estructura atómica ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), entre ellas se encuentran metales y no metales.
Considerar propiedades físicas Metales alcalinos... La fuerza de unión relativamente baja entre átomos provoca una baja resistencia mecánica: los metales alcalinos son blandos y se cortan fácilmente con un cuchillo.
El gran tamaño de los átomos conduce a una baja densidad de metales alcalinos: el litio, el sodio y el potasio son incluso más ligeros que el agua. En el grupo de los metales alcalinos, los puntos de ebullición y fusión disminuyen con un aumento en el número ordinal del elemento, ya que el tamaño de los átomos aumenta y los enlaces se debilitan.
A las sustancias no molecular las estructuras incluyen compuestos iónicos. La mayoría de los compuestos metálicos con no metales tienen esta estructura: todas las sales ($ NaCl, K_2SO_4 $), algunos hidruros ($ LiH $) y óxidos ($ CaO, MgO, FeO $), bases ($ NaOH, KOH $). Las sustancias iónicas (no moleculares) tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Celosías de cristal
Una sustancia, como saben, puede existir en tres estados de agregación: gaseosa, líquida y sólida.
Sólidos: amorfos y cristalinos.
Consideremos cómo las características de los enlaces químicos afectan las propiedades de los sólidos. Los sólidos se dividen en cristalino y amorfo.
Las sustancias amorfas no tienen un punto de fusión claro: cuando se calientan, se ablandan gradualmente y se vuelven fluidas. En estado amorfo, por ejemplo, se encuentran plastilina y diversas resinas.
Las sustancias cristalinas se caracterizan por la correcta disposición de las partículas que las componen: átomos, moléculas e iones, en puntos estrictamente definidos del espacio. Cuando estos puntos están conectados con líneas rectas, se forma un marco espacial, llamado red cristalina. Los puntos en los que se encuentran las partículas de cristal se denominan puntos reticulares.
Dependiendo del tipo de partículas ubicadas en los nodos de la red cristalina y la naturaleza del enlace entre ellas, se distinguen cuatro tipos de redes cristalinas: iónico, atómico, molecular y metal.
Rejillas de cristal iónico.
Iónico se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos hay iones. Están formados por sustancias con enlace iónico, que pueden asociarse tanto con iones simples $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $, como con iones complejos $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. En consecuencia, las sales, algunos óxidos e hidróxidos de metales tienen redes cristalinas iónicas. Por ejemplo, un cristal de cloruro de sodio se compone de iones $ Na ^ + $ positivos alternados y $ Cl ^ - $ negativos, formando una red en forma de cubo. Los enlaces entre iones en un cristal de este tipo son muy estables. Por lo tanto, las sustancias con una red iónica se distinguen por una dureza y resistencia relativamente altas, son refractarias y no volátiles.
Rejillas de cristal atómico.
Atómico se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos hay átomos individuales. En tales redes, los átomos están unidos por enlaces covalentes muy fuertes. Un ejemplo de sustancias con este tipo de red cristalina es el diamante, una de las modificaciones alotrópicas del carbono.
La mayoría de las sustancias con una red cristalina atómica tienen puntos de fusión muy altos (por ejemplo, para el diamante es superior a $ 3500 ° C $), son fuertes y sólidas, prácticamente insolubles.
Redes de cristales moleculares.
Molecular llamadas redes cristalinas, en cuyos nodos se encuentran las moléculas. Los enlaces químicos en estas moléculas pueden ser tanto polares ($ HCl, H_2O $) como no polares ($ N_2, O_2 $). A pesar de que los átomos dentro de las moléculas están unidos por enlaces covalentes muy fuertes, entre las moléculas actúan fuerzas débiles de atracción intermolecular. Por lo tanto, las sustancias con redes de cristales moleculares tienen baja dureza, bajos puntos de fusión y son volátiles. Mas solido compuestos orgánicos tienen celosías de cristales moleculares (naftaleno, glucosa, azúcar).
Celosías de cristal metálico.
Las sustancias con un enlace metálico tienen rejillas de cristal metálico. En los sitios de tales redes hay átomos e iones (átomos o iones, en los que los átomos de metal se transforman fácilmente, donando sus electrones externos "para uso general"). Esta estructura interna de los metales determina sus propiedades físicas características: maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico característico.
Estructura molecular y no molecular de sustancias. Estructura de la materia
No son átomos o moléculas individuales los que entran en interacciones químicas, sino sustancias. Por el tipo de conexión, las sustancias se distinguen. molecular y estructura no molecular... Las sustancias que constan de moléculas se denominan sustancias moleculares... Los enlaces entre moléculas en tales sustancias son muy débiles, mucho más débiles que entre los átomos dentro de una molécula, e incluso a temperaturas relativamente bajas se rompen: la sustancia se convierte en líquido y luego en gas (sublimación de yodo). Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias compuestas por moléculas aumentan al aumentar el peso molecular. PARA sustancias moleculares incluyen sustancias con estructura atómica (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), entre ellas se encuentran metales y no metales. A las sustancias estructura no molecular incluyen compuestos iónicos. La mayoría de los compuestos metálicos con no metales tienen tal estructura: todas las sales (NaCl, K 2 SO 4), algunos hidruros (LiH) y óxidos (CaO, MgO, FeO), bases (NaOH, KOH). Sustancias iónicas (no moleculares) tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Sólidos: amorfos y cristalinos
Los sólidos se dividen en cristalino y amorfo.
Sustancias amorfas no tienen un punto de fusión claro: cuando se calientan, se ablandan gradualmente y se vuelven fluidos. En estado amorfo, por ejemplo, se encuentran plastilina y diversas resinas.
Sustancias cristalinas caracterizado por la disposición correcta de las partículas que las componen: átomos, moléculas e iones, en puntos estrictamente definidos en el espacio. Cuando estos puntos están conectados con líneas rectas, se forma un marco espacial, llamado red cristalina. Los puntos en los que se encuentran las partículas de cristal se denominan puntos reticulares. Dependiendo del tipo de partículas ubicadas en los nodos de la red cristalina, y la naturaleza del enlace entre ellas, se distinguen cuatro tipos de redes cristalinas: iónicas, atómicas, moleculares y metálicas.
Las redes cristalinas se denominan iónicas., en cuyos nodos hay iones. Están formados por sustancias con enlace iónico, que pueden asociarse tanto con iones simples Na +, Cl - como complejos SO 4 2-, OH -. En consecuencia, las sales, algunos óxidos e hidróxidos de metales tienen redes cristalinas iónicas. Por ejemplo, un cristal de cloruro de sodio se construye alternando iones positivos de Na + y negativos de Cl -, formando una red en forma de cubo. Los enlaces entre iones en un cristal de este tipo son muy estables. Por lo tanto, las sustancias con una red iónica se distinguen por una dureza y resistencia relativamente altas, son refractarias y no volátiles.
Celosía cristalina - a) y celosía amorfa - b).
Celosía cristalina - a) y celosía amorfa - b). Rejillas de cristal atómico
Atómico se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos hay átomos individuales. En tales redes, los átomos están conectados entre sí. enlaces covalentes muy fuertes... Un ejemplo de sustancias con este tipo de red cristalina es el diamante, una de las modificaciones alotrópicas del carbono. La mayoría de las sustancias con una red cristalina atómica tienen puntos de fusión muy altos (por ejemplo, para el diamante supera los 3500 ° C), son fuertes y sólidas, prácticamente insolubles.
Celosía de cristal molecular
Molecular llamadas redes cristalinas, en cuyos nodos se encuentran las moléculas. Los enlaces químicos en estas moléculas pueden ser tanto polares (HCl, H 2 O) como no polares (N 2, O 2). A pesar de que los átomos dentro de las moléculas están unidos por enlaces covalentes muy fuertes, fuerzas débiles de atracción intermolecular actúan entre las moléculas mismas... Por lo tanto, las sustancias con redes de cristales moleculares tienen baja dureza, bajos puntos de fusión y son volátiles. La mayoría de los compuestos orgánicos sólidos tienen redes de cristales moleculares (naftaleno, glucosa, azúcar).
Rejilla de cristal molecular (dióxido de carbono) Celosías de cristal de metal
Sustancias con enlace de metal Tienen celosías de cristal de metal. Los nodos de tales celosías contienen átomos e iones(ya sean átomos o iones, en los que los átomos metálicos se transforman fácilmente, donando sus electrones externos "para uso general"). Esta estructura interna de los metales determina sus propiedades físicas características: maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico característico.
Hojas de trucos
La doctrina atómico-molecular fue desarrollada y aplicada por primera vez en química por el gran científico ruso M.V. Lomonosov. Las principales disposiciones de esta doctrina se establecen en la obra "Elementos de Química Matemática" (1741) y varios otros. La esencia de las enseñanzas de Lomonosov se puede resumir de la siguiente manera.
1. Todas las sustancias consisten en "corpúsculos" (como Lomonosov llamó moléculas).
2. Las moléculas constan de "elementos" (como Lomonosov llamó átomos).
3. Las partículas, moléculas y átomos, están en movimiento continuo. El estado térmico de los cuerpos es el resultado del movimiento de sus partículas.
4. Las moléculas de sustancias simples constan de átomos idénticos, moléculas de sustancias complejas, de diferentes átomos.
67 años después de Lomonosov, el científico inglés John Dalton aplicó la doctrina atómica en química. Esbozó las principales disposiciones del atomismo en el libro "Un nuevo sistema de filosofía química" (1808). Básicamente, la doctrina de Dalton repite las enseñanzas de Lomonosov. Sin embargo, Dalton negó la existencia de moléculas en sustancias simples, lo que, en comparación con las enseñanzas de Lomonosov, es un paso atrás. Según Dalton, las sustancias simples constan solo de átomos, y solo sustancias complejas- de "átomos complejos" (en el sentido moderno - moléculas). La doctrina atómico-molecular en química no se estableció finalmente hasta mediados del siglo XIX. En el congreso internacional de químicos en Karlsruhe en 1860, se adoptaron definiciones de los conceptos de molécula y átomo.
Una molécula es la partícula más pequeña de una sustancia dada que la posee. propiedades químicas... Las propiedades químicas de una molécula están determinadas por su composición y estructura química.
Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico que forma parte de las moléculas de sustancias simples y complejas. Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por la estructura de su átomo. De ahí sigue la definición de átomo, que corresponde a conceptos modernos:
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra que consta de un núcleo atómico cargado positivamente y electrones cargados negativamente.
Según los conceptos modernos, las moléculas están compuestas por sustancias en estado gaseoso y vapor. En estado sólido, solo las sustancias están formadas por moléculas, cuya red cristalina tiene una estructura molecular. La mayoria del solido sustancias inorgánicas no tiene estructura molecular: su red no está formada por moléculas, sino por otras partículas (iones, átomos); existen en forma de macrocuerpos (cristal de cloruro de sodio, una pieza de cobre, etc.). Las sales, los óxidos metálicos, el diamante, el silicio, los metales no tienen estructura molecular.
Elementos químicos
La doctrina atómico-molecular permitió explicar los conceptos básicos y las leyes de la química. Desde el punto de vista de la enseñanza atómico-molecular, cada tipo de átomo por separado se denomina elemento químico. La característica más importante de un átomo es la carga positiva de su núcleo, que es numéricamente igual al número ordinal del elemento. El valor de carga básica sirve contraste para varios tipos de átomos, lo que le permite dar una definición más completa del concepto de un elemento:
Elemento químico Es un cierto tipo de átomos con la misma carga positiva del núcleo.
Hay 107 elementos conocidos. Actualmente, se sigue trabajando en la producción artificial. elementos químicos con números ordinales más altos.
Todos los elementos se suelen dividir en metales y no metales. Sin embargo, esta división es arbitraria. Una característica importante de los elementos es su abundancia en la corteza terrestre, es decir, en la capa dura superior de la Tierra, cuyo espesor se supone convencionalmente igual a 16 km. La distribución de elementos en la corteza terrestre es estudiada por geoquímica, la ciencia de la química de la Tierra. El geoquímico A.P. Vinogradov compiló una tabla de promedio composición química la corteza terrestre. Según estos datos, el elemento más común es el oxígeno - 47,2% de la masa de la corteza terrestre, seguido del silicio - 27,6, aluminio - 8,80, hierro - 5,10, calcio - 3,6, sodio - 2,64, potasio - 2,6, magnesio - 2,10, hidrógeno - 0,15%.
Una molécula en la que los centros de gravedad de los sitios cargados positiva y negativamente no coinciden se llama dipolo. Démosle una definición al concepto de "dipolo".
Un dipolo es una combinación de dos cargas eléctricas diferentes de igual magnitud ubicadas a cierta distancia entre sí.
La molécula de hidrógeno Н 2 no es un dipolo (Fig.50 a), y la molécula de cloruro de hidrógeno es un dipolo (Fig.50 B). La molécula de agua también es un dipolo. Los pares de electrones en el H 2 O se desplazan en gran medida de los átomos de hidrógeno al oxígeno.
El centro de gravedad de la carga negativa se encuentra cerca del átomo de oxígeno y el centro de gravedad de la carga positiva está cerca de los átomos de hidrógeno.
En una sustancia cristalina, los átomos, iones o moléculas están en un orden estricto.
El lugar donde se encuentra dicha partícula se llama un nodo de la red cristalina. La posición de los átomos, iones o moléculas en los sitios de la red cristalina se muestra en la Fig. 51.
En g
Arroz. 51. Modelos de celosías de cristal (se muestra un plano de un cristal a granel): a) covalente o atómico (diamante C, silicio Si, cuarzo SiO 2); B) iónico (NaCl); v) molecular (hielo, I 2); GRAMO) metálico (Li, Fe). En el modelo de una red metálica, los puntos denotan electrones.
Según el tipo de enlace químico entre partículas, las redes cristalinas se dividen en covalentes (atómicas), iónicas y metálicas. Hay otro tipo de red cristalina: la molecular. En tal rejilla, las moléculas individuales están retenidas por fuerzas de atracción intermolecular.
Cristales iónicos(Figura 51 B) contienen iones cargados positiva y negativamente en los sitios de la red cristalina. La red cristalina está construida de modo que las fuerzas de atracción electrostática de iones con carga opuesta y las fuerzas de repulsión de iones con carga similar estén equilibradas. Estas redes cristalinas son típicas de compuestos como LiF, NaCl y muchos otros.
Cristales moleculares(Figura 51 v) contienen moléculas-dipolos en los nodos del cristal, que se mantienen entre sí por las fuerzas de atracción electrostática como iones en una red cristalina iónica. Por ejemplo, el hielo es una red de cristales moleculares formada por dipolos de agua. En la Fig. 51 v Los símbolos no se muestran para cargos, para no sobrecargar el dibujo.
Metal de cristal(Figura 51 GRAMO) contiene iones cargados positivamente en los sitios de la red cristalina. Algunos de los electrones externos se mueven libremente entre los iones. " Gas electrónico"mantiene iones cargados positivamente en los nodos de la red cristalina. Cuando se golpea, el metal no pincha como el hielo, el cuarzo o un cristal de sal, sino que solo cambia de forma. Los electrones, debido a su movilidad, tienen tiempo para moverse a el momento del impacto y mantienen los iones en una nueva posición, es por eso que los metales, la forja y el plástico, se doblan sin destruirse.
Arroz. 52. La estructura del óxido de silicio: a) cristalino; B) amorfo. Los puntos negros indican átomos de silicio, los círculos claros indican átomos de oxígeno. Se representa el plano del cristal, por lo que no se indica el cuarto enlace en el átomo de silicio. La línea discontinua muestra el orden de corto alcance en el desorden de una sustancia amorfa.
En una sustancia amorfa, se viola la periodicidad tridimensional de la estructura, característica del estado cristalino (Fig. 52 b).
Liquidos y gases difieren de los cuerpos cristalinos y amorfos por el movimiento aleatorio de átomos y
moléculas. En los líquidos, las fuerzas de atracción pueden mantener las micropartículas entre sí a distancias cercanas, proporcionales a las distancias en un sólido. En los gases, la interacción de átomos y moléculas está prácticamente ausente, por lo que los gases, a diferencia de los líquidos, ocupan todo el volumen que se les proporciona. Un mol de agua líquida a 100 0 С ocupa un volumen de 18,7 cm 3, y un mol de vapor de agua saturado ocupa 30 000 cm 3 a la misma temperatura. 
Arroz. 53. Diferentes tipos interacciones de moléculas en líquidos y gases: a) dipolo - dipolo; B) dipolo - nonipolar; v) nonipole - nonipole
A diferencia de los sólidos, las moléculas en líquidos y gases se mueven libremente. Como resultado del movimiento, están orientados de cierta manera. Por ejemplo, en la Fig. 53 a, b... se muestra cómo las moléculas-dipolos, así como las moléculas apolares, interactúan con las moléculas-dipolos en líquidos y gases.
Cuando el dipolo se acerca al dipolo, las moléculas giran como resultado de la atracción y la repulsión. La parte cargada positivamente de una molécula se encuentra cerca de la parte cargada negativamente de la otra. Así es como interactúan los dipolos en el agua líquida.
Cuando dos moléculas no polares (no polares) se acercan entre sí a distancias suficientemente cercanas, también se influyen mutuamente (Fig.53 v). Las moléculas se unen mediante capas de electrones cargados negativamente que envuelven los núcleos. Carcasas electrónicas se deforman de modo que hay una aparición temporal de centros positivos y negativos en ambas moléculas, y se atraen mutuamente. Es suficiente que las moléculas se dispersen, ya que los dipolos temporales vuelven a convertirse en moléculas no polares.
Un ejemplo es la interacción entre moléculas de gas hidrógeno. (figura 53 v).
3.2. Clasificación de sustancias inorgánicas. Sustancias simples y complejas
V principios del XIX siglo, el químico sueco Berzelius propuso que sustancias obtenidas de organismos vivos se llamaran orgánico. Las sustancias características de la naturaleza inanimada fueron nombradas inorgánico o mineral(derivado de minerales).
Todas las sustancias sólidas, líquidas y gaseosas se pueden dividir en simples y complejas.
Las sustancias que constan de átomos de un elemento químico se denominan simples.
Por ejemplo, el hidrógeno, el bromo y el hierro a temperatura ambiente y presión atmosférica son sustancias simples que se encuentran, respectivamente, en estado gaseoso, líquido y sólido (Fig.54 a B C).
El hidrógeno gaseoso H 2 (g) y el bromo líquido Br 2 (g) consisten en moléculas diatómicas. El hierro sólido Fe (t) existe en forma de cristal con una red cristalina de metal.
Las sustancias simples se dividen en dos grupos: no metales y metales.
a) B) v)
Arroz. 54. Sustancias simples: a) gas de hidrogeno. Es más ligero que el aire, por lo que el tubo se cierra con un corcho y se pone boca abajo; B) bromo líquido (generalmente almacenado en ampollas selladas); v) polvo de hierro
Los no metales son sustancias simples con una red cristalina covalente (atómica) o molecular en estado sólido.
A temperatura ambiente, una red cristalina covalente (atómica) es característica de no metales como el boro B (t), el carbono C (t), el silicio Si (t). El fósforo blanco P (t), el azufre S (t) y el yodo I 2 (t) tienen una red cristalina molecular. Algunos no metales solo a temperaturas muy bajas se convierten en líquidos o sólidos estado de agregación... En condiciones normales, son gases. Tales sustancias incluyen, por ejemplo, hidrógeno H 2 (g), nitrógeno N 2 (g), oxígeno O 2 (g), flúor F 2 (g), cloro Cl 2 (g), helio He (g), neón Ne (d), argón Ar (g). El bromo molecular Br 2 (g) existe en forma líquida a temperatura ambiente.
Los metales son sustancias simples con una red de cristal metálico en estado sólido.
Son sustancias plásticas maleables que tienen un brillo metálico y son capaces de conducir calor y electricidad.
Aproximadamente el 80% de los elementos Tabla periódica Forman sustancias metálicas simples. A temperatura ambiente, los metales son sólidos. Por ejemplo, Li (t), Fe (t). Solo el mercurio, Hg (l) es un líquido que solidifica a –38,89 0 С.
Las sustancias complejas son sustancias formadas por átomos de diferentes elementos químicos.
Los átomos de los elementos de una sustancia compleja están conectados por relaciones constantes y bien definidas.
Por ejemplo, el agua H 2 O es una sustancia compleja. Su molécula contiene átomos de dos elementos. El agua siempre, en cualquier lugar de la Tierra, contiene 11,1% de hidrógeno y 88,9% de oxígeno en masa.
Dependiendo de la temperatura y la presión, el agua puede estar en estado sólido, líquido o gaseoso, que se indica a la derecha de la fórmula química de la sustancia: H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O ( t).
En la práctica, por regla general, no tratamos con sustancias puras, sino con sus mezclas.
Una mezcla es una combinación compuestos químicos de diversa composición y estructura
Representamos sustancias simples y complejas, así como sus mezclas en forma de diagrama:
Sencillo
No metales
Emulsiones
Cimientos
Sustancias complejas en química Inorgánica se subdividen en óxidos, bases, ácidos y sales.
Óxidos
Distinga entre óxidos de metales y no metales. Óxidos metálicos: compuestos con enlaces iónicos... En estado sólido, forman redes de cristales iónicos.
Óxidos no metálicos- compuestos con enlaces químicos covalentes.
Los óxidos son sustancias complejas que consisten en átomos de dos elementos químicos, uno de los cuales es oxígeno, cuyo estado de oxidación es -2.
A continuación se muestran las fórmulas moleculares y estructurales de algunos óxidos de metales y no metales.
Fórmula molecular Fórmula estructural
CO 2 - monóxido de carbono (IV) O = C = O
SO 2 - óxido de azufre (IV)
SO 3 - óxido de azufre (VI)
SiO 2 - óxido de silicio (IV)
Na 2 O - óxido de sodio
CaO - óxido de calcio
K 2 O - óxido de potasio, Na 2 O - óxido de sodio, Al 2 O 3 - óxido de aluminio. El potasio, el sodio y el aluminio forman un óxido cada uno.
Si un elemento tiene varios estados de oxidación, hay varios de sus óxidos. En este caso, después del nombre del óxido, el estado de oxidación del elemento se indica en números romanos entre paréntesis. Por ejemplo, FeO es óxido de hierro (II), Fe 2 O 3 es óxido de hierro (III).
Además de los nombres formados de acuerdo con las reglas de la nomenclatura internacional, se utilizan los nombres tradicionales rusos de óxidos, por ejemplo: CO 2 monóxido de carbono (IV) - dióxido de carbono, CO monóxido de carbono (II) - monóxido de carbono,Óxido de calcio CaO - cal viva,Óxido de silicio SiO 2 - cuarzo, sílice, arena.
Hay tres grupos de óxidos que difieren en propiedades químicas: básico, ácido y anfótero(Griego antiguo , - y él y el otro, dual).
Óxidos básicos Están formados por elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II de la Tabla Periódica (el estado de oxidación de los elementos es +1 y +2), así como elementos de subgrupos laterales, cuyo estado de oxidación también es +1 o +2. Todos estos elementos son metales, por lo que los óxidos básicos son óxidos metálicos, por ejemplo:
Li 2 O - óxido de litio
MgO - óxido de magnesio
CuO - óxido de cobre (II)
Las bases corresponden a los óxidos principales.
Óxidos ácidos
formado por no metales y metales, cuyo estado de oxidación es superior a +4, por ejemplo:
CO 2 - monóxido de carbono (IV)
SO 2 - óxido de azufre (IV)
SO 3 - óxido de azufre (VI)
Р 2 О 5 - óxido de fósforo (V)
Los óxidos ácidos corresponden a ácidos.
Óxidos anfóteros
formado por metales, cuyo estado de oxidación es +2, +3, a veces +4, por ejemplo:
ZnO - óxido de zinc
Al 2 O 3 - óxido de aluminio
Los óxidos anfóteros corresponden a hidróxidos anfóteros.
Además, hay un pequeño grupo de los llamados óxidos indiferentes:
N 2 O - óxido nítrico (I)
NO - óxido nítrico (II)
CO - monóxido de carbono (II)
Cabe señalar que uno de los óxidos más importantes de nuestro planeta es el óxido de hidrógeno, conocido por ustedes como agua H 2 O.
Cimientos
En el apartado "Óxidos" se mencionó que los óxidos básicos corresponden a las bases:
Óxido de sodio Na 2 O - hidróxido de sodio NaOH.
Óxido de calcio CaO - hidróxido de calcio Ca (OH) 2.
Óxido de cobre CuO - hidróxido de cobre Cu (OH) 2
Las bases son sustancias complejas que constan de un átomo de metal y uno o más grupos hidroxo –OH.
Las bases son sólidos con una red cristalina iónica.
Cuando se disuelve en agua, los cristales de bases solubles ( álcalis) son destruidos por la acción de moléculas de agua polares, y se forman iones:
NaOH (t) Na + (solución) + OH - (solución)
Un registro similar de iones: Na + (p-p) u OH - (p-p) significa que los iones están en solución.
El nombre de la fundación incluye la palabra hidróxido y el nombre ruso del metal en genitivo. Por ejemplo, NaOH es hidróxido de sodio, Ca (OH) 2 es hidróxido de calcio.
Si el metal forma varias bases, entonces el nombre indica el estado de oxidación del metal en números romanos entre paréntesis. Por ejemplo: Fe (OH) 2 - hidróxido de hierro (II), Fe (OH) 3 - hidróxido de hierro (III).
Además, existen nombres tradicionales por algunas razones:
NaOH - sosa cáustica, cáustica soda
KOH - potasio cáustico
Ca (OH) 2 - lima apagada, agua de lima
R
Las bases solubles en agua se denominan álcalis
Azlichat Bases hidrosolubles e insolubles en agua.
Se trata de hidróxidos metálicos de los principales subgrupos I y II, excepto los hidróxidos Be y Mg.
Los hidróxidos anfóteros incluyen,
HCl (g) H + (solución) + Cl - (solución)
Los ácidos se denominan sustancias complejas, que incluyen átomos de hidrógeno que pueden reemplazarse o intercambiarse por átomos metálicos y residuos ácidos.
Dependiendo de la presencia o ausencia de átomos de oxígeno en la molécula, liberan anóxico y oxigenadoácido.
Para nombrar ácidos anóxicos, la letra se agrega al nombre ruso de un no metálico: O- y la palabra hidrógeno :
HF - ácido fluorhídrico
HCl - ácido clorhídrico
HBr - ácido bromhídrico
HI - ácido yodhídrico
H 2 S - ácido sulfuro de hidrógeno
Los nombres tradicionales de algunos ácidos:
HCl - ácido clorhídrico; HF - ácido fluorhídrico
Para nombrar los ácidos que contienen oxígeno, se agregan terminaciones a la raíz del nombre ruso para un no metálico: naya,
-nuevo si el no metal está en el estado de oxidación más alto. El estado de oxidación más alto coincide con el número del grupo en el que se encuentra el elemento no metálico:
H 2 SO 4 - gris nayaácido
HNO 3 - nitrógeno nayaácido
HClO 4 - cloro nayaácido
HMnO 4 - manganeso nuevoácido
Si un elemento forma ácidos en dos estados de oxidación, entonces la terminación - cierto:
H 2 SO 3 - azufre ciertoácido
HNO 2 - nitrógeno ciertoácido
Según el número de átomos de hidrógeno en la molécula, se distinguen monobásico(HCl, HNO 3), con dos bases(H 2 SO 4), tribásicoácido (H 3 PO 4).
Muchos ácidos que contienen oxígeno se forman por la interacción de los correspondientes óxidos de ácido con agua. El óxido correspondiente a un ácido dado se llama su anhídrido:
Anhídrido sulfuroso SO 2 - ácido sulfuroso H 2 SO 3
Anhídrido sulfúrico SO 3 - ácido sulfurico H 2 SO 4
Anhídrido nitroso N 2 O 3 - ácido nitroso HNO 2
Anhídrido nítrico N 2 O 5 - Ácido nítrico HNO 3
Anhídrido fosfórico P 2 O 5 - ácido fosfórico H 3 PO 4
Tenga en cuenta que los estados de oxidación del elemento en el óxido y el ácido correspondiente son los mismos.
Si un elemento en el mismo estado de oxidación forma varios ácidos que contienen oxígeno, entonces el prefijo " meta", con un alto contenido de oxígeno - prefijo" orto". Por ejemplo:
HPO 3 - ácido metafosfórico
H 3 PO 4 - ácido ortofosfórico a menudo denominado simplemente ácido fosfórico
H 2 SiO 3 - ácido metasilícico, generalmente llamado ácido silícico
H 4 SiO 4 - ácido ortosilícico.
Los ácidos silícicos no se forman por la interacción del SiO 2 con el agua, se obtienen de otra forma.
CON
Las sales son sustancias complejas compuestas por átomos metálicos y residuos ácidos.
oli
NaNO 3 - nitrato de sodio
CuSO 4 - sulfato de cobre (II)
CaCO 3 - carbonato de calcio
Cuando se disuelve en agua, los cristales de sal se destruyen, se forman iones:
NaNO 3 (t) Na + (solución) + NO 3 - (solución).
Las sales se pueden considerar como productos de sustitución completa o parcial de átomos de hidrógeno en una molécula de ácido por átomos de metal o como productos de sustitución completa o parcial de grupos hidroxo básicos con residuos ácidos.
Con el reemplazo completo de los átomos de hidrógeno, sales medianas: Na _ {2} SO _ {4}, MgCl _ {2}. ... Con reemplazo parcial, sales ácidas (hidrosales) NaHSO 4 y sales básicas (hidroxosales) MgOHCl.
De acuerdo con las reglas de la nomenclatura internacional, los nombres de las sales se forman a partir del nombre del residuo ácido en el caso nominativo y del nombre ruso del metal en el caso genitivo (Tabla 12):
NaNO 3 - nitrato de sodio
CuSO 4 - sulfato de cobre (II)
CaCO 3 - carbonato de calcio
Ca 3 (PO 4) 2 - ortofosfato de calcio
Na 2 SiO 3 - silicato de sodio
El nombre del residuo ácido se deriva de la raíz del nombre latino del elemento formador de ácido (por ejemplo, nitrógeno - nitrógeno, raíz de nitr-) y las terminaciones:
-a para el estado de oxidación más alto, -eso para un estado de oxidación más bajo del elemento formador de ácido (Tabla 12).
Cuadro 12
Nombres de ácidos y sales
| Nombre ácido | Fórmula ácida | Nombre de las sales | Ejemplos de Sal |
| Clorhídrico (sal) | HCl | Cloruros | AgCl Cloruro de plata |
| Sulfuro de hidrógeno | H 2 S | Sulfuros | Sulfato de FeS identificación hierro (II) |
| Sulfúrico | H 2 SO 3 | Sulfitos | Na 2 SO 3 Azufre eso sodio |
| Azufre | H 2 SO 4 | Sulfatos | K 2 SO 4 Azufre a potasio |
| Nitrogenado | HNO 2 | Nitrito | Nitro de LiNO 2 eso litio |
| Nitrógeno | HNO 3 | Nitratos | Al (NO 3) 3 Nitro a aluminio |
| Ortofosfórico | H 3 PO 4 | Ortofosfatos | Ca 3 (PO 4) 2 Ortofosfato de calcio |
| Carbón | H 2 CO 3 | Carbonatos | Na 2 CO 3 Carbonato de sodio |
| Silicio | H 2 SiO 3 | Silicatos | Na 2 SiO 3 Silicato de sodio |
NaHSO 4 - hidrogenosulfato de sodio
NaHS - hidrosulfuro de sodio
Los nombres de las sales básicas se forman agregando el prefijo " hidroxo": MgOHCl - hidroxicloruro de magnesio.
Además, muchas sales tienen nombres tradicionales como:
Na 2 CO 3 - soda;
NaHCO 3 - hornear (beber) soda;
CaCO 3 - tiza, mármol, piedra caliza.