Ensino atômico-molecular. Elementos químicos

Ligação química covalente, suas variedades e mecanismos de formação. Caracterização da ligação covalente (polaridade e energia da ligação). Ligação iônica. Ligação metálica. Ligação de hidrogênio

A doutrina das ligações químicas constitui a base de toda a química teórica.

Uma ligação química é entendida como uma interação de átomos que os liga em moléculas, íons, radicais, cristais.

Existem quatro tipos de ligações químicas: iônica, covalente, metálica e hidrogênio.

A divisão das ligações químicas em tipos é condicional, uma vez que todas são caracterizadas por uma certa unidade.

A ligação iônica pode ser considerada como o caso limite da ligação polar covalente.

A ligação metálica combina a interação covalente de átomos com a ajuda de elétrons compartilhados e a atração eletrostática entre esses elétrons e íons metálicos.

Freqüentemente, as substâncias não apresentam casos extremos de ligação química (ou ligações químicas puras).

Por exemplo, o fluoreto de lítio $ LiF $ é conhecido como compostos iônicos. Na verdade, o vínculo nele é $ 80% $ iônico e $ 20% $ covalente. Portanto, é mais correto falar sobre o grau de polaridade (ionicidade) de uma ligação química.

Na série de haletos de hidrogênio $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $, o grau de polaridade da ligação diminui, pois a diferença nos valores de eletronegatividade dos átomos de halogênio e hidrogênio diminui, e no astato de hidrogênio a ligação torna-se quase não polar $ (EO (H) \u003d 2,1; EO (At) \u003d 2,2) $.

Diferentes tipos de ligações podem estar contidos nas mesmas substâncias, por exemplo:

1. nas bases: entre os átomos de oxigênio e hidrogênio nos grupos hidroxo, a ligação é covalente polar, e entre o metal e o grupo hidroxo, é iônica;
2. em sais de ácidos contendo oxigénio: entre o átomo não-metal e o oxigénio do resíduo de ácido - covalente polar, e entre o metal e o resíduo de ácido - iónicos;
3. em amônio, sais de metilamônio, etc .: entre átomos de nitrogênio e hidrogênio - polares covalentes, e entre íons de amônio ou metilamônio e resíduo de ácido - iônico;
4. em peróxidos de metal (por exemplo, $ Na_2O_2 $), a ligação entre os átomos de oxigênio é covalente apolar, e entre metal e oxigênio, é iônica, etc.

Vários tipos de links podem se transformar uns nos outros:

- durante a dissociação electrolitica de compostos covalentes em água, as transformações covalentes ligação polar em um uma iónico;

- após a evaporação de metais, a ligação metálica se transforma em uma covalente apolar, etc.

A razão para a unidade de todos os tipos e tipos de ligações químicas é sua natureza química idêntica - interação elétron-nuclear. A formação de uma ligação química em qualquer caso é o resultado da interação elétron-nuclear dos átomos, acompanhada pela liberação de energia.

Métodos para a formação de uma ligação covalente. Características da ligação covalente: comprimento e energia da ligação

Uma ligação química covalente é uma ligação que ocorre entre átomos devido à formação de pares de elétrons comuns.

O mecanismo para a formação de tal ligação pode ser de troca e doador-aceitador.

EU. Mecanismo de troca atua quando os átomos formam pares de elétrons comuns, combinando elétrons desemparelhados.

1) $ H_2 $ - hidrogênio:

A ligação surge devido à formação de um par de elétrons comum por $ s $ -elétrons de átomos de hidrogênio (sobreposição de $ s $ -orbitais):

2) $ HCl $ - cloreto de hidrogênio:

A ligação surge devido à formação de um par de elétrons comum de $ s- $ e $ p- $ elétrons (orbitais $ s-p- $ sobrepostos):

3) $ Cl_2 $: em uma molécula de cloro, uma ligação covalente é formada devido a $ p- $ elétrons desemparelhados (sobreposição de orbitais $ p-p- $):

4) $ N_2 $: na molécula de nitrogênio, três pares de elétrons comuns são formados entre os átomos:

II. Mecanismo doador-aceitador a formação de uma ligação covalente, considere o exemplo do íon amônio $ NH_4 ^ + $.

O doador tem um par de elétrons, o aceitador tem um orbital livre que este par pode ocupar. No íon amônio, todas as quatro ligações com átomos de hidrogênio são covalentes: três foram formadas devido à criação de pares de elétrons comuns pelo átomo de nitrogênio e átomos de hidrogênio pelo mecanismo de troca e uma pelo mecanismo doador-aceitador.

As ligações covalentes podem ser classificadas pela forma como os orbitais de elétrons se sobrepõem e também por seu deslocamento em direção a um dos átomos ligados.

As ligações químicas formadas como resultado da sobreposição de orbitais de elétrons ao longo da linha de ligação são chamadas de $ σ $ -links (sigma-links)... O link sigma é muito forte.

$ p- $ Orbitais podem se sobrepor em duas regiões, formando uma ligação covalente devido à sobreposição lateral:

Ligações químicas formadas como resultado da sobreposição "lateral" de orbitais de elétrons fora da linha de comunicação, i. E. em duas áreas são chamados $ π $ -links (ligações pi).

Por grau de viés pares de elétrons comuns a um dos átomos conectados por eles, uma ligação covalente pode ser polar e não polar.

Uma ligação química covalente formada entre átomos com a mesma eletronegatividade é chamada não polar. Os pares de elétrons não são deslocados para nenhum dos átomos, porque átomos têm o mesmo EO - a propriedade de puxar elétrons de valência de outros átomos. Por exemplo:

essa. através de uma ligação apolar covalente, moléculas de substâncias não metálicas simples são formadas. Uma ligação química covalente entre átomos de elementos cujas eletronegatividades diferem é chamada polar.

Comprimento e energia da ligação covalente.

Característica propriedades de ligação covalente - seu comprimento e energia. Comprimento do link É a distância entre os núcleos dos átomos. Quanto mais curto for o comprimento, mais forte será a ligação química. No entanto, uma medida da força de ligação é energia de ligação, que é determinado pela quantidade de energia necessária para quebrar o vínculo. Geralmente é medido em kJ / mol. Assim, de acordo com dados experimentais, os comprimentos de ligação das moléculas $ H_2, Cl_2 $ e $ N_2 $ são $ 0,074, 0,198 $ e $ 0,109 $ nm, respectivamente, e as energias de ligação são $ 436, 242 $ e $ 946 $ kJ / mol, respectivamente.

Jonah. Ligação iônica

Vamos imaginar que dois átomos se "encontrem": um átomo metálico do grupo I e um átomo não metálico do grupo VII. O átomo de metal tem um único electrão no nível de energia externa, e o átomo não metálico apenas carece apenas um electrão para o seu nível externo para ser completa.

O primeiro átomo dará facilmente ao segundo seu elétron, que está longe do núcleo e fracamente ligado a ele, e o segundo lhe dará um espaço livre em seu nível eletrônico externo.

Em seguida, o átomo, privados de um de sua carga negativa, vai tornar-se uma partícula carregada positivamente, e a segunda irá transformar-se em uma partícula carregada negativamente, devido à electrões recebido. Essas partículas são chamadas íons.

A ligação química que ocorre entre os íons é chamada de iônica.

Vamos considerar a formação dessa ligação usando o exemplo de um conhecido composto de cloreto de sódio (sal de cozinha):

O processo de conversão de átomos em íons é mostrado no diagrama:

Esta transformação de átomos em íons sempre ocorre quando os átomos de metais típicos e não metais típicos interagem.

Considere um algoritmo (sequência) de raciocínio ao registrar a formação de uma ligação iônica, por exemplo, entre os átomos de cálcio e cloro:

Os números que mostram o número de átomos ou moléculas são chamados coeficientes, e os números que mostram o número de átomos ou íons em uma molécula são chamados índices.

Ligação de metal

Vamos conhecer como os átomos dos elementos metálicos interagem uns com os outros. Os metais geralmente não existem na forma de átomos isolados, mas na forma de um pedaço, lingote ou produto de metal. O que mantém os átomos de metal em um único volume?

Os átomos da maioria dos metais no nível externo contêm um pequeno número de elétrons - $ 1, 2, 3 $. Esses elétrons são facilmente arrancados e os átomos são convertidos em íons positivos. Os elétrons separados se movem de um íon para outro, ligando-os em um único todo. Combinando com íons, esses elétrons formam átomos temporariamente, depois se separam novamente e se combinam com outro íon, etc. Consequentemente, na maior parte do metal, os átomos são continuamente transformados em íons e vice-versa.

A ligação em metais entre íons por meio de elétrons compartilhados é chamada metálica.

A figura mostra esquematicamente a estrutura de um fragmento de sódio metálico.

Nesse caso, um pequeno número de elétrons compartilhados liga um grande número de íons e átomos.

A ligação metálica tem algumas semelhanças com a ligação covalente, uma vez que se baseia no compartilhamento de elétrons externos. No entanto, com uma ligação covalente, os elétrons externos desemparelhados de apenas dois átomos vizinhos são socializados, enquanto com uma ligação metálica, todos os átomos participam da socialização desses elétrons. É por isso que os cristais com uma ligação covalente são frágeis, e os cristais com uma ligação metálica são geralmente dúcteis, eletricamente condutores e têm um brilho metálico.

A ligação metálica é característica tanto para metais puros quanto para misturas de vários metais - ligas nos estados sólido e líquido.

Ligação de hidrogênio

A ligação química entre átomos de hidrogênio polarizados positivamente de uma molécula (ou parte dela) e átomos polarizados negativamente de elementos fortemente eletronegativos com pares de elétrons isolados ($ F, O, N $ e menos frequentemente $ S $ e $ Cl $), outra molécula (ou seus partes) são chamados de hidrogênio.

O mecanismo de ligação de hidrogênio é parcialmente eletrostático e parcialmente doador-aceitador.

Exemplos de ligações de hidrogênio intermoleculares:

Na presença de tal ligação, mesmo as substâncias de baixo peso molecular podem, em condições normais, ser líquidas (álcool, água) ou gases facilmente liquefeitos (amônia, fluoreto de hidrogênio).

As substâncias com ligações de hidrogênio têm estruturas cristalinas moleculares.

Substâncias de estrutura molecular e não molecular. Tipo de rede de cristal. A dependência das propriedades das substâncias em sua composição e estrutura

Estrutura molecular e não molecular das substâncias

Não são átomos ou moléculas individuais que entram em interações químicas, mas substâncias. Uma substância sob determinadas condições pode estar em um de três estados de agregação: sólido, líquido ou gasoso. As propriedades de uma substância também dependem da natureza da ligação química entre suas partículas constituintes - moléculas, átomos ou íons. Pelo tipo de ligação, substâncias de estrutura molecular e não molecular são diferenciadas.

As substâncias que consistem em moléculas são chamadas substâncias moleculares... As ligações entre as moléculas nessas substâncias são muito fracas, muito mais fracas do que entre os átomos dentro da molécula, e mesmo em temperaturas relativamente baixas elas se rompem - a substância se transforma em um líquido e depois em um gás (sublimação do iodo). Os pontos de fusão e ebulição de substâncias compostas por moléculas aumentam com o aumento do peso molecular.

As substâncias moleculares incluem substâncias com estrutura atômica ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), entre elas há metais e não metais.

Considere as propriedades físicas dos metais alcalinos. A resistência de ligação relativamente baixa entre os átomos causa baixa resistência mecânica: os metais alcalinos são macios, facilmente cortados com uma faca.

Os grandes tamanhos dos átomos levam a uma baixa densidade de metais alcalinos: lítio, sódio e potássio são ainda mais leves do que a água. No grupo dos metais alcalinos, os pontos de ebulição e fusão diminuem com o aumento do número de série do elemento, uma vez que o tamanho dos átomos aumenta e as ligações enfraquecem.

Para substâncias não molecular estruturas incluem compostos iônicos. A maioria dos compostos metálicos com não metais tem essa estrutura: todos os sais ($ NaCl, K_2SO_4 $), alguns hidretos ($ LiH $) e óxidos ($ CaO, MgO, FeO $), bases ($ NaOH, KOH $). As substâncias iônicas (não moleculares) têm altos pontos de fusão e ebulição.

Redes de cristal

Uma substância, como você sabe, pode existir em três estados de agregação: gasoso, líquido e sólido.

Sólidos: amorfos e cristalinos.

Considere como as características das ligações químicas afetam as propriedades dos sólidos. Os sólidos são divididos em cristalinoe amorfo.

As substâncias amorfas não têm um ponto de fusão claro - quando aquecidas, amolecem gradualmente e se transformam em um estado fluido. Em um estado amorfo, por exemplo, existem plasticina e várias resinas.

As substâncias cristalinas são caracterizadas pelo arranjo correto das partículas das quais são compostas: átomos, moléculas e íons - em pontos estritamente definidos no espaço. Quando esses pontos são conectados por linhas retas, uma estrutura espacial é formada, chamada de rede cristalina. Os pontos onde as partículas de cristal estão localizadas são chamados de pontos de rede.

Dependendo do tipo de partículas localizadas nos locais da rede cristalina e da natureza da ligação entre elas, quatro tipos de rede cristalina são distinguidos: iônico, atômico, molecular e metal.

Redes de cristal iônico.

Iônico chamados retículos cristalinos, em cujos nós existem íons. Eles são formados por substâncias com uma ligação iônica, que pode ser associada a íons simples $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $ e íons complexos $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. Conseqüentemente, os sais, alguns óxidos e hidróxidos de metais têm redes cristalinas iônicas. Por exemplo, um cristal de cloreto de sódio é composto por íons $ Na ^ + $ positivos e $ Cl ^ - $ negativos alternados, formando uma rede em forma de cubo. As ligações entre os íons em tal cristal são muito estáveis. Portanto, as substâncias com uma rede iônica são diferenciadas por uma dureza e resistência relativamente altas, são refratárias e não voláteis.

Redes cristalinas atômicas.

Atômico são chamados de redes cristalinas, em cujos nós existem átomos individuais. Em tais redes, os átomos estão ligados entre si por ligações covalentes muito fortes. Um exemplo de substâncias com este tipo de rede cristalina é o diamante - uma das modificações alotrópicas do carbono.

A maioria das substâncias com estrutura cristalina atômica tem pontos de fusão muito altos (por exemplo, para um diamante é superior a $ 3500 ° C $), são fortes e sólidas, praticamente insolúveis.

Redes cristalinas moleculares.

Molecular são chamados de redes cristalinas, em cujos nós as moléculas estão localizadas. As ligações químicas nessas moléculas podem ser polares ($ HCl, H_2O $) e não polares ($ N_2, O_2 $). Apesar do fato de que os átomos dentro das moléculas estão ligados por ligações covalentes muito fortes, forças fracas de atração intermolecular agem entre as próprias moléculas. Portanto, as substâncias com redes cristalinas moleculares têm baixa dureza, baixos pontos de fusão e são voláteis. A maioria dos compostos orgânicos sólidos tem redes cristalinas moleculares (naftaleno, glicose, açúcar).

Redes de cristal de metal.

As substâncias com ligação metálica possuem retículos de cristal metálico. Nos locais de tais redes estão átomos e íons (átomos ou íons, nos quais os átomos de metal são facilmente transformados, doando seus elétrons externos "para uso geral"). Esta estrutura interna de metais determina as suas propriedades físicas características: ductilidade, plasticidade, condutividade eléctrica e térmica, característica brilho metálico.

A doutrina atômico-molecular foi desenvolvida e aplicada pela primeira vez na química pelo grande cientista russo M.V. Lomonosov. As principais disposições desta doutrina são apresentadas na obra "Elements of Mathematical Chemistry" (1741) e uma série de outras. A essência dos ensinamentos de Lomonosov pode ser resumida como segue.

1. Todas as substâncias consistem em "corpúsculos" (como Lomonosov chamava as moléculas).

2. As moléculas consistem em "elementos" (como Lomonosov chamava átomos).

3. Partículas - moléculas e átomos - estão em movimento contínuo. O estado térmico dos corpos é o resultado do movimento de suas partículas.

4. Moléculas de substâncias simples consistem em átomos idênticos, moléculas de substâncias complexas - de átomos diferentes.

67 anos depois de Lomonosov, o cientista inglês John Dalton aplicou a doutrina atomística na química. Ele delineou as principais disposições do atomismo no livro "A New System of Chemical Philosophy" (1808). Basicamente, a doutrina de Dalton repete os ensinamentos de Lomonosov. No entanto, Dalton negou a existência de moléculas em substâncias simples, o que em comparação com os ensinamentos de Lomonosov é um retrocesso. De acordo com Dalton, as substâncias simples consistem apenas em átomos, e apenas substâncias complexas - de "átomos complexos" (no sentido moderno - moléculas). A doutrina atômico-molecular na química foi finalmente estabelecida apenas em meados do século XIX. No congresso internacional de químicos em Karlsruhe em 1860, as definições dos conceitos de molécula e átomo foram adotadas.

Uma molécula é a menor partícula de uma determinada substância que possui suas propriedades químicas. As propriedades químicas de uma molécula são determinadas por sua composição e estrutura química.

Um átomo é a menor partícula de um elemento químico que faz parte das moléculas de substâncias simples e complexas. As propriedades químicas de um elemento são determinadas pela estrutura de seu átomo. Daí segue a definição do átomo, correspondendo aos conceitos modernos:

Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo atômico com carga positiva e elétrons com carga negativa.

De acordo com os conceitos modernos, as moléculas são compostas por substâncias no estado gasoso e no estado de vapor. No estado sólido, apenas as substâncias cuja estrutura cristalina tem uma estrutura molecular consistem em moléculas. A maioria das substâncias sólidas inorgânicas tem nenhuma estrutura molecular: sua estrutura não consiste de moléculas, mas de outras partículas (iões, átomos); eles existem na forma de macro-corpos (cristal de cloreto de sódio, um pedaço de cobre, etc.). Sais, óxidos de metal, diamante, silício, metais não têm estrutura molecular.

Elementos químicos

A doutrina atômico-molecular tornou possível explicar os conceitos básicos e as leis da química. Do ponto de vista do ensino atômico-molecular, cada tipo separado de átomo é chamado de elemento químico. A característica mais importante de um átomo é a carga positiva de seu núcleo, que é numericamente igual ao número ordinal do elemento. O valor da carga nuclear serve como uma característica distintiva para vários tipos de átomos, o que permite uma definição mais completa do conceito de um elemento:

Elemento químicoÉ um certo tipo de átomo com a mesma carga nuclear positiva.

Existem 107 elementos conhecidos. Atualmente, o trabalho continua na produção artificial de elementos químicos com números ordinais mais elevados.

Todos os elementos são geralmente divididos em metais e não metais. No entanto, essa divisão é arbitrária. Uma característica importante dos elementos é sua abundância na crosta terrestre, ou seja, na casca dura superior da Terra, cuja espessura é considerada convencionalmente igual a 16 km. A distribuição dos elementos na crosta terrestre é estudada pela geoquímica - a ciência da química da Terra. O geoquímico A.P. Vinogradov compilou uma tabela da composição química média da crosta terrestre. De acordo com esses dados, o elemento mais comum é o oxigênio - 47,2% da massa da crosta terrestre, seguido pelo silício - 27,6, alumínio - 8,80, ferro - 5,10, cálcio - 3,6, sódio - 2,64, potássio - 2,6, magnésio - 2,10, hidrogênio - 0,15%.

Uma molécula em que os centros de gravidade dos locais carregados positivamente e negativamente não coincidem é chamada de dipolo. Vamos dar uma definição para o conceito de "dipolo".

Um dipolo é um conjunto de duas cargas elétricas diferentes, de magnitude igual, localizadas a alguma distância uma da outra.

A molécula de hidrogênio Н 2 não é um dipolo (Fig. 50 e), e a molécula de cloreto de hidrogênio é um dipolo (Fig. 50 b) A molécula de água também é um dipolo. Os pares de elétrons em H 2 O são amplamente deslocados dos átomos de hidrogênio para o oxigênio.

O centro de gravidade da carga negativa está localizado próximo ao átomo de oxigênio, e o centro de gravidade da carga positiva está próximo aos átomos de hidrogênio.

Em uma substância cristalina, átomos, íons ou moléculas estão em uma ordem estrita.

O lugar onde essa partícula está localizada é chamado um nó da estrutura cristalina. A posição dos átomos, íons ou moléculas nos locais da rede cristalina é mostrada na Fig. 51

em g
Figura: 51. Modelos de redes de cristal (um plano de um cristal em massa é mostrado): e) covalente ou atômico (diamante C, silício Si, quartzo SiO2); b) iônico (NaCl); em) molecular (gelo, I 2); r) metálico (Li, Fe). No modelo de rede de metal, os pontos indicam elétrons

De acordo com o tipo de ligação química entre as partículas, as redes cristalinas são divididas em covalentes (atômicas), iônicas e metálicas. Existe outro tipo de rede cristalina - molecular. Em tal rede, as moléculas individuais são mantidas por forças de atração intermolecular.

Cristais iônicos (fig. 51 b) contêm íons carregados positiva e negativamente nos locais da rede cristalina. A rede cristalina é construída de forma que as forças de atração eletrostática de íons com carga oposta e as forças de repulsão de íons com carga semelhante sejam equilibradas. Essas redes cristalinas são típicas para compostos como LiF, NaCl e muitos outros.

Cristais moleculares (fig. 51 em) contêm moléculas-dipolos nos nós do cristal, que são mantidos em relação uns aos outros pelas forças de atração eletrostática, como íons em uma rede de cristal iônico. Por exemplo, o gelo é uma rede cristalina molecular formada por dipolos de água. Na fig. 51 em  símbolos não são mostrados para cargas, para não sobrecarregar o desenho.

Metal cristal (fig. 51 r) contém íons carregados positivamente nos locais da rede cristalina. Alguns dos elétrons externos se movem livremente entre os íons. " Gás eletrônico"retém íons carregados positivamente nos nós da rede cristalina. No impacto, o metal não pica como gelo, quartzo ou um cristal de sal, mas apenas muda sua forma. Os elétrons, devido à sua mobilidade, têm tempo para se mover no momento do impacto e manter os íons em uma nova posição. É por isso que os metais são forjados e plástico, dobre sem destruição.

Figura: 52. A estrutura do óxido de silício: e) cristalino; b) amorfo. Pontos pretos indicam átomos de silício, círculos claros indicam átomos de oxigênio. O plano do cristal é representado, portanto, a quarta ligação no átomo de silício não é indicada. A linha tracejada mostra a ordem de curto alcance na desordem de uma substância amorfa.
Em uma substância amorfa, a periodicidade tridimensional da estrutura, característico do estado cristalino, é violada (Fig. 52 b).

Líquidos e gases diferem dos corpos cristalinos e amorfos pelo movimento aleatório dos átomos e
moléculas. Nos líquidos, as forças de atracção são capazes de manter as micropartículas em relação ao outro em distâncias próximas proporcionais às distâncias em um sólido. Nos gases, a interação de átomos e moléculas está praticamente ausente, pois os gases, ao contrário dos líquidos, ocupam todo o volume que lhes é fornecido. Um mole de água no estado líquido a 100 0 С ocupa um volume de 18,7 cm 3, e um mole de vapor de água saturado ocupa 30.000 centímetros 3 à mesma temperatura.


Figura: 53. Vários tipos de interação de moléculas em líquidos e gases: e) dipolo - dipolo; b) dipolo - nondipolo; em) nondipole - nondipole
Ao contrário dos sólidos, as moléculas em líquidos e gases se movem livremente. Como resultado do movimento, eles são orientados de uma determinada maneira. Por exemplo, na Fig. 53 a, b... é mostrado como moléculas-dipolos, assim como moléculas apolares com moléculas-dipolos em líquidos e gases interagem.

Quando o dipolo se aproxima do dipolo, as moléculas giram como resultado da atração e repulsão. A parte carregada positivamente de uma molécula está localizada perto da parte carregada negativamente da outra. É assim que os dipolos na água líquida interagem.

Quando duas moléculas não-polares (nondipoles) se aproximam uma da outra, a distâncias relativamente próximo, eles também influenciam mutuamente uns aos outros (Fig. 53 em) As moléculas são reunidas por camadas de elétrons carregadas negativamente que envolvem o núcleo. As conchas de electrões são deformadas de modo que há uma aparência temporária de centros positivos e negativos em ambas as moléculas, e que se atraem mutuamente um ao outro. Basta que as moléculas se dispersem, à medida que os dipolos temporários se tornam novamente moléculas apolares.

Um exemplo é a interação entre moléculas de gás hidrogênio. (fig. 53 em).
3.2. Classificação de substâncias inorgânicas. Substâncias simples e complexas
No início do século 19, o químico sueco Berzelius propôs substâncias obtidas de organismos vivos a serem chamadas orgânico. Substâncias características de natureza inanimada foram nomeadas inorgânicoou mineral(derivado de minerais).

Todas as substâncias sólidas, líquidas e gasosas podem ser divididas em simples e complexas.

As substâncias simples são chamadas de substâncias que consistem em átomos de um elemento químico.

Por exemplo, hidrogênio, bromo e ferro em temperatura ambiente e pressão atmosférica são substâncias simples que estão, respectivamente, nos estados gasoso, líquido e sólido (Fig. 54 a B C).

O hidrogênio gasoso H 2 (g) e o bromo líquido Br 2 (g) consistem em moléculas diatômicas. Ferro sólido Fe (t) existe na forma de um cristal com uma estrutura de cristal de metal.

As substâncias simples são divididas em dois grupos: não metais e metais.

e) b) em)

Figura: 54. Substâncias simples: e) gás hidrogênio. É mais leve que o ar, por isso o tubo é fechado com uma rolha e virado de cabeça para baixo; b) bromo líquido (geralmente armazenado em ampolas seladas); em) pó de ferro

Os não-metais são substâncias simples com uma rede cristalina covalente (atômica) ou molecular no estado sólido.

À temperatura ambiente, uma rede cristalina covalente (atômica) é característica de não-metais como boro B (t), carbono C (t), silício Si (t). A rede cristalina molecular tem fósforo branco P (t), enxofre S (t), iodo I 2 (t). Alguns não metais apenas em temperaturas muito baixas passam para um estado líquido ou sólido de agregação. Em condições normais, eles são gases. Tais substâncias incluem, por exemplo, hidrogênio H 2 (g), nitrogênio N 2 (g), oxigênio O 2 (g), flúor F 2 (g), cloro Cl 2 (g), hélio He (g), neônio Ne (d), árgon Ar (g). O bromo molecular Br 2 (g) existe na forma líquida à temperatura ambiente.

Os metais são substâncias simples com uma estrutura de cristal de metal no estado sólido.

São substâncias maleáveis \u200b\u200be maleáveis, com brilho metálico e capazes de conduzir calor e eletricidade.

Cerca de 80% dos elementos da Tabela Periódica são substâncias metálicas simples. Em temperatura ambiente, os metais são sólidos. Por exemplo, Li (t), Fe (t). Apenas o mercúrio, Hg (l) é um líquido que solidifica a -38,89 0 С.

Substâncias complexas são substâncias que consistem em átomos de diferentes elementos químicos

Os átomos de elementos em uma substância complexa são conectados por relações constantes e bem definidas.

Por exemplo, a água H 2 O é uma substância complexa. Sua molécula contém átomos de dois elementos. A água sempre, em qualquer lugar da Terra, contém 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio em massa.

Dependendo da temperatura e da pressão, a água pode estar no estado sólido, líquido ou gasoso, o que é indicado à direita da fórmula química da substância - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O (t).

Na prática, nós, via de regra, não lidamos com substâncias puras, mas com suas misturas.

Uma mistura é uma coleção de compostos químicos de várias composições e estruturas

Representamos substâncias simples e complexas, bem como suas misturas na forma de um diagrama:

Simples

Não Metais

Emulsões

Fundações

As substâncias complexas em química inorgânica são classificadas em óxidos, bases, ácidos e sais.

Óxidos
Faça a distinção entre óxidos de metais e não metais. Os óxidos metálicos são compostos com ligações iônicas. No estado sólido, eles formam redes de cristal iônico.

Óxidos não metálicos - compostos com ligações químicas covalentes.

Os óxidos são substâncias complexas que consistem em átomos de dois elementos químicos, um dos quais é o oxigênio, cujo estado de oxidação é -2.

Abaixo estão as fórmulas moleculares e estruturais de alguns óxidos de não metais e metais.
Fórmula molecular Fórmula estrutural

CO 2 - monóxido de carbono (IV) O \u003d C \u003d O

SO 2 - óxido de enxofre (IV)

SO 3 - óxido de enxofre (VI)

SiO 2 - óxido de silício (IV)

Na 2 O - óxido de sódio

CaO - óxido de cálcio

K 2 O - óxido de potássio, Na 2 O - óxido de sódio, Al 2 O 3 - óxido de alumínio. Potássio, sódio e alumínio formam um óxido cada.

Se um elemento tem vários estados de oxidação, existem vários de seus óxidos. Neste caso, após o nome do óxido, o estado de oxidação do elemento é indicado em algarismos romanos entre parênteses. Por exemplo, FeO é óxido de ferro (II), Fe 2 O 3 é óxido de ferro (III).

Além dos nomes formados de acordo com as regras da nomenclatura internacional, são utilizados os tradicionais nomes russos de óxidos, por exemplo: monóxido de carbono CO 2 (IV) - dióxido de carbono, Monóxido de carbono CO (II) - monóxido de carbono, Óxido de cálcio CaO - cal viva, Óxido de silício SiO 2 - quartzo, sílica, areia.

Existem três grupos de óxidos que diferem nas propriedades químicas - básico, ácidoe anfotérico(outro grego , - e ele e o outro, dual).

Óxidos básicos formada por elementos dos subgrupos principais I e II dos grupos do sistema Periódico (o estado de oxidação dos elementos é +1 e +2), bem como por elementos dos subgrupos secundários, cujo estado de oxidação também é +1 ou +2. Todos esses elementos são metais, então óxidos básicos são óxidos de metal, por exemplo:
Li 2 O - óxido de lítio

MgO - óxido de magnésio

CuO - óxido de cobre (II)
As bases correspondem aos principais óxidos.

Óxidos ácidos formada por não metais e metais, o estado de oxidação do qual é maior do que +4, por exemplo:
CO 2 - monóxido de carbono (IV)

SO 2 - óxido de enxofre (IV)

SO 3 - óxido de enxofre (VI)

Р 2 О 5 - óxido de fósforo (V)
Os óxidos ácidos correspondem aos ácidos.

Óxidos anfotéricos formado por metais, cujo estado de oxidação é +2, +3, às vezes +4, por exemplo:
ZnO - óxido de zinco

Al 2 O 3 - óxido de alumínio
Os óxidos anfotéricos correspondem aos hidróxidos anfotéricos.

Além disso, um pequeno grupo dos chamados óxidos indiferentes:
N 2 O - óxido nítrico (I)

NÃO - óxido nítrico (II)

CO - monóxido de carbono (II)
Deve-se notar que um dos óxidos mais importantes em nosso planeta é o óxido de hidrogênio, conhecido por vocês como água H 2 O.
Fundações
Na seção "Óxidos", foi mencionado que as bases correspondem aos principais óxidos:
Óxido de sódio Na 2 O - hidróxido de sódio NaOH.

Óxido de cálcio CaO - hidróxido de cálcio Ca (OH) 2.

Óxido de cobre CuO - hidróxido de cobre Cu (OH) 2

As bases são chamadas de substâncias complexas que consistem em um átomo de metal e um ou mais grupos hidroxo –OH.

As bases são sólidos com uma estrutura cristalina iônica.

Quando dissolvidos em água, os cristais de bases solúveis ( álcalis) são destruídos pela ação de moléculas de água polares, e íons são formados:

NaOH (t)  Na + (p-p) + OH - (p-p)

Um registro semelhante de íons: Na + (p-p) ou OH - (p-p) significa que os íons estão em solução.

O nome da fundação inclui a palavra hidróxido e o nome russo para o metal no caso genitivo. Por exemplo, NaOH é hidróxido de sódio, Ca (OH) 2 é hidróxido de cálcio.

Se o metal formar várias bases, o nome indica o estado de oxidação do metal em algarismos romanos entre colchetes. Por exemplo: Fe (OH) 2 - hidróxido de ferro (II), Fe (OH) 3 - hidróxido de ferro (III).

Além disso, existem nomes tradicionais por alguns motivos:

NaOH - soda cáustica, cáustica refrigerante

KOH - potássio cáustico

Ca (OH) 2 - cal apagada, água de cal

R
As bases solúveis em água são chamadas álcalis

Azlichat bases solúveis em água e insolúveis em água.

São hidróxidos metálicos dos principais grupos dos subgrupos I e II, exceto os hidróxidos Be e Mg.

Os hidróxidos anfotéricos incluem,
HCl (g)  H + (p-p) + Cl - (p-p)

Os ácidos são chamados de substâncias complexas, que incluem átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e resíduos de ácido.

Dependendo da presença ou ausência de átomos de oxigênio na molécula, anóxico e oxigenado ácido.

Para nomear ácidos anóxicos, a letra é adicionada ao nome russo de um não-metal - sobre- e a palavra hidrogênio :

HF - ácido fluorídrico

HCl - ácido clorídrico

HBr - ácido bromídrico

HI - ácido iodídrico

H 2 S - ácido hidrossulfúrico
Os nomes tradicionais de alguns ácidos:

HCl - ácido clorídrico; HF - acido hidrosulfurico

Para nomear ácidos contendo oxigênio, terminações são adicionadas à raiz do nome russo para um não-metal - naya,

-Novose o não-metal está no estado de oxidação mais alto. O estado de oxidação mais alto coincide com o número do grupo em que o elemento não metálico está localizado:
H 2 SO 4 - cinza nayaácido

HNO 3 - nitrogênio naya ácido

HClO 4 - cloro naya ácido

HMnO 4 - manganês novo ácido
Se um elemento forma ácidos em dois estados de oxidação, então, para o nome do ácido correspondente ao estado de oxidação inferior do elemento, a desinência - verdade:
H 2 SO 3 - enxofre verdade ácido

HNO 2 - nitrogênio verdade ácido
O número de átomos de hidrogênio na molécula é distinto monobásico(HCl, HNO 3), dibásico (H 2 SO 4), tribásico ácido (H 3 PO 4).

Muitos ácidos oxigenados são formados pela reação dos óxidos ácidos correspondentes com água. O óxido correspondente a um determinado ácido é chamado de anidrido:

Anidrido sulfuroso SO 2 - ácido sulfuroso H 2 SO 3

Anidrido sulfúrico SO 3 - ácido sulfúrico H 2 SO 4

Anidrido nitroso N 2 O 3 - ácido nitroso HNO 2

Anidrido nítrico N 2 O 5 - ácido nítrico HNO 3

Anidrido fosfórico P 2 O 5 - ácido fosfórico H 3 PO 4
Observe que os estados de oxidação do elemento no óxido e no ácido correspondente são os mesmos.

Se um elemento no mesmo estado de oxidação formar vários ácidos contendo oxigênio, o prefixo será adicionado ao nome do ácido com menor teor de oxigênio. meta", com alto teor de oxigênio - prefixo" orto". Por exemplo:

HPO 3 - ácido metafosfórico

H 3 PO 4 - ácido ortofosfórico, que muitas vezes é chamado simplesmente de ácido fosfórico

H 2 SiO 3 - ácido metassilícico, geralmente chamado de ácido silícico

H 4 SiO 4 - ácido ortossilícico.

Os ácidos silícicos não são formados pela interação do SiO 2 com a água, eles são obtidos de outra forma.
A PARTIR DE
Os sais são substâncias complexas compostas de átomos de metal e resíduos ácidos.
oli
NaNO 3 - nitrato de sódio

CuSO 4 - sulfato de cobre (II)

CaCO 3 - carbonato de cálcio

Quando dissolvidos em água, os cristais de sal são destruídos, os íons são formados:

NaNO3 (t)  Na + (p-p) + NO3 - (p-p).
Os sais podem ser considerados como produtos da substituição completa ou parcial de átomos de hidrogênio em uma molécula de ácido por átomos de metal ou como produtos da substituição completa ou parcial de grupos hidroxo da base por resíduos de ácido.

Com a substituição completa dos átomos de hidrogênio, sais médios:Na 2 SO 4, MgCl 2. ... Com substituição parcial, sais ácidos (hidrossais) NaHSO 4 e sais básicos (hidroxossais) MgOHCl.

De acordo com as regras da nomenclatura internacional, os nomes dos sais são formados a partir do nome do resíduo ácido no caso nominativo e do nome russo do metal no caso genitivo (Tabela 12):

NaNO 3 - nitrato de sódio

CuSO 4 - sulfato de cobre (II)

CaCO 3 - carbonato de cálcio

Ca 3 (PO 4) 2 - ortofosfato de cálcio

Na 2 SiO 3 - silicato de sódio

O nome do resíduo de ácido é derivado da raiz do nome latino do elemento formador de ácido (por exemplo, nitrogênio - nitrogênio, raiz de nitr-) e as terminações:

-em para o estado de oxidação mais alto, -isto para um estado de oxidação inferior do elemento formador de ácido (Tabela 12).

Tabela 12

Nomes de ácido e sal

NaHSO 4 - hidrogenossulfato de sódio

NaHS - hidrossulfeto de sódio
Os nomes dos sais básicos são formados pela adição do prefixo " hidroxo": MgOHCl - hidroxicloreto de magnésio.

Além disso, muitos sais têm nomes tradicionais, como:
Na 2 CO 3 - refrigerante;

NaHCO 3 - bicarbonato de sódio (beber);

CaCO 3 - giz, mármore, calcário.

Estrutura molecular e não molecular das substâncias. Estrutura da matéria

Não são átomos ou moléculas individuais que entram em interações químicas, mas substâncias. Pelo tipo de conexão, as substâncias são diferenciadas moleculare estrutura não molecular... As substâncias que consistem em moléculas são chamadas substâncias moleculares... As ligações entre as moléculas nessas substâncias são muito fracas, muito mais fracas do que entre os átomos dentro da molécula, e mesmo em temperaturas relativamente baixas elas se quebram - a substância se transforma em um líquido e depois em um gás (sublimação do iodo). Os pontos de fusão e ebulição de substâncias compostas por moléculas aumentam com o aumento do peso molecular. PARA substâncias moleculares incluem substâncias com estrutura atômica (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), entre elas estão metais e não metais. Para substâncias estrutura não molecular incluem compostos iônicos. A maioria dos compostos de metal com não-metais tem uma estrutura: todos os sais (NaCl, K 2 SO 4), alguns hidretos (LiH) e óxidos (CaO, MgO, FeO), bases (NaOH, KOH). Substâncias iônicas (não moleculares) têm pontos de fusão e ebulição elevados.

Sólidos: amorfos e cristalinos

Os sólidos são divididos em cristalino e amorfo.

Substâncias amorfas não têm um ponto de fusão claro - quando aquecidos, eles amolecem gradualmente e se transformam em um estado fluido. No estado amorfo, por exemplo, encontram-se a plasticina e várias resinas.

Substâncias cristalinascaracterizado pelo arranjo correto das partículas de que são compostos: átomos, moléculas e íons - em pontos estritamente definidos no espaço. Quando esses pontos são conectados com linhas retas, uma estrutura espacial é formada, chamada de rede cristalina. Os pontos onde as partículas de cristal estão localizadas são chamados de pontos de rede. Dependendo do tipo de partículas localizadas nos locais da rede cristalina e da natureza da ligação entre elas, quatro tipos de redes cristalinas são distinguidos: iônica, atômica, molecular e metálica.

Redes de cristal são chamadas de iônicas., em cujos nós existem íons. São formados por substâncias com ligação iônica, que podem estar associadas tanto aos íons simples Na +, Cl - quanto ao complexo SO 4 2-, OH -. Conseqüentemente, os sais, alguns óxidos e hidróxidos de metais têm redes cristalinas iônicas. Por exemplo, um cristal de cloreto de sódio é construído a partir da alternância de íons Na + positivos e íons Cl - negativos, formando uma rede em forma de cubo. As ligações entre os íons em tal cristal são muito estáveis. Portanto, as substâncias com uma rede iônica são caracterizadas por uma dureza e resistência relativamente altas, são refratárias e não voláteis.

Rede cristalina - a) e rede amorfa - b).

Redes cristalinas atômicas

Atômico são chamados de redes cristalinas, em cujos nós existem átomos individuais. Em tais redes, os átomos estão interconectados ligações covalentes muito fortes... Um exemplo de substâncias com este tipo de rede cristalina é o diamante - uma das modificações alotrópicas do carbono. A maioria das substâncias com uma rede cristalina atômica tem pontos de fusão muito altos (por exemplo, para o diamante é acima de 3500 ° C), são fortes e sólidas, praticamente insolúveis.

Estrutura cristalina molecular

Molecularsão chamados de redes cristalinas, em cujos nós as moléculas estão localizadas. As ligações químicas nessas moléculas podem ser polares (HCl, H 2 O) e apolares (N 2, O 2). Apesar do fato de que os átomos dentro das moléculas são ligados por ligações covalentes muito fortes, forças fracas de atração intermolecular atuam entre as próprias moléculas... Portanto, as substâncias com redes cristalinas moleculares têm baixa dureza, baixos pontos de fusão e são voláteis. A maioria dos compostos orgânicos sólidos tem redes cristalinas moleculares (naftaleno, glicose, açúcar).

Redes de cristal de metal

Substâncias com ligação de metal têm estruturas de cristal de metal. Os nós de tais redes contêm átomos e íons (sejam átomos ou íons, nos quais os átomos de metal são facilmente transformados, fornecendo seus elétrons externos "para uso geral"). Essa estrutura interna dos metais determina suas propriedades físicas características: maleabilidade, ductilidade, condutividade elétrica e térmica, brilho metálico característico.

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