Aký typ kryštálovej mriežky zodpovedá plynom. Typy kryštálových mriežok rôznych látok
V pevných látkach sú častice (molekuly, atómy a ióny) umiestnené tak blízko seba, že sily vzájomného pôsobenia medzi nimi im neumožňujú odletieť. Tieto častice môžu len vytvárať oscilačné pohyby okolo rovnovážnej polohy. Pevné telesá si preto zachovávajú svoj tvar a objem.
Podľa molekulárnej štruktúry sa pevné látky delia na kryštalický a amorfný .
Štruktúra kryštalických telies
Kryštálová bunka
Takéto pevné látky sa nazývajú kryštalické, v ktorých sú molekuly, atómy alebo ióny usporiadané v presne definovanom geometrickom poradí a vytvárajú štruktúru v priestore, ktorá je tzv. kryštálová mriežka . Toto poradie sa periodicky opakuje vo všetkých smeroch v trojrozmernom priestore. Pretrváva na veľké vzdialenosti a nie je obmedzený priestorom. Volá sa dlhodobá objednávka .
Typy kryštálových mriežok
Kryštálová mriežka je matematický model, pomocou ktorého si viete predstaviť, ako sú častice v kryštáli usporiadané. Mentálnym spojením v priestore s priamymi čiarami body, kde sa tieto častice nachádzajú, dostaneme kryštálovú mriežku.
Vzdialenosť medzi atómami umiestnenými v uzloch tejto mriežky sa nazýva mriežkový parameter .
V závislosti od toho, ktoré častice sa nachádzajú v uzloch, sú kryštálové mriežky molekulárne, atómové, iónové a kovové .
Takéto vlastnosti kryštalických telies ako teplota topenia, elasticita a pevnosť závisia od typu kryštálovej mriežky.
Keď teplota stúpne na hodnotu, pri ktorej začína tavenie pevnej látky, kryštálová mriežka sa zničí. Molekuly získajú väčšiu voľnosť a pevná kryštalická látka prechádza do kvapalného štádia. Čím silnejšie sú väzby medzi molekulami, tým vyššia je teplota topenia.
molekulárna mriežka
V molekulových mriežkach nie sú väzby medzi molekulami silné. Preto sú za normálnych podmienok takéto látky v kvapalnom alebo plynnom stave. Pevný stav pre nich je možný len pri nízkych teplotách. Nízka je aj ich teplota topenia (prechod z pevnej látky na kvapalinu). A za normálnych podmienok sú v plynnom stave. Príkladmi sú jód (I 2), „suchý ľad“ (oxid uhličitý CO 2).
atómová mriežka
V látkach, ktoré majú atómovú kryštálovú mriežku, sú väzby medzi atómami silné. Preto sú samotné látky veľmi pevné. Pri vysokých teplotách sa topia. Kremík, germánium, bór, kremeň, oxidy niektorých kovov a najtvrdšia látka v prírode, diamant, majú kryštalickú atómovú mriežku.
Iónová mriežka
Medzi látky s iónovou kryštálovou mriežkou patria alkálie, väčšina solí, oxidy typických kovov. Pretože príťažlivá sila iónov je veľmi vysoká, tieto látky sa môžu topiť len pri veľmi vysokých teplotách. Nazývajú sa žiaruvzdorné. Majú vysokú pevnosť a tvrdosť.
kovový rošt
V uzloch kovovej mriežky, ktorú majú všetky kovy a ich zliatiny, sa nachádzajú atómy aj ióny. Vďaka tejto štruktúre majú kovy dobrú kujnosť a ťažnosť, vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť.
Najčastejšie je tvar kryštálu pravidelný mnohosten. Plochy a okraje takýchto mnohostenov zostávajú pre konkrétnu látku vždy konštantné.
Jednokryštál sa nazýva monokryštál . Má pravidelný geometrický tvar, súvislú kryštálovú mriežku.
Príklady prírodných monokryštálov sú diamant, rubín, horský kryštál, kamenná soľ, islandský rákos, kremeň. V umelých podmienkach sa monokryštály získavajú v procese kryštalizácie, keď sa roztoky alebo taveniny ochladia na určitú teplotu a izoluje sa z nich tuhá látka vo forme kryštálov. Pri nízkej rýchlosti kryštalizácie má fazetovanie takýchto kryštálov prirodzený tvar. Týmto spôsobom sa v špeciálnych priemyselných podmienkach získavajú napríklad monokryštály polovodičov alebo dielektrík.
Malé kryštály, náhodne zrastené navzájom, sa nazývajú polykryštály . Najsvetlejší príklad polykryštál - žulový kameň. Všetky kovy sú tiež polykryštály.
Anizotropia kryštalických telies
V kryštáloch sú častice umiestnené s rôznou hustotou v rôznych smeroch. Ak spojíme atómy v priamke v jednom zo smerov kryštálovej mriežky, potom bude vzdialenosť medzi nimi rovnaká v celom tomto smere. V akomkoľvek inom smere je vzdialenosť medzi atómami tiež konštantná, ale jej hodnota sa už môže líšiť od vzdialenosti v predchádzajúcom prípade. To znamená, že interakčné sily rôznej veľkosti pôsobia medzi atómami v rôznych smeroch. Preto sa budú líšiť aj fyzikálne vlastnosti hmoty v týchto smeroch. Tento jav sa nazýva anizotropia - závislosť vlastností hmoty od smeru.
Elektrická vodivosť, tepelná vodivosť, elasticita, index lomu a ďalšie vlastnosti kryštalickej látky sa líšia v závislosti od smeru v kryštáli. Vedené rôzne v rôznych smeroch elektriny, látka sa inak zahrieva, lúče svetla sa inak lámu.
Anizotropia sa v polykryštáloch nepozoruje. Vlastnosti hmoty zostávajú vo všetkých smeroch rovnaké.
Väzby medzi iónmi v kryštáli sú veľmi pevné a stabilné, preto látky s iónovou mriežkou majú vysokú tvrdosť a pevnosť, sú žiaruvzdorné a neprchavé.
Látky s iónovou kryštálovou mriežkou majú nasledujúce vlastnosti:
1. Relatívne vysoká tvrdosť a pevnosť;
2. Krehkosť;
3. Tepelná odolnosť;
4. Žiaruvzdornosť;
5. Neprchavé.
Príklady: soli - chlorid sodný, uhličitan draselný, zásady - hydroxid vápenatý, hydroxid sodný.
4. Mechanizmus vzniku kovalentnej väzby (výmena a donor-akceptor).
Každý atóm má tendenciu dokončiť svoju vonkajšiu elektronickú úroveň, aby sa znížila potenciálna energia. Preto je jadro jedného atómu priťahované k sebe hustotou elektrónov iného atómu a naopak, elektrónové oblaky dvoch susedných atómov sú superponované.
Ukážka aplikácie a schémy tvorby kovalentnej nepolárnej chemickej väzby v molekule vodíka. (Žiaci píšu a kreslia diagramy).
Záver: Väzba medzi atómami v molekule vodíka sa uskutočňuje prostredníctvom spoločného elektrónového páru. Takáto väzba sa nazýva kovalentná väzba.
Aká väzba sa nazýva kovalentná nepolárna? (Učebnica str. 33).
Zostavenie elektronických vzorcov molekúl jednoduchých látok nekovov:
CI CI je elektrónový vzorec molekuly chlóru,
CI - CI je štruktúrny vzorec molekuly chlóru.
NN je elektrónový vzorec molekuly dusíka,
N ≡ N - štruktúrny vzorec molekuly dusíka.
Elektronegativita. Kovalentné polárne a nepolárne väzby. Multiplicita kovalentnej väzby.
Ale molekuly môžu tiež tvoriť rôzne atómy nekovov, v takom prípade sa spoločný elektrónový pár posunie k elektronegatívnejšiemu chemickému prvku.
Preštudujte si učebnicový materiál na strane 34
Záver: Kovy majú nižšiu hodnotu elektronegativity ako nekovy. A je to medzi nimi veľmi rozdielne.
Ukážka schémy tvorby polárnej kovalentnej väzby v molekule chlorovodíka.
Zdieľaný elektrónový pár je orientovaný na chlór, ktorý je elektronegatívny. Ide teda o kovalentnú väzbu. Tvoria ju atómy, ktorých elektronegativita sa veľmi nelíši, ide teda o kovalentnú polárnu väzbu.
Kompilácia elektronických vzorcov molekúl jódu a vody:
H J - elektrónový vzorec molekuly jódu,
H → J je štruktúrny vzorec molekuly jodovodíka.
HO je elektronický vzorec molekuly vody,
H → O - štruktúrny vzorec molekuly vody.
Samostatná práca s učebnicou: napíšte definíciu elektronegativity.
Molekulové a atómové kryštálové mriežky. Vlastnosti látok s molekulovými a atómovými kryštálovými mriežkami
Samostatná práca s učebnicou.
Otázky na sebaovládanie
Atóm, ktorého chemický prvok má jadrový náboj +11
- Napíšte schému elektronická štruktúra atóm sodíka
– Je vonkajšia vrstva kompletná?
– Ako dokončiť vyplnenie elektrónovej vrstvy?
- Nakreslite schému spätného rázu elektrónu
– Porovnajte štruktúru atómu sodíka a iónu
Porovnajte štruktúru atómu a iónu neónu inertného plynu.
Určte atóm toho ktorého prvku s počtom protónov 17.
- Napíšte schému elektrónovej štruktúry atómu.
– Vrstva dokončená? Ako to dosiahnuť.
– Vytvorte schému dokončenia elektrónovej vrstvy chlóru.
Skupinová úloha:
1-3 skupina: Skladajte elektronické a štruktúrne vzorce molekuly látok a uveďte typ väzby Br 2 ; NH3.
4-6 skupín: Zostavte elektrónové a štruktúrne vzorce molekúl látok a uveďte typ väzby F 2; Hbr.
Dvaja študenti pracujú pri doplnkovej tabuli s rovnakou úlohou na vzorovom samovyšetrení.
Ústny prieskum.
1. Definujte pojem "elektronegativita".
2. Od čoho závisí elektronegativita atómu?
3. Ako sa mení elektronegativita atómov prvkov v periódach?
4. Ako sa mení elektronegativita atómov prvkov v hlavných podskupinách?
5. Porovnajte elektronegativitu kovových a nekovových atómov. Líšia sa spôsoby dokončenia vonkajšej elektrónovej vrstvy, charakteristické pre atómy kovov a nekovov? Aké sú na to dôvody?
7. Ktoré chemické prvky sú schopné darovať elektróny, prijímať elektróny?
Čo sa stane medzi atómami, keď darujú a prijímajú elektróny?
Ako sa nazývajú častice vytvorené z atómu v dôsledku darovania alebo pridania elektrónov?
8. Čo sa stane, keď sa stretnú atómy kovu a nekovu?
9. Ako sa tvorí iónová väzba?
10. Chemická väzba vytvorená v dôsledku tvorby spoločného elektrónové páry volal...
11. Kovalentná väzba vzniká ... a ...
12. Aká je podobnosť kovalentnej polárnej a kovalentnej nepolárnej väzby? Čo určuje polaritu väzby?
13. Aký je rozdiel medzi kovalentnými polárnymi a kovalentnými nepolárnymi väzbami?
PLÁN LEKCIE #8
Disciplína: Chémia.
téma: Kovové spojenie. Agregátne stavy látok a vodíkové väzby .
Účel lekcie: Vytvorte koncept chemické väzby na príklade kovovej väzby. Dosiahnuť pochopenie mechanizmu tvorby väzby.
Plánované výsledky
Predmet: formovanie rozhľadu a funkčnej gramotnosti človeka na riešenie praktických problémov; schopnosť spracovať, vysvetliť výsledky; ochota a schopnosť aplikovať metódy poznania pri riešení praktických problémov;
Metapredmet: využitie rôznych zdrojov na získanie chemických informácií, schopnosť posúdiť ich spoľahlivosť s cieľom dosiahnuť dobré výsledky v profesionálnej oblasti;
Osobné: schopnosť využívať výdobytky modernej chemickej vedy a chemickej technológie na zvýšenie vlastného intelektuálneho rozvoja vo vyvolenom odborná činnosť;
Časová norma: 2 hodiny
Typ triedy: Prednáška.
Plán lekcie:
1. Kovové spojenie. Kovová kryštálová mriežka a kovová chemická väzba.
2. Fyzikálne vlastnosti kovov.
3. Súhrnné stavy látok. Prechod látky z jedného stavu agregácie do druhého.
4. Vodíková väzba
Vybavenie: Periodická sústava chemických prvkov, kryštálová mriežka, písomka.
Literatúra:
1. ročník chémie 11: učebnica. pre všeobecné vzdelanie organizácie G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Osveta, 2014. -208 s.: Choroba..
2. Chémia pre profesie a odbornosti technického profilu: učebnica pre študentov. stredné inštitúcie. Prednášal prof. vzdelanie / O.S.Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - 5. vyd., vymazané. - M .: Vydavateľské centrum "Akadémia", 2017. - 272 strán, s farbou. chorý.
Prednáša: Tubaltseva Yu.N.
Pevné látky existujú v kryštalickom a amorfnom stave a prevažne majú kryštálovú štruktúru. Vyznačuje sa správnym umiestnením častíc v presne definovaných bodoch, vyznačuje sa periodickým opakovaním objemu.Ak tieto body mentálne spojíme priamkami, dostaneme priestorový rámec, ktorý sa nazýva kryštálová mriežka. Pojem "kryštálová mriežka" označuje geometrický obraz, ktorý opisuje trojrozmernú periodicitu v usporiadaní molekúl (atómov, iónov) v kryštálovom priestore.
Body, v ktorých sa nachádzajú častice, sa nazývajú uzly mriežky. Internodálne spojenia fungujú vo vnútri rámu. Typ častíc a povaha spojenia medzi nimi: molekuly, atómy, ióny - určujú Celkovo sa rozlišujú štyri takéto typy: iónové, atómové, molekulárne a kovové.
Ak sa v uzloch mriežky nachádzajú ióny (častice so záporným alebo kladným nábojom), ide o iónovú kryštálovú mriežku charakterizovanú väzbami s rovnakým názvom.
Tieto väzby sú veľmi pevné a stabilné. Preto látky s týmto typom štruktúry majú dostatočne vysokú tvrdosť a hustotu, sú neprchavé a žiaruvzdorné. Pri nízkych teplotách sa správajú ako dielektrika. Pri tavení takýchto zlúčenín sa však narúša geometricky správna iónová kryštálová mriežka (usporiadanie iónov) a znižujú sa pevnostné väzby.
Pri teplote blízkej teplote topenia sú už kryštály s iónovou väzbou schopné viesť elektrický prúd. Takéto zlúčeniny sú ľahko rozpustné vo vode a iných kvapalinách, ktoré sa skladajú z polárnych molekúl.
Iónová kryštálová mriežka je charakteristická pre všetky látky s iónovým typom väzby - soli, hydroxidy kovov, binárne zlúčeniny kovov s nekovmi. nemá smer v priestore, pretože každý ión je spojený s niekoľkými protiiónmi naraz, ktorých sila interakcie závisí od vzdialenosti medzi nimi (Coulombov zákon). Iónovo viazané zlúčeniny majú nemolekulárnu štruktúru, sú to pevné látky s iónovými mriežkami, vysokou polaritou, vysokými teplotami topenia a varu, v vodné roztoky byť elektricky vodivý. Zlúčeniny s iónovými väzbami v čistej forme sa prakticky nikdy nevyskytuje.
Iónová kryštálová mriežka je vlastná niektorým hydroxidom a oxidom typických kovov, solí, t.j. látky s iónovými
Okrem iónových väzieb v kryštáloch existujú kovové, molekulárne a kovalentné väzby.
Kryštály, ktoré majú kovalentnú väzbu, sú polovodiče alebo dielektriká. Typickými príkladmi atómových kryštálov sú diamant, kremík a germánium.
Diamant je minerál, alotropná kubická modifikácia (forma) uhlíka. Kryštálová mriežka diamantu je atómová, veľmi zložitá. V uzloch takejto mriežky sú atómy prepojené extrémne silnými kovalentnými väzbami. Diamant sa skladá z jednotlivých atómov uhlíka, jeden po druhom, v strede štvorstenu, ktorého vrcholy sú štyri najbližšie atómy. Takáto mriežka sa vyznačuje plošne centrovanou krychlou, ktorá určuje maximálnu tvrdosť diamantu a pomerne vysoký bod topenia. V diamantovej mriežke nie sú žiadne molekuly - a kryštál možno považovať za jednu impozantnú molekulu.
Okrem toho je charakteristický pre kremík, pevný bór, germánium a zlúčeniny jednotlivých prvkov s kremíkom a uhlíkom (oxid kremičitý, kremeň, sľuda, riečny piesok, karborundum). Vo všeobecnosti existuje pomerne málo zástupcov s atómovou mriežkou.
Hovorme o pevných látkach. Pevné látky možno rozdeliť do dvoch veľkých skupín: amorfný a kryštalický. Oddelíme ich podľa princípu, či je poriadok alebo nie.
AT amorfné látky molekuly sú usporiadané náhodne. V ich priestorovom usporiadaní nie sú žiadne zákonitosti. V skutočnosti sú amorfné látky veľmi viskózne kvapaliny, také viskózne, že sú tuhé.
Preto názov: "a-" - negatívna častica, "morfe" - forma. Medzi amorfné látky patria: okuliare, živice, vosk, parafín, mydlo.
Nedostatok poriadku v usporiadaní častíc určuje fyzikálne vlastnosti amorfných telies: oni nemajú pevné body topenia. Ako sa zahrievajú, ich viskozita postupne klesá a tiež sa postupne stávajú tekutými.
Na rozdiel od amorfných látok existujú kryštalické. Častice kryštalickej látky sú priestorovo usporiadané. Toto je správna štruktúra priestorového usporiadania častíc v kryštalickej látke sa nazýva kryštálová mriežka.
Na rozdiel od amorfných telies, kryštalické látky majú pevné body topenia.
Podľa toho, ktoré častice sú v mriežkové uzly a od toho, aké dlhopisy ich držia, rozlišujú: molekulárne, jadrové, iónový a kov mriežky.
Prečo je zásadne dôležité vedieť, aká je kryštalická mriežka látky? Čo definuje? Všetky. Štruktúra definuje ako chemické a fyzikálne vlastnosti hmoty.
Najjednoduchším príkladom je DNA. Vo všetkých organizmoch na Zemi je postavená z rovnakého súboru konštrukčné komponenty: štyri typy nukleotidov. A aká rozmanitosť života. Všetko je určené štruktúrou: poradím, v ktorom sú tieto nukleotidy usporiadané.
Molekulárna kryštálová mriežka.
Typickým príkladom je voda v pevnom skupenstve (ľad). Miesta mriežky obsahujú celé molekuly. A držať ich spolu medzimolekulové interakcie: vodíkové väzby, van der Waalsove sily.
Tieto väzby sú slabé, takže molekulárna mriežka je najkrehkejšie, teplota topenia takýchto látok je nízka.
Dobrý diagnostický znak: ak má látka za normálnych podmienok kvapalný alebo plynný stav a / alebo má zápach, potom má táto látka s najväčšou pravdepodobnosťou molekulárnu kryštálovú mriežku. Kvapalné a plynné skupenstvo je totiž dôsledkom toho, že molekuly na povrchu kryštálu dobre nedržia (väzby sú slabé). A sú „odfúknuté“. Táto vlastnosť sa nazýva volatilita. A vypustené molekuly, ktoré sa šíria vzduchom, sa dostávajú do našich čuchových orgánov, čo je subjektívne vnímané ako vôňa.
Molekulárna kryštálová mriežka má:
- Niektorí jednoduché látky nekovy: I 2, P, S (teda všetky nekovy, ktoré nemajú atómovú mriežku).
- Takmer všetky organickej hmoty (okrem solí).
- A ako už bolo spomenuté vyššie, látky sú za normálnych podmienok kvapalné alebo plynné (zamrznuté) a/alebo majú zápach (NH 3, O 2, H 2 O, kyseliny, CO 2).
Atómová kryštálová mriežka.
V uzloch atómovej kryštálovej mriežky, na rozdiel od molekulárnej, sú jednotlivé atómy. Ukazuje sa, že kovalentné väzby držia mriežku (napokon viažu neutrálne atómy).
Klasickým príkladom je norma tvrdosti pevnosti - diamant (podľa chemickej povahy je jednoduchá látka uhlík). Spojenia: kovalentné nepolárne, keďže mriežku tvoria iba atómy uhlíka.
Ale napríklad v kremennom kryštáli ( chemický vzorec z toho SiO 2) sú atómy Si a O. Preto väzby kovalentná polárna.
Fyzikálne vlastnosti látok s atómovou kryštálovou mriežkou:
- pevnosť, tvrdosť
- vysoké teploty topenia (žiaruvzdorné)
- neprchavé látky
- nerozpustný (ani vo vode, ani v iných rozpúšťadlách)
Všetky tieto vlastnosti sú spôsobené silou kovalentných väzieb.
V atómovej kryštálovej mriežke je málo látok. Neexistuje žiadny špeciálny vzor, takže si ich stačí zapamätať:
- Alotropické modifikácie uhlíka (C): diamant, grafit.
- Bór (B), kremík (Si), germánium (Ge).
- Iba dve alotropické modifikácie fosforu majú atómovú kryštálovú mriežku: červený fosfor a čierny fosfor. (at biely fosfor- molekulová kryštálová mriežka).
- SiC - karborundum (karbid kremíka).
- BN je nitrid bóru.
- Kremík, horský krištáľ, kremeň, riečny piesok - všetky tieto látky majú zloženie SiO 2.
- Korund, rubín, zafír - tieto látky majú zloženie Al 2 O 3.
Určite vyvstáva otázka: C je diamant aj grafit. Ale sú úplne iné: grafit je nepriehľadný, farbí, vedie elektrický prúd a diamant je priehľadný, nefarbí sa a nevedie prúd. Líšia sa štruktúrou.
A potom, a potom - atómová mriežka, ale iná. Preto sú vlastnosti odlišné.
Iónová kryštálová mriežka.
Klasický príklad: soľ: NaCl. V uzloch mriežky sú jednotlivé ióny: Na+ a Cl–. Udržuje mriežkové elektrostatické sily príťažlivosti medzi iónmi ("plus" je priťahovaný k "mínus"), tj. iónová väzba.
Iónové kryštálové mriežky sú pomerne silné, ale krehké, teploty topenia takýchto látok sú pomerne vysoké (vyššie ako u predstaviteľov kovu, ale nižšie ako u látok s atómovou mriežkou). Mnohé sú rozpustné vo vode.
S definíciou iónovej kryštálovej mriežky spravidla nie sú žiadne problémy: tam, kde je iónová väzba, existuje iónová kryštálová mriežka. to: všetky soli, oxidy kovov, alkálie(a iné zásadité hydroxidy).
Kovová kryštálová mriežka.
kovový rošt implementovaný v jednoduché látky kovy. Predtým sme povedali, že celá nádhera kovovej väzby sa dá pochopiť iba spolu s kovovou kryštálovou mriežkou. Prišla hodina.
Hlavná vlastnosť kovov: elektróny na úroveň vonkajšej energie zle držia, takže sa ľahko dávajú. Po strate elektrónu sa kov zmení na kladne nabitý ión - katión:
Na 0 – 1e → Na +
V kovovej kryštálovej mriežke neustále prebiehajú procesy spätného rázu a prichytenia elektrónov: elektrón sa oddelí od atómu kovu na jednom mieste mriežky. Vznikne katión. Odpojený elektrón je priťahovaný iným katiónom (alebo tým istým): opäť vzniká neutrálny atóm.
Uzly kovovej kryštálovej mriežky obsahujú neutrálne atómy aj katióny kovov. A voľné elektróny cestujú medzi uzlami:
Tieto voľné elektróny sa nazývajú elektrónový plyn. Práve oni určujú fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok kovov:
- tepelná a elektrická vodivosť
- kovový lesk
- kujnosť, plasticita
Toto je kovová väzba: katióny kovov sú priťahované k neutrálnym atómom a to všetko je „zlepené“ voľnými elektrónmi.
Ako určiť typ kryštálovej mriežky.
P.S. Niečo tam je školské osnovy a program USE na túto tému je niečo, s čím celkom nesúhlasíme. Konkrétne: zovšeobecnenie, že akákoľvek väzba kov-nekov je iónová väzba. Tento predpoklad je urobený zámerne, zrejme na zjednodušenie programu. To však vedie k skresleniu. Hranica medzi iónovými a kovalentnými väzbami je podmienená. Každá väzba má svoje vlastné percento „iónovej“ a „kovalentnej“. Väzba s málo aktívnym kovom má malé percento „ionicity“, je skôr kovalentná. Ten je ale podľa programu USE „zaokrúhlený“ smerom k iónovému. Z toho vznikajú niekedy až absurdné veci. Napríklad Al 2 O 3 je látka s atómovou kryštálovou mriežkou. O akej ionicity sa tu bavíme. Iba kovalentná väzba môže držať atómy týmto spôsobom. Ale podľa štandardu "kov-nekov" túto väzbu kvalifikujeme ako iónovú. A ukazuje sa rozpor: mriežka je atómová a väzba je iónová. K tomu vedie prílišné zjednodušenie.
| Typ kryštálovej mriežky | Charakteristický |
| Iónový | Sú tvorené iónmi. Tvoria iónové zlúčeniny. Majú vysokú tvrdosť, krehkosť, žiaruvzdornosť a nízku prchavosť, ľahko sa rozpúšťajú v polárnych kvapalinách, sú dielektriká. Roztápanie iónových kryštálov vedie k narušeniu geometricky správnej orientácie iónov voči sebe a k oslabeniu pevnosti väzby medzi nimi. Preto ich taveniny (roztoky) vedú elektrický prúd. Iónové kryštálové mriežky tvoria mnohé soli, oxidy, zásady. |
| Atómový (kovalentný) | V uzloch sú atómy, ktoré sú vzájomne prepojené kovalentnými väzbami. Existuje veľa atómových kryštálov. Všetky majú vysokú teplotu topenia, sú nerozpustné v kvapalinách, majú vysokú pevnosť, tvrdosť a široký rozsah elektrickej vodivosti. Atómové kryštálové mriežky tvoria prvky skupín III a IV hlavných podskupín (Si, Ge, B, C). |
Pokračovanie tabuľky. Z4
| Molekulárna | Pozostávajú z molekúl (polárnych a nepolárnych), ktoré sú vzájomne prepojené slabým vodíkom, medzimolekulovými a elektrostatickými silami. Preto majú molekulárne kryštály nízku tvrdosť, nízke teploty topiace sa, málo rozpustné vo vode, nevedú elektrický prúd a sú vysoko prchavé. Molekulová mriežka je tvorená ľadom, pevná látka oxid uhličitý(„suchý ľad“), tuhé halogenovodíky, tuhé jednoduché látky tvorené jedno- (vzácne plyny), dvoj- (F 2, Cl 2, Br 2, J 2, H 2, N 2, O 2), troj- (O 3), štyri- (P 4), osem- (S 8) atómové molekuly mnoho kryštalických organických zlúčenín. |
| kov | Pozostáva z atómov kovov alebo iónov spojených kovovou väzbou. Uzly kovových mriežok sú obsadené kladné ióny, medzi ktorými sa pohybujú valenčné elektróny, ktoré sú vo voľnom stave (elektrónový plyn). Kovová mriežka je odolná. To vysvetľuje inherentnú tvrdosť väčšiny kovov, nízku prchavosť, vysoké teploty topenia a varu. Určuje aj také charakteristické vlastnosti kovov ako elektrická a tepelná vodivosť, brilancia, kujnosť, plasticita, opacita, fotoelektrický efekt. Čisté kovy a zliatiny majú kovovú kryštálovú mriežku. |
Kryštály sú rozdelené do troch tried podľa ich elektrickej vodivosti:
Vodiči prvého druhu- elektrická vodivosť 10 4 - 10 6 (Ohm × cm) -1 - látky s kovovou kryštálovou mriežkou, vyznačujúce sa prítomnosťou "nosičov prúdu" - voľne sa pohybujúcich elektrónov (kovy, zliatiny).
Dielektrika (izolátory)- elektrická vodivosť 10 -10 -10 -22 (Ohm×cm) -1 - látky s atómovou, molekulovou a menej často iónovou mriežkou, ktoré majú vysokú väzbovú energiu medzi časticami (diamant, sľuda, organické polyméry a pod.).
Polovodiče - elektrická vodivosť 10 4 -10 -10 (Ohm×cm) -1 - látky s atómovou alebo iónovou kryštálovou mriežkou, ktoré majú slabšiu väzbovú energiu medzi časticami ako izolanty. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje elektrická vodivosť polovodičov (sivý cín, bór, kremík atď.)
Koniec práce -
Táto téma patrí:
Základy všeobecnej chémie
Na stránke si prečítajte: základy všeobecnej chémie. c m dryutskaya..
Ak potrebuješ doplnkový materiál k tejto téme, alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame použiť vyhľadávanie v našej databáze prác:
Čo urobíme s prijatým materiálom:
Ak sa tento materiál ukázal byť pre vás užitočný, môžete si ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:
| pípanie |
Všetky témy v tejto sekcii:
Teoretické informácie
Chémia je prírodná veda o látkach, ich štruktúre, vlastnostiach a vzájomných premenách. Najdôležitejšou úlohou chémie je získavanie látok a materiálov s potrebnými pre rôzne špecifické
Chemické vlastnosti oxidov
Zásaditá amfotérna kyselina Reagujte s prebytočnou kyselinou za vzniku soli a vody. Zásadité oxidy zodpovedajú zásaditým
Získavanie kyselín
Obsah kyslíka 1. Oxid kyseliny + voda 2. Nekov + silné oxidačné činidlo
Chemické vlastnosti kyselín
Obsah kyslíka Bez kyslíka 1. Zmeňte farbu indikátora - lakmusovo červený, metyl oranžovo - ružový
Získavanie solí
1. Pri použití kovov Priemerné (normálne) soli kov + nekov (st
Chemické vlastnosti stredných solí
Rozklad pri zapálení Soľ+kov Soľ+soľ
Vzťah medzi soľami
Zo stredných solí možno získať kyslé a zásadité soli, ale je možný aj opačný proces. Kyslé soli
NOMENKLATÚRA ANORGANICKÝCH ZLÚČENÍN
Chemická nomenklatúra- súbor pravidiel, ktoré vám umožňujú jednoznačne zostaviť jeden alebo iný vzorec alebo názov ktoréhokoľvek chemický poznať jeho zloženie a štruktúru.
Číselné predpony
Násobič Prefix Násobič Prefix Násobič Prefix mono
Systematické a triviálne názvy niektorých látok
Vzorec Systematický názov Triviálny názov Chlorid sodný Soľ
Názvy a symboly prvkov
Symboly chemických prvkov podľa pravidiel IUPAC sú uvedené v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev. Názvy chemických prvkov vo väčšine prípadov majú latinské korene. V prípade, že
Vzorce a názvy zložitých látok
Rovnako ako vo vzorci binárnej zlúčeniny, aj vo vzorci komplexnej látky je na prvom mieste symbol katiónu alebo atómu s čiastočne kladným nábojom a symbol aniónu alebo atómu s čiastočne kladným nábojom. je na druhom mieste.
Systematické a medzinárodné názvy niektorých zložitých látok
Vzorec Systematický názov Medzinárodný názov tetraoxosulfát (VI) síran sodný (I).
Názvy najbežnejších kyselín a ich aniónov
Kyslý anión ( zvyšok kyseliny) Názov vzorca Názov vzorca &nb
základy
Podľa medzinárodného názvoslovia sú názvy zásad tvorené slovom hydroxid a názvom kovu. Napríklad - hydroxid sodný, - hydroxid draselný, - hydroxid vápenatý. Esl
Stredné soli kyselín obsahujúcich kyslík
Názvy stredných solí pozostávajú z tradičných názvov katiónov a aniónov. Ak prvok v oxoaniónoch, ktoré tvorí, vykazuje jeden oxidačný stav, potom názov aniónu končí na -at
Kyslé a zásadité soli
Ak zloženie soli obsahuje atómy vodíka, ktoré po disociácii vykazujú kyslé vlastnosti a môžu byť nahradené katiónmi kovov, takéto soli sa nazývajú kyslé. Tituly
ZÁKLADNÉ POJMY A ZÁKONY CHÉMIE
Atómová a molekulárna teória štruktúry hmoty M.V. Lomonosov je jedným zo základov vedeckej chémie. univerzálne uznanie atómovo-molekulárna teória dostal na začiatku devätnásteho storočia. poz
Chemický prvok. Atómová a molekulová hmotnosť. Krtko
Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá si zachováva všetky svoje chemické vlastnosti. Prvok je typ atómu s rovnakým nábojom
Počet častíc v 1 mol akejkoľvek látky je rovnaký a rovná sa 6,02 × 1023. Toto číslo sa nazýva Avogadrovo číslo a označuje sa
Počet mólov látky (nx) je fyzikálna veličina úmerná počtu štruktúrnych jednotiek tejto látky. (1) kde, - počet hodín
Základné stechiometrické zákony
Zákon zachovania hmotnosti (M.V. Lomonosov, 1748; A.L. Lavoisier, 1780) slúži ako základ pre výpočet materiálovej bilancie chemických procesov: hmotnosť látok, ktoré vstúpili do chi
Ekvivalent. Zákon ekvivalentov
Ekvivalent (E) - je to skutočná podmienená častica látky, ktorá sa môže pripojiť, nahradiť, uvoľniť alebo byť akýmkoľvek iným spôsobom e
Riešenie.
Príklad 4. Vypočítajte molárna hmota ekvivalenty síry v zlúčeninách. Riešenie
Teoretické informácie
Roztok je homogénny termodynamicky stabilný systém pozostávajúci z rozpustenej látky, rozpúšťadla a produktov ich interakcie. Komponent, ktorého agregovaný stav nie je
Teoretické informácie
Chemický proces možno považovať za prvý krok pri vzostupe od chemických objektov – elektrónu, protónu, atómu – k živému systému. Doktrína o chemické procesy- toto je cloud
Štandardné termodynamické funkcie
Látka Δ Н0298, kJ/mol Δ G0298, kJ/mol S0
Teoretické informácie
Kineticko-chemické reakcie – náuka o chemických procesoch, zákonitostiach ich toku v čase, rýchlostiach a mechanizmoch. Súvisí so štúdiami kinetiky chemických reakcií
Vplyv teploty na rýchlosť reakcie.
So zvýšením teploty na každých 10 0 sa rýchlosť väčšiny chemických reakcií zvyšuje 2-4 krát a naopak, s poklesom teploty sa zodpovedajúcim spôsobom znižuje o toľko
Vplyv katalyzátora na rýchlosť reakcie.
Jedným zo spôsobov, ako zvýšiť rýchlosť reakcie, je znížiť energetickú bariéru, to znamená znížiť. To sa dosiahne zavedením katalyzátorov. Katalyzátor je látka
CHEMICKÁ ROVNOVÁHA
Existujú reverzibilné a nezvratné reakcie. nezvratné reakcie sa nazývajú také, po ktorých priebehu sa systém a vonkajšie prostredie zároveň nemožno vrátiť do predchádzajúceho stavu. Už prichádzajú
Teoretické informácie
Chemické vlastnosti akéhokoľvek prvku sú určené štruktúrou jeho atómu. Z historického hľadiska teóriu štruktúry atómu postupne rozvíjali E. Rutherford, N. Bohr, L. de Broglie, E.
Základné charakteristiky protónu, neutrónu a elektrónu
Symbol častíc Pokojová hmotnosť Náboj, C kg a.m.u. protónový p
Korpuskulárne vlnové vlastnosti častíc
Charakteristika stavu elektrónov v atóme je založená na polohe kvantová mechanika o duálnej povahe elektrónu, ktorý má súčasne vlastnosti častice a vlny. Prvýkrát dualita
Počet podúrovní na energetických úrovniach
Hlavné kvantové číslo n Orbitálne číslo l Počet podúrovní Zápis podúrovní
Počet orbitálov na energetických podúrovniach
Orbitálne kvantové číslo Magnetické kvantové číslo Počet orbitálov s danou hodnotou l l
Postupnosť vypĺňania atómových orbitálov
Usporiadanie elektrónov atómové orbitály(AO) sa uskutočňuje podľa princípu najmenšej energie, Pauliho princípu a Hundovho pravidla a pre mnohoelektrónové atómy - Klechkovského pravidla.
Elektronické vzorce prvkov
Záznam, ktorý odráža rozloženie elektrónov v atóme chemického prvku na energetických úrovniach a podúrovniach, sa nazýva elektrónová konfigurácia tohto atómu. V podstate (nie
Periodicita atómových charakteristík
Periodický charakter zmien chemické vlastnosti atómov prvkov závisí od zmeny polomeru atómu a iónu. Poloha hlavného atómu sa berie ako polomer voľného atómu.
Ionizačné potenciály (energie) I1, eV
Skupiny prvkov I II III IV V VI VII VI
Ionizačné potenciály (energie) I1, eV prvkov skupiny V
p-prvky As 9,81 d-prvky V 6,74 Sb 8,64 Nb 6,88 Bi 7,29
Energetická hodnota (Eav) elektrónovej afinity pre niektoré atómy.
Elem. H He Li Be B C N O F
Relatívna elektronegativita prvkov
H 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0
Závislosť acidobázických vlastností oxidov od polohy prvku v periodickom systéme a jeho oxidačného stavu.
Zľava doprava pozdĺž periódy sú prvky zoslabené kovové vlastnosti a nekovové vystuženie. Základné vlastnosti oxidov sú oslabené a kyslé vlastnosti oxidov sú posilnené.
Povaha zmeny vlastností zásad v závislosti od polohy kovu v periodickom systéme a stupňa jeho oxidácie.
Počas tohto obdobia, zľava doprava, sa pozoruje postupné oslabovanie základných vlastností hydroxidov. Napríklad Mg(OH)2 je viac slabá základňa ako NaOH, ale viac silná základňa ako Al(OH)3
Závislosť sily kyselín od polohy prvku v periodickom systéme a jeho oxidačného stavu.
Podľa obdobia pre kyseliny obsahujúce kyslík, zľava doprava, sa zvyšuje sila kyselín. Takže H3PO4 je silnejší ako H2SiO3; zasa H2SO
Vlastnosti látok v rôznych stavoch agregácie
Stav Vlastnosti Plynný 1. Schopnosť prijať objem a tvar nádoby. 2. Stlačiteľnosť. 3. Bys
Porovnávacie charakteristiky amorfných a kryštalických látok
Charakteristika látky Amorfná 1. Usporiadanie častíc s krátkym dosahom. 2. Izotropia fyzikálnych vlastností
V periodickom systéme D.I. Mendelejev
1. Zadajte názov prvku, jeho označenie. Určite sériové číslo prvku, číslo obdobia, skupinu, podskupinu. Uveďte fyzický význam parametrov systému - sériové číslo, číslo periódy
Teoretické informácie
Všetky chemické reakcie sú inherentne donor-akceptor a líšia sa povahou častíc, ktoré sa vymieňajú: elektrónový donor-akceptor a donor-akceptor protónov. Chemické reakcie
Charakteristika prvkov a ich zlúčenín v OVR
Typické redukčné činidlá 1. neutrálne atómy kovov: Me0 - nē → Men + 2. vodík a nekovy IV-VI skupín: uhlík, fosfor,
Typy OVR
Medzimolekulové reakcie prebiehajúce so zmenou oxidačného stavu atómov v rôznych molekulách. Mg + O2 = 2 MgO
Zostavovanie rovníc redoxných reakcií
1. Metóda elektrónovej rovnováhy (schéma) 1. Napíšte rovnicu v molekulovom tvare: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO
Účasť iónov v rôznych médiách
Stredná Produkt má viac atómov kyslíka Produkt má menej atómov kyslíka Kyslý ión + H2O U
Štandardné elektródové potenciály kovov
Umožňuje vyvodiť množstvo záverov týkajúcich sa chemických vlastností prvkov: 1. každý prvok je schopný obnoviť zo soľných roztokov všetky ióny, ktoré sú dôležitejšie
Počiatočné údaje
Variant Reakčná rovnica K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2
Teoretické informácie
Mnohé ióny sú schopné pripojiť molekuly alebo opačné ióny k sebe a premeniť sa na zložitejšie ióny, nazývané komplexné ióny. Komplexné zlúčeniny (CS) sú zlúčeniny v uzle
Štruktúra komplexných zlúčenín
V roku 1893 A. Werner sformuloval ustanovenia, ktoré položili základ teórii koordinácie. Princíp koordinácie: koordinačný atóm alebo ión (Men +) je obklopený opačným
Hlavné komplexotvorné činidlá v CS
Komplexotvorné činidlo Iónový náboj Príklady komplexov Kov n+ HCl ®++Cl- - primárna disociácia
Rovnováha v roztoku sa vždy posunie na stranu, kde je menej rozpustná látka alebo slabší elektrolyt.
Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4NO3 КН=6,8 10-8 PR =1,8 10-10 Od PR<
Povaha chemickej väzby v komplexných zlúčeninách
Prvou teóriou vysvetľujúcou vznik CS bola teória iónovej (heteropolárnej) väzby. Kossel a A. Magnus: viacnásobne nabitý ión - komplexotvorné činidlo (d-element) má silnú
Slabé pole
Pôsobením ligandov dochádza k štiepeniu d-podúrovne: dz2, dx2-y2 - high-spin dublet (d¡)
Geometrická štruktúra CS a typ hybridizácie
K.ch. Typ hybridizácie Geometrická štruktúra Príklad sp Lineárny n∙m (76) Nernstovo pravidlo.PR - v nasýtených pa
Teoretické informácie
Voda je slabý elektrolyt. Je polárny a vyskytuje sa vo forme hydratovaných zhlukov. V dôsledku tepelného pohybu sa väzba preruší, dôjde k interakcii: H2O↔[
Zmena farby niektorých indikátorov
Indikátor Oblasť prechodu farby pH Zmena farby Fenolftaleín 8,2-10 Bes
Henderson-Hasselbachove rovnice
pre pufrovacie systémy typu 1 (slabá kyselina a jej anión): pH = pKa + log([akceptor protónov]/[donor protónov])
HYDROLYZA.
Hydrolýza je základom mnohých procesov v chemickom priemysle. Hydrolýza dreva sa vykonáva vo veľkom meradle. Priemysel hydrolýzy vyrába z nepotravinových surovín (drevo,
Mechanizmus aniónovej hydrolýzy.
1. Anióny s vysokým polarizačným účinkom: sulfid, uhličitan, acetát, siričitan, fosforečnan, kyanid, kremičitan - anióny slabých kyselín. Nemajú voľný orbitál, pracuje prebytočný otec
Rozsah akademickej disciplíny „Všeobecná a anorganická chémia“ a typy akademických prác pre študentov denného štúdia Farmaceutickej fakulty
Typ študijnej práce Hodiny spolu / kredity Semester I hod Učebňa
Laboratórne hodiny zo všeobecnej a anorganickej chémie pre študentov denného štúdia Farmaceutickej fakulty
I semester (trvanie - 5 hodín) Lekcia č. Sekcia 1 Všeobecná chémia Modul 1 B
Prednášky zo všeobecnej a anorganickej chémie pre študentov denného štúdia Farmaceutickej fakulty
I semester (trvanie - 2 hodiny) № p / p Téma prednášky Predmet, úlohy, metódy a zákony chémie
Názvy najdôležitejších kyselín a solí.
Názov kyseliny Soľ kyseliny HAlO2 metahliník m
Hodnoty niektorých základných fyzikálnych konštánt
Konštanta Označenie Číselná hodnota Rýchlosť svetla vo vákuu Planckova konštanta Elementárny elektrický náboj
Termodynamické vlastnosti látok.
Látka ΔН0298, kJ/mol ΔS0298, J/(mol K) ΔG0
Štandardné elektródové potenciály (E0) niektorých systémov
