Хімія – дивовижна і, зізнатися, заплутана наука. Чомусь асоціюється вона з яскравими експериментами, різнокольоровими пробірками, густими хмарами пари. Але мало хто замислюється над тим, звідки ж береться це «чарівництво». Насправді, жодна реакція не проходить без утворення сполук між атомами реагентів. Більше того, ці «перемички» іноді трапляються і в простих елементах. Вони впливають на здатність речовин вступати в реакції та пояснюють деякі їх фізичні властивості.
Які ж бувають види хімічних зв'язків та як вони впливають на сполуки?
Теорія
Починати треба з найпростішого. Хімічний зв'язок - це взаємодія, у якому атоми речовин з'єднуються і утворюють складніші речовини. Помилково вважати, що це властиво лише сполукам на кшталт солей, кислот і основ - навіть прості речовини, молекули яких складаються із двох атомів, мають ці «перемички», якщо можна умовно назвати зв'язок. До речі, важливо запам'ятати, що об'єднатися можуть лише атоми, що мають різні заряди (це основи фізики: однаково заряджені частинки відштовхуються, а протилежні - притягуються), тому в складних речовинах завжди знайдеться катіон (іон з позитивним зарядом) та аніон (негативна частка) ), а саме з'єднання завжди буде нейтральним.
Тепер спробуємо розібратися у тому, як відбувається утворення хімічного зв'язку.
Механізм освіти
Будь-яка речовина має певну кількість електронів, розподілених по енергетичних шарах. Найуразливішим вважається зовнішній шар, на якому зазвичай знаходиться найменша кількість цих частинок. Дізнатися їх число можна, подивившись на номер групи (рядок з цифрами від одного до восьми у верхній частині таблиці Менделєєва), в якій знаходиться хімічний елемент, а кількість енергетичних шарів дорівнює номеру періоду (від одного до семи, вертикальний рядок ліворуч від елементів).
В ідеалі на зовнішньому енергетичному шарі є вісім електронів. Якщо їх не вистачає, атом намагається перетягнути їх в іншій частинці. Саме у процесі відбору необхідних завершення зовнішнього енергетичного шару електронів утворюються хімічні зв'язку речовин. Їх число може змінюватись і залежить від кількості валентних, або неспарених, частинок (щоб дізнатися, скільки їх в атомі, потрібно скласти його електронну формулу). Число електронів, що не мають пару, буде дорівнює кількості утворених зв'язків.
Трохи докладніше про типи
Види хімічних зв'язків, що утворюються при реакціях або просто в молекулі якоїсь речовини, повністю залежать від самого елемента. Розрізняють три типи «перемичок» між атомами: іонний, металевий та ковалентний. Останній, у свою чергу, поділяється на полярний та неполярний.
Щоб зрозуміти, яким зв'язком пов'язані атоми, використовують своєрідне правило: якщо елементи перебувають у правій і лівій частинах таблиці (тобто є металом і неметалом, наприклад NaCl), їх з'єднання - відмінний приклад іонного зв'язку. Два неметали утворюють ковалентний полярний зв'язок (HCl), а два атоми однієї речовини, з'єднуючись в одну молекулу, - ковалентний неполярний (Cl 2 , O 2). Вищезгадані типи хімічних зв'язків не підходять для речовин, що складаються з металів, - там зустрічається виключно металевий зв'язок.
Ковалентна взаємодія
Як згадувалося раніше, види хімічних зв'язків мають певний вплив на речовини. Так, наприклад, ковалентна «перемичка» дуже нестійка, через що з'єднання з нею легко руйнуються при найменшому зовнішньому впливі, нагріванні, наприклад. Щоправда, це стосується лише молекулярних речовин. Ті ж, що мають немолекулярну будову, практично неруйнівні (ідеальний приклад – кристал алмазу – з'єднання атомів вуглецю).
Повернемося до полярного та неполярного ковалентного зв'язку. З неполярної все просто - електрони, між якими утворюється перемичка, знаходяться на рівній відстані від атомів. Але в другому випадку вони зміщуються до одного з елементів. Переможцем у «перетягуванні» виявиться та речовина, електронегативність (здатність залучати електрони) якої вища. Визначається вона за спеціальними таблицями, і чим більша різниця цієї величини у двох елементів, тим більше полярним буде зв'язок між ними. Правда єдине, для чого може знадобитися знання електронегативності елементів, - визначення катіону (позитивний заряд - речовина, у якої ця величина буде меншою) та аніону (негативна частка з кращою здатністю до залучення електронів).
Іонний зв'язок
Для з'єднання металу та неметалу підходять далеко не всі типи хімічних зв'язків. Як уже говорилося вище, якщо різниця в електронегативності елементів величезна (а саме так буває, коли вони розташовані в протилежних частинах таблиці), між ними утворюється іонний зв'язок. У цьому випадку валентні електрони переходять від атома з меншою електронегативністю до атома з більшою, утворюючи аніон та катіон. Найяскравішим прикладом такого зв'язку є з'єднання галогену та металу, наприклад AlCl 2 або HF.
Металевий зв'язок
З металами все ще простіше. Їм чужі перераховані вище види хімічних зв'язків, тому що у них є власна. Поєднувати вона може як атоми однієї речовини (Li 2), так і різних (AlCr 2), в останньому випадку утворюються метали. Якщо говорити про фізичні властивості, то метали поєднують у собі пластичність і міцність, тобто вони не руйнуються за найменшої дії, а просто змінюють форму.
Міжмолекулярний зв'язок
До речі, хімічні зв'язки у молекулах теж існують. Вони так і називаються – міжмолекулярними. Найпоширеніший тип - водневий зв'язок, при якому атом водню запозичує електрони у елемента з високою електронегативністю (у молекули води, наприклад).
ЛАБОРАТОРНА РОБОТА
Мета роботи– ознайомлення з найважливішими класами неорганічних сполук: оксидами, гідроксидами, солями, способами їх одержання та властивостями.
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
На сьогоднішній день відомо близько 300 тисяч неорганічних сполук. Їх можна розділити на три найважливіші класи: оксиди, гідроксиди та солі.
ОКСИДИ – продукти з'єднання елементів із киснем.
Оксиди можна отримати реакцією сполуки елемента з киснем:
2Mg + O 2 = MgO,
4P + 5O 2 = 2 P 2 O 5
або реакцією розкладання складної речовини:
CaCO 3 = CaO + CO 2
2 Zn(NO 3) 2 = 2 ZnO + 4 NO 2 + O 2 .
Розрізняють солеутворюючі та несолетворні оксиди, а також пероксиди.
Солеутворюючі оксиди поділяють на основні, кислотні та амфотерні.
Основні оксидиутворюють лужні метали (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), лужноземельні метали (Mg, Ca, Sr, Ba) та метали зі змінним ступенем окиснення, розташовані в побічних підгрупах ПТМ у своїх нижчих ступенях окиснення +1, +2 (наприклад: Zn, Cd, Hg, Cr, Mn та ін.). Їхні гідроксиди є основами.
Добре розчинні у воді основи лужних металів називаються лугами. Вони можуть бути отримані при розчиненні у воді відповідних оксидів, наприклад:
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
Гідроксиди (основи) лужноземельних металів (Mg, Ca, Sr, Ba) також утворюються при розчиненні у воді відповідних оксидів проте всі вони, крім гідроксиду барію Ba(OH) 2 є мало- або важкорозчинними.
Основні оксиди реагують з кислотними оксидами та кислотами з утворенням солей:
CaO + CO2 = CaCO3;
CuO + 2 HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Кислотні оксидиутворюють неметали (B, C, N, P, S, Cl та ін.), а також метали зі змінним ступенем окиснення, розташовані в побічних підгрупах ПТМ, у своїх вищих ступенях окиснення +5, +6, +7 (наприклад: V , Cr, Mn та ін).
Гідратами кислотних оксидів є кислоти, які можуть бути одержані при взаємодії кислотних оксидів з водою:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Кислотні оксиди реагують з основними оксидами та основами:
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3;
N 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + H 2 O.
Амфотерні оксидиутворюють метали головних підгруп ПТМ (наприклад: Al 3+, Sn 2+, Pb 2+ та ін.) та метали зі змінним ступенем окиснення, розташовані в побічних підгрупах ПТМ, у середніх ступенях окиснення +3, +4 (Cr, Mn, та ін.). Їхні гідроксиди (гідрати) виявляють як основні, так і кислотні властивості. Амфотерні оксиди реагують як з кислотами, так і з основами:
Cr 2 O 3 + 6 HCl = 2 CrCl 3 + 3 H 2 O;
Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O
. Несолетворних оксидів трохи (наприклад, CO, NO, N 2 O), вони не утворюють солей ні з кислотами, ні з основами.
Пероксиди - похідні перекису водню (H2O2). Пероксиди лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs) та лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba) відносяться до солей пероксиду водню. Вони атоми кисню пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, K 2 O 2: K– O – O –K) і легко розкладаються з відщепленням атомарного кисню, тому пероксиди є сильними окислювачами
ГІДРОКСИДИ –продукти з'єднання гідроксиди (основи), кислотні оксидів з водою. Розрізняють основу гідроксиди (кислоти) і амфотерні гідроксиди (амфоліти).
Основні гідроксиди (підстави)у розчині дисоціюють на іони металу та гідроксид – іони:
NaOH ↔ Na + + OH ‾ .
Кислотність основи визначається числом гідроксид-іонів OH‾, які називають функціональними групамиоснов. За кількістю функціональних груп розрізняють однокислотні (наприклад: NaOH), двокислотні (наприклад: Ca(OH) 2), трикислотні (наприклад: Al (OH) 3) основи.
Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:
Ca(OH) 2 ↔ (CaOH) + + OH ‾ , (CaOH) + ↔ Ca 2+ + OH ‾ .
Водні розчини добре розчинних основ (лугів) змінюють фарбування індикаторів . У лужних розчинах фіолетовий лакмус синіє, безбарвний фенолфталеїн стає малиновим, метиловий оранжевий – жовтим.
Підстави реагують з кислотами, утворюючи солі та воду:
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
Якщо основа та кислота взяті в еквімолярних відносинах, то середовище стає нейтральним, а така реакція називається реакцією нейтралізації.
Багато нерозчинних у воді підстав при нагріванні розкладаються:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Луги отримують розчиненням оксидів у воді:
K 2 O + H 2 O = 2 KOH.
Нерозчинні у воді основи можна отримати дією лугів на розчинні солі металів:
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 .
Кислотні гідроксиди (кислоти) дисоціюють на іони водню Н + (точніше іони гідроксонію Н 3 Про +) та кислотний залишок:
HCl ↔ H + + Cl ‾ .
Основність кислоти визначається числом іонів водню, які називають функціональними групами для кислоти, наприклад: HCl - одноосновна, H 2 SO 4 - двоосновна, H 3 PO 4 - триосновна.
Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:
H 2 SO 3 ↔ Н + + HSO 3 ‾; HSO 3 ↾ ↔ Н + + SO 3 ‾ .
Розрізняють кислоти безкисневі(HCl, HI, H 2 S, HCN та ін.) та кисневмісні (HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 3 PO 4 та ін.).
У розчинах кислот лакмус стає червоним, метиловий оранжевий – рожевим, фенолфталеїн залишається безбарвним.
Кислоти одержують розчиненням кислотних оксидів у воді:
P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4
або реакції обміну солі з кислотою:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3 H 2 SO 4 = 3 CaSO 4 + 2 H 3 PO 4 .
Амфотерні гідроксиди(а мфоліти)є гідроксиди, що виявляють у реакціях як основні, так і кислотні властивості. До них відносяться Be(OH) 2 , Al (OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3 та ін. Амфотерні гідроксиди реагують з основами як кислоти, з кислотами – як основи
Сr(OH) 3 + 3 HCl = CrCl 3 + 3 H 2 O;
Сr(OH) 3 + 3 NaOH = Na 3 .
СОЛІ при дисоціації утворюють іони (катіони) металів (або іон амонію NH 4 +) та іони (аніони) кислотних залишків:
Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2 ‾ ,
NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 ‾ .
Розрізняють середні, кислі та основні солі.
Середні соліможна розглядати як продукти повного заміщення атомів водню в кислоті атомами металу або гідроксогруп основи кислотними залишками: NaCl, K 2 SO 4 AlPO 4 .
H 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2H 2 O
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O
Середні солі дисоціюють на катіони металу та аніони кислотних залишків:
AlPO 4 ↔ Al 3+ + PO 4 3 ‾.
Кислі солі(гідросолі) є продуктами неповного заміщення атомів водню багатоосновних кислот атомами металу: NaHSO 4 , Al (H 2 PO 4) 3 , KHCO 3^
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O
Дисоціація кислої солі виражається рівнянням:
Al(H 2 PO 4) 3 ↔ Al 3+ + 3 (H 2 PO 4) ‾ .
Аніон (H 2 PO 4) ‾ подальшої дисоціації піддається незначною мірою.
ні соліОсно(гідроксосолі) є продуктами неповного заміщення гідроксогруп багатокислотної основи на кислотні залишки: AlOHSO 4 , MgOHCl, (CuOH) 2 SO 4 .
Mg(OH) 2 + HCI = MgOHCI + H 2 O
Дисоціація основної солі виражається рівнянням:
AlOHSO 4 ↔ (AlOH) 2 + + SO 4 2‾ .
Катіон (AlOH) 2+ подальшої дисоціації піддається незначною мірою.
Середні соліможуть бути отримані багатьма способами:
з'єднанням металу та неметалу: 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl;
з'єднанням основного та кислотного оксидів: CaO + CO 2 = CaCO 3 ;
витісненням активним металом водню або менш активного металу:
Zn + 2 HCl = H 2 + ZnCl 2
Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu;
реакцією нейтралізації: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
реакцією обміну: Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 NaNO 3 та інших.
Кислі соліможуть бути отримані в кислому середовищі:
NaOH + H 2 SO 4 (надлишок) = NaHSO 4 + H 2 O;
Na 3 PO 4 + 2 H 3 PO 4 (надлишок) = 3 NaH 2 PO 4 .
Основні солі можуть бути отримані в лужному середовищі:
H 2 SO 4 + 2 Cu(OH) 2 (надлишок) = (CuOH) 2 SO 4 + Na 2 SO 4 ,
2 CuSO 4 + 2 NaOH (брак) = (CuOH) 2 SO 4 + Na 2 SO 4
Кислі солі при надлишку лугу та основні солі при надлишку кислоти переходять у середні солі: NaHSO 4 + NaOH (надлишок) = Na 2 SO 4 + H 2 O,
(CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 (надлишок) = 2 CuSO 4 + 2 H 2 O.
Для багатьох металів характерні комплексні сполуки, які дисоціюють у розчині як сильні електроліти, утворюючи стійкі комплексні іони:
CuSO 4 + 8NH 4 OH (надлишок) = (OH) 2 + SO 4 + 8 H 2 O .
Ступінь дисоціації комплексних сполук незначний:
(OH) 2 ↔ 2+ + 2 OH ‾
SO 4 ↔ 2+ + SO 4 2‾
Комплексні з'єднання багатьох d - металів пофарбовані, що дозволяє їх використовувати в аналітичній практиці для виявлення іонів металів.
Існують також подвійні солі, утворені різними металами та одним кислотним залишком (KAl(SO 4) 2) та змішані, утворені одним металом та різними кислотними залишками (CaClOCl).
основний або кислотний.
ПРАКТИЧНА ЧАСТИНА
ОТРИМАННЯ І ВЛАСТИВОСТІ ОКСИДІВ
Хімічні сполуки та споріднені їм за природою фази у металевих сплавах різноманітні. Характерні особливості хімічних сполук:
1. Кристалічна решітка відрізняється від решіток компонентів, що утворюють з'єднання. Атоми розташовуються впорядковано. Хімічні сполуки мають суцільні кристалічні ґрати (рис. 7).
2. У з'єднанні завжди зберігається просте кратне співвідношення компонентів, що дозволяє їх висловити формулою: А n B m, А та В-компоненти; n і m – прості числа.
3. Властивості з'єднання рідко відрізняються від властивостей його компонентів. Cu – НВ35; Al – НВ20; CuAl 2 – НВ400.
4. Температура плавлення (дисоціації) стала.
5. Утворення хімічної сполуки супроводжується значним тепловим ефектом.
Хімічні сполуки утворюються між компонентами, що мають велику відмінність в електронній будові атомів та кристалічних ґрат.
Рисунок 7. Кристалічні грати: а, б - з'єднання NaCl, в-з'єднання Cu2MnSn (осередок складається з 8 атомів міді, 4 атомів марганцю та 4 атомів олова)
Прикладом типових хімічних сполук з нормальною валентністю можуть бути сполуки Mg з елементами IV-VІ груп Періодичної системи: Mg 2 Sn, Mg 2 Pb, Mg 2 P 2 , Mg 2 Sb 2 , Mg 3 Bі 2 , MgS та ін. Сполуки одних металів з іншими звуться інтерметалідів. Хімічний зв'язок в інтерметалідах найчастіше металевий.
Велика кількість хімічних сполук, що утворюються в металевих сплавах, відрізняється за деякими особливостями від типових хімічних сполук, тому що не підпорядковується законам валентності та не має постійного складу. Розглянемо найважливіші хімічні сполуки, які у сплавах.
Фази застосування
Перехідні метали (Fe, Mn, Cr, Mo, Ti, V, W та ін.) утворюють з неметалами З, N, Нз'єднання: карбіди (з З), нітриди (з N), бориди (з В), гідриди (з Н). Часто їх називають фазами застосування.
Фази застосування мають формулу:
М 4 Х(Fe 4 N, Mn 4 N та ін.),
М 2 Х(W 2 C, Mo 2 C, Fe 2 N, Cr 2 N та ін),
МХ(WC, TiC, VC, NbC, TiN, VN та ін.).
Кристалічна структура фаз застосування визначається співвідношенням атомних радіусів неметалу (Rх) і металу (Rм).
Якщо Rх/Rм< 0,59, то атомы металла в этих фазах расположены по типу одной из простых кристаллических решеток: кубической (К8, К12) и гексагональной (Г12), в которую внедряются атомы неметалла, занимая в ней определенные поры.
Фази застосування є фазами змінного складу, а відповідні їм формули (хімічні) зазвичай характеризують максимальне вміст них металів.
Фази впровадження мають високу: електропровідність, температуру плавлення і високу твердість.
Фази застосування мають кристалічну решітку, відмінну від решітки металу розчинника.
На основі фаз застосування легко утворюються тверді розчини віднімання(VC, TiC, ZrC, NbC), частина атомів у вузлах ґрат відсутня.
Електронні з'єднання.
Ці сполуки утворюють між одновалентними (Cu, Ag, Au, Li, Na) металами або металами перехідних груп (Mn, Fe, Co та ін.), з одного боку, та з простими металами з валентністю від 2 до 5 (Be, Mg , Zn, Cd, Al та ін) з іншого боку.
З'єднання цього типу (визначив англійський металофізик Юм - Розері), характеризуються певним ставленням валентних електронів до атомів: 3/2; 21/13; 7/4; кожному співвідношенню відповідає певні кристалічні грати.
При відношенні 3/2 утворюється ОЦК грати (позначається? - Фаза) (CuBe, CuZn, Cu 3 Al, Cu 5 Sn, CoAl, FeAl).
При 21/13 мають складні кубічні грати (52 атоми на комірку) - ? - фаза (Cu 5 Zn 8, Cu 31 Sn 8, Cu 9 Al 4, Cu 31 Si 8).
При 7/4 є щільно запаковані гексагональні грати, позначається? - фазою (CuZn 3, CuCd 3, Cu 3 Si, Cu 3 Sn, Au 3 Sn, Cu 5 Al 3).
Електронні з'єднання зустрічаються у багатьох технічних сплавах - Cu та Zn, Cu та Sn (олово), Fe та Al, Cu та Si тощо. Зазвичай у системі спостерігається всі три фази (?,?,?).
У електронних з'єднань певне співвідношення атомів, кристалічні ґрати відрізняються від ґрат компонентів - це ознаки хім. з'єднань. Однак у з'єднаннях немає впорядкованого розташування атомів. Зі зниженням температури (після нагрівання) відбувається часткове впорядкування, але не повне. Електронні сполуки утворюють з компонентами, у тому числі складаються тверді розчини у широкому інтервалі концентрацій.
Таким чином, цей вид сполук слід вважати проміжними між хімічними сполуками та твердими розчинами.
Таблиця №1 - Електронні з'єднання
Фази Лавеса
Мають формулу АВ 2 , утворюються при співвідношенні атомних діаметрів компонентів Д А /Д В = 1,2 (частіше 1,1-1,6). Фази Лавеса мають ГПУ гексагональні ґрати (MgZn 2 і MgNi 2, BaMg 2 , MoBe 2 , TiMn 2) або ГЦК (MgCu 2 , AgBe 2 , Ca Al 2 , TiBe 2 , TiCr 2). Дані фази зустрічаються як зміцнюючі інтерметалідні фази в жароміцних сплавах.
При вивченні матеріалу попередніх параграфів ви вже познайомилися з деякими речовинами. Так, наприклад, молекула газу водню складається з двох атомів хімічного елемента водню.
Прості речовини – речовини, до складу яких входять атоми одного виду
До простих речовин, серед відомих вам речовин, відносять: кисень, графіт, сірку, азот, всі метали: залізо, мідь, алюміній, золото тощо. Сірка складається з атомів хімічного елемента сірки, а графіт складається з атомів хімічного елемента вуглецю. Потрібно чітко розрізняти поняття "хімічний елемент"і «проста речовина».
Наприклад, алмаз та вуглець – не одне й теж.
Вуглець – хімічний елемент, а алмаз – проста речовина, утворена хімічним елементом вуглецем. У цьому випадку хімічний елемент (вуглець) та проста речовина (алмаз) називаються по-різному.
Часто хімічний елемент і просту речовину, що відповідає йому, називаються однаково. Наприклад, елементу кисню відповідає проста речовина – кисень. Розрізняти, де йдеться про елемент, а де про речовину необхідно навчитися! Наприклад, коли кажуть, що кисень входить до складу води – йдеться про елемент кисню. Коли кажуть, що кисень – це газ, необхідний для дихання – тут йдеться про просту речовину кисню. Прості речовини хімічних елементів поділяють на дві групи. метали та неметали.
Метали та неметаликардинально відрізняються за своїми фізичними властивостями. Усі метали за нормальних умов тверді речовини, виняток становить ртуть – єдиний рідкий метал.
Метали непрозорі, мають характерний металевий блиск. Метали пластичні, добре проводять тепло та електричний струм. Неметали не схожі один на одного за фізичними властивостями. Так, водень, кисень, азот – гази, кремній, сірка, фосфор – тверді речовини. Якщо провести умовну лінію від хімічного елемента бору до хімічного елементу астату, то в довгому варіанті
Періодичною системою над лінією розташовані неметалеві елементи, а під нею – металеві. У короткому варіанті Періодичної Системи під цією лінією розташовані неметалеві елементи, а над нею як металеві, так і неметалеві елементи. Отже, визначати, чи є елемент металевим або неметалевим, зручнішим за довгим варіантом Періодичної Системи.
Цей розподіл умовний, оскільки всі елементи так чи інакше виявляють як металеві, так і неметалеві властивості, але здебільшого такий розподіл відповідає дійсності.
Складні речовини та їх класифікація
Якщо до складу простих речовин входять атоми лише одного виду, нескладно здогадатися, що до складу складних речовин входитимуть кілька видів різних атомів, як мінімум, двох. Прикладом складної речовини є вода, її хімічна формула вам відома. Н2О.
Молекули води складаються із двох видів атомів: водню та кисню.
Складні речовини– речовини, до складу яких входять атоми різних видів
Проведемо наступний експеримент.Змішаємо порошки сірки та цинку. Помістимо суміш на металевий лист і підпалимо за допомогою дерев'яної скіпки. Суміш спалахує і швидко згорає яскравим полум'ям. Після завершення хімічної реакції утворилася нова речовина, до складу якої входять атоми сірки та цинку. Властивості цієї речовини зовсім інші, ніж властивості вихідних речовин – сірки та цинку.
Складні речовини прийнято ділити на дві групи: неорганічні речовини та їх похідні та органічні речовини та їх похідні.Наприклад, кам'яна сіль – це неорганічна речовина, а крохмаль, що міститься у картоплі – органічна речовина.
Типи будови речовин
За типом частинок, що входять до складу речовин, речовини поділяють на речовини молекулярної та немолекулярної будови.До складу речовини можуть входити різні структурні частинки, такі як атоми, молекули, іони.Отже, існує три типи речовин: речовини атомної, іонної та молекулярної будови. Речовини різного типу будівлі матимуть різні характеристики.
Речовини атомної будови
Прикладом речовин атомної будови можуть бути речовини, утворені вуглецевим елементом: графіт та алмаз. До складу цих речовин входять лише атоми вуглецю, але властивості цих речовин дуже відрізняються. Графіт- Крихка, легко розшаровується речовина сіро-чорного кольору. Алмаз– прозорий, один із найтвердіших на планеті, мінерал. Чому речовини, що складаються з одного типу атомів, мають різні властивості? Вся справа у будові цих речовин. Атоми вуглецю в графіті та алмазі з'єднуються у різний спосіб. Речовини атомної будови мають високі температури кипіння та плавлення, як правило, нерозчинні у воді, нелетючі. Кристалічні грати – допоміжний геометричний образ, що вводиться для аналізу будови кристала
Речовини молекулярної будови– це практично всі рідини та більшість газоподібних речовин. Існують і кристалічні речовини, до складу кристалічних ґрат яких входять молекули. Вода – речовина молекулярної будови. Лід також має молекулярну будову, але, на відміну від рідкої води, має кристалічну решітку, де всі молекули суворо впорядковані. Речовини молекулярної будови мають невисокі температури кипіння та плавлення, як правило, крихкі, не проводять електричний струм.
Речовини іонної будови
Речовини іонної будови – це жорсткі кристалічні речовини. Прикладом речовини іонної сполуки може бути кухонна сіль. Її хімічна формула NaCl. Як бачимо, NaCl складається з іонів Na+ та Cl⎺,чергуються у певних місцях (вузлах) кристалічних ґрат. Речовини іонної будови мають високі температури плавлення та кипіння, тендітні, як правило, добре розчиняються у воді, не проводять електричний струм. Поняття «атом», «хімічний елемент» та «проста речовина» не слід змішувати.
- "Атом"– конкретне поняття, оскільки атоми реально.
- "Хімічний елемент"- Це збірне, абстрактне поняття; у природі хімічний елемент існує у вигляді вільних чи хімічно пов'язаних атомів, тобто простих та складних речовин.
Назви хімічних елементів та відповідних простих речовин збігаються у більшості випадків.Коли ми говоримо про матеріал або компонент суміші - наприклад, колба наповнена газоподібним хлором, водний розчин брому, візьмемо шматочок фосфору, - ми говоримо про просту речовину. Якщо ж говоримо, що у атомі хлору міститься 17 електронів, речовина містить фосфор, молекула і двох атомів брому, маємо у вигляді хімічний елемент.
Потрібно розрізняти властивості (характеристики) простої речовини (сукупності частинок) та властивості (характеристики) хімічного елемента (ізольованого атома певного виду), див.
Складні речовини необхідно відрізняти від сумішей, які також складаються з різних елементів. Кількісне співвідношення компонентів суміші може бути змінною, а хімічні сполуки мають постійний склад. Наприклад, у склянку чаю ви можете внести одну ложку цукру, або кілька, а молекули цукрози С12Н22О11містить точно 12 атомів вуглецю, 22 атоми водню та 11 атомів кисню.
Таким чином, склад сполук можна описати однією хімічною формулою, а склад суміші – ні.Компоненти суміші зберігають свої фізичні та хімічні властивості. Наприклад, якщо змішати залізний порошок із сіркою, то утворюється суміш двох речовин.
І сірка, і залізо у цій суміші зберігають свої властивості: залізо притягується магнітом, а сірка не змочується водою і плаває її поверхнею.Якщо ж сірка та залізо прореагують один з одним, утворюється нова сполука з формулою FeS, що не має властивостей ні заліза, ні сірки, але має набір власних властивостей. У поєднанні FeSзалізо та сірка пов'язані один з одним, і розділити їх методами, якими розділяють суміші, не можна.
Висновки із статті на тему Прості та складні речовини
- Прості речовини– речовини, до складу яких входять атоми одного виду
- Прості речовини ділять на метали та неметали
- Складні речовини – речовини, до складу яких входять атоми різних видів
- Складні речовини поділяють на органічні та неорганічні
- Існують речовини атомної, молекулярної та іонної будови, їх властивості різні
- Кристалічна решітка- Допоміжний геометричний образ, що вводиться для аналізу будови кристала
