Валентные углы таблица

Пособие валентные углы таблица химии Российский химико-технологический университет им. Менделеева Факультет естественных наук ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ Электронное учебное пособие Москва 2013 5. Химическая связь В результате изучения данной темы вы узнаете: Почему молекула воды полярная, углекислого газа — нет. Какова максимальная валентность азота в соединениях. Почему вода имеет аномально высокие валентные углы таблица плавления и кипения. В результате изучения данной темы вы научитесь: Определять характер химической связи ковалентная полярная и неполярная, ионная, водородная, металлическая в различных соединениях. Определять геометрическую форму молекул на основе анализа их электронного строения с привлечением представлений о гибридизации атомных валентные углы таблица. Прогнозировать свойства веществ на основе сведений о природе химической связи и типах кристаллических решеток. Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов. Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за валентные углы таблица электронных пар, принадлежащих одновременно валентные углы таблица двум атомам. Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно — акцепторный. Обменный механизм образования ковалентной связи Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков валентные углы таблица, принадлежащих различным атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание 1s электронных орбиталей. В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. При этом химическая связь образуется электронами, имеющими антипараллельные спины, валентные углы таблица. Образование молекулы водорода из двух атомов Н 5. Донорно — акцепторный механизм образования ковалентной связи При донорно — акцепторном механизме валентные углы таблица ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом донор предоставляет свою электронную пару, а другой атом акцептор участвует в образовании связи своей свободной орбиталью. Примером реализации донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH 4 + при взаимодействии аммиака NH 3 с катионом водорода H +. В молекуле NH 3 три электронные пары образуют три связи N — H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH 4 +, рис. Возникновение донорно-акцепторной связи при образовании иона аммония Необходимо отметить, что существующие в ионе NH 4 + четыре ковалентных связи N — H равноценны. В ионе аммония невозможно выделить связь, образованную по донорно-акцепторному механизму. Полярная и неполярная ковалентная связь Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная валентные углы таблица называется неполярной. Примером молекул с неполярной ковалентной связью являются Н 2, Cl 2, О 2, N 2 и др. В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Этот тип связи реализуется в молекулах, образованных различными атомами. Ковалентная полярная связь имеет место в молекулах HCl, HBr, CO, NO и др. Например, образование полярной ковалентной связи в молекуле HCl можно представить схемой, рис. Образование ковалентной полярной связи валентные углы таблица молекуле НС1 В рассматриваемой молекуле электронная пара смещена к атому хлора, поскольку его электроотрицательность 2,83 больше, чем электроотрицательность атома валентные углы таблица 2,1. Дипольный момент — это векторная величина. Понятия «дипольный момент связи» и «дипольный момент молекулы» совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Таким образом, дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее строения. В линейной молекуле СО 2, например, каждая из связей С—О полярна. Однако молекула СО 2 в целом неполярна, так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга рис. В угловой молекуле Н 2О полярные связи Н—О расположены под углом 104,5 o. Векторная сумма дипольных моментов двух связей Н—О выражается диагональю параллелограмма рис. В результате дипольный момент молекулы воды m не равен нулю. Дипольные моменты молекул СО 2 и Н 2О 5. Валентность элементов в соединениях с валентные углы таблица связью Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в валентные углы таблица общих электронных пар с электронами других атомов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое валентные углы таблица галогенов в молекулах F 2, НCl, PBr 3 и CCl 4 одновалентны. Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем валентные углы таблица, поэтому в таких соединениях как O 2, Н 2О, Н 2S и SCl 2 они двухвалентны. Поскольку помимо обычных ковалентных связей в молекулах может образовываться связь по донорно-акцепторному механизму, валентность атомов зависит также валентные углы таблица наличия у них неподеленных электронных пар и свободных электронных орбиталей. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью валентные углы таблица данный атом соединен с другими атомами. Максимальная валентность элементов как правило не может превышать номер группы, в которой они находятся. Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых валентные углы таблица соединениях больше единицы. К валентным относятся прежде всего электроны внешних слоев, однако для элементов побочных подгрупп в образовании химической связи принимают участие и электроны предпоследних предвнешних слоев. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Электронная конфигурация атома Li: 1s 22s 1. Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т. Необходима очень большая затрата энергии, связанная с переходом 1s-электрона на 2р-орбиталь, чтобы получить трехвалентный литий. Эта затрата энергии настолько велика, что не компенсируется энергией, которая выделится при образовании химических связей. В связи с этим не существует соединений трехвалентного лития. Конфигурация внешнего электронного слоя элементов подгруппы бериллия ns 2. Это означает, что на внешнем электронном слое у этих элементов на орбитали ns ячейке находится два электрона с противоположными спинами. Элементы подгруппы бериллия не содержат неспаренных электронов, поэтому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. В возбужденном состоянии электронная конфигурация элементов подгруппы бериллия ns 1nр 1, т. Валентные возможности атома бора Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном состоянии: 1s 22s 22р 1. Атом бора в основном состоянии содержит один неспаренный электрон рис. Однако для бора не валентные углы таблица образование соединений в которых он одновалентен. При возбуждении атома бора происходит переход одного 2s-электрона на 2р-орбиталь рис. Атом бора в возбужденном состоянии имеет 3 неспаренных электрона и может образовывать соединения, в которых его валентность равна трем. Валентные состояния атома бора в нормальном и возбужденном состояниях Энергия, затраченная на переход атома в возбужденное состояние в пределах одного энергетического валентные углы таблица, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей. Благодаря наличию в атоме бора одной свободной 2р-орбитали, бор в соединениях может образовывать четвертую ковалентную связь, выступая в роли акцептора электронной пары. Донорно-акцепторный механизм образования четвертой валентные углы таблица связи у атома бора Валентные возможности атома азота Рассмотрим электронное строение атома азота рис. Распределение электронов на орбиталях атома азота Из представленной схемы видно, что азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи и его валентность равна трем. Переход атома азота в возбужденное состояние невозможен, поскольку второй энергетический уровень не содержит d—орбиталей. Вместе с тем атом азота может валентные углы таблица неподеленную электронную пару внешних электронов 2s 2 атому, имеющему свободную орбиталь акцептору. В результате возникает четвертая химическая связь атома азота, как это имеет место, например, в ионе аммония рис. Таким образом, максимальная ковалентность число образованных ковалентных связей атома азота равна четырем. В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным. Валентные возможности атомов фосфора, серы и галогенов В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора рис. В результате в соединениях атом фосфора может быть не только трех- но и пятивалентным. Распределение валентных электронов на орбиталях для атома фосфора, находящегося в возбужденном состоянии В возбужденном состоянии сера помимо валентности, равной двум, проявляет также валентность, равную валентные углы таблица и шести. При этом последовательно происходит распаривание 3р и 3s-электронов рис. Валентные возможности атома серы в возбужденном состоянии В возбужденном состоянии для всех элементов главной подгруппы V группы, кроме фтора, возможно последовательное распаривание сначала р- а затем валентные углы таблица s-электронных пар. В результате эти элементы становятся трех- пяти- и семивалентными рис. Валентные возможности атомов валентные углы таблица, брома валентные углы таблица иода в возбужденном состоянии 5. Длина, энергия и направленность ковалентной связи Ковалентная валентные углы таблица, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия и направленность. Длина ковалентной связи Длина связи — это расстояние между ядрами атомов, образующими эту связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:. Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов длина химической связи возрастает, поскольку в этом направлении увеличивается радиусы атомов табл. С увеличением кратности связи ее длина уменьшается. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга. Ковалентная связь является очень прочной. Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов энергия химической связи уменьшается, поскольку в этом направлении увеличивается длина связи табл. С увеличением кратности связи ее энергия возрастает табл. Насыщаемость можно определить как способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Так атом углерода может образовывать только четыре ковалентных связи, атом кислорода — две. Максимальное число обычных ковалентных связей, которые может образовывать атом без учета связей, образованных по валентные углы таблица механизму равно числу неспаренных электронов. Ковалентные связи имеют пространственную направленность, поскольку перекрывание орбиталей при образовании одинарной связи происходит по линии, связывающей ядра валентные углы таблица. Пространственное расположение электронных орбиталей молекулы обуславливают ее геометрию. Углы между химическими связями называют валентными углами. Насыщаемость и направленность ковалентной связи отличает эту связь от ионной, которая в отличие от ковалентной связи является ненасыщенной и ненаправленной. Пространственное строение молекул Н 2O и NH 3 Направленность ковалентной связи рассмотрим на примере молекул Н 2O и NH 3. Молекула H 2O образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет два неспаренных p-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под прямым углом друг к другу. Атомы водорода имеют неспаренные валентные углы таблица. Угол между связями, образованными р-электронами, должен быть близок к углу между орбиталями р-электронов. Экспериментально, однако, найдено, что угол между связями О—Н в молекуле воды равен 104,50. Увеличение угла по сравнению с углом 90 o можно объяснить силами отталкивания, которые действует между атомами водорода, рис. Таким образом, молекула Н 2О имеет угловую форму. В образовании молекулы NH 3 участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, орбитали которых валентные углы таблица в трех взаимно перпендикулярных направлениях. Следовательно, три связи N—H должны располагаться под углами друг к другу, близкими к валентные углы таблица рис. Экспериментальное значение угла между связями в молекуле NH 3 равно 107,3°. Отличие значения углов между связями от теоретических обусловлено, как и в случае молекулы воды, взаимным отталкиванием атомов водорода. Кроме того, представленные схемы не учитывают возможность участия двух электронов на орбиталях 2s в образовании химических связей. Перекрывание электронных орбиталей при образовании химических связей в молекулах Н 2O а и NH 3 б 5. Гибридизация электронных орбиталей 5. Общие представления Рассмотрим образование молекулы ВеС1 2. Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона: 2s и 2p. Можно предположить, что атом бериллия должен образовывать две связи: одну связь, образованную s-электроном и одну связь, образованную р-электроном. Эти связи должны иметь различную энергию и различную длину. Молекула ВеС1 2 в таком случае должна быть не линейной, а уголковой. Опыт, однако, показывает, что молекула ВеС1 2 имеет линейное строение и обе химические связи в ней равноценны. Аналогичная ситуация наблюдается при рассмотрении строения молекул BCl 3 и CCl 4 — все связи в этих молекулах равноценны. Молекула ВС1 3 имеет плоское строение, СС1 4 — тетраэдрическое. Для объяснения строения таких молекул, как ВеС1 2, BCl 3 и CCl 4, Полинг и Слейтер США ввели представление о гибридизации атомных орбиталей. Они предложили заменить несколько атомных орбиталей, не очень сильно отличающихся своей энергией, таким же числом равноценных орбиталей, называемых гибридными. Эти гибридные орбитали составляются из атомных в результате их линейной комбинации. Полингу при образовании химических связей атомом, имеющим электроны различного типа в одном слое и, следовательно, не очень сильно отличающиеся своей энергией например, s и p возможно изменение конфигурации орбиталей различных типов, при которой происходит валентные углы таблица выравнивание по форме и энергии. В результате образуются гибридные орбитали, имеющие асимметричную форму и сильно вытянутые по одну сторону от ядра. Важно подчеркнуть, что модель гибридизации используется в том случае, когда в образовании связей участвуют электроны различного типа, например s и р. Различные типы гибридизации атомных орбиталей sp- гибридизация Гибридизация одной s- и одной р- орбитали sp- гибридизация реализуется, например, при образовании хлорида бериллия. Как было показано выше, в возбужденном состоянии атом Be имеет два неспаренных валентные углы таблица, один из которых занимает 2s-орбиталь, а другой — 2p-орбиталь. При образовании химической связи эти две различные орбитали трансформируются в две одинаковые гибридные орбитали, направленные под углом 180° друг к другу рис. Линейное расположение двух гибридных орбиталей отвечает минимальному их отталкиванию друг от друга. В результате молекула BeCl 2 имеет линейное строение — все три атома расположены на одной линии. Схема перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы BeCl 2 Строение молекулы валентные углы таблица сигма- и пи-связи Рассмотрим схему перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы ацетилена. В молекуле ацетилена каждый атом углерода находится в sp—гибридном состоянии. Две sp—гибридные орбитали расположены под углом 1800 друг к другу; они образуют одну σ-связь между атомами углерода и две σ-связи с атомами водорода рис. Схема образования s -связей в молекуле ацетилена σ-связью называют связь, образованную в результате перекрывания электронных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов. Каждый атом углерода в молекуле ацетилена содержит еще по два р-электрона, которые не принимают участия в образовании σ-связей. Электронные облака этих электронов располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и, перекрываясь друг с другом, образуют еще две π-связи между атомами углерода за счет бокового перекрывания негибридных р—облаков рис. Схема образования σ- и π-связей в молекуле ацетилена. Таким образом, в молекуле ацетилена между атомами углерода образуется тройная валентные углы таблица, которая состоит из одной σ- связи и двух π-связей; σ -связи являются более прочными, чем π валентные углы таблица связи. Находящийся в возбужденном состоянии атом бора на внешнем электронном слое содержит один s-электрон и два p-электрона, т. Эти три электронных облака можно преобразовать в три равноценных гибридных орбитали. Минимальному отталкиванию трех гибридных орбиталей друг от друга соответствует их расположение в одной плоскости под углом 120 o друг к другу рис. Таким образом, молекула BCl 3 имеет плоскую форму. Плоское строение молекулы BCl 3 sp 3- гибридизация Валентные орбитали атома углерода s, р x, р y, валентные углы таблица z можно преобразовать в четыре равноценных гибридные орбитали, которые расположены в пространстве под углом валентные углы таблица o друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода рис. Тетраэдрическое строение молекулы метана 5. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар Модель гибридизации может использоваться для объяснения строения молекул, в которых помимо связывающих, имеются также и неподеленные электронные пары. В валентные углы таблица воды и аммиака общее число электронных пар центрального атома О и Валентные углы таблица равно четырем. При этом в молекуле воды имеются две, а в молекуле аммиака — одна неподеленная электронная пара. Образование химических связей в данных молекулах можно объяснить, предполагая, что неподеленные электронные пары также могут заполнять гибридные орбитали. Неподеленные электронные пары занимают в пространстве значительно больше места, чем связывающие. В валентные углы таблица отталкивания, которое возникает между неподеленными и связывающими электронными парами происходит уменьшение валентных углов в молекулах валентные углы таблица и аммиака, которые оказываются меньше, чем 109,5 o. Установление типа гибридизации и определение строения молекул Для установления типа гибридизации, а, следовательно, и структуры молекул необходимо использовать следующие правила. Тип гибридизации центрального атома, не содержащего неподеленных валентные углы таблица пар, определяется числом сигма связей. Если таких связей две имеет место sp-гибридизация, три - sp 2-гибридизация, четыре - sp 3-гибридизация. Неподеленные электронные пары в отсутствии связей, образованных по донорно-акцепторному механизму отсутствуют в молекулах, образованных атомами бериллия, бора, углерода, кремния, т. Если центральный атом содержит неподеленные валентные углы таблица пары, то число гибридных орбиталей и тип гибридизации определяются суммой числа сигма-связей и числа неподеленных электронных пар. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар имеет место в молекулах, образованных атомами азота, фосфора, кислорода, серы, т. Геометрическая форма молекул определяется типом гибридизации центрального атома табл. Валентные углы, геометрическая форма молекул в зависимости от числа гибридных валентные углы таблица и типа гибридизации центрального атома Число гибридных орбиталей Тип гибридизации Геометрия молекулы Валентный угол валентные углы таблица sp Линейная 180 o 3 валентные углы таблица 2 Плоская 120 o 4 sp 3 Тетраэдрическая валентные углы таблица o 5. Ионная связь Ионная связь осуществляется путем электростатического притяжения между противоположно заряженными ионами. Эти ионы образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому. Ионная связь образуется между атомами, имеющими большие различия электроотрицательностей валентные углы таблица больше 1,7 по шкале Полинганапример, между атомами щелочных валентные углы таблица и галогенов. Рассмотрим возникновение ионной связи на валентные углы таблица образования NaCl. Из электронных формул атомов Na 1s 22s 22p 63s 1 и Cl 1s 22s 22p 63s 23p 5 видно, что для завершения внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, атому хлора легче присоединить один, чем отдать семь. В химических реакциях валентные углы таблица натрия отдает один электрон, атом хлора принимает его. В результате электронные оболочки атомов натрия и хлора превращаются в устойчивые электронные оболочки благородных газов электронная конфигурация катиона натрия Na + 1s 22s 22p 6, а электронная конфигурация аниона хлора Cl — - 1s 22s 22p 63s валентные углы таблица 6. Электростатическое взаимодействие ионов приводит к образованию молекулы NaCl. Основные характеристики ионной связи и свойства ионных соединений 1. Ионная связь является прочной химической связью. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненаправленной, поскольку ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной, так как взаимодействие ионов противоположного знака не валентные углы таблица к полной взаимной компенсации их силовых полей. В процессе образования молекул с ионной связью не происходит полной передачи электронов, поэтому стопроцентной ионной связи в природе валентные углы таблица существует. В молекуле NaCl химическая связь лишь на 80% ионная. Соединения с ионной связью — это твердые кристаллические вещества, имеющие высокие температуры плавления и кипения. Большинство ионных соединений растворяются в воде. Валентные углы таблица и расплавы ионных соединений проводят электрический валентные углы таблица. Металлическая связь Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентные углы таблица электронов. Поскольку энергия ионизации атомов металлов невелика, валентные электроны слабо удерживаются в этих атомах. В результате в кристаллической решетке металлов появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. При этом катионы металла находятся в узлах кристаллической их решетки, а электроны свободно перемещаются в поле положительных центров образуя так называемый «электронный валентные углы таблица. Наличие между двумя катионами отрицательно заряженного электрона приводит тому, что каждый катион взаимодействует с этим электроном. Таким образом, металлическая связь — это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется путем притяжения электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Поскольку валентные электроны в металле равномерно распределены по всему кристаллу металлическая связь, как ионная, является ненаправленной связью. В отличие от ковалентной связи, металлическая связь является ненасыщенной связью. От ковалентной связи металлическая связь отличается также и прочностью. Энергия металлической связи примерно в три — четыре раза валентные углы таблица энергии ковалентной связи. Вследствие большой подвижности электронного газа металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью. Водородная связь В молекулах соединениях HF, H 2O, NH 3 существуют связи водорода с сильно электроотрицательным элементом Н—F, Н—O, Н—N. Между молекулами таких соединений могут образовываться межмолекулярные водородные связи. В некоторых органических молекулах, содержащих связи Н—O, Н—N, могут возникать внутримолекулярные водородные связи. Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно — акцепторный характер. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента F, O, Nа акцептором - атомы водорода, соединенные с этими валентные углы таблица. Как и для ковалентной связи, для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость. Водородную связь принято обозначать точками: Н ··· Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше электроотрицательность атома-партнера и чем меньше его размеры. Она характерна прежде всего для соединений фтора, а также кислорода, в меньшей степени азота, в еще меньшей степени для хлора и серы. Соответственно меняется и энергия водородной связи табл. Например, образование димера муравьиной кислоты можно представить следующей схемой рис. Образование межмолекулярных водородных связей в муравьиной кислоте В воде могут возникать длинные цепи валентные углы таблица Н валентные углы таблица n рис. Образование цепи ассоциатов в жидкой воде за счет межмолекулярных водородных связей Каждая молекула Н 2О может образовать четыре водородных связи, а молекула HF — валентные углы таблица две. Водородные связи могут возникать как между различными молекулами межмолекулярная водородная связьтак и внутри молекулы внутримолекулярная водородная связь. Примеры образования внутримолекулярной связи для некоторых органических веществ представлены на рис. Образование валентные углы таблица водородной связи в молекулах различных органических валентные углы таблица Влияние водородной связи на свойства веществ Наиболее удобным индикатором валентные углы таблица межмолекулярной водородной связи является температура кипения вещества. Более высокая температура кипения воды 100 oC по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода H 2S, H 2Se, H 2Te объясняется наличием водородных связей: на разрушение межмолекулярных водородных связей в валентные углы таблица необходимо затратить дополнительную энергию. Водородная связь существенным образом может влиять на структуру и свойства веществ. Существование валентные углы таблица водородной связи повышает температуры плавления и кипения веществ. Наличие внутримолекулярной водородной связи приводит к тому, что молекула дезоксирибонуклеиновой кислоты ДНК оказывается свернутой в воде двойной спирали. Водородная связь также играет важную роль в процессах растворения, поскольку растворимость зависит и от способности соединения давать водородные связи с растворителем. В результате содержащие ОН-группы такие вещества, как валентные углы таблица, глюкоза, спирты, карбоновые кислоты, как правило, хорошо растворимы в воде. Типы кристаллических решеток 5. Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Частицы, из которых состоят кристаллы атомы, ионы или молекулы располагаются в строго определенных точках пространства, образуя кристаллическую решетку. Кристаллическая валентные углы таблица состоит из элементарных ячеек, которые сохраняют особенности структуры, характерные для данной решетки. Точки, в которых находятся частицы, называются узлами кристаллической решетки. В зависимости от вида частиц, находящихся в узлах решетки и от характера связи между ними различают 4 типа кристаллических решеток. Атомная кристаллическая решетка В узлах атомных кристаллических решеток находятся атомы, соединенные между собой ковалентными связями. К веществам, имеющим атомную решетку, относятся алмаз, кремний, карбиды, силициды и т. В структуре атомного кристалла невозможно выделить отдельные молекулы, весь кристалл рассматривается как одна гигантская молекула. Структура алмаза показана на рис. Алмаз валентные углы таблица из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Вследствие того, что ковалентные связи прочные, все вещества, имеющие атомные решетки, являются тугоплавкими, твердыми и малолетучими. Они мало растворимы в воде. Кристаллическая решетка алмаза 5. Молекулярная кристаллическая решетка В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся молекулы, связанные между собой слабыми межмолекуляриыми силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость, они легкоплавки, характеризуются значительной летучестью, мало растворимы в воде, их растворы, как правило, не проводят электрический ток. Веществ c молекулярной кристаллической решеткой известно очень много. Это твердые водород, хлор, оксид углерода IV и другие вещества, которые при обычной температуре находятся в газообразном состоянии. Большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решетку. Ионная кристаллическая решетка Кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью, например, галогениды щелочных металлов. В ионных кристаллах нельзя выделить отдельные молекулы, весь кристалл можно рассматривать как одну макромолекулу. Связи между ионами прочные, поэтому вещества с ионной валентные углы таблица обладают малой летучестью, высокими температурами плавления и кипения. Кристаллическая решетка хлорида натрия представлена на рис. Кристаллическая решетка хлорида натрия Валентные углы таблица этом рисунке светлые валентные углы таблица — ионы Na +, темные — ионы Сl —. Металлическая кристаллическая решетка Металлы в твердом состоянии образуют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, а валентные электроны свободно перемещаются между ними. Электроны электростатически притягивают катионы, тем самым придавая устойчивость металлической решетке. Такое строение решетки обусловливает высокую теплопроводность, электропроводность и пластичность металлов - при механическом деформировании не происходит разрыва связей и разрушения кристалла, поскольку составляющие его ионы как бы плавают в облаке электронного газа.



COPYRIGHT © 2010-2016 debarocenter.ru