Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Дата: 2025-06-14; Просмотры: 1

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.

Например, молекулы СО₂, BF₃ и СН₄ имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:

При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.

Полярными (р > O) будут:

а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH₃, Н₂О, HNО₃ и HCN.

Сложные ионы, например NH₄⁺, SO₄^2‑ и NO₃^‑, не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.

Ионная связь возникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К⁺ и I^‑. У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельным случаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K₂S, Li₃N) и веществ класса солей (NaNО₃, K₂SО₄, СаСО₃). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы (кристаллы, построенные из катионов и анионов).

Известен еще один вид связи, называемой металлической связью, в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.

Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку. Совокупность обобществленных валентных электронов (электронный газ) удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.

Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомные и молекулярные кристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I₂ и диоксид углерода СO₂ (сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.

Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н₂O и смеси H₂O + NH₃:

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н₂O и NH₃, но их нет в HCl, H₂S и РН₃.

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями

(например, HF и Н₂O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H₂S соответственно).

Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Примеры заданий части А

1. Вещества только с ковалентными связями – это

1) SiH₄, Сl₂O, СаВr₂

2) NF₃, NH₄Cl, P₂O₅

3) CH₄, HNO₃, Na(CH₃O)

4) CCl₂O, I₂, N₂O

2–4. Ковалентная связь

2. одинарная

3. двойная

4. тройная

присутствует в веществе

1) КСl

2) N₂

3) S₂

4) H₂S

5. Кратные связи имеются в молекулах

1) HCOOH

2) ССl₄

3) С₃Н₈

4) С₃Н₄

6. Частицы, называемые радикалами, – это

1) SO₂

2) СlO₂

3) С₂Н₆

4) С₂Н₅

7. Одна из связей образована по донорно‑акцепторному механизму в наборе ионов

1) SO₄^2‑, NH₄⁺

2) H₃O⁺, NH₄⁺

3) PO₄^3‑, NO₃^‑

4) PH₄⁺, SO₃^2‑

8. Наиболее прочная и короткая связь – в молекуле

1) Н₂O

2) H₂S

3) HF

4) PH₃

9. Вещества только с ионными связями – в наборе

1) HCl, КСl

2) NH₄Cl, SiCl₄

3) NaF, CsCl

4) Nal, P₂O₅

10–13. Кристаллическая решетка вещества

10. Si

11. H₂SO₄

12. Cr

13. Ва(ОН)₂

1) металлическая

2) ионная

3) атомная

4) молекулярная

4. Классификация и взаимосвязь неорганических веществ

Классификация неорганических веществ базируется на химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нем и в каком числовом отношении для их атомов.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIA‑группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).

Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.

Ниже приводятся определения (дефиниции) классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:

Простые вещества образованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag₂O, NiO и гидроксидов Cu(OH)₂, Ni(OH)₂ преобладают основные свойства.

Неметаллы – простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, S, N₂, Р, С, Si.

Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены – амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены: Be, Cr, Zn, Аl, Sn, Pb.

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA‑группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.

Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (‑II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O^+IIF₂^‑I и H₂^+IO₂^‑I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S^+IVCl₂^‑IO^‑II.

Оснóвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li₂O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na₂O, К₂O, Rb₂O, Cs₂O и ВаО получают другими способами.

Оксиды CuO, Ag₂O и NiO также относят к основным.

Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO₂, SeO₂, Р₂O₅, As₂O₃, СO₂ и SiO₂ при сжигании на воздухе; оксиды Cl₂O, Cl₂O₇, I₂O₅, SO₃, SeO₃, N₂O₃, N₂O₅ и As₂O₅ получают другими способами.

Исключение: у оксидов NO₂ и ClO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO₂ и ClO₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO₂ и с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

б) 2ClO₂ + Н₂O (хол.) = НClO₂ + НClO₃

2ClO₂ + 2NaOH (хол.) = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O

Оксиды CrO₃ и Mn₂O₇ (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.

Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr₂O₃, ZnO, Al₂O₃, GeO₂, SnO₂ и РЬО; амфотерные оксиды Ga₂O₃, SnO и РЬO₂ получают другими способами.

Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe^IIFe₂^III)O₄, (Рb₂^IIPb^IV)O₄, (MgAl₂)O₄, (CaTi)O₃.

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N₂O, SiO, S₂O.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О^‑IIН, могут содержать также кислород O^‑II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

М₂O + Н₂O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)

МО + Н₂O = М(ОН)₂ (М = Са, Sr, Ва)

Исключение: гидроксиды Mg(OH)₂, Cu(OH)₂ и Ni(OH)₂ получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH = Li₂O + Н₂O

М(ОН)₂ = МО + Н₂O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.

Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н⁺ (точнее, Н₃O⁺) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):

Cl₂O + H₂O = 2HClO

Е₂O₃ + Н₂O = 2НЕO₂ (Е = N, As)

As₂O₃ + 3H₂O = 2H₃AsO₃

EO₂ + H₂O = H₂EO₃ (Е = С, Se)

E₂O₅ + H₂O = 2HEO₃ (Е = N, Р, I)

E₂O₅ + 3H₂O = 2H₃EO₄ (E = P, As)

EO₃ + H₂O = H₂EO₄ (E = S, Se, Cr)

E₂O₇ + H₂O = 2HEO₄ (E = Cl, Mn)

Исключение: оксиду SO₂ в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO₂ nН₂O («сернистая кислота H₂SO₃» не существует, но кислотные остатки HSO₃^‑ и SO₃^2‑ присутствуют в солях).

При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:

2HAsO₂ = As₂O₃ + H₂O

H₂EO₃ = EO₂ + H₂O (E = C, Si, Ge, Se)

2HIO₃ = I₂O₅ + H₂O

2H₃AsO₄ = As₂O₅ + H₂O

H₂SeO₄ = SeO₃ + H₂O

При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H₂SO₄ и Н₃РO₄ в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO₃ в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):

М + H₂SO₄(pasб.) = MSO₄ + Н₂↑ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H₂SO₄(paзб.) = M₂(SO₄)₃ + 3H₂↑ (M = Al, Ga)

3M + 2Н₃РO₄(разб.) = M₃(PO₄)₂↓ + 3H₂↑ (M = Mg, Fe, Zn)

В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

Be(OH)₂ Sn(OH)₂ Al(OH)₃ AlO(OH)

Zn(OH)₂ Pb(OH)₂ Cr(OH)₃ CrO(OH)

He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:

Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH)₃» не существует (не получен).

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.

Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:

Средние соли содержат средние кислотные остатки СО₃^2‑, NO₃^‑, РО₄^3‑, SO₄^2‑ и др.; например: К₂СO₃, Mg(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃, Zn₃(PO₄)₂.

Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К₂СO₃ можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2КОН и 1Н₂СO₃, 1К₂O и 1Н₂СO₃, 2КОН и 1СO₂.

Реакции образования средних солей:

1)