Atominį-molekulinį mokslą sukūrė ir pirmą kartą chemijoje pritaikė didysis rusų mokslininkas M. V. Lomonosovas. Pagrindinės šios doktrinos nuostatos išdėstytos veikale „Matematinės chemijos elementai“ (1741) ir daugybėje kitų. Lomonosovo mokymų esmę galima suvesti į šias nuostatas.

1. Visos medžiagos susideda iš „kūnelių“ (taip Lomonosovas vadino molekules).

2. Molekulės susideda iš "elementų" (taip Lomonosovas vadino atomus).

3. Dalelės – molekulės ir atomai – nuolat juda. Kūnų šiluminė būsena yra jų dalelių judėjimo rezultatas.

4. Paprastų medžiagų molekulės susideda iš identiškų atomų, sudėtingų – skirtingų atomų.

Praėjus 67 metams po Lomonosovo, anglų mokslininkas Johnas Daltonas pritaikė atominį mokymą chemijai. Pagrindinius atomizmo principus jis išdėstė knygoje „Nauja cheminės filosofijos sistema“ (1808). Daltono mokymas savo esme pakartoja Lomonosovo mokymą. Tačiau Daltonas neigė molekulių egzistavimą paprastose medžiagose, o tai yra žingsnis atgal, palyginti su Lomonosovo mokymu. Pasak Daltono, paprastos medžiagos susideda tik iš atomų, o tik sudėtingos – iš „sudėtingų atomų“ (šiuolaikine prasme – molekulių). Atominė-molekulinė teorija chemijoje galutinai įsitvirtino tik XIX amžiaus viduryje. Tarptautiniame chemikų kongrese Karlsrūhėje 1860 m. buvo priimti molekulės ir atomo sąvokų apibrėžimai.

Molekulė yra mažiausia tam tikros medžiagos dalelė, turinti savo chemines savybes. Molekulės chemines savybes lemia jos sudėtis ir cheminė struktūra.

Atomas yra mažiausia cheminio elemento dalelė, kuri yra paprastų ir sudėtingų medžiagų molekulių dalis. Elemento chemines savybes lemia jo atomo sandara. Tai veda prie atomo apibrėžimo, kuris atitinka šiuolaikines sąvokas:

Atomas yra elektriškai neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamai įkrauto atomo branduolio ir neigiamai įkrautų elektronų.

Remiantis šiuolaikinėmis koncepcijomis, dujinės ir garinės būsenos medžiagos yra sudarytos iš molekulių. Kietoje būsenoje tik medžiagos, kurių kristalinė gardelė turi molekulinę struktūrą, susideda iš molekulių. Dauguma kietųjų neorganinių medžiagų neturi molekulinės sandaros: jų gardelė susideda ne iš molekulių, o iš kitų dalelių (jonų, atomų); jie egzistuoja makrokūnų pavidalu (natrio chlorido kristalas, vario gabalėlis ir kt.). Druskos, metalų oksidai, deimantas, silicis ir metalai neturi molekulinės struktūros.

Cheminiai elementai

Atominis-molekulinis mokslas leido paaiškinti pagrindines chemijos sąvokas ir dėsnius. Atominės-molekulinės teorijos požiūriu cheminis elementas yra kiekvienas atskiras atomo tipas. Svarbiausia atomo charakteristika yra teigiamas jo branduolio krūvis, kuris skaitine prasme yra lygus elemento atominiam skaičiui. Branduolinio krūvio vertė yra skiriamasis įvairių tipų atomų bruožas, leidžiantis pateikti išsamesnį elemento sąvokos apibrėžimą:

Cheminis elementas- Tai tam tikros rūšies atomas, turintis tokį patį teigiamą branduolio krūvį.

Yra žinomi 107 elementai. Šiuo metu tęsiamas darbas prie dirbtinio didesnio atominio skaičiaus cheminių elementų gamybos.

Visi elementai paprastai skirstomi į metalus ir nemetalus. Tačiau šis skirstymas yra sąlyginis. Svarbi elementų charakteristika yra jų gausa žemės plutoje, t.y. viršutiniame kietajame Žemės apvalkale, kurio storis, manoma, yra maždaug 16 km. Elementų pasiskirstymą žemės plutoje tiria geochemija – Žemės chemijos mokslas. Geochemikas A. P. Vinogradovas sudarė vidutinės žemės plutos cheminės sudėties lentelę. Pagal šiuos duomenis labiausiai paplitęs elementas yra deguonis – 47,2 % žemės plutos masės, toliau seka silicis – 27,6, aliuminis – 8,80, geležis – 5,10, kalcis – 3,6, natris – 2,64, kalis – 2,6, magnis – 2,10, vandenilis - 0,15%.

Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis

Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas.

Cheminis ryšys suprantamas kaip atomų sąveika, sujungianti juos į molekules, jonus, radikalus ir kristalus.

Yra keturių tipų cheminės jungtys: joninės, kovalentinės, metalinės ir vandenilio.

Cheminių ryšių skirstymas į tipus yra sąlyginis, nes jiems visiems būdinga tam tikra vienybė.

Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu poliarinio kovalentinio ryšio atveju.

Metalinis ryšys sujungia kovalentinę atomų sąveiką, naudojant bendrus elektronus, ir elektrostatinį trauką tarp šių elektronų ir metalo jonų.

Medžiagoms dažnai trūksta ribinių cheminio surišimo atvejų (arba gryno cheminio surišimo).

Pavyzdžiui, ličio fluoridas $LiF$ yra klasifikuojamas kaip joninis junginys. Tiesą sakant, jame esanti jungtis yra $80%$ joninė ir $20%$ kovalentinė. Todėl, be abejo, teisingiau kalbėti apie cheminės jungties poliškumo (joniškumo) laipsnį.

Vandenilio halogenidų serijoje $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ jungties poliškumo laipsnis mažėja, nes mažėja halogeno ir vandenilio atomų elektronegatyvumo reikšmių skirtumas, o vandenilio astatine ryšys tampa beveik nepolinis. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.

Tose pačiose medžiagose gali būti įvairių tipų jungčių, pavyzdžiui:

1. bazėse: tarp deguonies ir vandenilio atomų hidrokso grupėse ryšys yra polinis kovalentinis, o tarp metalo ir hidrokso grupės – joninis;
2. deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp nemetalinio atomo ir rūgštinės liekanos deguonies - kovalentinis polinis, o tarp metalo ir rūgštinės liekanos - joninės;
3. amonio, metilamonio druskose ir kt.: tarp azoto ir vandenilio atomų - kovalentinis polinis, o tarp amonio arba metilamonio jonų ir rūgšties liekanos - joninis;
4. metalų peroksiduose (pavyzdžiui, $Na_2O_2$) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis nepolinis, o tarp metalo ir deguonies – joninis ir kt.

Įvairių tipų jungtys gali transformuotis viena į kitą:

— elektrolitiškai disociuojant kovalentinius junginius vandenyje, kovalentinė polinė jungtis virsta jonine jungtimi;

- kai metalai išgaruoja, metalo jungtis virsta nepoline kovalentine jungtimi ir pan.

Visų tipų ir tipų cheminių jungčių vienovės priežastis yra identiška jų cheminė prigimtis – elektronų ir branduolių sąveika. Bet kokiu atveju cheminės jungties susidarymas yra atomų elektronų ir branduolių sąveikos, lydimos energijos išsiskyrimo, rezultatas.

Kovalentinių ryšių sudarymo būdai. Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija

Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, susidarantis tarp atomų susidarant bendroms elektronų poroms.

Tokio ryšio susidarymo mechanizmas gali būti mainomas arba donoras-akceptorius.

aš. Keitimo mechanizmas veikia, kai atomai sudaro bendras elektronų poras, sujungdami nesuporuotus elektronus.

1) $H_2$ – vandenilis:

Ryšys atsiranda dėl to, kad vandenilio atomų $s$-elektronai (persidengiančios $s$-orbitalės) sudaro bendrą elektronų porą:

2) $HCl$ – vandenilio chloridas:

Ryšys atsiranda dėl to, kad susidaro bendra $s-$ ir $p-$ elektronų elektronų pora (persidengiančios $s-p-$orbitalės):

3) $Cl_2$: chloro molekulėje kovalentinis ryšys susidaro dėl nesuporuotų $p-$elektronų (persidengusių $p-p-$orbitalių):

4) $N_2$: azoto molekulėje tarp atomų susidaro trys bendros elektronų poros:

II. Donoro-akceptoriaus mechanizmas Panagrinėkime kovalentinio ryšio susidarymą amonio jono $NH_4^+$ pavyzdžiu.

Donoras turi elektronų porą, akceptorius turi tuščią orbitą, kurią ši pora gali užimti. Amonio jone visi keturi ryšiai su vandenilio atomais yra kovalentiniai: trys susidarė dėl azoto atomo ir vandenilio atomų bendrų elektronų porų sukūrimo pagal mainų mechanizmą, vienas - per donoro-akceptoriaus mechanizmą.

Kovalentiniai ryšiai gali būti klasifikuojami pagal elektronų orbitalių persidengimą, taip pat pagal jų poslinkį link vieno iš surištų atomų.

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl persidengusių elektronų orbitalių išilgai ryšio linijos, vadinami $σ$ - obligacijos (sigma obligacijos). Sigma ryšys yra labai stiprus.

$p-$orbitalės gali persidengti dviejuose regionuose, sudarydamos kovalentinį ryšį dėl šoninio persidengimo:

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl elektronų orbitalių „šoninio“ persidengimo už ryšio linijos ribų, t.y. dviejose srityse vadinamos $π$ -obligacijos (pi-obligacijos).

Autorius poslinkio laipsnis bendras elektronų poras su vienu iš atomų, kuriuos jie jungia, gali būti kovalentinis ryšys poliarinis Ir nepoliarinis.

Kovalentinis cheminis ryšys, susidaręs tarp vienodo elektronegatyvumo atomų, vadinamas nepoliarinis. Elektronų poros nėra perkeltos į vieną iš atomų, nes atomai turi tą patį EO – savybę pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Pavyzdžiui:

tie. paprastų nemetalinių medžiagų molekulės susidaro kovalentiniais nepoliniais ryšiais. Kovalentinis cheminis ryšys tarp elementų atomų, kurių elektronegatyvumas skiriasi, vadinamas poliarinis.

Kovalentinių ryšių ilgis ir energija.

Charakteristika kovalentinio ryšio savybės- jos ilgis ir energija. Nuorodos ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių. Kuo trumpesnis cheminės jungties ilgis, tuo jis stipresnis. Tačiau ryšio stiprumo matas yra jungiamoji energija, kuris nustatomas pagal energijos kiekį, reikalingą ryšiui nutraukti. Paprastai jis matuojamas kJ/mol. Taigi, remiantis eksperimentiniais duomenimis, $H_2, Cl_2$ ir $N_2$ molekulių jungties ilgiai yra atitinkamai 0,074 $, 0,198 $ ir 0,109 $ nm, o jungties energija yra atitinkamai $ 436, 242 $ ir $ 946 $ kJ/mol.

Jonai. Joninis ryšys

Įsivaizduokime, kad „susitinka“ du atomai: I grupės metalo atomas ir VII grupės nemetalinis atomas. Metalo atomo išoriniame energijos lygyje yra vienas elektronas, o nemetaliniam atomui tiesiog trūksta vieno elektrono, kad jo išorinis lygis būtų užbaigtas.

Pirmasis atomas lengvai suteiks antrajam savo elektroną, kuris yra toli nuo branduolio ir silpnai su juo susietas, o antrasis suteiks jam laisvą vietą išoriniame elektroniniame lygmenyje.

Tada atomas, netekęs vieno iš neigiamų krūvių, taps teigiamai įkrauta dalele, o antroji dėl susidariusio elektrono virs neigiamai įkrauta dalele. Tokios dalelės vadinamos jonų.

Cheminis ryšys, susidarantis tarp jonų, vadinamas joniniu.

Panagrinėkime šios jungties susidarymą gerai žinomo junginio natrio chlorido (valgomosios druskos) pavyzdžiu:

Atomų pavertimo jonais procesas pavaizduotas diagramoje:

Toks atomų pavertimas jonais visada vyksta tipinių metalų ir tipiškų nemetalų atomų sąveikos metu.

Apsvarstykite samprotavimo algoritmą (seką), kai registruojamas joninės jungties susidarymas, pavyzdžiui, tarp kalcio ir chloro atomų:

Vadinami skaičiai, rodantys atomų ar molekulių skaičių koeficientai, ir vadinami skaičiai, rodantys atomų arba jonų skaičių molekulėje indeksai.

Metalinė jungtis

Susipažinkime, kaip metalinių elementų atomai sąveikauja tarpusavyje. Metalai paprastai neegzistuoja kaip atskiri atomai, o gabalo, luito ar metalo gaminio pavidalu. Kas laiko metalo atomus viename tūryje?

Daugumos metalų atomuose yra nedidelis skaičius elektronų išoriniame lygyje - 1, 2, 3 USD. Šie elektronai lengvai pašalinami ir atomai tampa teigiamais jonais. Atsiskyrę elektronai pereina iš vieno jono į kitą, sujungdami juos į vieną visumą. Jungdamiesi su jonais, šie elektronai laikinai sudaro atomus, tada vėl atitrūksta ir susijungia su kitu jonu ir pan. Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai.

Metalų ryšys tarp jonų per bendrus elektronus vadinamas metaliniu.

Paveiksle schematiškai parodyta natrio metalo fragmento struktūra.

Šiuo atveju nedidelis bendrų elektronų skaičius suriša daug jonų ir atomų.

Metalinis ryšys turi tam tikrų panašumų su kovalentiniu ryšiu, nes jis pagrįstas išorinių elektronų pasidalijimu. Tačiau esant kovalentiniam ryšiui, dalijasi tik dviejų gretimų atomų išoriniai nesuporuoti elektronai, o esant metaliniam ryšiui, visi atomai dalyvauja dalijantis šiais elektronais. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu ryšiu yra trapūs, bet su metaliniu ryšiu, kaip taisyklė, yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį.

Metalinis sujungimas būdingas tiek gryniems metalams, tiek įvairių metalų mišiniams – kietiems ir skystiems lydiniams.

Vandenilinė jungtis

Cheminis ryšys tarp vienos molekulės (ar jų dalies) teigiamai poliarizuotų vandenilio atomų ir neigiamai poliarizuotų stipriai elektronegatyvių elementų atomų, turinčių pavienes kitos molekulės elektronų poras ($F, O, N$ ir rečiau $S$ ir $Cl$). (arba jo dalis) vadinamas vandeniliu.

Vandenilio jungties susidarymo mechanizmas iš dalies yra elektrostatinis, iš dalies donoro-akceptoriaus pobūdžio.

Tarpmolekulinio vandenilinio ryšio pavyzdžiai:

Esant tokiam ryšiui, net ir mažos molekulinės masės medžiagos normaliomis sąlygomis gali būti skysčiai (alkoholis, vanduo) arba lengvai suskystintos dujos (amoniakas, vandenilio fluoridas).

Medžiagos, turinčios vandenilinius ryšius, turi molekulines kristalines gardeles.

Molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos. Kristalinės gardelės tipas. Medžiagų savybių priklausomybė nuo jų sudėties ir struktūros

Medžiagų molekulinė ir nemolekulinė struktūra

Chemiškai sąveikauja ne atskiri atomai ar molekulės, o medžiagos. Tam tikromis sąlygomis medžiaga gali būti vienoje iš trijų agregacijos būsenų: kieta, skysta arba dujinė. Medžiagos savybės priklauso ir nuo cheminio ryšio tarp ją sudarančių dalelių – molekulių, atomų ar jonų – pobūdžio. Pagal ryšio tipą išskiriamos molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos.

Medžiagos, sudarytos iš molekulių, vadinamos molekulinės medžiagos. Tokiose medžiagose esantys ryšiai tarp molekulių yra labai silpni, daug silpnesni nei tarp molekulės viduje esančių atomų ir net esant santykinai žemai temperatūrai jie nutrūksta – medžiaga virsta skysčiu, o po to dujomis (jodo sublimacija). Medžiagų, susidedančių iš molekulių, lydymosi ir virimo temperatūra didėja didėjant molekulinei masei.

Molekulinėms medžiagoms priskiriamos atominės struktūros medžiagos ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), tarp jų yra metalų ir nemetalų.

Panagrinėkime fizines šarminių metalų savybes. Santykinai mažas jungties stiprumas tarp atomų lemia mažą mechaninį stiprumą: šarminiai metalai yra minkšti ir lengvai pjaustomi peiliu.

Didelis atomų dydis lemia mažą šarminių metalų tankį: litis, natris ir kalis yra net lengvesni už vandenį. Šarminių metalų grupėje virimo ir lydymosi temperatūra mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui, nes Atomų dydis didėja, o ryšiai susilpnėja.

Į medžiagas nemolekulinės struktūros apima joninius junginius. Dauguma metalų junginių su nemetalais turi tokią struktūrą: visos druskos ($NaCl, K_2SO_4$), kai kurie hidridai ($LiH$) ir oksidai ($CaO, MgO, FeO$), bazės ($NaOH, KOH$). Joninės (ne molekulinės) medžiagos turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą.

Kristalinės grotelės

Medžiaga, kaip žinoma, gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis: dujine, skysta ir kieta.

Kietosios medžiagos: amorfinės ir kristalinės.

Panagrinėkime, kaip cheminių jungčių savybės įtakoja kietųjų medžiagų savybes. Kietosios dalelės skirstomos į kristalinis Ir amorfinis.

Amorfinės medžiagos neturi aiškios lydymosi temperatūros, kai kaitinamos, jos palaipsniui suminkštėja ir virsta skysta būsena. Pavyzdžiui, plastilinas ir įvairios dervos yra amorfinės būsenos.

Kristalinėms medžiagoms būdingas teisingas dalelių, iš kurių jos susideda: atomų, molekulių ir jonų, išsidėstymas griežtai apibrėžtuose erdvės taškuose. Sujungus šiuos taškus tiesiomis linijomis, susidaro erdvinis karkasas, vadinamas kristaline gardele. Taškai, kuriuose yra kristalų dalelės, vadinami gardelės mazgais.

Priklausomai nuo dalelių, esančių kristalinės gardelės mazguose, tipo ir ryšio tarp jų pobūdžio, išskiriami keturi kristalų gardelių tipai: joninis, atominis, molekulinis Ir metalo.

Joninės kristalinės gardelės.

Joninės vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra jonų. Jas sudaro medžiagos su joniniais ryšiais, kurios gali jungti ir paprastus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, ir kompleksinius $SO_4^(2−), OH^-$. Vadinasi, druskos ir kai kurie metalų oksidai bei hidroksidai turi jonines kristalines gardeles. Pavyzdžiui, natrio chlorido kristalas susideda iš kintamų teigiamų $Na^+$ ir neigiamų $Cl^-$ jonų, sudarančių kubo formos gardelę. Ryšiai tarp jonų tokiame kristale yra labai stabilūs. Todėl medžiagos, turinčios joninę gardelę, pasižymi gana dideliu kietumu ir stiprumu, yra ugniai atsparios ir nelakios.

Atominės kristalinės gardelės.

Atominis vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra atskiri atomai. Tokiose gardelėse atomai yra sujungti vienas su kitu labai stipriais kovalentiniais ryšiais. Medžiagų su tokio tipo kristalinėmis gardelėmis pavyzdys yra deimantas, viena iš alotropinių anglies modifikacijų.

Dauguma medžiagų, turinčių atominę kristalinę gardelę, turi labai aukštas lydymosi temperatūras (pavyzdžiui, deimantams jis yra didesnis nei $3500°C), yra stiprios ir kietos, praktiškai netirpios.

Molekulinės kristalinės gardelės.

Molekulinė vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose išsidėsčiusios molekulės. Cheminės jungtys šiose molekulėse gali būti tiek polinės ($HCl, H_2O$), tiek nepolinės ($N_2, O_2$). Nepaisant to, kad molekulių viduje esantys atomai yra sujungti labai stipriais kovalentiniais ryšiais, tarp pačių molekulių veikia silpnos tarpmolekulinės traukos jėgos. Todėl medžiagos su molekulinėmis kristalinėmis gardelėmis turi mažą kietumą, žemą lydymosi temperatūrą ir yra lakios. Dauguma kietųjų organinių junginių turi molekulines kristalines gardeles (naftaleną, gliukozę, cukrų).

Metalinės kristalinės grotelės.

Medžiagos su metaliniais ryšiais turi metalines kristalines groteles. Tokių gardelių vietose yra atomai ir jonai (arba atomai, arba jonai, į kuriuos lengvai virsta metalo atomai, atiduodami savo išorinius elektronus „bendram naudojimui“). Ši vidinė metalų struktūra lemia jiems būdingas fizines savybes: plastiškumą, plastiškumą, elektros ir šilumos laidumą, būdingą metalinį blizgesį.

Medžiagų molekulinė ir nemolekulinė struktūra. Materijos struktūra

Chemiškai sąveikauja ne atskiri atomai ar molekulės, o medžiagos. Medžiagos klasifikuojamos pagal jungties tipą molekulinis Ir nemolekulinė struktūra. Medžiagos, sudarytos iš molekulių, vadinamos molekulinės medžiagos. Tokiose medžiagose esantys ryšiai tarp molekulių yra labai silpni, daug silpnesni nei tarp molekulės viduje esančių atomų ir net esant santykinai žemai temperatūrai jie nutrūksta – medžiaga virsta skysčiu, o po to dujomis (jodo sublimacija). Medžiagų, susidedančių iš molekulių, lydymosi ir virimo temperatūra didėja didėjant molekulinei masei. KAM molekulinės medžiagos apima medžiagas, turinčias atominę struktūrą (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), tarp jų yra metalų ir nemetalų. Į medžiagas nemolekulinė struktūra apima joninius junginius. Tokią struktūrą turi dauguma metalų junginių su nemetalais: visos druskos (NaCl, K 2 SO 4), kai kurie hidridai (LiH) ir oksidai (CaO, MgO, FeO), bazės (NaOH, KOH). Joninės (ne molekulinės) medžiagos turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą.

Kietosios medžiagos: amorfinės ir kristalinės

Kietosios dalelės skirstomos į kristalinės ir amorfinės.

Amorfinės medžiagos jie neturi aiškios lydymosi temperatūros – kaitinant palaipsniui minkštėja ir virsta skysta būsena. Pavyzdžiui, plastilinas ir įvairios dervos yra amorfinės būsenos.

Kristalinės medžiagos pasižymi teisingu dalelių, iš kurių jie susideda: atomų, molekulių ir jonų, išsidėstymu griežtai apibrėžtuose erdvės taškuose. Sujungus šiuos taškus tiesiomis linijomis, susidaro erdvinis karkasas, vadinamas kristaline gardele. Taškai, kuriuose yra kristalų dalelės, vadinami gardelės mazgais. Priklausomai nuo dalelių, esančių kristalinės gardelės mazguose, tipo ir ryšio tarp jų pobūdžio, išskiriamos keturios kristalų gardelių rūšys: joninės, atominės, molekulinės ir metalinės.

Kristalinės gardelės vadinamos joninėmis, kurio mazguose yra jonų. Jas sudaro joniniais ryšiais turinčios medžiagos, galinčios surišti ir paprastus jonus Na+, Cl -, ir kompleksinius SO 4 2-, OH -. Vadinasi, druskos ir kai kurie metalų oksidai bei hidroksidai turi jonines kristalines gardeles. Pavyzdžiui, natrio chlorido kristalas yra pastatytas iš kintamų teigiamų Na + ir neigiamų Cl - jonų, sudarydamas kubo formos gardelę. Ryšiai tarp jonų tokiame kristale yra labai stabilūs. Todėl medžiagos, turinčios joninę gardelę, pasižymi gana dideliu kietumu ir stiprumu, yra ugniai atsparios ir nelakios.

Kristalinė gardelė - a) ir amorfinė gardelė - b).

Kristalinė gardelė - a) ir amorfinė gardelė - b).

Atominės kristalinės gardelės

Atominis vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra atskiri atomai. Tokiose gardelėse atomai yra sujungti vienas su kitu labai stiprūs kovalentiniai ryšiai. Medžiagų su tokio tipo kristalinėmis gardelėmis pavyzdys yra deimantas, viena iš alotropinių anglies modifikacijų. Daugumos medžiagų, turinčių atominę kristalinę gardelę, lydymosi temperatūra yra labai aukšta (pavyzdžiui, deimantų ji yra didesnė nei 3500 °C), jos yra stiprios ir kietos, praktiškai netirpios.

Molekulinės kristalinės gardelės

Molekulinė vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose išsidėsčiusios molekulės. Cheminiai ryšiai šiose molekulėse gali būti ir poliniai (HCl, H 2 O), ir nepoliniai (N 2, O 2). Nepaisant to, kad molekulių viduje esantys atomai yra sujungti labai stipriais kovalentiniais ryšiais, tarp pačių molekulių veikia silpnos tarpmolekulinės traukos jėgos. Todėl medžiagos su molekulinėmis kristalinėmis gardelėmis turi mažą kietumą, žemą lydymosi temperatūrą ir yra lakios. Dauguma kietųjų organinių junginių turi molekulines kristalines gardeles (naftaleną, gliukozę, cukrų).

Molekulinė kristalinė gardelė (anglies dioksidas)

Metalinės kristalinės grotelės

Medžiagos su metalo jungtis turi metalines kristalines groteles. Tokių gardelių mazguose yra atomai ir jonai(arba atomai, arba jonai, į kuriuos metalo atomai lengvai virsta, atiduodami savo išorinius elektronus „bendram naudojimui“). Ši vidinė metalų struktūra lemia jiems būdingas fizines savybes: plastiškumą, plastiškumą, elektros ir šilumos laidumą, būdingą metalinį blizgesį.

Apgaulės lapeliai

Molekulė, kurioje nesutampa teigiamo ir neigiamo krūvio atkarpų svorio centrai, vadinama dipoliu. Apibrėžkime „dipolio“ sąvoką.

Dipolis yra dviejų priešingų vienodo dydžio elektros krūvių, esančių tam tikru atstumu vienas nuo kito, derinys.

Vandenilio molekulė H2 nėra dipolis (50 pav.). A), o vandenilio chlorido molekulė yra dipolis (50 pav.). b). Vandens molekulė taip pat yra dipolis. Elektronų poros H2O iš esmės yra perkeltos iš vandenilio atomų į deguonies atomus.

Neigiamojo krūvio svorio centras yra šalia deguonies atomo, o teigiamo krūvio svorio centras yra šalia vandenilio atomų.

Kristalinėje medžiagoje atomai, jonai ar molekulės yra griežtai išdėstyti.

Vieta, kurioje yra tokia dalelė, vadinama kristalinės gardelės mazgas. Atomų, jonų ar molekulių padėtis kristalinės gardelės mazguose parodyta Fig. 51.

g
Ryžiai. 51. Kristalinių gardelių modeliai (pavaizduota viena tūrinio kristalo plokštuma): A) kovalentinis arba atominis (deimantas C, silicis Si, kvarcas SiO 2); b) joninis (NaCl); V) molekulinis (ledas, I 2); G) metalas (Li, Fe). Metalinės gardelės modelyje taškai žymi elektronus

Pagal cheminio ryšio tarp dalelių tipą kristalinės gardelės skirstomos į kovalentines (atomines), jonines ir metalines. Yra ir kita kristalų gardelės rūšis – molekulinė. Tokioje grotelėje atskiros molekulės laikomos kartu tarpmolekulinės traukos jėgos.

Kristalai su kovalentiniais ryšiais(51 pav A) yra daugiaatominiai molekuliniai dariniai. Deimanto arba kvarco gabalas yra ne kas kita, kaip polimero molekulė su kovalentiniais cheminiais ryšiais.

Joniniai kristalai(51 pav b) kristalinės gardelės vietose yra teigiamai ir neigiamai įkrautų jonų. Kristalinė gardelė sukonstruota taip, kad būtų subalansuotos nepanašių įkrautų jonų elektrostatinės traukos jėgos ir panašių įkrautų jonų atstūmimo jėgos. Tokios kristalinės gardelės būdingos tokiems junginiams kaip LiF, NaCl ir daugelis kitų.

Molekuliniai kristalai(51 pav V) kristalų mazguose yra dipolių molekulių, kurias viena kitos atžvilgiu laiko elektrostatinės traukos jėgos, kaip jonai joninėje kristalinėje gardelėje. Pavyzdžiui, ledas yra molekulinė kristalinė gardelė, kurią sudaro vandens dipoliai. Fig. 51 VĮkrovų simboliai  nerodomi, kad nebūtų perkrauta figūra.

metalinis kristalas(51 pav G) kristalinės gardelės vietose yra teigiamai įkrautų jonų. Kai kurie išoriniai elektronai laisvai juda tarp jonų. “ Elektroninės dujos"sulaiko teigiamai įkrautus jonus kristalinės gardelės mazguose. Atsitrenkęs metalas nelūžta kaip ledas, kvarcas ar druskos kristalas, o tik pakeičia formą. Elektronai dėl savo judrumo smūgio momentu sugeba judėti ir išlaikyti jonus naujoje padėtyje.

Ryžiai. 52. Silicio oksido struktūra: A) kristalinis; b) amorfinis. Juodi taškai žymi silicio atomus, šviesūs apskritimai – deguonies atomus. Parodyta kristalinė plokštuma, todėl ketvirtoji silicio atomo jungtis nenurodyta. Taškinė linija rodo trumpo nuotolio tvarką amorfinės medžiagos netvarkoje
Amorfinėje medžiagoje sutrinka kristalinei būsenai būdingas trimatis struktūros periodiškumas (52 pav. b).

Skysčiai ir dujos skiriasi nuo kristalinių ir amorfinių kūnų atsitiktiniu atomų judėjimu ir
molekulių. Skysčiuose patrauklios jėgos gali išlaikyti mikrodaleles viena kitos atžvilgiu artimais atstumais, panašiais į atstumus kietoje medžiagoje. Dujose atomų ir molekulių sąveikos praktiškai nėra, todėl dujos, skirtingai nei skysčiai, užima visą joms suteiktą tūrį. Molis skysto vandens 100 0 C temperatūroje užima 18,7 cm 3 tūrį, o molis sočiųjų vandens garų toje pačioje temperatūroje – 30 000 cm 3.


Ryžiai. 53. Įvairių tipų molekulių sąveika skysčiuose ir dujose: A) dipolis–dipolis; b) dipolis–nedipolis; V) nedipolis – nedipolis
Skirtingai nuo kietųjų medžiagų, skysčių ir dujų molekulės juda laisvai. Dėl judėjimo jie yra tam tikru būdu orientuoti. Pavyzdžiui, pav. 53 a, b. parodyta, kaip sąveikauja dipolio molekulės, taip pat nepolinės molekulės su dipolių molekulėmis skysčiuose ir dujose.

Dipoliui artėjant prie dipolio, molekulės sukasi dėl traukos ir atstūmimo. Vienos molekulės teigiamai įkrauta dalis yra šalia kitos molekulės neigiamai įkrautos dalies. Taip dipoliai sąveikauja skystame vandenyje.

Kai dvi nepolinės molekulės (ne dipoliai) priartėja viena prie kitos pakankamai artimu atstumu, jos taip pat veikia viena kitą (53 pav.). V). Molekules sujungia neigiamo krūvio elektronų apvalkalai, supantys branduolius. Elektronų apvalkalai deformuojasi taip, kad vienoje ir kitoje molekulėje laikinai atsiranda teigiamų ir neigiamų centrų ir jie vienas prie kito traukiasi. Pakanka, kad molekulės išsisklaidytų, ir laikinieji dipoliai vėl virsta nepolinėmis molekulėmis.

Pavyzdys yra vandenilio dujų molekulių sąveika. (53 pav V).
3.2. Neorganinių medžiagų klasifikacija. Paprastos ir sudėtingos medžiagos
pradžioje švedų chemikas Berzelius pasiūlė iš gyvų organizmų gaunamas medžiagas vadinti ekologiškas. Buvo vadinamos negyvajai gamtai būdingos medžiagos neorganinės arba mineralinis(gaunamas iš mineralų).

Visas kietas, skystas ir dujines medžiagas galima suskirstyti į paprastas ir sudėtingas.

Paprastosios medžiagos yra medžiagos, susidedančios iš vieno cheminio elemento atomų.

Pavyzdžiui, vandenilis, bromas ir geležis kambario temperatūroje ir atmosferos slėgyje yra paprastos medžiagos, kurios yra atitinkamai dujinės, skystos ir kietos būsenos (54 pav. a B C).

Dujinis vandenilis H 2 (g) ir skystas bromas Br 2 (l) susideda iš dviatominių molekulių. Kietosios geležies Fe (-ės) egzistuoja kristalo pavidalu su metaline kristaline gardele.

Paprastos medžiagos skirstomos į dvi grupes: nemetalus ir metalus.

A) b) V)

Ryžiai. 54. Paprastos medžiagos: A) vandenilio dujos. Jis lengvesnis už orą, todėl mėgintuvėlis uždengiamas dangteliu ir apverčiamas aukštyn kojomis; b) skystas bromas (dažniausiai laikomas sandariose ampulėse); V) geležies milteliai

Nemetalai yra paprastos medžiagos, turinčios kovalentinę (atominę) arba molekulinę kristalinę gardelę kietoje būsenoje.

Kambario temperatūroje kovalentinė (atominė) kristalinė gardelė būdinga tokiems nemetalams kaip boras B, anglis C, silicis Si. Molekulinėje kristalinėje gardelėje yra baltojo fosforo P (-ų), sieros (-ų), jodo I 2 (-ų). Kai kurie nemetalai virsta skysta arba kieta agregacija tik esant labai žemai temperatūrai. Normaliomis sąlygomis jos yra dujos. Tokios medžiagos yra, pavyzdžiui, vandenilis H 2 (g), azotas N 2 (g), deguonis O 2 (g), fluoras F 2 (g), chloras Cl2 (g), helis He (g), neonas Ne (g), argonas Ar (g). Kambario temperatūroje molekulinis bromas Br 2 (l) egzistuoja skysto pavidalo.

Metalai yra paprastos medžiagos, kurių metalinė kristalinė gardelė yra kietoje būsenoje.

Tai yra kaliosios, plastikinės medžiagos, turinčios metalinį blizgesį ir galinčios praleisti šilumą bei elektrą.

Maždaug 80 % periodinės lentelės elementų sudaro paprastas medžiagas – metalus. Kambario temperatūroje metalai yra kietos medžiagos. Pavyzdžiui, Li(t), Fe(t). Tik gyvsidabris, Hg(l) yra skystis, kietėjantis –38,89 0 C temperatūroje.

Sudėtingos medžiagos yra medžiagos, susidedančios iš skirtingų cheminių elementų atomų

Sudėtingos medžiagos elementų atomai yra sujungti pastoviais ir aiškiai apibrėžtais ryšiais.

Pavyzdžiui, vanduo H 2 O yra sudėtinga medžiaga. Jo molekulėje yra dviejų elementų atomai. Vandenyje visada, bet kurioje Žemės vietoje, yra 11,1% vandenilio ir 88,9% deguonies masės.

Priklausomai nuo temperatūros ir slėgio, vanduo gali būti kietos, skystos arba dujinės būsenos, kuri nurodyta medžiagos cheminės formulės dešinėje - H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).

Praktinėje veikloje, kaip taisyklė, susiduriame ne su grynomis medžiagomis, o su jų mišiniais.

Mišinys yra skirtingos sudėties ir struktūros cheminių junginių derinys

Pateikiame paprastas ir sudėtingas medžiagas bei jų mišinius diagramos pavidalu:

Paprasta

Nemetalai

Emulsijos

Pagrindai

Sudėtinės medžiagos neorganinėje chemijoje skirstomos į oksidus, bazes, rūgštis ir druskas.

Oksidai
Yra metalų ir nemetalų oksidų. Metalų oksidai yra junginiai su joninėmis jungtimis. Kietoje būsenoje jie sudaro jonines kristalines gardeles.

Nemetalų oksidai– junginiai su kovalentiniais cheminiais ryšiais.

Oksidai yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš dviejų cheminių elementų atomų, iš kurių vienas yra deguonis, kurio oksidacijos laipsnis yra – 2.

Žemiau pateikiamos kai kurių nemetalų ir metalų oksidų molekulinės ir struktūrinės formulės.
Molekulinė formulė Struktūrinė formulė

CO 2 – anglies monoksidas (IV) O = C = O

SO 2 – sieros oksidas (IV)

SO 3 – sieros oksidas (VI)

SiO 2 – silicio oksidas (IV)

Na 2 O – natrio oksidas

CaO – kalcio oksidas

K 2 O – kalio oksidas, Na 2 O – natrio oksidas, Al 2 O 3 – aliuminio oksidas. Kalis, natris ir aliuminis sudaro po vieną oksidą.

Jei elementas turi keletą oksidacijos būsenų, yra keli oksidai. Šiuo atveju po oksido pavadinimo romėnišku skaitmeniu skliausteliuose nurodykite elemento oksidacijos būseną. Pavyzdžiui, FeO yra geležies (II) oksidas, Fe 2 O 3 yra geležies (III) oksidas.

Be pavadinimų, suformuotų pagal tarptautinės nomenklatūros taisykles, naudojami tradiciniai rusiški oksidų pavadinimai, pavyzdžiui: CO 2 anglies monoksidas (IV) - anglies dioksidas, CO anglies monoksidas (II) – smalkės, CaO kalcio oksidas - negesintos kalkės, SiO 2 silicio oksidas – kvarcas, silicio dioksidas, smėlis.

Yra trys oksidų grupės, kurios skiriasi cheminėmis savybėmis: bazinis, rūgštinis Ir amfoterinis(senovės graikų: , – abu, dual).

Pagrindiniai oksidai sudaro periodinės lentelės I ir II grupių pagrindinių pogrupių elementai (elementų oksidacijos laipsnis +1 ir +2), taip pat antrinių pogrupių elementai, kurių oksidacijos laipsnis taip pat yra +1 arba +2. Visi šie elementai yra metalai, todėl baziniai oksidai yra metalų oksidai, Pavyzdžiui:
Li 2 O – ličio oksidas

MgO – magnio oksidas

CuO – vario(II) oksidas
Baziniai oksidai atitinka bazes.

Rūgštiniai oksidai sudaryti iš nemetalų ir metalų, kurių oksidacijos laipsnis yra didesnis nei +4, pavyzdžiui:
CO 2 – anglies monoksidas (IV)

SO 2 – sieros oksidas (IV)

SO 3 – sieros oksidas (VI)

P 2 O 5 – fosforo oksidas (V)
Rūgštiniai oksidai atitinka rūgštis.

Amfoteriniai oksidai susidaro iš metalų, kurių oksidacijos laipsnis yra +2, +3, kartais +4, pavyzdžiui:
ZnO – cinko oksidas

Al 2 O 3 – aliuminio oksidas
Amfoteriniai oksidai atitinka amfoterinius hidroksidus.

Be to, yra nedidelė grupė vadinamųjų abejingi oksidai:
N 2 O – azoto oksidas (I)

NO – azoto oksidas (II)

CO – anglies monoksidas (II)
Reikėtų pažymėti, kad vienas iš svarbiausių oksidų mūsų planetoje yra vandenilio oksidas, jums žinomas kaip vanduo H2O.
Pagrindai
Skyriuje „Oksidai“ buvo paminėta, kad bazės atitinka bazinius oksidus:
Natrio oksidas Na 2 O - natrio hidroksidas NaOH.

Kalcio oksidas CaO – kalcio hidroksidas Ca(OH) 2.

Vario oksidas CuO – vario hidroksidas Cu(OH) 2

Bazės yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš metalo atomo ir vienos ar daugiau hidroksilo grupių –OH.

Bazės yra kietos medžiagos su jonine kristaline gardele.

Ištirpę vandenyje, tirpių bazių kristalai ( šarmai) ardo poliarinės vandens molekulės ir susidaro jonai:

NaOH (-ai)  Na + (tirpalas) + OH – (tirpalas)

Panašus jonų žymėjimas: Na + (tirpalas) arba OH – (tirpalas) reiškia, kad jonai yra tirpale.

Pagrindo pavadinime yra žodis hidroksidas ir rusiškas metalo pavadinimas giminingoje raidėje. Pavyzdžiui, NaOH yra natrio hidroksidas, Ca(OH) 2 yra kalcio hidroksidas.

Jei metalas sudaro kelias bazes, tada metalo oksidacijos būsena pavadinime nurodoma romėnišku skaitmeniu skliausteliuose. Pavyzdžiui: Fe(OH) 2 – geležies (II) hidroksidas, Fe(OH) 3 – geležies (III) hidroksidas.

Be to, dėl kai kurių priežasčių yra tradicinių pavadinimų:

NaOH - kaustinė soda, kaustinė soda

CON – kaustinis kalis

Ca(OH)2 – gesintos kalkės, kalkių vanduo

R
Vandenyje tirpstančios bazės vadinamos šarmų

Jie išskiria vandenyje tirpios ir netirpios bazės.

Tai pagrindinių I ir II grupių pogrupių metalų hidroksidai, išskyrus Be ir Mg hidroksidus.

Amfoteriniai hidroksidai apima:
HCl(g)  H + (tirpalas) + Cl – (tirpalas)

Rūgštys yra sudėtingos medžiagos, kuriose yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba pakeisti metalo atomais ir rūgštinėmis liekanomis.

Priklausomai nuo deguonies atomų buvimo ar nebuvimo molekulėje, be deguonies Ir turintis deguonies rūgštys.

Norint pavadinti rūgštis be deguonies, prie rusiško nemetalo pavadinimo pridedama raidė -. O- ir žodis vandenilis :

HF – vandenilio fluorido rūgštis

HCl – druskos rūgštis

HBr – vandenilio bromido rūgštis

HI – jodo rūgštis

H 2 S – hidrosulfido rūgštis
Tradiciniai kai kurių rūgščių pavadinimai:

HCl – vandenilio chlorido rūgštis; HF – vandenilio fluorido rūgštis

Norint pavadinti deguonies turinčias rūgštis, galūnės - Ne,

- ovaya, jei nemetalas yra aukščiausios oksidacijos būsenos. Aukščiausia oksidacijos būsena sutampa su grupės, kurioje yra nemetalinis elementas, skaičiumi:
H 2 SO 4 – siera Naya rūgšties

HNO 3 – azotas Naya rūgšties

HClO 4 – chloras Naya rūgšties

HMnO 4 – manganas naujas rūgšties
Jei elementas sudaro rūgštis esant dviem oksidacijos būsenoms, tada galūnė - naudojama rūgščiai, atitinkančiai žemesnę elemento oksidacijos būseną, pavadinti. tiesa:
H 2 SO 3 – zomša išsekęs rūgšties

HNO 2 – azotas išsekęs rūgšties
Pagal vandenilio atomų skaičių molekulėje jie išskiriami vienbazis(HCl, HNO3), dvibazis(H2SO4), tribazinis rūgštys (H 3 PO 4).

Daugelis deguonies turinčių rūgščių susidaro atitinkamiems rūgščių oksidams sąveikaujant su vandeniu. Tam tikrą rūgštį atitinkantis oksidas vadinamas jos anhidridas:

Sieros dioksidas SO 2 – sieros rūgštis H 2 SO 3

Sieros anhidridas SO 3 – sieros rūgštis H 2 SO 4

Azoto anhidridas N 2 O 3 – azoto rūgštis HNO 2

Azoto anhidridas N 2 O 5 – azoto rūgštis HNO 3

Fosforo anhidridas P 2 O 5 – fosforo rūgštis H 3 PO 4
Atkreipkite dėmesį, kad oksido elemento ir atitinkamos rūgšties oksidacijos laipsniai yra vienodi.

Jei elementas sudaro kelias deguonies turinčias rūgštis toje pačioje oksidacijos būsenoje, tada prie rūgšties, kurioje yra mažesnis deguonies atomų kiekis, pavadinimo pridedamas priešdėlis "". meta", su dideliu deguonies kiekiu - priešdėlis" orto". Pavyzdžiui:

HPO 3 – metafosforo rūgštis

H 3 PO 4 - ortofosforo rūgštis, kuri dažnai vadinama tiesiog fosforo rūgštimi

H 2 SiO 3 – metasilicio rūgštis, paprastai vadinama silicio rūgštimi

H 4 SiO 4 – ortosilicio rūgštis.

Silicio rūgštys nesusidaro sąveikaujant SiO 2, jos gaunamos kitaip.
SU
Druskos yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš metalo atomų ir rūgščių liekanų.
oli
NaNO 3 – natrio nitratas

CuSO 4 – vario (II) sulfatas

CaCO 3 – kalcio karbonatas

Ištirpinus vandenyje, druskos kristalai sunaikinami ir susidaro jonai:

NaNO 3 (t)  Na + (tirpalas) + NO 3 – (tirpalas).
Druskos gali būti laikomos produktais, visiškai arba iš dalies pakeitus vandenilio atomus rūgšties molekulėje metalo atomais arba kaip produktais, kai bazės hidroksilo grupės visiškai arba iš dalies pakeičiamos rūgštinėmis liekanomis.

Kai vandenilio atomai visiškai pakeičiami, vidutinės druskos: Na2SO4, MgCl2. . Dalinai pakeitus, jie susidaro rūgščių druskos (hidrodruskos) NaHSO 4 ir bazinės druskos (hidroksi druskos) MgOHCl.

Pagal tarptautinės nomenklatūros taisykles druskų pavadinimai sudaromi iš rūgšties liekanos pavadinimo vardininko ir rusiško metalo pavadinimo giminės (12 lentelė):

NaNO 3 – natrio nitratas

CuSO 4 – vario(II) sulfatas

CaCO 3 – kalcio karbonatas

Ca 3 (PO 4) 2 – kalcio ortofosfatas

Na 2 SiO 3 – natrio silikatas

Rūgšties liekanos pavadinimas kilęs iš lotyniško rūgštį sudarančio elemento pavadinimo šaknies (pavyzdžiui, azotas – azotas, šaknis nitr-) ir galūnių:

-adresu didžiausiai oksidacijos būsenai, -tai mažesniam rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui (12 lentelė).

12 lentelė

Rūgščių ir druskų pavadinimai

Rūgšties pavadinimas	Rūgšties formulė	Druskų pavadinimas	Pavyzdžiai Soleil
Vandenilio chlorido (druska)	HCl	Chloridai	AgCl Sidabro chloridas
Vandenilio sulfidas	H2S	Sulfidai	FeS sulfas eid geležis (II)
Sieringas	H2SO3	Sulfitai	Na 2 SO 3 sulfas tai natrio
Sieros	H2SO4	Sulfatai	K 2 SO 4 Sulfas adresu kalio
Azotinis	HNO2	Nitritai	LiNO 2 Nitras tai ličio
Azotas	HNO3	Nitratai	Al(NO 3) 3 Nitras adresu aliuminio
Ortofosforinis	H3PO4	Ortofosfatai	Ca 3 (PO 4) 2 Kalcio ortofosfatas
Anglis	H2CO3	Karbonatai	Na 2 CO 3 Natrio karbonatas
Silicis	H2SiO3	Silikatai	Na 2 SiO 3 Natrio silikatas

Rūgščių druskų pavadinimai sudaromi panašiai kaip vidutinių druskų pavadinimai, pridedant priešdėlį " hidro":

NaHSO 4 – natrio vandenilio sulfatas

NaHS – natrio hidrosulfidas
Pagrindinių druskų pavadinimai sudaromi pridedant priešdėlį " hidrokso": MgOHCl – magnio hidroksichloridas.

Be to, daugelis druskų turi tradicinius pavadinimus, pavyzdžiui:
Na 2 CO 3 – soda;

NaHCO 3 – kepimo (geriamojo) soda;

CaCO 3 – kreida, marmuras, kalkakmenis.