Атом-молекулын шинжлэх ухааныг Оросын агуу эрдэмтэн М.В.Ломоносов анх боловсруулж, химийн салбарт ашигласан. Энэхүү сургаалын үндсэн заалтуудыг "Математик химийн элементүүд" (1741) болон бусад хэд хэдэн бүтээлд тусгасан болно. Ломоносовын сургаалын мөн чанарыг дараах заалтууд болгон бууруулж болно.

1. Бүх бодис нь "корпускул"-аас бүрддэг (Ломоносов молекул гэж нэрлэдэг).

2. Молекулууд нь “элементүүдээс” (Ломоносов атом гэж нэрлэдэг) тогтдог.

3. Бөөмүүд - молекулууд ба атомууд - тасралтгүй хөдөлгөөнд байдаг. Биеийн дулааны төлөв байдал нь тэдгээрийн хэсгүүдийн хөдөлгөөний үр дүн юм.

4. Энгийн бодисын молекулууд нь ижил атомууд, нийлмэл бодисын молекулууд - өөр өөр атомуудаас бүрддэг.

Ломоносовоос хойш 67 жилийн дараа Английн эрдэмтэн Жон Далтон атомист сургаалыг химийн салбарт ашигласан. Тэрээр "Химийн философийн шинэ систем" (1808) номондоо атомизмын үндсэн зарчмуудыг тодорхойлсон. Гол утгаараа Далтоны сургаал Ломоносовын сургаалийг давтдаг. Гэсэн хэдий ч Далтон энгийн бодисуудад молекулууд байдаг гэдгийг үгүйсгэсэн нь Ломоносовын сургаалтай харьцуулахад ухарсан алхам юм. Далтоны хэлснээр энгийн бодисууд нь зөвхөн атомуудаас бүрддэг ба нарийн төвөгтэй бодисууд нь зөвхөн "нийлмэл атомууд" (орчин үеийн утгаараа молекулууд) -аас бүрддэг. Химийн атом-молекулын онолыг зөвхөн 19-р зууны дунд үед л тогтоожээ. 1860 онд Карлсруэ хотод болсон химичүүдийн олон улсын их хурал дээр молекул ба атомын тухай ойлголтын тодорхойлолтыг баталжээ.

Молекул гэдэг нь тухайн бодисын өөрийн химийн шинж чанартай хамгийн жижиг бөөмс юм. Молекулын химийн шинж чанар нь түүний найрлага, химийн бүтцээр тодорхойлогддог.

Атом нь энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисын молекулуудын нэг хэсэг болох химийн элементийн хамгийн жижиг бөөмс юм. Элементийн химийн шинж чанар нь түүний атомын бүтцээр тодорхойлогддог. Энэ нь орчин үеийн үзэл баримтлалд нийцсэн атомын тодорхойлолтод хүргэдэг.

Атом гэдэг нь эерэг цэнэгтэй атомын цөм ба сөрөг цэнэгтэй электронуудаас тогтсон цахилгаан саармаг бөөмс юм.

Орчин үеийн ойлголтоор бол хийн болон уурын төлөвт байгаа бодисууд нь молекулуудаас бүрддэг. Хатуу төлөвт болор тор нь молекулын бүтэцтэй бодисууд л молекулуудаас тогтдог. Ихэнх хатуу органик бус бодисууд нь молекулын бүтэцтэй байдаггүй: тэдгээрийн тор нь молекулуудаас тогтдоггүй, харин бусад хэсгүүдээс (ион, атом); тэдгээр нь макробие (натрийн хлоридын талст, зэсийн хэсэг гэх мэт) хэлбэрээр байдаг. Давс, металлын исэл, алмаз, цахиур, металл зэрэг нь молекулын бүтэцтэй байдаггүй.

Химийн элементүүд

Атом-молекулын шинжлэх ухаан нь химийн үндсэн ойлголт, хуулиудыг тайлбарлах боломжийг олгосон. Атом-молекулын онолын үүднээс авч үзвэл химийн элемент нь атомын төрөл бүр юм. Атомын хамгийн чухал шинж чанар нь цөмийн эерэг цэнэг бөгөөд энэ нь тоон хувьд элементийн атомын дугаартай тэнцүү юм. Цөмийн цэнэгийн утга нь янз бүрийн төрлийн атомуудын өвөрмөц шинж чанар болж үйлчилдэг бөгөөд энэ нь элементийн тухай ойлголтыг илүү бүрэн дүүрэн тодорхойлох боломжийг бидэнд олгодог.

Химийн элемент- Энэ бол цөм дээрх ижил эерэг цэнэгтэй тодорхой төрлийн атом юм.

Мэдэгдэж байгаа 107 элемент байдаг. Одоогийн байдлаар илүү өндөр атомын дугаартай химийн элементүүдийг зохиомлоор үйлдвэрлэх ажил үргэлжилж байна.

Бүх элементүүдийг ихэвчлэн металл ба металл бус гэж хуваадаг. Гэсэн хэдий ч энэ хуваалт нь болзолт юм. Элементүүдийн чухал шинж чанар нь дэлхийн царцдас дахь элбэг дэлбэг байдал юм. дэлхийн дээд хатуу бүрхүүлд, зузаан нь ойролцоогоор 16 км гэж үздэг. Дэлхийн царцдас дахь элементүүдийн тархалтыг геохими - дэлхийн химийн шинжлэх ухаан судалдаг. Геохимич А.П.Виноградов дэлхийн царцдасын химийн дундаж найрлагын хүснэгтийг эмхэтгэсэн. Эдгээр мэдээллээс үзэхэд хамгийн түгээмэл элемент нь хүчилтөрөгч - дэлхийн царцдасын массын 47.2%, цахиур - 27.6, хөнгөн цагаан - 8.80, төмөр -5.10, кальци - 3.6, натри - 2.64, кали - 2.6, магни - 2.10, устөрөгч - 0.15%.

Ковалент химийн холбоо, түүний сорт, үүсэх механизм. Ковалентын бондын шинж чанар (туйлшрал ба бондын энерги). Ионы холбоо. Металл холболт. Устөрөгчийн холбоо

Химийн холболтын тухай сургаал нь бүх онолын химийн үндэс суурийг бүрдүүлдэг.

Химийн холбоо гэдэг нь атомуудыг молекул, ион, радикал, талст болгон холбосон харилцан үйлчлэл гэж ойлгогддог.

Ион, ковалент, металл, устөрөгч гэсэн дөрвөн төрлийн химийн холбоо байдаг.

Химийн холбоог төрөл болгон хуваах нь нөхцөлт байдаг, учир нь тэдгээр нь бүгд тодорхой нэгдмэл байдлаар тодорхойлогддог.

Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно.

Металл холбоо нь хуваалцсан электронуудыг ашиглан атомуудын ковалент харилцан үйлчлэл ба эдгээр электрон ба металлын ионуудын хоорондох электростатик таталцлыг нэгтгэдэг.

Бодис нь ихэвчлэн химийн бонд (эсвэл цэвэр химийн холбоо) хязгаарлагдмал тохиолдол байдаггүй.

Жишээлбэл, литийн фтор $LiF$ нь ионы нэгдэл гэж ангилагддаг. Үнэн хэрэгтээ түүний доторх бонд нь $80%$ ион, $20%$ ковалент юм. Тиймээс химийн бондын туйлшралын (ионы) зэргийг ярих нь илүү зөв байх нь ойлгомжтой.

Устөрөгчийн галоген $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ цувралд галоген ба устөрөгчийн атомуудын электрон сөрөг утгын зөрүү буурч, астатин устөрөгчийн холбоо бараг туйлшралгүй болдог тул холболтын туйлшралын зэрэг буурч байна. $(EO(H) = 2.1; EO(At) = 2.2)$.

Ижил бодисуудаас янз бүрийн төрлийн холбоог олж болно, жишээлбэл:

1. суурийн хувьд: гидроксо бүлэгт хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь туйлын ковалент, металл ба гидроксо бүлгийн хооронд ион юм;
2. хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн давсанд: металл бус атом ба хүчилтөрөгчийн хүчиллэг үлдэгдлийн хооронд - ковалент туйл, металл ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд - ион;
3. аммони, метиламмонийн давс гэх мэт: азот ба устөрөгчийн атомуудын хооронд - ковалент туйлтай, аммони эсвэл метиламмонийн ион ба хүчиллэг үлдэгдэл хооронд - ион;
4. металлын хэт исэлд (жишээлбэл, $Na_2O_2$) хүчилтөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо нь ковалент туйлтгүй, металл ба хүчилтөрөгчийн хоорондох ион гэх мэт.

Өөр өөр төрлийн холболтууд бие биедээ хувирч болно:

- усан дахь ковалент нэгдлүүдийн электролитийн диссоциацийн үед ковалент туйлын холбоо нь ионы холбоо болж хувирдаг;

- металл уурших үед металлын холбоо нь туйлт бус ковалент холбоо болон хувирдаг.

Бүх төрлийн химийн бондын нэгдмэл байдлын шалтгаан нь тэдгээрийн ижил химийн шинж чанар - электрон-цөмийн харилцан үйлчлэл юм. Ямар ч тохиолдолд химийн холбоо үүсэх нь атомуудын электрон-цөмийн харилцан үйлчлэлийн үр дүн бөгөөд энерги ялгарах дагалддаг.

Ковалентын холбоо үүсгэх аргууд. Ковалентын бондын шинж чанар: бондын урт ба энерги

Ковалентын химийн холбоо гэдэг нь электрон хосууд үүсэх замаар атомуудын хооронд үүсдэг холбоо юм.

Ийм холбоо үүсэх механизм нь солилцоо эсвэл донор хүлээн авагч байж болно.

I. Солилцооны механизматомууд хосгүй электронуудыг нэгтгэн электрон хос үүсгэх үед ажилладаг.

1) $H_2$ - устөрөгч:

Бонд устөрөгчийн атомуудын $s$-электронууд ($s$-орбиталууд давхцаж) нийтлэг электрон хос үүсгэсний улмаас үүсдэг.

2) $HCl$ - устөрөгчийн хлорид:

Бонд нь $s-$ ба $p-$ электронуудын нийтлэг хос электрон ($s-p-$ орбиталууд давхцаж) үүссэний улмаас үүсдэг.

3) $Cl_2$: хлорын молекулд хосгүй $p-$электронуудын улмаас ($p-p-$орбиталууд давхцаж) ковалент холбоо үүсдэг:

4) $N_2$: азотын молекулд атомуудын хооронд гурван нийтлэг электрон хос үүсдэг:

II. Донор хүлээн авагч механизм$NH_4^+$ аммонийн ионы жишээн дээр ковалент холбоо үүсэхийг авч үзье.

Донор нь электрон хостой, хүлээн авагч нь энэ хосыг эзлэх боломжтой хоосон тойрог замтай байдаг. Аммонийн ион дахь устөрөгчийн атомтай дөрвөн холбоо нь ковалент шинж чанартай байдаг: гурав нь солилцооны механизмын дагуу азотын атом ба устөрөгчийн атомууд нийтлэг электрон хосуудыг үүсгэсний улмаас үүссэн бөгөөд нэг нь донор-хүлээн авагч механизмаар дамждаг.

Ковалент холбоог электрон орбиталуудын давхцал, түүнчлэн холбогдсон атомуудын аль нэг рүү шилжсэн байдлаар нь ангилж болно.

Бондын шугамын дагуу электрон орбиталууд давхацсаны үр дүнд үүссэн химийн холбоог $σ$ гэнэ. - бонд (сигма бонд). Сигма холбоо нь маш хүчтэй байдаг.

$p-$орбиталууд нь хоёр мужид давхцаж, хажуугийн давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсгэдэг:

Холбооны шугамын гаднах электрон орбиталуудын "хажуугийн" давхцлын үр дүнд үүссэн химийн бондууд, өөрөөр хэлбэл. хоёр бүсийг $π$ гэж нэрлэдэг -бонд (пи-бонд).

By шилжилтийн зэрэгТэдгээрийн нэг атомтай электрон хос хосолсон бол ковалент холбоо байж болно туйлТэгээд туйлшралгүй.

Ижил цахилгаан сөрөг хүчинтэй атомуудын хооронд үүссэн ковалент химийн холбоог гэнэ туйлшралгүй.Электрон хосууд атомын аль нэгэнд шилждэггүй, учир нь атомууд ижил EO-тэй байдаг - бусад атомуудаас валентийн электронуудыг татах шинж чанартай. Жишээлбэл:

тэдгээр. энгийн металл бус бодисын молекулууд нь ковалент туйлшгүй холбоогоор үүсдэг. Цахилгаан сөрөг чанар нь ялгаатай элементүүдийн атомуудын хоорондох ковалент химийн холбоог гэнэ туйл.

Ковалентын бондын урт ба энерги.

Онцлог шинж чанартай ковалент бондын шинж чанарууд- түүний урт ба энерги. Холбоосын уртнь атомын цөм хоорондын зай юм. Химийн холбоо нь богино байх тусам илүү бат бөх байдаг. Гэсэн хэдий ч холболтын бат бөх байдлын хэмжүүр нь юм холбох энерги, энэ нь холбоог таслахад шаардагдах энергийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Энэ нь ихэвчлэн кЖ/моль-ээр хэмжигддэг. Тиймээс туршилтын мэдээллээс үзэхэд $H_2, Cl_2$ ба $N_2$ молекулуудын бондын урт нь $0.074, 0.198$, $0.109$ нм, бондын энерги нь тус тус $436, 242$, $946$ кЖ/моль байна.

Ионууд. Ионы холбоо

I бүлгийн металлын атом ба VII бүлгийн металл бус атом гэсэн хоёр атом "уулзсан" гэж төсөөлөөд үз дээ. Металлын атом нь гаднах энергийн түвшинд нэг электронтой байдаг бол металл бус атом нь гаднах түвшиндээ бүрэн дүүрэн байхын тулд ердөө нэг электрон дутагдалтай байдаг.

Эхний атом нь хоёр дахь атом нь цөмөөс хол, түүнтэй сул холбоотой электроноо амархан өгөх бөгөөд хоёр дахь нь түүнийг гаднах электрон түвшинд чөлөөтэй байраар хангах болно.

Дараа нь нэг сөрөг цэнэггүй болсон атом эерэг цэнэгтэй бөөмс болж, хоёр дахь нь үүссэн электроны улмаас сөрөг цэнэгтэй бөөм болж хувирна. Ийм бөөмсийг нэрлэдэг ионууд.

Ионуудын хооронд үүсдэг химийн холбоог ион гэж нэрлэдэг.

Алдарт натрийн хлоридын нэгдэл (хүснэгтийн давс) -ын жишээн дээр энэхүү холбоо үүсэхийг авч үзье.

Атомыг ион болгон хувиргах үйл явцыг диаграммд үзүүлэв.

Атомыг ион болгон хувиргах нь ердийн металл ба ердийн металл бус атомуудын харилцан үйлчлэлийн явцад үргэлж тохиолддог.

Ионы холбоо, жишээлбэл, кальци ба хлорын атомуудын хооронд үүсэхийг бүртгэхдээ үндэслэл гаргах алгоритмыг (дараалал) авч үзье.

Атом эсвэл молекулын тоог харуулсан тоонуудыг дууддаг коэффициентүүд, мөн молекул дахь атом эсвэл ионы тоог харуулсан тоонууд гэж нэрлэдэг индексүүд.

Металл холболт

Металл элементийн атомууд хоорондоо хэрхэн харилцан үйлчилдэгтэй танилцацгаая. Металууд нь ихэвчлэн тусгаарлагдсан атом хэлбэрээр байдаггүй, харин хэсэг, ембүү, металл бүтээгдэхүүн хэлбэрээр байдаг. Металлын атомыг нэг эзэлхүүнд юу хадгалдаг вэ?

Ихэнх металлын атомууд гаднах түвшинд цөөн тооны электрон агуулдаг - $ 1, 2, 3 $. Эдгээр электронууд амархан салж, атомууд эерэг ион болдог. Салсан электронууд нь нэг ионоос нөгөө ион руу шилжиж, тэдгээрийг бүхэлд нь холбодог. Ионуудтай холбогдож эдгээр электронууд түр зуур атом үүсгэдэг, дараа нь дахин задарч, өөр ионтой нэгддэг гэх мэт. Үүний үр дүнд металлын эзэлхүүн дэх атомууд тасралтгүй ион болж хувирдаг ба эсрэгээр.

Хуваалцсан электронуудаар дамжин ионуудын хоорондох металлын холбоог металл гэж нэрлэдэг.

Зураг дээр натрийн металлын хэлтэрхийн бүтцийг бүдүүвчээр харуулав.

Энэ тохиолдолд цөөн тооны хуваалцсан электронууд нь олон тооны ион ба атомуудыг холбодог.

Металл бонд нь гадаад электронуудыг хуваалцахад суурилдаг тул ковалент холбоотой ижил төстэй байдаг. Гэсэн хэдий ч ковалент холбоонд зөвхөн хоёр хөрш атомын гаднах хосгүй электронууд хуваагддаг бол металлын холбоонд бүх атомууд эдгээр электронуудыг хуваалцахад оролцдог. Тийм ч учраас ковалентын холбоо бүхий талстууд хэврэг байдаг боловч металлын холболттой бол дүрмээр бол уян хатан, цахилгаан дамжуулагч, металл гялбаатай байдаг.

Металл холбоо нь цэвэр металл болон янз бүрийн металлын холимог буюу хатуу ба шингэн төлөвт байгаа хайлшийн аль алинд нь шинж чанартай байдаг.

Устөрөгчийн холбоо

Нэг молекулын (эсвэл түүний хэсэг) эерэг туйлширсан устөрөгчийн атомууд болон өөр молекулын дан электрон хос ($F, O, N$, бага түгээмэл $S$, $Cl$) бүхий хүчтэй электрон сөрөг элементүүдийн сөрөг туйлшралтай атомуудын хоорондох химийн холбоо (эсвэл түүний хэсгийг) устөрөгч гэж нэрлэдэг.

Устөрөгчийн холбоо үүсэх механизм нь зарим талаараа электростатик, зарим нь донор хүлээн авагч шинж чанартай байдаг.

Молекул хоорондын устөрөгчийн холболтын жишээ:

Ийм холболт байгаа тохиолдолд бага молекултай бодисууд нь хэвийн нөхцөлд шингэн (архи, ус) эсвэл амархан шингэрүүлсэн хий (аммиак, устөрөгчийн фтор) байж болно.

Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд нь молекулын болор тортой байдаг.

Молекул ба молекул бус бүтцийн бодисууд. Кристал торны төрөл. Бодисын шинж чанар нь тэдгээрийн найрлага, бүтцээс хамаарах байдал

Бодисын молекул ба молекул бус бүтэц

Химийн харилцан үйлчлэлд бие даасан атом эсвэл молекулууд биш, харин бодисууд ордог. Өгөгдсөн нөхцөлд бодис нь хатуу, шингэн эсвэл хий хэлбэртэй гурван төлөв байдлын аль нэгэнд байж болно. Бодисын шинж чанар нь түүнийг бүрдүүлдэг тоосонцор - молекул, атом эсвэл ионуудын хоорондох химийн холбооны шинж чанараас хамаарна. Бондын төрлөөс хамааран молекул ба молекул бус бүтэцтэй бодисуудыг ялгадаг.

Молекулуудаас бүрдэх бодисыг нэрлэдэг молекулын бодисууд. Ийм бодис дахь молекулуудын хоорондын холбоо нь маш сул, молекул доторх атомуудаас хамаагүй сул, харьцангуй бага температурт ч эвдэрдэг - бодис нь шингэн болж, дараа нь хий болж хувирдаг (иодын сублимация). Молекулуудаас бүрдэх бодисын хайлах болон буцлах цэг нь молекулын жин нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.

Молекулын бодисууд нь атомын бүтэцтэй бодисууд ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$) бөгөөд тэдгээрийн дотор металл ба металл бус бодисууд байдаг.

Шүлтлэг металлын физик шинж чанарыг авч үзье. Атомуудын хоорондох холбоо харьцангуй бага хүч чадал нь бага механик бат бэхийг үүсгэдэг: шүлтлэг металлууд нь зөөлөн бөгөөд хутгаар амархан зүсэж болно.

Том атомын хэмжээ нь шүлтлэг металлын нягтрал багатай байдаг: лити, натри, кали нь уснаас ч хөнгөн байдаг. Шүлтлэг металлын бүлэгт элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам буцлах болон хайлах цэгүүд буурдаг. Атомын хэмжээ нэмэгдэж, холбоо суларч байна.

Бодис руу молекул бусбүтцэд ионы нэгдлүүд орно. Металл бус металлын ихэнх нэгдлүүд ийм бүтэцтэй байдаг: бүх давс ($NaCl, K_2SO_4$), зарим гидридүүд ($LiH$) ба исэлүүд ($CaO, MgO, FeO$), суурь ($NaOH, KOH$). Ионы (молекул бус) бодисууд нь хайлах, буцлах температур өндөртэй байдаг.

Кристал тор

Мэдэгдэж байгаагаар бодис нь хийн, шингэн, хатуу гурван төлөвт байж болно.

Хатуу бодис: аморф ба талст.

Химийн бондын шинж чанар нь хатуу бодисын шинж чанарт хэрхэн нөлөөлж байгааг авч үзье. Хатуу бодисыг хуваана талстТэгээд аморф.

Аморф бодис нь тодорхой хайлах цэггүй, халах үед аажмаар зөөлөрч, шингэн төлөвт хувирдаг. Жишээлбэл, plasticine болон төрөл бүрийн давирхай нь аморф төлөвт байдаг.

Талст бодисууд нь тэдгээрийн бүрдсэн хэсгүүдийн зөв зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог: атом, молекул, ионууд - орон зайн тодорхой цэгүүдэд. Эдгээр цэгүүдийг шулуун шугамаар холбоход болор тор гэж нэрлэгддэг орон зайн хүрээ үүсдэг. Кристал хэсгүүдийн байрлах цэгүүдийг торны зангилаа гэж нэрлэдэг.

Кристал торны зангилаанд байрлах бөөмсийн төрөл ба тэдгээрийн хоорондын холболтын шинж чанараас хамааран дөрвөн төрлийн болор торыг ялгадаг. ион, атом, молекулТэгээд металл.

Ионы болор тор.

ИоникТэдний зангилаанд ионууд байдаг болор тор гэж нэрлэдэг. Эдгээр нь энгийн $Na^(+), Cl^(-)$, нийлмэл $SO_4^(2−), OH^-$ ионуудыг хоёуланг нь холбож чаддаг ионы холбоо бүхий бодисоор үүсгэгддэг. Иймээс металлын давс, зарим исэл ба гидроксид нь ион талст тортой байдаг. Жишээлбэл, натрийн хлоридын талст нь эерэг $Na^+$, сөрөг $Cl^-$ ионуудаас бүрдэж, шоо хэлбэртэй тор үүсгэдэг. Ийм талст дахь ионуудын хоорондын холбоо нь маш тогтвортой байдаг. Тиймээс ионы тортой бодисууд нь харьцангуй өндөр хатуулаг, хүч чадлаар тодорхойлогддог бөгөөд тэдгээр нь галд тэсвэртэй, дэгдэмхий бус байдаг.

Атомын болор торууд.

АтомТэдний зангилаанд бие даасан атомууд байдаг болор тор гэж нэрлэдэг. Ийм торонд атомууд хоорондоо маш хүчтэй ковалент холбоогоор холбогддог. Ийм төрлийн болор тортой бодисын жишээ бол нүүрстөрөгчийн аллотропийн өөрчлөлтүүдийн нэг болох алмаз юм.

Атомын болор тортой ихэнх бодисууд нь маш өндөр хайлах цэгтэй (жишээлбэл, алмазын хувьд 3500 0С-ээс дээш байдаг), тэдгээр нь бат бөх, хатуу бөгөөд бараг уусдаггүй.

Молекулын болор торууд.

Молекулзангилаанд молекулууд байрладаг болор тор гэж нэрлэдэг. Эдгээр молекулуудын химийн холбоо нь туйлт ($HCl, H_2O$) ба туйлт бус ($N_2, O_2$) хоёулаа байж болно. Молекулуудын доторх атомууд нь маш хүчтэй ковалент холбоогоор холбогдсон хэдий ч молекулуудын хооронд сул таталцлын хүч үйлчилдэг. Тиймээс молекулын болор тортой бодисууд нь хатуулаг багатай, хайлах цэг багатай, дэгдэмхий шинж чанартай байдаг. Ихэнх хатуу органик нэгдлүүд нь молекулын талст тортой байдаг (нафталин, глюкоз, элсэн чихэр).

Металл болор тор.

Металл холбоо бүхий бодисууд нь металл талст тортой байдаг. Ийм торны газруудад атом ба ионууд байдаг (металл атомууд амархан хувирч, гадаад электронуудаа "нийтлэг хэрэглээнд" өгдөг атом эсвэл ионууд). Металлын энэхүү дотоод бүтэц нь тэдгээрийн физик шинж чанарыг тодорхойлдог: уян хатан чанар, уян хатан чанар, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт, металлын гялбаа.

Бодисын молекул ба молекул бус бүтэц. Бодисын бүтэц

Химийн харилцан үйлчлэлд бие даасан атом эсвэл молекулууд биш, харин бодисууд ордог. Бондын төрлөөр нь бодисыг ангилдаг молекулТэгээд молекул бус бүтэц. Молекулуудаас бүрдэх бодисыг нэрлэдэг молекулын бодисууд. Ийм бодис дахь молекулуудын хоорондын холбоо нь маш сул, молекул доторх атомуудаас хамаагүй сул бөгөөд харьцангуй бага температурт ч эвдэрдэг - бодис нь шингэн болж, дараа нь хий болж хувирдаг (иодын сублимация). Молекулуудаас бүрдэх бодисын хайлах болон буцлах цэг нь молекулын жин нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. TO молекулын бодисуудатомын бүтэцтэй бодисууд (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), тэдгээрийн дотор металл ба металл бус байдаг. Бодис руу молекул бус бүтэционы нэгдлүүд орно. Металл бус металлын ихэнх нэгдлүүд ийм бүтэцтэй байдаг: бүх давс (NaCl, K 2 SO 4), зарим гидрид (LiH) ба исэл (CaO, MgO, FeO), суурь (NaOH, KOH). Ионы (молекул бус) бодисуудхайлах болон буцлах өндөр температуртай.

Хатуу бодис: аморф ба талст

Хатуу бодисыг хуваана талст ба аморф.

Аморф бодисуудтэдгээр нь тодорхой хайлах цэггүй байдаг - халах үед тэдгээр нь аажмаар зөөлөрч, шингэн төлөвт хувирдаг. Жишээлбэл, plasticine болон төрөл бүрийн давирхай нь аморф төлөвт байдаг.

Кристал бодисуудатомууд, молекулууд ба ионууд - орон зайн хатуу тодорхойлогдсон цэгүүдэд тэдгээрийн бүрдэх хэсгүүдийн зөв зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог. Эдгээр цэгүүдийг шулуун шугамаар холбоход болор тор гэж нэрлэгддэг орон зайн хүрээ үүсдэг. Кристал хэсгүүдийн байрлах цэгүүдийг торны зангилаа гэж нэрлэдэг. Кристал торны зангилаанд байрлах бөөмсийн төрөл, тэдгээрийн хоорондын холболтын шинж чанараас хамааран ион, атом, молекул, металл гэсэн дөрвөн төрлийн болор торыг ялгадаг.

Кристал торыг ион гэж нэрлэдэг, зангилаанууд нь ионууд байдаг. Эдгээр нь энгийн Na+, Cl -, SO 4 2-, OH - нийлмэл ионуудыг хоёуланг нь холбож чаддаг ионы холбоо бүхий бодисоор үүсгэгддэг. Иймээс металлын давс, зарим исэл ба гидроксид нь ион талст тортой байдаг. Жишээлбэл, натрийн хлоридын талст нь эерэг Na + ба сөрөг Cl - ионуудаас бүрдэж, шоо хэлбэртэй тор үүсгэдэг. Ийм талст дахь ионуудын хоорондын холбоо нь маш тогтвортой байдаг. Тиймээс ионы тортой бодисууд нь харьцангуй өндөр хатуулаг, хүч чадлаар тодорхойлогддог бөгөөд тэдгээр нь галд тэсвэртэй, дэгдэмхий бус байдаг.

Кристал тор - a) ба аморф тор - б).

Кристал тор - a) ба аморф тор - б).

Атомын болор торууд

АтомТэдний зангилаанд бие даасан атомууд байдаг болор тор гэж нэрлэдэг. Ийм торонд атомууд хоорондоо холбогддог маш хүчтэй ковалент холбоо. Ийм төрлийн болор тортой бодисын жишээ бол нүүрстөрөгчийн аллотропийн өөрчлөлтүүдийн нэг болох алмаз юм. Атомын болор тортой ихэнх бодисууд нь маш өндөр хайлах цэгтэй байдаг (жишээлбэл, алмазын хувьд энэ нь 3500 хэмээс дээш байдаг), тэдгээр нь хүчтэй, хатуу бөгөөд бараг уусдаггүй.

Молекулын болор торууд

Молекулзангилаанд молекулууд байрладаг болор тор гэж нэрлэдэг. Эдгээр молекулуудын химийн холбоо нь туйлт (HCl, H 2 O) ба туйл биш (N 2, O 2) байж болно. Хэдийгээр молекулуудын доторх атомууд нь маш хүчтэй ковалент холбоогоор холбогддог. молекул хоорондын таталцлын сул хүч нь молекулуудын хооронд үйлчилдэг. Тиймээс молекулын болор тортой бодисууд нь хатуулаг багатай, хайлах цэг багатай, дэгдэмхий шинж чанартай байдаг. Ихэнх хатуу органик нэгдлүүд нь молекулын талст тортой байдаг (нафталин, глюкоз, элсэн чихэр).

Молекулын болор тор (нүүрстөрөгчийн давхар исэл)

Металл болор тор

-тэй бодисууд металл холбоометалл болор тортой байна. Ийм торны зангилаанууд дээр байдаг атом ба ионууд(металл атомууд амархан хувирдаг атомууд эсвэл ионууд, гаднах электронуудаа "нийтлэг хэрэгцээнд зориулж" өгдөг). Металлын энэхүү дотоод бүтэц нь тэдгээрийн физик шинж чанарыг тодорхойлдог: уян хатан чанар, уян хатан чанар, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт, металлын гялбаа.

Хууран мэхлэх хуудас

Эерэг ба сөрөг цэнэгтэй хэсгүүдийн хүндийн төвүүд давхцдаггүй молекулыг диполь гэнэ. "Дипол" гэсэн ойлголтыг тодорхойлъё.

Диполь гэдэг нь бие биенээсээ тодорхой зайд байрладаг ижил хэмжээтэй, эсрэг тэсрэг хоёр цахилгаан цэнэгийн нэгдэл юм.

Устөрөгчийн молекул Н2 нь диполь биш юм (Зураг 50 А), устөрөгчийн хлоридын молекул нь диполь (Зураг 50). б). Усны молекул нь мөн диполь юм. H 2 O дахь электрон хосууд нь устөрөгчийн атомаас хүчилтөрөгчийн атом руу ихээхэн шилждэг.

Сөрөг цэнэгийн хүндийн төв нь хүчилтөрөгчийн атомын ойролцоо, эерэг цэнэгийн хүндийн төв нь устөрөгчийн атомуудын ойролцоо байрладаг.

Кристал бодист атом, ион эсвэл молекулууд хатуу дарааллаар байрлана.

Ийм бөөмс байрладаг газрыг нэрлэдэг болор торны зангилаа.Кристал торны зангилаа дахь атом, ион эсвэл молекулуудын байрлалыг Зураг дээр үзүүлэв. 51.

g-д
Цагаан будаа. 51. Кристал торны загварууд (бөөний болорын нэг хавтгайг үзүүлэв): А) ковалент буюу атомын (алмаз С, цахиур Si, кварц SiO 2); б) ионы (NaCl); В) молекул (мөс, I 2); Г) металл (Li, Fe). Металл торны загварт цэгүүд нь электронуудыг илэрхийлдэг

Бөөмийн хоорондох химийн холболтын төрлөөс хамааран болор торыг ковалент (атом), ион ба металл гэж хуваадаг. Өөр нэг төрлийн болор тор байдаг - молекул. Ийм торонд бие даасан молекулууд хоорондоо холбогддог молекул хоорондын таталцлын хүч.

Ковалентын холбоо бүхий талстууд(Зураг 51 А) нь олон атомт молекул формацууд юм. Алмаз эсвэл кварцын хэсэг нь ковалент химийн холбоо бүхий полимер молекулаас өөр зүйл биш юм.

Ионы талстууд(Зураг 51 б) болор торны хэсгүүдэд эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионуудыг агуулна. Кристал тор нь ялгаатай цэнэгтэй ионуудын электростатик таталцлын хүч ба ижил цэнэглэгдсэн ионуудын түлхэлтийн хүч тэнцвэртэй байхаар бүтээгдсэн. Ийм болор тор нь LiF, NaCl болон бусад олон төрлийн нэгдлүүдийн онцлог шинж юм.

Молекулын талстууд(Зураг 51 В) нь болор зангилаанд диполь молекулуудыг агуулж байдаг бөгөөд тэдгээр нь ионы болор торны ионууд шиг цахилгаан статик таталцлын хүчээр бие биенээсээ хамааралтай байдаг. Жишээлбэл, мөс нь усны диполоос үүссэн молекулын болор тор юм. Зураг дээр. 51 ВЗургийг хэт ачаалахгүйн тулд цэнэгийн  тэмдгийг харуулаагүй болно.

металл болор(Зураг 51 Г) болор торны хэсгүүдэд эерэг цэнэгтэй ионуудыг агуулдаг. Гаднах электронуудын зарим нь ионуудын хооронд чөлөөтэй хөдөлдөг. " Электрон хий"болор торны зангилаанд эерэг цэнэгтэй ионуудыг барьдаг. Цохих үед метал нь мөс, кварц, давсны болор шиг хагардаггүй, зөвхөн хэлбэрээ өөрчилдөг. Электронууд нь хөдөлгөөнт чадварынхаа ачаар цохилтын үед хөдөлж чаддаг. мөн ионуудыг шинэ байрлалд барина.Иймээс металууд нь хуурамч, хуванцар, эвдрэлгүйгээр нугалж байдаг.

Цагаан будаа. 52. Цахиурын ислийн бүтэц: А) талст; б) аморф. Хар цэгүүд нь цахиурын атомыг, цайвар тойрог нь хүчилтөрөгчийн атомыг заана. Кристал хавтгайг харуулсан тул цахиурын атомын дөрөв дэх холбоог заагаагүй болно. Тасархай шугам нь аморф бодисын эмх замбараагүй байдлын богино хугацааны дарааллыг заана
Аморф бодисын хувьд талст төлөв байдлын шинж чанар бүхий бүтцийн гурван хэмжээст үечилсэн байдал эвдэрсэн (Зураг 52 б).

Шингэн ба хийатомын санамсаргүй хөдөлгөөнөөр талст ба аморф биетүүдээс ялгаатай
молекулууд. Шингэний хувьд таталцлын хүч нь хатуу биет дэх зайтай харьцуулж болохуйц ойр зайд бие биентэйгээ харьцуулахад бичил хэсгүүдийг барьж чаддаг. Хийн хувьд атом ба молекулуудын хооронд бараг ямар ч харилцан үйлчлэл байдаггүй тул хий нь шингэнээс ялгаатай нь тэдэнд өгсөн бүх эзэлхүүнийг эзэлдэг. 100 0 С температурт нэг мэнгэ шингэн ус 18.7 см 3 эзэлхүүнтэй, ханасан усны уур нь ижил температурт 30 000 см 3 эзэлнэ.


Цагаан будаа. 53. Шингэн ба хийн молекулуудын харилцан үйлчлэлийн янз бүрийн хэлбэрүүд: А) диполь-диполь; б) диполь-диполь бус; V)диполь бус-диполь бус
Хатуу бодисоос ялгаатай нь шингэн ба хийн молекулууд чөлөөтэй хөдөлдөг. Хөдөлгөөний үр дүнд тэд тодорхой байдлаар чиглэгддэг. Жишээлбэл, Зураг дээр. 53 а, б. диполь молекулууд, түүнчлэн шингэн ба хий дэх диполь молекулуудтай туйлшрахгүй молекулууд хэрхэн харилцан үйлчилдгийг харуулсан.

Диполь диполь руу ойртох үед молекулууд таталцал, түлхэлтийн үр дүнд эргэлддэг. Нэг молекулын эерэг цэнэгтэй хэсэг нь нөгөө молекулын сөрөг цэнэгтэй хэсгийн ойролцоо байрладаг. Шингэн усанд диполууд ингэж харилцан үйлчилдэг.

Хоёр туйл биш молекул (диполь бус) бие биедээ хангалттай ойр зайд ойртох үед бие биедээ харилцан нөлөөлнө (Зураг 53). В). Молекулуудыг бөөмийг тойрсон сөрөг цэнэгтэй электрон бүрхүүлээр нэгтгэдэг. Электрон бүрхүүлүүд нь гажигтай байдаг тул нэг болон нөгөө молекулд эерэг ба сөрөг төвүүдийн түр зуурын харагдах байдал үүсч, бие биедээ татагддаг. Молекулууд тарахад хангалттай бөгөөд түр зуурын диполууд дахин туйл биш молекулууд болдог.

Үүний жишээ бол устөрөгчийн хийн молекулуудын харилцан үйлчлэл юм. (Зураг 53 В).
3.2. Органик бус бодисын ангилал. Энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисууд
19-р зууны эхээр Шведийн химич Берзелиус амьд организмаас гаргаж авсан бодисыг нэрлэхийг санал болгов. органик.Амьгүй байгалийн шинж чанартай бодисуудыг нэрлэдэг органик бусэсвэл ашигт малтмал(ашигт малтмалаас гаргаж авсан).

Бүх хатуу, шингэн, хийн бодисыг энгийн ба нарийн төвөгтэй гэж хувааж болно.

Энгийн бодисууд нь нэг химийн элементийн атомуудаас бүрдэх бодис юм.

Жишээлбэл, өрөөний температур ба атмосферийн даралт дахь устөрөгч, бром, төмөр нь хий, шингэн, хатуу төлөвт байдаг энгийн бодисууд юм (Зураг 54). a B C).

Хийн устөрөгч H 2 (г) ба шингэн бром Br 2 (l) нь хоёр атомт молекулуудаас бүрдэнэ. Хатуу төмөр Fe(s) нь металл болор тортой болор хэлбэрээр байдаг.

Энгийн бодисыг металл бус ба металл гэсэн хоёр бүлэгт хуваадаг.

А) б) В)

Цагаан будаа. 54. Энгийн бодисууд: А) устөрөгчийн хий. Энэ нь агаараас хөнгөн тул туршилтын хоолойг таглаж, доош нь эргүүлнэ; б) шингэн бром (ихэвчлэн битүүмжилсэн ампулыг хадгалдаг); В) төмрийн нунтаг

Металл бус бодисууд нь хатуу төлөвт ковалент (атом) эсвэл молекулын болор тортой энгийн бодис юм.

Өрөөний температурт ковалент (атом) болор тор нь бор B(s), нүүрстөрөгч C(s), цахиур Si(s) зэрэг металл бус шинж чанартай байдаг. Молекулын болор тор нь цагаан фосфор P(s), хүхэр S(s), иод I 2(s)-тай. Зарим металл бус бодисууд нь зөвхөн маш бага температурт хуримтлагдах шингэн эсвэл хатуу төлөвт хувирдаг. Хэвийн нөхцөлд тэдгээр нь хий юм. Ийм бодисуудад жишээлбэл, устөрөгч H 2 (г), азот N 2 (г), хүчилтөрөгч O 2 (г), фтор F 2 (г), хлор Cl 2 (г), гели (г), неон Не орно. (g), аргон Ар(г). Өрөөний температурт молекул бром Br 2 (l) шингэн хэлбэрээр байдаг.

Металл нь хатуу төлөвт металл болор тортой энгийн бодис юм.

Эдгээр нь метал гялбаатай, дулаан, цахилгаан дамжуулах чадвартай уян хатан, хуванцар бодис юм.

Үелэх системийн элементүүдийн 80 орчим хувь нь энгийн бодисууд - металл үүсгэдэг. Өрөөний температурт металууд нь хатуу бодис юм. Жишээлбэл, Li(t), Fe(t). Зөвхөн мөнгөн ус, Hg(l) нь –38.89 0С-т хатуурдаг шингэн юм.

Нарийн төвөгтэй бодисууд нь янз бүрийн химийн элементүүдийн атомуудаас бүрдэх бодис юм

Нарийн төвөгтэй бодис дахь элементүүдийн атомууд нь тогтмол бөгөөд тодорхой харилцаа холбоогоор холбогддог.

Жишээлбэл, ус H 2 O бол нарийн төвөгтэй бодис юм. Түүний молекул нь хоёр элементийн атомыг агуулдаг. Дэлхийн хаана ч байсан ус үргэлж 11.1% устөрөгч, 88.9% хүчилтөрөгч агуулдаг.

Температур, даралтаас хамааран ус нь хатуу, шингэн эсвэл хийн төлөвт байж болох бөгөөд энэ нь бодисын химийн томъёоны баруун талд заасан байдаг - H 2 O (g), H 2 O (l), H 2 O (t).

Практик үйл ажиллагаанд бид дүрмээр бол цэвэр бодис биш, харин тэдгээрийн хольцтой харьцдаг.

Холимог нь өөр өөр бүтэц, бүтэцтэй химийн нэгдлүүдийн нэгдэл юм

Энгийн бөгөөд нарийн төвөгтэй бодисууд, тэдгээрийн хольцыг диаграм хэлбэрээр үзүүлье.

Энгийн

Төмөр бус

Эмульс

Үндэслэл

Органик бус химийн нийлмэл бодисыг исэл, суурь, хүчил, давс гэж хуваадаг.

Оксид
Металл ба металл бус оксидууд байдаг. Металлын оксид нь ионы холбоо бүхий нэгдлүүд юм. Хатуу төлөвт тэд ионы болор тор үүсгэдэг.

Металл бус исэл– ковалент химийн холбоо бүхий нэгдлүүд.

Оксидууд нь хоёр химийн элементийн атомуудаас бүрдэх нарийн төвөгтэй бодис бөгөөд тэдгээрийн нэг нь хүчилтөрөгч, исэлдэлтийн түвшин - 2 байна.

Металл бус болон металлын зарим ислийн молекул, бүтцийн томъёог доор харуулав.
Молекулын томъёо Бүтцийн томъёо

CO 2 – нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) O = C = O

SO 2 - хүхрийн исэл (IV)

SO 3 - хүхрийн исэл (VI)

SiO 2 - цахиурын исэл (IV)

Na 2 O - натрийн исэл

CaO - кальцийн исэл

K 2 O - калийн исэл, Na 2 O - натрийн исэл, Al 2 O 3 - хөнгөн цагаан исэл. Кали, натри, хөнгөн цагаан тус бүр нэг исэл үүсгэдэг.

Хэрэв элемент хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвтэй бол хэд хэдэн исэл байдаг. Энэ тохиолдолд ислийн нэрний дараа элементийн исэлдэлтийн төлөвийг Ром тоогоор хаалтанд бичнэ. Жишээлбэл, FeO нь төмрийн (II) исэл, Fe 2 O 3 нь төмрийн (III) исэл юм.

Олон улсын нэршлийн дүрмийн дагуу үүссэн нэрсээс гадна Оросын уламжлалт ислийн нэрийг ашигладаг, жишээлбэл: CO 2 нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) - нүүрстөрөгчийн давхар исэл, CO нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) - нүүрстөрөгчийн дутуу исэл, CaO кальцийн исэл - шохой, SiO 2 цахиурын исэл - кварц, цахиур, элс.

Химийн шинж чанараараа ялгаатай гурван бүлэг исэл байдаг. үндсэн, хүчиллэгТэгээд амфотер(эртний Грек: , – хоёулаа, хос).

Үндсэн оксидуудҮелэх системийн I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүд (+1 ба +2 элементүүдийн исэлдэлтийн түвшин), түүнчлэн исэлдэлтийн төлөв нь +1 эсвэл +2 байдаг хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүдээс бүрддэг. Эдгээр бүх элементүүд нь металл, тиймээс үндсэн исэл нь металлын исэл юм, Жишээлбэл:
Li 2 O - литийн исэл

MgO - магнийн исэл

CuO - зэс (II) исэл
Үндсэн оксидууд нь суурьтай тохирдог.

Хүчиллэг исэл исэлдэлтийн төлөв нь +4-ээс их металл бус ба металлаар үүсгэгдсэн, жишээлбэл:
CO 2 - нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV)

SO 2 - хүхрийн исэл (IV)

SO 3 - хүхрийн исэл (VI)

P 2 O 5 - фосфорын исэл (V)
Хүчиллэг исэл нь хүчилтэй тохирдог.

Амфотерийн исэл исэлдэлтийн төлөв нь +2, +3, заримдаа +4 байдаг металлаар үүсгэгддэг, жишээлбэл:
ZnO - цайрын исэл

Al 2 O 3 - хөнгөн цагаан исэл
Амфотерийн исэл нь амфотерийн гидроксидтой тохирдог.

Үүнээс гадна, гэж нэрлэгддэг жижиг бүлэг байдаг ялгаагүй оксидууд:
N 2 O - азотын исэл (I)

NO - азотын исэл (II)

CO - нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II)
Манай гараг дээрх хамгийн чухал исэлүүдийн нэг бол устөрөгчийн исэл гэдгийг та бүхэнд ус H2O гэж нэрлэдэг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.
Үндэслэл
"Оксид" хэсэгт суурь нь үндсэн оксидуудтай тохирч байгааг дурдсан.
Натрийн исэл Na 2 O - натрийн гидроксид NaOH.

Кальцийн исэл CaO - кальцийн гидроксид Ca(OH) 2.

Зэсийн исэл CuO – зэсийн гидроксид Cu(OH) 2

Суурь гэдэг нь металлын атом ба нэг буюу хэд хэдэн гидроксил бүлгүүдээс бүрдэх цогц бодис юм.

Суурь нь ионы болор тортой хатуу бодис юм.

Усанд ууссан үед уусдаг суурийн талстууд ( шүлтүүд)туйлын усны молекулууд устгагдаж, ионууд үүсдэг.

NaOH(ууд)  Na + (уусмал) + OH – (уусмал)

Ионуудын ижил төстэй тэмдэглэгээ: Na + (уусмал) эсвэл OH - (уусмал) нь ионууд уусмалд байгааг илтгэнэ.

Суурийн нэрэнд үг орно гидроксидмөн уг металлын орос нэр. Жишээлбэл, NaOH нь натрийн гидроксид, Ca(OH) 2 нь кальцийн гидроксид юм.

Хэрэв метал хэд хэдэн суурь үүсгэдэг бол металлын исэлдэлтийн төлөвийг хаалтанд Ромын тоогоор тэмдэглэнэ. Жишээ нь: Fe(OH) 2 – төмрийн (II) гидроксид, Fe(OH) 3 – төмрийн (III) гидроксид.

Үүнээс гадна зарим үндэслэлээр уламжлалт нэрс байдаг:

NaOH - идэмхий натри, идэмхий сод

CON - идэмхий кали

Ca(OH) 2 - унтраасан шохой, шохойн ус

Р
Усанд уусдаг баазыг нэрлэдэг шүлт

Тэд ялгадаг усанд уусдаг ба усанд уусдаггүй суурь.

Эдгээр нь Be ба Mg гидроксидээс бусад I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металлын гидроксидууд юм.

Амфотерийн гидроксид нь дараахь зүйлийг агуулдаг.
HCl(g)  H + (уусмал) + Cl – (уусмал)

Хүчил гэдэг нь металлын атом болон хүчиллэг үлдэгдэлээр солигдох буюу сольж болох устөрөгчийн атом агуулсан цогц бодис юм.

Молекул дахь хүчилтөрөгчийн атомууд байгаа эсэхээс хамааран хүчилтөрөгчгүй Тэгээд хүчилтөрөгч агуулсанхүчил.

Хүчилтөрөгчгүй хүчлийг нэрлэхийн тулд металл бусын орос нэр дээр - үсгийг нэмдэг. О-мөн устөрөгч гэсэн үг :

HF - фторын хүчил

HCl - давсны хүчил

HBr - гидробромик хүчил

HI - гидроиодын хүчил

H 2 S - гидросульфидын хүчил
Зарим хүчлүүдийн уламжлалт нэрс:

HCl - давсны хүчил; HF - фторын хүчил

Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийг нэрлэхийн тулд төгсгөлүүд нь - Ная,

-шинэ, хэрэв металл бус нь хамгийн их исэлдэлтийн төлөвт байгаа бол. Хамгийн их исэлдэлтийн төлөв нь металл бус элемент байрладаг бүлгийн тоотой давхцдаг.
H 2 SO 4 - хүхэр Наяхүчил

HNO 3 - азот Наяхүчил

HClO 4 - хлор Наяхүчил

HMnO 4 - манган шинэхүчил
Хэрэв элемент нь исэлдэлтийн хоёр төлөвт хүчил үүсгэдэг бол төгсгөл нь элементийн доод исэлдэлтийн төлөвт тохирох хүчлийг нэрлэхэд ашиглагддаг. үнэн:
H 2 SO 3 - халхавч ядарсанхүчил

HNO 2 - азот ядарсанхүчил
Молекул дахь устөрөгчийн атомын тоонд үндэслэн тэдгээрийг ялгадаг нэг суурь(HCl, HNO 3), хоёр суурьтай(H 2 SO 4), овгийнхүчил (H 3 PO 4).

Хүчилтөрөгч агуулсан олон хүчил нь харгалзах хүчлийн исэлүүдтэй устай харилцан үйлчилснээр үүсдэг. Өгөгдсөн хүчилд тохирох ислийг түүний гэж нэрлэдэг ангидрид:

Хүхрийн давхар исэл SO 2 - хүхрийн хүчил H 2 SO 3

Хүхрийн ангидрид SO 3 – хүхрийн хүчил H 2 SO 4

Азотын ангидрид N 2 O 3 – азотын хүчил HNO 2

Азотын ангидрид N 2 O 5 – азотын хүчил HNO 3

Фосфорын ангидрид P 2 O 5 – фосфорын хүчил H 3 PO 4
Оксид болон харгалзах хүчил дэх элементийн исэлдэлтийн төлөв ижил байна гэдгийг анхаарна уу.

Хэрэв элемент нь ижил исэлдэлтийн төлөвт хэд хэдэн хүчилтөрөгч агуулсан хүчил үүсгэдэг бол хүчилтөрөгчийн атомын агууламж багатай хүчлийн нэрэнд "" угтварыг нэмнэ. мета", хүчилтөрөгчийн агууламж өндөртэй - угтвар" орто". Жишээлбэл:

HPO 3 - метафосфорын хүчил

H 3 PO 4 - ортофосфорын хүчил, үүнийг ихэвчлэн фосфорын хүчил гэж нэрлэдэг.

H 2 SiO 3 - цахиурын хүчил, ихэвчлэн цахиурын хүчил гэж нэрлэдэг

H 4 SiO 4 - ортосилик хүчил.

Цахиурын хүчлүүд нь SiO 2 устай харилцан үйлчлэхэд үүсдэггүй, тэдгээрийг өөр аргаар олж авдаг.
ХАМТ
Давс нь металлын атом ба хүчиллэг үлдэгдэлээс бүрдэх цогц бодис юм.
оли
NaNO 3 - натрийн нитрат

CuSO 4 - зэс (II) сульфат

CaCO 3 - кальцийн карбонат

Усанд ууссан үед давсны талстууд устаж, ионууд үүсдэг.

NaNO 3 (t)  Na + (уусмал) + NO 3 – (уусмал).
Давсыг хүчиллэг молекул дахь устөрөгчийн атомыг металл атомаар бүрэн буюу хэсэгчлэн солих бүтээгдэхүүн эсвэл суурийн гидроксил бүлгийг хүчиллэг үлдэгдэлтэй бүрэн буюу хэсэгчлэн солих бүтээгдэхүүн гэж үзэж болно.

Устөрөгчийн атомууд бүрэн солигдох үед дунд зэргийн давс: Na 2 SO 4, MgCl 2. . Хэсэгчилсэн орлуулалтын дараа тэдгээр нь үүсдэг хүчил давс (гидродавс) NaHSO 4 ба үндсэн давс (гидрокси давс) MgOHCl.

Олон улсын нэршлийн дүрмийн дагуу давсны нэрсийг нэрлэсэн тохиолдолд хүчиллэг үлдэгдэл нэр, генитив тохиолдолд металлын орос нэрээс бүрдүүлдэг (Хүснэгт 12):

NaNO 3 - натрийн нитрат

CuSO 4 - зэс (II) сульфат

CaCO 3 - кальцийн карбонат

Ca 3 (PO 4) 2 - кальцийн ортофосфат

Na 2 SiO 3 - натрийн силикат

Хүчиллэг үлдэгдлийн нэр нь хүчил үүсгэгч элементийн латин нэрний үндэс (жишээлбэл, азот - азот, үндэс нитр-) ба төгсгөлүүдээс гаралтай:

-цагтхамгийн их исэлдэлтийн төлөвт, -энэхүчил үүсгэгч элементийн исэлдэлтийн бага зэрэгт (Хүснэгт 12).

Хүснэгт 12

Хүчил ба давсны нэрс

Хүчиллэг нэр	Хүчиллэг томъёо	Давсны нэр	Жишээ Soleil
Давсны хлорт (давс)	HCl	Хлоридууд	AgCl Мөнгөний хлорид
Устөрөгчийн сульфид	H2S	Сульфидууд	FeS хүхэр баяртөмөр (II)
Хүхэрлэг	H2SO3	Сульфитууд	Na 2 SO 3 Сульф тэрнатри
Хүхэрлэг	H2SO4	Сульфатууд	K 2 SO 4 Сульф цагткали
Азот агуулсан	HNO2	Нитритүүд	LiNO 2 нитр тэрлити
Азотын	HNO3	Нитратууд	Al(NO 3) 3 Нитр цагтхөнгөн цагаан
Ортофосфор	H3PO4	Ортофосфатууд	Ca 3 (PO 4) 2 Кальцийн ортофосфат
Нүүрс	H2CO3	Карбонатууд	Na 2 CO 3 Натрийн карбонат
Цахиур	H2SiO3	Силикатууд	Na 2 SiO 3 Натрийн силикат

Хүчиллэг давсны нэрс нь дунд зэргийн давсны нэрстэй төстэй бөгөөд угтварыг нэмсэнтэй адил үүсдэг. ус":

NaHSO 4 - натрийн устөрөгчийн сульфат

NaHS - натрийн гидросульфид
Үндсэн давсны нэрс нь " гэсэн угтварыг нэмснээр үүсдэг. гидроксо": MgOHCl - магнийн гидроксихлорид.

Нэмж дурдахад олон давс нь уламжлалт нэртэй байдаг, тухайлбал:
Na 2 CO 3 - сод;

NaHCO 3 - жигд (уух) сод;

CaCO 3 - шохой, гантиг, шохойн чулуу.