• svi metali;
• mnogi nemetali (inertni gasovi, C , Si , B , Se , As , Te ).

Molekuli se sastoje od:

• gotovo sve organske tvari;
• mali broj neorganskih: jednostavnih i složenih gasova ( H 2, O2 , O 3, N 2, F 2, Cl2, NH 3, CO, CO2 , SO 3, SO 2, N2O, NO, NE 2, H2S), a takođe H2O, BR 2, I 2 i neke druge supstance.

Joni se sastoje od:

• sve soli;
• mnogi hidroksidi (baze i kiseline).

Sastoje se od atoma ili molekula - molekula ili jona. Molekuli jednostavnih supstanci sastoje se od identičnih atoma molekule složenih supstanci– od različitih atoma.

Zakon o postojanosti kompozicije

Otkriven je zakon konstantnosti kompozicije J. Proust 1801. godine:

Svaka tvar, bez obzira na način pripreme, ima stalan kvalitativni i kvantitativni sastav.

Na primjer, ugljični monoksid CO 2 može se dobiti na nekoliko načina:

• C + O 2 = t = CO 2
• MgCO 3 +2HCl = MgCl 2 + H 2 O +CO 2
• 2CO + O 2 = 2CO 2
• CaCO 3 = t = CaO + CO 2

Međutim, bez obzira na način pripreme, molekula CO 2 uvek ima isto spoj: 1 atom ugljika I 2 atoma kiseonika.

Važno je zapamtiti:

• Obratna izjava je to određenom jedinjenju odgovara određeni sastav, pogrešno. na primjer, dimetil eter I etanol imaju isti kvalitativni i kvantitativni sastav, što se ogleda u najjednostavnija formula C 2 H 6 O, međutim, to su različite tvari jer imaju različite strukture. Njihove racionalne formule u poluproširenom obliku bit će različite:

1. CH 3 – O – CH 3(dimetil etar);
2. CH 3 – CH 2 – OH(etanol).

• Zakon o postojanosti kompozicije striktno primjenjiv samo na spojeve s molekularnom strukturom ( daltonisti). Jedinjenja s nemolekularnom strukturom ( berthollides) često imaju promjenjiv sastav.

Hemijski sastav složenih supstanci i mehaničkih smeša

Složena supstanca (hemijsko jedinjenje) je supstanca koja se sastoji od atoma različitih hemijskih supstanci.

Glavne karakteristike hemijskog jedinjenja:

• uniformnost;
• Konstantnost sastava;
• Konstantnost fizičkih i hemijskih svojstava;
• Oslobađanje ili apsorpcija tokom formiranja;
• Nemogućnost razdvajanja na sastavne dijelove fizičkim metodama.

U prirodi ne postoje apsolutno čiste supstance. Bilo koja tvar sadrži barem beznačajan postotak nečistoća. Stoga se u praksi uvijek bavimo mehaničkim mješavinama tvari. Međutim, ako sadržaj jedne tvari u mješavini znatno premašuje sadržaj svih ostalih, onda uslovno vjeruje se da je takva supstanca pojedinačno hemijsko jedinjenje.

Dozvoljeni sadržaj nečistoća u tvarima koje proizvodi industrija određen je standardima i ovisi o marki tvari.

Općenito je prihvaćeno sljedeće označavanje tvari:

• tech – tehnički (može sadržavati do 20% nečistoća);
• h - čisto;
• chda – čist za analizu;
• hch – hemijski čista;
• PSD – posebna čistoća ( dozvoljena norma nečistoće u sastavu - do 10 -6 % ).

Supstance koje formiraju mehaničku mešavinu nazivaju se komponente. U ovom slučaju nazivaju se tvari čija masa čini veliki dio mase smjese glavne komponente, a sve ostale tvari koje formiraju smjesu su nečistoće.

Razlike između mehaničke smjese i kemijskog spoja:

• Bilo koja mehanička mješavina može se razdvojiti na sastavne dijelove fizičkim metodama zasnovanim na razlici gustine, tačke ključanja I topljenje, rastvorljivost, magnetizabilnost i druga fizička svojstva komponenti koje formiraju smjesu (na primjer, mješavina drva i željeznih strugotina može se odvojiti pomoću H 2 O ili magnet);
• Nedosljednost kompozicije;
• Nedosljednost fizičkih i kemijskih svojstava;
• Heterogenost (iako mješavine plinova i tekućina mogu biti homogene, na primjer zrak).
• Kada se formira mehanička smjesa, nema oslobađanja ili apsorpcije energije.

Zauzimaju srednju poziciju između mehaničkih smjesa i kemijskih spojeva rješenja:

Kao i kod hemijskih jedinjenja, rastvore karakteriše:

• uniformnost;
• oslobađanje ili apsorpcija toplote tokom formiranja rastvora.

Kao i kod mehaničkih mješavina, rješenja karakteriziraju:

• lakoća razdvajanja na početne supstance fizičkim metodama (na primjer, isparavanje otopine kuhinjska sol, mogu se nabaviti zasebno H 2 O I NaCl);
• varijabilnost sastava - njihov sastav može uveliko varirati.

Hemijski sastav po masi i zapremini

Sastav hemijskih jedinjenja, kao i sastav mešavina različitih supstanci i rastvora, izražava se u masenim udelima (masenim%), a sastav smeša tečnosti i gasova, pored toga, u zapreminskim udelima (volumen%).

Sastav složene supstance, izražen kao maseni udio hemijskih elemenata, naziva se sastav supstance po masi.

Na primjer, kompozicija H 2 O po težini:

Odnosno, možemo to reći hemijski sastav voda (po masi): 11,11% vodonika i 88,89% kiseonika.

Maseni udio komponente u mehaničkoj smjesi (W)- ovo je broj koji pokazuje koliki je dio smjese masa komponente od ukupne mase smjese, uzete kao jedan ili 100%.

W 1 = m 1 / m (cm.), m (cm.) = m 1 + m 2 + …. mn,

Gdje m 1– masa 1. (proizvoljne) komponente, n– broj komponenti smeše, m 1 … m n– mase komponenti koje formiraju smešu, m (cm.)– masa smeše.

na primjer, maseni udio glavne komponente :

W (glavni komp) =m (glavni komp) /m (cm.)

Maseni udio nečistoće:

W (približno) = m (približno) /m (vidi)

Zbir masenih udjela svih komponenti koje formiraju smjesu jednak je 1 ili 100% .

Zapreminski udio gas (ili tečnost) u mešavini gasova (ili tečnosti) je broj , koji pokazuje koliki je zapreminski deo zapremine datog gasa (ili tečnosti) od ukupne zapremine smeše uzete kao 1 ili za 100% .

Sastav mješavine plinova ili tekućina, izražen u volumnim udjelima, naziva se zapreminski sastav smeše.

na primjer, sastav mešavine suvog vazduha:

• Po zapremini:W o ( N2) = 78,1%, W vol (O2) = 20,9%
• po težini: W(N2) = 75,5%,W (O2) = 23,1%

Ovaj primjer jasno pokazuje da je, kako bi se izbjegla zabuna, uvijek ispravno naznačiti po težini ili po zapremini naznačen je sadržaj komponente mješavine, jer su ti brojevi uvijek različiti: po masi u zračnoj mješavini kisika ispada 23,1 % , a po obimu – ukupno 20,9%.

Rješenja se mogu smatrati kao mješavine iz rastvorene supstance i rastvarača. Stoga se njihov hemijski sastav, kao i sastav bilo koje mješavine, može izraziti u masenim udjelima komponenti:

W (otapalo) = m (otapalo) / m (rastvor),

Gdje

m (rastvor) = m (otapalo) + m (otapalo)

ili

m (r-ra) = str(veličina) · V (veličina)

Sastav rastvora, izraženo u smislu masenog udjela otopljene tvari (in % ), zove procentualna koncentracija ovo rešenje.

Sastav otopina tekućina u tekućinama (na primjer, alkohol u vodi, aceton u vodi) pogodnije je izraziti u volumnim udjelima:

W vol.% (sol. tečnost) = V (sol. tečnost) V (rastvor) 100%;

Gdje

V (veličina) = m (veličina) /p (veličina)

ili otprilike

V (rastvor) ≈ V (H2O) + V (sol. tečnost)

Na primjer, sadržaj alkohola u proizvodima od vina i votke nije naznačen u masi, već u zapreminske frakcije(% ) i pozovite ovaj broj tvrđava piće

Compound rastvori čvrstih materija u tečnostima ili gasovi u tečnostima nisu izražene u volumnim udjelima.

Hemijska formula kao odraz hemijskog sastava

Kvalitativni i kvantitativni sastav supstance se prikazuje pomoću hemijska formula. Na primjer, kalcijev karbonat ima hemijska formula « CaCO3" . Sljedeće informacije mogu se dobiti iz ovog posta:

• Broj molekula – 1 .
• Količina supstance – 1 mol.
• Visokokvalitetna kompozicija(koji hemijski elementi formiraju supstancu) – kalcijum, ugljenik, kiseonik.
• Kvantitativni sastav supstance:

1. Broj atoma svakog elementa u jednoj molekuli supstance: molekula kalcijum karbonata se sastoji od 1 atom kalcijuma, 1 atom ugljika I 3 atoma kiseonika .
2. Broj molova svakog elementa u 1 molu supstance: U 1 molu CaCO 3(6,02 · 10 23 molekula). 1 mol (6,02 10 23 atoma) kalcijuma , 1 mol (6,02 10 23 atoma) ugljika I 3 mola (3 6,02 10 23 atoma) hemijskog elementa kiseonik )

• Maseni sastav supstance:

1. Masa svakog elementa u 1 molu supstance: 1 mol kalcijum karbonata (100g) sadrži sljedeće hemijske elemente: 40 g kalcijuma , 12g ugljenika, 48g kiseonika.
2. Maseni udjeli kemijskih elemenata u tvari (sastav supstance u težinskim procentima):

W (Ca) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1·40)/100= 0,4 (40%)

W (C) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1 12)/100 = 0,12 (12%)

W (O) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (3 16)/100 = 0,48 (48%)

• Za tvar s jonskom strukturom (sol, kiselina, baza), formula tvari daje informacije o broj jona svaki tip u molekulu, njih količina I masa jona u 1 molu supstance:

1. Molekul CaCO 3 sastoji se od jona Ca 2+ i jona CO 3 2-
2. 1 mol ( 6,02 10 23 molekuli) CaCO 3 sadrži 1 mol Ca 2+ jona I 1 mol jona CO 3 2- ;
3. 1 mol (100 g) kalcijum karbonata sadrži 40g jona Ca 2+ I 60g jona CO 3 2- ;

Reference:

Sve jednostavne supstance u organska hemija dijele se u dvije velike grupe: Metali - Nemetali.

Metal (ime dolazi od latinskog metallum - rudnik) - jedna od klasa elemenata koji, za razliku od nemetala (i metaloida), imaju karakteristična metalna svojstva. Većina hemijskih elemenata (oko 70%) su metali. Najčešći metal u zemljinoj kori je aluminijum.

Karakteristična svojstva metala: - metalni sjaj (osim joda. Uprkos svom metalnom sjaju, kristalni jod je nemetal); - dobra električna provodljivost; - mogućnost lake obrade (npr. plastičnost); - visoka gustina; - visoka tačka topljenja (osim žive, itd.); - visoka toplotna provodljivost; - su redukcioni agensi u reakcijama.

Svi metali (osim žive) su čvrsti u normalnim uslovima. Tačke topljenja se kreću od -39 °C (živa) do 3410 °C (volfram). U zavisnosti od gustine, metali se dele na lake (gustina 0,53 ÷ 5 g/cm³) i teške (5 ÷ 22,5 g/cm³).

Većina metala ima mali broj elektrona (1-3) na svom vanjskom elektronskom sloju, tako da u većini reakcija djeluju kao redukcijski agensi (odnosno, "doniraju" svoje elektrone).

Svi metali osim zlata i platine reaguju sa kiseonikom. Reakcija sa srebrom nastaje kada visoke temperature, ali srebro(II) oksid se praktično ne formira, jer termički je nestabilan. Ovisno o metalu, izlaz može uključivati ​​okside, perokside i superokside: 2Li + O2 = 2Li2O litijum oksid; 2Na + O2 = Na2O2 natrijum peroksid; K + O2 = KO2 kalijum superoksid.

Da bi se dobio oksid iz peroksida, peroksid se redukuje metalom: Na2O2 + 2Na = 2Na2O. Kod srednje i nisko aktivnih metala reakcija se odvija pri zagrevanju: 3Fe + 2O2 = Fe3O4; 2Hg + O2 = 2HgO; 2Cu + O2 = 2CuO. Samo najaktivniji metali reaguju sa dušikom, kada

sobnoj temperaturi

Samo litijum interaguje: 6Li + N2 = 2Li3N. Kada se zagreje: 2AL + N2 = 2AlN; 3Ca + N2 = 2Ca3N2.

Svi metali osim zlata i platine reaguju sa sumporom.
Nemetali.
Elementi sa tipično nemetalnim svojstvima zauzimaju gornji desni ugao periodnog sistema. Njihova lokacija u glavnim podgrupama odgovarajućih perioda je sljedeća:
2. period
3. period

4. period

5. period

6. period

Karakteristična karakteristika nemetala je veći (u poređenju sa metalima) broj elektrona na vanjskom energetskom nivou njihovih atoma. Ovo određuje njihovu veću sposobnost da pridruže dodatne elektrone i pokažu veću oksidativnu aktivnost od metala.

Nemetali imaju visoke afinitete prema elektronima, visoku elektronegativnost i visok redoks potencijal.

Zbog visoke energije jonizacije nemetala, njihovi atomi mogu formirati kovalentne kemijske veze s atomima drugih nemetala i amfoternih elemenata. Za razliku od pretežno jonske prirode strukture spojeva tipičnih metala, jednostavne nemetalne supstance, kao i jedinjenja nemetala, imaju kovalentnu prirodu strukture.

U slobodnom obliku mogu postojati gasovite nemetalne jednostavne supstance - fluor, hlor, kiseonik, azot, vodonik, čvrste materije - jod, astat, sumpor, selen, telur, fosfor, arsen, ugljenik, silicijum, bor na sobnoj temperaturi postoji u tečnom stanju. Sve složene supstance (odnosno koje se sastoje od dva ili više hemijskih elemenata) dele se u sledeće grupe:

Oksidi su vrlo čest tip spojeva koji se nalaze u zemljinoj kori i u svemiru općenito. Primjeri takvih spojeva su rđa, voda, pijesak, ugljični dioksid i brojne boje. Oksidi su klasa minerala koji su spojevi metala sa kiseonikom.

Spojevi koji sadrže atome kisika povezane jedni s drugima nazivaju se peroksidi (peroksidi) i superoksidi. Nisu klasifikovani kao oksidi.

U zavisnosti od hemijskih svojstava razlikuju se: oksidi koji stvaraju soli; bazični oksidi (na primjer, natrijum oksid Na2O, bakar(II) oksid CuO); kiseli oksidi (na primjer, sumporov oksid(VI) SO3, dušikov oksid(IV) NO2); amfoterni oksidi (na primjer, cink oksid ZnO, aluminij oksid Al2O3); oksidi koji ne stvaraju soli (na primjer, ugljični monoksid CO, dušikov oksid N2O, dušikov oksid NO).

soli - klasa hemijskih jedinjenja, kristalnih supstanci, po izgledu slične običnoj kuhinjskoj soli.

Soli imaju jonsku strukturu. Nakon raspada (disocijacije) u vodeni rastvori soli proizvode pozitivno nabijene metalne ione i negativno nabijene ione kiselih ostataka (ponekad i vodikove ione ili hidroksilne grupe). Ovisno o odnosu količine kiseline i baze u reakcijama neutralizacije mogu nastati soli različitog sastava.

Vrste soli:

Srednje (normalne) soli - svi atomi vodika u molekulima kiselina su zamijenjeni atomima metala. Primjer: Na2CO3, K3PO4;

Kisele soli - atomi vodika u molekulima kiselina djelomično su zamijenjeni atomima metala. Dobivaju se neutralizacijom baze viškom kiseline. Primjer: NaHCO3, K2HPO4;

Bazne soli - hidrokso grupe baze (OH-) su djelimično zamijenjene kiselim ostacima. Dobija se kada postoji višak baze. Primjer: Mg(OH)Cl;

Dvostruke soli nastaju kada se atomi vodika u kiselini zamjene atomima dva različita metala. Primjer: CaCO3 MgCO3, Na2KPO4;

Mešane soli sadrže jedan kation i dva anjona. Primjer: Ca(OCl)Cl;

Hidratne soli (kristalni hidrati) - sadrže molekule kristalizacijske vode. Primjer: CuSO4·5H2O;

Kompleksne soli su posebna klasa soli. To su složene tvari, u čijoj strukturi postoji koordinacijska sfera, koja se sastoji od agensa za kompleksiranje (centralne čestice) i liganda koji ga okružuju. Primjer: K2, Cl3, (NO3)2;

Posebnu grupu čine soli organskih kiselina čija se svojstva značajno razlikuju od svojstava mineralnih soli.

Grounds - (bazni hidroksidi) - klasa hemijskih jedinjenja, supstanci čiji se molekuli sastoje od metalnih jona ili amonijum jona i jedne (ili više) hidroksilnih grupa (hidroksida) -OH. U vodenom rastvoru disociraju i formiraju OH- katjone i anjone. Naziv baze obično se sastoji od dvije riječi: “metal/amonijum hidroksid”. Baze koje su dobro rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije.

Prema drugoj definiciji, baze su jedna od glavnih klasa hemijskih jedinjenja, supstanci čiji su molekuli akceptori protona. U organskoj hemiji, tradicionalno, baze se također odnose na tvari koje mogu formirati adukte („soli“) s jakim kiselinama, na primjer, mnogi alkaloidi su opisani i u obliku „alkaloidne baze“ i u obliku „alkaloidnih soli“.

Klasifikacija baza: baze rastvorljive u vodi (alkalije): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2; hidroksidi praktično nerastvorljivi u vodi: Mg(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3; ostale baze: NH3 × H2O.

Hemijska svojstva:

1. Uticaj na indikatore: lakmus - plava, metilnarandžasta - žuta, fenolftalein - grimizna,

2. Baza + kiselina = So + voda NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Alkali + kiseli oksid = soli + voda 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Alkali + soli = (nova) baza + (nova) so Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4&darr + 2NaOH

Kiseline - jedna od glavnih klasa hemijskih jedinjenja. Ime su dobile po kiselom ukusu većine kiselina, poput azotne ili sumporne. Po definiciji, kiselina je protolit (tvar uključena u reakcije koje uključuju prijenos protona) koji donira proton u reakciji s bazom, odnosno supstancom koja prihvata proton. U svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije, kiselina je elektrolit tokom elektrolitičke disocijacije, od kationa nastaju samo vodikovi kationi.

Klasifikacija kiselina:

Po bazičnosti - broj atoma vodonika: jednobazni (HPO3), dvobazni (H2SeO4, azelainska kiselina), trobazni (H3PO4);

Po jačini: jaka (disocijacija skoro potpuno, konstanta disocijacije je veća od 1·10-3 (HNO3)) i slaba (konstanta disocijacije manja od 1·10-3 (sirćetna kiselina Kd = 1,7·10-5));

Po stabilnosti: stabilan (H2SO4) i nestabilan (H2CO3);

Po pripadnosti klasama hemijskih jedinjenja: neorganska (HBr), organska (HCOOH);

Po volatilnosti: hlapljivi (H2S) i neisparljivi;

Prema rastvorljivosti: rastvorljiv (H2SiO3) i nerastvorljiv.

Sve tvari se dijele na jednostavne i složene.

Jednostavne supstance- To su supstance koje se sastoje od atoma jednog elementa.

U nekim jednostavnim supstancama, atomi istog elementa se međusobno kombinuju i formiraju molekule. Takve jednostavne supstance imaju molekularna struktura. To uključuje: , . Sve ove supstance sastoje se od dvoatomskih molekula. (Imajte na umu da su imena jednostavnih supstanci ista kao i imena elemenata!)

Druge jednostavne supstance imaju atomska struktura , tj. sastoje se od atoma između kojih postoje određene veze. Primjeri takvih jednostavnih supstanci su sve (, itd.) i neke (, itd.). Ne samo imena, već i formule ovih jednostavnih supstanci poklapaju se sa simbolima elemenata.

Postoji i grupa jednostavnih supstanci tzv. To uključuje: helijum He, neon Ne, argon Ar, kripton Kr, ksenon Xe, radon Rn. Ove jednostavne supstance se sastoje od atoma koji nisu međusobno povezani.

Svaki element čini barem jednu jednostavnu supstancu. Neki elementi mogu formirati ne jednu, već dvije ili više jednostavnih supstanci. Ovaj fenomen se naziva alotropija.

Alotropija je fenomen formiranja nekoliko jednostavnih supstanci od strane jednog elementa.

Različite jednostavne supstance koje su formirane istim hemijskim elementom nazivaju se alotropske modifikacije.

Alotropske modifikacije se mogu razlikovati jedna od druge po molekularnom sastavu. Na primjer, element kisik formira dvije jednostavne tvari. Jedan od njih se sastoji od dvoatomskih molekula O 2 i ima isto ime kao element-. Još jedna jednostavna tvar sastoji se od triatomskih molekula O 3 i ima svoje ime - ozon.

Kiseonik O 2 i ozon O 3 imaju različita fizička i hemijska svojstva.

Alotropske modifikacije mogu biti čvrste tvari koje imaju različite kristalne strukture. Primjer su alotropske modifikacije ugljika C - dijamant i grafit.

Broj poznatih jednostavnih supstanci (otprilike 400) znatno je veći od broja hemijskih elemenata, jer mnogi elementi mogu formirati dve ili više alotropskih modifikacija.

Kompleksne supstance- To su supstance koje se sastoje od atoma različitih elemenata.

Primeri složenih supstanci: HCl, H 2 O, NaCl, CO 2, H 2 SO 4 itd.

Složene supstance se često nazivaju hemijskim jedinjenjima. U hemijskim jedinjenjima nisu očuvana svojstva jednostavnih supstanci od kojih su ta jedinjenja nastala. Svojstva složene tvari razlikuju se od svojstava jednostavnih tvari od kojih se formira.

Na primjer, natrijum hlorid NaCl se može formirati od jednostavnih supstanci - metalnog natrijuma Na i gasovitog hlora Cl. Fizička i hemijska svojstva NaCl se razlikuju od svojstava Na i Cl 2.

U prirodi se po pravilu ne nalaze čiste supstance, već mješavine supstanci. U praktičnim aktivnostima obično koristimo i mješavine tvari. Svaka mješavina se sastoji od dvije ili više tvari tzv komponente mešavine.

Na primer, vazduh je mešavina nekoliko gasovitih materija: kiseonika O 2 (21% zapremine), (78%) itd. Smeše su rastvori mnogih supstanci, legure nekih metala itd.

Smjese tvari su homogene (homogene) i heterogene (heterogene).

Homogene smjese- to su mješavine u kojima nema međudjelovanja između komponenti.

Smjese plinova (posebno zraka) i tekućih otopina (na primjer, otopina šećera u vodi) su homogene.

Heterogene smeše- To su mješavine u kojima su komponente odvojene interfejsom.

Heterogene uključuju mješavine čvrstih tvari (pijesak + kreda u prahu), mješavine tekućina nerastvorljivih jedna u drugoj (voda + ulje), mješavine tekućina i čvrstih tvari nerastvorljivih u njoj (voda + kreda).

Najvažnije razlike između mješavina i kemijskih spojeva:

1. U smjesama se čuvaju svojstva pojedinih tvari (komponenti).
2. Sastav smjese nije konstantan.

Klasifikacija tvari Sve tvari se mogu podijeliti na jednostavne, koje se sastoje od atoma jednog elementa, i složene, koje se sastoje od atoma različitih elemenata. Jednostavne supstance se dele na metale i nemetale: Metali – s i d elementi. Nemetali su p elementi. Složene tvari dijele se na organske i neorganske.

Svojstva metala određena su sposobnošću atoma da odustanu od svojih elektrona. Karakteristična vrsta hemijske veze za metale je metalna veza. Odlikuje se takvim fizička svojstva: savitljivost, duktilnost, toplotna provodljivost, električna provodljivost. At uslovi prostorija Svi metali osim žive su u čvrstom stanju.

Svojstva nemetala određena su sposobnošću atoma da lako prihvate elektrone i da se slabo odreknu elektrona. Nemetali imaju fizička svojstva suprotna metalima: njihovi kristali su krhki, nemaju "metalni" sjaj i imaju nisku toplinsku i električnu provodljivost. Neki nemetali su gasoviti u sobnim uslovima.

Klasifikacija organskih jedinjenja. Prema strukturi ugljeničnog skeleta: zasićeni/nezasićeni linearni/razgranati/ciklični prema prisustvu funkcionalne grupe: Alkoholi Kiseline Eteri i estri Ugljikohidrati Aldehidi i ketoni

Oksidi su složene supstance čije se molekule sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju -2. Oksidi se dijele na solotvorne i nesolotvorne (indiferentne). Oksidi koji tvore soli dijele se na bazične, kisele i amfoterne.

Bazni oksidi su oksidi koji tvore soli u reakcijama s kiselinama ili kiselim oksidima. Osnovne okside formiraju metali sa niskim oksidacionim stanjem (+1, +2) - to su elementi 1. i 2. grupe periodnog sistema. Primjeri osnovnih oksida: Na 2 O, Ca. O, Mg. O, Cu. O. Primjeri reakcija stvaranja soli: Cu. O + 2 HCl Cu. Cl 2 + H 2 O, Mg. O + CO 2 Mg. CO3.

Osnovni oksidi Oksidi zemnoalkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom, formirajući baze: Na 2 O + H 2 O 2 Na. OH Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 Oksidi drugih metala ne reaguju sa vodom, a odgovarajuće baze se dobijaju indirektno.

Kiseli oksidi su oksidi koji formiraju soli u reakcijama s bazama ili bazičnim oksidima. Kiseli oksidi nastaju od elemenata – nemetala i d – elemenata u visokim oksidacionim stanjima (+5, +6, +7). Primjeri kiselih oksida: N 2 O 5, SO 3, CO 2, Cr. O 3, V 2 O 5. Primjeri reakcija kiselih oksida: SO 3 + 2 KOH K 2 SO 4 + H 2 O Ca. O + CO 2 Ca. CO3

Kiseli oksidi Neki kiseli oksidi reaguju sa vodom i formiraju odgovarajuće kiseline: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 Drugi kiseli oksidi ne reaguju direktno sa vodom (Si. O 2, Te O 3, Mo. O 3, WO 3), odgovarajuće kiseline se dobijaju indirektno. Jedan od načina za dobivanje kiselih oksida je uklanjanje vode iz odgovarajućih kiselina. Stoga se kiseli oksidi ponekad nazivaju "anhidridima".

Amfoterni oksidi imaju svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Takvi oksidi reaguju sa jakim kiselinama kao baznim, a sa jakim bazama kao kiselim: Sn. O + H 2 SO 4 Sn. SO 4 + H 2 O Sn. O + 2 KOH + H 2 O K 2

Metode za dobijanje oksida Oksidacija jednostavnih supstanci: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3, S + O 2 SO 2. Sagorevanje složenih materija: CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O, 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Termička razgradnja soli, baza i kiselina. Primjeri prema tome: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2, Cd(OH)2 Cd. O + H 2 O, H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O.

Nomenklatura oksida Naziv oksida se konstruiše pomoću formule „oksid + naziv elementa u genitivu“. Ako element tvori nekoliko oksida, tada se nakon naziva u zagradama navodi oksidacijsko stanje elementa. Na primjer: CO – ugljični monoksid (II), CO 2 – ugljični monoksid (IV), Na 2 O – natrijum oksid. Ponekad, umjesto oksidacijskog stanja, naziv označava broj atoma kisika: monoksid, dioksid, trioksid itd.

Hidroksidi su spojevi koji sadrže hidrokso grupu (-OH). U zavisnosti od jačine veza u red E-O-H hidroksidi se dijele na kiseline i baze: Kiseline imaju najslabije O-H veza, dakle, kada se disociraju, nastaju E-O- i H+. Najslabiji u bazi E-O veza, dakle, pri disocijaciji nastaju E+ i OH-. U amfoternim hidroksidima, bilo koja od ove dvije veze može biti prekinuta, ovisno o prirodi tvari s kojom hidroksid reagira.

Kiseline Pojam “kiselina” u okviru teorije elektrolitičke disocijacije ima sljedeću definiciju: Kiseline su supstance koje se u rastvorima disociraju i formiraju vodonik katjone i anjone kiselinskog ostatka. HA H++AA kiseline se dijele na jake i slabe (prema njihovoj sposobnosti disocijacije), jedno-, dvo- i trobazne (prema broju sadržanih atoma vodika) i koje sadrže kisik i bez kisika. Na primjer: H 2 SO 4 – jak, dvobazni, koji sadrži kisik.

Hemijska svojstva kiseline 1. Interakcija sa bazama za stvaranje soli i vode (reakcija neutralizacije): H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 Cu. SO 4 + 2 H 2 O. 2. Interakcija sa bazičnim i amfoternim oksidima za stvaranje soli i vode: 2 HNO 3 + Mg. O Mg(NO 3)2 + H 2 O, H 2 SO 4 + Zn. OZn. SO 4 + H 2 O.

Hemijska svojstva kiselina 3. Interakcija s metalima. Metali koji se nalaze u „stresnoj seriji“ prije vodonika istiskuju vodonik iz kiselih otopina (osim azotne i koncentrovane sumporne kiseline); u ovom slučaju nastaje so: Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 Metali koji se nalaze u „stres seriji” nakon vodonika ne istiskuju vodonik iz kiselih rastvora Cu + 2 HCl ≠.

Hemijska svojstva kiselina 4. Neke kiseline se razlažu pri zagrijavanju: H 2 Si. O 3 H 2 O + Si. O 2 5. Manje isparljive kiseline istiskuju više isparljivih kiselina iz svojih soli: H 2 SO 4 konc + Na. Cltv Na. HSO 4 + HCl 6. Jače kiseline istiskuju manje jake kiseline iz rastvora svojih soli: 2 HCl + Na 2 CO 3 2 Na. Cl + H2O + CO2

Nomenklatura kiselina Nazivi kiselina bez kiseonika sastoje se dodavanjem sufiksa "-o-", završetka "vodik" i reči "kiselina" u koren ruskog naziva elementa koji formira kiselinu (ili u naziv grupe atoma, na primjer, CN - cijan, CNS - rodan). Na primjer: HCl – hlorovodonična kiselina H 2 S – sulfidna kiselina HCN – cijanovodična kiselina

Nomenklatura kiselina Nazivi kiselina koje sadrže kiseonik formiraju se pomoću formule "ime elementa" + "završetak" + "kiselina". Završetak varira ovisno o stupnju oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Završeci “–ova”/“-aya” koriste se za viša oksidaciona stanja. HCl. O 4 – perhlorna kiselina. Zatim se koristi završetak "-ovataya". HCl. O 3 – perhlorna kiselina. Zatim se koristi završetak “–istaya”. HCl. O 2 – hlorna kiselina. Konačno, posljednji završetak je "-jajast" HCl. O – hipohlorna kiselina.

Nomenklatura kiselina Ako element tvori samo dvije kiseline koje sadrže kisik (na primjer, sumpor), onda se završetak “-ova” / “-naya” koristi za najviše oksidacijsko stanje, a završetak “-ista” se koristi za donji. Primjer za sumporne kiseline: H 2 SO 4 – sumporna kiselina H 2 SO 3 – sumporna kiselina

Nomenklatura kiselina Ako jedan kiseli oksid veže različit broj molekula vode da bi formirao kiselinu, tada se kiselina koja sadrži veću količinu vode označava prefiksom „orto-“, a manja „meta-“. P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 - metafosforna kiselina P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 - ortofosforna kiselina.

Baze Pojam “baza” u okviru teorije elektrolitičke disocijacije ima sljedeću definiciju: Baze su supstance koje se u rastvorima disociraju i formiraju hidroksidne jone (OH‾) i metalne jone. Baze se dijele na slabe i jake (prema sposobnosti disocijacije), na jedno-, dvo- i tri-kiseline (prema broju hidrokso grupa koje se mogu zamijeniti kiselinskim ostatkom), na rastvorljive (alkalije) i nerastvorljivi (prema njihovoj sposobnosti rastvaranja u vodi). Na primjer, KOH je jak, monokiselinski, rastvorljiv.

Hemijska svojstva baza 1. Interakcija sa kiselinama: Ca(OH)2 + H 2 SO 4 Ca. SO 4 + H 2 O 2. Interakcija sa kiselim oksidima: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 3. Interakcija sa amfoternim oksidima: 2 KOH + Sn. O + H 2 O K 2

Hemijska svojstva baza 4. Interakcija sa amfoternim bazama: 2 Na. OH + Zn(OH)2 Na 2 5. Termička razgradnja baza sa stvaranjem oksida i vode: Ca(OH)2 Ca. O + H 2 O. Hidroksidi alkalnih metala se ne raspadaju kada se zagrevaju. 6. Interakcija sa amfoternim metalima (Zn, Al, Pb, Sn, Be): Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O Na 2 + H 2

Nomenklatura baza Naziv baze formira se pomoću formule “hidroksid” + “ime metala u genitivu”. Ako element formira nekoliko hidroksida, njegovo oksidacijsko stanje je naznačeno u zagradama. Na primjer, Cr(OH)2 je hrom (II) hidroksid, Cr(OH)3 je hrom (III) hidroksid. Ponekad naziv ima prefiks riječi "hidroksid" kako bi označio broj hidroksilnih grupa - monohidroksid, dihidroksid, trihidroksid, itd.

Soli Pojam “baza” u okviru teorije elektrolitičke disocijacije ima sljedeću definiciju: Soli su tvari koje disociraju u otopinama ili se rastapaju da bi formirale pozitivno nabijene jone osim vodonikovih iona i negativno nabijene jone osim hidroksidnih jona. Soli se smatraju produktom djelomične ili potpune zamjene atoma vodika atomima metala ili hidroksilnih grupa s kiselinskim ostatkom. Ako se zamjena dogodi u potpunosti, tada se formira normalna (prosječna) sol. Ako se supstitucija dogodi djelomično, tada se takve soli nazivaju kiselim (postoje atomi vodika) ili baznim (postoje hidrokso grupe).

Hemijska svojstva soli 1. Soli stupaju u reakcije ionske izmjene ako nastane talog, slab elektrolit ili se oslobodi plin: soli reagiraju sa alkalijama, čiji metalni katjoni odgovaraju nerastvorljivim bazama: Cu. SO 4 + 2 Na. OH Na 2 SO 4 + Cu (OH)2↓ soli stupaju u interakciju sa kiselinama: a) čiji kationi formiraju nerastvorljivu so sa anjonom nove kiseline: Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4↓ + 2 HCl b) čiji anioni odgovaraju nestabilnoj ugljičnoj ili bilo kojoj hlapljivoj kiselini (u potonjem slučaju reakcija se odvija između čvrste soli i koncentrirane kiseline): Na 2 CO 3 + 2 HCl 2 Na. Cl + H 2 O + CO 2, Na. Cls + H 2 SO 4 konc. Na. HSO 4 + HCl;

Hemijska svojstva soli c) čiji anjoni odgovaraju slabo rastvorljivoj kiselini: Na 2 Si. O 3 + 2 HCl H 2 Si. O 3↓ + 2 Na. Cl d) čiji anjoni odgovaraju slaboj kiselini: 2 CH 3 COONa + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 CH 3 COOH 2. soli međusobno stupaju u interakciju ako je jedna od novonastalih soli nerastvorljiva ili se raspada ( potpuno hidrolizira) s oslobađanjem plina ili sedimenta: Ag. NO 3 + Na. ClNa. NE 3+ Ag. Cl↓ 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O 2 Al (OH)3↓ + 6 Na. Cl + 3 CO 2

Hemijska svojstva soli 3. Soli mogu stupiti u interakciju s metalima ako se metal kojemu odgovara kation soli nalazi u "naponskom nizu" desno od reagirajućeg slobodnog metala (aktivniji metal istiskuje manje aktivni metal iz otopine njegova sol): Zn + Cu. SO 4 Zn. SO 4 + Cu 4. Neke soli se razlažu pri zagrevanju: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 5. Neke soli mogu reagovati sa vodom i formirati kristalne hidrate: Cu. SO 4 + 5 H 2 O Cu. SO 4*5 H 2 O

Hemijska svojstva soli 6. Soli se hidrolizuju. Ovaj proces će biti detaljno obrađen u narednim predavanjima. 7. Hemijska svojstva kiselih i baznih soli razlikuju se od svojstava prosječnih soli po tome što kisele soli također ulaze u sve reakcije karakteristične za kiseline, a bazične soli ulaze u sve reakcije karakteristične za baze. Na primjer: Na. HSO 4 + Na. OH Na 2 SO 4 + H 2 O, Mg. OHCl + HCl Mg. Cl 2 + H 2 O.

Priprema soli 1. Interakcija glavnog oksida sa kiselinom: Cu. O + H 2 SO 4 Cu. SO 4 + H 2 O 2. Interakcija metala sa soli drugog metala: Mg + Zn. Cl 2 Mg. Cl 2 + Zn 3. Interakcija metala sa kiselinom: Mg + 2 HCl Mg. Cl 2 + H 2 4. Interakcija baze sa kiselim oksidom: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 5. Interakcija baze sa kiselinom: Fe(OH)3 + 3 HCl Fe. Cl 3 + 3 H 2 O

Priprema soli 6. Interakcija soli sa bazom: Fe. Cl 2 + 2 KOH Fe(OH)2 + 2 KCl 7. Interakcija dvije soli: Ba(NO 3)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 KNO 3 8. Interakcija metala sa nemetalom: 2 K + S K 2 S 9. Interakcija kiseline sa soli: Ca. CO 3 + 2 HCl Ca. Cl 2 + H 2 O + CO 2 10. Interakcija kiselih i baznih oksida: Ca. O + CO 2 Ca. CO3

Nomenklatura soli Naziv prosječne soli formira se prema sljedećem pravilu: “ime kiselinskog ostatka u nominativu” + “ime metala u genitivu”. Ako metal može biti dio soli u nekoliko oksidacijskih stanja, tada je oksidacijsko stanje naznačeno u zagradi iza naziva soli.

Nazivi kiselinskih ostataka. Za kiseline bez kisika, naziv kiselinskog ostatka sastoji se od korijena latinskog naziva elementa i završetka “id”. Na primjer: Na 2 S - natrijum sulfid, Na. Cl – natrijum hlorid. Za kiseline koje sadrže kisik, naziv ostatka sastoji se od korijena latinskog naziva i nekoliko varijanti završetaka.

Nazivi kiselinskih ostataka. Za kiseli ostatak elemenata u najvišem oksidacionom stanju koristi se završetak "at". Na 2 SO 4 – natrijum sulfat. Za kiseli ostatak sa nižim stepenom oksidacije (-prava kiselina), koristi se završetak "-it". Na 2 SO 3 – natrijum sulfit. Za kiseli ostatak sa još nižim stepenom oksidacije (-ovous acid), koristi se prefiks “hippo-” i završetak “-it”. Na. Cl. O – natrijum hipohlorit.

Nazivi kiselinskih ostataka. Neki kiseli ostaci se nazivaju istorijskim imenima Na. Cl. O 4 – natrijum perhlorat. Prefiks "hidro" dodaje se nazivu kiselih soli, a prije njega drugi prefiks koji označava broj nesupstituiranih (preostalih) atoma vodika. Na primjer, Na. H 2 PO 4 – natrijum dihidrogen ortofosfat. Slično tome, nazivu metala glavnih soli dodaje se prefiks "hydroxo-". Na primjer, Cr(OH)2 NO 3 je dihidroksohrom (III) nitrat.

Nazivi i formule kiselina i njihovih ostataka Formula kiseline Kiseli ostatak Naziv kiselinskog ostatka 2 3 4 Azot HNO 3 ‾ nitrat Nitrozni HNO 2 ‾ nitrit Bromovodonična HBr Br ‾ bromid Hidrojodna HI I ‾ jodid Silicijum. O 32¯ silikat Mangan HMn. O 4¯ permanganat Mangan H 2 Mn. O 42¯ manganat Metafosforni HPO 3¯ H 3 As. O 43¯ Naziv kiseline 1 Arsenov metafosfat arsenat

Formula kiseline je Arsen H 3 As. O 3 Ortofosforna H 3 PO 4 Naziv kiseline Pirofosforna H 4 P 2 O 7 Dihromna rodij sulfid Fosfor Fluorovodonična (fluorovodonična) Hlorovodonična (hlorovodonična) Hlorna Hlorna Hlorna Hlorna Hromna cijanovodik H2HC hlorovodonik (cijanovodična) O2HC2 Hlorovodonična H 2 SO 3 H 3 PO 3 Kiseli Naziv kiselog ostatka ostatka As. O 33¯ arsenit PO 43¯ ortofosfat (fosfat) pirofosfat P 2 O 7 4 ¯ (difosfat) Cr 2 O 72¯ dihromat CNS¯ tiocijanat SO 42¯ sulfat SO 32¯ F HCF 32¯ sulfit. O 4 HCl. O3HCl. O2HCl. O H 2 Kr. O4Cl¯Cl. O4¯Cl. O3¯Cl. O2¯Cl. O¯Cr. O 42¯ HCN CN¯ fluorid hlorid perhlorat hlorit hipohlorit hromat cijanid

Hemijsko jedinjenje karakterizira sljedeće karakteristične karakteristike:

1) Kristalna rešetka se razlikuje od rešetki komponenti koje formiraju jedinjenje.

2) Jedinjenje uvijek održava jednostavan višestruki omjer svojih komponenti. Ovo omogućava da se njihov sastav izrazi jednostavnom formulom A m B n, gdje su A i B odgovarajući elementi, n i m prosti brojevi.

3) Osobine jedinjenja oštro se razlikuju od svojstava njegovih sastavnih komponenti.

4) Temperatura topljenja (disocijacije) je konstantna.

5) Formiranje hemijskog jedinjenja je praćeno značajnim termičkim efektom.

Hemijska jedinjenja nastaju između komponenti koje imaju velike razlike u elektronska struktura atomi i kristalne rešetke.

Primeri tipičnih hemijskih jedinjenja uključuju jedinjenja magnezijuma sa elementima grupa IV-VI periodnog sistema: Mg 2 Sn, Mg 2 Pb, Mg 2 P, Mg 3 Sb, MgS i drugi.

Jedinjenja jednog metala s drugim zajedno se nazivaju intermetalna jedinjenja ili intermetalna jedinjenja.

Spojevi metala sa nemetalom (nitridi, oksidi, karbidi itd.) mogu imati i metalne i ionske veze. Jedinjenja koja imaju metalnu vezu nazivaju se metalna jedinjenja.

Veliki broj hemijska jedinjenja nastala u metalnim legurama razlikuju se od tipičnih hemijskih jedinjenja, jer ne poštuju zakone valencije i nemaju stalan sastav. Pogledajmo najvažnije hemijska jedinjenja, formiran u legurama.

7.2.1. Faze implementacije. Prijelazni metali (Fe, Mn, Cr, Mo, itd.) formiraju se sa ugljikom, dušikom, borom i vodonikom, tj. sa elementima koji imaju mali atomski radijus, spojevi: karbidi, nitridi, boridi i hidridi. Imaju zajedničku strukturu i svojstva i često se nazivaju fazama implementacije.

Intersticijske faze imaju formulu M 4 X (Fe 4 N, Mn 4 N, itd.), M 2 X (W 2 C, Fe 2 N itd.), MX (WC, TiC, TiN itd.).

Kristalna struktura međuprostornih faza određena je odnosom atomskih radijusa nemetala (R x) i metala (RM). Ako je R x / R M<59, то атомы в этих фазах расположены по типу одной из кристаллических решеток: кубической или гексагональной, в которую внедряются атомы неметалла, занимая в ней определенные поры.

Faze implementacije su faze promjenjivog sastava. Karbidi i nitridi imaju visoku tvrdoću. Kristalna rešetka međuprostornih faza razlikuje se od metalne rešetke.

7.2.2. Elektronske veze (Hume-Rothery faze). Ova jedinjenja najčešće nastaju između jednovalentnih (Cu, Ag, Au, Li, Na) metala ili metala prelazne grupe (Fe, Mn, Co, itd.), s jedne strane, i jednostavnih metala sa valentnošću od 2 do 5 (Budi,

Mg, Zn, Cd, Al, itd.), s druge strane. Jedinjenja ovog tipa imaju određeni odnos broja valentnih elektrona prema broju atoma, tj. određenu koncentraciju elektrona. Ovi omjeri, kako je pokazao engleski metalofizičar Hume-Rothery, mogu biti 3/2, 21/13 i 7/4, a svaki omjer odgovara specifičnoj kristalnoj rešetki: kubičnoj ili heksagonalnoj rešetki usredsređenoj na tijelo, složenoj kubičnoj rešetki i kubičnu rešetku sa centrom lica, respektivno.

7.2.3 Lavesove faze. Ove faze imaju formulu AB 2 i formiraju se između elemenata čiji su atomski prečnici približno u omjeru 1:1,2. Na primjer, MgZn 2, TiCr 2, itd. Lavesove faze se nalaze kao ojačavajuća intermetalna jedinjenja u legurama otpornim na toplinu.

Čvrsta rješenja

Čvrsti rastvori su faze u kojima jedna od komponenti legure zadržava kristalnu rešetku, a atomi drugih (ili drugih) komponenti se nalaze u rešetki prve komponente (otapala), menjajući njene dimenzije. Dakle, čvrsta otopina koja se sastoji od nekoliko komponenti ima jednu vrstu rešetke i predstavlja jednu fazu. Osim toga, čvrsta otopina ne postoji u određenom omjeru komponenti (kao u kemijskom spoju), već u rasponu koncentracija.

Postoje čvrsta rješenja .

Tokom formiranja supstitucionih čvrstih rastvora, atomi rastvorene komponente zamenjuju deo atoma rastvarača u njenoj kristalnoj rešetki (Sl. 26, b).

Kada se formira intersticijski čvrsti rastvor (slika 26, V) atomi otopljene komponente nalaze se u međuprostorima (prazninama) kristalne rešetke rastvarača.

Fig.26. BCC kristalna rešetka: A- čisti metal, b- supstitucijski čvrsti rastvor, V- intersticijski čvrsti rastvor; A - atomi osnovnog metala, B - supstitucijski atomi, C - intersticijski atomi.

Metali se mogu, u jednom ili drugom stepenu, međusobno rastvoriti jedan u drugom u čvrstom stanju, formirajući supstitucijske čvrste rastvore ograničene ili neograničene rastvorljivosti. Čvrsti rastvori neograničene rastvorljivosti nastaju pod sledećim uslovima:

1) Komponente moraju imati isti tip (izomorfne) kristalne rešetke.

2) Razlika u atomskim veličinama komponenti treba da bude neznatna i ne prelazi 10-15%.

3) Komponente moraju pripadati istoj (ili srodnoj) grupi periodnog sistema elemenata.

U nekim legurama (na primjer, Cu-Au, Fe-Al), koje na visokim temperaturama formiraju supstitucijske otopine (sa neuređenom izmjenom atoma komponenti), pri sporom hlađenju ili dugotrajnom zagrijavanju na određenim temperaturama dolazi do procesa preraspodjele atoma. . Čvrsti rastvori koji su stabilni na relativno niskim temperaturama nazivaju se narediočvrste otopine, ili nadgradnje. Uređene čvrste otopine mogu se smatrati međufazama između čvrstih otopina i kemijskih spojeva. Za razliku od hemijskih jedinjenja, kristalna rešetka uređenih čvrstih rastvora je rešetka otapala. Formiranje uređenih čvrstih otopina je praćeno promjenom fizičkih i mehaničkih svojstava. Čvrstoća se obično povećava, a duktilnost se smanjuje.

Sposobnost formiranja čvrstih rastvora svojstvena je ne samo čistim elementima, već i hemijskim jedinjenjima. U tim slučajevima, kristalna rešetka hemijskog jedinjenja je očuvana, ali višak atoma jedne od komponenti može da zameni određeni broj atoma druge komponente. Osim toga, u ovom slučaju, u pojedinačnim čvorovima mogu se pojaviti nezauzeti prostori - praznine. Čvrsti rastvori na bazi hemijskih jedinjenja, čije stvaranje je praćeno pojavom praznih prostora na mestima rešetke, nazivaju se rastvorima za oduzimanje.

RESUME

Ispod legura odnosi se na tvar dobivenu spajanjem dva ili više elemenata.

Skup faza koje su u stanju ravnoteže naziva se sistem. Faza su homogene komponente sistema koje imaju isti sastav, kristalnu strukturu i svojstva, isto stanje agregacije i interfejse odvojene od komponenti. Ispod strukturu razumiju oblik, veličinu i prirodu relativnog rasporeda faza u metalima i legurama. Komponente u leguri mogu formirati mehaničke smjese, hemijska jedinjenja ili čvrste otopine.

Mehanička mješavina dvije komponente nastaju kada nisu sposobne za međusobno otapanje u čvrstom stanju i ne ulaze u kemijsku reakciju da bi tvorile spoj.

Hemijska jedinjenja nastaju između komponenti koje imaju veliku razliku u elektronskoj strukturi atoma i kristalne rešetke. Struktura i svojstva hemijskog jedinjenja razlikuju se od strukture i svojstava komponenti koje su ga stvorile.

Najvažnija hemijska jedinjenja koja nastaju u legurama su:

Faze implementacije

Elektronske veze (Hume-Rothery faze)

Laves faze

Čvrsta rješenja nazivaju se faze u kojima jedna od komponenti legure zadržava svoju kristalnu rešetku, a atomi drugih (ili drugih) komponenti se nalaze u rešetki prve komponente (otapala), mijenjajući njene dimenzije.

Postoje čvrsta rješenja zamjena, implementacija i oduzimanje.

Pregledajte pitanja

1. Šta je legura?

2. Definirajte pojmove “faza”, “sistem”, “struktura”.

3. Kada u leguri nastaje mehanička mešavina komponenti, a kada hemijsko jedinjenje?

4. Šta su čvrsta rješenja? Koje vrste čvrstih rastvora poznajete?

8. DIJAGRAMI STANJA

Dijagram stanja je grafički prikaz stanja legure. Dijagrami stanja se konstruišu za ravnotežne uslove ili uslove koji su im dovoljno bliski. Stoga se fazni dijagram može nazvati i dijagramom ravnoteže.

Stanje ravnoteže odgovara minimalnoj vrijednosti slobodne energije. Ovo stanje se može postići u odsustvu pregrijavanja ili podhlađenja legure. Fazni dijagram predstavlja teorijski slučaj jer ravnotežne transformacije (bez prehlađenja ili pregrijavanja) u praksi se ne mogu dogoditi -

Xia. Obično se u praksi koriste transformacije koje se javljaju pri niskim brzinama grijanja ili hlađenja.

Opšti obrasci koegzistencije stabilnih faza mogu se izraziti u matematičkom obliku u obliku fazna pravila ili Gibbsov zakon.

Pravilo faza daje kvantitativni odnos između stepena slobode sistema i broja faza komponenti.

Ispod broj stepeni slobode (varijabilnost) sistemi razumeju broj spoljašnjih i unutrašnjih faktora (temperatura, pritisak, koncentracija) koji se mogu menjati bez promene broja faza u sistemu.

Pravilo faza.

S= k - f + 2

WITH- broj stepeni slobode, k- broj komponenti, f– broj faza, 2 – broj spoljnih faktora.

Fazno pravilo vrijedi samo za stanje ravnoteže.

Nezavisne varijable u jednadžbi faznog pravila su koncentracija, temperatura i pritisak. Ako pretpostavimo da se sve transformacije u metalu odvijaju pri konstantnom pritisku, tada će se broj varijabli smanjiti za jedan.

S= k - f + 1

Primjer. Pogledajmo kako se mijenja stepen slobode jednokomponentnog sistema ( k=1) za slučaj kristalizacije čistog metala. Kada je metal u tečnom stanju, tj. f =1(jedna faza je tečna), broj stepeni slobode je 1. Temperatura u ovom slučaju može da se menja bez promene agregacionog stanja. U trenutku kristalizacije f =2(dve faze - čvrsta i tečna), S=0. To znači da su dvije faze u ravnoteži na striktno određenoj temperaturi (tačka topljenja) i ne može se mijenjati sve dok jedna faza ne nestane, tj. sistem neće postati monovarijantan ( C=1).