يتكون الفلور الحر من جزيئات ثنائية الذرة. من وجهة النظر الكيميائية ، يمكن وصف الفلور بأنه مادة غير فلزية أحادية التكافؤ ، وعلاوة على ذلك ، الأكثر نشاطًا بين جميع المواد غير المعدنية. ويرجع ذلك إلى عدد من الأسباب ، بما في ذلك سهولة تحلل جزيء F2 إلى ذرات فردية - الطاقة المطلوبة لهذا هي فقط 159 كيلو جول / مول (مقابل 493 كيلو جول / مول لـ O 2 و 242 كيلو جول / مول لـ C 12). تمتلك ذرات الفلور تقاربًا كبيرًا مع الإلكترون وهي صغيرة الحجم نسبيًا. لذلك ، تبين أن روابط التكافؤ مع ذرات العناصر الأخرى أقوى من الروابط المماثلة لأشباه الفلزات الأخرى (على سبيل المثال ، طاقة رابطة HF هي - 564 كيلو جول / مول مقابل 460 كيلو جول / مول لـ اتصالات N-Oو 431 كيلوجول / مول لرابطة H-C1).

تتميز رابطة F-F بمسافة نووية تبلغ 1.42 أ. من أجل التفكك الحراري للفلور ، تم الحصول على البيانات التالية عن طريق الحساب:

تحتوي ذرة الفلور في الحالة الأرضية على بنية طبقة الإلكترون الخارجية 2s 2 2p 5 وهي أحادية التكافؤ. تتطلب إثارة الحالة ثلاثية التكافؤ المرتبطة بنقل إلكترون 2p إلى المستوى 3s إنفاقًا قدره 1225 kJ / mol ولا يتحقق عمليًا.

تقدر تقارب الإلكترون لذرة الفلور المحايدة بـ 339 كيلو جول / مول. Ion F - يتميز بنصف قطر فعال يبلغ 1.33 ألف وطاقة ترطيب تبلغ 485 كيلوجول / مول. بالنسبة لنصف القطر التساهمي للفلور ، تؤخذ عادةً قيمة 71 م (أي نصف المسافة بين النوى في جزيء F 2).

الترابط الكيميائي هو ظاهرة إلكترونية يجد فيها إلكترون واحد على الأقل ، والذي كان في مجال قوة نواته ، نفسه في مجال قوة نواة أخرى أو عدة نوى في نفس الوقت.

تتكون معظم المواد البسيطة وجميع المواد المعقدة (المركبات) من ذرات تتفاعل مع بعضها بطريقة معينة. بمعنى آخر ، يتم إنشاء رابطة كيميائية بين الذرات. عندما يتم تكوين رابطة كيميائية ، يتم إطلاق الطاقة دائمًا ، أي يجب أن تكون طاقة الجسيم المتكون أقل من الطاقة الإجمالية للجسيمات الأولية.

يعتبر انتقال الإلكترون من ذرة إلى أخرى ، مما يؤدي إلى تكوين أيونات مشحونة معاكسة مع تكوينات إلكترونية مستقرة ، والتي يتم إنشاء جذب إلكتروستاتيكي بينها ، هو أبسط نموذج للترابط الأيوني:

X → X + + e - ؛ Y + e - → Y - ؛ X + ص-

طرح العالم الألماني دبليو كوسيل (1916) فرضية تكوين الأيونات وحدوث التجاذب الكهروستاتيكي بينهما.

نموذج آخر للترابط هو مشاركة الإلكترونات بواسطة ذرتين ، ونتيجة لذلك يتم أيضًا تكوين تكوينات إلكترونية مستقرة. تسمى هذه الرابطة التساهمية ؛ وفي عام 1916 ، بدأ العالم الأمريكي ج.لويس في تطوير نظريتها.

كانت النقطة المشتركة في كلتا النظريتين هي تكوين جسيمات بتكوين إلكتروني مستقر يتزامن مع التكوين الإلكتروني للغاز النبيل.

على سبيل المثال ، في تكوين فلوريد الليثيوم ، تتحقق الآلية الأيونية لتكوين الرابطة. تفقد ذرة الليثيوم (3 Li 1s 2 2s 1) إلكترونًا وتتحول إلى كاتيون (3 Li + 1s 2) بتكوين الإلكترون للهيليوم. يقبل الفلور (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) إلكترونًا ، مكونًا أنيونًا (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) بالتكوين الإلكتروني للنيون. ينشأ التجاذب الكهروستاتيكي بين أيون الليثيوم Li + وأيون الفلور F - ، بسبب تكوين مركب جديد - فلوريد الليثيوم.

عندما يتشكل فلوريد الهيدروجين ، يكون الإلكترون الوحيد لذرة الهيدروجين (1s) والإلكترون غير المزدوج من ذرة الفلور (2p) في مجال عمل كلا النوى - ذرة الهيدروجين وذرة الفلور. وبالتالي ، ينشأ زوج إلكترون مشترك ، مما يعني إعادة توزيع كثافة الإلكترون وظهور أقصى كثافة إلكترونية. نتيجة لذلك ، يرتبط إلكترونان الآن بنواة ذرة الهيدروجين (التكوين الإلكتروني لذرة الهليوم) ، وترتبط ثمانية إلكترونات من مستوى الطاقة الخارجية بنواة الفلور (التكوين الإلكتروني لذرة النيون):

تسمى الرابطة التي ينفذها زوج إلكترون واحد رابطة واحدة.

يشار إليها بشرطة واحدة بين رموز العناصر: HF.

الميل إلى تكوين غلاف ثابت من ثمانية إلكترونات عن طريق نقل إلكترون من ذرة إلى أخرى (الرابطة الأيونية) أو عن طريق مشاركة الإلكترونات (الرابطة التساهمية) يسمى قاعدة الثمانيات.

يعتبر تكوين غلافين من الإلكترون لأيون الليثيوم وذرة الهيدروجين حالة خاصة.

ومع ذلك ، هناك مركبات لا تتبع هذه القاعدة. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة البريليوم في فلوريد البريليوم BeF 2 على غلاف من أربعة إلكترونات فقط ؛ ست قذائف إلكترونية مميزة لذرة البورون (تشير النقاط إلى إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي):

في الوقت نفسه ، في مركبات مثل الفوسفور (V) كلوريد والكبريت (VI) فلوريد واليود (VII) فلوريد ، تحتوي قذائف الإلكترون للذرات المركزية على أكثر من ثمانية إلكترونات (الفوسفور - 10 ؛ الكبريت - 12 ؛ اليود - 14):

في معظم حالات اقتران عنصر d ، لا يتم أيضًا احترام قاعدة الثمانيات.

في جميع الأمثلة السابقة ، تتكون رابطة كيميائية بين ذرات العناصر المختلفة ؛ يطلق عليه غير متجانسة. ومع ذلك ، يمكن أن تتكون الرابطة التساهمية أيضًا بين الذرات المتماثلة. على سبيل المثال ، يتكون جزيء الهيدروجين من خلال مشاركة 15 إلكترونًا من كل ذرة هيدروجين ، ونتيجة لذلك تكتسب كل ذرة تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا من إلكترونين. تتشكل الثماني بتات أثناء تكوين جزيئات من مواد بسيطة أخرى ، مثل الفلور:

يمكن أيضًا تكوين رابطة كيميائية عن طريق التنشئة الاجتماعية لأربعة أو ستة إلكترونات. في الحالة الأولى ، يتم تكوين رابطة مزدوجة ، وهي زوجان معممان من الإلكترونات ، في الحالة الثانية - رابطة ثلاثية (ثلاثة أزواج إلكترونية معممة).

على سبيل المثال ، عندما يتشكل جزيء النيتروجين N 2 ، يتم تكوين رابطة كيميائية عن طريق التنشئة الاجتماعية لستة إلكترونات: ثلاثة إلكترونات p غير مقترنة من كل ذرة. لتحقيق تكوين من ثمانية إلكترونات ، يتم تشكيل ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة:

يتم الإشارة إلى الرابطة المزدوجة بشرطتين ، رابطة ثلاثية بثلاثة. يمكن تمثيل جزيء النيتروجين N 2 على النحو التالي: N≡N.

في الجزيئات ثنائية الذرة التي تتكون من ذرات عنصر واحد ، تقع أقصى كثافة إلكترونية في منتصف الخط النووي الداخلي. نظرًا لعدم وجود فصل في الشحنات بين الذرات ، يُطلق على هذا النوع من الرابطة التساهمية اسم غير قطبي. دائمًا ما تكون الرابطة غير المتجانسة قطبية إلى حد ما ، حيث يتم إزاحة أقصى كثافة للإلكترون باتجاه إحدى الذرات ، والتي تكتسب بسببها شحنة سالبة جزئية (يشار إليها σ-). تكتسب الذرة التي يتم إزاحة الحد الأقصى لكثافة الإلكترون منها شحنة موجبة جزئية (يُشار إليها بـ σ +). تسمى الجسيمات المحايدة كهربائيًا التي لا تتطابق فيها مراكز الشحنات الجزئية السالبة والشحنات الموجبة الجزئية في الفضاء بثنائيات الأقطاب. يتم قياس قطبية السندات بواسطة العزم ثنائي القطب (μ) ، والذي يتناسب طرديًا مع حجم الشحنات والمسافة بينهما.

أرز. تمثيل تخطيطي لثنائي القطب

قائمة الأدب المستخدم

1. بوبكوف في أ.، Puzakov S. A. الكيمياء العامة: كتاب مدرسي. - م: GEOTAR-Media ، 2010. - 976 ص: ISBN 978-5-9704-1570-2. [مع. 32-35]

في عام 1916 ، تم اقتراح أول نظريات مبسطة للغاية عن بنية الجزيئات ، حيث تم استخدام التمثيلات الإلكترونية: نظرية الكيميائي الفيزيائي الأمريكي جي لويس (1875-1946) والعالم الألماني دبليو كوسيل. وفقًا لنظرية لويس ، يتضمن تكوين رابطة كيميائية في جزيء ثنائي الذرة إلكترونات التكافؤ لذرتين في وقت واحد. لذلك ، على سبيل المثال ، في جزيء الهيدروجين ، بدلاً من أولي التكافؤ ، بدأوا في رسم زوج إلكترون يشكل رابطة كيميائية:

تسمى الرابطة الكيميائية المكونة من زوج إلكترون الرابطة التساهمية. يصور جزيء فلوريد الهيدروجين على النحو التالي:

الفرق بين جزيئات المواد البسيطة (H2 ، F2 ، N2 ، O2) من الجزيئات مواد معقدة(HF ، NO ، H2O ، NH3) هو أن الأول ليس لديه عزم ثنائي القطب ، في حين أن الأخير لديه. يتم تعريف العزم ثنائي القطب م على أنه المنتج قيمه مطلقهتهمة q بالمسافة بين شحنتين متعاكستين r:

يمكن تحديد العزم ثنائي القطب م لجزيء ثنائي الذرة بطريقتين. أولاً ، نظرًا لأن الجزيء متعادل كهربائيًا ، فإن الشحنة الموجبة الإجمالية للجزيء Z "معروفة (تساوي مجموع شحنات النواة الذرية: Z" = ZA + ZB). بمعرفة المسافة بين النوى ، يمكن للمرء تحديد موقع مركز ثقل الشحنة الموجبة للجزيء. تم العثور على قيمة جزيئات m من التجربة. لذلك ، يمكنك إيجاد r "- المسافة بين مركزي جاذبية الشحنة الموجبة والسالبة الكلية للجزيء:

ثانيًا ، يمكننا أن نفترض أنه عند إزاحة زوج إلكترون يشكل رابطة كيميائية إلى إحدى الذرات ، تظهر بعض الشحنة السالبة الزائدة - q "على هذه الذرة وتظهر شحنة + q" على الذرة الثانية. المسافة بين الذرات هي:

تبلغ العزم ثنائي القطب لجزيء HF 6.4h 10-30 clh m ، مسافة HFيساوي 0.917 × 10-10 م ويعطي حساب q ": q" = 0.4 شحنة أولية (أي شحنة إلكترون). نظرًا لظهور شحنة سالبة زائدة على ذرة الفلور ، فهذا يعني أن زوج الإلكترون الذي يشكل رابطة كيميائية في جزيء HF ينتقل إلى ذرة الفلور. تسمى هذه الرابطة الكيميائية الرابطة القطبية التساهمية. لا تحتوي جزيئات النوع A2 على عزم ثنائي القطب. تسمى الروابط الكيميائية التي تشكل هذه الجزيئات روابط تساهمية غير قطبية.

نظرية كوسيلتم اقتراحه لوصف الجزيئات المتكونة معادن نشطة(الأرض القلوية والقلوية) والفلزات النشطة (الهالوجينات والأكسجين والنيتروجين). إلكترونات التكافؤ الخارجي لذرات المعدن هي الأبعد من نواة الذرة ، وبالتالي يتم الاحتفاظ بها بشكل ضعيف نسبيًا بواسطة ذرة المعدن. في الذرات العناصر الكيميائيةتقع في نفس الصف من النظام الدوري ، عند الانتقال من اليسار إلى اليمين ، تزداد شحنة النواة طوال الوقت ، وتوجد إلكترونات إضافية في نفس طبقة الإلكترون. هذا يؤدي إلى حقيقة أن غلاف الإلكترون الخارجي يتقلص وأن الإلكترونات تتماسك أكثر فأكثر في الذرة. لذلك ، في جزيء MeX ، يصبح من الممكن تحريك إلكترون التكافؤ الخارجي المحتفظ به ضعيفًا للمعدن مع إنفاق طاقة مساوية لإمكانات التأين في غلاف إلكترون التكافؤ للذرة غير المعدنية مع إطلاق طاقة مساوية لتقارب الإلكترون . نتيجة لذلك ، يتم تكوين اثنين من الأيونات: Me + و X-. التفاعل الكهروستاتيكي لهذه الأيونات هو رابطة كيميائية. يسمى هذا النوع من الاتصال أيوني.

إذا حددنا لحظات ثنائي القطب لجزيئات MeX في أزواج ، فقد اتضح أن الشحنة من ذرة المعدن لا تنتقل تمامًا إلى الذرة غير المعدنية ، ومن الأفضل وصف الرابطة الكيميائية في هذه الجزيئات بأنها رابطة تساهمية قطبية عالية. توجد الكاتيونات المعدنية الموجبة Me + والأنيونات السالبة للذرات غير المعدنية X- عادة في مواقع الشبكة البلورية لبلورات هذه المواد. ولكن في هذه الحالة ، يتفاعل كل أيون معدني موجب أولاً بشكل كهربائي مع أقرب الأنيونات غير المعدنية ، ثم مع الكاتيونات المعدنية ، وهكذا. وهذا يعني أنه في البلورات الأيونية ، يتم فصل الروابط الكيميائية ، ويتفاعل كل أيون في النهاية مع جميع الأيونات الأخرى التي تدخل البلورة ، والتي تعد جزيءًا عملاقًا.

إلى جانب الخصائص المحددة جيدًا للذرات ، مثل شحنات النوى الذرية ، وإمكانات التأين ، وتقارب الإلكترون ، تُستخدم أيضًا الخصائص الأقل تحديدًا في الكيمياء. واحد منهم هو الكهربية. تم تقديمه إلى العلم بواسطة الكيميائي الأمريكي L.Puling. دعونا أولاً نفكر في عناصر الفترات الثلاث الأولى في البيانات الخاصة بجهد التأين الأول وتقارب الإلكترون.

يتم شرح الانتظام في إمكانات التأين وتقارب الإلكترون بشكل كامل من خلال بنية غلاف إلكترون التكافؤ للذرات. تقارب الإلكترون لذرة النيتروجين المعزولة أقل بكثير من تقارب ذرات الفلزات القلوية ، على الرغم من أن النيتروجين مادة غير فلزية نشطة. في الجزيئات عند التفاعل مع ذرات العناصر الكيميائية الأخرى ، يثبت النيتروجين أنه مادة نشطة غير معدنية. هذا ما حاول ل.بولينج القيام به ، حيث أدخل "الكهربية" على أنها قدرة ذرات العناصر الكيميائية على إزاحة زوج الإلكترون تجاه نفسها أثناء التكوين. الروابط القطبية التساهمية. مقياس الكهربية للعناصر الكيميائية اقترحه L.Puling. وعزا أعلى كهرسلبية في الوحدات العشوائية التي لا أبعاد لها إلى الفلور - 4.0 ، والأكسجين - 3.5 ، والكلور والنيتروجين - 3.0 ، والبروم - 2.8. تتوافق طبيعة التغيير في الكهربية للذرات تمامًا مع القوانين التي يتم التعبير عنها في النظام الدوري. لذلك ، فإن استخدام المفهوم كهرسلبية"ببساطة يترجم إلى لغة أخرى تلك الأنماط في التغيير في خصائص المعادن واللافلزات التي تنعكس بالفعل في النظام الدوري.

العديد من المعادن في الحالة الصلبة هي بلورات شبه مكتملة التكوين.. توجد ذرات أو أيونات معدنية موجبة في عقد الشبكة البلورية. تكون إلكترونات ذرات المعدن التي تشكلت منها الأيونات الموجبة على شكل غاز إلكترون في الفراغ بين عقد الشبكة البلورية وتنتمي إلى جميع الذرات والأيونات. وهي تحدد اللمعان المعدني المميز ، والتوصيل الكهربائي العالي ، والتوصيل الحراري للمعادن. نوع يسمى الترابط الكيميائي ، الذي يتم بواسطة الإلكترونات الاجتماعية في بلورة معدنيةالسندات معدنية.

في عام 1819 ، أثبت العالمان الفرنسيان P. Dulong و A. Petit بشكل تجريبي أن السعة الحرارية المولارية لجميع المعادن تقريبًا في الحالة البلورية هي 25 J / mol. الآن يمكننا بسهولة شرح سبب ذلك. إن ذرات المعادن الموجودة في عقد الشبكة البلورية تكون دائمًا في حالة حركة - فهي تُحدث حركات تذبذبية. يمكن أن تتحلل هذه الحركة المعقدة إلى ثلاث حركات تذبذبية بسيطة في ثلاث مستويات متعامدة بشكل متبادل. كل حركة تذبذبية لها طاقتها الخاصة وقانونها الخاص لتغييرها مع زيادة درجة الحرارة - السعة الحرارية الخاصة بها. القيمة المحددة للسعة الحرارية لأي حركة تذبذبية للذرات تساوي R - ثابت الغاز الشامل. ثلاث حركات اهتزازية مستقلة للذرات في بلورة تتوافق مع سعة حرارية تساوي 3R. عندما يتم تسخين المعادن ، بدءًا من درجات حرارة منخفضة جدًا ، تزداد سعتها الحرارية من الصفر. تصل السعة الحرارية لمعظم المعادن إلى قيمتها القصوى - في درجات حرارة الغرفة ودرجات حرارة أعلى - 3R.

عند تسخينها ، يتم تدمير الشبكة البلورية للمعادن وتنتقل إلى الحالة المنصهرة. عند مزيد من التسخين ، تتبخر المعادن. في الأبخرة ، توجد العديد من المعادن مثل جزيئات Me2. في هذه الجزيئات ، تكون ذرات المعدن قادرة على تكوين روابط تساهمية غير قطبية.

الفلور عنصر كيميائي (الرمز F ، العدد الذري 9) ، وهو عنصر غير فلزي ينتمي إلى مجموعة الهالوجين. إنها المادة الأكثر نشاطًا وكهربائية. عند درجة الحرارة والضغط الطبيعيين ، يكون جزيء الفلور أصفر باهتًا بالصيغة F 2. مثل الهاليدات الأخرى ، يعتبر الفلور الجزيئي خطيرًا جدًا ويسبب حروقًا كيميائية شديدة عند ملامسته للجلد.

إستعمال

يستخدم الفلور ومركباته على نطاق واسع ، بما في ذلك إنتاج المستحضرات الصيدلانية والكيماويات الزراعية والوقود ومواد التشحيم والمنسوجات. تستخدم في حفر الزجاج ، بينما تستخدم بلازما الفلور لإنتاج أشباه الموصلات وغيرها من المواد. قد تساعد التركيزات المنخفضة من أيونات F في معجون الأسنان ومياه الشرب في منع تسوس الأسنان ، بينما توجد تركيزات أعلى في بعض المبيدات الحشرية. العديد من أدوية التخدير العامة عبارة عن مشتقات الهيدروفلوروكربون. يعتبر نظير 18 F مصدرًا للبوزيترونات للتصوير الطبي عن طريق التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني ، ويستخدم سداسي فلوريد اليورانيوم لفصل نظائر اليورانيوم وإنتاجها لمحطات الطاقة النووية.

تاريخ الاكتشاف

كانت المعادن التي تحتوي على مركبات الفلور معروفة قبل سنوات عديدة من عزل هذا العنصر الكيميائي. على سبيل المثال ، تم وصف الفلورسبار المعدني (أو الفلوريت) ، المكون من فلوريد الكالسيوم ، في عام 1530 بواسطة جورج أجريكولا. لاحظ أنه يمكن استخدامه كمواد متدفقة ، وهي مادة تساعد على خفض درجة انصهار المعدن أو الخام وتساعد على تنقية المعدن المطلوب. لذلك ، حصل الفلور على اسمه اللاتيني من كلمة fluere ("flow").

في عام 1670 ، اكتشف النافخ الزجاجي هاينريش شوانهارد أن الزجاج محفور بفعل فلوريد الكالسيوم (الفلورسبار) المعالج بالحمض. قام كارل شيل والعديد من الباحثين اللاحقين ، بما في ذلك همفري ديفي ، وجوزيف لويس جاي-لوساك ، وأنطوان لافوازييه ، ولويس ثينارد ، بتجربة حمض الهيدروفلوريك (HF) ، والذي تم الحصول عليه بسهولة عن طريق معالجة CaF بحمض الكبريتيك المركز.

في النهاية ، أصبح من الواضح أن HF يحتوي على عنصر غير معروف من قبل. ومع ذلك ، بسبب تفاعلها المفرط ، لا يمكن عزل هذه المادة لسنوات عديدة. ليس من الصعب فصلها عن المركبات فحسب ، بل إنها تتفاعل على الفور مع مكوناتها الأخرى. إن عزل عنصر الفلورين عن حمض الهيدروفلوريك أمر خطير للغاية ، وقد أدت المحاولات المبكرة إلى تعمي وقتل العديد من العلماء. أصبح هؤلاء الناس يعرفون باسم "شهداء الفلوريد".

الاكتشاف والإنتاج

أخيرًا ، في عام 1886 ، تمكن الكيميائي الفرنسي هنري مويسان من عزل الفلور عن طريق التحليل الكهربائي لمزيج من فلوريد البوتاسيوم المصهور وحمض الهيدروفلوريك. لهذا حصل على جائزة جائزة نوبل 1906 في الكيمياء. لا يزال نهج التحليل الكهربائي الخاص به يستخدم اليوم للإنتاج الصناعي لهذا العنصر الكيميائي.

بدأ أول إنتاج واسع النطاق للفلور خلال الحرب العالمية الثانية. كانت مطلوبة لإحدى مراحل صنع القنبلة الذرية كجزء من مشروع مانهاتن. تم استخدام الفلورين لإنتاج سادس فلوريد اليورانيوم (UF 6) ، والذي تم استخدامه بدوره لفصل النظيرين 235 U و 238 U عن بعضهما البعض. واليوم ، هناك حاجة إلى غاز UF 6 لإنتاج اليورانيوم المخصب للطاقة النووية.

أهم خواص الفلور

في الجدول الدوري ، يوجد العنصر في الجزء العلوي من المجموعة 17 (المجموعة 7 أ سابقًا) ، والتي تسمى الهالوجين. تشمل الهالوجينات الأخرى الكلور والبروم واليود والأستاتين. بالإضافة إلى ذلك ، يقع F في الفترة الثانية بين الأكسجين والنيون.

الفلور النقي هو غاز أكّال (الصيغة الكيميائية F 2) له رائحة نفاذة مميزة توجد بتركيز 20 نيوتن لكل لتر من الحجم. نظرًا لكونه أكثر العناصر تفاعلًا وكهربائيًا ، فإنه يشكل مركبات بسهولة مع معظمها. الفلور شديد التفاعل بحيث لا يتواجد في شكله الأولي وله تقارب كبير مع معظم المواد ، بما في ذلك السيليكون ، بحيث لا يمكن تحضيره أو تخزينه في عبوات زجاجية. في الهواء الرطب ، يتفاعل مع الماء ، ويشكل حمض الهيدروفلوريك أقل خطورة.

يتفاعل الفلور مع الهيدروجين وينفجر حتى في درجات الحرارة المنخفضة وفي الظلام. يتفاعل بعنف مع الماء لتكوين حمض الهيدروفلوريك وغاز الأكسجين. تحترق المواد المختلفة ، بما في ذلك المعادن والنظارات المشتتة بدقة ، بلهب ساطع في نفاثة من الفلور الغازي. بالإضافة إلى ذلك ، يشكل هذا العنصر الكيميائي مركبات مع الغازات النبيلة الكريبتون والزينون والرادون. ومع ذلك ، فإنه لا يتفاعل مباشرة مع النيتروجين والأكسجين.

على الرغم من النشاط المفرط للفلور ، فقد أصبحت طرق التعامل معه ونقله بشكل آمن متاحة الآن. يمكن تخزين العنصر في حاويات من الصلب أو المونيل (سبائك غنية بالنيكل) ، حيث تتشكل الفلوريدات على سطح هذه المواد ، مما يمنع حدوث المزيد من التفاعل.

الفلوريدات عبارة عن مواد يوجد فيها الفلور كأيون سالب الشحنة (F-) مع بعض العناصر الموجبة الشحنة. تعتبر مركبات الفلور مع المعادن من بين الأملاح الأكثر استقرارًا. عندما تذوب في الماء ، فإنها تنقسم إلى أيونات. الأشكال الأخرى للفلور هي معقدات مثل - و H 2 F +.

النظائر

هناك العديد من نظائر هذا الهالوجين ، تتراوح من 14 فهرنهايت إلى 31 فهرنهايت ، لكن التركيب النظائري للفلور يشمل واحدًا منها فقط ، 19 فهرنهايت ، الذي يحتوي على 10 نيوترونات ، لأنه الوحيد المستقر. يعتبر النظير المشع 18 F مصدرًا قيمًا للبوزيترونات.

التأثير البيولوجي

يوجد الفلور في الجسم بشكل أساسي في العظام والأسنان على شكل أيونات. تقلل فلورة مياه الشرب بتركيز أقل من جزء واحد في المليون من حدوث التسوس بشكل كبير - وفقًا لمجلس البحوث الوطني التابع للأكاديمية الوطنية للعلوم في الولايات المتحدة. من ناحية أخرى ، يمكن أن يؤدي التراكم المفرط للفلورايد إلى التسمم بالفلور ، والذي يتجلى في الأسنان المرقطة. عادة ما يتم ملاحظة هذا التأثير في المناطق التي يتجاوز فيها محتوى هذا العنصر الكيميائي في مياه الشرب تركيز 10 جزء في المليون.

عنصر الفلور وأملاح الفلورايد سامة ويجب التعامل معها بحذر شديد. يجب تجنب ملامسة الجلد أو العين بعناية. ينتج عن التفاعل مع الجلد الذي يخترق الأنسجة بسرعة ويتفاعل مع الكالسيوم في العظام ، مما يؤدي إلى إتلافها بشكل دائم.

الفلور في البيئة

يبلغ الإنتاج العالمي السنوي للفلوريت المعدني حوالي 4 ملايين طن ، وتبلغ الطاقة الإجمالية للرواسب المستكشفة في حدود 120 مليون طن.المناطق الرئيسية لاستخراج هذا المعدن هي المكسيك والصين وأوروبا الغربية.

يحدث الفلورين بشكل طبيعي في قشرة الأرضحيث يمكن العثور عليها في الصخور والفحم والطين. يتم إطلاق الفلوريدات في الهواء عن طريق تآكل التربة بفعل الرياح. يحتل الفلورين المرتبة الثالثة عشر بين أكثر العناصر الكيميائية وفرة في القشرة الأرضية - حيث يبلغ محتواها 950 جزء في المليون. في التربة ، يبلغ متوسط ​​تركيزه حوالي 330 جزءًا في المليون. يمكن إطلاق فلوريد الهيدروجين في الهواء نتيجة لعمليات الاحتراق الصناعي. ينتهي الحال بالفلوريدات الموجودة في الهواء بالسقوط على الأرض أو في الماء. عندما يشكل الفلور رابطة مع جزيئات صغيرة جدًا ، يمكن أن يبقى في الهواء لفترات طويلة من الزمن.

يوجد 0.6 من المليار من هذا العنصر الكيميائي في الغلاف الجوي في شكل ضباب ملح ومركبات الكلور العضوية. في المناطق الحضرية ، يصل التركيز إلى 50 جزءًا في المليار.

روابط

الفلور عنصر كيميائي يشكل مجموعة واسعة من المركبات العضوية وغير العضوية. يمكن للكيميائيين استبدال ذرات الهيدروجين به ، وبالتالي خلق العديد من المواد الجديدة. يشكل الهالوجين عالي التفاعل مركبات مع الغازات النبيلة. في عام 1962 ، صنع نيل بارتليت سداسي فلورو بلاتينات الزينون (XePtF6). كما تم الحصول على فلوريد الكريبتون والرادون. مركب آخر هو الأرجون فلوروهيدريد ، وهو مستقر فقط في درجات حرارة منخفضة للغاية.

تطبيق الصناعي

في الحالة الذرية والجزيئية ، يستخدم الفلور في حفر البلازما في إنتاج أشباه الموصلات ، وشاشات العرض المسطحة ، والأنظمة الكهروميكانيكية الدقيقة. يستخدم حمض الهيدروفلوريك لنقش الزجاج في المصابيح والمنتجات الأخرى.

إلى جانب بعض مركباته ، يعتبر الفلور مكونًا مهمًا في إنتاج المستحضرات الصيدلانية والكيماويات الزراعية والوقود وزيوت التشحيم والمنسوجات. العنصر الكيميائي ضروري لإنتاج ألكانات مهلجنة (هالونات) ، والتي بدورها تستخدم على نطاق واسع في أنظمة تكييف الهواء والتبريد. في وقت لاحق ، تم حظر استخدام مركبات الكربون الكلورية فلورية لأنها تساهم في تدمير طبقة الأوزون في الغلاف الجوي العلوي.

سادس فلوريد الكبريت هو غاز خامل للغاية وغير سام مصنف على أنه غاز دفيئة. بدون الفلور ، لا يمكن إنتاج مواد بلاستيكية منخفضة الاحتكاك مثل التفلون. العديد من أدوية التخدير (مثل سيفوفلوران وديسفلوران وإيزوفلورين) هي من مشتقات مركبات الكربون الكلورية فلورية. يستخدم سداسي فلورو ألومينات الصوديوم (كريوليت) في التحليل الكهربائي للألمنيوم.

تستخدم مركبات الفلور ، بما في ذلك NaF ، في معاجين الأسنان لمنع تسوس الأسنان. تضاف هذه المواد إلى إمدادات المياه البلدية لتوفير فلورة المياه ، ومع ذلك تعتبر هذه الممارسة مثيرة للجدل بسبب تأثيرها على صحة الإنسان. في التركيزات العالية ، يستخدم NaF كمبيد حشري ، خاصة لمكافحة الصراصير.

في الماضي ، تم استخدام الفلوريدات لتقليل الخامات وزيادة سيولتها. الفلور عنصر مهم في إنتاج سادس فلوريد اليورانيوم ، والذي يستخدم لفصل نظائره. 18 F ، نظير مشع لمدة 110 دقيقة ، ينبعث البوزيترونات وغالبًا ما يستخدم في التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني الطبي.

الخصائص الفيزيائية للفلور

الخصائص الأساسية للعنصر الكيميائي هي كما يلي:

• الكتلة الذرية 18.9984032 جم / مول.
• التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 5.
• حالة الأكسدة هي -1.
• الكثافة 1.7 جم / لتر.
• نقطة الانصهار 53.53 ك.
• نقطة الغليان 85.03 ك.
• السعة الحرارية 31.34 جول / (ك مول).

تسمى الجزيئات الكيميائية المكونة من ذرتين أو أكثر الجزيئات(حقيقي أو مشروط وحدات الصيغةالمواد المتعددة الذرات). الذرات في الجزيئات مرتبطة كيميائيا.

الرابطة الكيميائية هي قوة جذب كهربائية تعمل على تماسك الجسيمات معًا. كل رابطة كيميائية في الصيغ الهيكليةيبدو خط التكافؤفمثلا:

H - H (رابطة بين ذرتين هيدروجين) ؛

H 3 N - H + (رابطة بين ذرة النيتروجين في جزيء الأمونيا وكاتيون الهيدروجين) ؛

(K +) - (I -) (الرابطة بين كاتيون البوتاسيوم وأيون يوديد).

تتكون الرابطة الكيميائية من زوج من الإلكترونات () ، والتي في الصيغ الإلكترونية للجسيمات المعقدة (الجزيئات والأيونات المعقدة) يتم استبدالها عادةً بخط تكافؤ ، على عكس أزواج الإلكترونات غير المشتركة من الذرات ، على سبيل المثال:

الرابطة الكيميائية تسمى تساهميةإذا تم تشكيلها من خلال التنشئة الاجتماعية لزوج من الإلكترونات بواسطة كلتا الذرتين.

في جزيء F 2 ، تتمتع ذرتا الفلور بنفس القدرة الكهربية ، وبالتالي فإن امتلاك زوج الإلكترون هو نفسه بالنسبة لهما. تسمى هذه الرابطة الكيميائية غير القطبية ، لأن كل ذرة فلور لها كثافة الإلكتروناتنفس الشيء في الصيغة الإلكترونيةيمكن تقسيم الجزيئات بينهما بالتساوي:

في جزيء حمض الهيدروكلوريك ، الرابطة الكيميائية موجودة بالفعل قطبينظرًا لأن كثافة الإلكترون على ذرة الكلور (عنصر ذو قدرة كهرومغناطيسية أكبر) أعلى بكثير من كثافة الإلكترون في ذرة الهيدروجين:

يمكن تكوين رابطة تساهمية ، على سبيل المثال H - H ، من خلال مشاركة إلكترونات ذرتين متعادلتين:

H + H> H - H

تسمى آلية الترابط هذه تبادلأو ما يعادل.

وفقًا لآلية أخرى ، تنشأ نفس الرابطة التساهمية H - H عندما يتم إضفاء الطابع الاجتماعي على زوج الإلكترون من أيون الهيدريد H بواسطة كاتيون الهيدروجين H +:

H + + (: H) -> H - H.

يسمى H + الكاتيون في هذه الحالة متقبلوالأنيون H. - جهات مانحةزوج الإلكترون. ستكون آلية تكوين الرابطة التساهمية في هذه الحالة متقبل المانح ،أو تنسيق.

الروابط الفردية (H - H ، F - F ، H - CI ، H - N) تسمى الروابط ،يحددون الشكل الهندسي للجزيئات.

السندات المزدوجة والثلاثية () تحتوي على مكون واحد ومكون واحد أو مكونين ؛ المكوِّن ، وهو العنصر الأساسي المشروط أولاً ، هو دائمًا أقوى من المكوِّنات؟

الخصائص الفيزيائية (القابلة للقياس في الواقع) للرابطة الكيميائية هي طاقتها وطولها وقطبتها.

طاقة الرابطة الكيميائية (ه cv) هي الحرارة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين هذه الرابطة وتنفق على تكسيرها. بالنسبة للذرات نفسها ، تكون الرابطة الواحدة دائمًا أضعفمن مضاعف (مزدوج ، ثلاثي).

طول الرابطة الكيميائية (لق) - المسافة بين النوى. بالنسبة للذرات نفسها ، تكون الرابطة الواحدة دائمًا طويلمن مضاعف.

قطبيةيتم قياس الاتصال عزم كهربائي ثنائي القطب ص- حاصل ضرب شحنة كهربائية حقيقية (على ذرات رابطة معينة) بطول ثنائي القطب (أي طول الرابطة). كلما زادت العزم ثنائي القطب ، زادت قطبية الرابطة. تكون الشحنات الكهربائية الحقيقية على الذرات في الرابطة التساهمية دائمًا أصغر في القيمة من حالات الأكسدة للعناصر ، ولكنها تتطابق في الإشارة ؛ على سبيل المثال ، بالنسبة لرابطة H + I -Cl -I ، فإن الشحنات الحقيقية هي H +0 "17 -Cl -0" 17 (جسيم ثنائي القطب ، أو ثنائي القطب).

قطبية الجزيئاتيحددها تكوينها وشكلها الهندسي.

غير قطبي (ع = س) سوف يكون:

أ) الجزيئات بسيطالمواد ، لأنها تحتوي فقط على روابط تساهمية غير قطبية ؛

ب) متعدد الذراتالجزيئات صعبةالمواد ، إذا كان شكلها الهندسي متماثل.

على سبيل المثال ، تحتوي جزيئات CO 2 و BF 3 و CH 4 على الاتجاهات التالية لنواقل الرابطة المتساوية (بطول الطول):

عند إضافة نواقل الرابطة ، يختفي مجموعها دائمًا ، وتكون الجزيئات ككل غير قطبية ، على الرغم من أنها تحتوي على روابط قطبية.

بولار (ص> O) ستكون:

أ) ثنائي الذرةالجزيئات صعبةالمواد ، لأنها تحتوي على روابط قطبية فقط ؛

ب) متعدد الذراتالجزيئات صعبةالمواد ، إذا كان هيكلها غير متماثلأي أن شكلها الهندسي إما غير مكتمل أو مشوه ، مما يؤدي إلى ظهور ثنائي القطب الكهربائي الكلي ، على سبيل المثال ، لجزيئات NH 3 و H 2 O و HNO 3 و HCN.

لا يمكن أن تكون الأيونات المركبة ، مثل NH 4 + و SO 4 2 و NO 3 - من حيث المبدأ ثنائيات أقطاب ، فهي تحمل شحنة واحدة فقط (موجبة أو سالبة).

الرابطة الأيونيةينشأ أثناء التجاذب الكهروستاتيكي للكاتيونات والأنيونات مع عدم وجود أي تنشئة اجتماعية تقريبًا لزوج من الإلكترونات ، على سبيل المثال ، بين K + و I -. تحتوي ذرة البوتاسيوم على نقص في كثافة الإلكترون ، وذرة اليود بها فائض. يعتبر هذا الاتصال يحدحالة الرابطة التساهمية ، حيث أن زوجًا من الإلكترونات يمتلك عمليا الأنيون. هذا الاتصال هو الأكثر شيوعًا لمركبات الفلزات النموذجية وغير الفلزية (CsF ، NaBr ، CaO ، K 2 S ، Li 3 N) ومواد من فئة الملح (NaNO 3 ، K 2 SO 4 ، CaCO 3). كل هذه المجمعات في ظروف الغرفة المواد البلورية، والتي يوحدها الاسم الشائع بلورات أيونية(بلورات مبنية من الكاتيونات والأنيونات).

هناك نوع آخر من الاتصال يسمى السندات معدنية،حيث يتم الاحتفاظ بإلكترونات التكافؤ بشكل فضفاض بواسطة ذرات معدنية بحيث لا تنتمي في الواقع إلى ذرات معينة.

تصبح ذرات المعادن ، التي تُركت بدون إلكترونات خارجية تنتمي إليها بوضوح ، أيونات موجبة. أنها تشكل شعرية الكريستال المعدنية.مجموعة إلكترونات التكافؤ الاجتماعي ( غاز الإلكترون)يحمل الأيونات المعدنية الموجبة معًا وفي مواقع شبكية محددة.

بالإضافة إلى البلورات الأيونية والمعدنية ، هناك أيضًا الذريو جزيئيالمواد البلورية ، في مواقع الشبكة التي توجد بها ذرات أو جزيئات ، على التوالي. أمثلة: الماس والجرافيت - بلورات ذات شبكة ذرية ، واليود I 2 وثاني أكسيد الكربون CO 2 (جليد جاف) - بلورات ذات شبكة جزيئية.

لا توجد الروابط الكيميائية داخل جزيئات المواد فحسب ، بل يمكن أن تتكون أيضًا بين الجزيئات ، على سبيل المثال ، بالنسبة إلى HF السائل والماء H 2 O ومزيج من H 2 O + NH 3:

رابطة الهيدروجينتشكلت بسبب قوى الجذب الكهروستاتيكي للجزيئات القطبية التي تحتوي على ذرات من أكثر العناصر الكهربية - F ، O ، N. على سبيل المثال ، الروابط الهيدروجينية موجودة في HF ، H 2 O و NH 3 ، لكنها ليست في HCl ، H 2 S و PH 3.

الروابط الهيدروجينية غير مستقرة وتنكسر بسهولة تامة ، على سبيل المثال ، عندما يذوب الجليد ويغلي الماء. ومع ذلك ، يتم إنفاق بعض الطاقة الإضافية على كسر هذه الروابط ، وبالتالي نقاط الانصهار (الجدول 5) ونقاط غليان المواد ذات الروابط الهيدروجينية

(على سبيل المثال ، HF و H 2 O) أعلى بكثير من المواد المماثلة ، ولكن بدون روابط هيدروجينية (على سبيل المثال ، HCl و H 2 S ، على التوالي).

تشكل العديد من المركبات العضوية أيضًا روابط هيدروجينية ؛ دورا هاماتلعب رابطة الهيدروجين في العمليات البيولوجية.

أمثلة على تخصيصات الجزء أ

1. المواد ذات الروابط التساهمية فقط هي

1) SiH 4 ، Cl 2 O ، CaBr 2

2) NF 3 ، NH 4 Cl ، P 2 O 5

3) CH 4 ، HNO 3 ، Na (CH 3 O)

4) CCl 2 O ، I 2 ، N 2 O

2–4. الرابطة التساهمية

2. واحد

3. مزدوج

4. الثلاثي

الحاضر في المادة

5. توجد روابط متعددة في الجزيئات

6. تسمى الجسيمات الجذور

7. يتم تشكيل إحدى الروابط بواسطة آلية المتبرع المتقبل في مجموعة الأيونات

1) SO 4 2- ، NH 4 +

2) H 3 O +، NH 4 +

3) PO 4 3- ، NO 3 -

4) PH 4 + ، SO 3 2-

8. الأكثر دواماو قصيرةالسندات - في جزيء

9. المواد ذات الروابط الأيونية فقط - في المجموعة

2) NH 4 Cl ، SiCl 4

10–13. الشبكة البلورية للمادة

13. Va (OH) 2

1) معدن

رقم المهمة 1

من القائمة المقترحة ، حدد مركبين يوجد فيهما رابطة كيميائية أيونية.

• 1. Ca (ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3-NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

الجواب: 13

في الغالبية العظمى من الحالات ، يمكن تحديد وجود نوع أيوني من الروابط في المركب من خلال حقيقة أن وحداته الهيكلية تشتمل في نفس الوقت على ذرات من معدن نموذجي وذرات غير معدنية.

على هذا الأساس ، نثبت أن هناك رابطة أيونية في المركب رقم 1 - Ca (ClO 2) 2 ، لأن في صيغته ، يمكن للمرء أن يرى ذرات فلز كالسيوم نموذجي وذرات غير فلزية - أكسجين وكلور.

ومع ذلك ، لم يعد هناك المزيد من المركبات التي تحتوي على ذرات معدنية وغير معدنية في هذه القائمة.

من بين المركبات المشار إليها في التخصيص هناك كلوريد الأمونيوم ، حيث تتحقق الرابطة الأيونية بين كاتيون الأمونيوم NH 4 + وأيون الكلوريد Cl -.

رقم المهمة 2

من القائمة المقترحة ، حدد مركبين يكون فيهما نوع الرابطة الكيميائية هو نفسه الموجود في جزيء الفلور.

1) الأكسجين

2) أكسيد النيتريك (II)

3) بروميد الهيدروجين

4) يوديد الصوديوم

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

يتكون جزيء الفلور (F 2) من ذرتين من عنصر كيميائي غير معدني ، وبالتالي فإن الرابطة الكيميائية في هذا الجزيء تكون تساهمية غير قطبية.

لا يمكن تحقيق الرابطة التساهمية غير القطبية إلا بين ذرات نفس العنصر الكيميائي في مادة غير فلزية.

من بين الخيارات المقترحة ، يحتوي الأكسجين والماس فقط على نوع رابطة تساهمية غير قطبية. جزيء الأكسجين ثنائي الذرة ، ويتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد من مادة غير معدنية. الماس له تركيب ذري وفي بنيته كل ذرة كربون ، وهي غير فلزية ، مرتبطة بأربع ذرات كربون أخرى.

أكسيد النيتريك (II) مادة تتكون من جزيئات تتكون من ذرات من نوعين مختلفين من غير المعادن. نظرًا لأن الكهربية للذرات المختلفة مختلفة دائمًا ، فإن زوج الإلكترون المشترك في الجزيء يتحول نحو العنصر الأكثر كهرسلبية ، في هذه الحالة الأكسجين. وبالتالي ، فإن الرابطة في جزيء NO هي قطبية تساهمية.

يتكون بروميد الهيدروجين أيضًا من جزيئات ثنائية الذرة تتكون من ذرات الهيدروجين والبروم. يتم تحويل زوج الإلكترون المشترك الذي يشكل رابطة H-Br إلى ذرة البروم الكهربية. الرابطة الكيميائية في جزيء HBr هي أيضًا قطبية تساهمية.

يوديد الصوديوم مادة أيونية تتكون من كاتيون معدني وأنيون يوديد. تتكون الرابطة في جزيء NaI نتيجة انتقال الإلكترون من 3 س- أوربتال من ذرة الصوديوم (تتحول ذرة الصوديوم إلى كاتيون) إلى نصف ممتلئ. ص- مداري ذرة اليود (تتحول ذرة اليود إلى أنيون). تسمى هذه الرابطة الكيميائية الأيونية.

رقم المهمة 3

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين بين الجزيئات التي تتكون منها روابط الهيدروجين.

• 1. ج 2 ح 6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

تفسير:

تحدث الروابط الهيدروجينية في مواد ذات بنية جزيئية ، حيث توجد روابط تساهمية H-O و H-N و H-F. أولئك. الروابط التساهمية لذرة الهيدروجين مع ذرات العناصر الكيميائية الثلاثة ذات أعلى كهرسلبية.

وبالتالي ، من الواضح أن هناك روابط هيدروجينية بين الجزيئات:

2) الكحوليات

3) الفينولات

4) الأحماض الكربوكسيلية

5) الأمونيا

6) الأمينات الأولية والثانوية

7) حمض الهيدروفلوريك

رقم المهمة 4

من القائمة المقترحة ، حدد مركبين لهما رابطة كيميائية أيونية.

• 1. PCl 3
• 2. CO2
• 3.NaCl
• 4. H 2 S.
• 5. MgO

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 35

تفسير:

في الغالبية العظمى من الحالات ، يمكن أن نستنتج أن هناك نوعًا أيونيًا من الروابط في المركب من خلال حقيقة أن تكوين الوحدات الهيكلية للمادة يتضمن في نفس الوقت ذرات من معدن نموذجي وذرات غير فلزية.

على هذا الأساس ، أثبتنا وجود رابطة أيونية في المركب رقم 3 (NaCl) و 5 (MgO).

ملحوظة*

بالإضافة إلى الميزة المذكورة أعلاه ، يمكن القول بوجود رابطة أيونية في المركب إذا كانت وحدته الهيكلية تحتوي على كاتيون أمونيوم (NH 4 +) أو نظائرها العضوية - ألكيل أمونيوم RNH 3 + ، Dialkylammonium R 2 NH 2 + ، تجربة alkylammonium R 3 NH كاتيونات + أو tetraalkylammonium R 4 N + ، حيث R عبارة عن بعض جذور الهيدروكربون. على سبيل المثال، نوع أيونتحدث الرابطة في المركب (CH 3) 4 NCl بين الكاتيون (CH 3) 4 + وأيون الكلوريد Cl -.

رقم المهمة 5

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين من نفس النوع من الهيكل.

4) ملح

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

رقم المهمة 8

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين لهما بنية غير جزيئية.

2) الأكسجين

3) الفسفور الأبيض

5) السيليكون

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

رقم المهمة 11

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة مزدوجة بين ذرات الكربون والأكسجين.

3) الفورمالديهايد

4) حمض الخليك

5) الجلسرين

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 34

رقم المهمة 14

من القائمة المقترحة ، اختر مادتين لهما رابطة أيونية.

1) الأكسجين

3) أول أكسيد الكربون (IV)

4) كلوريد الصوديوم

5) أكسيد الكالسيوم

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

رقم المهمة 15

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين لهما نفس نوع الشبكة البلورية مثل الماس.

1) السيليكا SiO 2

2) أكسيد الصوديوم Na 2 O

3) أول أكسيد الكربون CO

4) الفسفور الأبيض ص 4

5) السيليكون سي

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

رقم المهمة 20

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة ثلاثية واحدة.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3. ج 2 ح 4
• 4. N 2
• 5.C2H2

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

تفسير:

من أجل العثور على الإجابة الصحيحة ، دعنا نرسم الصيغ الهيكلية للمركبات من القائمة المعروضة:

وهكذا ، نرى أن الرابطة الثلاثية موجودة في جزيئات النيتروجين والأسيتيلين. أولئك. الإجابات الصحيحة 45

رقم المهمة 21

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة تساهمية غير قطبية.

ثيمات استخدام المبرمجالرابطة التساهمية الكيميائية ، أنواعها وآليات تكوينها. خصائص الرابطة التساهمية (قطبية وطاقة الرابطة). الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين

روابط كيميائية داخل الجزيئية

دعونا نفكر أولاً في الروابط التي تنشأ بين الجسيمات داخل الجزيئات. تسمى هذه الاتصالات ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ.

رابطة كيميائية بين ذرات العناصر الكيميائية لها طبيعة كهروستاتيكية وتتكون بسبب تفاعلات الإلكترونات الخارجية (التكافؤ)، بدرجة أو بأخرى التي عقدتها نوى موجبة الشحنةالذرات المستعبدة.

المفهوم الرئيسي هنا هو الخلابة الإلكترونية. هي التي تحدد نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات وخصائص هذه الرابطة.

هي قدرة الذرة على جذب (عقد) خارجي(التكافؤ) الإلكترونات. يتم تحديد الكهربية من خلال درجة جذب الإلكترونات الخارجية للنواة وتعتمد بشكل أساسي على نصف قطر الذرة وشحنة النواة.

يصعب تحديد الكهربية بشكل لا لبس فيه. قام L. Pauling بتجميع جدول للكهرباء النسبية (بناءً على طاقات الرابطة للجزيئات ثنائية الذرة). العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلورمع معنى 4 .

من المهم ملاحظة أنه في المصادر المختلفة يمكنك العثور على مقاييس وجداول مختلفة لقيم الكهربية. لا ينبغي الخوف من هذا ، لأن تكوين رابطة كيميائية يلعب دورًا الذرات ، وهي تقريبًا نفسها في أي نظام.

إذا كانت إحدى الذرات في الرابطة الكيميائية A: B تجذب الإلكترونات بقوة أكبر ، فإن زوج الإلكترون ينزاح نحوها. الاكثر فرق الكهربيةالذرات ، كلما إزاح زوج الإلكترون أكثر.

إذا كانت قيم الكهربية للذرات المتفاعلة متساوية أو متساوية تقريبًا: EO (A) ≈EO (V)، ثم لا يتم إزاحة زوج الإلكترون المشترك إلى أي من الذرات: أ: ب. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية.

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف ، ولكن ليس كثيرًا (الفرق في الكهربية هو تقريبًا من 0.4 إلى 2: 0,4<ΔЭО<2 ) ، ثم يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات. يسمى هذا الاتصال قطبي تساهمي .

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف اختلافًا كبيرًا (الفرق في الكهربية أكبر من 2: ΔEO> 2) ، ثم ينتقل أحد الإلكترونات بالكامل تقريبًا إلى ذرة أخرى ، مع التكوين الأيونات. يسمى هذا الاتصال أيوني.

الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية هي - تساهمية, أيونيو معدنيروابط. دعونا ننظر فيها بمزيد من التفصيل.

الرابطة الكيميائية التساهمية

الرابطة التساهمية – إنها رابطة كيميائية التي شكلتها تشكيل زوج إلكترون مشترك أ: ب . في هذه الحالة ، ذرتان تداخلالمدارات الذرية. تتكون الرابطة التساهمية من تفاعل الذرات مع اختلاف بسيط في الكهربية (كقاعدة ، بين اثنين من غير المعادن) أو ذرات عنصر واحد.

الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

• اتجاه,
• التشبع,
• قطبية,
• الاستقطاب.

تؤثر خصائص الرابطة هذه على الخصائص الكيميائية والفيزيائية للمواد.

اتجاه الاتصال يميز التركيب الكيميائي وشكل المواد. تسمى الزوايا بين رابطتين زوايا الرابطة. على سبيل المثال ، في جزيء الماء ، تكون زاوية رابطة H-O-H هي 104.45 o ، لذلك يكون جزيء الماء قطبيًا ، وفي جزيء الميثان ، تكون زاوية رابطة H-C-H هي 108 o 28 ′.

التشبع هي قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط الكيميائية التساهمية. يسمى عدد الروابط التي يمكن أن تشكلها الذرة.

قطبيةتنشأ الروابط بسبب التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بين ذرتين لهما كهرسلبية مختلفة. تنقسم الروابط التساهمية إلى قطبية وغير قطبية.

الاستقطاب الاتصالات قدرة إلكترونات الرابطة على أن يتم إزاحتها بواسطة مجال كهربائي خارجي(على وجه الخصوص ، المجال الكهربائي لجسيم آخر). يعتمد الاستقطاب على تنقل الإلكترون. وكلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، زادت حركته ، وبالتالي يصبح الجزيء أكثر قابلية للاستقطاب.

الرابطة الكيميائية التساهمية غير القطبية

هناك نوعان من الترابط التساهمي - القطبيةو الغير قطبي .

مثال . ضع في اعتبارك بنية جزيء الهيدروجين H 2. تحمل كل ذرة هيدروجين إلكترونًا واحدًا غير زوجي في مستوى طاقتها الخارجية. لعرض الذرة ، نستخدم بنية لويس - هذا رسم تخطيطي لبنية مستوى الطاقة الخارجية للذرة ، عندما يتم الإشارة إلى الإلكترونات بالنقاط. تعتبر نماذج هيكل نقاط لويس مساعدة جيدة عند العمل مع عناصر الفترة الثانية.

ح. +. ح = ح: ح

وبالتالي ، فإن جزيء الهيدروجين له زوج إلكترون واحد مشترك ورابطة كيميائية واحدة H - H. لا يتم إزاحة زوج الإلكترون هذا إلى أي من ذرات الهيدروجين ، لأن الكهربية من ذرات الهيدروجين هي نفسها. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية .

الرابطة التساهمية غير القطبية (المتماثلة) - هذه رابطة تساهمية تتكون من ذرات لها نفس القدرة الكهربية (كقاعدة عامة ، نفس اللافلزات) ، وبالتالي ، مع توزيع منتظم لكثافة الإلكترون بين نوى الذرات.

العزم ثنائي القطب للروابط غير القطبية هو 0.

أمثلة: H 2 (H-H) ، O 2 (O = O) ، S 8.

الرابطة الكيميائية القطبية التساهمية

الرابطة القطبية التساهمية هي رابطة تساهمية تحدث بين ذرات ذات كهرسلبية مختلفة (مستخدم، غير المعادن المختلفة) وتتميز الإزاحةزوج إلكترون شائع إلى ذرة كهربية أكثر (استقطاب).

يتم إزاحة كثافة الإلكترون إلى ذرة أكثر كهرسلبية - لذلك تظهر شحنة سالبة جزئية (δ-) عليها ، وتظهر شحنة موجبة جزئية على ذرة أقل كهرسلبية (δ + ، دلتا +).

كلما زاد الاختلاف في الكهربية للذرات ، زاد ارتفاعه قطبيةوصلات وأكثر عزم ثنائي الاقطاب . بين الجزيئات المجاورة والشحنات المعاكسة في الإشارة ، تعمل قوى جذب إضافية ، مما يزيد قوةروابط.

تؤثر قطبية الرابطة على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمركبات. تعتمد آليات التفاعل وحتى تفاعل الروابط المجاورة على قطبية الرابطة. غالبًا ما تحدد قطبية السندات قطبية الجزيءوبالتالي يؤثر بشكل مباشر على الخواص الفيزيائية مثل نقطة الغليان ونقطة الانصهار والذوبان في المذيبات القطبية.

أمثلة: حمض الهيدروكلوريك ، ثاني أكسيد الكربون ، NH 3.

آليات تكوين الرابطة التساهمية

يمكن أن تحدث الرابطة الكيميائية التساهمية من خلال آليتين:

1. آلية التبادل يكون تكوين الرابطة الكيميائية التساهمية عندما يوفر كل جسيم إلكترونًا واحدًا غير مزدوج لتشكيل زوج إلكترون مشترك:

أ . + . ب = أ: ب

2. يشكل تكوين الرابطة التساهمية آلية يوفر فيها أحد الجسيمات زوج إلكترون غير مشترك ، بينما يوفر الجسيم الآخر مدارًا شاغرًا لزوج الإلكترون هذا:

أ: + ب = أ: ب

في هذه الحالة ، توفر إحدى الذرات زوج إلكترون غير مشترك ( جهات مانحة) ، والذرة الأخرى توفر مدارًا شاغرًا لهذا الزوج ( متقبل). نتيجة لتكوين الرابطة ، تنخفض طاقة الإلكترون ، أي هذا مفيد للذرات.

رابطة تساهمية تشكلت بواسطة آلية متلقي المانح ، لا يختلفمن خلال خصائص الروابط التساهمية الأخرى التي شكلتها آلية التبادل. يعتبر تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح أمرًا نموذجيًا للذرات إما مع عدد كبير من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية (مانحون الإلكترون) ، أو العكس ، مع عدد صغير جدًا من الإلكترونات (متقبلات الإلكترون). يتم النظر في احتمالات التكافؤ للذرات بمزيد من التفصيل في المقابلة.

يتم تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح:

- في جزيء أول أكسيد الكربون CO(الرابطة في الجزيء ثلاثية ، يتم تشكيل رابطتين بواسطة آلية التبادل ، واحدة من خلال آلية المتلقي المتلقي): C≡O ؛

- الخامس أيون الأمونيوم NH 4 + بالأيونات الأمينات العضوية، على سبيل المثال ، في أيون ميثيل الأمونيوم CH 3 -NH 2 + ؛

- الخامس مركبات معقدة، رابطة كيميائية بين الذرة المركزية ومجموعات الروابط ، على سبيل المثال ، في رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم Na الرابطة بين أيونات الألومنيوم وهيدروكسيد ؛

- الخامس حامض النيتريك وأملاحه- النترات: HNO 3 ، NaNO 3 ، في بعض مركبات النيتروجين الأخرى ؛

- في جزيء الأوزونس 3.

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية ، كقاعدة عامة ، تتكون بين ذرات اللافلزات. الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية هي الطول والطاقة والتعدد والاتجاه.

تعدد الروابط الكيميائية

تعدد الروابط الكيميائية - هو - هي عدد أزواج الإلكترونات المشتركة بين ذرتين في مركب. يمكن بسهولة تحديد تعدد الرابطة من قيمة الذرات التي تشكل الجزيء.

على سبيل المثال ، في جزيء الهيدروجين H 2 تعدد السندات هو 1 ، لأن يحتوي كل هيدروجين على إلكترون واحد غير زوجي في مستوى الطاقة الخارجي ، لذلك يتم تكوين زوج إلكترون مشترك واحد.

في جزيء الأكسجين O 2 ، يكون تعدد السندات 2 ، لأن تحتوي كل ذرة على إلكترونين غير متزاوجين في مستوى طاقتها الخارجية: O = O.

في جزيء النيتروجين N 2 ، يكون تعدد السندات 3 ، لأن يوجد بين كل ذرة 3 إلكترونات غير زوجية في مستوى الطاقة الخارجية ، وتشكل الذرات 3 أزواج إلكترونية مشتركة N≡N.

طول الرابطة التساهمية

طول الرابطة الكيميائية هي المسافة بين مراكز نوى الذرات التي تشكل رابطة. يتم تحديده من خلال الأساليب الفيزيائية التجريبية. يمكن تقدير طول الرابطة تقريبًا ، وفقًا لقاعدة الجمع ، والتي بموجبها يكون طول الرابطة في جزيء AB يساوي تقريبًا نصف مجموع أطوال الرابطة في جزيئات A 2 و B 2:

يمكن تقدير طول الرابطة الكيميائية تقريبًا على طول نصف قطر الذراتأو تكوين رابطة أو من خلال تعدد الاتصالاتإذا لم يكن أنصاف أقطار الذرات مختلفة تمامًا.

مع زيادة نصف قطر الذرات التي تشكل رابطة ، سيزداد طول الرابطة.

على سبيل المثال

مع زيادة تعدد الروابط بين الذرات (التي لا يختلف نصف قطرها الذري ، أو تختلف قليلاً) ، سينخفض ​​طول الرابطة.

على سبيل المثال . في السلسلة: C – C ، C = C ، C≡C ، يتناقص طول الرابطة.

طاقة الرابطة

مقياس قوة الرابطة الكيميائية هو طاقة الرابطة. طاقة الرابطة يتم تحديدها من خلال الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات التي تشكل هذه الرابطة إلى مسافة لانهائية من بعضها البعض.

الرابطة التساهمية هي دائم جدا.وتتراوح طاقته من عدة عشرات إلى عدة مئات كيلوجول / مول. كلما زادت طاقة الرابطة ، زادت قوة الرابطة ، والعكس صحيح.

تعتمد قوة الرابطة الكيميائية على طول الرابطة وقطبية الرابطة وتعدد الرابطة. كلما طالت الرابطة الكيميائية ، كان من الأسهل كسرها ، وكلما انخفضت طاقة الرابطة ، انخفضت قوتها. كلما كانت الرابطة الكيميائية أقصر ، كانت أقوى ، وزادت طاقة الرابطة.

على سبيل المثال، في سلسلة مركبات HF ، HCl ، HBr من اليسار إلى اليمين قوة الرابطة الكيميائية النقصان، لأن يزداد طول السند.

الرابطة الكيميائية الأيونية

الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية تعتمد على جاذبية الأيونات الكهروستاتيكية.

الأيوناتتتشكل في عملية قبول أو التخلي عن الإلكترونات بواسطة الذرات. على سبيل المثال ، تمتلك ذرات جميع المعادن إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي بشكل ضعيف. لذلك ، تتميز ذرات المعدن خصائص التصالحيةالقدرة على التبرع بالإلكترونات.

مثال. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد عند مستوى الطاقة الثالث. وبسهولة التخلص منه ، تشكل ذرة الصوديوم أيون الصوديوم أكثر استقرارًا ، مع التكوين الإلكتروني لغاز النيون النبيل ني. يحتوي أيون الصوديوم على 11 بروتون و 10 إلكترونات فقط ، وبالتالي فإن إجمالي شحنة الأيون هو -10 + 11 = +1:

+11نا) 2) 8) 1 - 1 هـ = +11 نا +) 2 ) 8

مثال. تحتوي ذرة الكلور على 7 إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجية. للحصول على تكوين ذرة الأرجون الخاملة المستقرة Ar ، يحتاج الكلور إلى إرفاق إلكترون واحد. بعد ربط الإلكترون ، يتكون أيون كلور مستقر يتكون من إلكترونات. إجمالي شحنة الأيون هو -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + 1 هـ = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

ملحوظة:

• تختلف خصائص الأيونات عن خصائص الذرات!
• يمكن أن تتكون الأيونات المستقرة ليس فقط ذرات، لكن أيضا مجموعات الذرات. على سبيل المثال: أيون الأمونيوم NH 4 + ، أيون الكبريتات SO 4 2- ، إلخ. تعتبر الروابط الكيميائية المكونة من هذه الأيونات أيضًا أيونية ؛
• عادة ما تتشكل الروابط الأيونية بين المعادنو اللافلزات(مجموعات من اللافلزات) ؛

تنجذب الأيونات الناتجة بسبب التجاذب الكهربائي: Na + Cl -، Na 2 + SO 4 2-.

دعونا نعمم بصريا الفرق بين أنواع الرابطة التساهمية والأيونية:

الرابطة الكيميائية المعدنية

اتصال معدني هي العلاقة التي تتشكل نسبيًا الإلكترونات الحرةما بين ايونات المعادنتشكيل شعرية بلورية.

عادة ما تحتوي ذرات المعادن على مستوى الطاقة الخارجية واحد إلى ثلاثة إلكترونات. إن أنصاف أقطار ذرات المعدن ، كقاعدة عامة ، كبيرة - لذلك ، فإن ذرات المعدن ، على عكس غير المعادن ، تتبرع بسهولة بالإلكترونات الخارجية ، أي عوامل اختزال قوية

التفاعلات بين الجزيئات

بشكل منفصل ، يجدر النظر في التفاعلات التي تحدث بين الجزيئات الفردية في مادة ما - التفاعلات بين الجزيئات . التفاعلات بين الجزيئات هي نوع من التفاعل بين الذرات المحايدة حيث لا تظهر الروابط التساهمية الجديدة. اكتشف فان دير فالس قوى التفاعل بين الجزيئات في عام 1869 وسميت باسمه. قوات فان دار وال. تنقسم قوات فان دير فال إلى اتجاه, استقراء و تشتت . طاقة التفاعلات بين الجزيئات أقل بكثير من طاقة الرابطة الكيميائية.

قوى التوجيه الجاذبية تنشأ بين الجزيئات القطبية (تفاعل ثنائي القطب - ثنائي القطب). تنشأ هذه القوى بين الجزيئات القطبية. التفاعلات الاستقرائية هو التفاعل بين جزيء قطبي وجزيء غير قطبي. يكون الجزيء غير القطبي مستقطبًا بسبب تأثير الجزيء القطبي ، والذي يولد جذبًا إلكتروستاتيكيًا إضافيًا.

نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات هو روابط الهيدروجين. - هذه روابط كيميائية بين الجزيئات (أو داخل الجزيئية) تنشأ بين الجزيئات التي توجد فيها روابط تساهمية قطبية قوية - H-F أو H-O أو H-N. إذا كانت هناك مثل هذه الروابط في الجزيء ، فسيكون هناك بين الجزيئات قوى جذب إضافية .

آلية التعليم الرابطة الهيدروجينية هي جزئيًا كهروستاتيكي ومتقبل مانح جزئيًا. في هذه الحالة ، تعمل ذرة عنصر كهرسلبي قوي (F ، O ، N) كمانح لزوج الإلكترون ، وتعمل ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات كمستقبل. تتميز الروابط الهيدروجينية اتجاه في الفضاء و التشبع .

يمكن الإشارة إلى الرابطة الهيدروجينية بالنقاط: H. ··· O. كلما زادت القدرة الكهربية للذرة المتصلة بالهيدروجين ، وصغر حجمها ، زادت قوة الرابطة الهيدروجينية. إنها في المقام الأول خاصية مميزة للمركبات الفلور مع الهيدروجين ، وكذلك بالنسبة الأكسجين مع الهيدروجين ، أقل النيتروجين مع الهيدروجين .

تحدث الروابط الهيدروجينية بين المواد التالية:

— فلوريد الهيدروجين HF(غاز ، محلول فلوريد الهيدروجين في الماء - حمض الهيدروفلوريك) ، ماء H 2 O (بخار ، ثلج ، ماء سائل):

— محلول الأمونيا والأمينات العضوية- بين الأمونيا وجزيئات الماء ؛

— المركبات العضوية التي يرتبط فيها O-H أو N-H: الكحولات ، الأحماض الكربوكسيلية ، الأمينات ، الأحماض الأمينية ، الفينولات ، الأنيلين ومشتقاته ، البروتينات ، محاليل الكربوهيدرات - السكريات الأحادية والثنائية.

تؤثر رابطة الهيدروجين على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمواد. وبالتالي ، فإن التجاذب الإضافي بين الجزيئات يجعل من الصعب على المواد أن تغلي. المواد التي تحتوي على روابط هيدروجينية تظهر زيادة غير طبيعية في درجة الغليان.

على سبيل المثال كقاعدة عامة ، مع زيادة الوزن الجزيئي ، لوحظ زيادة في درجة غليان المواد. ومع ذلك ، في عدد من المواد H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teلا نلاحظ تغيرًا خطيًا في نقاط الغليان.

وهي في ارتفاع درجة غليان الماء بشكل غير طبيعي - ما لا يقل عن -61 درجة مئوية ، كما يوضح لنا الخط المستقيم ، ولكن أكثر من ذلك بكثير ، +100 درجة مئوية. يفسر هذا الشذوذ بوجود روابط هيدروجينية بين جزيئات الماء. لذلك ، في ظل الظروف العادية (0-20 درجة مئوية) ، يكون الماء سائلحسب حالة المرحلة.

ذرة ، جزيء ، خصائص نووية

هيكل ذرة الفلور.

يوجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة. 9 إلكترونات سالبة الشحنة تدور حولها.

الصيغة الإلكترونية: 1s2 ؛ 2s2 ؛ 2p5

م بروت. = 1.00783 (صباحًا)

م محايد = 1.00866 (صباحًا)

م بروتون = م إلكترون

نظائر الفلور.

النظير: 18F

وصفا موجزا ل: الانتشار في الطبيعة: 0٪

عدد البروتونات في النواة هو 9. عدد النيوترونات في النواة هو 9. عدد النيوكليونات هو 18. روابط E \ u003d 931.5 (9 * م العلاقات العامة + 9 * م نيوترون- M (F18)) \ u003d 138.24 (MEV) إي محدد = روابط E / نيوكليونات N = 7.81 (MEV / نيوكليون)

تسوس ألفا مستحيل بيتا ناقص الاضمحلال مستحيل اضمحلال البوزيترون: F (Z = 9، M = 18) -> O (Z = 8، M = 18) + e (Z = + 1، M = 0) +0.28 (MeV) الالتقاط الإلكتروني: F (Z = 9، M = 18) + e (Z = -1، M = 0) -> O (Z = 8، M = 18) +1.21 (MeV)

النظائر المشعة: 19F

وصف موجز: الانتشار في الطبيعة: 100٪

جزيء الفلور.

يتكون الفلور الحر من جزيئات ثنائية الذرة. من وجهة النظر الكيميائية ، يمكن وصف الفلور بأنه مادة غير فلزية أحادية التكافؤ ، وعلاوة على ذلك ، الأكثر نشاطًا بين جميع المواد غير المعدنية. هذا يرجع إلى عدد من الأسباب ، بما في ذلك سهولة تحلل جزيء F2 إلى ذرات فردية - الطاقة المطلوبة لهذا هي فقط 159 كيلو جول / مول (مقابل 493 كيلو جول / مول لـ O2 و 242 كيلو جول / مول لـ C12). تمتلك ذرات الفلور تقاربًا كبيرًا مع الإلكترون وهي صغيرة الحجم نسبيًا. لذلك ، فإن روابط التكافؤ الخاصة بهم مع ذرات العناصر الأخرى أقوى من الروابط المماثلة لأشباه الفلزات الأخرى (على سبيل المثال ، طاقة رابطة HF هي - 564 kJ / mol مقابل 460 kJ / mol لرابطة H O و 431 kJ / mol لـ H- السندات C1).

اتصال F-Fتتميز بمسافة نووية تبلغ 1.42 أ. بالنسبة للتفكك الحراري للفلور ، تم الحصول على البيانات التالية عن طريق الحساب:

درجة الحرارة ، درجة مئوية 300500700900 1100 1300 1500 1700

درجة التفكك٪ 5 10-3 0.3 4.2 22 60 88 97 99

تحتوي ذرة الفلور في الحالة الأرضية على بنية طبقة الإلكترون الخارجية 2s22p5 وهي أحادية التكافؤ. تتطلب إثارة الحالة ثلاثية التكافؤ المرتبطة بنقل إلكترون 2p إلى المستوى 3s إنفاقًا قدره 1225 kJ / mol ولا يتحقق عمليًا. تقدر تقارب الإلكترون لذرة الفلور المحايدة بـ 339 كيلو جول / مول. يتميز F- أيون بنصف قطر فعال 1.33 A وطاقة ترطيب 485 kJ / mol. عادةً ما يُؤخذ نصف القطر التساهمي للفلور على أنه 71 م (أي نصف المسافة بين النوى في جزيء F2).

الخواص الكيميائية للفلور.

نظرًا لأن مشتقات الفلور للعناصر الفلزية عادة ما تكون شديدة التقلب ، فإن تكوينها لا يحمي سطح المعدن من مزيد من عمل الفلور. لذلك ، غالبًا ما يستمر التفاعل بقوة أكبر بكثير من التفاعل مع العديد من المعادن. على سبيل المثال ، يشتعل السيليكون والفوسفور والكبريت في غاز الفلور. يتصرف الكربون غير المتبلور (الفحم) بالمثل ، بينما يتفاعل الجرافيت فقط عند الحرارة الحمراء. لا يتحد الفلور مباشرة مع النيتروجين والأكسجين.

من مركبات الهيدروجين للعناصر الأخرى ، يأخذ الفلور الهيدروجين. معظم الأكاسيد تتحلل بواسطتها مع إزاحة الأكسجين. على وجه الخصوص ، يتفاعل الماء وفقًا للمخطط F2 + H2O -> 2 HF + O

علاوة على ذلك ، لا تتحد ذرات الأكسجين النازحة مع بعضها البعض فحسب ، بل تتحد أيضًا جزئيًا مع جزيئات الماء والفلور. لذلك ، بالإضافة إلى الأكسجين الغازي ، ينتج هذا التفاعل دائمًا بيروكسيد الهيدروجين وأكسيد الفلور (F2O). هذا الأخير غاز أصفر شاحب يشبه رائحة الأوزون.

يمكن الحصول على أكسيد الفلورين (خلاف ذلك - فلوريد الأكسجين - OF2) عن طريق تمرير الفلور في 0.5 نيوتن. محلول هيدروكسيد الصوديوم. يستمر التفاعل وفقًا للمعادلة: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT التفاعلات التالية هي أيضًا خصائص الفلور:

H2 + F2 = 2HF (مع انفجار)

تحضير الكيمياء لـ ZNO و DPA
طبعة شاملة

جزء و

كيمياء عامة

كيمياء العناصر

الهالوجينات

مواد بسيطة

الخواص الكيميائية للفلور

الفلور هو أقوى عامل مؤكسد في الطبيعة. بشكل مباشر لا يتفاعل فقط مع الهيليوم والنيون والأرجون.

أثناء التفاعل مع المعادن ، تتشكل الفلوريدات ، مركبات من النوع الأيوني:

يتفاعل الفلور بقوة مع العديد من اللافلزات ، حتى مع بعض الغازات الخاملة:

الخواص الكيميائية للكلور. التفاعل مع المواد المعقدة

الكلور عامل مؤكسد أقوى من البروم أو اليود ، لذلك يزيح الكلور الهالوجينات الثقيلة من أملاحها:

يذوب الكلور في الماء ويتفاعل معه جزئيًا ، مما يؤدي إلى تكوين حمضين: كلوريد وهيبوكلوريت. في هذه الحالة ، تزيد ذرة الكلور من درجة الأكسدة ، والذرة الأخرى تقللها. تسمى ردود الفعل هذه ردود فعل غير متناسبة. تفاعلات عدم التناسب هي تفاعلات أكسدة ذاتية للشفاء الذاتي ، أي التفاعلات التي يظهر فيها عنصر واحد خصائص كل من أكسيد وعامل اختزال. مع عدم التناسب ، تتشكل المركبات في وقت واحد حيث يكون العنصر في حالة مؤكسدة ومخفضة أكثر مقارنة بالعنصر البدائي. حالة أكسدة ذرة الكلور في جزيء حمض هيبوكلوريت هي +1:

يستمر تفاعل الكلور مع المحاليل القلوية بالمثل. في هذه الحالة ، يتكون أملاحان: كلوريد وهيبوكلوريت.

يتفاعل الكلور مع أكاسيد مختلفة:

يؤكسد الكلور بعض الأملاح التي لا يكون فيها المعدن في أقصى حالة أكسدة:

يتفاعل الكلور الجزيئي مع العديد مركبات العضوية. في وجود كلوريد الحديد (III) كمحفز ، يتفاعل الكلور مع البنزين لتكوين كلوروبنزين ، وعندما يتم تشعيعه بالضوء ، ينتج نفس التفاعل سداسي كلورو حلقي الهكسان:

الخواص الكيميائية للبروم واليود

تتفاعل كلتا المادتين مع الهيدروجين والفلور والقلويات:

يتأكسد اليود بالعديد من العوامل المؤكسدة القوية:

طرق استخلاص المواد البسيطة

استخلاص الفلور

نظرًا لأن الفلور هو أقوى أكسيد كيميائي ، فمن المستحيل عزله عن طريق التفاعلات الكيميائية من المركبات في صورة حرة ، وبالتالي يتم استخلاص الفلور بطريقة فيزيائية كيميائية - التحليل الكهربائي.

لاستخراج الفلور ، يتم استخدام أقطاب ذوبان فلوريد البوتاسيوم وأقطاب النيكل. يستخدم النيكل بسبب حقيقة أن سطح المعدن يتم تخميله بواسطة الفلور بسبب تكوين مادة غير قابلة للذوبان NiF2 ، لذلك ، لا يتم تدمير الأقطاب الكهربائية نفسها بفعل المادة التي يتم إطلاقها عليها:

استخلاص الكلور

يتم إنتاج الكلور تجاريًا عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم. نتيجة لهذه العملية ، يتم أيضًا استخراج هيدروكسيد الصوديوم:

بكميات صغيرة ، يتم الحصول على الكلور عن طريق أكسدة محلول كلوريد الهيدروجين بطرق مختلفة:

الكلور منتج مهم جدًا في الصناعة الكيميائية.

إنتاجها العالمي ملايين الأطنان.

استخراج البروم واليود

للاستخدام الصناعي ، يتم الحصول على البروم واليود من أكسدة البروميدات واليود ، على التوالي. بالنسبة للأكسدة ، غالبًا ما يستخدم الكلور الجزيئي أو حمض الكبريتات المركز أو ثاني أكسيد المنغنيز:

تطبيق الهالوجينات

يستخدم الفلور وبعض مركباته كعامل مؤكسد لوقود الصواريخ. تستخدم كميات كبيرة من الفلور لإنتاج مبردات مختلفة (فريونات) وبعض البوليمرات التي تتميز بالمقاومة الكيميائية والحرارية (التفلون وبعض المواد الأخرى). يستخدم الفلور في التكنولوجيا النووية لفصل نظائر اليورانيوم.

يستخدم معظم الكلور لإنتاج حمض الهيدروكلوريك ، وكذلك كعامل مؤكسد لاستخراج الهالوجينات الأخرى. في الصناعة ، يتم استخدامه لتبييض الأقمشة والورق. بكميات أكبر من الفلور ، يتم استخدامه لإنتاج البوليمرات (PVC وغيرها) والمبردات. تطهير بالكلور يشرب الماء. كما أنه ضروري لاستخراج بعض المذيبات مثل الكلوروفورم وكلوريد الميثيلين ورابع كلوريد الكربون. كما أنها تستخدم لإنتاج العديد من المواد ، مثل كلورات البوتاسيوم (ملح برتوليت) والتبييض والعديد من المركبات الأخرى التي تحتوي على ذرات الكلور.

لا يستخدم البروم واليود في الصناعة بنفس مستوى استخدام الكلور أو الفلور ، ولكن استخدام هذه المواد يتزايد كل عام. يستخدم البروم في صناعة الأدوية المهدئة المختلفة. يستخدم اليود في صناعة المستحضرات المطهرة. تستخدم مركبات البروم واليود على نطاق واسع في التحليل الكمي للمواد. بمساعدة اليود ، يتم تنقية بعض المعادن (تسمى هذه العملية تكرير اليود) ، مثل التيتانيوم والفاناديوم وغيرها.