Свободният флуор се състои от двуатомни молекули. От химическа гледна точка флуорът може да се характеризира като едновалентен неметал и, освен това, най-активният от всички неметали. Това се дължи на редица причини, включително лекотата на разпадане на молекулата F 2 на отделни атоми - енергията, необходима за това е само 159 kJ / mol (срещу 493 kJ / mol за O 2 и 242 kJ / mol за C 12). Флуорните атоми имат значителен електронен афинитет и относително малък размер. Следователно, техните валентни връзки с атомите на други елементи са по-силни от подобни връзки на други металоиди (например, енергията на HF връзката е - 564 kJ / mol срещу 460 kJ / mol за H O връзката и 431 kJ / mol за H -C1 връзка).

F-F връзката се характеризира с ядрено разстояние от 1,42 A. За термичната дисоциация на флуора чрез изчисление бяха получени следните данни:

Флуорният атом има в основно състояние структурата на външния електронен слой 2s 2 2p 5 и е едновалентен. Възбуждането на тривалентно състояние, свързано с прехвърлянето на един 2p-електрон на ниво 3s, изисква разход от 1225 kJ / mol и практически не се реализира.

Електронният афинитет на неутрален флуорен атом се оценява на 339 kJ / mol. Йон F - се характеризира с ефективен радиус от 1,33 A и енергия на хидратация от 485 kJ / mol. Ковалентният радиус на флуора обикновено се приема за 71 pm (тоест половината от междуядреното разстояние в F2 молекулата).

Химическа връзка- електронно явление, състоящо се в това, че поне един електрон, който е бил в силовото поле на неговото ядро, се оказва в силовото поле на друго ядро ​​или няколко ядра едновременно.

Повечето прости вещества и всички сложни вещества (съединения) се състоят от атоми, които взаимодействат един с друг по определен начин. С други думи, между атомите се установява химическа връзка. Когато се образува химическа връзка, енергията винаги се освобождава, т.е. енергията на получената частица трябва да бъде по-малка от общата енергия на оригиналните частици.

Преходът на електрон от един атом към друг, в резултат на което се образуват противоположно заредени йони със стабилни електронни конфигурации, между които се установява електростатично привличане, е най-простият модел на йонна връзка:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Хипотезата за образуването на йони и възникването на електростатично привличане между тях е изложена за първи път от немския учен В. Косел (1916).

Друг комуникационен модел е споделянето на електрони от два атома, в резултат на което се формират и стабилни електронни конфигурации. Такава връзка се нарича ковалентна и нейната теория е поставена през 1916 г. от американския учен Г. Луис.

Общото в двете теории е образуването на частици със стабилна електронна конфигурация, която съвпада с електронната конфигурация на благороден газ.

Например, когато се образува литиев флуорид, се реализира йонният механизъм на образуване на връзка. Литиевият атом (3 Li 1s 2 2s 1) губи електрон и се превръща в катион (3 Li + 1s 2) с електронната конфигурация на хелия. Флуорът (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) приема електрон, образувайки анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) с електронната конфигурация на неона. Между литиевия йон Li + и флуорния йон F - възниква електростатично привличане, поради което се образува ново съединение - литиев флуорид.

Когато се образува флуороводород, единичен електрон на водороден атом (1s) и несдвоен електрон на флуорен атом (2p) са в полето на действие на двете ядра - водороден атом и флуорен атом. Така се появява обща електронна двойка, което означава преразпределение на електронната плътност и поява на максимум на електронната плътност. В резултат на това два електрона сега са свързани с ядрото на водородния атом (електронната конфигурация на хелиевия атом) и с флуорното ядро ​​- осем електрона на външното енергийно ниво (електронната конфигурация на неоновия атом):

Комуникацията, осъществявана посредством една електронна двойка, се нарича единична връзка.

Обозначава се с едно тире между символите на елементите: H-F.

Тенденцията за образуване на стабилна осемелектронна обвивка чрез прехвърляне на електрон от един атом към друг (йонна връзка) или социализиране на електрони (ковалентна връзка) се нарича правило на октета.

Образуването на двуелектронни обвивки в литиев йон и водороден атом е специален случай.

Има обаче връзки, които не отговарят на това правило. Например, берилиевият атом в берилиевия флуорид BeF 2 има само четириелектронна обвивка; шест електронни обвивки са характерни за борния атом (точките показват електроните на външното енергийно ниво):

В същото време в такива съединения като фосфор (V) хлорид и серен (VI) флуорид, йод (VII) флуорид, електронните обвивки на централните атоми съдържат повече от осем електрона (фосфор - 10; сяра - 12; йод - 14):

Повечето конюнкции на d-елементи също не следват правилото на октета.

Във всички горни примери се образува химическа връзка между атомите на различни елементи; нарича се хетероатомна. Въпреки това, ковалентна връзка може да се образува и между идентични атоми. Например, водородна молекула се образува чрез споделяне на 15 електрона от всеки водороден атом, в резултат на което всеки атом придобива стабилна електронна конфигурация от два електрона. Октет се образува от образуването на молекули от други прости вещества, например флуор:

Образуването на химическа връзка може да се извърши и чрез социализиране на четири или шест електрона. В първия случай се образува двойна връзка, която представлява две обобщени двойки електрони, във втория - тройна връзка (три обобщени електронни двойки).

Например, когато се образува азотна молекула N 2, се образува химическа връзка чрез социализиране на шест електрона: три несдвоени p електрона от всеки атом. За да се постигне конфигурация с осем електрони, се образуват три общи електронни двойки:

Двойната връзка е обозначена с две тирета, тройната - с три. Молекулата на азота N 2 може да бъде представена по следния начин: N≡N.

В двуатомните молекули, образувани от атоми на един елемент, максималната електронна плътност се намира в средата на междуядрената линия. Тъй като няма разделяне на зарядите между атомите, този тип ковалентна връзка се нарича неполярна. Хетероатомната връзка винаги е полярна в една или друга степен, тъй като максимумът на електронната плътност е изместен към един от атомите, поради което той придобива частичен отрицателен заряд (означен с σ-). Атомът, от който е изместен максимумът на електронната плътност, придобива частичен положителен заряд (означен с σ +). Електрически неутралните частици, в които центровете на частични отрицателни и частични положителни заряди не съвпадат в пространството, се наричат ​​диполи. Полярността на връзката се измерва чрез диполния момент (μ), който е право пропорционален на големината на зарядите и разстоянието между тях.

Ориз. Схематично представяне на дипол

Списък на използваната литература

1. Попков В.А., Пузаков С. А. Обща химия: учебник. - М .: ГЕОТАР-Медиа, 2010 .-- 976 с .: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 32-35]

През 1916 г. са предложени първите изключително опростени теории за структурата на молекулите, в които са използвани електронни представи: теорията на американския физикохимик Г. Луис (1875-1946) и немския учен В. Косел. Според теорията на Люис валентните електрони на два атома едновременно участват в образуването на химическа връзка в двуатомна молекула. Ето защо, например, в молекулата на водорода, вместо валентното число, те започнаха да рисуват електронна двойка, образуваща химическа връзка:

Химическата връзка, образувана от електронна двойка, се нарича ковалентна връзка. Молекулата на флуороводород е изобразена, както следва:

Разликата между молекулите на простите вещества (H2, F2, N2, O2) от молекулите сложни вещества(HF, NO, H2O, NH3) се състои във факта, че първите нямат диполен момент, докато вторите имат. Диполният момент m се определя като произведението абсолютна стойностзаряд q от разстоянието между два противоположни заряда r:

Диполният момент m на двуатомна молекула може да се определи по два начина. Първо, тъй като молекулата е електрически неутрална, общият положителен заряд на молекулата Z "е известен (той е равен на сумата от зарядите на атомните ядра: Z" = ZA + ZB). Познавайки междуядреното разстояние re, може да се определи местоположението на центъра на тежестта на положителния заряд на молекулата. Стойността на m на молекулата се намира от експеримент. Следователно можете да намерите r "- разстоянието между центровете на тежестта на положителния и общия отрицателен заряд на молекулата:

Второ, можем да предположим, че когато електронната двойка, образуваща химическа връзка, се измести към един от атомите, определен излишък от отрицателен заряд -q "се появява на този атом и зарядът + q" се появява на втория атом. Разстоянието между атомите е re:

Диполният момент на HF молекулата е 6,4 × 10-30 Cp m, междуядрената разстояние H-Fе равно на 0,917Х 10-10 м. Изчисляването на q "дава: q" = 0,4 от елементарния заряд (т.е. заряда на електрона). След като върху флуорния атом се появи излишен отрицателен заряд, това означава, че електронната двойка, образуваща химическа връзка в HF молекулата, се измества към флуорния атом. Тази химична връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Молекулите от тип А2 нямат диполен момент. Химическите връзки, образуващи тези молекули, се наричат ковалентни неполярни връзки.

Теорията на Коселбеше предложено за описване на молекули, образувани от активни метали (алкални и алкалоземни) и активни неметали (халогени, кислород, азот). Външните валентни електрони на металните атоми са най-отдалечени от ядрото на атома и следователно са относително слабо задържани от металния атом. При атоми химични елементиразположени в същия ред на Периодичната таблица, при преминаване отляво надясно зарядът на ядрото се увеличава през цялото време, а допълнителните електрони се намират в същия електронен слой. Това води до факта, че външната електронна обвивка се компресира и електроните се задържат все по-здраво в атома. Следователно в молекулата MeX става възможно да се премести слабо задържаният външен валентен електрон на метала с разход на енергия, равен на йонизационния потенциал, във валентната електронна обвивка на неметалния атом с освобождаване на енергия, равна на афинитета на електрона. В резултат на това се образуват два йона: Me + и X-. Електростатичното взаимодействие на тези йони е химична връзка. Този тип връзка се наричаше йонна.

Ако определим диполните моменти на молекулите MeX по двойки, тогава се оказва, че зарядът от метален атом не се прехвърля напълно към неметален атом и химическата връзка в такива молекули е по-добре описана като ковалентна силно полярна връзка . Положителни метални катиони Me + и отрицателни аниони на неметални атоми X- обикновено съществуват на местата на кристалната решетка на кристалите на тези вещества. Но в този случай всеки положителен метален йон взаимодейства предимно електростатично с най-близките неметални аниони, след това с метални катиони и т.н. Тоест в йонните кристали химическите връзки са делокализирани и всеки йон в крайна сметка взаимодейства с всички други йони в кристала, който е гигантска молекула.

Наред с добре дефинираните характеристики на атомите, като заряди на атомни ядра, йонизационни потенциали, електронен афинитет, в химията се използват по-малко определени характеристики. Една от тях е електроотрицателността. Той е въведен в науката от американския химик Л. Полинг. Нека първо разгледаме данните за първия йонизационен потенциал и за афинитета на електроните към елементите от първите три периода.

Закономерностите в йонизационните потенциали и електронния афинитет се обясняват напълно със структурата на валентните електронни обвивки на атомите. Изолираният азотен атом има много по-нисък електронен афинитет от атомите на алкални метали, въпреки че азотът е активен неметал. Именно в молекулите, когато взаимодейства с атоми на други химични елементи, азотът доказва, че е активен неметал. Това се опитва да направи Л. Полинг, въвеждайки "електроотрицателност" като способността на атомите на химичните елементи да изместват електронна двойка към себе си по време на образуването ковалентни полярни връзки... Скалата за електроотрицателност за химичните елементи е предложена от Л. Полинг. Той приписва най-високата електроотрицателност в конвенционалните безразмерни единици на флуора - 4,0 кислород - 3,5, хлор и азот - 3,0, бром - 2,8. Характерът на промяната в електроотрицателността на атомите напълно съответства на законите, които са изразени в периодичната таблица. Следователно прилагането на концепцията " електроотрицателност„просто превежда на друг език онези закономерности в промяната в свойствата на металите и неметалите, които вече са отразени в периодичната таблица.

Много метали в твърдо състояние са почти перфектно оформени кристали.... На местата на кристалната решетка в кристала има атоми или положителни йони на метали. Електроните на тези метални атоми, от които са се образували положителните йони, са под формата на електронен газ в пространството между възлите на кристалната решетка и принадлежат на всички атоми и йони. Именно те определят характерния метален блясък, висока електропроводимост и топлопроводимост на металите. Тип химичната връзка, която социализираните електрони осъществяват в метален кристал се наричаметална връзка.

През 1819 г. френските учени П. Дюлонг и А. Пети експериментално установяват, че моларният топлинен капацитет на почти всички метали в кристално състояние е равен на 25 J/mol. Сега лесно можем да обясним защо това е така. Металните атоми във възлите на кристалната решетка са в движение през цялото време – те извършват вибрационни движения. Това сложно движение може да бъде разложено на три прости осцилаторни движения в три взаимно перпендикулярни равнини. Всяко осцилаторно движение има своя собствена енергия и собствен закон за нейната промяна с повишаване на температурата – собствен топлинен капацитет. Граничната стойност на топлинния капацитет за всяко вибрационно движение на атомите е равна на R - универсалната газова константа. Три независими вибрационни движения на атоми в кристала ще съответстват на топлинен капацитет, равен на 3R. Когато металите се нагряват, започвайки от много ниски температури, техният топлинен капацитет се увеличава от нула. При стайна и по-висока температура топлинният капацитет на повечето метали достига максималната си стойност - 3R.

При нагряване кристалната решетка на металите се разрушава и те преминават в разтопено състояние. При допълнително нагряване металите се изпаряват. В парите съществуват много метали под формата на молекули Me2. В тези молекули металните атоми са способни да образуват ковалентни неполярни връзки.

Флуорът е химичен елемент (символ F, атомен номер 9), неметал, който принадлежи към групата на халогените. Това е най-активното и електроотрицателно вещество. При нормална температура и налягане, флуорната молекула е бледожълт цвят с формула F2. Подобно на другите халогени, молекулярният флуорид е много опасен и причинява тежки химически изгаряния при контакт с кожата.

Използване

Флуорът и неговите съединения се използват широко, включително за производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. се използва за ецване на стъкло, а флуорната плазма се използва за производството на полупроводници и други материали. Ниските концентрации на F йони в пастата за зъби и питейната вода могат да помогнат за предотвратяване на кариес, докато по-високи концентрации се намират в някои инсектициди. Много общи анестетици са производни на флуоровъглеводороди. Изотопът 18 F е позитронен източник за медицински изображения чрез позитронно-емисионна томография, а уранов хексафлуорид се използва за разделяне на уранови изотопи и получаването им за атомни електроцентрали.

История на откритията

Минералите, съдържащи флуорни съединения, са били известни много години преди изолирането на този химичен елемент. Например минералът флуорен шпат (или флуорит), състоящ се от калциев флуорид, е описан през 1530 г. от Джордж Агрикола. Той забеляза, че може да се използва като флюс - вещество, което помага за понижаване на точката на топене на метал или руда и помага за пречистване на желания метал. Следователно флуорът е получил латинското си име от думата fluere („тече“).

През 1670 г. стъклодухачът Хайнрих Шванхард открива, че стъклото е гравирано от обработен с киселина калциев флуорид (флуорошпат). Карл Шийл и много по-късни изследователи, включително Хъмфри Дейви, Жозеф-Луи Гей-Люсак, Антоан Лавоазие, Луи Тенар, експериментират с флуороводородна киселина (HF), която е лесно да се получи чрез третиране на CaF с концентрирана сярна киселина.

В крайна сметка стана ясно, че HF съдържа неизвестен досега елемент. Въпреки това, поради неговата прекомерна реактивност, не беше възможно да се изолира това вещество в продължение на много години. Не само е трудно да се отдели от съединенията, но веднага реагира с другите им компоненти. Отделянето на елементарен флуор от флуороводородна киселина е изключително опасно и ранните опити ослепиха и убиха няколко учени. Тези хора станаха известни като "флуоридните мъченици".

Откриване и производство

И накрая, през 1886 г. френският химик Анри Моасан успява да изолира флуор чрез електролиза на смес от разтопен калиев флуорид и флуороводородна киселина. За това той беше награден Нобелова награда 1906 г. в областта на химията. Неговият електролитен подход продължава да се използва и днес за промишленото производство на този химичен елемент.

Първото мащабно производство на флуорид започва през Втората световна война. Това беше необходимо за един от етапите на създаването на атомната бомба като част от проекта Манхатън. Флуорът е бил използван за производството на уранов хексафлуорид (UF 6), който от своя страна е бил използван за разделяне на двата изотопа 235 U и 238 U. Днес газообразният UF 6 е необходим за получаване на обогатен уран за ядрена енергия.

Най-важните свойства на флуора

В периодичната таблица елементът е в горната част на група 17 (преди група 7A), която се нарича халоген. Други халогени включват хлор, бром, йод и астатин. Освен това F е във втория период между кислорода и неона.

Чистият флуор е корозивен газ ( химична формула F 2) с характерна остра миризма, която се намира в концентрация от 20 nl на литър обем. Като най-реактивен и електроотрицателен от всички елементи, той лесно образува съединения с повечето от тях. Флуорът е твърде реактивен, за да съществува в елементарна форма и има такъв афинитет към повечето материали, включително силиций, че не може да се готви или съхранява в стъклени съдове. Във влажен въздух той реагира с вода, за да образува също толкова опасна флуороводородна киселина.

Флуорът, взаимодействайки с водорода, експлодира дори при ниски температури и на тъмно. Той реагира бурно с вода, за да образува флуороводородна киселина и кислороден газ. Различни материали, включително фино диспергирани метали и стъкло, горят ярко в поток от газообразен флуор. Освен това този химичен елемент образува съединения с благородните газове криптон, ксенон и радон. Въпреки това, той не реагира директно с азот и кислород.

Въпреки изключителната активност на флуора, вече са налични методи за безопасното му боравене и транспортиране. Елементът може да се съхранява в контейнери, изработени от стомана или монел (богата на никел сплав), тъй като на повърхността на тези материали се образуват флуориди, което предотвратява по-нататъшната реакция.

Флуоридите са вещества, в които флуорът присъства като отрицателно зареден йон (F-) в комбинация с някои положително заредени елементи. Флуорните съединения с метали са сред най-стабилните соли. Когато се разтварят във вода, те се разделят на йони. Други форми на флуор са комплекси, например - и H 2 F +.

Изотопи

Има много изотопи на този халоген, вариращи от 14 F до 31 F. Но изотопният състав на флуора включва само един от тях, 19 F, който съдържа 10 неутрона, тъй като само той е стабилен. Радиоактивният изотоп 18 F е ценен източник на позитрони.

Биологично въздействие

Флуорът в тялото се намира главно в костите и зъбите под формата на йони. Флуорирането на питейната вода при концентрация под една част на милион значително намалява честотата на кариес, според Националния изследователски съвет на Националната академия на науките на САЩ. От друга страна, излишното натрупване на флуор може да доведе до флуороза, която се проявява като петна на зъбите. Този ефект обикновено се наблюдава в райони, където съдържанието на този химичен елемент в питейната вода надвишава концентрация от 10 ppm.

Елементарният флуорид и флуоридните соли са токсични и с тях трябва да се работи много внимателно. Трябва внимателно да се избягва контакт с кожата или очите. Реакция с кожата произвежда тъкан, която бързо прониква в тъканите и реагира с калция в костите, увреждайки ги завинаги.

Флуор в околната среда

Годишното световно производство на минерала флуорит е около 4 млн. т, а общият капацитет на проучените находища е в рамките на 120 млн. т. Основните региони за добив на този минерал са Мексико, Китай и Западна Европа.

Флуоридът се намира естествено в земната кора, където може да се намери в скали, въглища и глина. Флуоридите се отделят във въздуха по време на ветровата ерозия на почвата. Флуорът е 13-ият най-разпространен химичен елемент в земната кора – съдържанието му е 950 ppm. В почвите средната му концентрация е около 330 ppm. Флуороводородът може да се отдели във въздуха в резултат на горивни процеси в промишлеността. Флуоридите, които са във въздуха, в крайна сметка ще паднат на земята или във водата. Когато флуорът образува връзка с много малки частици, той може да остане във въздуха за дълъг период от време.

В атмосферата 0,6 ppb от този химичен елемент присъства под формата на солена мъгла и органични хлорни съединения. В градска среда концентрацията достига 50 ppb.

Връзки

Флуорът е химичен елемент, който образува широк спектър от органични и неорганични съединения. Химиците могат да заменят водородните атоми с него, като по този начин създават много нови вещества. Силно реактивният халоген образува съединения с благородни газове. През 1962 г. Нийл Бартлет синтезира ксенон хексафлуороплатинат (XePtF6). Получени са също криптон и радон флуориди. Друго съединение е аргон флуорид, който е стабилен само при изключително ниски температури.

Индустриално приложение

В своето атомно и молекулярно състояние флуорът се използва за плазмено ецване при производството на полупроводници, плоски дисплеи и микроелектромеханични системи. Флуороводородна киселина се използва за ецване на стъкло в лампи и други продукти.

Наред с някои от неговите съединения, флуорът е важен компонент в производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. Химическият елемент е необходим за производството на халогенирани алкани (халони), които от своя страна се използват широко в климатичните и хладилните системи. По-късно тази употреба на хлорфлуорвъглеводороди беше забранена, тъй като те допринасят за разрушаването на озоновия слой в горните слоеве на атмосферата.

Серният хексафлуорид е изключително инертен, нетоксичен парников газ. Производството на пластмаси с ниско триене като тефлона е невъзможно без флуор. Много анестетици (напр. севофлуран, десфлуран и изофлуран) са производни на хидрофлуоровъглеводороди. Натриевият хексафлуороалуминат (криолит) се използва при електролиза на алуминий.

Флуоридните съединения, включително NaF, се използват в пастите за зъби за предотвратяване на кариес. Тези вещества се добавят към общинските водоснабдителни системи за флуориране на водата, но практиката се счита за спорна поради въздействието върху човешкото здраве. При по-високи концентрации NaF се използва като инсектицид, особено за борба с хлебарки.

В миналото флуоридите са били използвани за намаляване на двете руди и повишаване на тяхната течливост. Флуорът е важен компонент при производството на уранов хексафлуорид, който се използва за отделяне на неговите изотопи. 18 F, радиоактивен изотоп със 110 минути, излъчва позитрони и често се използва в медицинската позитронно-емисионна томография.

Физични свойства на флуора

Основните характеристики на химичния елемент са както следва:

• Атомната маса е 18,9984032 g / mol.
• Електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5.
• Състояние на окисление -1.
• Плътност 1,7 g / l.
• Точка на топене 53,53 К.
• Точката на кипене е 85,03 K.
• Топлинен капацитет 31,34 J / (K mol).

Химическите частици, образувани от два или повече атома, се наричат молекули(реални или условни формулни единицимногоатомни вещества). Атомите в молекулите са химически свързани.

Химическото свързване се разбира като електрически сили на привличане, които задържат частиците една до друга. Всяка химическа връзка в структурни формулиизглежда да валентна черта,например:

H - H (връзка между два водородни атома);

H 3 N - H + (връзката между азотния атом на амонячната молекула и водородния катион);

(K +) - (I -) (връзка между калиев катион и йодиден йон).

Химичната връзка се образува от двойка електрони (), която в електронните формули на сложни частици (молекули, сложни йони) обикновено се заменя с валентна линия, за разлика от техните собствени, самотни електронни двойки атоми, например:

Химическата връзка се нарича ковалентен,ако се образува от социализацията на двойка електрони от двата атома.

В молекулата F2 и двата флуорни атома имат еднаква електроотрицателност, следователно притежаването на електронна двойка е еднакво за тях. Такава химична връзка се нарича неполярна, тъй като има всеки флуорен атом електронна плътносте същото в електронна формулаМолекулите могат да бъдат разделени по равно между тях:

В молекулата на хлороводородната НС1 химичната връзка вече е полярен,тъй като електронната плътност на хлорния атом (елемент с по-висока електроотрицателност) е много по-висока, отколкото на водородния атом:

Ковалентна връзка, например H - H, може да се образува чрез споделяне на електрони на два неутрални атома:

H + H> H - H

Този механизъм за образуване на връзка се нарича обменили еквивалентен.

Според друг механизъм същата ковалентна връзка H - H възниква, когато електронната двойка на хидридния йон H е споделена от водородния катион H +:

Н + + (: Н) -> Н - Н

В този случай се нарича H + катион акцептор,анион H - донорелектронна двойка. Механизмът на образуване на ковалентна връзка в този случай ще бъде донор-акцептор,или координация.

Единичните връзки (H - H, F - F, H - CI, H - N) се наричат вратовръзки,те определят геометричната форма на молекулите.

Двойните и тройните връзки () съдържат един? -Компонент и един или два? -Компоненти; ?-компонентът, който е главен и условно образуван първи, винаги е по-силен от?-компонентите.

Физическите (всъщност измерими) характеристики на химичната връзка са нейната енергия, дължина и полярност.

Енергия на химическа връзка (Е sv) е топлината, която се отделя при образуването на тази връзка и се изразходва за нейното разрушаване. За едни и същи атоми винаги има единична връзка по-слаботколкото множествен (двойно, тройно).

Дължина на химическа връзка (л cv) - междуядрено разстояние. За едни и същи атоми винаги има единична връзка повече времеотколкото множествен.

полярносткомуникацията се измерва електрически диполен момент p- произведението на реалния електрически заряд (върху атомите на дадена връзка) от дължината на дипола (т.е. дължината на връзката). Колкото по-голям е диполният момент, толкова по-висока е полярността на връзката. Реалните електрически заряди на атомите в ковалентна връзка винаги са по-малки от степените на окисление на елементите, но съвпадат по знак; например за връзката H + I -Cl -I реалните заряди са равни на H +0 "17 -Cl -0" 17 (двуполюсна частица или дипол).

Полярност на молекулитесе определя от техния състав и геометрична форма.

Неполярно (p = O) ще бъде:

а) молекули простовещества, тъй като те съдържат само неполярни ковалентни връзки;

б) многоатомнимолекули комплексвещества, ако тяхната геометрична форма симетрични.

Например, молекулите CO 2, BF 3 и CH 4 имат следните посоки на еднакви (по дължина) вектори на връзката:

Когато се добавят векторите на връзката, тяхната сума винаги изчезва, а молекулите като цяло са неполярни, въпреки че съдържат полярни връзки.

Полярен (стр> O) ще бъде:

а) двуатомнимолекули комплексвещества, тъй като те съдържат само полярни връзки;

б) многоатомнимолекули комплексвещества, ако тяхната структура асиметричен,тоест геометричната им форма е или непълна, или изкривена, което води до появата на пълен електрически дипол, например в молекулите NH 3, H 2 O, HNO 3 и HCN.

Комплексните йони, например NH 4 +, SO 4 2- и NO 3 -, по принцип не могат да бъдат диполи, те носят само един (положителен или отрицателен) заряд.

Йонна връзка възниква от електростатичното привличане на катиони и аниони с почти никакво обобщаване на двойка електрони, например между K + и I -. Калиевият атом има липса на електронна плътност, йодният атом има излишък. Тази връзка се вярва краенслучай на ковалентна връзка, тъй като двойка електрони практически притежава аниона. Тази връзка е най-характерна за съединения на типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и вещества от класа на соли (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Всички тези съединения при стайни условия представляват кристални вещества, които са обединени с общо име йонни кристали(кристали, изградени от катиони и аниони).

Известен е друг вид комуникация, наречена метална връзка,в който валентните електрони са толкова несигурно задържани от метални атоми, че всъщност не принадлежат на конкретни атоми.

Металните атоми, останали без явно принадлежащи към тях външни електрони, стават сякаш положителни йони. Те образуват метална кристална решетка.Наборът от споделени валентни електрони ( електронен газ)задържа положителните метални йони заедно и на определени места на решетката.

Освен йонни и метални кристали има и атомени молекулярнокристални вещества, в чиито решетъчни места има съответно атоми или молекули. Примери: диамант и графит - кристали с атомна решетка, йод I 2 и въглероден диоксид CO 2 (сух лед) - кристали с молекулна решетка.

Химическите връзки съществуват не само в молекулите на веществата, но могат да се образуват и между молекулите, например за течен HF, вода H2O и смес от H2O + NH3:

Водородна връзкаобразувани поради силите на електростатично привличане на полярни молекули, съдържащи атоми на най-електроотрицателните елементи - F, O, N. Например, има водородни връзки в HF, H 2 O и NH 3, но те не са в HCl, H 2 S и PH 3.

Водородните връзки са нестабилни и се разрушават доста лесно, например, когато ледът се стопи и водата кипи. Разрушаването на тези връзки обаче изисква известна допълнителна енергия и следователно точките на топене (Таблица 5) и точките на кипене на веществата с водородни връзки

(например HF и H 2 O) са значително по-високи, отколкото за подобни вещества, но без водородни връзки (например HCl и H 2 S, съответно).

Много органични съединения също образуват водородни връзки; важна роляводородната връзка играе роля в биологичните процеси.

Примери за задачи за част А

1. Веществата само с ковалентни връзки са

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

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. Ковалентна връзка

2.единични

3. двоен

4.троен

присъства в веществото

5. В молекулите съществуват множество връзки

6. Частиците, наречени радикали са

7. Една от връзките се образува от донорно-акцепторния механизъм в набора от йони

1) SO42-, NH4+

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Най-издръжливи късвръзка - в молекула

9. Вещества само с йонни връзки - в комплект

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Кристална решетка на материята

13. Ва (ОН) 2

1) метал

Задача номер 1

От предложения списък изберете две съединения, в които присъства йонна химична връзка.

• 1. Ca (ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3. NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5. Cl 2 O 7

Отговор: 13

В по-голямата част от случаите наличието на йонен тип връзка в съединението може да се определи от факта, че неговите структурни единици едновременно включват атоми на типичен метал и атоми на неметал.

На тази основа установяваме, че в съединението под номер 1 има йонна връзка - Ca (ClO 2) 2, т.к. във формулата му можете да видите атомите на типичен метал калций и атоми на неметали - кислород и хлор.

В този списък обаче няма повече съединения, съдържащи както метални, така и неметални атоми.

Сред посочените в задачата съединения има амониев хлорид, в който йонната връзка се осъществява между амониевия катион NH 4 + и хлоридния йон Cl -.

Задача номер 2

От предоставения списък изберете две съединения, в които видът на химическата връзка е същият като в молекулата на флуора.

1) кислород

2) азотен оксид (II)

3) бромоводород

4) натриев йодид

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 15

Флуорната молекула (F 2) се състои от два атома на един химичен елемент на неметал, следователно химичната връзка в тази молекула е ковалентна неполярна.

Ковалентна неполярна връзка може да се осъществи само между атоми на същия химичен елемент на неметал.

От предложените варианти само кислородът и диамантът имат ковалентна неполярна връзка. Молекулата на кислорода е двуатомна, тя се състои от атоми на един химичен елемент на неметал. Диамантът има атомна структура и в структурата си всеки въглероден атом, който е неметал, е свързан с 4 други въглеродни атома.

Азотният оксид (II) е вещество, състоящо се от молекули, образувани от атоми на два различни неметала. Тъй като електроотрицателността на различните атоми винаги е различна, общата електронна двойка в една молекула се измества към по-електроотрицателен елемент, в този случай кислород. Следователно, връзката в молекулата NO е ковалентно полярна.

Бромоводородът също се състои от двуатомни молекули, съставени от водородни и бромни атоми. Общата електронна двойка, образуваща H-Br връзката, се измества към по-електроотрицателния бромен атом. Химическата връзка в молекулата HBr също е ковалентно полярна.

Натриевият йодид е йонно вещество, образувано от метален катион и йодиден анион. Връзката в молекулата NaI се образува поради прехода на електрон от 3 с-орбитала на натриевия атом (натриевият атом се превръща в катион) към недопълнения 5 стр-орбитала на йодния атом (йодният атом се превръща в анион). Тази химична връзка се нарича йонна.

Задача номер 3

От предложения списък изберете две вещества, между молекулите на които се образуват водородни връзки.

• 1.C2H6
• 2.C2H5OH
• 3. H 2 O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5.CH 3 COCH 3

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 23

Обяснение:

Водородните връзки се осъществяват в вещества с молекулярна структура, в които присъстват ковалентни връзки H-O, H-N, H-F. Тези. ковалентни връзки на водороден атом с атоми на три химични елемента с най-висока електроотрицателност.

Така очевидно има водородни връзки между молекулите:

2) алкохоли

3) феноли

4) карбоксилни киселини

5) амоняк

6) първични и вторични амини

7) флуороводородна киселина

Задача номер 4

Изберете две съединения с йонни химични връзки от списъка.

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

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 35

Обяснение:

В преобладаващото мнозинство от случаите е възможно да се направи заключение за наличието на йонен тип връзка в съединението от факта, че структурните единици на веществото едновременно включват атоми на типичен метал и атоми на неметал .

На тази основа установяваме, че има йонна връзка в съединението с номер 3 (NaCl) и 5 ​​(MgO).

Забележка*

В допълнение към горния знак, наличието на йонна връзка в съединение може да се каже, ако неговата структурна единица съдържа амониев катион (NH 4 +) или негови органични аналози - алкиламониев катиони RNH 3 +, диалкиламониев R 2 NH 2 +, триалкиламониев R 3 NH + или тетраалкиламониев R 4 N +, където R е някакъв въглеводороден радикал. Например, йонният тип връзка се осъществява в съединението (CH 3) 4 NCl между катиона (CH 3) 4 + и хлоридния йон Cl -.

Задача номер 5

От предложения списък изберете две вещества с еднакъв тип структура.

4) готварска сол

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 23

Задача номер 8

Изберете две вещества с немолекулна структура от предложения списък.

2) кислород

3) бял фосфор

5) силиций

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Задача номер 11

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има двойна връзка между въглеродните и кислородните атоми.

3) формалдехид

4) оцетна киселина

5) глицерин

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 34

Задача номер 14

Изберете две вещества с йонна връзка от предоставения списък.

1) кислород

3) въглероден оксид (IV)

4) натриев хлорид

5) калциев оксид

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Задача номер 15

От предоставения списък изберете две вещества със същия тип кристална решетка като диаманта.

1) силициев диоксид SiO 2

2) натриев оксид Na2O

3) въглероден окис CO

4) бял фосфор P 4

5) силиций Si

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 15

Задача номер 20

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има една тройна връзка.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3.C2H4
• 4.N 2
• 5.C2H2

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Обяснение:

За да намерим верния отговор, нека начертаем структурните формули на съединенията от предоставения списък:

Така виждаме, че има тройна връзка в молекулите на азота и ацетилена. Тези. верни отговори 45

Задача номер 21

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има ковалентна неполярна връзка.

Теми ИЗПОЛЗВАЙТЕ кодификатор: Ковалентна химична връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентна връзка (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка

Вътрешномолекулни химични връзки

Първо, разгледайте връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат интрамолекулно.

Химическа връзка между атомите на химичните елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействия на външни (валентни) електрони, в повече или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРИЧЕСКИ ОТРИЦАТЕЛ. Тя е тази, която определя вида на химическата връзка между атомите и свойствата на тази връзка.

Способността на атома е да привлича (задържа) външен(валентност) електрони... Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външни електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи еднозначно. Л. Полинг състави таблица на относителните електроотрицателности (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъла 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се плаши, тъй като играе роля в образуването на химическа връзка атоми и е приблизително същото във всяка система.

Ако един от атомите в химичната връзка A: B привлича електрони по-силно, тогава електронната двойка се измества към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече е изместена електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO (A) ≈ EO (B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: А: Б... Тази връзка се нарича ковалентен неполярн.

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различават, но не много (разликата в електроотрицателността е около 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO> 2), тогава един от електроните е почти напълно прехвърлен към другия атом, с образуването йони... Тази връзка се нарича йонна.

Основните видове химични връзки са: ковалентен, йоннаи металникомуникация. Нека ги разгледаме по-подробно.

Ковалентна химична връзка

Ковалентна връзка – това е химическа връзка образуван от образуване на обща електронна двойка A: B ... Освен това два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентна връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (като правило, между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• фокус,
• насищане,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свързващи свойства оказват влияние върху химичните и физичните свойства на веществата.

Посока на комуникация характеризира химичната структура и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката. Например, в молекула на водата ъгълът на свързване H-O-H е 104,45 о, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекула на метан ъгълът на свързване H-C-H е 108 о 28 ′.

Насищаемост Това е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.

полярноствръзката възниква от неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризация връзки са способност на свързващите електрони да се изместват под въздействието на външно електрическо поле(по-специално електрическото поле на друга частица). Поляризацията зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-мобилен е той и съответно молекулата е по-поляризируема.

Ковалентна неполярна химична връзка

Има 2 вида ковалентно свързване - ПОЛЯРНИи НЕПОЛЯРНИ .

Пример . Помислете за структурата на водородната молекула H2. Всеки водороден атом на външното енергийно ниво носи 1 несдвоен електрон. За да покажем атома, използваме структурата на Люис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атома, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Луис са полезни при работа с елементи от втория период.

Х. +. H = H: H

Така молекулата на водорода има една обща електронна двойка и една химична връзка H – H. Тази електронна двойка не е изместена към нито един от водородните атоми, т.к електроотрицателността на водородните атоми е една и съща. Тази връзка се нарича ковалентен неполярн .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка Това е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (като правило едни и същи неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери за: Н 2 (Н-Н), О 2 (О = О), S 8.

Ковалентна полярна химична връзка

Ковалентна полярна връзка Това е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира с изместванеобща електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по-електроотрицателен атом - следователно върху него възниква частичен отрицателен заряд (δ-), а върху по-малко електроотрицателен атом възниква частичен положителен заряд (δ +, делта +).

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и още диполен момент ... Допълнителни сили на привличане действат между съседни молекули и заряди с противоположен знак, който се увеличава силакомуникация.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Механизмите на реакцията и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често се определя от полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга физичните свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: HCl, CO2, NH3.

Механизми на образуване на ковалентна връзка

Ковалентна химична връзка може да възникне чрез 2 механизма:

1. Механизъм за обмен образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:

А . + . B = A: B

2. Образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява самотна електронна двойка, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

A: + B = A: B

В този случай един от атомите осигурява самотна електронна двойка ( донор), а друг атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на връзка и енергията на електроните намалява, т.е. това е полезно за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм не е различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по механизма донор-акцептор е типично за атоми или с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните възможности на атомите са разгледани по-подробно в съответния раздел.

Образува се ковалентна връзка по механизма донор-акцептор:

- в молекула въглероден оксид CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, едната по донорно-акцепторния механизъм): C≡O;

- v амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;

- v комплексни съединения, химична връзка между централния атом и лигандните групи, например в натриевия тетрахидроксоалуминат Na, връзката между алуминиеви и хидроксидни йони;

- v азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;

- в молекула озон O 3.

Основни характеристики на ковалентната връзка

Ковалентна връзка обикновено се образува между неметални атоми. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множественост и посока.

Множество на химическата връзка

Множество на химическата връзка - това е броят на общите електронни двойки между два атома в съединение... Множеството на връзката може лесно да се определи от стойността на атомите, които образуват молекулата.

Например , в молекулата на водорода H 2 кратността на връзката е 1, тъй като всеки водород има само 1 несдвоен електрон на външно енергийно ниво, следователно се образува една обща електронна двойка.

В кислородната молекула O 2 кратността на връзката е 2, тъй като всеки атом на външно енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O = O.

В азотна молекула N 2 кратността на връзката е 3, тъй като между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентна връзка

Дължина на химическа връзка Това е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, които образуват връзката. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да бъде оценена приблизително според правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на полусумата от дължините на връзките в молекулите A2 и B2:

Дължината на химическата връзка може да бъде приблизително оценена по радиусите на атомитеобразуване на връзка, или от честотата на комуникацияако радиусите на атомите не са много различни.

С увеличаване на радиусите на атомите, образуващи връзка, дължината на връзката ще се увеличи.

Например

С увеличаване на кратността на връзката между атомите (чиито атомни радиуси не се различават или се различават незначително), дължината на връзката ще намалее.

Например ... В серията: C – C, C = C, C≡C, дължината на връзката намалява.

Комуникационна енергия

Енергията на връзката е мярка за силата на химическа връзка. Комуникационна енергия се определя от енергията, необходима за прекъсване на връзката и отстраняване на атомите, които образуват тази връзка на безкрайно голямо разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Неговата енергия варира от няколко десетки до няколкостотин kJ / mol. Колкото по-висока е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и кратността на връзката. Колкото по-дълга е химическата връзка, толкова по-лесно е да я разрушите и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-ниска е нейната сила. Колкото по-къса е химическата връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.

Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr, отляво надясно, силата на химичната връзка намаляваот дължината на връзката се увеличава.

Йонна химическа връзка

Йонна връзка Е химическа връзка, базирана на електростатично привличане на йони.

Йонасе образуват в процеса на приемане или отказване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали слабо задържат електрони на външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способността за даряване на електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на 3-то енергийно ниво. Отказвайки се лесно от него, натриевият атом образува много по-стабилен Na + йон с електронната конфигурация на благородния неонов газ Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10 + 11 = +1:

+11на) 2) 8) 1 - 1e = +11 на +) 2 ) 8

Пример. Хлорният атом на външно енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да прикачи 1 електрон. След присъединяването на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

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

Забележка:

• Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
• Могат да се образуват не само стабилни йони атоми, но също групи от атоми... Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химичните връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонната връзка, като правило, се образува един с друг металии неметали(групи неметали);

Получените йони се привличат чрез електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека обобщим разграничение между ковалентни и йонни видове връзки:

Метална химическа връзка

Метална връзка Това е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йониобразувайки кристална решетка.

Металните атоми обикновено се намират на външно енергийно ниво един до три електрона... Радиусите на металните атоми, като правило, са големи - следователно, металните атоми, за разлика от неметалните, доста лесно даряват външни електрони, т.е. са силни редуциращи агенти

Междумолекулни взаимодействия

Отделно си струва да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия ... Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от Ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван Дар Ваалс... Силите на Ван дер Ваалс са разделени на ориентация, индукция и дисперсионен ... Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химическа връзка.

Ориентационни сили на гравитацията възникват между полярните молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индукционни взаимодействия Това е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярна молекула се поляризира поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, в които има силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N... Ако има такива връзки в една молекула, тогава ще има между молекулите допълнителни сили на тежестта .

Механизъм на образуване водородни връзки, отчасти електростатични и отчасти донорно-акцепторни. В този случай донорът на електронната двойка е атомът на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът са свързаните с тези атоми водородни атоми. Водородната връзка се характеризира с фокус в космоса и насищане.

Водородната връзка може да бъде обозначена с точки: Н ··· О. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, комбиниран с водород, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Характерно е предимно за съединенията флуор с водород а също и да кислород с водород , по-малко азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между молекулите амоняк и вода;

— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипването на веществата. При вещества с водородни връзки се наблюдава ненормално повишаване на точката на кипене.

Например , като правило, с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно, при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно, при нормални условия (0-20 ° C), водата е течностпо фазово състояние.

Атом, молекула, ядрени свойства

Структурата на флуорния атом.

В центъра на атома е положително заредено ядро. 9 отрицателно заредени електрона се въртят около.

Електронна формула: 1s2; 2s2; 2p5

м прот. = 1,00783 (amu)

m неутр. = 1,00866 (amu)

m протон = m електрон

Флуорни изотопи.

Изотоп: 18F

кратко описание на: Разпространение в природата: 0%

Броят на протоните в ядрото - 9. Броят на неутроните в ядрото - 9. Броят на нуклоните - 18.E връзки = 931.5 (9 * m sp. + 9 * m neutr-M (F18)) = 138.24 (MEW) Специфичен за E = E връзки / N нуклони = 7,81 (MeV / ядро.)

Алфа разпад не е възможен Бета минус разпад невъзможен Позитронен разпад: F (Z = 9, M = 18) -> O (Z = 8, M = 18) + e (Z = + 1, M = 0) +0,28 ( MeV) Улавяне на електрони: F (Z = 9, M = 18) + e (Z = -1, M = 0) -> O (Z = 8, M = 18) +1,21 (MeV)

Изотоп: 19F

Кратко описание: Разпространение в природата: 100%

Флуорна молекула.

Свободният флуор се състои от двуатомни молекули. От химическа гледна точка флуорът може да се характеризира като едновалентен неметал и, освен това, най-активният от всички неметали. Това се дължи на редица причини, включително лекотата на разпадане на молекулата F2 на отделни атоми - необходимата енергия за това е само 159 kJ / mol (срещу 493 kJ / mol за O2 и 242 kJ / mol за C12). Флуорните атоми имат значителен електронен афинитет и относително малък размер. Следователно, техните валентни връзки с атомите на други елементи са по-силни от подобни връзки на други металоиди (например, енергията на HF връзката е - 564 kJ / mol срещу 460 kJ / mol за H O връзката и 431 kJ / mol за H -C1 връзка).

F-F връзкахарактеризиращ се с ядрено разстояние от 1,42 A. За термичната дисоциация на флуора бяха получени следните данни чрез изчисление:

Температура, °С 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

Степен на дисоциация,% 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Флуорният атом има в основно състояние структурата на външния електронен слой 2s22p5 и е едновалентен. Възбуждането на тривалентно състояние, свързано с прехвърлянето на един 2p-електрон на ниво 3s, изисква разход от 1225 kJ / mol и практически не се реализира. Електронният афинитет на неутрален флуорен атом се оценява на 339 kJ / mol. F-йонът се характеризира с ефективен радиус от 1,33 A и енергия на хидратация от 485 kJ / mol. Ковалентният радиус на флуора обикновено се приема за 71 pm (тоест половината от междуядреното разстояние в молекулата F2).

Химични свойства на флуора.

Тъй като флуорните производни на металоидните елементи обикновено са силно летливи, тяхното образуване не предпазва металоидната повърхност от по-нататъшно действие на флуора. Следователно взаимодействието често протича много по-енергично, отколкото с много метали. Например, силиций, фосфор и сяра се запалват във флуорен газ. Аморфният въглерод (въглен) се държи по подобен начин, докато графитът реагира само при червена топлина. Флуорът не се свързва директно с азот и кислород.

Флуорът отнема водорода от водородните съединения на други елементи. Повечето оксиди се разлагат от него с изместването на кислорода. По-специално, водата взаимодейства по схемата F2 + Н2О -> 2 НF + O

освен това изместените кислородни атоми се комбинират не само един с друг, но частично и с вода и флуорни молекули. Следователно, в допълнение към газообразния кислород, тази реакция винаги произвежда водороден прекис и флуорен оксид (F2O). Последният е бледожълт газ, който мирише на озон.

Флуорен оксид (иначе - кислороден флуорид - ОF2) може да се получи чрез пропускане на флуор в 0,5 N. разтвор на NaOH. Реакцията протича по уравнението: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + Н2О + F2О Следните реакции също са характерни за флуора:

H2 + F2 = 2HF (пръскване)

Подготовка по химия за ZNO и DPA
Комплексно издание

ЧАСТ I

ОБЩА ХИМИЯ

ХИМИЯ НА ЕЛЕМЕНТИТЕ

ХАЛОГЕНИ

Прости вещества

Химични свойства на флуора

Флуорът е най-силният окислител в природата. Не реагира директно само с хелий, неон и аргон.

По време на реакция с метали се образуват флуориди, съединения от йонен тип:

Флуорът реагира енергично с много неметали, дори с някои инертни газове:

Химични свойства на хлора. Взаимодействие със сложни вещества

Хлорът е по-силен окислител от брома или йода, така че хлорът измества тежките халогени от техните соли:

Разтваряйки се във вода, хлорът частично реагира с него, което води до образуването на две киселини: хлорид и хипохлорит. В този случай един атом на хлор повишава степента на окисление, а другият атом го намалява. Такива реакции се наричат ​​непропорционални реакции. Непропорционалните реакции са реакции на самолечение-самоокисляване, т.е. реакции, при които един елемент проявява свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент. Когато са непропорционални, едновременно се образуват съединения, в които елементът е в по-окислено и редуцирано състояние в сравнение с примитивното. Степента на окисление на хлорния атом в молекулата на хипохлоритната киселина е +1:

Взаимодействието на хлора с алкални разтвори протича по подобен начин. В този случай се образуват две соли: хлорид и хипохлорит.

Хлорът взаимодейства с различни оксиди:

Хлорът окислява някои соли, в които металът не е в максимално окислително състояние:

Молекулният хлор реагира с много органични съединения... В присъствието на железен (III) хлорид като катализатор, хлорът реагира с бензол, за да образува хлоробензен и при облъчване със светлина се образува хексахлороциклохексан в резултат на същата реакция:

Химични свойства на брома и йода

И двете вещества реагират с водород, флуор и основи:

Йодът се окислява от различни силни окислители:

Методи за извличане на прости вещества

Екстракция на флуор

Тъй като флуорът е най-силният химически окислител, не е възможно да се изолира чрез химични реакции от съединения в свободна форма и следователно флуорът се извлича чрез физикохимичен метод - електролиза.

За извличане на флуор се използват стопилка на калиев флуорид и никелови електроди. Никелът се използва поради факта, че металната повърхност се пасивира от флуор поради образуването на неразтворими NiF 2, следователно самите електроди не се разрушават под действието на веществото, което се отделя върху тях:

Екстракция на хлор

Хлорът се произвежда в промишлен мащаб чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид. В резултат на този процес се добива и натриев хидроксид:

Хлорът се извлича в малки количества чрез окислен разтвор на хлороводород по различни методи:

Хлорът е много важен продукт на химическата промишленост.

Световното му производство е в милиони тонове.

Екстракция на бром и йод

За промишлена употреба бромът и йодът се добиват чрез окисляване на бромиди и йодиди, съответно. За окисляване най-често се използват молекулен хлор, концентрирана сулфатна киселина или манганов диоксид:

Приложение на халогени

Флуорът и някои от неговите съединения се използват като окислител за ракетното гориво. Големи количества флуор се използват за извличане на различни хладилни агенти (фреони) и някои полимери, които са химически и термично стабилни (тефлон и някои други). Флуорът се използва в ядрената технология за разделяне на уранови изотопи.

По-голямата част от хлора се използва за производството на солна киселина, а също и като окислител за производството на други халогени. В индустрията се използва за избелване на тъкани и хартия. В по-големи количества от флуора се използва за производството на полимери (PVC и други) и хладилни агенти. За дезинфекция се използва хлор пия вода... Необходим е и за извличане на някои разтворители като хлороформ, метиленхлорид, въглероден тетрахлорид. Използва се и за производството на много вещества, като калиев хлорат (бертолетова сол), белина и много други съединения, съдържащи хлорни атоми.

Бромът и йодът не се използват в промишлеността в същия мащаб като хлора или флуора, но употребата на тези вещества се увеличава всяка година. Бромът се използва при производството на различни лекарствени препарати с успокояващ ефект. Йодът се използва при производството на антисептични препарати. Бромните и йодните съединения се използват широко при количествения анализ на веществата. С помощта на йод се пречистват някои метали (този процес се нарича йодно рафиниране), например титан, ванадий и др.