Laisvasis fluoras susideda iš diatominių molekulių. Cheminiu požiūriu fluorą galima apibūdinti kaip vienvalentį nemetalą ir, be to, aktyviausią iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F 2 molekulės suskaidymą į atskirus atomus - tam reikalinga energija yra tik 159 kJ / mol (palyginti su 493 kJ / mol O 2 ir 242 kJ / mol C atveju) 12). Fluoro atomai turi didelį afinitetą elektronams ir yra palyginti maži. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metalloidų ryšius (pavyzdžiui, HF jungties energija yra - 564 kJ / mol, palyginti su 460 kJ / mol HO jungčiai ir 431 kJ / mol - H-C1 jungtis).

F-F ryšiui būdingas 1,42 A.

Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s 2 2p 5 struktūrą ir yra nevienalytis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ / mol išlaidų ir praktiškai neįgyvendinamas.

Manoma, kad neutralaus fluoro atomo elektronų afinitetas yra 339 kJ / mol. Jonas F - pasižymi efektyviu spinduliu 1,33 A ir hidratacijos energija 485 kJ / mol. Paprastai manoma, kad kovalentinis fluoro spindulys yra 71 pm (tai yra, pusė branduolinio atstumo F 2 molekulėje).

Cheminis ryšys yra elektroninis reiškinys, susidedantis iš to, kad bent vienas elektronas, buvęs savo branduolio jėgos lauke, atsiduria kito branduolio ar kelių branduolių jėgos lauke vienu metu.

Dauguma paprastų medžiagų ir visos sudėtingos medžiagos (junginiai) susideda iš atomų, kurie tam tikru būdu sąveikauja tarpusavyje. Kitaip tariant, tarp atomų susidaro cheminis ryšys. Kai susidaro cheminis ryšys, energija visada išsiskiria, tai yra, susidariusios dalelės energija turi būti mažesnė už bendrą pradinių dalelių energiją.

Elektrono perėjimas iš vieno atomo į kitą, dėl kurio susidaro priešingai įkrauti jonai su stabiliomis elektroninėmis konfigūracijomis, tarp kurių nustatoma elektrostatinė trauka, yra paprasčiausias jonų jungties modelis:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Jonų susidarymo ir elektrostatinės traukos tarp jų atsiradimo hipotezę pirmą kartą iškėlė vokiečių mokslininkas V. Kosselis (1916).

Kitas komunikacijos modelis yra elektronų dalijimasis dviem atomais, dėl to taip pat susidaro stabilios elektroninės konfigūracijos. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu.Jo teoriją 1916 metais sukūrė amerikiečių mokslininkas G. Lewisas.

Abiejų teorijų bendras taškas buvo dalelių, turinčių stabilią elektroninę konfigūraciją, susidarymas, kuris sutampa su tauriųjų dujų elektronine konfigūracija.

Pavyzdžiui, kai susidaro ličio fluoridas, realizuojamas jungčių susidarymo joninis mechanizmas. Ličio atomas (3 Li 1s 2 2s 1) praranda elektroną ir virsta katijonu (3 Li + 1s 2) su elektronine helio konfigūracija. Fluoras (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) priima elektroną, sudarydamas anijoną (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) su elektronine neono konfigūracija. Tarp ličio jonų Li + ir fluoro jonų F- atsiranda elektrostatinis potraukis, dėl kurio susidaro naujas junginys - ličio fluoridas.

Kai susidaro vandenilio fluoridas, vienas vandenilio atomo elektronas (1s) ir nesuporuotas fluoro atomo elektronas (2p) yra abiejų branduolių - vandenilio atomo ir fluoro atomo - veikimo lauke. Taigi atsiranda bendra elektronų pora, o tai reiškia elektronų tankio perskirstymą ir maksimalaus elektronų tankio atsiradimą. Dėl to du elektronai dabar yra susieti su vandenilio atomo branduoliu (elektroninė helio atomo konfigūracija), o su fluoro branduoliu - aštuoni išorinio energijos lygio elektronai (elektroninė neono atomo konfigūracija):

Bendravimas, vykdomas naudojant vieną elektroninę porą, vadinamas viena obligacija.

Jis žymimas vienu brūkšniu tarp elementų simbolių: H-F.

Polinkis suformuoti stabilų aštuonių elektronų apvalkalą, elektroną perkėlus iš vieno atomo į kitą (joninė jungtis) arba elektronų socializacija (kovalentinė jungtis), vadinamas okteto taisykle.

Dviejų elektronų apvalkalų susidarymas ličio jonuose ir vandenilio atome yra ypatingas atvejis.

Tačiau yra ryšių, kurie neatitinka šios taisyklės. Pavyzdžiui, berilio atomas berilio fluoride BeF 2 turi tik keturių elektronų apvalkalą; boro atomui būdingi šeši elektronų apvalkalai (taškai rodo išorinio energijos lygio elektronus):

Tuo pačiu metu tokiuose junginiuose kaip fosforo (V) chloridas ir sieros (VI) fluoridas, jodo (VII) fluoridas centrinių atomų elektronų apvalkaluose yra daugiau nei aštuoni elektronai (fosforas - 10; siera - 12; jodas - 14):

Dauguma d-elementų jungtukų taip pat nesilaiko okteto taisyklės.

Visuose minėtuose pavyzdžiuose tarp skirtingų elementų atomų susidaro cheminis ryšys; tai vadinama heteroatomine. Tačiau tarp identiškų atomų gali susidaryti ir kovalentinis ryšys. Pavyzdžiui, vandenilio molekulė susidaro dalijantis 15 elektronų iš kiekvieno vandenilio atomo, todėl kiekvienas atomas įgyja stabilią dviejų elektronų elektroninę konfigūraciją. Oktetas susidaro formuojant kitų paprastų medžiagų, pavyzdžiui, fluoro, molekules:

Cheminį ryšį taip pat galima suformuoti socializuojant keturis ar šešis elektronus. Pirmuoju atveju susidaro dviguba jungtis, kuri yra dvi apibendrintos elektronų poros, antruoju - triguba jungtis (trys apibendrintos elektronų poros).

Pavyzdžiui, kai susidaro azoto molekulė N 2, cheminis ryšys susidaro socializuojant šešis elektronus: tris nesuporuotus p elektronus iš kiekvieno atomo. Norint pasiekti aštuonių elektronų konfigūraciją, susidaro trys bendros elektronų poros:

Dvigubą ryšį žymi du brūkšniai, trigubą - trys. Azoto molekulę N 2 galima pavaizduoti taip: N≡N.

Diatominėse molekulėse, kurias sudaro vieno elemento atomai, didžiausias elektronų tankis yra tarpbranduolinės linijos viduryje. Kadangi atomų krūviai nėra atskirti, toks kovalentinis ryšys vadinamas nepoliniu. Heteroatominis ryšys tam tikru ar kitu laipsniu visada yra polinis, nes elektronų tankio maksimumas pasislenka link vieno iš atomų, todėl jis įgauna dalinį neigiamą krūvį (žymimą σ-). Atomas, iš kurio išstumiamas elektronų tankio maksimumas, įgauna dalinį teigiamą krūvį (žymimą σ +). Elektriškai neutralios dalelės, kuriose dalinių neigiamų ir dalinių teigiamų krūvių centrai nesutampa erdvėje, vadinamos dipoliais. Ryšio poliškumas matuojamas dipolio momentu (μ), kuris yra tiesiogiai proporcingas krūvių dydžiui ir atstumui tarp jų.

Ryžiai. Scheminis dipolio atvaizdavimas

Naudotos literatūros sąrašas

1. Popkovas V.A., Puzakovas S. A. Bendroji chemija: vadovėlis. -M.: GEOTAR-Media, 2010.-976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [su. 32–35]

1916 metais buvo pasiūlytos pirmosios itin supaprastintos molekulių sandaros teorijos, kuriose panaudoti elektroniniai vaizdai: amerikiečių fizikochemiko G. Lewiso (1875-1946) ir vokiečių mokslininko V. Kosselio teorija. Remiantis Lewiso teorija, dviejų atomų valentiniai elektronai vienu metu dalyvauja formuojant diatominėje molekulėje cheminį ryšį. Todėl, pavyzdžiui, vandenilio molekulėje, vietoj valentinio prado, jie pradėjo piešti elektronų porą, sudarančią cheminę jungtį:

Cheminis ryšys, kurį sudaro elektronų pora, vadinamas kovalentiniu ryšiu. Vandenilio fluorido molekulė pavaizduota taip:

Skirtumas tarp paprastų medžiagų molekulių (H2, F2, N2, O2) ir sudėtingų medžiagų molekulių (HF, NO, H2O, NH3) yra tas, kad pirmosios neturi dipolio momento, o antrosios -. Dipolio momentas m apibrėžiamas kaip krūvio q absoliučiosios vertės sandauga iš atstumo tarp dviejų priešingų krūvių r:

Diatominės molekulės dipolio momentą m galima nustatyti dviem būdais. Pirma, kadangi molekulė yra elektra neutrali, žinomas visas teigiamas molekulės Z "krūvis (jis lygus atominių branduolių krūvių sumai: Z" = ZA + ZB). Žinant tarpbranduolinį atstumą re, galima nustatyti teigiamo molekulės krūvio svorio centro vietą. Molekulės m vertė nustatoma eksperimento metu. Todėl galite rasti r "- atstumą tarp teigiamo ir bendro neigiamo molekulės krūvio svorio centrų:

Antra, galime daryti prielaidą, kad kai elektronų pora, sudaranti cheminį ryšį, yra perkeliama į vieną iš atomų, tam tikras neigiamas krūvis -q "atsiranda šiame atome, o krūvis + q" -antrame atome. Atstumas tarp atomų yra:

HF molekulės dipolio momentas yra 6,4 × 10-30 KL / m, H-F branduolinis atstumas yra 0,917 × 10-10 m. Apskaičiuojant q "gaunama: q" = 0,4 elementinio krūvio (ty elektronų krūvio). Kai fluoro atome atsiranda per didelis neigiamas krūvis, tai reiškia, kad elektronų pora, sudaranti cheminę jungtį HF molekulėje, pasislenka link fluoro atomo. Šis cheminis ryšys vadinamas kovalentiniu poliniu ryšiu. A2 tipo molekulės neturi dipolio momento. Cheminės jungtys, sudarančios šias molekules, vadinamos kovalentinės nepolinės jungtys.

Kosselio teorija buvo pasiūlyta apibūdinti molekules, susidarančias iš aktyvių metalų (šarminių ir šarminių žemių) ir aktyvių nemetalų (halogenų, deguonies, azoto). Metalo atomų išoriniai valentiniai elektronai yra labiausiai nutolę nuo atomo branduolio, todėl yra palyginti silpnai laikomi metalo atomo. Cheminių elementų atomai, esantys toje pačioje periodinės lentelės eilutėje, pereinant iš kairės į dešinę, branduolio krūvis visą laiką didėja, o papildomi elektronai yra tame pačiame elektronų sluoksnyje. Tai lemia tai, kad išorinis elektronų apvalkalas yra suspaustas ir elektronai vis tvirtiau laikomi atome. Todėl MeX molekulėje tampa įmanoma perkelti silpnai išlaikytą metalo išorinį valentinį elektroną, kurio energijos sąnaudos yra lygios jonizacijos potencialui, į nemetalinio atomo valentinį elektronų apvalkalą, išleidžiant energiją, lygią elektronų afinitetui. Dėl to susidaro du jonai: Me + ir X-. Šių jonų elektrostatinė sąveika yra cheminis ryšys. Šis ryšio tipas buvo vadinamas joninis.

Jei poromis nustatysime MeX molekulių dipolinius momentus, paaiškės, kad metalo atomo krūvis visiškai neperduoda į nemetalinį atomą, o tokių molekulių cheminis ryšys geriau apibūdinamas kaip kovalentinis stipriai polinis ryšys. Teigiami metalo katijonai Me + ir neigiami nemetalo atomų X- anijonai paprastai egzistuoja šių medžiagų kristalų gardelės vietose. Bet šiuo atveju kiekvienas teigiamas metalo jonas pirmiausia elektrostatiškai sąveikauja su artimiausiais nemetaliniais anijonais, tada su metalo katijonais ir kt. Tai yra, joniniuose kristaluose cheminės jungtys yra delokalizuotos ir kiekvienas jonas galiausiai sąveikauja su visais kitais jonais, įtrauktais į kristalą, kuris yra milžiniška molekulė.

Kartu su aiškiai apibrėžtomis atomų charakteristikomis, tokiomis kaip atominių branduolių krūviai, jonizacijos potencialai, elektronų afinitetas, chemijoje naudojamos mažiau apibrėžtos charakteristikos. Vienas iš jų yra elektronegatyvumas. Jį mokslui pristatė amerikiečių chemikas L. Paulingas. Pirmiausia apsvarstykime duomenis apie pirmąjį jonizacijos potencialą ir elektronų afinitetą pirmųjų trijų laikotarpių elementams.

Jonizacijos potencialų dėsningumai ir elektronų afinitetas visiškai paaiškinami atomų valentinių elektronų apvalkalų struktūra. Izoliuotas azoto atomas turi daug mažesnį elektronų afinitetą nei šarminių metalų atomai, nors azotas yra aktyvus nemetalas. Būtent molekulėse, sąveikaudamas su kitų cheminių elementų atomais, azotas įrodo, kad jis yra aktyvus nemetalas. Tai bandė padaryti L. Paulingas, įvedęs „elektronegatyvumą“ kaip cheminių elementų atomų gebėjimą formavimo metu išstumti elektronų porą į save. kovalentinės polinės jungtys... Cheminių elementų elektronegatyvumo skalę pasiūlė L. Paulingas. Jis priskyrė didžiausią elektronegatyvumą įprastų matmenų vienetuose fluorui - 4,0 deguonies - 3,5, chlorui ir azotui - 3,0, bromui - 2,8. Atomų elektronegatyvumo pasikeitimo pobūdis visiškai atitinka dėsnius, kurie išreikšti periodinėje lentelėje. Todėl sąvokos naudojimas " elektronegatyvumas"tiesiog išverčia į kitą kalbą tuos metalų ir nemetalų savybių pokyčių modelius, kurie jau atsispindi periodinėje lentelėje.

Daugelis kietojo kūno metalų yra beveik tobulai suformuoti kristalai.... Kristalo gardelės vietose kristale yra atomai arba teigiami metalų jonai. Tų metalo atomų, iš kurių susidarė teigiami jonai, elektronai yra elektroninių dujų pavidalo erdvėje tarp kristalinės gardelės mazgų ir priklauso visiems atomams ir jonams. Jie lemia būdingą metalo blizgesį, didelį elektros laidumą ir metalų šilumos laidumą. Tipas vadinamas cheminis ryšys, kurį socializuoti elektronai atlieka metalo kristalemetalo jungtis.

1819 m. Prancūzų mokslininkai P. Dulongas ir A. Petitas eksperimentiniu būdu nustatė, kad beveik visų kristalinės būsenos metalų šiluminė talpa yra lygi 25 J / mol. Dabar galime lengvai paaiškinti, kodėl taip yra. Metalo atomai kristalinės gardelės mazguose visą laiką juda - jie daro svyruojančius judesius. Šį sudėtingą judesį galima suskaidyti į tris paprastus svyruojančius judesius trijose tarpusavyje statmenose plokštumose. Kiekvienas svyruojantis judesys turi savo energiją ir savo dėsnį, kintantį kylant temperatūrai - savo šilumos talpą. Šilumos talpos ribinė vertė bet kokiam atomų vibraciniam judėjimui yra lygi R - universalioji dujų konstanta. Trys nepriklausomi kristalų atomų judesiai atitiks šilumos talpą, lygią 3R. Kai kaitinami metalai, pradedant nuo labai žemos temperatūros, jų šilumos talpa padidėja nuo nulio. Esant kambario ir aukštesnei temperatūrai, daugumos metalų šiluminė talpa pasiekia maksimalią vertę - 3R.

Šildant metalų kristalinė gardelė sunaikinama ir jie pereina į išlydytą būseną. Toliau kaitinant, metalai išgaruoja. Garuose daugelis metalų egzistuoja Me2 molekulių pavidalu. Šiose molekulėse metalo atomai gali sudaryti kovalentinius nepolinius ryšius.

Fluoras yra cheminis elementas (simbolis F, atominis skaičius 9), nemetalas, priklausantis halogenų grupei. Tai pati aktyviausia ir elektroneigiamiausia medžiaga. Esant normaliai temperatūrai ir slėgiui, fluoro molekulė yra šviesiai geltonos spalvos, formulė F 2. Kaip ir kiti halogenai, molekulinis fluoridas yra labai pavojingas ir sąlyčio su oda metu sukelia stiprių cheminių nudegimų.

Naudojimas

Fluoras ir jo junginiai yra plačiai naudojami, įskaitant farmacijos produktų, agrocheminių medžiagų, degalų ir tepalų bei tekstilės gaminių gamybą. naudojamas stiklo ėsdinimui, o fluoro plazma - puslaidininkių ir kitų medžiagų gamybai. Maža F jonų koncentracija dantų pasta ir geriamasis vanduo gali padėti išvengti dantų ėduonies, tuo tarpu didesnė koncentracija yra kai kuriuose insekticiduose. Daugelis bendrųjų anestetikų yra hidrofluorangliavandenilių dariniai. 18 F izotopas yra pozitronų šaltinis medicininiam vaizdavimui pozitronų emisijos tomografijos būdu, o urano heksafluoridas naudojamas atskirti urano izotopus ir gauti juos atominėms elektrinėms.

Atradimų istorija

Mineralai, turintys fluoro junginių, buvo žinomi daugelį metų prieš šio cheminio elemento išskyrimą. Pavyzdžiui, mineralinį fluoro špatą (arba fluoritą), susidedantį iš kalcio fluorido, George Agricola aprašė 1530 m. Jis pastebėjo, kad jį galima naudoti kaip srautą - medžiagą, kuri padeda sumažinti metalo ar rūdos lydymosi temperatūrą ir padeda išgryninti norimą metalą. Todėl fluoras savo lotynišką pavadinimą gavo iš žodžio fluere („tekėti“).

1670 m. Stiklo pūtėjas Heinrichas Schwanhardas atrado, kad stiklas buvo išgraviruotas rūgštimi apdorotu kalcio fluoridu (fluorsparu). Carlas Scheele ir daugelis vėlesnių tyrinėtojų, įskaitant Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperimentavo su vandenilio fluorido rūgštimi (HF), kurią buvo lengva gauti apdorojant CaF koncentruota sieros rūgštimi.

Galų gale paaiškėjo, kad HF yra anksčiau nežinomas elementas. Tačiau ši medžiaga nebuvo izoliuota daugelį metų dėl per didelio reaktyvumo. Tai ne tik sunku atskirti nuo junginių, bet ir iškart reaguoja su kitais jų komponentais. Elementinio fluoro atskyrimas nuo vandenilio fluorido rūgšties yra labai pavojingas, o ankstyvieji bandymai apakino ir nužudė kelis mokslininkus. Šie žmonės tapo žinomi kaip „fluoro kankiniai“.

Atradimas ir gamyba

Galiausiai 1886 m. Prancūzų chemikas Henri Moissanas sugebėjo izoliuoti fluorą elektrolizuojant išlydyto kalio fluorido ir vandenilio fluorido rūgšties mišinį. Už tai jam buvo paskirta 1906 metų Nobelio chemijos premija. Jo elektrolitinis metodas ir toliau naudojamas pramoniniam šio cheminio elemento gamybai.

Pirmoji didelio masto fluoro gamyba prasidėjo Antrojo pasaulinio karo metais. Tai buvo reikalinga vienam iš atominės bombos kūrimo etapų kaip Manheteno projekto dalis. Fluoras buvo naudojamas urano heksafluoridui (UF 6) gaminti, o tai savo ruožtu buvo atskirtas dviem izotopams 235 U ir 238 U. Šiandien dujinis UF 6 reikalingas praturtintam uranui gaminti branduolinei energijai gaminti.

Svarbiausios fluoro savybės

Periodinėje lentelėje elementas yra viršutinėje 17 grupės (buvusios 7A grupės) dalyje, kuri vadinama halogenu. Kiti halogenai yra chloras, bromas, jodas ir astatinas. Be to, F yra antrame laikotarpyje tarp deguonies ir neono.

Grynas fluoras yra ėsdinančios dujos (cheminė formulė F 2), turinčios būdingą aštrų kvapą, kurio koncentracija yra 20 nl litre tūrio. Kaip labiausiai reaguojantis ir elektroneigiamas iš visų elementų, jis lengvai sudaro junginius su dauguma jų. Fluoras yra per daug reaktyvus, kad galėtų egzistuoti elementarioje formoje, ir yra toks artimas daugumai medžiagų, įskaitant silicį, kad jo negalima virti ar laikyti stikliniuose induose. Drėgname ore jis reaguoja su vandeniu ir sudaro vienodai pavojingą vandenilio fluorido rūgštį.

Fluoras, sąveikaujantis su vandeniliu, sprogsta net esant žemai temperatūrai ir tamsoje. Jis stipriai reaguoja su vandeniu, sudarydamas vandenilio fluorido rūgštį ir deguonies dujas. Įvairios medžiagos, įskaitant smulkiai disperguotus metalus ir stiklą, ryškiai dega dujinio fluoro sraute. Be to, šis cheminis elementas sudaro junginius su tauriosiomis dujomis kriptonu, ksenonu ir radonu. Tačiau jis tiesiogiai nereaguoja su azotu ir deguonimi.

Nepaisant didelio fluoro aktyvumo, dabar yra saugių jo naudojimo ir transportavimo metodų. Elementą galima laikyti talpose, pagamintose iš plieno arba monelio (lydinio, kuriame gausu nikelio), nes šių medžiagų paviršiuje susidaro fluoridai, kurie neleidžia tolesnei reakcijai.

Fluoridai yra medžiagos, kuriose fluoras yra neigiamai įkrautas jonas (F -) kartu su kai kuriais teigiamai įkrautais elementais. Fluoro junginiai su metalais yra vieni stabiliausių druskų. Ištirpinus vandenyje, jie suskirstomi į jonus. Kitos fluoro formos yra kompleksai, pavyzdžiui -ir H 2 F +.

Izotopai

Yra daug šio halogeno izotopų, svyruojančių nuo 14 F iki 31 F. Tačiau fluoro izotopinė sudėtis apima tik vieną iš jų, 19 F, kurioje yra 10 neutronų, nes tik jis yra stabilus. Radioaktyvusis izotopas 18 F yra vertingas pozitronų šaltinis.

Biologinis poveikis

Fluoras organizme daugiausia randamas kauluose ir dantyse jonų pavidalu. Pasak JAV Nacionalinės mokslų akademijos Nacionalinės tyrimų tarybos, geriamojo vandens fluorinimas, kurio koncentracija yra mažesnė nei viena milijonoji dalis, žymiai sumažina dantų ėduonies dažnumą. Kita vertus, per didelis fluoro kaupimasis gali sukelti fluorozę, kuri pasireiškia kaip dantų raiblėjimas. Šis poveikis dažniausiai pastebimas tose vietose, kur šio cheminio elemento kiekis geriamajame vandenyje viršija 10 ppm koncentraciją.

Elementarūs fluoridas ir fluoro druskos yra toksiški, todėl su jais reikia elgtis labai atsargiai. Reikia atsargiai vengti sąlyčio su oda ar akimis. Reaguojant su oda, susidaro audinys, kuris greitai įsiskverbia į audinius ir reaguoja su kauluose esančiu kalciu, visam laikui juos pažeisdamas.

Fluoras aplinkoje

Metinė mineralinio fluorito gamyba pasaulyje yra apie 4 milijonai tonų, o bendras ištirtų telkinių pajėgumas yra 120 milijonų tonų. Pagrindiniai šio mineralo gavybos regionai yra Meksika, Kinija ir Vakarų Europa.

Fluoras natūraliai atsiranda žemės plutoje, kur jo galima rasti uolienose, angliuose ir molio. Fluoridai patenka į orą dirvožemio vėjo erozijos metu. Fluoras yra 13 labiausiai paplitęs cheminis elementas žemės plutoje - jo kiekis yra 950 ppm. Dirvožemyje jo vidutinė koncentracija yra apie 330 ppm. Vandenilio fluoridas gali išsiskirti į orą dėl pramonėje vykstančių degimo procesų. Ore esantys fluoridai ilgainiui nukris į žemę arba į vandenį. Kai fluoras sudaro ryšį su labai mažomis dalelėmis, jis ilgą laiką gali likti ore.

Atmosferoje šio cheminio elemento yra 0,6 ppb druskos rūko ir organinių chloro junginių pavidalu. Miesto aplinkoje koncentracija siekia 50 ppb.

Sujungimai

Fluoras yra cheminis elementas, sudarantis įvairius organinius ir neorganinius junginius. Chemikai gali pakeisti vandenilio atomus, taip sukurdami daug naujų medžiagų. Labai reaktyvus halogenas sudaro junginius su tauriosiomis dujomis. 1962 m. Neil Bartlett susintetino ksenono heksafluoroplatinatą (XePtF6). Taip pat buvo gauti kriptono ir radono fluoridai. Kitas junginys yra argono fluoridas, kuris yra stabilus tik esant labai žemai temperatūrai.

Pramoninis pritaikymas

Atominėje ir molekulinėje būsenoje fluoras yra naudojamas plazmos ėsdinimui, gaminant puslaidininkius, plokščiuosius ekranus ir mikroelektromechanines sistemas. Vandenilio fluorido rūgštis naudojama stiklui išgraviruoti lempose ir kituose gaminiuose.

Kartu su kai kuriais jo junginiais, fluoras yra svarbus farmacijos, agrocheminių medžiagų, degalų, tepalų ir tekstilės gaminių komponentas. Cheminis elementas reikalingas halogenintiems alkanams (halonams) gaminti, kurie, savo ruožtu, buvo plačiai naudojami oro kondicionavimo ir šaldymo sistemose. Vėliau šis chlorfluorangliavandenilių naudojimas buvo uždraustas, nes jie prisideda prie ozono sluoksnio sunaikinimo viršutinėje atmosferoje.

Sieros heksafluoridas yra labai inertiškos, netoksiškos šiltnamio efektą sukeliančios dujos. Mažos trinties plastikų, tokių kaip teflonas, gamyba neįmanoma be fluoro. Daugelis anestetikų (pvz., Sevofluranas, desfluranas ir izofluranas) yra pagaminti iš hidrofluorangliavandenilių. Natrio heksafluoroaluminatas (kriolitas) naudojamas aliuminio elektrolizei.

Dantų pastose naudojami fluoro junginiai, įskaitant NaF. Šios medžiagos pridedamos prie savivaldybių vandens tiekimo fluoriduojant vandenį, tačiau dėl poveikio žmonių sveikatai ši praktika laikoma prieštaringa. Esant didesnėms koncentracijoms, NaF naudojamas kaip insekticidas, ypač kontroliuojant tarakonus.

Anksčiau fluoridai buvo naudojami tiek rūdoms sumažinti, tiek jų sklandumui padidinti. Fluoras yra svarbus urano heksafluorido, naudojamo izotopams atskirti, gamybos komponentas. 18 F, 110 minučių radioaktyvusis izotopas, skleidžia pozitronus ir dažnai naudojamas medicininėje pozitronų emisijos tomografijoje.

Fizinės fluoro savybės

Pagrindinės cheminio elemento savybės yra šios:

• Atominė masė yra 18,9984032 g / mol.
• Elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 5.
• Oksidacijos būsena -1.
• Tankis 1,7 g / l.
• Lydymosi temperatūra 53,53 K.
• Virimo temperatūra yra 85,03 K.
• Šilumos talpa 31,34 J / (K mol).

Cheminės dalelės, susidarančios iš dviejų ar daugiau atomų, vadinamos molekulės(tikras ar sąlyginis formulės vienetai daugiatomės medžiagos). Atomai molekulėse yra chemiškai susieti.

Cheminis ryšys suprantamas kaip elektrinės traukos jėgos, laikančios daleles viena šalia kitos. Kiekviena cheminė jungtis struktūrinės formulės pasirodo valentinis bruožas, Pavyzdžiui:

H - H (ryšys tarp dviejų vandenilio atomų);

H 3 N - H + (ryšys tarp amoniako molekulės azoto atomo ir vandenilio katijono);

(K +) - (I -) (jungtis tarp kalio katijono ir jodido jono).

Cheminį ryšį sudaro elektronų pora (), kuri sudėtingų dalelių (molekulių, kompleksinių jonų) elektroninėse formulėse paprastai pakeičiama valentine linija, priešingai nei jų pačių vienišos elektronų poros, pavyzdžiui:

Cheminis ryšys vadinamas kovalentinis, jei jis susidaro abiejų atomų socializavus elektronų porą.

F 2 molekulėje abu fluoro atomai turi tą patį elektronegatyvumą, todėl elektronų poros turėjimas jiems yra vienodas. Toks cheminis ryšys vadinamas nepoliniu, nes kiekvienas fluoro atomas elektronų tankis yra tas pats elektroninė formulė Molekulės gali būti tolygiai paskirstytos:

Vandenilio chlorido HCl molekulėje cheminis ryšys jau yra poliarinis, kadangi elektronų tankis chloro atome (elemente, turinčiame didesnį elektronegatyvumą) yra daug didesnis nei vandenilio atome:

Kovalentinis ryšys, pavyzdžiui, H - H, gali susidaryti dalijantis dviejų neutralių atomų elektronais:

H + H> H - H

Šis jungčių susidarymo mechanizmas vadinamas mainai arba lygiavertis.

Pagal kitą mechanizmą ta pati kovalentinė H - H jungtis atsiranda, kai hidrido jono H elektronų pora dalijasi vandenilio katijonu H +:

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

Šiuo atveju vadinamas H + katijonas priėmėjas, anijonas H. - donoras elektroninė pora. Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas šiuo atveju bus donoras-priėmėjas, arba koordinacija.

Vadinamos pavienės jungtys (H - H, F - F, H - CI, H - N) a-ryšiai, jie apibrėžia molekulių geometrinę formą.

Dvigubos ir trigubos jungtys () turi vieną? -Komponentą ir vieną ar du? -Komponentus; ? -Komponentas, kuris yra pagrindinis ir sąlygiškai suformuotas pirmas, visada yra stipresnis už? -Komponentus.

Fizinės (faktiškai išmatuojamos) cheminės jungties charakteristikos yra jos energija, ilgis ir poliškumas.

Cheminių jungčių energija (E sv) yra šiluma, kuri išsiskiria formuojant šį ryšį ir išleidžiama ją nutraukiant. Tų pačių atomų atveju visada yra viena jungtis silpnesnis nei daugkartinis (dvigubas, trigubas).

Cheminės jungties ilgis (l cv) - branduolinis atstumas. Tų pačių atomų atveju visada yra viena jungtis ilgiau nei daugkartinis.

Poliškumas bendravimas matuojamas elektrinis dipolio momentas p- tikrojo elektros krūvio (ant tam tikros jungties atomų) sandauga iš dipolio ilgio (t. y. jungties ilgio). Kuo didesnis dipolio momentas, tuo didesnis jungties poliškumas. Tikrieji elektros krūviai atomuose kovalentinėje jungtyje visada yra mažesnės vertės nei elementų oksidacijos būsenos, tačiau sutampa ženklu; pavyzdžiui, H + I -Cl -I jungčiai tikrieji krūviai yra lygūs H +0 "17 -Cl -0" 17 (dviejų polių dalelė arba dipolis).

Molekulių poliškumas lemia jų sudėtis ir geometrinė forma.

Ne polinis (p = O) bus:

a) molekulės paprasta medžiagos, nes jose yra tik nepoliniai kovalentiniai ryšiai;

b) daugiatominis molekulės kompleksas medžiagos, jei jų geometrinė forma simetriškas.

Pavyzdžiui, CO 2, BF 3 ir CH 4 molekulės turi šias vienodo (ilgio) ryšių vektorių kryptis:

Pridėjus ryšių vektorius, jų suma visada išnyksta, o visos molekulės yra nepolinės, nors jose yra polinių jungčių.

Poliarinis (p> O) bus:

bet) diatominis molekulės kompleksas medžiagos, nes jose yra tik poliniai ryšiai;

b) daugiatominis molekulės kompleksas medžiagos, jei jų struktūra asimetriškas, tai yra, jų geometrinė forma yra neišsami arba iškraipyta, todėl susidaro bendras elektrinis dipolis, pavyzdžiui, NH 3, H 2 O, HNO 3 ir HCN molekulėse.

Kompleksiniai jonai, pavyzdžiui, NH 4 +, SO 4 2- ir NO 3 -, iš esmės negali būti dipoliai, jie turi tik vieną (teigiamą arba neigiamą) krūvį.

Joninis ryšys atsiranda dėl katijonų ir anijonų elektrostatinio potraukio, beveik nesu socializuojant poros elektronų, pavyzdžiui, tarp K + ir I -. Kalio atomas neturi elektronų tankio, jodo atomas turi perteklių. Manoma, kad šis ryšys galutinis kovalentinio ryšio atveju, nes elektronų pora praktiškai turi anijoną. Šis ryšys labiausiai būdingas tipiškų metalų ir nemetalų junginiams (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ir druskų klasės medžiagoms (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Visi šie junginiai kambario sąlygomis yra kristalinės medžiagos, kurias vienija bendras pavadinimas joniniai kristalai(kristalai, pagaminti iš katijonų ir anijonų).

Yra žinoma dar viena komunikacijos rūšis, vadinama metalo jungtis, kurioje valentiniai elektronai taip laisvai laikomi metalų atomų, kad iš tikrųjų nepriklauso tam tikriems atomams.

Metalo atomai, likę aiškiai jiems nepriklausantys išoriniai elektronai, tampa tarsi teigiamais jonais. Jie formuojasi metalinės kristalinės gardelės. Bendrų valentinių elektronų rinkinys ( elektroninės dujos) laiko teigiamus metalo jonus kartu ir tam tikrose grotelių vietose.

Be joninių ir metalinių kristalų, taip pat yra atominis ir molekulinė kristalinės medžiagos, kurių gardelės vietose yra atitinkamai atomai arba molekulės. Pavyzdžiai: deimantas ir grafitas yra kristalai su atomine gardele, jodas I 2 ir anglies dioksidas CO 2 (sausas ledas) yra kristalai, turintys molekulinę gardelę.

Cheminiai ryšiai egzistuoja ne tik medžiagų molekulių viduje, bet ir gali susidaryti tarp molekulių, pavyzdžiui, skystam HF, vandeniui H 2 O ir H 2 O + NH 3 mišiniui:

Vandenilio ryšys susidaro dėl polinių molekulių, kuriose yra labiausiai elektroneigiamų elementų atomų - F, O, N. 2 S ir PH 3.

Vandenilio ryšiai yra nestabilūs ir gana lengvai nutrūksta, pavyzdžiui, tirpstant ledui ir verdant vandeniui. Tačiau norint nutraukti šias jungtis, reikia šiek tiek papildomos energijos, taigi ir medžiagų, turinčių vandenilio jungčių, lydymosi temperatūros (5 lentelė) ir virimo temperatūra

(pavyzdžiui, HF ir H 2 O) yra žymiai didesni nei panašių medžiagų, tačiau be vandenilio jungčių (pavyzdžiui, atitinkamai HCl ir H 2 S).

Daugelis organinių junginių taip pat sudaro vandenilio jungtis; vandenilio ryšys vaidina svarbų vaidmenį biologiniuose procesuose.

A dalies užduočių pavyzdžiai

1. Medžiagos, turinčios tik kovalentines jungtis, yra

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH4, HNO3, Na (CH30)

4) CCl 2O, I 2, N 2 O

2–4. Kovalentinis ryšys

2.vienas

3. dvigubai

4. trigubas

esanti medžiagoje

5. Molekulėse egzistuoja daug ryšių

6. Dalelės, vadinamos radikalais, yra

7. Vieną iš jungčių sudaro jonų rinkinyje esantis donoro-akceptoriaus mechanizmas

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. Patvariausias ir trumpas ryšys - molekulėje

9. Medžiagos, turinčios tik jonines jungtis - rinkinyje

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Kristalinė materijos gardelė

13. Va (OH) 2

1) metalas

Užduotis numeris 1

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite du junginius, kuriuose yra joninė cheminė jungtis.

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

Atsakymas: 13

Daugeliu atvejų galima nustatyti joninio tipo jungties buvimą junginyje pagal tai, kad jo struktūriniai vienetai vienu metu apima tipiško metalo ir nemetalo atomus.

Tuo remdamiesi nustatome, kad junginyje, kurio numeris 1 - Ca (ClO 2) 2, yra joninė jungtis, nes jo formulėje galite pamatyti tipiško metalo kalcio atomus ir nemetalų atomus - deguonį ir chlorą.

Tačiau šiame sąraše nėra daugiau junginių, kuriuose yra ir metalo, ir nemetalo atomų.

Tarp užduotyje nurodytų junginių yra amonio chloridas, kuriame joninė jungtis yra tarp amonio katijono NH 4 + ir chloro jono Cl -.

2 užduotis

Iš pateikto sąrašo pasirinkite du junginius, kuriuose cheminės jungties tipas yra toks pat kaip ir fluoro molekulėje.

1) deguonis

2) azoto oksidas (II)

3) vandenilio bromidas

4) natrio jodidas

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 15

Fluoro molekulė (F 2) susideda iš dviejų vieno metalo cheminio elemento atomų, todėl cheminis ryšys šioje molekulėje yra kovalentinis nepolinis.

Kovalentinis nepolinis ryšys gali būti realizuotas tik tarp to paties nemetalo cheminio elemento atomų.

Iš siūlomų variantų kovalentinį nepolinį ryšį turi tik deguonis ir deimantas. Deguonies molekulė yra diatominė, ji susideda iš vieno nemetalo cheminio elemento atomų. Deimantas turi atominę struktūrą ir savo struktūroje kiekvienas anglies atomas, kuris yra nemetalinis, yra prijungtas prie 4 kitų anglies atomų.

Azoto oksidas (II) yra medžiaga, susidedanti iš molekulių, sudarytų iš dviejų skirtingų nemetalų atomų. Kadangi skirtingų atomų elektronegatyvumas visada yra skirtingas, visa elektronų pora molekulėje pasislenka link labiau elektroneigiamo elemento, šiuo atveju deguonies. Taigi jungtis NO molekulėje yra kovalentinė polinė.

Vandenilio bromidas taip pat susideda iš diatominių molekulių, sudarytų iš vandenilio ir bromo atomų. Bendra elektronų pora, sudaranti H-Br ryšį, yra perkelta į labiau elektroneigiamą bromo atomą. Cheminis ryšys HBr molekulėje taip pat yra kovalentinis polinis.

Natrio jodidas yra joninė medžiaga, sudaryta iš metalo katijono ir jodido anijono. Ryšys NaI molekulėje susidaro dėl elektrono perėjimo iš 3 s-natrio atomo sorbitalis (natrio atomas virsta katijonu) iki nepakankamai užpildyto 5 p-jodo atomo sorbitalis (jodo atomas virsta anijonu). Ši cheminė jungtis vadinama jonine.

3 užduotis

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi medžiagas tarp molekulių, iš kurių susidaro vandenilio ryšiai.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5 OH
• 3. H 2 O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 23

Paaiškinimas:

Vandeniliniai ryšiai vyksta molekulinės struktūros medžiagose, kuriose yra kovalentinių ryšių H-O, H-N, H-F. Tie. kovalentiniai vandenilio atomo ryšiai su trijų cheminių elementų, turinčių didžiausią elektronegatyvumą, atomais.

Taigi akivaizdu, kad tarp molekulių yra vandenilio ryšių:

2) alkoholiai

3) fenoliai

4) karboksirūgštys

5) amoniakas

6) pirminiai ir antriniai aminai

7) vandenilio fluorido rūgštis

4 užduotis

Iš sąrašo pasirinkite du junginius su joninėmis cheminėmis jungtimis.

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

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 35

Paaiškinimas:

Daugeliu atvejų galima padaryti išvadą apie joninio tipo jungties buvimą junginyje, nes medžiagos struktūriniai vienetai vienu metu apima tipiško metalo ir nemetalo atomus. .

Tuo remdamiesi nustatome, kad junginyje, kurio numeris 3 (NaCl) ir 5 (MgO), yra joninė jungtis.

Pastaba*

Be minėto ženklo, galima teigti, kad junginyje yra joninė jungtis, jei jo struktūriniame vienete yra amonio katijono (NH 4 +) arba jo organinių analogų - alkilamonio katijonų RNH 3 +, dialkilamonio R 2 NH 2 +, trialkilamonio R 3 NH + arba tetraalkilamonio R 4 N +, kur R yra angliavandenilio radikalas. Pavyzdžiui, joninis jungties tipas vyksta junginyje (CH 3) 4 NCl tarp katijono (CH 3) 4 + ir chloro jono Cl -.

5 užduotis

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi to paties tipo struktūros medžiagas.

4) valgomoji druska

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 23

8 užduotis

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi ne molekulinės struktūros medžiagas.

2) deguonis

3) baltasis fosforas

5) silicis

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 45

Užduotis numeris 11

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi medžiagas, kurių molekulėse yra dvigubas ryšys tarp anglies ir deguonies atomų.

3) formaldehidas

4) acto rūgštis

5) glicerinas

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 34

Užduotis numeris 14

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi medžiagas, turinčias joninį ryšį.

1) deguonis

3) anglies monoksidas (IV)

4) natrio chloridas

5) kalcio oksidas

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 45

15 užduotis

Iš pateikto sąrašo pasirinkite dvi medžiagas, kurių kristalinės gardelės yra tokio paties tipo kaip deimantas.

1) silicio dioksidas SiO 2

2) natrio oksidas Na 2 O

3) anglies monoksidas CO

4) baltasis fosforas P 4

5) silicis Si

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 15

Užduotis numeris 20

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi medžiagas, kurių molekulėse yra viena triguba jungtis.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. C 2 H 2

Atsakymo lauke įrašykite pasirinktų jungčių numerius.

Atsakymas: 45

Paaiškinimas:

Norėdami rasti teisingą atsakymą, iš pateikto sąrašo nubrėžkime junginių struktūrines formules:

Taigi matome, kad azoto ir acetileno molekulėse yra trigubas ryšys. Tie. teisingi atsakymai 45

Užduotis numeris 21

Iš siūlomo sąrašo pasirinkite dvi medžiagas, kurių molekulėse yra kovalentinis nepolinis ryšys.

USE kodifikatoriaus temos: Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir jungčių energija). Joninis ryšys. Metalinis ryšys. Vandenilio ryšys

Intramolekulinės cheminės jungtys

Pirma, apsvarstykite ryšius, atsirandančius tarp molekulių dalelių. Tokie ryšiai vadinami intramolekulinis.

Cheminis ryšys tarp cheminių elementų atomų turi elektrostatinį pobūdį ir susidaro dėl išorinių (valentinių) elektronų sąveika, daugiau ar mažiau laikomi teigiamai įkrautų branduolių surišti atomai.

Pagrindinė koncepcija čia yra ELEKTROS NEGATYVUMAS. Būtent ji nustato cheminio ryšio tarp atomų tipą ir šio ryšio savybes.

Ar atomo sugebėjimas pritraukti (išlaikyti) išorinis(valentingumas) elektronų... Elektronegatyvumą lemia išorinių elektronų traukos į branduolį laipsnis ir daugiausia priklauso nuo atomo spindulio ir branduolio krūvio.

Elektronegatyvumą sunku vienareikšmiškai apibrėžti. L. Paulingas sudarė santykinio elektronegatyvumo lentelę (remdamasis diatominių molekulių ryšių energija). Labiausiai elektroneigiamas elementas yra fluoro su prasme 4 .

Svarbu pažymėti, kad skirtinguose šaltiniuose galite rasti skirtingų skalių ir elektronegatyvumo verčių lentelių. Tai neturėtų bijoti, nes jis vaidina svarbų vaidmenį formuojant cheminį ryšį atomų, ir tai yra beveik tas pats bet kurioje sistemoje.

Jei vienas iš atomų cheminėje jungtyje A: B stipriau traukia elektronus, tai elektronų pora pasislenka link jo. Daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau elektronų pora pasislenka.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumo vertės yra lygios arba maždaug lygios: EO (A) ≈ EO (B), tada bendra elektronų pora nėra perkelta į jokį atomą: A: B.... Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas skiriasi, bet ne daug (elektronegatyvumo skirtumas yra apie 0,4–2: 0,4<ΔЭО<2 ), tada elektronų pora pasislenka į vieną iš atomų. Šis ryšys vadinamas kovalentinis poliarinis .

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas yra didesnis nei 2: ΔEO> 2), tada vienas iš elektronų beveik visiškai perkeliamas į kitą atomą ir susidaro jonai... Šis ryšys vadinamas joninis.

Pagrindinės cheminių jungčių rūšys yra: kovalentinis, joninis ir metalo bendravimas. Panagrinėkime juos išsamiau.

Kovalentinis cheminis ryšys

Kovalentinis ryšys – tai cheminis ryšys suformuotas bendros elektronų poros A: B formavimas ... Šiuo atveju du atomai persidengti atominės orbitos. Kovalentinis ryšys susidaro dėl atomų sąveikos su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (paprastai tarp dviejų nemetalų) arba vieno elemento atomai.

Pagrindinės kovalentinių jungčių savybės

• sutelkti dėmesį,
• prisotinimas,
• poliškumas,
• poliarizuotumas.

Šios jungiamosios savybės turi įtakos cheminėms ir fizinėms medžiagų savybėms.

Bendravimo kryptis apibūdina cheminę medžiagų struktūrą ir formą. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungčių kampais. Pavyzdžiui, vandens molekulėje H-O-H jungties kampas yra 104,45 о, todėl vandens molekulė yra polinė, o metano molekulėje H-C-H jungties kampas yra 108 о 28 ′.

Sotumas Ar atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių cheminių jungčių. Ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius vadinamas.

Poliškumas ryšys atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo tarp dviejų atomų, turinčių skirtingą elektronegatyvumą. Kovalentiniai ryšiai skirstomi į polinius ir nepolinius.

Poliarizuotumas jungtys yra jungiamųjų elektronų gebėjimas pasislinkti veikiant išoriniam elektriniam laukui(ypač kitos dalelės elektrinis laukas). Poliarizacija priklauso nuo elektronų judrumo. Kuo toliau elektronas nuo branduolio, tuo jis yra judresnis ir atitinkamai molekulė yra labiau poliarizuojama.

Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys

Yra 2 kovalentinio sujungimo tipai - POLARAS ir NEPOLARINIS .

Pavyzdys . Apsvarstykite vandenilio molekulės H 2 struktūrą. Kiekvienas vandenilio atomas išoriniame energijos lygyje turi 1 nesuporuotą elektroną. Norėdami parodyti atomą, naudojame Lewiso struktūrą - tai yra atomo išorinio energijos lygio struktūros schema, kai elektronai žymimi taškais. „Lewis“ taškų struktūros modeliai yra naudingi dirbant su antrojo laikotarpio elementais.

H. +. H = H: H

Taigi, vandenilio molekulė turi vieną bendrą elektronų porą ir vieną cheminę jungtį H - H. Ši elektronų pora nėra perkelta į jokius vandenilio atomus, nes vandenilio atomų elektronegatyvumas yra vienodas. Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis .

Kovalentinis nepolinis (simetriškas) ryšys Ar kovalentinis ryšys, kurį sudaro atomai, turintys vienodą elektronegatyvumą (paprastai tie patys nemetalai) ir todėl tolygiai pasiskirsto elektronų tankis tarp atomų branduolių.

Nepolinių ryšių dipolinis momentas yra 0.

Pavyzdžiai: H2 (H-H), O2 (O = O), S8.

Kovalentinis polinis cheminis ryšys

Kovalentinis polinis ryšys Ar kovalentinis ryšys atsiranda tarp atomų, turinčių skirtingą elektronegatyvumą (paprastai, įvairių nemetalų) ir jam būdingas poslinkis bendra elektronų pora į labiau elektroneigiamą atomą (poliarizacija).

Elektronų tankis yra perkeltas į labiau elektroneigiamą atomą - todėl ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (δ-), o ant mažiau elektroneigiamo atomo - dalinis teigiamas krūvis (δ +, delta +).

Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poliškumas ryšius ir dar daugiau dipolio momentas ... Tarp kaimyninių molekulių ir priešingo ženklo krūvių veikia papildomos patrauklios jėgos, kurios didėja stiprumas bendravimas.

Ryšio poliškumas turi įtakos fizinėms ir cheminėms junginių savybėms. Reakcijos mechanizmai ir net kaimyninių obligacijų reaktyvumas priklauso nuo jungties poliškumo. Ryšio poliškumas dažnai lemia molekulių poliškumas ir todėl tiesiogiai veikia fizines savybes, tokias kaip virimo temperatūra ir lydymosi temperatūra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.

Pavyzdžiai: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentinių ryšių susidarymo mechanizmai

Kovalentinis cheminis ryšys gali atsirasti dviem mechanizmais:

1. Keitimosi mechanizmas kovalentinis cheminis ryšys susidaro tada, kai kiekviena dalelė suteikia vieną nesuporuotą elektroną bendrai elektronų porai suformuoti:

BET . + . B = A: B

2. kovalentinis ryšys yra mechanizmas, kuriame viena iš dalelių suteikia vienišą elektronų porą, o kita dalelė suteikia laisvą šios elektronų poros orbitą:

BET: + B = A: B

Šiuo atveju vienas iš atomų suteikia vienišą elektronų porą ( donoras), o kitas atomas suteikia laisvą šios poros orbitą ( akceptorius). Dėl ryšių susidarymo sumažėja tiek elektronų energija, t.y. tai naudinga atomams.

Kovalentinis ryšys, kurį sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas nėra kitoks kitų kovalentinių ryšių, kuriuos sudaro mainų mechanizmas, savybėse. Kovalentinio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu būdingas atomams, turintiems daug elektronų išorinės energijos lygyje (elektronų donorai), arba atvirkščiai, esant labai mažam elektronų skaičiui (elektronų akceptoriams). Atomų valentinės galimybės išsamiau aptariamos atitinkamame skyriuje.

Donoro-akceptoriaus mechanizmu susidaro kovalentinis ryšys:

- molekulėje anglies monoksidas CO(jungtis molekulėje yra triguba, 2 jungtys susidaro mainų mechanizmu, viena-donoro-akceptoriaus mechanizmu): C≡O;

- į amonio jonas NH 4 +, jonuose organiniai aminai, pavyzdžiui, metilamonio jonuose CH 3 -NH 2 +;

- į sudėtingi junginiai, cheminis ryšys tarp centrinio atomo ir ligandų grupių, pavyzdžiui, natrio tetrahidroksaluminate Na ryšys tarp aliuminio ir hidroksido jonų;

- į azoto rūgštis ir jos druskos- nitratai: HNO 3, NaNO 3, kai kuriuose kituose azoto junginiuose;

- molekulėje ozono O 3.

Pagrindinės kovalentinės jungties savybės

Kovalentinis ryšys paprastai susidaro tarp nemetalinių atomų. Pagrindinės kovalentinės jungties savybės yra ilgis, energija, įvairovė ir kryptis.

Cheminių jungčių įvairovė

Cheminių jungčių įvairovė - Šitą bendrų elektronų porų tarp dviejų junginio atomų skaičius... Ryšio daugumą galima lengvai nustatyti pagal atomų, sudarančių molekulę, vertę.

Pavyzdžiui , vandenilio molekulėje H 2, ryšių daugyba yra 1, nes kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuotą elektroną išorinės energijos lygyje, todėl susidaro viena bendra elektronų pora.

Deguonies molekulėje O 2 ryšių daugyba yra 2, nes kiekvienas išorinio energijos lygio atomas turi 2 nesuporuotus elektronus: O = O.

Azoto molekulėje N 2 ryšių daugyba yra 3, nes tarp kiekvieno atomo yra 3 nesuporuoti elektronai išorinės energijos lygyje, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.

Kovalentinio ryšio ilgis

Cheminės jungties ilgis Ar atstumas tarp ryšį sudarančių atomų branduolių centrų. Jis nustatomas eksperimentiniais fiziniais metodais. Ryšio ilgį galima apytiksliai apskaičiuoti pagal adityvumo taisyklę, pagal kurią AB molekulės jungties ilgis yra maždaug lygus A2 ir B2 molekulių jungčių ilgio pusei:

Galima apytiksliai apskaičiuoti cheminės jungties ilgį išilgai atomų spindulių formuojant ryšį, arba pagal bendravimo dažnumą jei atomų spinduliai nėra labai skirtingi.

Padidėjus ryšį sudarančių atomų spinduliams, jungties ilgis padidės.

Pavyzdžiui

Padidėjus ryšio tarp atomų (kurių atominiai spinduliai nesiskiria arba skiriasi nežymiai) įvairovei, jungties ilgis sumažės.

Pavyzdžiui ... Serijoje: C - C, C = C, C≡C, jungties ilgis mažėja.

Bendravimo energija

Ryšio energija yra cheminio ryšio stiprumo matas. Bendravimo energija lemia energija, reikalinga pertraukti ryšį ir pašalinti atomus, kurie sudaro šią jungtį be galo dideliu atstumu vienas nuo kito.

Kovalentinis ryšys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų kJ / mol. Kuo didesnė ryšių energija, tuo stipresnis ryšys ir atvirkščiai.

Cheminio ryšio stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poliškumo ir jungties daugybės. Kuo ilgesnis cheminis ryšys, tuo lengviau jį sulaužyti ir kuo mažesnė jungties energija, tuo mažesnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ryšys, tuo stipresnis jis ir tuo didesnė jungties energija.

Pavyzdžiui, junginių HF, HCl, HBr serijoje, iš kairės į dešinę, cheminio ryšio stiprumas mažėja nuo jungties ilgis didėja.

Jonų cheminis ryšys

Joninis ryšys Ar cheminis ryšys yra pagrįstas elektrostatinė jonų traukos jėga.

Jona susidaro priimant arba atsisakant elektronų atomais. Pavyzdžiui, visų metalų atomai silpnai sulaiko išorinio energijos lygio elektronus. Todėl metalo atomai pasižymi atkuriamosios savybės- galimybė dovanoti elektronus.

Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas 3 energijos lygmenyje. Lengvai atiduodamas natrio atomas sudaro daug stabilesnį Na + joną su elektronine tauriųjų neoninių dujų Ne konfigūracija. Natrio jonuose yra 11 protonų ir tik 10 elektronų, todėl bendras jonų krūvis yra -10 + 11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Pavyzdys. Išorinio energijos lygio chloro atome yra 7 elektronai. Norint įgyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfigūraciją, chloras turi prijungti 1 elektroną. Prijungus elektroną, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis iš elektronų. Bendras jonų krūvis yra -1:

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

Pastaba:

• Jonų savybės skiriasi nuo atomų savybių!
• Stabilūs jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atomų grupės... Pavyzdžiui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Tokių jonų susidariusios cheminės jungtys taip pat laikomos joninėmis;
• Jonų jungtis, kaip taisyklė, susidaro tarpusavyje metalai ir nemetalai(nemetalų grupės);

Gautus jonus traukia elektrinė trauka: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentinių ir joninių jungčių:

Metalinis cheminis ryšys

Metalinis ryšys Tai ryšys, kuris susidaro santykinai laisvieji elektronai tarp metalo jonai formuojant kristalinę gardelę.

Metalo atomai, esantys išoriniame energijos lygyje, paprastai yra nuo vieno iki trijų elektronų... Metalo atomų spinduliai, kaip taisyklė, yra dideli - todėl metalo atomai, priešingai nei nemetalai, gana lengvai dovanoja išorinius elektronus, t.y. yra stiprūs reduktoriai

Tarpmolekulinė sąveika

Atskirai verta apsvarstyti sąveiką, atsirandančią tarp atskirų medžiagos molekulių - tarpmolekulinė sąveika ... Tarpmolekulinė sąveika yra tam tikrų neutralių atomų sąveikos rūšis, kurioje neatsiranda naujų kovalentinių ryšių. Molekulių sąveikos jėgas atrado van der Waalsas 1869 m. Ir pavadino jo vardu Van Dar Waals pajėgos... Van der Waals pajėgos yra padalintos į orientacija, indukcija ir išsklaidantis ... Tarpmolekulinės sąveikos energija yra daug mažesnė nei cheminio ryšio energija.

Orientacinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių (dipolio ir dipolio sąveika). Šios jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Indukcinė sąveika Ar sąveika tarp polinės ir nepolinės molekulės. Ne polinė molekulė yra poliarizuota dėl polinės, kuri sukuria papildomą elektrostatinį potraukį.

Ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas yra vandenilio ryšiai. - tai yra tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ryšiai, atsirandantys tarp molekulių, kuriose yra stipriai polinių kovalentinių ryšių, H-F, H-O arba H-N... Jei molekulėje yra tokių ryšių, tada tarp molekulių bus papildomos traukos jėgos .

Formavimo mechanizmas vandenilio ryšys iš dalies yra elektrostatinis, o iš dalies donoras - akceptorius. Šiuo atveju elektronų poros donoras yra stipriai elektroneigiamo elemento (F, O, N) atomas, o akceptorius - prie šių atomų prijungti vandenilio atomai. Vandenilio ryšiui būdinga sutelkti dėmesį erdvėje ir prisotinimas.

Vandenilio ryšį galima žymėti taškais: Н ··· O. Kuo didesnis atomo elektronegatyvumas kartu su vandeniliu ir kuo mažesnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ryšys. Tai visų pirma būdinga junginiams fluoras su vandeniliu ir taip pat deguonis su vandeniliu , mažiau azotas su vandeniliu .

Vandenilio ryšiai atsiranda tarp šių medžiagų:

— vandenilio fluorido HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido rūgštis), vandens H 2 O (garas, ledas, skystas vanduo):

— amoniako ir organinių aminų tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekulių;

— organiniai junginiai, kuriuose yra OH arba NH ryšiai: alkoholiai, karboksirūgštys, aminai, amino rūgštys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandenių tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.

Vandenilio ryšys veikia fizines ir chemines medžiagų savybes. Taigi, papildomas potraukis tarp molekulių apsunkina medžiagų virimą. Medžiagoms su vandenilio ryšiais pastebimas nenormalus virimo temperatūros padidėjimas.

Pavyzdžiui paprastai didėjant molekulinei masei, pastebimas medžiagų virimo temperatūros padidėjimas. Tačiau daugelyje medžiagų H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te mes nepastebime linijinio virimo taškų pokyčio.

Būtent, val virimo temperatūra neįprastai aukšta - ne mažiau kaip -61 o C, kaip mums rodo tiesi linija, bet daug daugiau, +100 o C. Ši anomalija paaiškinama vandenilio ryšiais tarp vandens molekulių. Todėl įprastomis sąlygomis (0–20 ° C) vanduo yra skystas pagal fazės būseną.

Atomas, molekulė, branduolinės savybės

Fluoro atomo sandara.

Atomo centre yra teigiamai įkrautas branduolys. Aplink sukasi 9 neigiamai įkrauti elektronai.

Elektroninė formulė: 1s2; 2s2; 2p5

m prot. = 1,00783 (amu)

m neutr. = 1.00866 (amu)

m protonas = m elektronas

Fluoro izotopai.

Izotopas: 18F

Trumpas aprašymas: Paplitimas gamtoje: 0%

Protonų skaičius branduolyje yra 9. Neutronų skaičius branduolyje yra 9. Nukleonų skaičius yra 18. E jungtys = 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutr-M (F18)) = 138,24 (MEW) E specifinis = E jungtis / N nukleonai = 7,81 (MeV / nukleonas)

Alfa skilimas neįmanomas Beta minus skilimas neįmanomas Pozitrono skilimas: F (Z = 9, M = 18) -> O (Z = 8, M = 18) + e (Z = + 1, M = 0) +0,28 ( Elektronų fiksavimas: F (Z = 9, M = 18) + e (Z = -1, M = 0) -> O (Z = 8, M = 18) +1,21 (MeV)

Izotopas: 19F

Trumpas aprašymas: Paplitimas gamtoje: 100%

Fluoro molekulė.

Laisvasis fluoras susideda iš diatominių molekulių. Cheminiu požiūriu fluorą galima apibūdinti kaip vienvalentį nemetalą ir, be to, aktyviausią iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F2 molekulės suskaidymą į atskirus atomus - tam reikalinga energija yra tik 159 kJ / mol (palyginti su 493 kJ / mol O2 ir 242 kJ / mol C12). Fluoro atomai turi didelį afinitetą elektronams ir yra palyginti maži. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metalloidų ryšius (pavyzdžiui, HF jungties energija yra - 564 kJ / mol, palyginti su 460 kJ / mol HO jungčiai ir 431 kJ / mol - H-C1 jungtis).

F-F ryšiui būdingas 1,42 A.

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

Disociacijos laipsnis,% 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s22p5 struktūrą ir yra nevienalytis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ / mol išlaidų ir praktiškai neįgyvendinamas. Manoma, kad neutralaus fluoro atomo elektronų afinitetas yra 339 kJ / mol. F- jonui būdingas 1,33 A spindulys ir 485 kJ / mol hidratacijos energija. Paprastai manoma, kad kovalentinis fluoro spindulys yra 71 pm (tai yra, pusė branduolinio atstumo F2 molekulėje).

Cheminės fluoro savybės.

Kadangi metaloidinių elementų fluoro dariniai paprastai yra labai nepastovūs, jų susidarymas neapsaugo metalloido paviršiaus nuo tolesnio fluoro poveikio. Todėl sąveika dažnai vyksta daug energingiau nei su daugeliu metalų. Pavyzdžiui, silicio, fosforo ir sieros uždegamos fluoro dujose. Amorfinė anglis (anglis) elgiasi panašiai, o grafitas reaguoja tik esant raudonai šilumai. Fluoras tiesiogiai nesijungia su azotu ir deguonimi.

Fluoras pašalina vandenilį iš kitų elementų vandenilio junginių. Dauguma oksidų suyra išstumiant deguonį. Visų pirma, vanduo sąveikauja pagal schemą F2 + Н2О -> 2 НF + O

be to, išstumti deguonies atomai jungiasi ne tik tarpusavyje, bet iš dalies ir su vandens bei fluoro molekulėmis. Todėl, be dujinio deguonies, šios reakcijos metu visada susidaro vandenilio peroksidas ir fluoro oksidas (F2O). Pastarosios yra šviesiai geltonos dujos, kvepiančios ozonu.

Fluoro oksidą (kitaip - deguonies fluoridą - ОF2) galima gauti praleidžiant 0,5 N fluorą. NaOH tirpalas. Reakcija vyksta pagal lygtį: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + Н2О + F2О Šios reakcijos taip pat būdingos fluorui:

H2 + F2 = 2HF (serija)

Chemijos paruošimas ZNO ir DPA
Sudėtingas leidimas

I DALIS

BENDROJI CHEMIJA

ELEMENTŲ CHEMIJA

HALOGENAI

Paprastos medžiagos

Fluoro cheminės savybės

Fluoras yra stipriausias oksidatorius gamtoje. Jis tiesiogiai nereaguoja tik su heliu, neonu ir argonu.

Reaguojant su metalais, susidaro fluoridai, jonų tipo junginiai:

Fluoras aktyviai reaguoja su daugeliu nemetalų, net su kai kuriomis inertinėmis dujomis:

Chloro cheminės savybės. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis

Chloras yra stipresnis oksidatorius nei bromas ar jodas, todėl chloras išstumia sunkius halogenus iš jų druskų:

Ištirpęs vandenyje, chloras iš dalies su juo reaguoja, todėl susidaro dvi rūgštys: chloridas ir hipochloritas. Šiuo atveju vienas chloro atomas padidina oksidacijos būseną, o kitas - sumažina. Tokios reakcijos vadinamos neproporcingomis. Neproporcingos reakcijos yra savaiminio išgydymo-savaiminės oksidacijos reakcijos, t.y. reakcijos, kuriose vienas elementas pasižymi ir oksidatoriaus, ir reduktoriaus savybėmis. Kai jie yra neproporcingi, tuo pačiu metu susidaro junginiai, kuriuose elementas yra labiau oksiduotas ir redukuotas, palyginti su primityvia. Chloro atomo oksidacijos būsena hipochlorito rūgšties molekulėje yra +1:

Chloro sąveika su šarminiais tirpalais vyksta panašiai. Šiuo atveju susidaro dvi druskos: chloridas ir hipochloritas.

Chloras sąveikauja su įvairiais oksidais:

Chloras oksiduoja kai kurias druskas, kuriose metalas nėra maksimalios oksidacijos būsenos:

Molekulinis chloras reaguoja su daugeliu organinių junginių. Kai katalizatorius yra geležies (III) chloridas, chloras reaguoja su benzenu ir sudaro chlorbenzeną, o apšvitinus šviesa, dėl tos pačios reakcijos susidaro heksachlorcikloheksanas:

Cheminės bromo ir jodo savybės

Abi medžiagos reaguoja su vandeniliu, fluoru ir šarmais:

Jodą oksiduoja įvairūs stiprūs oksidatoriai:

Paprastų medžiagų gavybos metodai

Fluoro išgavimas

Kadangi fluoras yra stipriausias cheminis oksidatorius, jo neįmanoma išskirti cheminėmis reakcijomis iš laisvos formos junginių, todėl fluoras išgaunamas fizikiniu ir cheminiu metodu - elektrolize.

Norint išgauti fluorą, naudojami kalio fluorido lydalo ir nikelio elektrodai. Nikelis naudojamas dėl to, kad metalo paviršius pasyvinamas fluoru dėl netirpių medžiagų susidarymo NiF 2, todėl patys elektrodai nėra sunaikinami veikiant medžiagai, kuri išsiskiria:

Chloro ekstrahavimas

Chloras gaminamas pramoniniu mastu, elektrolizuojant natrio chlorido tirpalą. Dėl šio proceso taip pat išgaunamas natrio hidroksidas:

Chloras nedideliais kiekiais išgaunamas oksiduoto vandenilio chlorido tirpalu įvairiais būdais:

Chloras yra labai svarbus chemijos pramonės produktas.

Jo pasaulinė gamyba siekia milijonus tonų.

Bromo ir jodo ekstrahavimas

Pramoniniam naudojimui bromas ir jodas išgaunami atitinkamai oksiduojant bromidus ir jodidus. Oksidacijai dažniausiai naudojamas molekulinis chloras, koncentruota sulfato rūgštis arba mangano dioksidas:

Halogenų taikymas

Fluoras ir kai kurie jo junginiai naudojami kaip oksidatorius raketų degalams. Didelis fluoro kiekis naudojamas įvairiems šaltnešiams (freonams) ir kai kuriems chemiškai ir termiškai stabiliems polimerams (teflonui ir kai kuriems kitiems) išgauti. Fluoras naudojamas branduolinėse technologijose urano izotopams atskirti.

Didžioji dalis chloro naudojama druskos rūgščiai gaminti, o taip pat kaip oksidatorius kitiems halogenams gaminti. Pramonėje jis naudojamas audiniams ir popieriui balinti. Didesniais kiekiais nei fluoras jis naudojamas polimerų (PVC ir kitų) ir šaltnešių gamybai. Chloro pagalba geriamasis vanduo dezinfekuojamas. Taip pat reikia išgauti kai kuriuos tirpiklius, tokius kaip chloroformas, metileno chloridas, anglies tetrachloridas. Jis taip pat naudojamas daugelio medžiagų gamybai, pavyzdžiui, kalio chlorato (bertoleto druskos), baliklio ir daugelio kitų junginių, kuriuose yra chloro atomų.

Pramonėje bromas ir jodas nenaudojami tokiu mastu kaip chloras ar fluoras, tačiau šių medžiagų naudojimas kasmet didėja. Bromas naudojamas gaminant įvairius raminamojo poveikio vaistinius preparatus. Jodas naudojamas antiseptiniams preparatams gaminti. Bromo ir jodo junginiai plačiai naudojami kiekybinei medžiagų analizei. Jodo pagalba išvalomi kai kurie metalai (šis procesas vadinamas jodo rafinavimu), pavyzdžiui, titanas, vanadis ir kiti.