Слободниот флуор се состои од диатомски молекули. Од хемиска гледна точка, флуорот може да се карактеризира како едновалентен неметал, а згора на тоа, најактивниот од сите неметали. Ова се должи на голем број причини, вклучително и леснотијата на распаѓање на молекулата F 2 на поединечни атоми - потребната енергија за ова е само 159 kJ / mol (наспроти 493 kJ / mol за O 2 и 242 kJ / mol за C 12). Атомите на флуор имаат значителен афинитет на електрони и се релативно мали по големина. Затоа, нивните валентни врски со атоми на други елементи се посилни од сличните врски на другите металоиди (на пример, енергијата H-F обврзницие - 564 kJ / mol наспроти 460 kJ / mol за врската H-O и 431 kJ / mol за врската H-C1).

F-F врската се карактеризира со нуклеарно растојание од 1,42 А. За термичка дисоцијација на флуорот, со пресметка се добиени следните податоци:

Атомот на флуор во основната состојба има структура на надворешниот електронски слој 2s 2 2p 5 и е едновалентен. Побудувањето на тривалентна состојба поврзано со пренос на еден 2p електрон до нивото 3s бара трошење од 1225 kJ/mol и практично не се реализира.

Електронскиот афинитет на неутрален атом на флуор се проценува на 339 kJ/mol. Јон F - се карактеризира со ефективен радиус од 1,33 А и енергија на хидратација од 485 kJ/mol. За ковалентниот радиус на флуор, обично се зема вредност од 71 pm (т.е. половина од меѓунуклеарното растојание во молекулата F2).

Хемиското поврзување е електронски феномен во кој барем еден електрон, кој бил во полето на силата на неговото јадро, се наоѓа во полето на сила на друго јадро или неколку јадра во исто време.

Повеќето едноставни супстанции и сите сложени супстанции (соединенија) се состојат од атоми кои комуницираат едни со други на одреден начин. Со други зборови, меѓу атомите се воспоставува хемиска врска. Кога се формира хемиска врска, енергијата секогаш се ослободува, т.е. енергијата на формираната честичка мора да биде помала од вкупната енергија на почетните честички.

Преминот на електрон од еден атом во друг, што резултира со формирање на спротивно наелектризирани јони со стабилни електронски конфигурации, меѓу кои се воспоставува електростатско привлекување, е наједноставниот модел на јонско поврзување:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Хипотезата за формирање на јони и појава на електростатско привлекување меѓу нив првпат ја изнесе германскиот научник В. Косел (1916).

Друг модел на поврзување е споделување на електрони од два атома, како резултат на што се формираат и стабилни електронски конфигурации. Таквата врска се нарекува ковалентна; ​​во 1916 година, американскиот научник Г. Луис почнал да ја развива својата теорија.

Заедничката точка во двете теории беше формирањето на честички со стабилна електронска конфигурација, што се совпаѓа со електронската конфигурација на благороден гас.

На пример, во формирањето на литиум флуорид, се реализира јонскиот механизам на формирање на врската. Атомот на литиум (3 Li 1s 2 2s 1) губи електрон и се претвора во катјон (3 Li + 1s 2) со електронска конфигурација на хелиум. Флуорот (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) прифаќа електрон, формирајќи анјон (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) со електронска конфигурација на неон. Помеѓу литиум јонот Li + и флуорниот јон F - се јавува електростатско привлекување, поради што се формира ново соединение - литиум флуорид.

Кога се формира водород флуорид, единствениот електрон од атомот на водород (1s) и неспарениот електрон на атомот на флуор (2p) се во полето на дејство на двете јадра - атомот на водород и атомот на флуор. Така, настанува заеднички електронски пар, што значи прераспределба на густината на електроните и појава на максимална електронска густина. Како резултат на тоа, два електрони сега се поврзани со јадрото на атомот на водород (електронска конфигурација на атомот на хелиум), а осум електрони од надворешното енергетско ниво се поврзани со јадрото на флуор (електронска конфигурација на атомот на неон):

Врската спроведена од еден електронски пар се нарекува единечна врска.

Се означува со една цртичка помеѓу симболите на елементот: H-F.

Тенденцијата да се формира стабилна обвивка од осум електрони со пренесување на електрон од еден атом во друг (јонска врска) или со споделување на електрони (ковалентна врска) се нарекува правило на октет.

Формирањето на обвивки од два електрони за јон на литиум и атом на водород е посебен случај.

Сепак, постојат соединенија кои не го следат ова правило. На пример, атомот на берилиум во берилиум флуорид BeF 2 има само четири електронска обвивка; шест електронски обвивки се карактеристични за атомот на бор (точките ги означуваат електроните на надворешното енергетско ниво):

Во исто време, во соединенијата како што се фосфор (V) хлорид и сулфур (VI) флуорид, јод (VII) флуорид, електронските обвивки на централните атоми содржат повеќе од осум електрони (фосфор - 10; сулфур - 12; јод - 14):

Во повеќето сврзници со d-елементи, правилото на октетот исто така не се почитува.

Во сите горенаведени примери, се формира хемиска врска помеѓу атоми на различни елементи; се нарекува хетероатомски. Сепак, ковалентна врска може да се формира и помеѓу идентични атоми. На пример, молекула на водород се формира со споделување на 15 електрони од секој атом на водород, како резултат на што секој атом добива стабилна електронска конфигурација од два електрони. Октет се формира при формирање на молекули на други едноставни супстанции, како што е флуор:

Формирањето на хемиска врска може да се изврши и со социјализација на четири или шест електрони. Во првиот случај, се формира двојна врска, што е два генерализирани пара електрони, во вториот - тројна врска (три генерализирани електронски парови).

На пример, кога се формира азотна молекула N 2, се формира хемиска врска со социјализација на шест електрони: три неспарени p електрони од секој атом. За да се постигне конфигурација од осум електрони, се формираат три заеднички електронски парови:

Двојна врска е означена со две цртички, тројна врска со три. Молекулата на азот N 2 може да се претстави на следниов начин: N≡N.

Во диатомските молекули формирани од атоми на еден елемент, максималната густина на електрони се наоѓа во средината на меѓунуклеарната линија. Бидејќи не постои поделба на полнежите помеѓу атомите, овој тип на ковалентна врска се нарекува неполарна. Хетероатомската врска е секогаш повеќе или помалку поларна, бидејќи максималната густина на електроните се поместува кон еден од атомите, поради што добива делумно негативен полнеж (означен σ-). Атомот од кој се поместува максимумот на електронската густина добива делумно позитивен полнеж (означен σ+). Електрично неутралните честички во кои центрите на делумно негативни и делумно позитивни полнежи не се совпаѓаат во просторот се нарекуваат диполи. Поларитетот на врската се мери со диполниот момент (μ), кој е директно пропорционален на големината на полнежите и растојанието меѓу нив.

Ориз. Шематски приказ на дипол

Список на користена литература

1. Попков В.А., Пузаков С.А. Општа хемија: учебник. - М.: ГЕОТАР-Медиа, 2010. - 976 стр.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Со. 32-35]

Во 1916 година беа предложени првите екстремно поедноставени теории за структурата на молекулите, во кои беа користени електронски претстави: теоријата на американскиот физичко хемичар Г. Луис (1875-1946) и германскиот научник В. Косел. Според теоријата на Луис, формирањето на хемиска врска во диатомска молекула вклучува валентни електрони на два атома одеднаш. Затоа, на пример, во молекула на водород, наместо валентен прост, тие почнаа да цртаат електронски пар што формира хемиска врска:

Хемиската врска формирана од електронски пар се нарекува ковалентна врска. Молекулата на водород флуорид е прикажана на следниов начин:

Разликата помеѓу молекулите на едноставни супстанции (H2, F2, N2, O2) од молекулите комплексни супстанции(HF, NO, H2O, NH3) е дека првите немаат диполен момент, додека вторите имаат. Диполниот момент m е дефиниран како производ абсолутна вредностполнете q според растојанието помеѓу два спротивни полнежи r:

Диполскиот момент m на диатомската молекула може да се одреди на два начина. Прво, бидејќи молекулата е електрично неутрална, се знае вкупниот позитивен полнеж на молекулата Z" (тој е еднаков на збирот на полнежите на атомските јадра: Z" = ZA + ZB). Знаејќи го меѓунуклеарното растојание повторно, може да се одреди локацијата на центарот на гравитација на позитивниот полнеж на молекулата. Вредноста на m молекули е пронајдена од експериментот. Затоа, можете да најдете r" - растојанието помеѓу центрите на гравитација на позитивното и вкупниот негативен полнеж на молекулата:

Второ, можеме да претпоставиме дека кога електронски пар што формира хемиска врска е поместен на еден од атомите, некој вишок негативен полнеж -q „се појавува на овој атом и полнеж + q“ се појавува на вториот атом. Растојанието помеѓу атомите е повторно:

Диполниот момент на HF молекулата е 6,4h 10-30 clh m, H-F растојаниее еднаква на 0,917× 10-10 m Пресметката на q „дава: q“ = 0,4 елементарен полнеж (т.е. полнеж на електрон). Бидејќи на атомот на флуор се појавил вишок негативен полнеж, тоа значи дека електронскиот пар што формира хемиска врска во молекулата на HF е префрлен во атомот на флуор. Таквата хемиска врска се нарекува ковалентна поларна врска. Молекулите од типот А2 немаат диполен момент. Хемиските врски кои ги формираат овие молекули се нарекуваат ковалентни неполарни врски.

Коселовата теоријабеше предложено да се опишат формираните молекули активни метали(алкална и алкална земја) и активни неметали (халогени, кислород, азот). Надворешните валентни електрони на металните атоми се најоддалечени од атомското јадро и затоа се релативно слабо задржани од металниот атом. Кај атомите хемиски елементилоциран во истиот ред на Периодниот систем, при движење од лево кон десно, полнењето на јадрото постојано се зголемува, а дополнителни електрони се наоѓаат во истиот електронски слој. Ова води до фактот дека надворешната електронска обвивка се собира и електроните се повеќе и повеќе цврсто се држат во атомот. Затоа, во молекулата MeX, станува возможно да се премести слабо задржаниот надворешен валентен електрон на металот со трошење на енергија еднаква на потенцијалот за јонизација во валентната електронска обвивка на неметалниот атом со ослободување на енергија еднаква на афинитетот на електроните . Како резултат на тоа, се формираат два јона: Me+ и X-. Електростатската интеракција на овие јони е хемиска врска. Овој тип на врска се нарекува јонски.

Ако ги одредиме диполните моменти на молекулите MeX во парови, излегува дека полнежот од металниот атом не се пренесува целосно на неметалниот атом, а хемиската врска во таквите молекули подобро се опишува како ковалентна високополарна врска. Позитивни метални катјони Me + и негативни анјони на неметални атоми X- обично постојат на местата на кристалната решетка на кристалите на овие супстанции. Но, во овој случај, секој позитивен метален јон најпрво комуницира електростатски со најблиските неметални анјони, потоа со металните катјони итн. Односно, во јонските кристали, хемиските врски се делокализирани, и секој јон на крајот влегува во интеракција со сите други јони кои влегуваат во кристалот, кој е џиновска молекула.

Заедно со добро дефинираните карактеристики на атомите, како што се полнежите на атомските јадра, потенцијалите на јонизација, афинитетот на електроните, помалку дефинираните карактеристики се користат и во хемијата. Еден од нив е електронегативноста. Во науката го воведе американскиот хемичар Л. Полинг. Прво да ги разгледаме за елементите од првите три периоди податоците за првиот јонизациски потенцијал и за афинитетот на електроните.

Регуларностите во потенцијалите за јонизација и афинитетот на електроните се целосно објаснети со структурата на валентните електронски обвивки на атомите. Афинитетот на електроните на изолираниот атом на азот е многу помал од оној на атомите на алкалните метали, иако азотот е активен неметал. Токму во молекулите при интеракција со атоми на други хемиски елементи, азотот докажува дека е активен неметал. Ова се обиде да го направи Л. Полинг, воведувајќи ја „електронегативноста“ како способност на атомите на хемиските елементи да поместат електронски пар кон себе за време на формирањето. ковалентни поларни врски. Скалата на електронегативност за хемиски елементи беше предложена од L. Pauling. Најголемата електронегативност во произволни бездимензионални единици тој ја припиша на флуор - 4,0, кислород - 3,5, хлор и азот - 3,0, бром - 2,8. Природата на промената на електронегативноста на атомите целосно одговара на законите што се изразени во Периодичен систем. Затоа, употребата на концептот електронегативност„Едноставно ги преведува на друг јазик оние обрасци во промената на својствата на металите и неметалите кои веќе се рефлектираат во Периодниот систем.

Многу метали во цврста состојба се речиси совршено формирани кристали.. На јазлите на кристалната решетка во кристалот има атоми или позитивни метални јони. Електроните на оние метални атоми од кои настанале позитивните јони се во форма на електронски гас во просторот помеѓу јазлите на кристалната решетка и припаѓаат на сите атоми и јони. Тие го одредуваат карактеристичниот метален сјај, високата електрична спроводливост и топлинската спроводливост на металите. Тип на хемиското поврзување, кое се врши од социјализирани електрони во метален кристал, се нарекуваметална врска.

Во 1819 година, француските научници P. Dulong и A. Petit експериментално утврдиле дека моларниот топлински капацитет на речиси сите метали во кристална состојба е 25 J/mol. Сега можеме лесно да објасниме зошто е тоа така. Атомите на металите во јазлите на кристалната решетка се секогаш во движење - тие прават осцилаторни движења. Ова сложено движење може да се разложи на три едноставни осцилаторни движења во три меѓусебно нормални рамнини. Секое осцилаторно движење има своја енергија и свој закон за негова промена со зголемување на температурата - свој топлински капацитет. Ограничувачката вредност на топлинскиот капацитет за секое осцилаторно движење на атомите е еднаква на R - универзалната гасна константа. Три независни вибрациони движења на атомите во кристал ќе одговараат на топлински капацитет еднаков на 3R. Кога металите се загреваат, почнувајќи од многу ниски температури, нивниот топлински капацитет се зголемува од нула. На собни и повисоки температури, топлинскиот капацитет на повеќето метали ја достигнува својата максимална вредност - 3R.

При загревање, кристалната решетка на металите се уништува и тие преминуваат во стопена состојба. При дополнително загревање, металите испаруваат. Во пареата, многу метали постојат како молекули Me2. Во овие молекули, металните атоми се способни да формираат ковалентни неполарни врски.

Флуорот е хемиски елемент (симбол F, атомски број 9), неметал кој припаѓа на групата халогени. Тоа е најактивната и електронегативна супстанција. При нормална температура и притисок, молекулата на флуор е бледо жолта со формулата F2. Како и другите халиди, молекуларниот флуор е многу опасен и предизвикува тешки хемиски изгореници при контакт со кожата.

Употреба

Флуорот и неговите соединенија се широко користени, вклучително и за производство на фармацевтски производи, агрохемикалии, горива и лубриканти и текстил. се користи за гравирање на стакло, додека флуорната плазма се користи за производство на полупроводници и други материјали. Ниските концентрации на F јони во пастата за заби и водата за пиење може да помогнат во спречување на забен кариес, додека повисоки концентрации се наоѓаат во некои инсектициди. Многу општи анестетици се хидрофлуоројаглеродни деривати. Изотопот 18 F е извор на позитрони за медицинска слика со позитронска емисиона томографија, а ураниум хексафлуорид се користи за сепарација и производство на изотопи на ураниум за нуклеарни централи.

Историја на откривање

Минералите што содржат соединенија на флуор биле познати многу години пред изолацијата на овој хемиски елемент. На пример, минералот флуорспар (или флуорит), кој се состои од калциум флуорид, бил опишан во 1530 година од Џорџ Агрикола. Тој забележал дека може да се користи како флукс, супстанца која помага да се намали точката на топење на метал или руда и помага да се прочисти саканиот метал. Затоа, флуорот го добил своето латинско име од зборот fluere („проток“).

Во 1670 година, дувачот на стакло Хајнрих Шванхард открил дека стаклото е врежано со дејство на калциум флуорид (флуорспар) третиран со киселина. Карл Шеле и многу подоцнежни истражувачи, вклучувајќи ги Хемфри Дејви, Џозеф-Луис Геј-Лусак, Антоан Лавоазие, Луис Тенард, експериментирале со флуороводородна киселина (HF), која лесно се добивала со третирање на CaF со концентрирана сулфурна киселина.

На крајот, стана јасно дека HF содржи претходно непознат елемент. Сепак, поради неговата прекумерна реактивност, оваа супстанца не можеше да се изолира многу години. Не само што е тешко да се одвои од соединенијата, туку веднаш реагира со нивните други компоненти. Изолацијата на елементарниот флуор од флуороводородна киселина е исклучително опасна, а раните обиди заслепија и убиле неколку научници. Овие луѓе станаа познати како „маченици од флуор“.

Откривање и производство

Конечно, во 1886 година, францускиот хемичар Анри Моасан успеал да изолира флуор со електролиза на мешавина од стопени калиум флуориди и флуороводородна киселина. За ова тој беше награден Нобелова награда 1906 година во хемијата. Неговиот електролитски пристап и денес продолжува да се користи за индустриско производство на овој хемиски елемент.

Првото големо производство на флуор започна за време на Втората светска војна. Тоа беше потребно за една од фазите на создавањето атомска бомбаво рамките на проектот Менхетен. Флуорот се користел за производство на ураниум хексафлуорид (UF 6), кој пак се користел за одвојување на двата изотопи 235 U и 238 U еден од друг. Денес, гасовит UF 6 е потребен за производство на збогатен ураниум за нуклеарна енергија.

Најважните својства на флуорот

Во периодниот систем, елементот се наоѓа на врвот на групата 17 (порано група 7А), која се нарекува халоген. Други халогени вклучуваат хлор, бром, јод и астатин. Покрај тоа, F е во вториот период помеѓу кислородот и неонот.

Чистиот флуор е корозивен гас ( хемиска формула F 2) со карактеристичен лут мирис, кој се открива при концентрација од 20 nl на литар волумен. Како најреактивен и електронегативен од сите елементи, лесно формира соединенија со повеќето од нив. Флуорот е премногу реактивен за да постои во неговата елементарна форма и има таков афинитет за повеќето материјали, вклучувајќи го и силициумот, што не може да се подготви или складира во стаклени садови. Во влажен воздух, тој реагира со вода, формирајќи не помалку опасна флуороводородна киселина.

Флуорот, во интеракција со водородот, експлодира дури и при ниски температури и во темница. Насилно реагира со вода и формира флуороводородна киселина и кислороден гас. Различни материјали, вклучително и ситно дисперзирани метали и чаши, горат со силен пламен во млаз гасовит флуор. Покрај тоа, овој хемиски елемент формира соединенија со благородните гасови криптон, ксенон и радон. Сепак, тој не реагира директно со азот и кислород.

И покрај екстремната активност на флуорот, сега станаа достапни методи за негово безбедно ракување и транспорт. Елементот може да се чува во контејнери од челик или монел (легура богата со никел), бидејќи на површината на овие материјали се формираат флуориди, кои спречуваат понатамошна реакција.

Флуоридите се супстанции во кои флуорот е присутен како негативно наелектризиран јон (F-) во комбинација со некои позитивно наелектризирани елементи. Флуорните соединенија со металите се меѓу најстабилните соли. Кога се раствораат во вода, тие се делат на јони. Други форми на флуор се комплекси како што се - и H 2 F + .

изотопи

Има многу изотопи на овој халоген, кои се движат од 14 F до 31 F. Но, изотопскиот состав на флуорот вклучува само еден од нив, 19 F, кој содржи 10 неутрони, бидејќи е единствениот што е стабилен. Радиоактивниот изотоп 18 F е вреден извор на позитрони.

Биолошко влијание

Флуорот во телото главно се наоѓа во коските и забите во форма на јони. Флуоризирањето на водата за пиење во концентрација помала од еден дел на милион значително ја намалува инциденцата на кариес - според Националниот совет за истражување на Националната академија на науките на САД. Од друга страна, прекумерната акумулација на флуор може да доведе до флуороза, која се манифестира со шарени заби. Овој ефект обично се забележува во области каде што содржината на овој хемиски елемент во водата за пиење надминува концентрација од 10 ppm.

Елементарните флуор и флуоридни соли се токсични и мора да се постапува со големо внимание. Треба внимателно да се избегнува контакт со кожа или очи. Реакцијата со кожата произведува која брзо продира во ткивата и реагира со калциумот во коските, трајно ги оштетува.

Флуор во животната средина

Годишното светско производство на минералот флуорит е околу 4 милиони тони, а вкупниот капацитет на истражените наоѓалишта е во рамките на 120 милиони тони.Главните области за екстракција на овој минерал се Мексико, Кина и Западна Европа.

Флуорот природно се појавува во земјината коракаде што може да се најде во карпи, јаглен и глина. Флуоридите се ослободуваат во воздухот со ветерна ерозија на почвите. Флуорот е 13-ти најзастапен хемиски елемент во земјината кора - неговата содржина е 950 ppm. Во почвите неговата просечна концентрација е околу 330 ppm. Водород флуорид може да се ослободи во воздухот како резултат на процесите на индустриско согорување. Флуоридите кои се во воздухот завршуваат паѓаат на земја или во вода. Кога флуорот формира врска со многу мали честички, тој може да остане во воздухот долги временски периоди.

Во атмосферата, 0,6 милијардити дел од овој хемиски елемент е присутен во форма на солена магла и органски соединенија на хлор. Во урбаните средини концентрацијата достигнува 50 делови на милијарда.

Врски

Флуорот е хемиски елемент кој формира широк спектар на органски и неоргански соединенија. Хемичарите можат да ги заменат атомите на водород со него, а со тоа да создадат многу нови супстанции. Високо реактивниот халоген формира соединенија со благородни гасови. Во 1962 година, Нил Бартлет синтетизира ксенон хексафлуороплатинат (XePtF6). Добиени се и криптон и радон флуориди. Друго соединение е аргон флуорохидрид, кој е стабилен само при екстремно ниски температури.

Индустриска апликација

Во атомска и молекуларна состојба, флуорот се користи за плазма офорт во производството на полупроводници, рамни екрани и микроелектромеханички системи. Флуороводородна киселина се користи за гравирање на стакло во светилки и други производи.

Заедно со некои од неговите соединенија, флуорот е важна компонента во производството на фармацевтски производи, агрохемикалии, горива и лубриканти и текстил. Хемискиот елемент е потребен за производство на халогени алкани (халони), кои, пак, беа широко користени во системите за климатизација и ладење. Подоцна, таквата употреба на хлорофлуоројаглероди беше забранета бидејќи тие придонесуваат за уништување на озонската обвивка во горната атмосфера.

Сулфур хексафлуорид е екстремно инертен, нетоксичен гас класифициран како стакленички гас. Без флуор, не е можно производство на пластика со ниско триење како што е тефлонот. Многу анестетици (на пр. севофлуран, десфлуран и изофлуран) се деривати на CFC. Натриум хексафлуороалуминат (криолит) се користи во електролизата на алуминиум.

Соединенијата на флуор, вклучувајќи го и NaF, се користат во пастите за заби за да се спречи расипување на забите. Овие супстанции се додаваат во општинските водоводи за да се обезбеди флуоридација на водата, но практиката се смета за контроверзна поради влијанието врз здравјето на луѓето. При повисоки концентрации, NaF се користи како инсектицид, особено за контрола на лебарки.

Во минатото, флуоридите се користеле за намалување на рудите и за зголемување на нивната флуидност. Флуорот е важна компонента во производството на ураниум хексафлуорид, кој се користи за одвојување на неговите изотопи. 18 F, радиоактивен изотоп со 110 минути, емитува позитрони и често се користи во медицинската позитронска емисиона томографија.

Физички својства на флуор

Основните карактеристики на хемискиот елемент се како што следува:

• Атомска маса 18,9984032 g/mol.
• Електронска конфигурација 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Состојбата на оксидација е -1.
• Густина 1,7 g/l.
• Точка на топење 53,53 К.
• Точка на вриење 85,03 К.
• Топлински капацитет 31,34 J/(K mol).

Хемиските честички формирани од два или повеќе атоми се нарекуваат молекули(реално или условно формула единициполиатомски супстанции). Атомите во молекулите се хемиски поврзани.

Хемиската врска е електрична сила на привлекување која ги држи честичките заедно. Секоја хемиска врска во структурни формулиизгледа валентна линија,на пример:

H - H (врска помеѓу два водородни атоми);

H 3 N - H + (врска помеѓу азотниот атом на молекулата на амонијак и водородниот катјон);

(K +) - (I -) (врска помеѓу калиум катјон и јодид јон).

Хемиска врска е формирана од пар електрони (), кои во електронските формули на сложени честички (молекули, сложени јони) обично се заменуваат со валентна линија, за разлика од нивните сопствени, неподелени електронски парови на атоми, на пример:

Хемиската врска се нарекува ковалентен,ако се формира со социјализација на пар електрони од двата атома.

Во молекулата F 2, двата атоми на флуор имаат иста електронегативност, затоа поседувањето на електронски пар е исто за нив. Таквата хемиска врска се нарекува неполарна, бидејќи секој атом на флуор има густина на електрониистото во електронска формуламолекулите можат условно да се поделат меѓу нив подеднакво:

Во молекулата на HCl, хемиската врска е веќе поларна,бидејќи густината на електроните на атомот на хлор (елемент со поголема електронегативност) е многу поголема отколку на атомот на водород:

Ковалентна врска, на пример H - H, може да се формира со споделување на електроните на два неутрални атоми:

H + H > H – H

Овој механизам за поврзување се нарекува разменаили еквивалент.

Според друг механизам, истата ковалентна врска H - H настанува кога електронскиот пар на хидридниот јон H се социјализира со водородниот катјон H +:

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

H + катјонот во овој случај се нарекува акцептори анјонот H - донаторелектронски пар. Механизмот на формирање на ковалентна врска во овој случај ќе биде донатор-акцептор,или координирање.

Се нарекуваат единечни врски (H - H, F - F, H - CI, H - N). а-врски,тие ја одредуваат геометриската форма на молекулите.

Двојните и тројните врски () содржат една?-компонента и една или две?-компоненти; ?-компонентата, која е главната и условно формирана прва, секогаш е посилна од?-компонентите.

Физичките (всушност мерливи) карактеристики на хемиската врска се нејзината енергија, должина и поларитет.

Енергија на хемиска врска (Е cv) е топлината што се ослободува при формирањето на оваа врска и се троши за нејзино раскинување. За истите атоми единечна обврзницасекогаш послабаотколку повеќекратно (двојно, тројно).

Должина на хемиска врска (лс) - меѓунуклеарно растојание. За истите атоми, една врска е секогаш подолгоотколку повеќекратна.

Поларитетсе мери комуникацијата електричен диполен момент стр- производ на вистински електричен полнеж (на атомите на дадена врска) со должината на диполот (т.е. должината на врската). Колку е поголем диполниот момент, толку е поголем поларитетот на врската. Вистинските електрични полнежи на атомите во ковалентна врска се секогаш помали по вредност од состојбите на оксидација на елементите, но тие се совпаѓаат во знакот; на пример, за врската H + I -Cl -I, вистинските полнежи се H +0 "17 -Cl -0" 17 (биполарна честичка или дипол).

Поларитет на молекулитеопределени според нивниот состав и геометриска форма.

Неполарна (p = O) ќе биде:

а) молекули едноставносупстанции, бидејќи тие содржат само неполарни ковалентни врски;

б) полиатомскимолекули тешкосупстанции, ако нивната геометриска форма симетрични.

На пример, молекулите на CO 2, BF 3 и CH 4 ги имаат следните насоки на еднакви (по должина) вектори на врски:

Кога се додаваат вектори на врски, нивниот збир секогаш исчезнува, а молекулите како целина се неполарни, иако содржат поларни врски.

Поларна (стр> O) ќе биде:

а) дијатомскимолекули тешкосупстанции, бидејќи тие содржат само поларни врски;

б) полиатомскимолекули тешкосупстанции, доколку нивната структура асиметрично,т.е., нивната геометриска форма е или нецелосна или искривена, што доведува до појава на вкупен електричен дипол, на пример, во молекулите на NH 3, H 2 O, HNO 3 и HCN.

Сложените јони, како што се NH 4 + , SO 4 2- и NO 3 - , во принцип не можат да бидат диполи, тие носат само еден (позитивен или негативен) полнеж.

Јонска врскасе јавува при електростатско привлекување на катјони и анјони без речиси никаква социјализација на пар електрони, на пример, помеѓу K + и I -. Атомот на калиум има недостаток на густина на електрони, атомот на јод има вишок. Оваа врска се разгледува ограничувањеслучај на ковалентна врска, бидејќи пар електрони практично е во посед на анјонот. Таквата врска е најтипична за соединенија на типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и супстанции од класата на сол (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Сите овие соединенија во собни услови се кристални материи, кои се обединети со заедничкото име јонски кристали(кристали изградени од катјони и анјони).

Постои уште еден тип на врска наречен метална врска,во кои валентните електрони се толку лабаво држени од атоми на метал што всушност не припаѓаат на специфични атоми.

Атомите на металите, оставени без надворешни електрони кои јасно им припаѓаат, стануваат, како да се, позитивни јони. Тие се формираат метална кристална решетка.Збир на социјализирани валентни електрони ( електронски гас)држи позитивни метални јони заедно и на одредени решетки места.

Покрај јонските и металните кристали, постојат и атомскии молекуларнакристални супстанции, во местата на решетки од кои има атоми или молекули, соодветно. Примери: дијамант и графит - кристали со атомска решетка, јод I 2 и јаглерод диоксид CO 2 (сув мраз) - кристали со молекуларна решетка.

Хемиските врски постојат не само во молекулите на супстанциите, туку можат да се формираат и помеѓу молекулите, на пример, за течен HF, вода H 2 O и мешавина од H 2 O + NH 3:

водородна врскаформирани поради силите на електростатско привлекување на поларните молекули кои содржат атоми од најелектронегативните елементи - F, O, N. На пример, водородните врски се присутни во HF, H 2 O и NH 3, но тие не се во HCl, H 2 S и PH 3.

Водородните врски се нестабилни и лесно се кршат, на пример, кога мразот се топи и водата врие. Сепак, одредена дополнителна енергија се троши за кршење на овие врски, а со тоа и точките на топење (Табела 5) и точките на вриење на супстанциите со водородни врски

(на пример, HF и H2O) се значително повисоки отколку за слични супстанции, но без водородни врски (на пример, HCl и H2S, соодветно).

Многу органски соединенија формираат и водородни врски; важна улогаводородната врска игра во биолошките процеси.

Примери за задачи од Дел А

1. Супстанции со само ковалентни врски се

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

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

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

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

2–4. ковалентна врска

2. сингл

3. двојна

4. трокреветни

присутни во материјата

5. Повеќекратни врски се присутни во молекулите

6. Честичките наречени радикали се

7. Една од врските е формирана од механизмот донор-акцептор во множеството јони

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. Најиздржливи кратковрска - во молекула

9. Супстанции со само јонски врски - во множеството

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Кристалната решетка на материјата

13. Va (OH) 2

1) метал

Задача број 1

Од предложената листа изберете две соединенија во кои има јонска хемиска врска.

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

Одговор: 13

Во огромното мнозинство на случаи, присуството на јонски тип на врска во соединението може да се одреди со фактот дека неговите структурни единици истовремено вклучуваат атоми на типични метални и неметални атоми.

Врз основа на ова, утврдуваме дека постои јонска врска во соединението број 1 - Ca(ClO 2) 2, бидејќи во неговата формула, може да се видат атоми на типичен метал на калциум и атоми на неметали - кислород и хлор.

Сепак, во оваа листа нема повеќе соединенија што содржат метални и неметални атоми.

Меѓу соединенијата назначени во доделувањето има амониум хлорид, во кој јонската врска се реализира помеѓу амониумскиот катјон NH 4 + и хлоридниот јон Cl − .

Задача број 2

Од предложената листа, изберете две соединенија во кои типот на хемиската врска е ист како во молекулата на флуор.

1) кислород

2) азотен оксид (II)

3) водород бромид

4) натриум јодид

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 15

Молекулата на флуор (F 2) се состои од два атома на еден неметален хемиски елемент, затоа хемиската врска во оваа молекула е ковалентна неполарна.

Ковалентна неполарна врска може да се реализира само помеѓу атоми на истиот хемиски елемент на неметал.

Од предложените опции, само кислородот и дијамантот имаат ковалентен неполарен тип на врска. Молекулата на кислородот е дијатомска, се состои од атоми на еден хемиски елемент на неметал. Дијамантот има атомска структура и во својата структура секој јаглероден атом, кој е неметал, е поврзан со 4 други јаглеродни атоми.

Азотниот оксид (II) е супстанца која се состои од молекули формирани од атоми на два различни неметали. Бидејќи електронегативноста на различни атоми е секогаш различна, заедничкиот електронски пар во молекулата се поместува кон поелектронегативниот елемент, во овој случај кислородот. Така, врската во молекулата на NO е ковалентна поларна.

Водород бромидот исто така се состои од диатомски молекули составени од атоми на водород и бром. Заедничкиот електронски пар што ја формира врската H-Br е префрлен во поелектронегативниот атом на бром. Хемиската врска во молекулата HBr е исто така ковалентна поларна.

Натриум јодид е јонска супстанција формирана од метален катјон и јодиден анјон. Врската во молекулата NaI се формира поради пренос на електрон од 3 с-орбитали на атомот на натриум (атомот на натриум се претвора во катјон) до недоволно исполнет 5 стр-орбитала на атом на јод (атомот на јод се претвора во анјон). Таквата хемиска врска се нарекува јонска.

Задача број 3

Од предложената листа, изберете две супстанции помеѓу молекулите од кои се формираат водородни врски.

• 1. C 2 H 6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 23

Објаснување:

Водородните врски се одвиваат во супстанции со молекуларна структура во кои има колетали H-O обврзници, H-N, H-F. Оние. ковалентни врски на водородниот атом со атомите на трите хемиски елементи со најголема електронегативност.

Така, очигледно, постојат водородни врски помеѓу молекулите:

2) алкохоли

3) феноли

4) карбоксилни киселини

5) амонијак

6) примарни и секундарни амини

7) флуороводородна киселина

Задача број 4

Од предложената листа, изберете две соединенија со јонска хемиска врска.

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

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 35

Објаснување:

Во огромното мнозинство на случаи, може да се заклучи дека постои јонски тип на врска во соединението со фактот дека составот на структурните единици на супстанцијата истовремено вклучува атоми на типични метални и неметални атоми.

Врз основа на ова, утврдуваме дека постои јонска врска во соединението број 3 (NaCl) и 5 ​​(MgO).

Забелешка*

Покрај горната карактеристика, присуството на јонска врска во соединението може да се каже ако неговата структурна единица содржи амониум катјон (NH 4 +) или негови органски аналози - алкил амониум RNH 3 +, диалкиламониум R 2 NH 2 +, триалкиламониум R3 NH катјони + или тетраалкиламониум R4N +, каде што R е некој јаглеводороден радикал. На пример, јонскиот тип на врска се одвива во соединението (CH 3) 4 NCl помеѓу катјонот (CH 3) 4 + и хлоридниот јон Cl - .

Задача број 5

Од предложената листа, изберете две супстанции со ист тип на структура.

4) кујнска сол

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 23

Задача број 8

Од предложената листа, изберете две супстанции со немолекуларна структура.

2) кислород

3) бел фосфор

5) силициум

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 45

Задача број 11

Од предложената листа, изберете две супстанции во молекулите на кои има двојна врска помеѓу атомите на јаглерод и кислород.

3) формалдехид

4) оцетна киселина

5) глицерин

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 34

Задача број 14

Од предложената листа, изберете две супстанции со јонска врска.

1) кислород

3) јаглерод моноксид (IV)

4) натриум хлорид

5) калциум оксид

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 45

Задача број 15

Од предложената листа, изберете две супстанции со ист тип на кристална решетка како дијамантот.

1) силициум диоксид SiO 2

2) натриум оксид Na 2 O

3) јаглерод моноксид CO

4) бел фосфор P4

5) силициум Si

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 15

Задача број 20

Од предложената листа, изберете две супстанции во молекулите на кои има една тројна врска.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5.C2H2

Запишете ги броевите на избраните врски во полето за одговор.

Одговор: 45

Објаснување:

За да го најдете точниот одговор, нацртајте структурни формулисоединенија од претставената листа:

Така, гледаме дека тројната врска постои во молекулите на азот и ацетилен. Оние. точни одговори 45

Задача број 21

Од предложената листа, изберете две супстанции во молекулите на кои има ковалентна неполарна врска.

Теми КОРИСТЕТЕ кодификатор: Ковалентна хемиска врска, нејзините сорти и механизми на формирање. Карактеристики на ковалентна врска (поларитет и енергија на врската). Јонска врска. Метална врска. водородна врска

Интрамолекуларни хемиски врски

Прво, да ги разгледаме врските што се појавуваат помеѓу честичките во молекулите. Таквите врски се нарекуваат интрамолекуларна.

хемиска врска помеѓу атомите на хемиските елементи има електростатска природа и се формира поради интеракции на надворешни (валентни) електрони, во повеќе или помал степен држени од позитивно наелектризираните јадраврзани атоми.

Клучниот концепт овде е ЕЛЕКТРОНЕГНАТИВНОСТ. Таа е таа што го одредува видот на хемиската врска помеѓу атомите и својствата на оваа врска.

е способноста на атомот да привлекува (држи) надворешен(валентност) електрони. Електронегативноста се одредува според степенот на привлекување на надворешните електрони кон јадрото и главно зависи од радиусот на атомот и полнежот на јадрото.

Електронегативноста е тешко да се одреди недвосмислено. Л. Полинг составил табела за релативна електронегативност (врз основа на енергиите на врската на диатомските молекули). Најелектронегативен елемент е флуорсо значење 4 .

Важно е да се напомене дека во различни извори можете да најдете различни скали и табели на вредности на електронегативност. Ова не треба да се плаши, бидејќи формирањето на хемиска врска игра улога атоми, и тоа е приближно исто во секој систем.

Ако еден од атомите во хемиската врска A:B посилно привлекува електрони, тогаш електронскиот пар се поместува кон него. Повеќе разлика во електронегативностаатоми, толку повеќе електронскиот пар е поместен.

Ако вредностите на електронегативноста на атомите кои содејствуваат се еднакви или приближно еднакви: EO(A)≈EO(V), тогаш споделениот електронски пар не е поместен на ниту еден од атомите: А: Б. Таквата врска се нарекува ковалентна неполарна.

Ако електронегативноста на атомите кои содејствуваат се разликуваат, но не многу (разликата во електронегативноста е приближно од 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогаш електронскиот пар се префрла на еден од атомите. Таквата врска се нарекува ковалентен поларен .

Ако електронегативноста на атомите кои содејствуваат значително се разликуваат (разликата во електронегативноста е поголема од 2: ΔEO>2), тогаш еден од електроните речиси целосно поминува во друг атом, со формирањето јони. Таквата врска се нарекува јонски.

Главните видови хемиски врски се − ковалентен, јонскии металикврски. Ајде да ги разгледаме подетално.

ковалентна хемиска врска

ковалентна врска – тоа е хемиска врска формирана од формирање на заеднички електронски пар A:B . Во овој случај, два атома се преклопуваататомски орбитали. Ковалентната врска се формира со интеракција на атомите со мала разлика во електронегативноста (по правило, помеѓу два неметали) или атоми на еден елемент.

Основни својства на ковалентни врски

• ориентација,
• заситеност,
• поларитет,
• поларизација.

Овие својства на врската влијаат на хемиските и физичките својства на супстанциите.

Насока на комуникација ја карактеризира хемиската структура и формата на супстанциите. Аглите помеѓу две врски се нарекуваат агли на врска. На пример, во молекулата на водата, аголот на врската H-O-H е 104,45 o, така што молекулата на водата е поларна, а во молекулата на метанот, аголот на врската H-C-H е 108 o 28 ′.

Заситеност е способноста на атомите да формираат ограничен број ковалентни хемиски врски. Се вика бројот на врски што може да ги формира атомот.

Поларитетврските настануваат поради нерамномерната распределба на густината на електроните помеѓу два атома со различна електронегативност. Ковалентните врски се поделени на поларни и неполарни.

Поларизираност врски се способноста на електроните на врската да бидат поместени од надворешно електрично поле(особено, електричното поле на друга честичка). Поларизираноста зависи од подвижноста на електроните. Колку електронот е подалеку од јадрото, толку е поподвижен и, соодветно на тоа, молекулата е пополаризирана.

Ковалентна неполарна хемиска врска

Постојат 2 типа на ковалентна врска - ПОЛАРНИи НЕПОЛАРНИ .

Пример . Размислете за структурата на молекулата на водород H 2 . Секој атом на водород носи 1 неспарен електрон во своето надворешно енергетско ниво. За прикажување на атом, ја користиме структурата Луис - ова е дијаграм на структурата на надворешното енергетско ниво на атомот, кога електроните се означени со точки. Моделите на структурата на точката Луис се добра помош при работа со елементи од вториот период.

Х. + . H=H:H

Така, молекулата на водород има еден заеднички електронски пар и една хемиска врска H–H. Овој електронски пар не е поместен на ниту еден од атомите на водород, бидејќи електронегативноста на атомите на водород е иста. Таквата врска се нарекува ковалентна неполарна .

Ковалентна неполарна (симетрична) врска - ова е ковалентна врска формирана од атоми со еднаква електронегативност (по правило, истите неметали) и, според тоа, со униформа распределба на густината на електроните помеѓу јадрата на атомите.

Диполскиот момент на неполарните врски е 0.

Примери: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Ковалентна поларна хемиска врска

ковалентна поларна врска е ковалентна врска која се јавува помеѓу атоми со различна електронегативност (обично, различни неметали) и се карактеризира поместувањезаеднички електронски пар до поелектронегативен атом (поларизација).

Густината на електронот е поместена во поелектронегативен атом - затоа, на него се појавува делумно негативен полнеж (δ-), а делумно позитивен полнеж се јавува на помалку електронегативен атом (δ+, делта +).

Колку е поголема разликата во електронегативноста на атомите, толку е поголема поларитетврски и уште повеќе диполен момент . Помеѓу соседните молекули и полнежите со спротивен знак, дејствуваат дополнителни привлечни сили, кои се зголемуваат силатаврски.

Поларитетот на врската влијае на физичките и хемиските својства на соединенијата. Реакционите механизми, па дури и реактивноста на соседните врски зависат од поларитетот на врската. Поларитетот на врската често одредува поларитет на молекулатаи на тој начин директно влијае на физичките својства како точка на вриење и точка на топење, растворливост во поларни растворувачи.

Примери: HCl, CO2, NH3.

Механизми за формирање на ковалентна врска

Ковалентната хемиска врска може да се појави со 2 механизми:

1. механизам за размена формирањето на ковалентна хемиска врска е кога секоја честичка обезбедува еден неспарен електрон за формирање на заеднички електронски пар:

НО . + . Б= А: Б

2. Формирањето на ковалентна врска е таков механизам во кој една од честичките обезбедува неподелен електронски пар, а другата честичка обезбедува празна орбитала за овој електронски пар:

НО: + Б= А: Б

Во овој случај, еден од атомите обезбедува неподелен електронски пар ( донатор), а другиот атом обезбедува празна орбитала за овој пар ( акцептор). Како резултат на формирање на врска, енергијата на двата електрони се намалува, т.е. ова е корисно за атомите.

Ковалентна врска формирана од механизмот донор-акцептор, не е различносо својства од други ковалентни врски формирани од механизмот за размена. Формирањето на ковалентна врска со механизмот донор-акцептор е типично за атомите или со голем број електрони на надворешното енергетско ниво (донатори на електрони), или обратно, со многу мал број електрони (акцептори на електрони). Валентните можности на атомите се разгледани подетално во соодветните.

Ковалентната врска се формира со механизмот донор-акцептор:

- во молекула јаглерод моноксид CO(врската во молекулата е тројна, 2 врски се формираат со механизмот за размена, една со механизмот донор-акцептор): C≡O;

- во амониум јон NH 4 +, во јони органски амини, на пример, во јонот на метиламониум CH3-NH2+;

- во комплексни соединенија, хемиска врска помеѓу централниот атом и групи лиганди, на пример, во натриум тетрахидроксоалуминат Na врската помеѓу алуминиум и хидроксид јони;

- во азотна киселина и нејзините соли- нитрати: HNO 3 , NaNO 3 , во некои други азотни соединенија;

- во молекула озонотО 3.

Главни карактеристики на ковалентна врска

Ковалентната врска, по правило, се формира помеѓу атомите на неметали. Главните карактеристики на ковалентна врска се должина, енергија, мноштво и насоченост.

Множество на хемиска врска

Множество на хемиска врска - ова е бројот на споделени електронски парови помеѓу два атома во едно соединение. Мноштвото на врската може лесно да се одреди од вредноста на атомите што ја формираат молекулата.

На пример , во молекулата на водородот H 2 мноштвото на врската е 1, бидејќи секој водород има само 1 неспарен електрон во надворешното енергетско ниво, па затоа се формира еден заеднички електронски пар.

Во молекулата на кислородот O 2, мноштвото на врската е 2, бидејќи секој атом има 2 неспарени електрони во своето надворешно енергетско ниво: O=O.

Во молекулата на азот N 2, мноштвото на врската е 3, бидејќи помеѓу секој атом има 3 неспарени електрони во надворешното енергетско ниво, а атомите формираат 3 заеднички електронски парови N≡N.

Должина на ковалентна врска

Должина на хемиска врска е растојанието помеѓу центрите на јадрата на атомите кои формираат врска. Се одредува со експериментални физички методи. Должината на врската може да се процени приближно, според правилото за адитивност, според кое должината на врската во молекулата AB е приближно еднаква на половина од збирот на должините на врската во молекулите A2 и B2:

Должината на хемиската врска може грубо да се процени по радиусите на атомите, формирајќи врска, или од мноштвото на комуникацијатаако радиусите на атомите не се многу различни.

Со зголемување на радиусите на атомите кои формираат врска, должината на врската ќе се зголеми.

На пример

Со зголемување на мноштвото врски помеѓу атомите (чии атомски радиуси не се разликуваат или малку се разликуваат), должината на врската ќе се намали.

На пример . Во сериите: C–C, C=C, C≡C, должината на врската се намалува.

Енергија на врската

Мерка за јачината на хемиската врска е енергијата на врската. Енергија на врската се определува со енергијата потребна за раскинување на врската и отстранување на атомите што ја формираат оваа врска на бесконечно растојание еден од друг.

Ковалентната врска е многу издржлив.Неговата енергија се движи од неколку десетици до неколку стотици kJ/mol. Колку е поголема енергијата на врската, толку е поголема јачината на врската и обратно.

Јачината на хемиската врска зависи од должината на врската, поларитетот на врската и мноштвото на врската. Колку е подолга хемиската врска, толку полесно се раскинува, а колку е помала енергијата на врската, толку е помала нејзината јачина. Колку е пократка хемиската врска, толку е посилна и е поголема енергијата на врската.

На пример, во низата соединенија HF, HCl, HBr од лево кон десно јачината на хемиската врска се намалува, бидејќи должината на врската се зголемува.

Јонска хемиска врска

Јонска врска е хемиска врска врз основа на електростатско привлекување на јони.

јонисе формираат во процесот на прифаќање или давање електрони со атоми. На пример, атомите на сите метали слабо ги држат електроните од надворешното енергетско ниво. Затоа, се карактеризираат металните атоми ресторативни својстваспособност за донирање електрони.

Пример. Атомот на натриум содржи 1 електрон на третото енергетско ниво. Лесно давајќи го, атомот на натриум формира многу постабилен Na + јон, со електронска конфигурација на благородниот неонски гас Ne. Натриумовиот јон содржи 11 протони и само 10 електрони, така што вкупниот полнеж на јонот е -10+11 = +1:

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

Пример. Атомот на хлор има 7 електрони во надворешното енергетско ниво. За да се добие конфигурација на стабилен инертен атом на аргон Ar, хлорот треба да додаде 1 електрон. По прицврстувањето на електрон, се формира стабилен хлор јон, кој се состои од електрони. Вкупниот полнеж на јонот е -1:

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

Забелешка:

• Својствата на јоните се различни од својствата на атомите!
• Стабилните јони можат да се формираат не само атоми, но, исто така групи на атоми. На пример: амониум јон NH 4 +, сулфат јон SO 4 2-, итн. Хемиските врски формирани од таквите јони исто така се сметаат за јонски;
• Јонските врски обично се формираат помеѓу металии неметали(групи на неметали);

Добиените јони се привлекуваат поради електричното привлекување: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Ајде визуелно да генерализираме разлика помеѓу типовите на ковалентни и јонски врски:

метална хемиска врска

метална врска е односот што се формира релативно слободни електронипомеѓу метални јониформирајќи кристална решетка.

Атомите на металите на надворешното енергетско ниво обично имаат еден до три електрони. Радиусите на металните атоми, по правило, се големи - затоа, металните атоми, за разлика од неметалите, прилично лесно донираат надворешни електрони, т.е. се силни редуцирачки агенси

Интермолекуларни интеракции

Одделно, вреди да се разгледаат интеракциите што се случуваат помеѓу поединечните молекули во супстанцијата - интермолекуларни интеракции . Интермолекуларните интеракции се вид на интеракција помеѓу неутралните атоми во кои не се појавуваат нови ковалентни врски. Силите на интеракција помеѓу молекулите беа откриени од ван дер Валс во 1869 година и именувани по него. Силите на Ван Дар Валс. Силите на Ван дер Валс се поделени на ориентација, индукција и дисперзија . Енергијата на меѓумолекуларните интеракции е многу помала од енергијата на хемиската врска.

Ориентационите сили на привлекување настануваат помеѓу поларните молекули (дипол-дипол интеракција). Овие сили се јавуваат помеѓу поларните молекули. Индуктивни интеракции е интеракцијата помеѓу поларна молекула и неполарна. Неполарна молекула е поларизирана поради дејството на поларна, што генерира дополнителна електростатска привлечност.

Посебен тип на интермолекуларна интеракција се водородните врски. - ова се интермолекуларни (или интрамолекуларни) хемиски врски кои се појавуваат помеѓу молекулите во кои има силно поларни ковалентни врски - H-F, H-O или H-N. Ако има такви врски во молекулата, тогаш меѓу молекулите ќе има дополнителни сили на привлекување .

Механизам на образование Водородната врска е делумно електростатска и делумно донорска-акцептор. Во овој случај, атом на силно електронегативен елемент (F, O, N) делува како донатор на електронски пар, а атоми на водород поврзани со овие атоми дејствуваат како акцептор. Се карактеризираат водородни врски ориентација во вселената и сатурација .

Водородната врска може да се означи со точки: H ··· О. Колку е поголема електронегативноста на атомот поврзан со водород, и колку е помала неговата големина, толку е посилна водородната врска. Тоа е првенствено карактеристично за соединенијата флуор со водород , како и да кислород со водород , помалку азот со водород .

Водородните врски се јавуваат помеѓу следниве супстанции:

— водород флуорид HF(гас, раствор на водород флуорид во вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пареа, мраз, течна вода):

— раствор на амонијак и органски амини- помеѓу молекулите на амонијак и вода;

— органски соединенија во кои се врзуваат O-H или N-H: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, амино киселини, феноли, анилин и неговите деривати, протеини, раствори на јаглени хидрати - моносахариди и дисахариди.

Водородната врска влијае на физичките и хемиските својства на супстанциите. Така, дополнителната привлечност помеѓу молекулите го отежнува вриењето на супстанциите. Супстанциите со водородни врски покажуваат абнормално зголемување на точката на вриење.

На пример Како по правило, со зголемување на молекуларната тежина, се забележува зголемување на точката на вриење на супстанциите. Меѓутоа, во голем број на супстанции H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне забележуваме линеарна промена на точките на вриење.

Имено, кај точката на вриење на водата е ненормално висока - не помалку од -61 o C, како што ни покажува правата линија, но многу повеќе, +100 o C. Оваа аномалија се објаснува со присуството на водородни врски помеѓу молекулите на водата. Затоа, во нормални услови (0-20 o C), водата е течностпо фазна состојба.

Атом, молекула, нуклеарни својства

Структурата на атомот на флуор.

Во центарот на атомот е позитивно наелектризирано јадро. Околу 9 негативно наелектризирани електрони се вртат.

Електронска формула: 1s2;2s2;2p5

м прот. = 1,00783 (утро)

m неутрален = 1,00866 (a.m.u.)

m протон = m електрон

Изотопи на флуор.

Изотоп: 18F

краток опис на: Преваленца во природата: 0%

Бројот на протони во јадрото е 9. Бројот на неутрони во јадрото е 9. Бројот на нуклеоните е 18.E врски \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E специфично = E врски/N нуклеони = 7,81 (MEV/нуклеон)

Алфа распаѓањето е невозможноБета минус распаѓањето е невозможно Распаѓање на позитрон: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28(MeV) Електронско снимање: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Изотоп: 19F

Краток опис: Преваленца во природата: 100%

молекула на флуор.

Слободниот флуор се состои од диатомски молекули. Од хемиска гледна точка, флуорот може да се карактеризира како едновалентен неметал, а згора на тоа, најактивниот од сите неметали. Ова се должи на голем број причини, вклучително и леснотијата на распаѓање на молекулата F2 на поединечни атоми - потребната енергија за ова е само 159 kJ / mol (наспроти 493 kJ / mol за O2 и 242 kJ / mol за C12). Атомите на флуор имаат значителен афинитет на електрони и се релативно мали по големина. Затоа, нивните валентни врски со атоми на други елементи се посилни од сличните врски на други металоиди (на пример, енергијата на врската H-F е - 564 kJ / mol наспроти 460 kJ / mol за врската H-O и 431 kJ / mol за H- C1 врска).

F-F врскасе карактеризира со нуклеарно растојание од 1,42 А. За термичка дисоцијација на флуорот, со пресметка се добиени следните податоци:

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

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

Атомот на флуор во основната состојба има структура на надворешниот електронски слој 2s22p5 и е едновалентен. Побудувањето на тривалентна состојба поврзано со пренос на еден 2p електрон до нивото 3s бара трошење од 1225 kJ/mol и практично не се реализира. Електронскиот афинитет на неутрален атом на флуор се проценува на 339 kJ/mol. Ф-јонот се карактеризира со ефективен радиус од 1,33 А и енергија на хидратација од 485 kJ/mol. Ковалентниот радиус на флуор обично се зема на 71 pm (т.е. половина од меѓунуклеарното растојание во молекулата F2).

Хемиски својства на флуор.

Бидејќи дериватите на флуор на металоидните елементи обично се многу испарливи, нивното формирање не ја штити површината на металоидот од понатамошно дејство на флуорот. Затоа, интеракцијата често се одвива многу посилно отколку со многу метали. На пример, силициум, фосфор и сулфур се запалат во флуор гас. Аморфниот јаглерод (јаглен) се однесува слично, додека графитот реагира само на црвена топлина. Флуорот не се комбинира директно со азот и кислород.

Од водородните соединенија на другите елементи, флуорот го одзема водородот. Повеќето оксиди се разградуваат од него со поместување на кислородот. Особено, водата комуницира според шемата F2 + H2O --> 2 HF + O

згора на тоа, поместените атоми на кислород се комбинираат не само едни со други, туку и делумно со молекулите на вода и флуор. Затоа, покрај гасовитиот кислород, оваа реакција секогаш произведува водород пероксид и флуор оксид (F2O). Вториот е бледо жолт гас, сличен по мирис на озонот.

Флуор оксид (инаку - кислород флуорид - OF2) може да се добие со пропуштање на флуор во 0,5 N. Раствор на NaOH. Реакцијата се одвива според равенката: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT Следниве реакции се исто така карактеристични за флуорот:

H2 + F2 = 2HF (со експлозија)

Хемиски препарат за ЗНО и ДПА
Сеопфатно издание

ДЕЛ И

ОПШТА ХЕМИЈА

ХЕМИЈА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ

ХАЛОГЕНИ

Едноставни супстанции

Хемиски својства на флуор

Флуорот е најсилното оксидирачко средство во природата. Директно не реагира само со хелиум, неон и аргон.

За време на реакцијата со метали, се формираат флуориди, соединенија од јонски тип:

Флуорот енергично реагира со многу неметали, дури и со некои инертни гасови:

Хемиски својства на хлорот. Интеракција со сложени супстанции

Хлорот е посилен оксидирачки агенс од бром или јод, така што хлорот ги отстранува тешките халогени од нивните соли:

Растворувајќи се во вода, хлорот делумно реагира со него, што резултира со формирање на две киселини: хлорид и хипохлорит. Во овој случај, еден атом на хлор го зголемува степенот на оксидација, а другиот атом го намалува. Ваквите реакции се нарекуваат реакции на диспропорција. Реакциите на диспропорција се реакции на самозаздравување-самооксидација, т.е. реакции во кои еден елемент покажува својства и на оксид и на редукционо средство. Со диспропорција, истовремено се формираат соединенија во кои елементот е во пооксидирана и намалена состојба во споредба со примитивниот. Состојбата на оксидација на атомот на хлор во молекулата на хипохлоритната киселина е +1:

Слично се одвива и интеракцијата на хлорот со алкалните раствори. Во овој случај, се формираат две соли: хлорид и хипохлорит.

Хлорот е во интеракција со различни оксиди:

Хлорот оксидира некои соли во кои металот не е во максимална оксидациска состојба:

Молекуларниот хлор реагира со многу органски соединенија. Во присуство на ферум (III) хлорид како катализатор, хлорот реагира со бензен за да формира хлоробензен, а кога ќе се зрачи со светлина, истата реакција произведува хексахлороциклохексан:

Хемиски својства на бром и јод

Двете супстанции реагираат со водород, флуор и алкалии:

Јодот се оксидира со различни силни оксидирачки агенси:

Методи за екстракција на едноставни материи

Екстракција на флуор

Бидејќи флуорот е најсилниот хемиски оксид, невозможно е да се изолира од соединенија во слободна форма користејќи хемиски реакции, и затоа флуорот се ископува со физичко-хемиски метод - електролиза.

За екстракција на флуор, се користат топење на калиум флуорид и никел електроди. Никелот се користи поради фактот што површината на металот е пасивирана од флуор поради формирање на нерастворливи NiF2, затоа, самите електроди не се уништуваат од дејството на супстанцијата што се ослободува врз нив:

Екстракција на хлор

Хлорот комерцијално се произведува со електролиза на раствор на натриум хлорид. Како резултат на овој процес, се екстрахира и натриум хидроксид:

Во мали количини, хлорот се добива со оксидација на раствор на водород хлорид со различни методи:

Хлорот е многу важен производ на хемиската индустрија.

Нејзиното светско производство е милиони тони.

Екстракција на бром и јод

За индустриска употреба, бром и јод се добиваат од оксидација на бромиди и јодиди, соодветно. За оксидација, најчесто се користат молекуларен хлор, концентрирана сулфатна киселина или манган диоксид:

Примена на халогени

Флуорот и некои негови соединенија се користат како оксидирачки агенс за ракетно гориво. Големи количини флуор се користат за производство на различни средства за ладење (фреони) и некои полимери кои се карактеризираат со хемиска и топлинска отпорност (тефлон и некои други). Флуорот се користи во нуклеарната технологија за одвојување на изотопи на ураниум.

Поголемиот дел од хлорот се користи за производство на хлороводородна киселина, а исто така и како оксидирачки агенс за екстракција на други халогени. Во индустријата се користи за белење на ткаенини и хартија. Во поголеми количини од флуорот, се користи за производство на полимери (ПВЦ и други) и средства за ладење. Дезинфицирајте со хлор пиење вода. Исто така, потребно е да се извлечат некои растворувачи како што се хлороформ, метилен хлорид, јаглерод тетрахлорид. А исто така се користи за производство на многу супстанции, како што се калиум хлорат (бертоле сол), белило и многу други соединенија кои содржат атоми на хлор.

Бромот и јодот не се користат во индустријата во ист обем како хлорот или флуорот, но употребата на овие супстанции се зголемува секоја година. Бромот се користи во производството на разни седативни лекови. Јодот се користи во производството на антисептички препарати. Соединенијата на бром и јод се широко користени во квантитативната анализа на супстанциите. Со помош на јод се прочистуваат некои метали (овој процес се нарекува рафинирање на јод), како што се титаниум, ванадиум и други.