Wolny fluor składa się z cząsteczek dwuatomowych. Z chemicznego punktu widzenia fluor można scharakteryzować jako jednowartościowy niemetal, a ponadto najbardziej aktywny ze wszystkich niemetali. Wynika to z wielu powodów, m.in. łatwości rozkładu cząsteczki F 2 na poszczególne atomy – potrzebna do tego energia to tylko 159 kJ/mol (wobec 493 kJ/mol dla O 2 i 242 kJ/mol dla C 12). Atomy fluoru mają znaczne powinowactwo do elektronów i są stosunkowo małe. Dlatego ich wiązania walencyjne z atomami innych pierwiastków okazują się silniejsze niż podobne wiązania innych niemetali (np. energia wiązania H-F wynosi - 564 kJ/mol wobec 460 kJ/mol dla Połączenia N-O i 431 kJ/mol dla wiązania H-C1).

Wiązanie F-F charakteryzuje się odległością jądrową 1,42 A. Dla termicznej dysocjacji fluoru uzyskano następujące dane na podstawie obliczeń:

Atom fluoru w stanie podstawowym ma strukturę zewnętrznej warstwy elektronowej 2s 2 2p 5 i jest jednowartościowy. Wzbudzenie stanu trójwartościowego związane z przeniesieniem jednego elektronu 2p na poziom 3s wymaga wydatku 1225 kJ/mol i praktycznie nie jest realizowane.

Powinowactwo elektronowe obojętnego atomu fluoru szacuje się na 339 kJ/mol. Jon F - charakteryzuje się efektywnym promieniem 1,33 A i energią hydratacji 485 kJ/mol. Dla promienia kowalencyjnego fluoru zwykle przyjmuje się wartość 71 µm (tj. połowę odległości międzyjądrowej w cząsteczce F2).

Wiązanie chemiczne to zjawisko elektronowe, w którym przynajmniej jeden elektron, który znajdował się w polu siłowym swojego jądra, znajduje się w polu siłowym innego jądra lub kilku jąder jednocześnie.

Większość prostych substancji i wszystkie złożone substancje (związki) składają się z atomów oddziałujących ze sobą w określony sposób. Innymi słowy, między atomami powstaje wiązanie chemiczne. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, energia jest zawsze uwalniana, to znaczy energia uformowanej cząstki musi być mniejsza niż całkowita energia cząstek początkowych.

Najprostszym modelem wiązania jonowego jest przejście elektronu z jednego atomu do drugiego, w wyniku którego powstają przeciwnie naładowane jony o stabilnych konfiguracjach elektronowych, pomiędzy którymi powstaje przyciąganie elektrostatyczne:

X → X + + e - ; T + e - → T - ; X+Y-

Hipotezę powstawania jonów i występowania między nimi przyciągania elektrostatycznego po raz pierwszy przedstawił niemiecki naukowiec W. Kossel (1916).

Innym modelem wiązania jest współdzielenie elektronów przez dwa atomy, w wyniku czego powstają również stabilne konfiguracje elektronowe. Takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym, w 1916 roku amerykański naukowiec G. Lewis zaczął rozwijać swoją teorię.

Wspólnym punktem obu teorii było powstawanie cząstek o stabilnej konfiguracji elektronowej pokrywającej się z konfiguracją elektronową gazu szlachetnego.

Na przykład przy tworzeniu fluorku litu realizowany jest jonowy mechanizm tworzenia wiązań. Atom litu (3 Li 1s 2 2s 1) traci elektron i zamienia się w kation (3 Li + 1s 2) o konfiguracji elektronowej helu. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) przyjmuje elektron, tworząc anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) o konfiguracji elektronicznej neonu. Pomiędzy jonem litu Li + a jonem fluoru F - powstaje przyciąganie elektrostatyczne, w wyniku którego powstaje nowy związek - fluorek litu.

Gdy tworzy się fluorowodór, jedyny elektron atomu wodoru (1s) i niesparowany elektron atomu fluoru (2p) znajdują się w polu działania obu jąder - atomu wodoru i atomu fluoru. W ten sposób powstaje wspólna para elektronów, co oznacza redystrybucję gęstości elektronowej i pojawienie się maksymalnej gęstości elektronowej. W rezultacie dwa elektrony są teraz powiązane z jądrem atomu wodoru (konfiguracja elektronowa atomu helu), a osiem elektronów z zewnętrznego poziomu energii jest powiązanych z jądrem fluoru (konfiguracja elektronowa atomu neonu):

Wiązanie realizowane przez jedną parę elektronów nazywamy wiązaniem pojedynczym.

Wskazuje na to pojedyncza kreska pomiędzy symbolami elementów: H-F.

Tendencja do tworzenia stabilnej ośmioelektronowej powłoki poprzez przenoszenie elektronu z jednego atomu na drugi (wiązanie jonowe) lub dzielenie elektronów (wiązanie kowalencyjne) nazywana jest regułą oktetu.

Szczególnym przypadkiem jest tworzenie powłok dwuelektronowych dla jonu litu i atomu wodoru.

Istnieją jednak związki, które nie stosują się do tej zasady. Na przykład atom berylu we fluorku berylu BeF 2 ma tylko czteroelektronową powłokę; sześć powłok elektronowych jest charakterystycznych dla atomu boru (kropki oznaczają elektrony na zewnętrznym poziomie energetycznym):

Jednocześnie w związkach takich jak chlorek fosforu (V) i fluorek siarki (VI), fluorek jodu (VII) powłoki elektronowe atomów centralnych zawierają więcej niż osiem elektronów (fosfor – 10; siarka – 12; jod – 14):

W większości spójników d-elementowych zasada oktetu również nie jest przestrzegana.

We wszystkich powyższych przykładach wiązanie chemiczne powstaje między atomami różnych pierwiastków; nazywa się to heteroatomowym. Jednak wiązanie kowalencyjne może również tworzyć się między identycznymi atomami. Na przykład cząsteczka wodoru powstaje przez dzielenie 15 elektronów każdego atomu wodoru, w wyniku czego każdy atom uzyskuje stabilną konfigurację elektronową dwóch elektronów. Oktet powstaje podczas tworzenia cząsteczek innych prostych substancji, takich jak fluor:

Tworzenie wiązania chemicznego można również przeprowadzić przez socjalizację czterech lub sześciu elektronów. W pierwszym przypadku powstaje wiązanie podwójne, czyli dwie uogólnione pary elektronów, w drugim - wiązanie potrójne (trzy uogólnione pary elektronów).

Na przykład, gdy tworzona jest cząsteczka azotu N2, powstaje wiązanie chemiczne przez socjalizację sześciu elektronów: trzech niesparowanych elektronów p z każdego atomu. Aby uzyskać konfigurację ośmioelektronową, powstają trzy wspólne pary elektronów:

Podwójne wiązanie jest oznaczone dwiema kreskami, potrójne wiązaniem trzema. Cząsteczka azotu N2 może być przedstawiona następująco: N≡N.

W cząsteczkach dwuatomowych utworzonych przez atomy jednego pierwiastka maksymalna gęstość elektronów znajduje się pośrodku linii międzyjądrowej. Ponieważ nie ma separacji ładunków między atomami, ten rodzaj wiązania kowalencyjnego nazywa się niepolarnym. Wiązanie heteroatomowe jest zawsze mniej lub bardziej polarne, ponieważ maksymalna gęstość elektronów jest przesunięta w kierunku jednego z atomów, dzięki czemu uzyskuje częściowy ładunek ujemny (oznaczony jako σ-). Atom, od którego przesunięto maksimum gęstości elektronowej, uzyskuje częściowy ładunek dodatni (oznaczony jako σ+). Cząstki obojętne elektrycznie, w których centra częściowych ładunków ujemnych i częściowych dodatnich nie pokrywają się w przestrzeni, nazywane są dipolami. Biegunowość wiązania mierzy się momentem dipolowym (μ), który jest wprost proporcjonalny do wielkości ładunków i odległości między nimi.

Ryż. Schematyczne przedstawienie dipola

Lista wykorzystanej literatury

1. Popkov V.A., Puzakov S. A. Chemia ogólna: podręcznik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 32-35]

W 1916 roku zaproponowano pierwsze skrajnie uproszczone teorie budowy cząsteczek, w których wykorzystano reprezentacje elektroniczne: teorię amerykańskiego fizykochemika G. Lewisa (1875-1946) i niemieckiego naukowca W. Kossla. Zgodnie z teorią Lewisa, tworzenie wiązania chemicznego w cząsteczce dwuatomowej obejmuje elektrony walencyjne dwóch atomów jednocześnie. Dlatego na przykład w cząsteczce wodoru zamiast liczby pierwszej walencyjnej zaczęli rysować parę elektronów, która tworzy wiązanie chemiczne:

Wiązanie chemiczne utworzone przez parę elektronów nazywa się wiązaniem kowalencyjnym. Cząsteczka fluorowodoru jest przedstawiona w następujący sposób:

Różnica między cząsteczkami prostych substancji (H2, F2, N2, O2) od cząsteczek złożone substancje(HF, NO, H2O, NH3) polega na tym, że te pierwsze nie mają momentu dipolowego, podczas gdy te drugie mają. Moment dipolowy m definiuje się jako iloczyn całkowita wartośćładunek q przez odległość między dwoma przeciwległymi ładunkami r:

Moment dipolowy m cząsteczki dwuatomowej można określić na dwa sposoby. Po pierwsze, ponieważ cząsteczka jest elektrycznie obojętna, całkowity ładunek dodatni cząsteczki Z” jest znany (jest równy sumie ładunków jąder atomowych: Z” = ZA + ZB). Znając odległość między jądrami re, można określić położenie środka ciężkości ładunku dodatniego cząsteczki. Wartość m molekuł znajduje się w eksperymencie. Dlatego możesz znaleźć r" - odległość między środkami ciężkości dodatniego i całkowitego ujemnego ładunku cząsteczki:

Po drugie, możemy założyć, że gdy para elektronów tworząca wiązanie chemiczne zostanie przesunięta do jednego z atomów, pewien nadmiar ładunku ujemnego -q "pojawia się na tym atomie, a ładunek + q" pojawia się na drugim atomie. Odległość między atomami to re:

Moment dipolowy cząsteczki HF wynosi 6,4h 10-30 clh m, odległość H-F jest równy 0,917× 10-10 m. Obliczenie q „daje: q” = 0,4 ładunek elementarny (tj. ładunek elektronu). Skoro na atomie fluoru pojawił się nadmiar ładunku ujemnego, oznacza to, że para elektronów tworząca wiązanie chemiczne w cząsteczce HF jest przesunięta na atom fluoru. Takie wiązanie chemiczne nazywa się kowalencyjnym wiązaniem polarnym. Cząsteczki typu A2 nie mają momentu dipolowego. Wiązania chemiczne, które tworzą te cząsteczki, nazywają się kowalencyjne wiązania niepolarne.

Teoria Kossla zaproponowano opisanie powstałych cząsteczek metale aktywne(alkaliczne i ziem alkalicznych) oraz aktywne niemetale (halogeny, tlen, azot). Zewnętrzne elektrony walencyjne atomów metalu są najdalej oddalone od jądra atomowego i dlatego są stosunkowo słabo zatrzymywane przez atom metalu. W atomach pierwiastki chemiczne znajduje się w tym samym rzędzie układu okresowego, gdy porusza się od lewej do prawej, ładunek jądra cały czas wzrasta, a dodatkowe elektrony znajdują się w tej samej warstwie elektronowej. Prowadzi to do tego, że zewnętrzna powłoka elektronowa kurczy się, a elektrony są coraz mocniej utrzymywane w atomie. Dlatego w cząsteczce MeX staje się możliwe przeniesienie słabo zatrzymanego zewnętrznego elektronu walencyjnego metalu z wydatkiem energii równym potencjałowi jonizacji do powłoki elektronowej walencyjnego atomu niemetalu z wyzwoleniem energii równym powinowactwu elektronu . W rezultacie powstają dwa jony: Me+ i X-. Oddziaływanie elektrostatyczne tych jonów jest wiązaniem chemicznym. Ten rodzaj połączenia nazywa się joński.

Jeśli wyznaczymy momenty dipolowe cząsteczek MeX parami, to okaże się, że ładunek z atomu metalu nie przenosi się całkowicie na atom niemetaliczny, a wiązanie chemiczne w takich cząsteczkach lepiej opisać jako kowalencyjne silnie polarne wiązanie. Dodatnie kationy metali Me + i ujemne aniony atomów niemetalicznych X- zwykle występują w miejscach sieci krystalicznej kryształów tych substancji. Ale w tym przypadku każdy dodatni jon metalu najpierw oddziałuje elektrostatycznie z najbliższymi anionami niemetalicznymi, a następnie z kationami metali i tak dalej. Oznacza to, że w kryształach jonowych wiązania chemiczne są zdelokalizowane, a każdy jon ostatecznie oddziałuje ze wszystkimi innymi jonami wchodzącymi do kryształu, który jest gigantyczną cząsteczką.

Oprócz dobrze zdefiniowanych charakterystyk atomów, takich jak ładunki jąder atomowych, potencjały jonizacji, powinowactwo elektronowe, w chemii stosuje się również mniej zdefiniowane charakterystyki. Jednym z nich jest elektroujemność. Został wprowadzony do nauki przez amerykańskiego chemika L. Paulinga. Rozważmy najpierw dla pierwiastków pierwszych trzech okresów dane o pierwszym potencjale jonizacyjnym i powinowactwie elektronowym.

Prawidłowości potencjałów jonizacyjnych i powinowactwa elektronowego są w pełni wyjaśnione przez strukturę powłok elektronów walencyjnych atomów. Powinowactwo elektronowe izolowanego atomu azotu jest znacznie mniejsze niż atomów metali alkalicznych, chociaż azot jest aktywnym niemetalem. To właśnie w cząsteczkach podczas interakcji z atomami innych pierwiastków chemicznych azot dowodzi, że jest aktywnym niemetalem. To właśnie próbował zrobić L. Pauling, wprowadzając „elektroujemność” jako zdolność atomów pierwiastków chemicznych do przemieszczania pary elektronów ku sobie podczas formowania kowalencyjne wiązania polarne. Skalę elektroujemności pierwiastków chemicznych zaproponował L. Pauling. Najwyższą elektroujemność w dowolnych jednostkach bezwymiarowych przypisywał fluorowi – 4,0, tlenowi – 3,5, chlorowi i azotowi – 3,0, bromowi – 2,8. Charakter zmiany elektroujemności atomów w pełni odpowiada prawom wyrażonym w Układ okresowy. Dlatego użycie pojęcia elektroujemność„po prostu tłumaczy na inny język te wzorce zmiany właściwości metali i niemetali, które są już odzwierciedlone w układzie okresowym.

Wiele metali w stanie stałym to prawie doskonale uformowane kryształy.. W węzłach sieci krystalicznej w krysztale znajdują się atomy lub dodatnie jony metali. Elektrony tych atomów metali, z których powstały jony dodatnie, mają postać gazu elektronowego w przestrzeni między węzłami sieci krystalicznej i należą do wszystkich atomów i jonów. Określają charakterystyczny metaliczny połysk, wysoką przewodność elektryczną i przewodność cieplną metali. Typ wiązanie chemiczne, które jest realizowane przez uspołecznione elektrony w krysztale metalu, nazywa sięwiązanie metaliczne.

W 1819 roku francuscy naukowcy P. Dulong i A. Petit eksperymentalnie ustalili, że molowa pojemność cieplna prawie wszystkich metali w stanie krystalicznym wynosi 25 J/mol. Teraz możemy łatwo wyjaśnić, dlaczego tak jest. Atomy metali w węzłach sieci krystalicznej są zawsze w ruchu - wykonują ruchy oscylacyjne. Ten złożony ruch można rozłożyć na trzy proste ruchy oscylacyjne w trzech wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. Każdy ruch oscylacyjny ma swoją własną energię i własne prawo jej zmiany wraz ze wzrostem temperatury - własną pojemność cieplną. Wartość graniczna pojemności cieplnej dla dowolnego ruchu oscylacyjnego atomów jest równa R - Uniwersalnej Stałej Gazowej. Trzy niezależne ruchy wibracyjne atomów w krysztale będą odpowiadały pojemności cieplnej równej 3R. Gdy metale są podgrzewane, zaczynając od bardzo niskich temperatur, ich pojemność cieplna wzrasta od zera. W temperaturach pokojowych i wyższych pojemność cieplna większości metali osiąga maksymalną wartość - 3R.

Po podgrzaniu sieć krystaliczna metali ulega zniszczeniu i przechodzą w stan stopiony. Podczas dalszego ogrzewania metale odparowują. W parach wiele metali występuje jako cząsteczki Me2. W tych cząsteczkach atomy metali mogą tworzyć kowalencyjne wiązania niepolarne.

Fluor jest pierwiastkiem chemicznym (symbol F, liczba atomowa 9), niemetalem należącym do grupy halogenów. Jest najbardziej aktywną i elektroujemną substancją. W normalnej temperaturze i ciśnieniu cząsteczka fluoru jest bladożółta i ma wzór F 2 . Podobnie jak inne halogenki, fluor cząsteczkowy jest bardzo niebezpieczny i powoduje poważne oparzenia chemiczne w kontakcie ze skórą.

Stosowanie

Fluor i jego związki są szeroko stosowane, m.in. do produkcji farmaceutyków, agrochemikaliów, paliw i smarów oraz tekstyliów. służy do wytrawiania szkła, a plazma fluorowa służy do produkcji półprzewodników i innych materiałów. Niskie stężenie jonów F w paście do zębów i wodzie pitnej może pomóc w zapobieganiu próchnicy zębów, podczas gdy wyższe stężenia znajdują się w niektórych środkach owadobójczych. Wiele środków do znieczulenia ogólnego to pochodne wodorofluorowęglowodorów. Izotop 18 F jest źródłem pozytonów do obrazowania medycznego za pomocą pozytonowej tomografii emisyjnej, a sześciofluorek uranu służy do separacji izotopów uranu i produkcji w elektrowniach jądrowych.

Historia odkryć

Minerały zawierające związki fluoru były znane na wiele lat przed wyizolowaniem tego pierwiastka chemicznego. Na przykład fluoryt mineralny (lub fluoryt), składający się z fluorku wapnia, został opisany w 1530 roku przez George'a Agricola. Zauważył, że może być używany jako topnik, substancja, która pomaga obniżyć temperaturę topnienia metalu lub rudy i pomaga oczyścić pożądany metal. Dlatego fluor ma swoją łacińską nazwę od słowa fluere („przepływ”).

W 1670 r. dmuchacz szkła Heinrich Schwanhard odkrył, że szkło zostało wytrawione przez działanie fluorku wapnia (fluorspar) potraktowanego kwasem. Carl Scheele i wielu późniejszych badaczy, w tym Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperymentowali z kwasem fluorowodorowym (HF), który można łatwo uzyskać, traktując CaF stężonym kwasem siarkowym.

W końcu stało się jasne, że HF zawiera nieznany wcześniej pierwiastek. Jednak ze względu na nadmierną reaktywność substancji tej przez wiele lat nie można było wyizolować. Nie tylko trudno go oddzielić od związków, ale natychmiast reaguje z innymi ich składnikami. Izolacja elementarnego fluoru z kwasu fluorowodorowego jest niezwykle niebezpieczna, a wczesne próby oślepły i zabiły kilku naukowców. Ci ludzie stali się znani jako „męczennicy fluorowi”.

Odkrycie i produkcja

Wreszcie w 1886 roku francuskiemu chemikowi Henri Moissanowi udało się wyizolować fluor przez elektrolizę mieszaniny stopionych fluorków potasu i kwasu fluorowodorowego. Za to został nagrodzony nagroda Nobla 1906 w chemii. Jego elektrolityczne podejście jest nadal wykorzystywane do przemysłowej produkcji tego pierwiastka chemicznego.

Pierwsza produkcja fluoru na dużą skalę rozpoczęła się podczas II wojny światowej. Było to wymagane na jednym z etapów tworzenia bomby atomowej w ramach Projektu Manhattan. Fluor był używany do produkcji sześciofluorku uranu (UF 6 ), który z kolei został użyty do oddzielenia od siebie dwóch izotopów 235 U i 238 U. Obecnie gazowy UF 6 jest potrzebny do produkcji wzbogaconego uranu dla energii jądrowej.

Najważniejsze właściwości fluoru

W układzie okresowym pierwiastek znajduje się na szczycie grupy 17 (dawniej grupa 7A), która nazywana jest halogenem. Inne halogeny obejmują chlor, brom, jod i astat. Ponadto F znajduje się w drugim okresie między tlenem a neonem.

Czysty fluor jest gazem powodującym korozję (wzór chemiczny F 2 ) o charakterystycznym ostrym zapachu, który występuje w stężeniu 20 nl na litr objętości. Jako najbardziej reaktywny i elektroujemny ze wszystkich pierwiastków, z większością z nich łatwo tworzy związki. Fluor jest zbyt reaktywny, aby istnieć w postaci pierwiastkowej i ma takie powinowactwo do większości materiałów, w tym krzemu, że nie można go przygotować ani przechowywać w szklanych pojemnikach. W wilgotnym powietrzu reaguje z wodą, tworząc nie mniej niebezpieczny kwas fluorowodorowy.

Fluor, wchodząc w interakcję z wodorem, wybucha nawet w niskich temperaturach iw ciemności. Reaguje gwałtownie z wodą tworząc kwas fluorowodorowy i gazowy tlen. Różne materiały, w tym drobno rozproszone metale i szkła, płoną jasnym płomieniem w strumieniu gazowego fluoru. Ponadto ten pierwiastek chemiczny tworzy związki z gazami szlachetnymi kryptonem, ksenonem i radonem. Nie reaguje jednak bezpośrednio z azotem i tlenem.

Pomimo ekstremalnej aktywności fluoru, obecnie dostępne są metody jego bezpiecznego obchodzenia się i transportu. Element można przechowywać w pojemnikach ze stali lub monelu (stopu bogatego w nikiel), ponieważ na powierzchni tych materiałów tworzą się fluorki, które uniemożliwiają dalszą reakcję.

Fluorki to substancje, w których fluor występuje jako jon naładowany ujemnie (F-) w połączeniu z niektórymi pierwiastkami naładowanymi dodatnio. Związki fluoru z metalami należą do najbardziej stabilnych soli. Po rozpuszczeniu w wodzie dzielą się na jony. Inne formy fluoru to kompleksy takie jak - i H 2 F + .

izotopy

Istnieje wiele izotopów tego halogenu, od 14 F do 31 F. Ale skład izotopowy fluoru obejmuje tylko jeden z nich, 19 F, który zawiera 10 neutronów, ponieważ jest to jedyny stabilny. Radioaktywny izotop 18 F jest cennym źródłem pozytonów.

Wpływ biologiczny

Fluor w organizmie występuje głównie w kościach i zębach w postaci jonów. Fluoryzacja wody pitnej w stężeniu poniżej jednej części na milion znacząco zmniejsza zachorowalność na próchnicę - według National Research Council of the National Academy of Sciences w Stanach Zjednoczonych. Z drugiej strony nadmierne gromadzenie się fluoru może prowadzić do fluorozy, która objawia się plamistością zębów. Efekt ten jest zwykle obserwowany na obszarach, gdzie zawartość tego pierwiastka chemicznego w wodzie pitnej przekracza stężenie 10 ppm.

Elementarny fluor i sole fluoru są toksyczne i należy się z nimi obchodzić z dużą ostrożnością. Należy ostrożnie unikać kontaktu ze skórą lub oczami. Reakcja ze skórą powoduje, że szybko penetruje tkanki i reaguje z wapniem w kościach, trwale je uszkadzając.

Fluor w środowisku

Roczna światowa produkcja minerału fluorytu wynosi około 4 mln t, a łączna pojemność eksploatowanych złóż w granicach 120 mln t. Głównymi obszarami wydobycia tego minerału są Meksyk, Chiny i Europa Zachodnia.

Fluor występuje naturalnie w skorupa Ziemska gdzie można go znaleźć w skałach, węglu i glinie. Fluorki są uwalniane do powietrza w wyniku erozji wietrznej gleb. Fluor jest 13. najobficiej występującym pierwiastkiem chemicznym w skorupie ziemskiej - jego zawartość wynosi 950 ppm. W glebach jego średnie stężenie wynosi około 330 ppm. Fluorowodór może być uwalniany do powietrza w wyniku przemysłowych procesów spalania. Fluorki znajdujące się w powietrzu opadają na ziemię lub do wody. Kiedy fluor tworzy wiązanie z bardzo małymi cząsteczkami, może pozostawać w powietrzu przez długi czas.

W atmosferze 0,6 miliardowych tego pierwiastka chemicznego występuje w postaci mgły solnej i organicznych związków chloru. Na obszarach miejskich koncentracja sięga 50 części na miliard.

Znajomości

Fluor to pierwiastek chemiczny, który tworzy szeroką gamę związków organicznych i nieorganicznych. Chemicy mogą zastąpić nim atomy wodoru, tworząc w ten sposób wiele nowych substancji. Wysoce reaktywny halogen tworzy związki z gazami szlachetnymi. W 1962 Neil Bartlett zsyntetyzował heksafluoroplatynian ksenonu (XePtF6). Otrzymano również fluorki kryptonu i radonu. Innym związkiem jest fluorowodorek argonu, który jest stabilny tylko w ekstremalnie niskich temperaturach.

Aplikacja na skalę przemysłową

W stanie atomowym i molekularnym fluor jest wykorzystywany do trawienia plazmowego w produkcji półprzewodników, płaskich wyświetlaczy panelowych i układów mikroelektromechanicznych. Kwas fluorowodorowy służy do wytrawiania szkła w lampach i innych produktach.

Wraz z niektórymi jego związkami fluor jest ważnym składnikiem w produkcji farmaceutyków, agrochemikaliów, paliw i smarów oraz tekstyliów. Pierwiastek chemiczny jest potrzebny do produkcji chlorowcowanych alkanów (halonów), które z kolei znalazły szerokie zastosowanie w systemach klimatyzacyjnych i chłodniczych. Później takie stosowanie chlorofluorowęglowodorów zostało zakazane, ponieważ przyczyniają się one do niszczenia warstwy ozonowej w górnej atmosferze.

Sześciofluorek siarki jest niezwykle obojętnym, nietoksycznym gazem zaliczanym do gazów cieplarnianych. Bez fluoru produkcja tworzyw sztucznych o niskim współczynniku tarcia, takich jak teflon, nie jest możliwa. Wiele środków znieczulających (np. sewofluran, desfluran i izofluran) to pochodne CFC. Heksafluoroglinian sodu (kriolit) jest stosowany w elektrolizie aluminium.

Związki fluoru, w tym NaF, są stosowane w pastach do zębów, aby zapobiegać próchnicy. Substancje te są dodawane do miejskich wodociągów w celu zapewnienia fluoryzacji wody, jednak praktyka ta jest uważana za kontrowersyjną ze względu na wpływ na zdrowie człowieka. W wyższych stężeniach NaF jest używany jako środek owadobójczy, zwłaszcza do zwalczania karaluchów.

W przeszłości do redukcji rud i zwiększenia ich płynności stosowano fluorki. Fluor jest ważnym składnikiem w produkcji sześciofluorku uranu, który służy do oddzielania jego izotopów. 18 F, radioaktywny izotop z 110 minutami, emituje pozytony i jest często stosowany w medycznej pozytonowej tomografii emisyjnej.

Właściwości fizyczne fluoru

Podstawowe cechy pierwiastka chemicznego są następujące:

• Masa atomowa 18,9984032 g/mol.
• Konfiguracja elektroniczna 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Stopień utlenienia wynosi -1.
• Gęstość 1,7 g/l.
• Temperatura topnienia 53,53 K.
• Temperatura wrzenia 85,03 K.
• Pojemność cieplna 31,34 J/(K mol).

Cząstki chemiczne utworzone z dwóch lub więcej atomów są nazywane molekuły(rzeczywiste lub warunkowe jednostki formuły substancje wieloatomowe). Atomy w cząsteczkach są związane chemicznie.

Wiązanie chemiczne to elektryczna siła przyciągania, która utrzymuje cząsteczki razem. Każde wiązanie chemiczne w wzory strukturalne wydaje się linia walencyjna, Na przykład:

H - H (wiązanie między dwoma atomami wodoru);

H 3 N - H + (wiązanie między atomem azotu cząsteczki amoniaku a kationem wodoru);

(K +) - (I -) (wiązanie między kationem potasu a jonem jodku).

Wiązanie chemiczne tworzy para elektronów (), która we wzorach elektronowych złożonych cząstek (cząsteczek, jonów złożonych) jest zwykle zastępowana linią walencyjną, w przeciwieństwie do ich własnych, niewspólnych par elektronowych atomów, na przykład:

Wiązanie chemiczne nazywa się kowalencyjny, jeśli powstaje przez socjalizację pary elektronów przez oba atomy.

W cząsteczce F 2 oba atomy fluoru mają tę samą elektroujemność, dlatego posiadanie pary elektronów jest dla nich takie samo. Takie wiązanie chemiczne nazywa się niepolarnym, ponieważ każdy atom fluoru ma gęstość elektronowa to samo w formuła elektroniczna cząsteczki można warunkowo podzielić między sobą równo:

W cząsteczce HCl wiązanie chemiczne jest już polarny, ponieważ gęstość elektronowa na atomie chloru (pierwiastku o większej elektroujemności) jest znacznie wyższa niż na atomie wodoru:

Wiązanie kowalencyjne, na przykład H - H, można utworzyć, dzieląc elektrony dwóch neutralnych atomów:

H + H > H – H

Ten mechanizm wiązania nazywa się Wymieniać się lub równowartość.

Zgodnie z innym mechanizmem to samo wiązanie kowalencyjne H - H powstaje, gdy para elektronowa jonu wodorkowego H jest uspołeczniona przez kation wodorowy H +:

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

W tym przypadku kation H + nazywa się akceptor i anion H - dawca para elektronów. Mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego w tym przypadku będzie dawca-akceptor, lub koordynacja.

Pojedyncze wiązania (H - H, F - F, H - CI, H - N) nazywane są a-linki, określają geometryczny kształt cząsteczek.

Wiązania podwójne i potrójne () zawierają jeden y-składnik i jeden lub dwa y-składniki; Składnik ?, który jest głównym i warunkowo utworzonym pierwszym, jest zawsze silniejszy niż ?-składniki.

Fizycznymi (właściwie mierzalnymi) właściwościami wiązania chemicznego są jego energia, długość i biegunowość.

Energia wiązania chemicznego (mi cv) to ciepło uwalniane podczas tworzenia tego wiązania i zużywane na jego zerwanie. Dla tych samych atomów pojedyncze wiązanie to zawsze słabszy niż wielokrotność (podwójna, potrójna).

Długość wiązania chemicznego (ja s) - odległość międzyjądrowa. Dla tych samych atomów pojedyncze wiązanie to zawsze dłużej niż wielokrotność.

Biegunowość komunikacja jest mierzona elektryczny moment dipolowy p- iloczyn rzeczywistego ładunku elektrycznego (na atomach danego wiązania) przez długość dipola (czyli długość wiązania). Im większy moment dipolowy, tym wyższa polaryzacja wiązania. Rzeczywiste ładunki elektryczne na atomach w wiązaniu kowalencyjnym mają zawsze mniejszą wartość niż stany utlenienia pierwiastków, ale pokrywają się pod względem znaku; na przykład dla wiązania H + I -Cl -I rzeczywiste ładunki to H + 0 "17 -Cl -0" 17 (cząstka dwubiegunowa lub dipol).

Polaryzacja cząsteczek zdeterminowany ich składem i geometrycznym kształtem.

Niepolarny (p = O) będzie:

a) cząsteczki prosty substancje, ponieważ zawierają tylko niepolarne wiązania kowalencyjne;

b) wieloatomowy molekuły trudny substancje, jeśli mają kształt geometryczny symetryczny.

Na przykład cząsteczki CO 2, BF 3 i CH 4 mają następujące kierunki równych (wzdłuż długości) wektorów wiązań:

Po dodaniu wektorów wiązań ich suma zawsze znika, a cząsteczki jako całość są niepolarne, chociaż zawierają wiązania polarne.

Polarny (p> O) będzie:

a) dwuatomowy molekuły trudny substancje, ponieważ zawierają tylko wiązania polarne;

b) wieloatomowy molekuły trudny substancje, jeśli ich struktura asymetrycznie, tj. ich kształt geometryczny jest albo niekompletny, albo zniekształcony, co prowadzi do pojawienia się całkowitego dipola elektrycznego, na przykład w cząsteczkach NH 3, H 2 O, HNO 3 i HCN.

Jony złożone, takie jak NH 4 + , SO 4 2- i NO 3 - , w zasadzie nie mogą być dipolami, niosą tylko jeden ładunek (dodatni lub ujemny).

Wiązanie jonowe powstaje podczas elektrostatycznego przyciągania kationów i anionów prawie bez socjalizacji pary elektronów, na przykład między K + i I -. Atom potasu ma brak gęstości elektronowej, atom jodu ma nadmiar. To połączenie jest brane pod uwagę ograniczający przypadku wiązania kowalencyjnego, ponieważ para elektronów jest praktycznie w posiadaniu anionu. Takie połączenie jest najbardziej typowe dla związków typowych metali i niemetali (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) oraz substancji z klasy soli (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Wszystkie te związki w warunkach pokojowych są substancje krystaliczne, które łączy wspólna nazwa kryształy jonowe(kryształy zbudowane z kationów i anionów).

Istnieje inny rodzaj połączenia zwany wiązanie metaliczne, w którym elektrony walencyjne są tak luźno utrzymywane przez atomy metali, że w rzeczywistości nie należą do konkretnych atomów.

Atomy metali, pozostawione bez zewnętrznych elektronów wyraźnie do nich należących, stają się niejako jonami dodatnimi. Tworzą się metalowa sieć krystaliczna. Zbiór uspołecznionych elektronów walencyjnych ( gaz elektronowy) utrzymuje dodatnie jony metali razem i w określonych miejscach sieci.

Oprócz kryształów jonowych i metalicznych są też atomowy oraz molekularny substancje krystaliczne, w których miejscach sieci znajdują się odpowiednio atomy lub cząsteczki. Przykłady: diament i grafit – kryształy o sieci atomowej, jod I 2 i dwutlenek węgla CO 2 (suchy lód) – kryształy o sieci molekularnej.

Wiązania chemiczne istnieją nie tylko wewnątrz cząsteczek substancji, ale mogą również tworzyć się między cząsteczkami, na przykład dla ciekłego HF, wody H 2 O i mieszaniny H 2 O + NH 3:

wiązanie wodorowe powstają w wyniku sił przyciągania elektrostatycznego cząsteczek polarnych zawierających atomy najbardziej elektroujemnych pierwiastków - F, O, N. Na przykład wiązania wodorowe występują w HF, H 2 O i NH 3, ale nie występują w HCl, H 2 S i PH 3.

Wiązania wodorowe są niestabilne i dość łatwo pękają, na przykład, gdy lód topi się i wrze. Jednak na zerwanie tych wiązań zużywana jest dodatkowa energia, a co za tym idzie temperatury topnienia (tab. 5) i wrzenia substancji z wiązaniami wodorowymi

(na przykład HF i H 2 O) są znacznie wyższe niż w przypadku podobnych substancji, ale bez wiązań wodorowych (na przykład odpowiednio HCl i H 2 S).

Wiele związków organicznych tworzy również wiązania wodorowe; ważna rola wiązanie wodorowe odgrywa rolę w procesach biologicznych.

Przykłady zadań z Części A

1. Substancje z tylko wiązaniami kowalencyjnymi to

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

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

3) CH 4 , HNO 3 , Na(CH 3 O)

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

2–4. wiązanie kowalencyjne

2. pojedynczy

3. podwójne

4. potrójne

obecny w materii

5. W cząsteczkach obecne są wiązania wielokrotne

6. Cząstki zwane rodnikami to

7. Jedno z wiązań tworzy mechanizm donor-akceptor w zbiorze jonów

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NIE 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Najtrwalsze oraz niski wiązanie - w cząsteczce

9. Substancje z samymi wiązaniami jonowymi - w zestawie

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Sieć krystaliczna materii

13. Va (OH) 2

1) metal

Zadanie numer 1

Z proponowanej listy wybierz dwa związki, w których występuje jonowe wiązanie chemiczne.

• 1. Ca(ClO2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Odpowiedź: 13

W zdecydowanej większości przypadków o obecności wiązania typu jonowego w związku może decydować fakt, że jego jednostki strukturalne zawierają jednocześnie atomy typowego metalu i atomy niemetaliczne.

Na tej podstawie ustalamy, że w związku numer 1 jest wiązanie jonowe - Ca(ClO 2) 2, ponieważ w jego formule można dostrzec atomy typowego metalu wapniowego oraz atomy niemetali - tlenu i chloru.

Jednak na tej liście nie ma już związków zawierających zarówno atomy metali, jak i niemetali.

Wśród związków wskazanych w przypisaniu znajduje się chlorek amonu, w którym wiązanie jonowe realizowane jest pomiędzy kationem amonowym NH 4 + a jonem chlorkowym Cl − .

Zadanie numer 2

Z zaproponowanej listy należy wybrać dwa związki, w których rodzaj wiązania chemicznego jest taki sam jak w cząsteczce fluoru.

1) tlen

2) tlenek azotu (II)

3) bromowodór

4) jodek sodu

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 15

Cząsteczka fluoru (F2) składa się z dwóch atomów jednego niemetalicznego pierwiastka chemicznego, dlatego wiązanie chemiczne w tej cząsteczce jest kowalencyjne niepolarne.

Wiązanie kowalencyjne niepolarne może być zrealizowane tylko między atomami tego samego pierwiastka chemicznego niemetalu.

Spośród proponowanych opcji tylko tlen i diament mają kowalencyjne niepolarne wiązanie. Cząsteczka tlenu jest dwuatomowa, składa się z atomów jednego pierwiastka chemicznego niemetalu. Diament ma budowę atomową iw swojej strukturze każdy atom węgla, który jest niemetalem, jest związany z 4 innymi atomami węgla.

Tlenek azotu (II) to substancja składająca się z cząsteczek utworzonych przez atomy dwóch różnych niemetali. Ponieważ elektroujemność różnych atomów jest zawsze różna, wspólna para elektronów w cząsteczce jest przesunięta w kierunku bardziej elektroujemnego pierwiastka, w tym przypadku tlenu. Zatem wiązanie w cząsteczce NO jest polarne kowalencyjnie.

Bromowodór składa się również z cząsteczek dwuatomowych składających się z atomów wodoru i bromu. Wspólna para elektronów tworząca wiązanie H-Br jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu bromu. Wiązanie chemiczne w cząsteczce HBr jest również polarne kowalencyjnie.

Jodek sodu jest substancją jonową utworzoną przez kation metalu i anion jodkowy. Wiązanie w cząsteczce NaI powstaje w wyniku przeniesienia elektronu z 3 s-orbitale atomu sodu (atom sodu zamienia się w kation) do niedopełnionego 5 P-orbital atomu jodu (atom jodu zamienia się w anion). Takie wiązanie chemiczne nazywa się jonowe.

Zadanie numer 3

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje między cząsteczkami, z których powstają wiązania wodorowe.

• 1. C2H6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 23

Wyjaśnienie:

Wiązania wodorowe zachodzą w substancjach o budowie molekularnej, w których występują wiązania kowalencyjne H-O, H-N, H-F. Tych. wiązania kowalencyjne atomu wodoru z atomami trzech pierwiastków chemicznych o najwyższej elektroujemności.

Tak więc oczywiście istnieją wiązania wodorowe między cząsteczkami:

2) alkohole

3) fenole

4) kwasy karboksylowe

5) amoniak

6) aminy pierwszorzędowe i drugorzędowe

7) kwas fluorowodorowy

Zadanie numer 4

Z proponowanej listy wybierz dwa związki z jonowym wiązaniem chemicznym.

• 1. PCl 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. H2S
• 5. MgO

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 35

Wyjaśnienie:

W zdecydowanej większości przypadków można wywnioskować, że w związku występuje wiązanie jonowe przez to, że skład jednostek strukturalnych substancji zawiera jednocześnie atomy typowego metalu i atomy niemetaliczne.

Na tej podstawie ustalamy, że w związku numer 3 (NaCl) i 5 (MgO) istnieje wiązanie jonowe.

Notatka*

Poza powyższą cechą, o obecności wiązania jonowego w związku można mówić, jeśli jego jednostka strukturalna zawiera kation amonowy (NH 4 +) lub jego organiczne analogi - kationy alkiloamoniowe RNH 3 + , dialkiloamoniowe R 2 NH 2 + , trialkiloamoniowy R3NH+ lub tetraalkiloamoniowy R4N+, gdzie R oznacza pewien rodnik węglowodorowy. Na przykład, typ jonowy wiązanie zachodzi w związku (CH 3) 4NCl pomiędzy kationem (CH 3) 4 + a jonem chlorkowym Cl - .

Zadanie numer 5

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje o tym samym typie struktury.

4) Sól

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 23

Zadanie numer 8

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje o budowie niemolekularnej.

2) tlen

3) biały fosfor

5) krzem

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 45

Zadanie numer 11

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje w cząsteczkach, których istnieje podwójne wiązanie między atomami węgla i tlenu.

3) formaldehyd

4) kwas octowy

5) gliceryna

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 34

Zadanie numer 14

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje z wiązaniem jonowym.

1) tlen

3) tlenek węgla (IV)

4) chlorek sodu

5) tlenek wapnia

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 45

Zadanie numer 15

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje o tym samym rodzaju sieci krystalicznej co diament.

1) krzemionka SiO 2

2) tlenek sodu Na2O

3) tlenek węgla CO

4) fosfor biały P 4

5) krzem Si

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 15

Zadanie numer 20

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje w cząsteczkach, których jest jedno wiązanie potrójne.

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

Zapisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.

Odpowiedź: 45

Wyjaśnienie:

Aby znaleźć poprawną odpowiedź, narysujmy wzory strukturalne związków z przedstawionej listy:

Widzimy więc, że potrójne wiązanie istnieje w cząsteczkach azotu i acetylenu. Tych. poprawne odpowiedzi 45

Zadanie nr 21

Z proponowanej listy wybierz dwie substancje w cząsteczkach, których wiązanie kowalencyjne jest niepolarne.

Motywy UŻYJ kodyfikatora: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Rozważmy najpierw wiązania, które powstają między cząsteczkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywają się wewnątrzcząsteczkowy.

wiązanie chemiczne między atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływania elektronów zewnętrznych (walencyjnych) w mniejszym lub większym stopniu utrzymywany przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTRONEGNACJA. To ona określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami oraz właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (trzymania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania zewnętrznych elektronów do jądra i zależy głównie od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność jest trudna do jednoznacznego określenia. L. Pauling opracował tabelę względnej elektroujemności (opartej na energiach wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy zauważyć, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tego bać, ponieważ tworzenie wiązania chemicznego odgrywa pewną rolę atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym systemie.

Jeśli jeden z atomów w wiązaniu chemicznym A:B silniej przyciąga elektrony, to para elektronów jest przesunięta w jego kierunku. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej para elektronów jest przesunięta.

Jeżeli wartości elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(V), to wspólna para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów: O: B. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny.

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów różni się, ale niewiele (różnica w elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wtedy para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów znacznie się różni (różnica w elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wtedy jeden z elektronów przechodzi prawie całkowicie do innego atomu, tworząc jony. Takie połączenie nazywa się joński.

Główne typy wiązań chemicznych to − kowalencyjny, joński oraz metaliczny znajomości. Rozważmy je bardziej szczegółowo.

kowalencyjne wiązanie chemiczne

wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne utworzony przez tworzenie wspólnej pary elektronów A:B . W tym przypadku dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (z reguły między dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• orientacja,
• nasycenie,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Na przykład w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45°, więc cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28 ′.

Nasycenie to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbę wiązań, które atom może utworzyć.

Biegunowość wiązania powstają z powodu nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej między dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiązania do przemieszczania przez zewnętrzne pole elektryczne(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązania kowalencyjnego - POLARNY oraz NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważ strukturę cząsteczki wodoru H 2 . Każdy atom wodoru przenosi 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są dobrą pomocą podczas pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H=H:H

Tak więc cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H–H. Ta para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów wodoru, ponieważ elektroujemność atomów wodoru jest taka sama. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne) - jest to wiązanie kowalencyjne utworzone przez atomy o równej elektroujemności (z reguły te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronowej między jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), 02 (0=O), S8.

kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym, które występuje pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zwykle, różne niemetale) i jest scharakteryzowany przemieszczenie wspólna para elektronów do bardziej elektroujemnego atomu (polaryzacja).

Gęstość elektronowa jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu - dlatego powstaje na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a częściowy ładunek dodatni powstaje na atomie mniej elektroujemnym (δ+, delta +).

Im większa różnica w elektroujemności atomów, tym wyższa biegunowość połączenia i jeszcze więcej moment dipolowy . Pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami przeciwstawnymi w znaku działają dodatkowe siły przyciągania, które zwiększają się siła znajomości.

Polarność wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Biegunowość wiązania często determinuje: polaryzacja cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne, jak temperatura wrzenia i temperatura topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HC1, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązania kowalencyjnego

Kowalencyjne wiązanie chemiczne może wystąpić w 2 mechanizmach:

1. mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron do utworzenia wspólnej pary elektronów:

A . + . B= A:B

2. Powstawanie wiązania kowalencyjnego to taki mechanizm, w którym jedna z cząstek zapewnia niewspólną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów zapewnia niewspólną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania wiązania zmniejsza się energia obu elektronów, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm dawcy-akceptora, nie jest inny przez właściwości innych wiązań kowalencyjnych utworzonych przez mechanizm wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów) lub odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Możliwości walencyjne atomów są omówione bardziej szczegółowo w odpowiednim.

Wiązanie kowalencyjne tworzy mechanizm dawcy-akceptora:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania są tworzone przez mechanizm wymiany, jedno przez mechanizm donor-akceptor): C≡O;

- v jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamonowym CH3-NH2+;

- v złożone związki, wiązanie chemiczne między centralnym atomem i grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu Na wiązanie między glinem i jonami wodorotlenkowymi;

- v kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3 , NaNO 3 , w niektórych innych związkach azotowych;

- w cząsteczce ozon O 3 .

Główne cechy wiązania kowalencyjnego

Z reguły między atomami niemetali powstaje wiązanie kowalencyjne. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - to liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielokrotność wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

na przykład , w cząsteczce wodoru H 2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązania wynosi 2, ponieważ każdy atom ma 2 niesparowane elektrony na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym: O=O.

W cząsteczce azotu N 2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego to odległość między centrami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się to eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można oszacować w przybliżeniu, zgodnie z zasadą addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2 :

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować wzdłuż promieni atomów, tworząc więź, lub przez wielość komunikacji jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie, długość wiązania wzrośnie.

na przykład

Wraz ze wzrostem wielokrotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się nieznacznie) długość wiązania będzie się zmniejszać.

na przykład . W szeregach: C–C, C=C, C≡C zmniejsza się długość wiązania.

Energia wiązania

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia wiązania zależy od energii potrzebnej do zerwania wiązania i usunięcia atomów, które tworzą to wiązanie, na nieskończoną odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne to bardzo trwały. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im większa energia wiązania, tym większa siła wiązania i na odwrót.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązania. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je zerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jego siła. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym silniejsze i większa energia wiązania.

na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej siła wiązania chemicznego maleje, bo zwiększa się długość wiązania.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne oparte na przyciąganie elektrostatyczne jonów.

jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo trzymają elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali są scharakteryzowane właściwości regenerujące umiejętność oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na 3 poziomie energii. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie stabilniejszy jon Na + o konfiguracji elektronowej szlachetnego neonu gazowego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, więc całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

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

Przykład. Atom chloru ma 7 elektronów na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby uzyskać konfigurację stabilnego obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi dołączyć 1 elektron. Po przyłączeniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą się tworzyć nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itd. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe są zwykle tworzone między metale oraz niemetale(grupy niemetali);

Powstałe jony są przyciągane przez przyciąganie elektryczne: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Uogólnijmy wizualnie różnica między typami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

metaliczne wiązanie chemiczne

metalowe połączenie to relacja, która powstaje względnie wolne elektrony pomiędzy jony metali tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali na zewnętrznym poziomie energetycznym zwykle mają jeden do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają elektrony zewnętrzne, tj. są silnymi reduktorami

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami w substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania między atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem. Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie oraz dyspersja . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązania chemicznego.

Orientacyjne siły przyciągania powstają między cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te powstają między cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne to oddziaływanie między cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania molekuły polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne, które powstają pomiędzy cząsteczkami, w których występują silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będzie dodatkowe siły przyciągania .

Mechanizm edukacji Wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo akceptorem donorowym. W tym przypadku atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N) pełni rolę donora pary elektronów, a przyłączone do nich atomy wodoru pełnią rolę akceptora. Charakteryzuje się wiązania wodorowe orientacja w kosmosie i nasycenie .

Wiązanie wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu połączonego z wodorem i im mniejszy jego rozmiar, tym silniejsze wiązanie wodorowe. Jest to przede wszystkim charakterystyczne dla związków fluor z wodorem , a także do tlen z wodorem , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują między następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie - kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para, lód, ciekła woda):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- między amoniakiem a cząsteczkami wody;

— związki organiczne, w których wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów – monosacharydów i disacharydów.

Wiązanie wodorowe wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Tak więc dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia gotowanie substancji. Substancje z wiązaniami wodorowymi wykazują nienormalny wzrost temperatury wrzenia.

na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H2O-H2S-H2Se-H2Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatury wrzenia.

Mianowicie, w temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Tę anomalię tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazy.

Atom, cząsteczka, właściwości jądrowe

Budowa atomu fluoru.

W centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro. Wokół krąży 9 ujemnie naładowanych elektronów.

Formuła elektroniczna: 1s2;2s2;2p5

m prot. = 1.00783 (m.m.)

m neutralny = 1.00866 (am.m.)

m proton = m elektron

Izotopy fluoru.

Izotop: 18F

krótki opis: Występowanie w przyrodzie: 0%

Liczba protonów w jądrze wynosi 9. Liczba neutronów w jądrze wynosi 9. Liczba nukleonów wynosi 18.E wiązania \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E specyficzne = wiązania E/N nukleonów = 7,81 (MEV/nukleon)

Rozpad alfa jest niemożliwyBeta minus rozpad jest niemożliwyRozpad pozytonowy: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV) Przechwytywanie elektroniczne: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Izotop: 19F

Krótki opis: Występowanie w przyrodzie: 100%

cząsteczka fluoru.

Wolny fluor składa się z cząsteczek dwuatomowych. Z chemicznego punktu widzenia fluor można scharakteryzować jako jednowartościowy niemetal, a ponadto najbardziej aktywny ze wszystkich niemetali. Wynika to z wielu przyczyn, m.in. z łatwości rozkładu cząsteczki F2 na poszczególne atomy – potrzebna do tego energia to zaledwie 159 kJ/mol (wobec 493 kJ/mol dla O2 i 242 kJ/mol dla C12). Atomy fluoru mają znaczne powinowactwo do elektronów i są stosunkowo małe. Dlatego ich wiązania walencyjne z atomami innych pierwiastków są silniejsze niż podobne wiązania innych niemetali (np. energia wiązania HF wynosi - 564 kJ/mol wobec 460 kJ/mol dla wiązania HO ​​i 431 kJ/mol dla wiązania H- wiązanie C1).

Połączenie F-F charakteryzuje się odległością jądrową 1,42 A. Dla termicznej dysocjacji fluoru uzyskano następujące dane na podstawie obliczeń:

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

Stopień dysocjacji, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Atom fluoru w stanie podstawowym ma strukturę zewnętrznej warstwy elektronowej 2s22p5 i jest jednowartościowy. Wzbudzenie stanu trójwartościowego związane z przeniesieniem jednego elektronu 2p na poziom 3s wymaga wydatku 1225 kJ/mol i praktycznie nie jest realizowane. Powinowactwo elektronowe obojętnego atomu fluoru szacuje się na 339 kJ/mol. Jon F- charakteryzuje się efektywnym promieniem 1,33 A i energią hydratacji 485 kJ/mol. Promień kowalencyjny fluoru jest zwykle przyjmowany jako 71 µm (tj. połowa odległości międzyjądrowej w cząsteczce F2).

Właściwości chemiczne fluoru.

Ponieważ fluorowe pochodne pierwiastków metaloidalnych są zwykle bardzo lotne, ich powstawanie nie chroni powierzchni metaloidu przed dalszym działaniem fluoru. Dlatego interakcja często przebiega znacznie bardziej energicznie niż w przypadku wielu metali. Na przykład krzem, fosfor i siarka zapalają się w gazowym fluorze. Podobnie zachowuje się węgiel amorficzny (węgiel drzewny), natomiast grafit reaguje tylko przy czerwonym cieple. Fluor nie łączy się bezpośrednio z azotem i tlenem.

Ze związków wodorowych innych pierwiastków fluor odbiera wodór. Większość tlenków jest przez nią rozkładana wraz z wypieraniem tlenu. W szczególności woda oddziałuje zgodnie ze schematem F2 + H2O --> 2 HF + O

ponadto przemieszczone atomy tlenu łączą się nie tylko ze sobą, ale także częściowo z cząsteczkami wody i fluoru. Dlatego oprócz gazowego tlenu w tej reakcji zawsze powstaje nadtlenek wodoru i tlenek fluoru (F2O). Ten ostatni jest bladożółtym gazem o zapachu podobnym do ozonu.

Tlenek fluoru (w przeciwnym razie - fluorek tlenu - OF2) można uzyskać przepuszczając fluor w 0,5 N. roztwór NaOH. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT Dla fluoru charakterystyczne są również następujące reakcje:

H2 + F2 = 2HF (z wybuchem)

Preparat chemiczny do ZNO i DPA
Wydanie kompleksowe

CZĘŚĆ I

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA ELEMENTÓW

HALOGENY

Proste substancje

Właściwości chemiczne fluoru

Fluor jest najsilniejszym środkiem utleniającym w przyrodzie. Bezpośrednio nie reaguje tylko z helem, neonem i argonem.

Podczas reakcji z metalami powstają fluorki, związki typu jonowego:

Fluor reaguje energicznie z wieloma niemetalami, nawet z niektórymi gazami obojętnymi:

Właściwości chemiczne chloru. Interakcja ze złożonymi substancjami

Chlor jest silniejszym utleniaczem niż brom czy jod, więc wypiera ciężkie halogeny z ich soli:

Rozpuszczając się w wodzie chlor częściowo reaguje z nią, w wyniku czego powstają dwa kwasy: chlorkowy i podchloryn. W tym przypadku jeden atom chloru zwiększa stopień utlenienia, a drugi go zmniejsza. Takie reakcje nazywane są reakcjami dysproporcjonowania. Reakcje dysproporcjonowania to reakcje samoleczenia-samoutleniania, tj. reakcje, w których jeden pierwiastek wykazuje właściwości zarówno tlenku, jak i środka redukującego. Wraz z dysproporcjonowaniem powstają jednocześnie związki, w których pierwiastek znajduje się w stanie bardziej utlenionym i zredukowanym w porównaniu z pierwiastkiem pierwotnym. Stopień utlenienia atomu chloru w cząsteczce kwasu podchlorynowego wynosi +1:

Podobnie przebiega oddziaływanie chloru z roztworami alkalicznymi. W tym przypadku powstają dwie sole: chlorek i podchloryn.

Chlor oddziałuje z różnymi tlenkami:

Chlor utlenia niektóre sole, w których metal nie jest w maksymalnym stopniu utlenienia:

Chlor cząsteczkowy reaguje z wieloma związki organiczne. W obecności chlorku żelaza(III) jako katalizatora, chlor reaguje z benzenem tworząc chlorobenzen, a pod wpływem światła w wyniku tej samej reakcji powstaje heksachlorocykloheksan:

Właściwości chemiczne bromu i jodu

Obie substancje reagują z wodorem, fluorem i alkaliami:

Jod jest utleniany przez różne silne środki utleniające:

Metody ekstrakcji prostych substancji

Ekstrakcja fluoru

Ponieważ fluor jest najsilniejszym tlenkiem chemicznym, nie można go wyizolować reakcjami chemicznymi ze związków w postaci wolnej, dlatego fluor jest ekstrahowany metodą fizykochemiczną - elektrolizą.

Do ekstrakcji fluoru stosuje się stopiony fluorek potasu i elektrody niklowe. Nikiel jest stosowany ze względu na fakt, że powierzchnia metalu jest pasywowana przez fluor ze względu na tworzenie się nierozpuszczalnych NiF2, dlatego same elektrody nie są niszczone przez działanie uwalnianej na nich substancji:

Ekstrakcja chloru

Chlor jest komercyjnie produkowany przez elektrolizę roztworu chlorku sodu. W wyniku tego procesu ekstrahowany jest również wodorotlenek sodu:

W małych ilościach chlor otrzymuje się poprzez utlenianie roztworu chlorowodoru różnymi metodami:

Chlor jest bardzo ważnym produktem przemysłu chemicznego.

Jego światowa produkcja to miliony ton.

Ekstrakcja bromu i jodu

Do zastosowań przemysłowych brom i jod otrzymuje się odpowiednio z utleniania bromków i jodków. Do utleniania najczęściej stosuje się chlor cząsteczkowy, stężony kwas siarczanowy lub dwutlenek manganu:

Zastosowanie halogenów

Fluor i niektóre jego związki są używane jako środek utleniający w paliwie rakietowym. Duże ilości fluoru są wykorzystywane do produkcji różnych czynników chłodniczych (freony) oraz niektórych polimerów charakteryzujących się odpornością chemiczną i termiczną (Teflon i inne). Fluor jest używany w technologii jądrowej do oddzielania izotopów uranu.

Większość chloru jest wykorzystywana do produkcji kwasu solnego, a także jako środek utleniający do ekstrakcji innych halogenów. W przemyśle służy do wybielania tkanin i papieru. W większych ilościach niż fluor wykorzystywany jest do produkcji polimerów (PVC i innych) oraz czynników chłodniczych. Dezynfekuj chlorem woda pitna. Konieczna jest również ekstrakcja niektórych rozpuszczalników, takich jak chloroform, chlorek metylenu, czterochlorek węgla. Jest również używany do produkcji wielu substancji, takich jak chloran potasu (sól Bertoleta), wybielacz i wiele innych związków zawierających atomy chloru.

Brom i jod nie są stosowane w przemyśle na taką samą skalę jak chlor czy fluor, ale z roku na rok zużycie tych substancji wzrasta. Brom jest używany do produkcji różnych leków uspokajających. Jod jest używany do produkcji preparatów antyseptycznych. Związki bromu i jodu są szeroko stosowane w ilościowej analizie substancji. Za pomocą jodu oczyszczane są niektóre metale (proces ten nazywa się rafinacją jodową), takie jak tytan, wanad i inne.