Fluorul liber este compus din molecule biatomice. Din punct de vedere chimic, fluorul poate fi caracterizat ca un nemetal monovalent și, în plus, cel mai activ dintre toate nemetale. Acest lucru se datorează mai multor motive, inclusiv ușurința dezintegrarii moleculei F 2 în atomi individuali - energia necesară pentru aceasta este de numai 159 kJ / mol (față de 493 kJ / mol pentru O 2 și 242 kJ / mol pentru C). 12). Atomii de fluor au o afinitate electronică semnificativă și o dimensiune relativ mică. Prin urmare, legăturile lor de valență cu atomii altor elemente sunt mai puternice decât legăturile similare ale altor metaloizi (de exemplu, energia legăturii HF este - 564 kJ / mol față de 460 kJ / mol pentru legătura HO și 431 kJ / mol pentru H -legătura C1).

Legătura F-F este caracterizată printr-o distanță nucleară de 1,42 A. Pentru disocierea termică a fluorului s-au obținut următoarele date prin calcul:

Atomul de fluor are în starea fundamentală structura stratului exterior de electroni 2s 2 2p 5 și este univalent. Excitarea stării trivalente asociată cu transferul unui electron 2p la nivelul 3s necesită o cheltuială de 1225 kJ / mol și practic nu este realizată.

Afinitatea electronică a unui atom neutru de fluor este estimată la 339 kJ/mol. Ionul F - se caracterizează printr-o rază efectivă de 1,33 A și o energie de hidratare de 485 kJ/mol. Raza covalentă a fluorului este de obicei presupusă a fi de 71 pm (adică jumătate din distanța internucleară din molecula F2).

Legătură chimică- un fenomen electronic, constând în faptul că cel puțin un electron, care se afla în câmpul de forță al nucleului său, se dovedește a fi în câmpul de forță al unui alt nucleu sau mai multor nuclee în același timp.

Cele mai multe substanțe simple și toate substanțele complexe (compuși) constau din atomi care interacționează între ele într-un anumit mod. Cu alte cuvinte, între atomi se stabilește o legătură chimică. Când se formează o legătură chimică, energia este întotdeauna eliberată, adică energia particulei rezultate trebuie să fie mai mică decât energia totală a particulelor originale.

Tranziția unui electron de la un atom la altul, având ca rezultat formarea de ioni încărcați opus cu configurații electronice stabile, între care se stabilește atracția electrostatică, este cel mai simplu model de legătură ionică:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Ipoteza formării ionilor și apariției atracției electrostatice între ei a fost formulată pentru prima dată de omul de știință german V. Kossel (1916).

Un alt model de comunicare este împărțirea electronilor de către doi atomi, în urma căruia se formează și configurații electronice stabile. O astfel de legătură se numește covalentă, teoria ei a fost începută în 1916 de omul de știință american G. Lewis.

Punctul comun în ambele teorii a fost formarea de particule cu o configurație electronică stabilă, care coincide cu configurația electronică a unui gaz nobil.

De exemplu, când se formează fluorură de litiu, se realizează mecanismul ionic de formare a legăturilor. Atomul de litiu (3 Li 1s 2 2s 1) pierde un electron și se transformă într-un cation (3 Li + 1s 2) cu configurația electronică a heliului. Fluorul (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) acceptă un electron, formând un anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) cu configurația electronică de neon. Între ionul de litiu Li + și ionul de fluor F - apare o atracție electrostatică, datorită căreia se formează un nou compus - fluorură de litiu.

Când se formează fluorura de hidrogen, un singur electron al unui atom de hidrogen (1s) și un electron nepereche al unui atom de fluor (2p) se află în câmpul de acțiune al ambelor nuclee - un atom de hidrogen și un atom de fluor. Astfel, apare o pereche de electroni comună, ceea ce înseamnă o redistribuire a densității de electroni și apariția unui maxim al densității de electroni. Ca rezultat, doi electroni sunt acum asociați cu nucleul atomului de hidrogen (configurația electronică a atomului de heliu) și cu nucleul de fluor - opt electroni ai nivelului de energie externă (configurația electronică a atomului de neon):

Comunicarea realizată prin intermediul unei perechi electronice se numește o singură legătură.

Se notează printr-o singură liniuță între simbolurile elementului: H-F.

Tendința de a forma o învelișă stabilă de opt electroni prin transferul unui electron de la un atom la altul (legatură ionică) sau socializarea electronilor (legătură covalentă) se numește regula octetului.

Formarea de învelișuri cu doi electroni într-un ion de litiu și un atom de hidrogen este un caz special.

Există totuși conexiuni care nu îndeplinesc această regulă. De exemplu, atomul de beriliu din fluorura de beriliu BeF2 are doar o înveliș de patru electroni; șase învelișuri de electroni sunt caracteristice atomului de bor (punctele indică electronii nivelului de energie externă):

În același timp, în compuși precum clorura de fosfor (V) și fluorura de sulf (VI), fluorura de iod (VII), învelișurile de electroni ale atomilor centrali conțin mai mult de opt electroni (fosfor - 10; sulf - 12; iod - 14):

Majoritatea conjuncțiilor de elemente d nu urmează nici regula octetului.

În toate exemplele de mai sus, se formează o legătură chimică între atomii diferitelor elemente; se numeste heteroatomic. Cu toate acestea, o legătură covalentă se poate forma și între atomi identici. De exemplu, o moleculă de hidrogen se formează prin împărțirea a 15 electroni ai fiecărui atom de hidrogen, în urma căreia fiecare atom capătă o configurație electronică stabilă de doi electroni. Un octet este format prin formarea de molecule ale altor substanțe simple, de exemplu, fluor:

Formarea unei legături chimice poate fi realizată și prin socializarea a patru sau șase electroni. În primul caz, se formează o legătură dublă, care este două perechi generalizate de electroni, în al doilea, o legătură triplă (trei perechi de electroni generalizate).

De exemplu, când se formează o moleculă de azot N 2, se formează o legătură chimică prin socializarea a șase electroni: trei electroni p nepereche de la fiecare atom. Pentru a obține o configurație cu opt electroni, se formează trei perechi de electroni comuni:

O legătură dublă este indicată prin două liniuțe, o legătură triplă cu trei. Molecula de azot N2 poate fi reprezentată astfel: N≡N.

În moleculele diatomice formate din atomi ai unui element, densitatea maximă de electroni este situată la mijlocul liniei internucleare. Deoarece nu există o separare a sarcinilor între atomi, acest tip de legătură covalentă se numește nepolar. Legătura heteroatomică este întotdeauna polară într-un grad sau altul, deoarece maximul densității electronice este deplasat către unul dintre atomi, datorită căruia capătă o sarcină negativă parțială (notat cu σ-). Atomul din care este deplasat maximul densității electronice capătă o sarcină pozitivă parțială (notat cu σ +). Particulele neutre din punct de vedere electric, în care centrele sarcinilor parțiale negative și parțiale pozitive nu coincid în spațiu, se numesc dipoli. Polaritatea legăturii este măsurată prin momentul dipol (μ), care este direct proporțional cu mărimea sarcinilor și distanța dintre ele.

Orez. Reprezentarea schematică a unui dipol

Lista literaturii folosite

1. Popkov V.A., Puzakov S. A. Chimie generală: manual. - M .: GEOTAR-Media, 2010 .-- 976 p .: ISBN 978-5-9704-1570-2. [cu. 32-35]

În 1916 au fost propuse primele teorii extrem de simplificate ale structurii moleculelor, în care s-au folosit reprezentări electronice: teoria fizicochimistului american G. Lewis (1875-1946) și a savantului german V. Kossel. Conform teoriei lui Lewis, electronii de valență ai doi atomi participă simultan la formarea unei legături chimice într-o moleculă diatomică. Prin urmare, de exemplu, în molecula de hidrogen, în locul primului de valență, au început să deseneze o pereche de electroni formând o legătură chimică:

Legătura chimică formată de o pereche de electroni se numește legătură covalentă. Molecula de fluorură de hidrogen este prezentată după cum urmează:

Diferența dintre moleculele de substanțe simple (H2, F2, N2, O2) de molecule substanțe complexe(HF, NO, H2O, NH3) constă în faptul că primii nu au moment dipol, în timp ce cei din urmă au. Momentul dipolar m este definit ca produs valoare absolută sarcina q prin distanța dintre două sarcini opuse r:

Momentul dipol m al unei molecule diatomice poate fi determinat în două moduri. În primul rând, deoarece molecula este neutră din punct de vedere electric, sarcina pozitivă totală a moleculei Z „este cunoscută (este egală cu suma sarcinilor nucleelor ​​atomice: Z” = ZA + ZB). Cunoscând distanța internucleară re, se poate determina locația centrului de greutate al sarcinii pozitive a moleculei. Valoarea m a moleculei este găsită din experiment. Prin urmare, puteți găsi r "- distanța dintre centrele de greutate ale sarcinii pozitive și negative totale ale moleculei:

În al doilea rând, putem presupune că atunci când o pereche de electroni care formează o legătură chimică este deplasată către unul dintre atomi, un anumit exces de sarcină negativă -q „apare pe acest atom, iar o sarcină + q” apare pe al doilea atom. Distanța dintre atomi este de:

Momentul dipol al moleculei de HF este de 6,4 × 10-30 Cp m, internuclearul distanta H-F este egal cu 0,917Х 10-10 m. Calculul lui q „da: q” = 0,4 din sarcina elementară (adică sarcina electronului). Odată ce a apărut o sarcină negativă în exces pe atomul de fluor, înseamnă că perechea de electroni care formează o legătură chimică în molecula de HF este deplasată către atomul de fluor. Această legătură chimică se numește legătură polară covalentă. Moleculele de tip A2 nu au moment de dipol. Legăturile chimice care formează aceste molecule se numesc legături covalente nepolare.

teoria lui Kossel s-a propus să descrie moleculele formate din metale active (alcaline și alcalino-pământoase) și nemetale active (halogeni, oxigen, azot). Electronii de valență exteriori ai atomilor de metal sunt cei mai îndepărtați de nucleul atomului și, prin urmare, sunt ținuți relativ slab de atomul de metal. La atomi elemente chimice situat în același rând al tabelului periodic, la trecerea de la stânga la dreapta, sarcina nucleului crește tot timpul, iar electroni suplimentari sunt localizați în același strat de electroni. Acest lucru duce la faptul că învelișul exterior al electronilor este comprimat, iar electronii sunt ținuți din ce în ce mai ferm în atom. Prin urmare, în molecula MeX, devine posibilă mutarea electronului de valență exterior slab reținut al metalului cu o cheltuială de energie egală cu potențialul de ionizare în învelișul electronului de valență al atomului nemetal cu eliberarea de energie egală cu afinitatea electronilor. Ca rezultat, se formează doi ioni: Me + și X-. Interacțiunea electrostatică a acestor ioni este o legătură chimică. Acest tip de conexiune a fost numit ionic.

Dacă determinăm momentele de dipol ale moleculelor MeX în perechi, se dovedește că sarcina de la un atom de metal nu se transferă complet la un atom nemetal, iar legătura chimică din astfel de molecule este mai bine descrisă ca o legătură covalentă puternic polară. Cationii metalici pozitivi Me + și anionii negativi ai atomilor nemetalici X- există de obicei la locurile rețelei cristaline a cristalelor acestor substanțe. Dar în acest caz, fiecare ion metalic pozitiv interacționează în primul rând electrostatic cu anionii nemetalici cei mai apropiați, apoi cu cationii metalici etc. Adică, în cristalele ionice, legăturile chimice sunt delocalizate și fiecare ion interacționează în cele din urmă cu toți ceilalți ioni din cristal, care este o moleculă gigantică.

Alături de caracteristicile bine definite ale atomilor, cum ar fi încărcăturile nucleelor ​​atomice, potențialele de ionizare, afinitatea electronică, caracteristicile mai puțin definite sunt utilizate în chimie. Una dintre ele este electronegativitatea. A fost introdus în știință de chimistul american L. Pauling. Să luăm în considerare mai întâi datele despre primul potențial de ionizare și despre afinitatea electronilor pentru elementele primelor trei perioade.

Regularitățile potențialelor de ionizare și afinitatea electronilor sunt pe deplin explicate prin structura învelișurilor de electroni de valență ale atomilor. Un atom de azot izolat are o afinitate electronică mult mai mică decât atomii de metale alcaline, deși azotul este un nemetal activ. În molecule, atunci când interacționează cu atomii altor elemente chimice, azotul demonstrează că este un nemetal activ. Acesta este ceea ce L. Pauling a încercat să facă, introducând „electronegativitatea” ca abilitatea atomilor elementelor chimice de a deplasa o pereche de electroni către ei înșiși în timpul formării. legături polare covalente... Scara de electronegativitate pentru elementele chimice a fost propusă de L. Pauling. El a atribuit cea mai mare electronegativitate în unitățile convenționale adimensionale fluorului - 4,0 oxigen - 3,5, clorului și azotului - 3,0, bromului - 2,8. Natura modificării electronegativității atomilor corespunde pe deplin legilor care sunt exprimate în Tabelul Periodic. Prin urmare, aplicarea conceptului " electronegativitatea„pur și simplu traduce într-o altă limbă acele modele de modificare a proprietăților metalelor și nemetalelor, care sunt deja reflectate în Tabelul Periodic.

Multe metale în stare solidă sunt cristale aproape perfect formate.... În locurile rețelei cristaline din cristal se află atomi sau ioni pozitivi ai metalelor. Electronii acelor atomi de metal, din care s-au format ionii pozitivi, sunt sub forma unui gaz de electroni în spațiul dintre nodurile rețelei cristaline și aparțin tuturor atomilor și ionilor. Ei sunt cei care determină luciul metalic caracteristic, conductivitatea electrică ridicată și conductivitatea termică a metalelor. Tip de legătura chimică pe care electronii socializați o realizează într-un cristal metalic se numeștelegătură metalică.

În 1819, oamenii de știință francezi P. Dulong și A. Petit au stabilit experimental că capacitatea de căldură molară a aproape tuturor metalelor în stare cristalină este egală cu 25 J / mol. Acum putem explica cu ușurință de ce este așa. Atomii de metal din nodurile rețelei cristaline sunt în mișcare tot timpul - fac mișcări vibraționale. Această mișcare complexă poate fi descompusă în trei mișcări oscilatorii simple în trei planuri reciproc perpendiculare. Fiecare mișcare oscilativă are propria sa energie și propria sa lege a modificării sale odată cu creșterea temperaturii - propria sa capacitate de căldură. Valoarea limită a capacității termice pentru orice mișcare vibrațională a atomilor este egală cu R - constanta universală a gazului. Trei mișcări vibraționale independente ale atomilor din cristal vor corespunde unei capacități termice egale cu 3R. Când metalele sunt încălzite, pornind de la temperaturi foarte scăzute, capacitatea lor termică crește de la zero. La temperatura camerei și mai ridicate, capacitatea de căldură a majorității metalelor atinge valoarea maximă - 3R.

Când sunt încălzite, rețeaua cristalină a metalelor este distrusă și acestea trec în stare topită. Când sunt încălzite în continuare, metalele se evaporă. În vapori, multe metale există sub formă de molecule Me2. În aceste molecule, atomii de metal sunt capabili să formeze legături covalente nepolare.

Fluorul este un element chimic (simbol F, număr atomic 9), un nemetal care aparține grupului de halogeni. Este cea mai activă și electronegativă substanță. La temperatură și presiune normale, molecula de fluor are o culoare galben deschis cu formula F 2. Ca și alți halogeni, fluorura moleculară este foarte periculoasă și provoacă arsuri chimice severe la contactul cu pielea.

Utilizare

Fluorul și compușii săi sunt utilizați pe scară largă, inclusiv pentru producția de produse farmaceutice, agrochimice, combustibili și lubrifianți și textile. este folosit pentru gravarea sticlei, iar plasma cu fluor este folosită pentru producția de semiconductori și alte materiale. Concentrațiile scăzute de ioni F în pasta de dinți și apa de băut pot ajuta la prevenirea cariilor dentare, în timp ce concentrații mai mari se găsesc în unele insecticide. Multe anestezice generale sunt derivați ai hidrofluorocarburilor. Izotopul 18 F este o sursă de pozitroni pentru imagistica medicală prin tomografie cu emisie de pozitroni, iar hexafluorura de uraniu este folosită pentru a separa izotopii de uraniu și a-i obține pentru centralele nucleare.

Istoria descoperirilor

Mineralele care conțin compuși de fluor erau cunoscute de mulți ani înainte de izolarea acestui element chimic. De exemplu, mineralul fluor (sau fluorit), constând din fluorură de calciu, a fost descris în 1530 de George Agricola. El a observat că poate fi folosit ca flux - o substanță care ajută la scăderea punctului de topire al unui metal sau minereu și ajută la purificarea metalului dorit. Prin urmare, fluorul și-a primit numele latin de la cuvântul fluere („a curge”).

În 1670, suflatorul de sticlă Heinrich Schwanhard a descoperit că sticla era gravată cu fluorură de calciu tratată cu acid (fluorspa). Carl Scheele și mulți cercetători de mai târziu, inclusiv Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, au experimentat cu acid fluorhidric (HF), care a fost ușor de obținut prin tratarea CaF cu acid sulfuric concentrat.

În cele din urmă, a devenit clar că HF ​​conținea un element necunoscut anterior. Cu toate acestea, din cauza reactivității sale excesive, nu a fost posibilă izolarea acestei substanțe timp de mulți ani. Nu numai că este dificil să se separe de compuși, dar reacționează imediat cu celelalte componente ale acestora. Separarea fluorului elementar de acidul fluorhidric este extrem de periculoasă, iar încercările timpurii au orbit și au ucis câțiva oameni de știință. Acești oameni au devenit cunoscuți ca „martiri de fluor”.

Descoperire și producție

În cele din urmă, în 1886, chimistul francez Henri Moissan a reușit să izoleze fluorul prin electroliza unui amestec de fluoruri de potasiu topite și acid fluorhidric. Pentru aceasta a fost premiat Premiul Nobel 1906 în domeniul chimiei. Abordarea sa electrolitică continuă să fie utilizată astăzi pentru producția industrială a acestui element chimic.

Prima producție pe scară largă de fluor a început în timpul celui de-al Doilea Război Mondial. A fost necesar pentru una dintre etapele creării bombei atomice, ca parte a Proiectului Manhattan. Fluorul a fost folosit pentru a produce hexafluorură de uraniu (UF 6), care la rândul său a fost folosit pentru a separa cei doi izotopi 235 U și 238 U. Astăzi, UF 6 gazos este necesar pentru a obține uraniu îmbogățit pentru energie nucleară.

Cele mai importante proprietăți ale fluorului

În tabelul periodic, elementul se află în vârful grupului 17 (fost grup 7A), care se numește halogen. Alți halogeni includ clor, brom, iod și astatin. În plus, F se află în a doua perioadă între oxigen și neon.

Fluorul pur este un gaz corosiv ( formula chimica F 2) cu miros înțepător caracteristic, care se găsește într-o concentrație de 20 nl pe litru de volum. Fiind cel mai reactiv și electronegativ dintre toate elementele, formează cu ușurință compuși cu majoritatea acestora. Fluorul este prea reactiv pentru a exista sub formă elementară și are o asemenea afinitate pentru majoritatea materialelor, inclusiv siliciul, încât nu poate fi gătit sau depozitat în recipiente de sticlă. În aerul umed, reacţionează cu apa formând un acid fluorhidric la fel de periculos.

Fluorul, interacționând cu hidrogenul, explodează chiar și la temperaturi scăzute și în întuneric. Reacționează violent cu apa formând acid fluorhidric și oxigen gazos. Diverse materiale, inclusiv metale fin dispersate și sticlă, ard puternic într-un curent de fluor gazos. În plus, acest element chimic formează compuși cu gazele nobile krypton, xenon și radon. Cu toate acestea, nu reacționează direct cu azotul și oxigenul.

În ciuda activității extreme a fluorului, sunt acum disponibile metode de manipulare și transport în siguranță. Elementul poate fi depozitat în recipiente din oțel sau monel (un aliaj bogat în nichel), deoarece pe suprafața acestor materiale se formează fluoruri, ceea ce împiedică reacțiile ulterioare.

Fluorurile sunt substanțe în care fluorul este prezent ca un ion încărcat negativ (F -) în combinație cu unele elemente încărcate pozitiv. Compușii de fluor cu metale sunt printre cele mai stabile săruri. Când sunt dizolvate în apă, ele sunt împărțite în ioni. Alte forme de fluor sunt complexe, de exemplu - și H 2 F +.

Izotopi

Există mulți izotopi ai acestui halogen, variind de la 14 F la 31 F. Dar compoziția izotopică a fluorului include doar unul dintre ei, 19 F, care conține 10 neutroni, deoarece numai acesta este stabil. Izotopul radioactiv 18 F este o sursă valoroasă de pozitroni.

Impactul biologic

Fluorul din organism se găsește în principal în oase și dinți sub formă de ioni. Fluorizarea apei potabile la o concentrație mai mică de o parte la milion reduce semnificativ incidența cariilor dentare, potrivit Consiliului Național de Cercetare al Academiei Naționale de Științe din SUA. Pe de altă parte, acumularea în exces de fluor poate duce la fluoroză, care se manifestă prin pete a dinților. Acest efect se observă de obicei în zonele în care conținutul acestui element chimic din apa potabilă depășește o concentrație de 10 ppm.

Fluorul elementar și sărurile fluorurate sunt toxice și trebuie manipulate cu mare grijă. Contactul cu pielea sau cu ochii trebuie evitat cu grijă. O reacție cu pielea produce un țesut care pătrunde rapid în țesuturi și reacționează cu calciul din oase, lezându-le permanent.

Fluorul în mediu

Producția mondială anuală de fluorit mineral este de aproximativ 4 milioane de tone, iar capacitatea totală a zăcămintelor explorate este de 120 milioane de tone.Principalele regiuni pentru extracția acestui mineral sunt Mexic, China și Europa de Vest.

Fluorul se găsește în mod natural în scoarța terestră, unde poate fi găsit în roci, cărbune și argilă. Fluorurile sunt eliberate în aer în timpul eroziunii eoliene a solului. Fluorul este al 13-lea element chimic cel mai abundent din scoarța terestră - conținutul său este de 950 ppm. În sol, concentrația sa medie este de aproximativ 330 ppm. Fluorura de hidrogen poate fi eliberată în aer ca urmare a proceselor de ardere din industrie. Fluorurile care se află în aer vor cădea în cele din urmă pe pământ sau în apă. Când fluorul formează o legătură cu particule foarte mici, acesta poate rămâne în aer pentru o perioadă lungă de timp.

În atmosferă, 0,6 ppb din acest element chimic este prezent sub formă de ceață de sare și compuși organici ai clorului. În mediile urbane, concentrația ajunge la 50 ppb.

Conexiuni

Fluorul este un element chimic care formează o gamă largă de compuși organici și anorganici. Chimiștii pot înlocui atomii de hidrogen cu acesta, creând astfel multe substanțe noi. Halogenul foarte reactiv formează compuși cu gaze nobile. În 1962, Neil Bartlett a sintetizat hexafluoroplatinat de xenon (XePtF6). De asemenea, au fost obținute fluoruri de cripton și radon. Un alt compus este fluorura de argon, care este stabilă doar la temperaturi extrem de scăzute.

Aplicație industrială

În starea sa atomică și moleculară, fluorul este utilizat pentru gravarea cu plasmă la fabricarea semiconductorilor, a afișajelor cu ecran plat și a sistemelor microelectromecanice. Acidul fluorhidric este utilizat pentru gravarea sticlei în lămpi și alte produse.

Alături de unii dintre compușii săi, fluorul este o componentă importantă în producția de produse farmaceutice, agrochimice, combustibili și lubrifianți și textile. Elementul chimic este necesar pentru a produce alcani halogenați (haloni), care, la rândul lor, sunt utilizați pe scară largă în sistemele de aer condiționat și refrigerare. Ulterior, această utilizare a clorofluorocarburilor a fost interzisă deoarece acestea contribuie la distrugerea stratului de ozon din atmosfera superioară.

Hexafluorura de sulf este un gaz cu efect de seră extrem de inert, netoxic. Producția de materiale plastice cu frecare redusă, cum ar fi teflonul, este imposibilă fără fluor. Multe anestezice (de exemplu, sevofluran, desfluran și izofluran) sunt derivați ai hidrofluorocarburilor. Hexafluoroaluminatul de sodiu (criolitul) este utilizat în electroliza aluminiului.

Compușii cu fluor, inclusiv NaF, sunt utilizați în pastele de dinți pentru a preveni cariile dentare. Aceste substanțe sunt adăugate la rezervele municipale de apă pentru a fluorura apa, dar practica este considerată controversată din cauza impactului asupra sănătății umane. La concentrații mai mari, NaF este folosit ca insecticid, în special pentru combaterea gândacilor.

În trecut, fluorurile au fost folosite pentru a reduce ambele minereuri și pentru a le crește fluiditatea. Fluorul este o componentă importantă în producția de hexafluorură de uraniu, care este folosită pentru separarea izotopilor săi. 18 F, un izotop radioactiv cu 110 minute, emite pozitroni și este adesea folosit în tomografia medicală cu emisie de pozitroni.

Proprietățile fizice ale fluorului

Caracteristicile de bază ale unui element chimic sunt următoarele:

• Masa atomică este de 18,9984032 g/mol.
• Configurație electronică 1s 2 2s 2 2p 5.
• Stare de oxidare -1.
• Densitate 1,7 g/l.
• Punct de topire 53,53 K.
• Punctul de fierbere este de 85,03 K.
• Capacitate termică 31,34 J/(K mol).

Se numesc particule chimice formate din doi sau mai mulți atomi molecule(real sau condiționat unități de formulă substanțe poliatomice). Atomii din molecule sunt legați chimic.

Legătura chimică este înțeleasă ca forțele electrice de atracție care țin particulele unul lângă celălalt. Fiecare legătură chimică din formule structurale se pare ca trăsătură de valență, de exemplu:

H - H (legatura intre doi atomi de hidrogen);

H 3 N - H + (legatura dintre atomul de azot al moleculei de amoniac si cationul de hidrogen);

(K +) - (I -) (legatură între cationul de potasiu și ionul iodură).

O legătură chimică este formată dintr-o pereche de electroni (), care în formulele electronice ale particulelor complexe (molecule, ioni complecși) este de obicei înlocuită cu o linie de valență, spre deosebire de propriile perechi de atomi de electroni, de exemplu:

Legătura chimică se numește covalent, dacă se formează prin socializarea unei perechi de electroni de către ambii atomi.

În molecula F 2, ambii atomi de fluor au aceeași electronegativitate, prin urmare, posesia unei perechi de electroni este aceeași pentru ei. O astfel de legătură chimică se numește nepolară, deoarece fiecare atom de fluor are densitatea electronică este la fel in formula electronica moleculele pot fi împărțite în mod egal între ele:

În molecula de clorură de hidrogen HCl, legătura chimică este deja polar, deoarece densitatea electronilor pe atomul de clor (un element cu electronegativitate mai mare) este mult mai mare decât pe atomul de hidrogen:

O legătură covalentă, de exemplu H - H, poate fi formată prin împărțirea electronilor a doi atomi neutri:

H + H> H - H

Acest mecanism de formare a legăturilor se numește schimb valutar sau echivalent.

Conform unui alt mecanism, aceeași legătură covalentă H - H apare atunci când perechea de electroni a ionului hidrură H este împărțită de cationul de hidrogen H +:

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

În acest caz, se numește cationul H + acceptor, un anion H - donator pereche electronică. Mecanismul de formare a unei legături covalente în acest caz va fi donator-acceptator, sau coordonare.

Se numesc legături simple (H - H, F - F, H - CI, H - N). cravate, ele definesc forma geometrică a moleculelor.

Legăturile duble și triple () conțin una? - Componentă și una sau două? - Componente; Componenta?, care este prima formată în mod condiționat, este întotdeauna mai puternică decât componentele?.

Caracteristicile fizice (de fapt măsurabile) ale unei legături chimice sunt energia, lungimea și polaritatea acesteia.

Energia de legătură chimică (E sv) este căldura care se eliberează în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea acesteia. Pentru aceiași atomi, este întotdeauna o singură legătură mai slab decât multiplu (dublu, triplu).

Lungimea legăturii chimice (l cv) - distanta internucleara. Pentru aceiași atomi, este întotdeauna o singură legătură mai lung decât un multiplu.

Polaritate comunicarea este măsurată moment dipol electric p- produsul sarcinii electrice reale (pe atomii unei legături date) cu lungimea dipolului (adică lungimea legăturii). Cu cât momentul dipolului este mai mare, cu atât polaritatea legăturii este mai mare. Sarcinile electrice reale ale atomilor dintr-o legătură covalentă au întotdeauna o valoare mai mică decât stările de oxidare ale elementelor, dar coincid în semn; de exemplu, pentru legătura H + I -Cl -I, sarcinile reale sunt egale cu H +0 "17 -Cl -0" 17 (o particulă cu doi poli sau un dipol).

Polaritatea moleculelor este determinată de compoziția și forma geometrică a acestora.

Nepolar (p = O) va fi:

a) molecule simplu substanțe, deoarece conțin numai legături covalente nepolare;

b) poliatomic molecule complex substanțe, dacă forma lor geometrică simetric.

De exemplu, moleculele CO 2 , BF 3 și CH 4 au următoarele direcții ale vectorilor de legătură egali (în lungime):

Când se adaugă vectorii de legătură, suma lor dispare întotdeauna, iar moleculele în ansamblu sunt nepolare, deși conțin legături polare.

Polar (pag> O) va fi:

A) diatomic molecule complex substanțe, deoarece conțin doar legături polare;

b) poliatomic molecule complex substanțe, dacă structura lor asimetric, adică forma lor geometrică este fie incompletă, fie distorsionată, ceea ce duce la apariția unui dipol electric total, de exemplu, în moleculele NH 3, H 2 O, HNO 3 și HCN.

Ionii complecși, de exemplu NH 4 +, SO 4 2- și NO 3 -, nu pot fi în principiu dipoli, purtând o singură sarcină (pozitivă sau negativă).

Legătură ionică apare din atracția electrostatică a cationilor și anionilor cu aproape nicio generalizare a unei perechi de electroni, de exemplu, între K + și I -. Atomul de potasiu are o lipsă de densitate electronică, atomul de iod are un exces. Această legătură se crede final cazul unei legături covalente, deoarece o pereche de electroni este practic în posesia anionului. Această relație este cea mai tipică pentru compușii de metale și nemetale tipice (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) și substanțe din clasa sărurilor (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Toți acești compuși în condiții de cameră reprezintă substanțe cristaline, care sunt unite printr-un nume comun cristale ionice(cristale construite din cationi și anioni).

Este cunoscut un alt tip de comunicare, numit legătură de metal,în care electronii de valență sunt ținuți atât de precar de atomi de metal încât nu aparțin de fapt unor anumiți atomi.

Atomii de metal, lăsați fără a le aparține în mod clar electroni externi, devin, parcă, ioni pozitivi. Ele formează rețea cristalină metalică. Setul de electroni de valență partajați ( gaz electronic)ține ionii metalici pozitivi împreună și în locuri specifice ale rețelei.

Pe lângă cristalele ionice și metalice, există și atomicși molecular substanțe cristaline, în locurile rețelei ale cărora se află atomi sau, respectiv, molecule. Exemple: diamant și grafit - cristale cu rețea atomică, iod I 2 și dioxid de carbon CO 2 (gheață carbonică) - cristale cu rețea moleculară.

Legăturile chimice există nu numai în moleculele substanțelor, ci se pot forma și între molecule, de exemplu, pentru HF lichid, apă H 2 O și un amestec de H 2 O + NH 3:

Legătură de hidrogen formate din cauza forțelor de atracție electrostatică a moleculelor polare care conțin atomi din cele mai electronegative elemente - F, O, N. De exemplu, există legături de hidrogen în HF, H 2 O și NH 3, dar nu sunt în HCl, H 2 S și PH 3.

Legăturile de hidrogen sunt instabile și se rup destul de ușor, de exemplu, când gheața se topește și apa fierbe. Cu toate acestea, ruperea acestor legături necesită o energie suplimentară și, prin urmare, punctele de topire (Tabelul 5) și punctele de fierbere ale substanțelor cu legături de hidrogen.

(de exemplu, HF și H2O) sunt semnificativ mai mari decât pentru substanțe similare, dar fără legături de hidrogen (de exemplu, HCl și respectiv H2S).

Mulți compuși organici formează, de asemenea, legături de hidrogen; rol important legăturile de hidrogen joacă un rol în procesele biologice.

Exemple de sarcini pentru partea A

1. Substanțele cu numai legături covalente sunt

1) SiH4, CI20, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P205

3) CH4, HNO3, Na (CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. Legătură covalentă

2.singur

3. dublu

4.triplu

prezente în substanță

5. În molecule există legături multiple

6. Particulele numite radicali sunt

7. Una dintre legături este formată de mecanismul donor-acceptor din setul de ioni

1) S042-, NH4+

2) H30+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Cel mai durabilși mic de statura legătură - într-o moleculă

9. Substanțe doar cu legături ionice - într-un set

2) NH4CI, SiCI4

10–13. Rețea cristalină a materiei

13. Wa (OH) 2

1) metal

Sarcina numărul 1

Din lista propusă, selectați doi compuși în care este prezentă o legătură chimică ionică.

• 1. Ca (ClO 2) 2
• 2. HCIO3
• 3. NH4CI
• 4. HCIO4
• 5. CI207

Raspuns: 13

În majoritatea covârșitoare a cazurilor, prezența unei legături de tip ionic într-un compus poate fi determinată de faptul că unitățile sale structurale includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui nemetal.

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul sub numărul 1 - Ca (ClO 2) 2, deoarece în formula sa se pot vedea atomii unui metal tipic de calciu și atomii de nemetale - oxigen și clor.

Cu toate acestea, în această listă nu mai există compuși care conțin atât atomi metalici, cât și nemetalici.

Printre compușii specificați în sarcină se numără clorura de amoniu, în care legătura ionică se realizează între cationul de amoniu NH 4 + și ionul clorură Cl -.

Sarcina numărul 2

Din lista furnizată, selectați doi compuși în care tipul de legătură chimică este același ca în molecula de fluor.

1) oxigen

2) oxid nitric (II)

3) bromură de hidrogen

4) iodură de sodiu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

O moleculă de fluor (F 2) constă din doi atomi ai unui element chimic al unui nemetal, prin urmare legătura chimică din această moleculă este covalentă nepolară.

O legătură covalentă nepolară poate fi realizată numai între atomii aceluiași element chimic al unui nemetal.

Dintre opțiunile propuse, doar oxigenul și diamantul au o legătură covalentă nepolară. Molecula de oxigen este diatomică, constă din atomi ai unui element chimic al unui nemetal. Diamantul are o structură atomică și în structura sa, fiecare atom de carbon, care este un nemetal, este legat de alți 4 atomi de carbon.

Oxidul nitric (II) este o substanță formată din molecule formate din atomi ai două nemetale diferite. Deoarece electronegativitățile diferiților atomi sunt întotdeauna diferite, perechea totală de electroni dintr-o moleculă este deplasată către un element mai electronegativ, în acest caz oxigen. Astfel, legătura din molecula NO este polară covalentă.

Bromura de hidrogen constă, de asemenea, din molecule biatomice compuse din atomi de hidrogen și brom. Perechea de electroni comună care formează legătura H-Br este deplasată către atomul de brom mai electronegativ. Legătura chimică din molecula HBr este, de asemenea, polară covalentă.

Iodura de sodiu este o substanță ionică formată dintr-un cation metalic și un anion iodură. Legătura din molecula de NaI se formează datorită tranziției unui electron de la 3 s-orbital atomului de sodiu (atomul de sodiu se transformă într-un cation) la 5 subumplut p-orbital atomului de iod (atomul de iod se transformă în anion). Această legătură chimică se numește ionică.

Sarcina numărul 3

Din lista propusă, selectați două substanțe, între moleculele cărora se formează legături de hidrogen.

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

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Explicaţie:

Legăturile de hidrogen au loc în substanțe cu structură moleculară, în care sunt prezente legături covalente H-O, H-N, H-F. Acestea. legături covalente ale unui atom de hidrogen cu atomi ai trei elemente chimice cu cea mai mare electronegativitate.

Astfel, evident, există legături de hidrogen între molecule:

2) alcooli

3) fenoli

4) acizi carboxilici

5) amoniac

6) amine primare și secundare

7) acid fluorhidric

Sarcina numărul 4

Selectați doi compuși cu legături chimice ionice din listă.

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

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 35

Explicaţie:

În majoritatea covârșitoare a cazurilor, este posibil să se tragă o concluzie despre prezența unei legături de tip ionic într-un compus prin faptul că unitățile structurale ale unei substanțe includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui nemetal. .

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul numerotat 3 (NaCl) și 5 (MgO).

Notă*

În plus față de semnul de mai sus, prezența unei legături ionice într-un compus poate fi spusă dacă unitatea sa structurală conține un cation de amoniu (NH 4 +) sau analogii săi organici - cationi de alchilamoniu RNH 3 +, dialchilamoniu R 2 NH 2 +, trialchilamoniu R3NH+ sau tetraalchilamoniu R4N+, unde R este un radical hidrocarbură. De exemplu, legătura de tip ionic are loc în compusul (CH 3) 4 NCl între cationul (CH 3) 4 + și ionul clorură Cl -.

Sarcina numărul 5

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de structură.

4) sare de masă

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Sarcina numărul 8

Selectați două substanțe cu structură nemoleculară din lista propusă.

2) oxigen

3) fosfor alb

5) siliciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 11

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o dublă legătură între atomii de carbon și oxigen.

3) formaldehida

4) acid acetic

5) glicerina

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 34

Sarcina numărul 14

Selectați două substanțe cu o legătură ionică din lista furnizată.

1) oxigen

3) monoxid de carbon (IV)

4) clorură de sodiu

5) oxid de calciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 15

Din lista oferită, selectați două substanțe cu același tip de rețea cristalină ca și diamantul.

1) silice SiO2

2) oxid de sodiu Na 2 O

3) monoxid de carbon CO

4) fosfor alb P 4

5) siliciu Si

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Sarcina numărul 20

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură triplă.

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

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Explicaţie:

Pentru a găsi răspunsul corect, să desenăm formulele structurale ale compușilor din lista furnizată:

Astfel, vedem că există o legătură triplă în moleculele de azot și acetilenă. Acestea. răspunsuri corecte 45

Sarcina numărul 21

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură covalentă nepolară.

Teme USE codificator: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile legăturii covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Legatura metalica. Legătură de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

În primul rând, luați în considerare legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

Legătură chimică între atomii elementelor chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiuni ale electronilor externi (de valență)., în mai mult sau mai puțin grad ținut de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este NEGATIVITATE ELECTRICA. Ea este cea care determină tipul de legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

Este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni... Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor externi către nucleu și depinde în principal de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de definit fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativități relative (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sensul 4 .

Este important de reținut că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie speriat, deoarece joacă un rol în formarea unei legături chimice atomi și este cam la fel în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A: B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni este deplasată spre el. Cu atât mai mult diferența de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni este deplasată mai mult.

Dacă valorile electronegativităților atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO (A) ≈ EO (B), atunci perechea totală de electroni nu este deplasată la niciunul dintre atomi: A: B... Această conexiune se numește covalent nepolar.

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă, dar nu mult (diferența de electronegativități este de aproximativ 0,4 până la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Această conexiune se numește polar covalent .

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativități este mai mare de 2: ΔEO> 2), apoi unul dintre electroni este aproape complet transferat celuilalt atom, odată cu formarea ionii... Această conexiune se numește ionic.

Principalele tipuri de legături chimice sunt: covalent, ionicși metal comunicare. Să le luăm în considerare mai detaliat.

Legătură chimică covalentă

Legătură covalentă – este o legătură chimică format de formarea unei perechi de electroni comune A: B ... Mai mult, doi atomi suprapune orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de regulă, între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• se concentreze,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură afectează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă unghiul de legătură H-O-H este 104,45 о, prin urmare molecula de apă este polară, iar într-o moleculă de metan unghiul de legătură H-C-H este 108 о 28′.

Saturabilitatea Este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legătura rezultă din distribuția neuniformă a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a se deplasa sub influența unui câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARși NON-POLARE .

Exemplu . Luați în considerare structura moleculei de hidrogen H2. Fiecare atom de hidrogen de la nivelul de energie exterior poartă 1 electron nepereche. Pentru a afișa atomul, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie externă al atomului, când electronii sunt notați cu puncte. Modelele de structură de puncte ale lui Lewis sunt utile atunci când se lucrează cu elemente din a doua perioadă.

H. +. H = H: H

Astfel, molecula de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H – H. Această pereche de electroni nu este deplasată la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece electronegativitatea atomilor de hidrogen este aceeași. Această conexiune se numește covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). Este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de regulă, aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

Exemple de: H2 (H-H), O2 (O = O), S8.

Legătură chimică polară covalentă

Legătură polară covalentă Este o legătură covalentă care are loc între atomi cu electronegativitate diferită (obișnuit, diferite nemetale) și se caracterizează prin deplasare o pereche de electroni comună la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este mutată la un atom mai electronegativ - prin urmare, pe acesta apare o sarcină negativă parțială (δ-) și o sarcină pozitivă parțială (δ +, delta +) apare pe un atom mai puțin electronegativ.

Cu cât diferența dintre electronegativitățile atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și cu atât mai mult moment dipol ... Forțe de atracție suplimentare acționează între moleculele vecine și sarcinile de semn opus, care crește putere comunicare.

Polaritatea unei legături afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea conexiunii este adesea determinată de polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietățile fizice, cum ar fi punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a legăturilor covalente

O legătură chimică covalentă poate apărea prin două mecanisme:

1. Mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă furnizează un electron nepereche pentru formarea unei perechi de electroni comune:

A . + . B = A: B

2. Formarea legăturii covalente este un mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni singuratică, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

A: + B = A: B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche de electroni singuratică ( donator), iar un alt atom oferă un orbital vacant pentru această pereche ( acceptor). Ca urmare a formării legăturilor, atât energia electronilor scade, adică. este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată prin mecanismul donor-acceptor nu este diferitîn proprietăţi din alte legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii cu un număr mare de electroni la nivel de energie externă (donatori de electroni), sau invers, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Capacitățile de valență ale atomilor sunt luate în considerare mai detaliat în secțiunea corespunzătoare.

Se formează o legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- v ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- v compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupările ligand, de exemplu, în tetrahidroxoaluminatul de sodiu Na, legătura dintre ionii de aluminiu și hidroxid;

- v acid azotic și sărurile sale- nitrați: HNO 3, NaNO 3, în alți compuși de azot;

- într-o moleculă ozon O 3.

Principalele caracteristici ale unei legături covalente

O legătură covalentă se formează de obicei între atomii nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și direcție.

Multiplicitatea legăturii chimice

Multiplicitatea legăturii chimice - aceasta este numărul de perechi de electroni comuni dintre doi atomi dintr-un compus... Multiplicitatea legăturii poate fi determinată cu ușurință din valoarea atomilor care formează molecula.

De exemplu , în molecula de hidrogen H 2, multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche la nivelul energiei externe, prin urmare, se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece fiecare atom de la nivelul energetic exterior are 2 electroni nepereche: O = O.

În molecula de azot N 2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece între fiecare atom există 3 electroni nepereche la nivelul energiei externe, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice Este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează legătura. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ conform regulii aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătatea sumei lungimilor legăturilor din moleculele A2 și B2:

Lungimea legăturii chimice poate fi estimată aproximativ de-a lungul razelor atomilor formând o legătură, sau prin frecvenţa comunicării dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Odată cu creșterea razelor atomilor care formează o legătură, lungimea legăturii va crește.

De exemplu

Cu o creștere a multiplicității legăturii dintre atomi (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă nesemnificativ), lungimea legăturii va scădea.

De exemplu ... În seria: C – C, C = C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energia de comunicare

Energia de legătură este o măsură a puterii unei legături chimice. Energia de comunicare este determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează această legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt.

O legătură covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât puterea de legătură este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât legătura chimică este mai lungă, cu atât este mai ușor să o rupeți, iar cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

De exemplu, în seria compușilor HF, HCl, HBr, de la stânga la dreapta, puterea legăturii chimice scade de cand lungimea conexiunii crește.

Legătură chimică ionică

Legătură ionică Este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

Iona se formează în procesul de acceptare sau renunțare la electroni de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii de la nivelul energiei externe. Prin urmare, atomii de metal se caracterizează prin proprietăți de restaurare- capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la al 3-lea nivel energetic. Renunțând la el cu ușurință, atomul de sodiu formează un ion Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil de neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10 + 11 = +1:

+11N / A) 2) 8) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Exemplu. Atomul de clor de la nivelul energiei externe conține 7 electroni. Pentru a obține configurația unui atom stabil de argon inert Ar, clorul trebuie să atașeze 1 electron. După atașarea unui electron, se formează un ion de clor stabil, format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

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

Notă:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar deasemenea grupuri de atomi... De exemplu: ion amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legătura ionică, de regulă, se formează între ele metaleși nemetale(grupe de nemetale);

Ionii rezultați sunt atrași prin atracție electrică: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să rezumam distincție între tipurile de legături covalente și ionice:

Legături chimice metalice

Legătură metalică Este o legătură care se formează relativ electroni liberiîntre ioni metalici formând o rețea cristalină.

Atomii de metal la nivelul energiei externe sunt de obicei localizați unul până la trei electroni... Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, donează destul de ușor electroni externi, adică. sunt agenți reducători puternici

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare ... Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de van der Waals în 1869 și numite după el. Forțele Van Dar Waals... Forțele van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie și dispersiv ... Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia unei legături chimice.

Forțele de orientare ale gravitației apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni de inducție Este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule în care există legături covalente puternic polare - H-F, H-O sau H-N... Dacă există astfel de legături într-o moleculă, atunci între molecule vor exista forțe suplimentare de gravitație .

Mecanismul de formare legături de hidrogen, parțial electrostatice și parțial donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este atomul unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Legătura de hidrogen se caracterizează prin se concentreze în spaţiu şi saturare.

Legătura de hidrogen poate fi notată cu puncte: Н ··· O. Cu cât electronegativitatea atomului, combinată cu hidrogenul este mai mare, și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este caracteristic în primul rând compușilor fluor cu hidrogen si de asemenea sa oxigen cu hidrogen , Mai puțin azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legătura de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară între molecule face dificilă fierberea substanțelor. Pentru substanțele cu legături de hidrogen se observă o creștere anormală a punctului de fierbere.

De exemplu , de regulă, cu o creștere a greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 ° C), apa este lichid după starea de fază.

Atom, moleculă, proprietăți nucleare

Structura atomului de fluor.

În centrul atomului se află un nucleu încărcat pozitiv. 9 electroni încărcați negativ se învârt în jurul.

Formula electronică: 1s2; 2s2; 2p5

m prot. = 1,00783 (amu)

m neutru = 1,00866 (amu)

m proton = m electron

Izotopi de fluor.

Izotop: 18F

o scurtă descriere a: Prevalența în natură: 0%

Numărul de protoni din nucleu - 9. Numărul de neutroni din nucleu - 9. Numărul de nucleoni - 18. Legături E = 931,5 (9 * m sp. + 9 * m neutru-M (F18)) = 138,24 (MEW) E specific = legături E / N nucleoni = 7,81 (MeV / nucle.)

Dezintegrarea alfa nu este posibilă Dezintegrarea beta minus imposibilă Dezintegrarea pozitronilor: F (Z = 9, M = 18) -> O (Z = 8, M = 18) + e (Z = + 1, M = 0) +0,28 ( MeV) Captură de electroni: F (Z = 9, M = 18) + e (Z = -1, M = 0) -> O (Z = 8, M = 18) +1,21 (MeV)

Izotop: 19F

Scurtă descriere: Prevalență în natură: 100%

Molecula de fluor.

Fluorul liber este compus din molecule biatomice. Din punct de vedere chimic, fluorul poate fi caracterizat ca un nemetal monovalent și, în plus, cel mai activ dintre toate nemetale. Acest lucru se datorează mai multor motive, inclusiv ușurința dezintegrarii moleculei F2 în atomi individuali - energia necesară pentru aceasta este de numai 159 kJ / mol (față de 493 kJ / mol pentru O2 și 242 kJ / mol pentru C12). Atomii de fluor au o afinitate electronică semnificativă și o dimensiune relativ mică. Prin urmare, legăturile lor de valență cu atomii altor elemente sunt mai puternice decât legăturile similare ale altor metaloizi (de exemplu, energia legăturii HF este - 564 kJ / mol față de 460 kJ / mol pentru legătura HO și 431 kJ / mol pentru H -legătura C1).

Legătura F-F caracterizată printr-o distanță nucleară de 1,42 A. Pentru disocierea termică a fluorului s-au obținut prin calcul următoarele date:

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

Grad de disociere,% 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Atomul de fluor are în starea fundamentală structura stratului exterior de electroni 2s22p5 și este univalent. Excitarea stării trivalente asociată cu transferul unui electron 2p la nivelul 3s necesită o cheltuială de 1225 kJ / mol și practic nu este realizată. Afinitatea electronică a unui atom neutru de fluor este estimată la 339 kJ/mol. Ionul F- se caracterizează printr-o rază efectivă de 1,33 A și o energie de hidratare de 485 kJ/mol. Raza covalentă a fluorului este de obicei considerată a fi de 71 pm (adică jumătate din distanța internucleară din molecula F2).

Proprietățile chimice ale fluorului.

Deoarece derivații de fluor ai elementelor metaloide sunt de obicei foarte volatili, formarea lor nu protejează suprafața metaloidului de acțiunea ulterioară a fluorului. Prin urmare, interacțiunea are loc adesea mult mai energetic decât cu multe metale. De exemplu, siliciul, fosforul și sulful sunt aprinse în fluorul gazos. Carbonul amorf (cărbunele) se comportă similar, în timp ce grafitul reacționează numai la căldură roșie. Fluorul nu se combină direct cu azotul și oxigenul.

Din compușii cu hidrogen ai altor elemente, fluorul ia hidrogenul. Majoritatea oxizilor sunt descompuși de acesta odată cu deplasarea oxigenului. În special, apa interacționează conform schemei F2 + Н2О -> 2 НF + O

în plus, atomii de oxigen dislocați se combină nu numai între ei, ci parțial și cu moleculele de apă și fluor. Prin urmare, pe lângă oxigenul gazos, această reacție produce întotdeauna peroxid de hidrogen și oxid de fluor (F2O). Acesta din urmă este un gaz galben pal care miroase a ozon.

Oxidul de fluor (altfel - fluorura de oxigen - ОF2) poate fi obținut prin trecerea fluorului în 0,5 N. soluție de NaOH. Reacția se desfășoară conform ecuației: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + Н2О + F2О Următoarele reacții sunt, de asemenea, caracteristice fluorului:

H2 + F2 = 2HF (explozie)

Pregătire chimică pentru ZNO și DPA
Ediție complexă

PARTEA I

CHIMIE GENERALĂ

CHIMIA ELEMENTELOR

HALOGENI

Substanțe simple

Proprietățile chimice ale fluorului

Fluorul este cel mai puternic agent oxidant din natură. Nu reacționează direct doar cu heliu, neon și argon.

Sub timpul de reacție cu metale se formează fluoruri, compuși de tip ionic:

Fluorul reacționează puternic cu multe nemetale, chiar și cu unele gaze inerte:

Proprietățile chimice ale clorului. Interacțiunea cu substanțe complexe

Clorul este un oxidant mai puternic decât bromul sau iodul, astfel încât clorul înlocuiește halogenii grei din sărurile lor:

Dizolvându-se în apă, clorul reacționează parțial cu acesta, rezultând formarea a doi acizi: clorură și hipoclorit. În acest caz, un atom de clor crește starea de oxidare, iar celălalt atom o scade. Astfel de reacții se numesc reacții disproporționate. Reacțiile disproporționate sunt reacții de autovindecare-autooxidare, adică. reacții în care un element prezintă atât proprietățile unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător. Când sunt disproporționați, se formează simultan compuși în care elementul este într-o stare mai oxidată și mai redusă în comparație cu cel primitiv. Starea de oxidare a atomului de clor din molecula de acid hipoclorit este +1:

Interacțiunea clorului cu soluțiile alcaline se desfășoară într-un mod similar. În acest caz, se formează două săruri: clorură și hipoclorit.

Clorul interacționează cu diverși oxizi:

Clorul oxidează unele săruri în care metalul nu se află în starea de oxidare maximă:

Clorul molecular reacționează cu multe compusi organici... În prezența clorurii de fer (III) ca catalizator, clorul reacționează cu benzenul pentru a forma clorobenzen și, atunci când este iradiat cu lumină, hexaclorciclohexanul se formează ca rezultat al aceleiași reacții:

Proprietățile chimice ale bromului și iodului

Ambele substanțe reacționează cu hidrogenul, fluorul și bazele:

Iodul este oxidat de diverși oxidanți puternici:

Metode de extracție a substanțelor simple

Extragerea fluorului

Deoarece fluorul este cel mai puternic oxidant chimic, este imposibil să-l izolați prin reacții chimice din compuși în formă liberă și, prin urmare, fluorul este extras printr-o metodă fizico-chimică - electroliza.

Pentru extragerea fluorului, se utilizează topitură de fluorură de potasiu și electrozi de nichel. Nichelul este utilizat datorită faptului că suprafața metalului este pasivată de fluor din cauza formării de substanțe insolubile NiF 2, prin urmare, electrozii înșiși nu sunt distruși sub acțiunea substanței care este eliberată asupra lor:

Extracția clorului

Clorul este produs la scară industrială prin electroliza soluției de clorură de sodiu. Ca rezultat al acestui proces, se extrage și hidroxidul de sodiu:

Clorul este extras în cantități mici prin soluție de acid clorhidric oxidat prin diferite metode:

Clorul este un produs foarte important al industriei chimice.

Producția sa mondială este de milioane de tone.

Extracția de brom și iod

Pentru uz industrial, bromul și iodul sunt extrași prin oxidarea bromurilor și, respectiv, a iodurilor. Clorul molecular, acidul sulfat concentrat sau dioxidul de mangan sunt cel mai adesea folosite pentru oxidare:

Aplicarea halogenilor

Fluorul și unii dintre compușii săi sunt utilizați ca agent de oxidare pentru combustibilul pentru rachete. Cantități mari de fluor sunt folosite pentru a extrage diverși agenți frigorifici (freoni) și unii polimeri stabili din punct de vedere chimic și termic (Teflon și alții). Fluorul este folosit în tehnologia nucleară pentru a separa izotopii de uraniu.

Cea mai mare parte a clorului este folosită pentru producerea acidului clorhidric și, de asemenea, ca agent oxidant pentru producerea altor halogeni. În industrie, este folosit pentru albirea țesăturilor și hârtiei. În cantități mai mari decât fluorul, este utilizat pentru producerea de polimeri (PVC și altele) și agenți frigorifici. Clorul este folosit pentru dezinfectare bând apă... De asemenea, este necesară extragerea unor solvenți precum cloroformul, clorura de metilen, tetraclorura de carbon. De asemenea, este folosit pentru producerea multor substanțe, precum cloratul de potasiu (sarea lui Berthollet), înălbitorul și mulți alți compuși care conțin atomi de clor.

Bromul și iodul nu sunt folosite în industrie la aceeași scară ca și clorul sau fluorul, dar utilizarea acestor substanțe crește în fiecare an. Bromul este folosit la fabricarea diferitelor preparate medicinale cu efect calmant. Iodul este folosit la fabricarea preparatelor antiseptice. Compușii cu brom și iod sunt utilizați pe scară largă în analiza cantitativă a substanțelor. Cu ajutorul iodului, unele metale sunt purificate (acest proces se numește rafinarea iodului), de exemplu titanul, vanadiul și altele.