Вільний фтор складається з двохатомних молекул. З хімічної боку фтор може бути охарактеризований як одновалентних неметалл, і до того ж найактивніший з усіх неметалів. Обумовлено це рядом причин, в тому числі легкістю розпаду молекули F 2 на окремі атоми - необхідна для цього енергія становить лише 159 кДж / моль (проти 493 кДж / моль для О2 і 242 кДж / моль для З 12). Атоми фтору володіють значним спорідненістю до електрону і порівняно малими розмірами. Тому їх валентні зв'язки з атомами інших елементів виявляються міцніше аналогічних зв'язків інших металлоидов (наприклад, енергія зв'язку Н-F становить - 564 кДж / моль проти 460 кДж / моль для зв'язку Н-О і 431 кДж / моль для зв'язку Н-С1).

Зв'язок F-F характеризується ядерним відстанню 1,42 А. Для термічної дисоціації фтору розрахунковим шляхом були отримані наступні дані:

Атом фтору має в основному стані структуру зовнішнього електронного шару 2s 2 2p 5 і одновалентен. Пов'язане з перекладом одного 2р-елсктрона на рівень 3s збудження тривалентного стану вимагає витрати 1 225 кДж / моль і практично не реалізується.

Спорідненість нейтрального атома фтору до електрону оцінюється в 339 кДж / моль. Іон F - характеризується ефективним радіусом 1,33 А і енергією гідратації 485 кДж / моль. Для ковалентного радіуса фтору зазвичай приймається значення 71 пм (т. Е. Половина меж'ядерного відстані в молекулі F 2).

Хімічна зв'язок - електронний феномен, що полягає в тому, що, по крайней мере, один електрон, який перебував в силовому полі свого ядра, виявляється в силовому полі іншого ядра або декількох ядер одночасно.

Більшість простих речовин і всі складні речовини (сполуки) складаються з атомів, певним чином взаємодіють один з одним. Іншими словами, між атомами встановлюється хімічний зв'язок. При утворенні хімічного зв'язку енергія завжди виділяється, т. Е. Енергія утворюється частки повинна бути менше сумарної енергії вихідних частинок.

Перехід електрона від одного атома до іншого, в результаті чого утворюються разноименно заряджені іони з стійкими електронними конфігураціями, між якими встановлюється електростатичне тяжіння, є найпростішою моделлю іонної зв'язку:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Гіпотеза утворення іонів і виникнення електростатичного притягання між ними була вперше висловлена ​​німецьким вченим В. Косселем (1916 г.).

Іншою моделлю зв'язку є усуспільнення електронів двома атомами, в результаті чого також утворюються стійкі електронні конфігурації. Такий зв'язок називається ковалентним її теорію в 1916 р почав розробляти американський вчений Г. Льюїс.

Загальним моментом в обох теоріях було утворення частинок зі стійкою електронною конфігурацією, що збігається з електронною конфігурацією благородного газу.

Наприклад, при утворенні фториду літію реалізується іонний механізм утворення зв'язку. Атом літію (3 Li 1s 2 2s 1) втрачає електрон і перетворюється в катіон (3 Li + 1s 2) з електронною конфігурацією гелію. Фтор (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) приймає електрон, утворюючи аніон (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) c електронною конфігурацією неону. Між іоном літію Li + і іоном фтору F - виникає електростатичне тяжіння, за рахунок чого утворюється нове з'єднання - фторид літію.

При утворенні фтороводорода єдиний електрон атома водню (1s) і неспарених електронів атома фтору (2p) виявляються в поле дії обох ядер - атома водню і атома фтору. Таким чином виникає загальна електронна пара, що означає перерозподіл електронної щільності і виникнення максимуму електронної щільності. В результаті з ядром атома водню тепер пов'язані два електрона (електронна конфігурація атома гелію), а з ядром фтору - вісім електронів зовнішнього енергетичного рівня (електронна конфігурація атома неону):

Зв'язок, що здійснюється за допомогою однієї електронної пари, називається одинарним зв'язком.

Вона позначається однією рискою між символами елементів: H-F.

Тенденція до утворення стійкої восьміелектронной оболонки шляхом переходу електрона від одного атома до іншого (іонний зв'язок) або усуспільнення електронів (ковалентний зв'язок) називається правилом октету.

Освіта двухелектронних оболонок у іона літію і атома водню є окремим випадком.

Існують, однак, з'єднання, що не відповідають цьому правилу. Наприклад, атом берилію у фториді берилію BeF 2 має тільки четирехелектронную оболонку; шести електронні оболонки характерні для атома бору (точками позначені електрони зовнішнього енергетичного рівня):

У той же час в таких з'єднаннях, як хлорид фосфору (V) і фторид сірки (VI), фторид йоду (VII), електронні оболонки центральних атомів містять більше восьми електронів (фосфор - 10; сірка - 12; йод - 14):

У більшості з'єднань d-елементів правило октету також не дотримується.

У всіх наведених вище прикладах хімічний зв'язок утворюється між атомами різних елементів; вона називається гетероатомних. Однак ковалентний зв'язок може утворитися і між однаковими атомами. Наприклад, молекула водню утворюється за рахунок усуспільнення 15 електронів кожного атома водню, в результаті чого кожен атом набуває стійку електронну конфігурацію з двох електронів. Октет утворюється при утворенні молекул інших простих речовин, наприклад фтору:

Утворення хімічного зв'язку може здійснюватися також шляхом усуспільнення чотирьох або шести електронів. У першому випадку утворюється подвійний зв'язок, що представляє собою дві узагальнені пари електронів, у другому - потрійний зв'язок (три узагальнені електронні пари).

Наприклад, при утворенні молекули азоту N 2 хімічний зв'язок утворюється шляхом усуспільнення шести електронів: по три неспарених p електрона від кожного атома. Для досягнення восьміелектронной конфігурації утворюються три загальні електронні пари:

Подвійний зв'язок позначається двома рисками, потрійна - трьома. Молекулу азоту N 2 можна представити таким чином: N≡N.

У двоатомних молекулах, утворених атомами одного елемента, максимум електронної щільності знаходиться на середині меж'ядерних лінії. Оскільки поділу зарядів між атомами не відбувається, такий різновид ковалентного зв'язку отримала назву неполярной. Гетероатомних зв'язок завжди є в тій чи іншій мірі полярної, так як максимум електронної щільності зміщений в сторону одного з атомів, за рахунок чого він набуває частковий негативний заряд (позначається σ-). Атом, від якого зміщений максимум електронної щільності, набуває частковий позитивний заряд (позначається σ +). Електронейтральні частки, в яких центри часткового негативного і часткового позитивного зарядів не збігаються в просторі, називаються диполями. Полярність зв'язку вимірюється дипольниммоментом (μ), який прямо пропорційний величині зарядів і відстані між ними.

Мал. Схематичне зображення диполя

Список використаної літератури

1. Попков В. А., Пузаков С. А. Загальна хімія: підручник. - М .: ГЕОТАР-Медія, 2010. - 976 с .: ISBN 978-5-9704-1570-2. [С. 32-35]

У 1916 р були запропоновані перші гранично спрощені теорії будови молекул, в яких використовувалися електронні уявлення: теорія американського фізико-хіміка Г.Льюіса (1875-1946) і німецького вченого В.Косселя. За теорією Льюїса в утворенні хімічного зв'язку у двоатомних молекули беруть участь валентні електрони відразу двох атомів. Тому, наприклад, в молекулі водню замість валентного штриха стали малювати електронну пару, що утворить хімічний зв'язок:

Хімічний зв'язок, утворену електронної парою, називають ковалентним зв'язком. Молекулу фтористого водню зображують так:

Відмінність молекул простих речовин (H2, F2, N2, O2) від молекул складних речовин (HF, NO, H2O, NH3) полягає в тому, що перші не мають дипольного моменту, а другі - мають. Дипольний момент m визначається як добуток абсолютної величини заряду q на відстань між двома протилежними зарядами r:

Дипольний момент m двоатомних молекули можна визначити двома способами. По-перше, оскільки молекула електронейтральна, то відомий сумарний позитивний заряд молекули Z "(він дорівнює сумі зарядів ядер атомів: Z" = ZA + ZB). Знаючи меж'ядерних відстань re, можна визначити місце розташування центру тяжіння позитивного заряду молекули. Значення m молекули знаходять з експерименту. Тому можна знайти r "- відстань між центрами тяжіння позитивного і сумарного негативного заряду молекули:

По-друге, можна вважати, що при зміщенні електронної пари, що утворює хімічний зв'язок, до одного з атомів, на цьому атомі з'являється деякий надлишковий негативний заряд -q "і заряд + q" виникає у другого атома. Відстань між атомами одно re:

Дипольний момент молекули HF дорівнює 6.4Ч 10-30 КлЧ м, меж'ядерних відстань HF одно 0.917Ч 10-10 м. Розрахунок q "дає: q" = 0.4 елементарного заряду (тобто заряду електрона). Раз на атомі фтору з'явився надлишковий негативний заряд, значить електронна пара, що утворює хімічний зв'язок в молекулі HF, зміщена до атому фтору. Така хімічна зв'язок називається ковалентним полярної зв'язком. Молекули типу A2 дипольного моменту не мають. Утворюють ці молекули хімічні зв'язки називаються ковалентними неполярними зв'язками.

теорія Косселябула запропонована для опису молекул, утворених активними металами (лужними і лужноземельними) і активними неметалами (галогенами, киснем, азотом). Зовнішні валентні електрони в атомів металів найбільш далеко віддалені від ядра атома і тому порівняно слабо утримуються атомом металу. У атомів хімічних елементів, розташованих в одному і тому ж ряду Періодичної системи, при переході зліва направо заряд ядра весь час зростає, а додаткові електрони розташовуються в тому ж самому електронному шарі. Це призводить до того, що зовнішня електронна оболонка стискається і електрони все більш міцно утримуються в атомі. Тому в молекулі MeX з'являється можливість слабо утримуваний зовнішній валентний електрон металу перемістити з витратою енергії, що дорівнює потенціалу іонізації, в валентну електронну оболонку атома неметалла з виділенням енергії, яка дорівнює спорідненості до електрону. В результаті утворюються два іона: Me + і X-. Електростатичне взаємодія цих іонів і є хімічним зв'язком. Такий тип зв'язку назвали іонної.

Якщо визначити дипольні моменти молекул MeX в парах, то виявиться, що заряд з атома металу не переходить повністю до атому неметалла, і хімічний зв'язок в таких молекулах краще описується як ковалентний сильно полярна зв'язок. Позитивні катіони металів Ме + і негативні аніони атомів неметалів Х- зазвичай існують в вузлах кристалічної решітки кристалів цих речовин. Але в цьому випадку кожен позитивний іон металу насамперед електростатично взаємодіє з найближчими до нього анионами неметалів, потім з катіонами металів і т.д. Тобто в іонних кристалах хімічні зв'язки делокалізованних і кожен іон в кінцевому підсумку взаємодіє з усіма іншими іонами, що входять в кристал, який і є гігантською молекулу.

Поряд з чітко визначеними характеристиками атомів, такими як заряди ядер атомів, потенціали іонізації, спорідненість до електрону, в хімії використовуються і менш певні характеристики. Однією з них є електронний торгівельний. Вона була введена в науку американським хіміком Л. Полінга. Спочатку розглянемо для елементів перших трьох періодів дані про перший потенціал іонізації і спорідненості до електрону.

Закономірності в потенціалах іонізації і спорідненість до електрону повністю пояснюються структурою валентних електронних оболонок атомів. Cродство до електрону у ізольованого атома азоту набагато менше, ніж у атомів лужних металів, хоча азот - це активний неметалл. Саме в молекулах при взаємодії з атомами інших хімічних елементів азот доводить, що він - активний неметалл. Це і намагався зробити Л. Полінга, вводячи "електронний торгівельний" як здатність атомів хімічних елементів зміщувати до себе електронну пару при утворенні ковалентних полярних зв'язків. Шкала електронегативності для хімічних елементів була запропонована Л. Полінга. Найбільшу електротріцательность в умовних безрозмірних одиницях він приписав фтору - 4,0 кисню - 3.5, хлору і азоту - 3.0, брому - 2.8. Характер зміни електронегативності у атомів повністю відповідають тим закономірностям, які виражені в Періодичній системі. Тому застосування поняття " електронегативність"Просто переводить на іншу мову ті закономірності в зміні властивостей металів і неметалів, які вже відображені в Періодичній системі.

Багато метали в твердому стані є майже ідеально утворені кристали. У вузлах кристалічної решітки в кристалі розташовані атоми або позитивні іони металів. Електрони тих атомів металів, з яких утворилися позитивні іони, у вигляді електронного газу знаходяться в просторі між вузлами кристалічної решітки і належать всім атомам і іонам. Саме вони визначають характерний металевий блиск, високу електропровідність і теплопровідність металів. Тип хімічного зв'язку, яку здійснюють усуспільнені електрони в кристалі металу, називаєтьсяметалевим зв'язком.

У 1819 р французькі вчені П.Дюлонг і А.Пті експериментально встановили, що мольна теплоємність майже всіх металів в кристалічному стані дорівнює 25 Дж / моль. Зараз ми легко можемо пояснити, чому це так. Атоми металів у вузлах кристалічної решітки весь час знаходяться в русі - здійснюють коливальні рухи. Це складний рух можна розкласти на три простих коливальних руху в трьох взаємно перпендикулярних площинах. Кожному коливального руху відповідає своя енергія і свій закон її зміни з ростом температури - своя теплоємність. Граничне значення теплоємності для будь-якого коливального руху атомів дорівнює R - Універсальної газової постійної. Трьох незалежних коливальних рухів атомів в кристалі буде відповідати теплоємність, рівна 3R. При нагріванні металів, починаючи з дуже низьких температур, їх теплоємність зростає від нульового значення. При кімнатній і більш високій температурі значення теплоємності більшості металів виходить на своє максимальне значення - 3R.

При нагріванні кристалічна решітка металів руйнується і вони переходять в розплавлений стан. При подальшому нагріванні метали випаровуються. У парах багато метали існують у вигляді молекул Me2. У цих молекулах атоми металу здатні утворювати ковалентні неполярні зв'язку.

Фтор - хімічний елемент (символ F, атомний номер 9), неметалл, який відноситься до групи галогенів. Це найактивнішу і електронний торгівельний речовина. При нормальній температурі і тиску молекула фтору є блідо-жовтого кольору з формулою F 2. Як і інші галоїди, молекулярний фтор дуже небезпечний і при контакті зі шкірою викликає важкі хімічні опіки.

Використання

Фтор та його сполуки широко застосовуються, в т. Ч. І для отримання фармацевтичних препаратів, агрохімікатів, паливно-мастильних матеріалів і текстилю. використовується для травлення скла, а плазма з фтору - для виробництва напівпровідникових і інших матеріалів. Низькі концентрації іонів F в зубній пасті і питній воді можуть допомогти запобігти карієс зубів, в той час як більш високі концентрації входять до складу деяких інсектицидів. Багато загальні анестетики являють собою похідні фторуглеводородов. Ізотоп 18 F є джерелом позитронів для отримання медичних зображень методом позитронно-емісійної томографії, а гексафторид урану використовується для розділення ізотопів урану і отримання для атомних електростанцій.

Історія відкриття

Мінерали, що містять сполуки фтору, були відомі за багато років до виділення цього хімічного елемента. Наприклад, мінерал плавиковий шпат (або флюорит), що складається з фториду кальцію, був описаний в 1530 р Георгієм Агріколой. Він зауважив, що його можна використовувати в якості флюсу - речовини, яке допомагає знизити температуру плавлення металу або руди і допомагає очистити потрібний метал. Тому фтор назву свою латинську назву отримав від слова fluere ( «текти»).

В 1670 склодув Генріх Шванхард виявив, що скло труїться під дією фтористого кальцію (плавиковогошпату), обробленого кислотою. Карл Шеєле і багато пізніші дослідники, в тому числі Гемфрі Деві, Жозеф-Луї Гей-Люссак, Антуан Лавуазьє, Луї Тенар, експериментували з плавиковою кислотою (HF), яку було нескладно отримати шляхом обробки CaF концентрованої сірчаної кислотою.

Зрештою, стало зрозуміло, що HF містить раніше невідомий елемент. Ця речовина, однак, через його надмірну реактивності протягом багатьох років виділити не вдавалося. Його не тільки важко відокремити від сполук, але воно тут же вступає в реакцію з іншими їх компонентами. Виділення елементарного фтору з плавикової кислоти надзвичайно небезпечно, і ранні спроби засліпили і вбили кількох вчених. Ці люди стали відомі як «мученики фтору».

Відкриття та виробництво

Нарешті, в 1886 році французькому хіміку Анрі Муассану вдалося виділити фтор шляхом електролізу суміші розплавлених фторидів калію і плавикової кислоти. За це він був удостоєний Нобелівської премії 1906 року в галузі хімії. Його електролітичний підхід продовжує використовуватися сьогодні для промислового отримання даного хімічного елемента.

Перше масштабне виробництво фтору почалося під час Другої світової війни. Він був потрібний для одного з етапів створення атомної бомби в рамках Манхеттенського проекту. Фтор використовувався для отримання гексафториду урану (UF 6), який, в свою чергу, застосовувався для відділення один від одного двох ізотопів 235 U і 238 U. Сьогодні газоподібний UF 6 необхідний для отримання збагаченого урану для ядерної енергетики.

Найважливіші властивості фтору

У періодичній таблиці елемент знаходиться у верхній частині 17 групи (колишня група 7А), яку називають галогенною. До іншим галогенам відносяться хлор, бром, йод і астат. Крім того, F знаходиться в другому періоді між киснем і неоном.

Чистий фтор - це корозійний газ (хімічна формула F 2) з характерним різким запахом, який виявляється в концентрації 20 нл на літр об'єму. Як найбільш реактивний і електронегативний з усіх елементів, він легко утворює сполуки з більшістю з них. Фтор занадто реактивний, щоб існувати в елементарній формі і має таке спорідненість з більшістю матеріалів, включаючи кремній, що його не можна готувати або зберігати в скляних ємностях. У вологому повітрі він реагує з водою, утворюючи не менше небезпечну плавиковий кислоту.

Фтор, взаємодіючи з воднем, вибухає навіть при низькій температурі і в темряві. Він бурхливо реагує з водою, утворюючи плавиковий кислоту і газоподібний кисень. Різні матеріали, в тому числі дрібнодисперсні метали і стекла, в струмені газоподібного фтору горять яскравим полум'ям. Крім того, даний хімічний елемент утворює сполуки з благородними газами криптоном, ксеноном і радоном. Однак безпосередньо з азотом і киснем він не реагує.

Незважаючи на крайню активність фтору, сьогодні стали доступні методи його безпечної обробки і транспортування. Елемент може зберігатися в ємностях зі сталі або монелю (багатого нікелем сплаву), так як на поверхні цих матеріалів утворюються фториди, які перешкоджають подальшої реакції.

Фториди - це речовини, в яких фтор присутній у вигляді негативно зарядженого іона (F -) в поєднанні з деякими позитивно зарядженими елементами. Сполуки фтору з металами є одними з найбільш стабільних солей. При розчиненні в воді вони діляться на іони. Іншими формами фтору є комплекси, наприклад, -, і H 2 F +.

ізотопи

Існує безліч ізотопів даного галогену, починаючи від 14 F і закінчуючи 31 F. Але ізотопний склад фтору включає тільки один з них, 19 F, який містить 10 нейтронів, так як тільки він є стабільним. Радіоактивний ізотоп 18 F - цінне джерело позитронів.

біологічний вплив

Фтор в організмі в основному міститься в кістках і зубах у вигляді іонів. Фторування питної води в концентрації менше однієї частини на мільйон значно знижує частоту карієсу - так вважають в Національному дослідницькому раді Національної академії наук США. З іншого боку, надмірне накопичення фтору може призвести до флюорозу, який проявляється в крапчатости зубів. Цей ефект зазвичай спостерігається в місцевостях, де вміст даного хімічного елемента в питній воді перевищує концентрацію 10 проміле.

Елементарний фтор і фтористі солі токсичні і з ними слід обходитися з великою обережністю. Контакту зі шкірою або очима слід ретельно уникати. Реакція з шкірним покривом виробляє яка швидко проникає через тканини і реагує з кальцієм в кістках, пошкоджуючи їх назавжди.

Фтор в навколишньому середовищі

Щорічний світовий видобуток мінералу флюориту становить близько 4 млн т, а загальна потужність розвіданих родовищ знаходиться в межах 120 млн т. Основними районами видобутку цього мінералу є Мексика, Китай і Західна Європа.

У природі фтор зустрічається в земній корі, де його можна знайти в гірських породах, вугіллі та глині. Фториди потрапляють в повітря при вітрової ерозії грунтів. Фтор є 13-м за поширеністю хімічним елементом в земній корі - його зміст одно 950 проміле. У грунтах його середня концентрація - приблизно 330 проміле. Фтороводород може виділятися в повітря в результаті процесів горіння в промисловості. Фториди, які знаходяться в повітрі, в кінцевому підсумку випадають на землю або у воду. Коли фтор утворює зв'язок з дуже дрібними частинками, то може залишатися в повітрі протягом тривалого періоду часу.

В атмосфері 0,6 мільярдних часток даного хімічного елемента присутні у вигляді сольового туману і органічних сполук хлору. У міських умовах концентрація досягає 50 частин на мільярд.

з'єднання

Фтор - це хімічний елемент, який утворює широкий спектр органічних і неорганічних сполук. Хіміки можуть замінити їм атоми водню, тим самим створюючи безліч нових речовин. Високореактивний галоген утворює сполуки з благородними газами. У 1962 році Ніл Бартлетт синтезував гексафторплатінат ксенону (XePtF6). Фториди криптону і радону також були отримані. Ще одним з'єднанням є фторгідрід аргону, стійкий лише при екстремально низьких температурах.

Промислове застосування

В атомарному і молекулярному стані фтор використовується для плазмового травлення у виробництві напівпровідників, плоских дисплеїв і мікроелектромеханічних систем. Плавикова кислота застосовується для травлення скла в лампах та інших виробах.

Поряд з деякими з його з'єднань, фтор - це важлива складова виробництва фармацевтичних препаратів, агрохімікатів, паливно-мастильних матеріалів і текстилю. Хімічний елемент необхідний для отримання галогенованих алканів (Галонен), які, в свою чергу, широко використовувалися в системах кондиціонування повітря і охолодження. Пізніше таке застосування хлорфторвуглеців було заборонено, оскільки вони сприяють руйнуванню озонового шару в верхніх шарах атмосфери.

Гексафторид сірки - надзвичайно інертний, нетоксичний газ, що відноситься до речовин, що викликають парниковий ефект. Без фтору неможливо виробництво пластмас з низьким коефіцієнтом тертя, таких як тефлон. Багато анестетики (наприклад, севофлуран, десфлуран і ізофлуран) є похідними фторуглеводородов. Гексафторалюмінат натрію (кріоліт) застосовується в електролізі алюмінію.

Сполуки фтору, в тому числі NaF, використовуються в зубних пастах для запобігання карієсу. Ці речовини додаються в системи муніципального водопостачання для фторування води, однак через вплив на здоров'я людини ця практика вважається спірною. При більш високих концентраціях NaF використовуються як інсектицид, особливо для боротьби з тарганами.

У минулому фториди застосовувалися для зниження і руд і підвищення їх плинності. Фтор - це важливий компонент виробництва гексафториду урану, який застосовується для поділу його ізотопів. 18 F, радіоактивний ізотоп з 110 хвилин, випромінює позитрони і часто використовується в медичній позитронно-емісійної томографії.

Фізичні властивості фтору

Базові характеристики хімічного елемента наступні:

• Атомна маса 18,9984032 г / моль.
• Електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 5.
• Ступінь окислення -1.
• Щільність 1,7 г / л.
• Температура плавлення 53,53 К.
• Температура кипіння 85,03 К.
• Теплоємність 31,34 Дж / (К · моль).

Хімічні частинки, утворені з двох або кількох атомів, називаються молекулами(Реальними або умовними формульними одиницямибагатоатомних речовин). Атоми в молекулах хімічно пов'язані.

Під хімічним зв'язком розуміють електричні сили тяжіння, які утримують частинки один біля одного. Кожна хімічна зв'язок в структурних формулахпредставляється валентної рисою,наприклад:

H - H (зв'язок між двома атомами водню);

H 3 N - Н + (зв'язок між атомом азоту молекули аміаку і катіоном водню);

(До +) - (I -) (зв'язок між катіоном калію і йодид-іоном).

Хімічна зв'язок утворюється парою електронів (), яка в електронних формулах складних частинок (молекул, складних іонів) зазвичай замінюється валентної рисою, на відміну від власних, неподіленого електронних пар атомів, наприклад:

Хімічна зв'язок називається ковалентного,якщо вона утворена шляхом усуспільнення пари електронів обома атомами.

У молекулі F 2 обидва атома фтору мають однакову електронегативність, отже, володіння електронною парою для них однаково. Таку хімічний зв'язок називають неполярной, так як у кожного атома фтору електронна щільністьоднакова і в електронної формулімолекули може бути умовно розділена між ними порівну:

У молекулі хлороводню НСl хімічний зв'язок вже полярна,так як електронна щільність на атомі хлору (елемента з більшою електронегативність) значно вище, ніж на атомі водню:

Ковалентний зв'язок, наприклад Н - Н, може бути утворена шляхом усуспільнення електронів двох нейтральних атомів:

H · + · H> H - H

Такий механізм утворення зв'язку називається обміннимабо рівноцінним.

За іншим механізмом та ж ковалентний зв'язок H - H виникає при усуспільнення електронної пари гідрид-іона H катионом водню Н +:

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

Катіон Н + в цьому випадку називають акцептором,а аніон Н - доноромелектронної пари. Механізм утворення ковалентного зв'язку при цьому буде донорно-акцепторні,або координаційним.

Одинарні зв'язку (Н - Н, F - F, Н - CI, Н - N) називаються а-зв'язками,вони визначають геометричну форму молекул.

Подвійні і потрійні зв'язки () містять одну? -Складати і одну або дві? -Складати; ? -Складати, що є основною і умовно утворюється першої, завжди міцніше? -Складати.

Фізичними (реально вимірюваними) характеристиками хімічного зв'язку є її енергія, довжина і полярність.

Енергія хімічного зв'язку (Есв) - це теплота, яка виділяється при утворенні зв'язку з цим і витрачається на її розрив. Для одних і тих самих атомів одинарна зв'язок завжди слабкіше, Ніж разова (подвійна, потрійна).

Довжина хімічного зв'язку (lсв) - меж'ядерних відстань. Для одних і тих самих атомів одинарна зв'язок завжди довший, Ніж кратна.

полярністьзв'язку вимірюється електричним дипольним моментом р- твором реального електричного заряду (на атомах зв'язку з цим) на довжину диполя (т. Е. Довжину зв'язку). Чим більше дипольний момент, тим вище полярність зв'язку. Реальні електричні заряди на атомах в ковалентного зв'язку завжди менше за значенням, ніж ступеня окислення елементів, але збігаються за знаком; наприклад, для зв'язку H + I -Cl -I реальні заряди рівні Н +0 "17 -Сl -0" 17 (двополюсна частка, або диполь).

полярність молекулвизначається їх складом і геометричною формою.

Неполярними (р = O) будуть:

а) молекули простихречовин, так як вони містять тільки неполярні ковалентні зв'язку;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їх геометрична форма симетрична.

Наприклад, молекули СО2, BF 3 і СН 4 мають наступні напрямки рівних (по довжині) векторів зв'язків:

При додаванні векторів зв'язків їх сума завжди звертається в нуль, і молекули в цілому неполярних, хоча і містять полярні зв'язку.

Полярними (р> O) будуть:

а) двоатомнімолекули складнихречовин, так як вони містять тільки полярні зв'язку;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їх будова асиметрично,т. е. їх геометрична форма або незавершена, або перекручена, що призводить до появи сумарного електричного диполя, наприклад у молекул NH 3, Н 2 О, HNО 3 і HCN.

Складні іони, наприклад NH 4 +, SO 4 2- і NO 3 -, не можуть бути диполями в принципі, вони несуть тільки один (позитивний або негативний) заряд.

іонна зв'язоквиникає при електростатичному тяжінні катіонів та аніонів майже без усуспільнення пари електронів, наприклад між К + і I -. У атома калію - нестача електронної густини, у атома йоду - надлишок. Такий зв'язок вважають граничнимвипадком ковалентного зв'язку, оскільки пара електронів знаходиться практично у володінні у аниона. Такий зв'язок найбільш характерна для сполук типових металів і неметалів (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) і речовин класу солей (Nanо 3, K 2 SО 4, СаСО 3). Всі ці сполуки при кімнатних умовах являють собою кристалічні речовини, які об'єднують загальною назвою іонні кристали(Кристали, побудовані з катіонів та аніонів).

Відомий ще один вид зв'язку, званої металевим зв'язком,в якій валентні електрони так неміцно утримуються атомами металів, що фактично не належать конкретним атомам.

Атоми металів, що залишилися без чітко належних їм зовнішніх електронів, стають ніби позитивними іонами. вони утворюють металеву кристалічну решітку.Сукупність обобществленних валентних електронів ( електронний газ)утримує позитивні іони металу разом і в певних вузлах решітки.

Крім іонних і металевих кристалів існують ще атомніі молекулярнікристалічні речовини, в вузлах решіток яких знаходяться атоми або молекули відповідно. Приклади: алмаз і графіт - кристали з атомної гратами, йод I 2 і діоксид вуглецю СО2 (сухий лід) - кристали з молекулярної гратами.

Хімічні зв'язки існують не тільки всередині молекул речовин, але можуть утворюватися і між молекулами, наприклад для рідкого HF, води Н 2 O і суміші H 2 O + NH 3:

воднева зв'язокутворюється за рахунок сил електростатичного притягання полярних молекул, що містять атоми самих електронегативний елементів - F, О, N. Наприклад, водневі зв'язки є в HF, Н 2 O і NH 3, але їх немає в HCl, H 2 S і РН 3.

Водневі зв'язку малостійкі і розриваються досить легко, наприклад при плавленні льоду і кипіння води. Однак на розрив цих зв'язків витрачається деяка додаткова енергія, і тому температури плавлення (табл. 5) і кипіння речовин з водневими зв'язками

(Наприклад, HF і Н 2 O) виявляються значно вище, ніж у подібних речовин, але без водневих зв'язків (наприклад, HCl і H 2 S відповідно).

Багато органічних сполук також утворюють водневі зв'язки; важливу роль воднева зв'язок грає в біологічних процесах.

Приклади завдань частини А

1. Речовини тільки з ковалентними зв'язками - це

1) SiH 4, Сl 2 O, СаВr 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. ковалентний зв'язок

2. одинарна

3. подвійна

4. потрійна

присутній в речовині

5. Кратні зв'язку є в молекулах

6. Частинки, звані радикалами, - це

7. Одна з зв'язків утворена по донорно-акцепторного механізму в наборі іонів

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O +, NH 4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. найбільш міцнаі коротказв'язок - в молекулі

9. Речовини тільки з іонними зв'язками - в наборі

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Кристалічна решітка речовини

13. Ва (ОН) 2

1) металева

завдання №1

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання, в яких присутня іонна хімічний зв'язок.

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

Відповідь: 13

Визначити наявність іонного типу зв'язку в з'єднанні в переважній більшості випадків можна по тому, що до складу його структурних одиниць одночасно входять атоми типового металу і атоми неметалла.

За цією ознакою ми встановлюємо, що іонна зв'язок мається на з'єднанні під номером 1 - Ca (ClO 2) 2, тому що в його формулі можна побачити атоми типового металу кальцію і атоми неметалів - кисню і хлору.

Однак, більше сполук, що містять одночасно атоми металу і неметалла, в зазначеному списку немає.

Серед зазначених в завданні з'єднань є хлорид амонію, в ньому іонна зв'язок реалізується між катіоном амонію NH 4 + і хлорид-іоном Cl -.

завдання №2

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання, в яких тип хімічного зв'язку такий же, як в молекулі фтору.

1) кисень

2) оксид азоту (II)

3) бромоводород

4) йодид натрію

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 15

Молекула фтору (F 2) складається з двох атомів одного хімічного елемента неметалла, тому хімічний зв'язок в даній молекулі ковалентная неполярная.

Ковалентний неполярний зв'язок може бути реалізована тільки між атомами одного і того ж хімічного елемента неметалла.

Із запропонованих варіантів ковалентний неполярний тип зв'язку мають тільки кисень і алмаз. Молекула кисню є двухатомной, складається з атомів одного хімічного елемента неметалла. Алмаз має атомне будова і в його структурі кожен атом вуглецю, що є неметаллом, пов'язаний з 4-ма іншими атомами вуглецю.

Оксид азоту (II) - речовина складається з молекул, утворених атомами двох різних неметалів. Оскільки електронегативності різних атомів завжди різні, загальна електронна пара в молекулі зміщена до більш електронегативного елементу, в даному випадку до кисню. Таким чином, зв'язок в молекулі NO є ковалентним полярної.

Бромоводород також складається з двохатомних молекул, що складаються з атомів водню і брому. Загальна електронна пара, що утворює зв'язок H-Br, зміщена до більш електронегативного атома брому. Хімічна зв'язок в молекулі HBr також є ковалентним полярної.

Йодид натрію - речовина іонного будови, утворене катіоном металу і йодид-аніоном. Зв'язок в молекулі NaI утворена за рахунок переходу електрона з 3 sорбіталі атома натрію (атом натрію перетворюється в катіон) на недозаповнений 5 pорбіталь атома йоду (атом йоду перетворюється на аніон). Така хімічна зв'язок називається іонної.

завдання №3

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, між молекулами яких утворюються водневі зв'язку.

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

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 23

пояснення:

Водневі зв'язки мають місце в речовинах молекулярного будови, в яких присутні ковалетние зв'язку H-O, H-N, H-F. Тобто ковалентні зв'язки атома водню з атомами трьох хімічних елементів з найвищою електронегативні.

Таким чином, очевидно, водневі зв'язки є між молекулами:

2) спиртів

3) фенолів

4) карбонових кислот

5) аміаку

6) первинних і вторинних амінів

7) плавикової кислоти

завдання №4

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання з іонної хімічним зв'язком.

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

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 35

пояснення:

Зробити висновок про наявність іонного типу зв'язку в з'єднанні в переважній більшості випадків можна по тому, що до складу структурних одиниць речовини одночасно входять атоми типового металу і атоми неметалла.

За цією ознакою ми встановлюємо, що іонна зв'язок мається на з'єднанні під номером 3 (NaCl) і 5 (MgO).

Примітка *

Крім зазначеного вище ознаки, про наявність іонної зв'язку в з'єднанні можна говорити, якщо в складі його структурної одиниці міститься катіон амонію (NH 4 +) або його органічні аналоги - катіони алкіламмонія RNH 3 +, діалкіламонія R 2 NH 2 +, тріалкіламмонія R 3 NH + або тетраалкіламонію R 4 N +, де R - деякий вуглеводневий радикал. Наприклад, іонний тип зв'язку має місце в з'єднанні (CH 3) 4 NCl між катіоном (CH 3) 4 + і хлорид-іоном Cl -.

завдання №5

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з однаковим типом будови.

4) кухонна сіль

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 23

завдання №8

Із запропонованого переліку виберіть два речовини немолекулярного будови.

2) кисень

3) білий фосфор

5) кремній

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

завдання №11

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких присутня подвійна зв'язок між атомами вуглецю і кисню.

3) формальдегід

4) оцтова кислота

5) гліцерин

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 34

завдання №14

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з іонним зв'язком.

1) кисень

3) оксид вуглецю (IV)

4) хлорид натрію

5) оксид кальцію

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

завдання №15

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з таким же типом кристалічної решітки, як у алмазу.

1) кремнезем SiO 2

2) оксид натрію Na 2 O

3) чадний газ CO

4) білий фосфор P 4

5) кремній Si

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 15

завдання №20

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких є одна потрійний зв'язок.

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

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

пояснення:

Для того, щоб знайти правильну відповідь, намалюємо структурні формули сполук з представленого списку:

Таким чином, ми бачимо, що потрійний зв'язок мається на молекулах азоту і ацетилену. Тобто правильні відповіді 45

завдання №21

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких є ковалентний неполярний зв'язок.

Теми кодификатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, її різновиди та механізми утворення. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність і енергія зв'язку). Іонна зв'язок. Металева зв'язок. воднева зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язку, які виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язку називають внутрішньомолекулярними.

Хімічна зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу і утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, В більшій чи меншій мірі утримуваних позитивно зарядженими ядрамипов'язують атомів.

Ключове поняття тут - ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами і властивості зв'язку з цим.

- це здатність атома притягати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіуса атома і заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л. Полінга склав таблицю відносних електроотріцательностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо відзначити, що в різних джерелах можна зустріти різні шкали і таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова в будь-якій системі.

Якщо один з атомів в хімічній зв'язку А: В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностіатомів, тим сильніше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО (А) ≈ЕО (В), То загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентного неполярной.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативності приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), То електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентная полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються істотно (різниця електронегативності більше 2: ΔЕО> 2), То один з електронів практично повністю переходить до іншого атому, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків - ковалентная, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

ковалентний зв'язок – етохіміческая зв'язок , Утворена за рахунок утворення спільної електронної пари А: В . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електроотріцательностей (як правило, між двома неметалами) Або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваності,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні і фізичні властивості речовин.

спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову і форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, в молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 про 28 '.

насичуваність - це спосбности атомів утворювати обмежене число ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, які здатний утворювати атом, називається.

полярністьз цим виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативність. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

поляризуемость зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(Зокрема, електричного поля іншої частинки). Поляризуемость залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він більш рухливий, відповідно і молекула більш поляризованість.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування - Полярнийі неполярні .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H 2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе 1 неспарених електронів. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса - це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люьіса непогано допомагають при роботі з елементами другого періоду.

H. +. H = H: H

Таким чином, в молекулі водню одна загальна електронна пара і одна хімічний зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, тому що електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентного неполярной .

Ковалентний неполярний (симетрична) зв'язок - це ковалентний зв'язок, утворена атомами з однаковою елетроотріцательностью (як правило, однаковими неметаллами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної щільності між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8.

Ковалентний полярна хімічний зв'язок

Ковалентний полярна зв'язок - це ковалентний зв'язок, що виникає між атомами з різною електронегативність (як правило, різними неметалами) І характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш електронегативного атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома - отже, на ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), а на менш електронегативний атом виникає частковий позитивний заряд (δ +, дельта +).

Чим більше різниця в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами і протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає на фізичні і хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежать механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку часто визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає на такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

приклади: HCl, CO 2, NH 3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати по 2 механізмам:

1. обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку - це коли кожна частка надає для утворення спільної електронної пари один неспарених електронів:

А . + . В = А: В

2. утворення ковалентного зв'язку - це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподеленную електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один з атомів надає неподеленную електронну пару ( донор), А інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). В результаті утворення зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворена за донорно-акцепторного механізму, не відрізняєтьсяза властивостями від інших ковалентних зв'язків, утворених за обмінним механізмом. Утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму характерно для атомів або з великим числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Більш докладно валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок по донорно-акцепторного механізму утворюється:

- в молекулі чадного газу CO(Зв'язок в молекулі - потрійна, 2 зв'язку утворені за обмінним механізмом, одна - по донорно-акцепторного): C≡O;

- в йоні амонію NH 4 +, в іонах органічних амінів, Наприклад, в іоні метіламмонія CH 3 -NH 2 +;

- в комплексних з'єднаннях, Хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, в тетрагідроксоалюмінате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

- в азотній кислоті і її солях- нітрати: HNO 3, NaNO 3, в деяких інших з'єднаннях азоту;

- в молекулі озону O 3.

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність і спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число загальних електронних пар між двома атомами в з'єднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити з значення атомів, що утворюють молекулу.

наприклад , В молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, тому що у кожного водню тільки 1 неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2, тому що у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарених електрона: O = O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3, тому що між у кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків в молекулах А 2 і В 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити по радіусах атомів, Що утворюють зв'язок, або по кратності зв'язку, Якщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

При збільшенні радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або відрізняються незначно) довжина зв'язку зменшиться.

наприклад . В ряду: C-C, C = C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. енергія зв'язку визначається енергією, необхідною для розриву зв'язку і видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцною.Її енергія становить від декількох десятків до декількох сотень кДж / моль. Чим більше енергія зв'язку, тим більше міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку і кратності зв'язку. Чим довше хімічний зв'язок, тим легше її розірвати, і тим менше енергія зв'язку, тим нижче її міцність. Чим коротше хімічний зв'язок, тим вона міцніша, і тим більше енергія зв'язку.

наприклад, В ряду сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, Тому що збільшується довжина зв'язку.

Іонна хімічний зв'язок

іонна зв'язок - це хімічний зв'язок, заснована на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються в процесі прийняття або віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновні властивості- здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато більш стійкий іон Na +, з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і тільки 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10 + 11 = +1:

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

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

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

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не тільки атоми, А й групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 +, сульфат-іон SO 4 2- і ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонну зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(Групи неметалів);

Утворилися іони притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

наочно узагальнимо відмінність між ковалентними і іонним типами зв'язку:

Металева хімічний зв'язок

металева зв'язок - це зв'язок, яку утворюють відносно вільні електрониміж іонами металів, Що утворюють кристалічну решітку.

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси у атомів металів, як правило, великі - отже, атоми металів, на відміну від неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто є сильними відновниками

Міжмолекулярні взаємо-дії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині - міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не появляеются нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер-Ваальса в 1869 році, і названі в честь нього Ван-дар-ваальсово силами. Сили Ван-дер-Ваальса діляться на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаимодейст набагато менше енергії хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодію). Ці сили виникають між полярними молекулами. індукційні взаємодії - це взаємодія між полярною молекулою і неполярной. Неполярная молекула поляризується через дії полярної, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії - водневі зв'язку. - це міжмолекулярні (або внутрішньо-молекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки - H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, то між молекулами будуть виникати додаткові сили тяжіння .

механізм утворення водневого зв'язку частково електростатичний, а частково - донорно-акцепторні. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість в просторі і насичуваності.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більше електронний торгівельний атома, поєднаного з воднем, і чим менше його розміри, тим міцніше воднева зв'язок. Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , А також до іслорода з воднем , у меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між наступними речовинами:

— фтороводород HF(Газ, розчин фтороводорода в воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку і органічних амінів- між молекулами аміаку і води;

— органічні сполуки, в яких зв'язку O-H або N-H: Спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін і його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів і дисахаридів.

Воднева зв'язок впливає на фізичні і хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин з водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

наприклад , Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак в ряду речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійну зміну температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - не менш -61 ° С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше, +100 о С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, при звичайних умовах (0-20 о С) вода є рідиноюпо фазовому стану.

Атом, молекула, ядерні властивості

Будова атома фтору.

У центрі атома знаходиться позитивне заряджене ядро. Навколо обертаються 9 негативно заряджених електронів.

Електронна формула: 1s2; 2s2; 2p5

m прот. = 1,00783 (а.е.м.)

m нейтр. = 1,00866 (а.е.м.)

m протона = m електрона

Ізотопи фтору.

Ізотоп: 18F

Коротка характеристика: Поширеність в природі: 0%

Число протонів в ядрі - 9. Число нейтронів в ядрі - 9. Число нуклонів - 18.Е зв'язку = 931,5 (9 * m пр. + 9 * m нейтр-М (F18)) = 138,24 (МеВ) Е питомі. = Е зв'язку / N нуклонів = 7,81 (МеВ / нукл.)

Альфа-розпад невозможенБета мінус-розпад невозможенПозітронний розпад: F (Z = 9, M = 18) -> O (Z = 8, M = 18) + e (Z = + 1, M = 0) +0,28 ( МеВ) Електронний захоплення: F (Z = 9, M = 18) + e (Z = -1, M = 0) -> O (Z = 8, M = 18) +1,21 (МеВ)

Ізотоп: 19F

Коротка характеристика: Поширеність в природі: 100%

Молекула фтору.

Вільний фтор складається з двохатомних молекул. З хімічної боку фтор може бути охарактеризований як одновалентних неметалл, і до того ж найактивніший з усіх неметалів. Обумовлено це рядом причин, в тому числі легкістю розпаду молекули F2 на окремі атоми - необхідна для цього енергія становить лише 159 кДж / моль (проти 493 кДж / моль для О2 і 242 кДж / моль для С12). Атоми фтору володіють значним спорідненістю до електрону і порівняно малими розмірами. Тому їх валентні зв'язки з атомами інших елементів виявляються міцніше аналогічних зв'язків інших металлоидов (наприклад, енергія зв'язку Н-F становить - 564 кДж / моль проти 460 кДж / моль для зв'язку Н-О і 431 кДж / моль для зв'язку Н-С1).

Зв'язок F-F характеризується ядерним відстанню 1,42 А. Для термічної дисоціації фтору розрахунковим шляхом були отримані наступні дані:

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

Ступінь дисоціації,% 5 · 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Атом фтору має в основному стані структуру зовнішнього електронного шару 2s22p5 і одновалентен. Пов'язане з перекладом одного 2р-елсктрона на рівень 3s збудження тривалентного стану вимагає витрати 1225 кДж / моль і практично не реалізується. Спорідненість нейтрального атома фтору до електрону оцінюється в 339 кДж / моль. Іон F- характеризується ефективним радіусом 1,33 А і енергією гідратації 485 кДж / моль. Для ковалентного радіуса фтору зазвичай приймається значення 71 пм (т. Е. Половина меж'ядерного відстані в молекулі F2).

Хімічні властивості фтору.

Так як фтористі похідні м е т а л л о і д н и х елементів зазвичай легколетучих освіту їх не охороняє поверхню металоїди від подальшої дії фтору. Тому взаємодія часто протікає значно енергійніше, ніж з багатьма металами. Наприклад, кремній, фосфор і сірка спалахують в газоподібному фтор. Аналогічно поводиться аморфний вуглець (деревне вугілля), тоді як графіт реагує лише при температурі червоного розжарювання. З азотом і киснем фтор безпосередньо не з'єднується.

Від водневих з'єднань інших елементів фтор забирає водень. Більшість оксидів розкладається їм з витісненням кисню. Зокрема, вода взаємодіє з схемеF2 + Н2О -> 2 НF + O

причому витісняються атоми кисню з'єднуються не тільки один з одним, але частково також з молекулами води і фтору. Тому, крім газоподібного кисню, при цій реакції завжди утворюються пероксид водню і оксид фтору (F2О). Остання являє собою блідо-жовтий газ, схожий по запаху на озон.

Окис фтору (інакше - фтористий кисень - ОF2) може бути отримана пропусканням фтору в 0,5 н. розчин NаОН. Реакція йде за рівнянням: 2 F2 + 2 NаОН = 2 NаF + Н2О + F2ОТак ж для фтору характерні наступні реакції:

H2 + F2 = 2HF (з вибухом)

Хімія підготовка до ЗНО та ДПА
комплексне видання

ЧАСТИНА І

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

ХІМІЯ ЕЛЕМЕНТІВ

галоген

прості речовини

Хімічні властивості Фтору

Фтор - найсильніший окислювач в природі. Безпосередньо він не реагує тільки з гелієм, неоном і аргоном.

Під час реакції з металами утворюються фториди, з'єднання іонного типу:

Фтор енергійно реагує з багатьма неметалами, навіть з деякими інертними газами:

Хімічні властивості Хлора. Взаємодія зі складними речовинами

Хлор є більш сильним окісніком, ніж бром або йод, тому хлор витісняє важкі галогени з їх солей:

Розчиняючись у воді, хлор частково реагує з нею, в результаті чого утворюються дві кислоти: хлоридна і гіпохлорітна. При цьому один атом Хлору підвищує ступінь окислення, а інший атом - знижує. Такі реакції називають реакціями діспропорціонування. Реакції діспропорціонування - це реакції самовідновлення-самоокіснення, тобто реакції, при яких один елемент проявляє властивості і окісніка, і відновника. При діспропорціонуванні одночасно утворюються сполуки, в яких елемент знаходиться в більш окисленому і відновленому стані в порівнянні з первісним. Ступінь окислювання атома Хлору в молекулі гипохлоритного кислоти дорівнює +1:

Аналогічно протікає взаємодія хлору з розчинами лугів. При цьому утворюються дві солі: хлорид і гіпохлорит.

Хлор вступає у взаємодію з різними оксидами:

Хлор окисляє деякі солі, в яких метал знаходиться не в максимальному ступені окислення:

Молекулярний хлор реагує з багатьма органічними сполуками. У присутності ферум (III) хлориду як каталізатора хлор реагує з бензолом з утворенням хлорбензолу, а при опроміненні світлом в результаті цієї ж реакції утворюється гексахлорциклогексан:

Хімічні властивості брому і йоду

Обидві речовини реагують з воднем, фтором і лугами:

Йод окислюють різні сильні окислювачі:

Методи видобуток простих речовин

витяги фтору

Оскільки фтор є найсильнішим хімічним окісніком, то виділити його за допомогою хімічних реакцій із з'єднань у вільному вигляді неможливо, а тому фтор добувають фізико-хімічним методом - електролізом.

Для вилучення фтору використовують розплав калій фториду і нікелеві електроди. Нікель використовують завдяки тому, що поверхня металу пассивируется фтором внаслідок утворення нерозчинного NiF 2, отже, самі електроди не руйнуються під дією речовини, яке на них виділяється:

добування хлору

Хлор в промислових масштабах добувають електролізом розчину натрій хлориду. В результаті цього процесу добувають також натрій гідроксид:

У невеликих кількостях хлор добувають окисненням розчину хлороводню різними методами:

Хлор - дуже важливий продукт хімічної промисловості.

Його світове виробництво становить мільйони тонн.

Витяги брому і йоду

Для промислового використання бром і йод добувають при окисленні бромидов і йодидів, відповідно. Для окислення найчастіше використовують молекулярний хлор, концентровану сульфатну кислоту або манган діоксид:

застосування галогенів

Фтор і деякі його сполуки використовують як окислювач ракетного палива. Великі кількості фтору використовують для добування різних холодоагентів (фреонів) і деяких полімерів, яким властива хімічна та термічна стійкість (тефлон і деякі інші). Фтор застосовують в ядерній техніці для розділення ізотопів урану.

Велике частина хлору використовують для отримання соляної кислоти, а також як окислювач для добування інших галогенів. У промисловості його використовують для відбілювання тканин і паперу. У великих кількостях, ніж фтор, його застосовують для виробництва полімерів (ПВХ та інших) і холодоагентів. За допомогою хлору дезінфікують питну воду. Він також потрібен для добування деяких розчинників, таких як хлороформ, хлористий метилен, Тетрахлорметан. А ще його використовують для виробництва багатьох речовин, наприклад хлората калію (бертолетової солі), хлорного вапна і багатьох інших сполук, що містять атоми Хлору.

Бром і йод застосовують в промисловості не в таких масштабах, як хлор або фтор, проте з кожним роком використання цих речовин збільшується. Бром використовують у виробництві різних медичних препаратів заспокійливої ​​дії. Йод використовують при виготовленні антисептичних препаратів. З'єднання Брома і Йода широко застосовують при кількісному аналізі речовин. За допомогою йоду очищають деякі метали (цей процес називають йодним рафинированием), наприклад титан, ванадій та інші.