Freies Fluor besteht aus zweiatomigen Molekülen. Aus chemischer Sicht kann Fluor als einwertiges Nichtmetall charakterisiert werden und ist darüber hinaus das aktivste aller Nichtmetalle. Dies hat mehrere Gründe, darunter die leichte Zersetzung des F 2 -Moleküls in einzelne Atome - die dafür erforderliche Energie beträgt nur 159 kJ / mol (gegenüber 493 kJ / mol für O 2 und 242 kJ / mol für C 12). Fluoratome haben eine signifikante Elektronenaffinität und sind relativ klein. Daher erweisen sich ihre Valenzbindungen mit Atomen anderer Elemente als stärker als ähnliche Bindungen anderer Metalloide (zum Beispiel beträgt die H-F-Bindungsenergie - 564 kJ / mol gegenüber 460 kJ / mol für die H-O-Bindung und 431 kJ / mol für die H-C1-Bindung).
Die F-F-Bindung ist durch einen Kernabstand von 1,42 A gekennzeichnet. Für die thermische Dissoziation von Fluor wurden folgende Daten rechnerisch erhalten:
Das Fluoratom im Grundzustand hat die Struktur der äußeren Elektronenschicht 2s 2 2p 5 und ist einwertig. Die mit der Übertragung eines 2p-Elektrons auf das 3s-Niveau verbundene Anregung des dreiwertigen Zustands erfordert einen Aufwand von 1225 kJ/mol und wird praktisch nicht realisiert.
Die Elektronenaffinität eines neutralen Fluoratoms wird auf 339 kJ/mol geschätzt. Ion F – zeichnet sich durch einen effektiven Radius von 1,33 A und eine Hydratationsenergie von 485 kJ/mol aus. Für den Kovalenzradius von Fluor wird üblicherweise ein Wert von 71 pm angenommen (d. h. der halbe Kernabstand im F 2 -Molekül).
Die chemische Bindung ist ein elektronisches Phänomen, bei dem sich mindestens ein Elektron, das sich im Kraftfeld seines Kerns befand, gleichzeitig im Kraftfeld eines anderen Kerns oder mehrerer Kerne befindet.
Die meisten einfachen Substanzen und alle komplexen Substanzen (Verbindungen) bestehen aus Atomen, die auf bestimmte Weise miteinander wechselwirken. Mit anderen Worten wird eine chemische Bindung zwischen den Atomen hergestellt. Bei der Bildung einer chemischen Bindung wird immer Energie freigesetzt, d.h. die Energie des gebildeten Teilchens muss kleiner sein als die Gesamtenergie der Ausgangsteilchen.
Der Übergang eines Elektrons von einem Atom zum anderen, was zur Bildung von entgegengesetzt geladenen Ionen mit stabilen elektronischen Konfigurationen führt, zwischen denen eine elektrostatische Anziehung entsteht, ist das einfachste Modell der Ionenbindung:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
Die Hypothese der Bildung von Ionen und des Auftretens elektrostatischer Anziehung zwischen ihnen wurde erstmals von dem deutschen Wissenschaftler W. Kossel (1916) aufgestellt.
Ein weiteres Bindungsmodell ist die gemeinsame Nutzung von Elektronen durch zwei Atome, wodurch ebenfalls stabile elektronische Konfigurationen gebildet werden. Eine solche Bindung wird als kovalent bezeichnet, 1916 begann der amerikanische Wissenschaftler G. Lewis mit der Entwicklung seiner Theorie.
Der gemeinsame Punkt in beiden Theorien war die Bildung von Teilchen mit einer stabilen elektronischen Konfiguration, die mit der elektronischen Konfiguration eines Edelgases zusammenfällt.
Beispielsweise wird bei der Bildung von Lithiumfluorid der ionische Mechanismus der Bindungsbildung verwirklicht. Das Lithiumatom (3 Li 1s 2 2s 1) verliert ein Elektron und verwandelt sich in ein Kation (3 Li + 1s 2) mit der Elektronenkonfiguration von Helium. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) nimmt ein Elektron auf und bildet ein Anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) mit der elektronischen Konfiguration von Neon. Zwischen dem Lithiumion Li + und dem Fluorion F - entsteht eine elektrostatische Anziehung, wodurch eine neue Verbindung gebildet wird - Lithiumfluorid.
Bei der Bildung von Fluorwasserstoff befinden sich das einzige Elektron des Wasserstoffatoms (1s) und das ungepaarte Elektron des Fluoratoms (2p) im Wirkungsbereich beider Kerne – des Wasserstoffatoms und des Fluoratoms. Somit entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar, was eine Umverteilung der Elektronendichte und das Auftreten einer maximalen Elektronendichte bedeutet. Als Ergebnis sind nun zwei Elektronen dem Kern des Wasserstoffatoms (der elektronischen Konfiguration des Heliumatoms) und acht Elektronen des äußeren Energieniveaus dem Fluorkern (der elektronischen Konfiguration des Neonatoms) zugeordnet:
Es wird durch einen einzelnen Strich zwischen den Elementsymbolen angezeigt: H-F.Eine Bindung, die von einem Elektronenpaar ausgeführt wird, wird als Einfachbindung bezeichnet.
Ein Sonderfall ist die Bildung von Zweielektronenschalen für ein Lithiumion und ein Wasserstoffatom.Die Tendenz, durch Übertragung eines Elektrons von einem Atom auf ein anderes (ionische Bindung) oder durch gemeinsame Nutzung von Elektronen (kovalente Bindung) eine stabile Acht-Elektronen-Hülle zu bilden, wird als Oktettregel bezeichnet.
Es gibt jedoch Verbindungen, die dieser Regel nicht folgen. Beispielsweise hat das Berylliumatom in Berylliumfluorid BeF 2 nur eine Vier-Elektronen-Hülle; sechs Elektronenschalen sind charakteristisch für das Boratom (die Punkte zeigen die Elektronen des äußeren Energieniveaus):
Gleichzeitig enthalten in Verbindungen wie Phosphor (V) -chlorid und Schwefel (VI) -fluorid, Jod (VII) -fluorid die Elektronenhüllen der Zentralatome mehr als acht Elektronen (Phosphor - 10; Schwefel - 12; Jod - 14):
Bei den meisten d-Element-Konjunktionen wird auch die Oktettregel nicht eingehalten.
In allen obigen Beispielen wird eine chemische Bindung zwischen Atomen verschiedener Elemente gebildet; es wird heteroatomar genannt. Eine kovalente Bindung kann sich aber auch zwischen gleichen Atomen ausbilden. Beispielsweise wird ein Wasserstoffmolekül gebildet, indem 15 Elektronen jedes Wasserstoffatoms geteilt werden, wodurch jedes Atom eine stabile elektronische Konfiguration von zwei Elektronen erhält. Ein Oktett wird bei der Bildung von Molekülen anderer einfacher Substanzen wie Fluor gebildet:
Die Bildung einer chemischen Bindung kann auch durch die Vergesellschaftung von vier oder sechs Elektronen erfolgen. Im ersten Fall wird eine Doppelbindung gebildet, bei der es sich um zwei verallgemeinerte Elektronenpaare handelt, im zweiten um eine Dreifachbindung (drei verallgemeinerte Elektronenpaare).
Wenn beispielsweise ein Stickstoffmolekül N 2 gebildet wird, wird eine chemische Bindung durch die Vergesellschaftung von sechs Elektronen gebildet: drei ungepaarte p-Elektronen von jedem Atom. Um eine Acht-Elektronen-Konfiguration zu erreichen, werden drei gemeinsame Elektronenpaare gebildet:
Eine Doppelbindung ist durch zwei Striche gekennzeichnet, eine Dreifachbindung durch drei. Das Stickstoffmolekül N 2 kann wie folgt dargestellt werden: N≡N.
In zweiatomigen Molekülen, die aus Atomen eines Elements bestehen, befindet sich die maximale Elektronendichte in der Mitte der Kernlinie. Da es keine Ladungstrennung zwischen Atomen gibt, wird diese Art der kovalenten Bindung als unpolar bezeichnet. Eine heteroatomare Bindung ist immer mehr oder weniger polar, da die maximale Elektronendichte zu einem der Atome verschoben wird, wodurch es eine negative Teilladung (mit σ- bezeichnet) erhält. Das Atom, von dem das Elektronendichtemaximum verschoben ist, erhält eine partielle positive Ladung (mit σ+ bezeichnet). Elektrisch neutrale Teilchen, bei denen die Zentren negativer und positiver Teilladungen räumlich nicht zusammenfallen, werden als Dipole bezeichnet. Die Polarität einer Bindung wird durch das Dipolmoment (μ) gemessen, das direkt proportional zur Größe der Ladungen und dem Abstand zwischen ihnen ist.
Reis. Schematische Darstellung eines Dipols
Verzeichnis der verwendeten Literatur
- Popkow V. A., Puzakov S. A. Allgemeine Chemie: Lehrbuch. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 S.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Mit. 32-35]
1916 wurden die ersten extrem vereinfachten Theorien zur Struktur von Molekülen vorgeschlagen, in denen elektronische Darstellungen verwendet wurden: die Theorie des amerikanischen Physikochemikers G. Lewis (1875-1946) und des deutschen Wissenschaftlers W. Kossel. Nach der Lewis-Theorie sind an der Bildung einer chemischen Bindung in einem zweiatomigen Molekül die Valenzelektronen von zwei Atomen gleichzeitig beteiligt. Daher begannen sie beispielsweise in einem Wasserstoffmolekül anstelle einer Valenz ein Elektronenpaar zu zeichnen, das eine chemische Bindung eingeht:
Eine chemische Bindung, die durch ein Elektronenpaar gebildet wird, wird als kovalente Bindung bezeichnet. Das Fluorwasserstoffmolekül ist wie folgt dargestellt:
Der Unterschied zwischen Molekülen einfacher Substanzen (H2, F2, N2, O2) und Molekülen komplexer Substanzen (HF, NO, H2O, NH3) besteht darin, dass erstere kein Dipolmoment haben, während letztere eines haben. Das Dipolmoment m ist definiert als das Produkt aus dem Betrag der Ladung q und dem Abstand zweier entgegengesetzter Ladungen r:
Das Dipolmoment m eines zweiatomigen Moleküls kann auf zwei Arten bestimmt werden. Erstens, da das Molekül elektrisch neutral ist, ist die positive Gesamtladung des Moleküls Z" bekannt (sie ist gleich der Summe der Ladungen der Atomkerne: Z" = ZA + ZB). Wenn man den Kernabstand re kennt, kann man die Lage des Schwerpunkts der positiven Ladung des Moleküls bestimmen. Der Wert von m Molekülen ergibt sich aus dem Experiment. Daher können Sie r" finden - den Abstand zwischen den Schwerpunkten der positiven und der gesamten negativen Ladung des Moleküls:
Zweitens können wir annehmen, dass, wenn ein Elektronenpaar, das eine chemische Bindung bildet, zu einem der Atome verschoben wird, eine überschüssige negative Ladung -q "auf diesem Atom erscheint und eine Ladung +q" auf dem zweiten Atom erscheint. Der Abstand zwischen Atomen ist re:
Das Dipolmoment des HF-Moleküls beträgt 6,4 x 10-30 Cl x m, der Kernabstand H-F beträgt 0,917 x 10-10 m. Die Berechnung von q" ergibt: q" = 0,4 der Elementarladung (also der Elektronenladung). ). Da am Fluoratom eine überschüssige negative Ladung auftrat, bedeutet dies, dass das Elektronenpaar, das eine chemische Bindung im HF-Molekül bildet, zum Fluoratom verschoben wird. Eine solche chemische Bindung wird als kovalente polare Bindung bezeichnet. Moleküle vom Typ A2 haben kein Dipolmoment. Die chemischen Bindungen, die diese Moleküle bilden, werden genannt kovalente unpolare Bindungen.
Kossels Theorie wurde vorgeschlagen, Moleküle zu beschreiben, die aus aktiven Metallen (Alkali und Erdalkali) und aktiven Nichtmetallen (Halogene, Sauerstoff, Stickstoff) gebildet werden. Die äußeren Valenzelektronen von Metallatomen sind am weitesten vom Atomkern entfernt und werden daher relativ schwach vom Metallatom zurückgehalten. Bei Atomen chemischer Elemente, die sich in derselben Reihe des Periodensystems befinden, nimmt die Ladung des Kerns beim Bewegen von links nach rechts ständig zu, und zusätzliche Elektronen befinden sich in derselben Elektronenschicht. Dies führt dazu, dass die äußere Elektronenhülle schrumpft und die Elektronen immer fester im Atom festgehalten werden. Daher wird es im MeX-Molekül möglich, das schwach zurückgehaltene äußere Valenzelektron des Metalls mit einem Energieaufwand gleich dem Ionisationspotential in die Valenzelektronenhülle des Nichtmetallatoms mit einer Energiefreisetzung gleich der Elektronenaffinität zu bewegen . Als Ergebnis werden zwei Ionen gebildet: Me+ und X-. Die elektrostatische Wechselwirkung dieser Ionen ist eine chemische Bindung. Diese Art der Verbindung heißt ionisch.
Wenn wir paarweise die Dipolmomente von MeX-Molekülen bestimmen, stellt sich heraus, dass die Ladung vom Metallatom nicht vollständig auf das Nichtmetallatom übertragen wird, und die chemische Bindung in solchen Molekülen besser als eine kovalente hochpolare Bindung beschrieben werden kann. An den Stellen des Kristallgitters von Kristallen dieser Substanzen existieren üblicherweise positive Metallkationen Me + und negative Anionen von Nichtmetallatomen X–. Aber in diesem Fall wechselwirkt jedes positive Metallion zuerst elektrostatisch mit den nächsten Nichtmetallanionen, dann mit Metallkationen und so weiter. Das heißt, in Ionenkristallen sind chemische Bindungen delokalisiert, und jedes Ion interagiert schließlich mit allen anderen Ionen, die in den Kristall eintreten, der ein riesiges Molekül ist.
Neben wohldefinierten Eigenschaften von Atomen, wie Ladungen von Atomkernen, Ionisationspotentialen, Elektronenaffinität, werden in der Chemie auch weniger definierte Eigenschaften verwendet. Einer davon ist die Elektronegativität. Es wurde von dem amerikanischen Chemiker L. Pauling in die Wissenschaft eingeführt. Betrachten wir zunächst für die Elemente der ersten drei Perioden die Daten zum ersten Ionisationspotential und zur Elektronenaffinität.
Regelmäßigkeiten in Ionisationspotentialen und Elektronenaffinität werden vollständig durch die Struktur der Valenzelektronenhüllen von Atomen erklärt. Die Elektronenaffinität eines isolierten Stickstoffatoms ist viel geringer als die von Alkalimetallatomen, obwohl Stickstoff ein aktives Nichtmetall ist. In Molekülen beweist Stickstoff in Wechselwirkung mit Atomen anderer chemischer Elemente, dass es sich um ein aktives Nichtmetall handelt. Dies versuchte L. Pauling zu tun, indem er "Elektronegativität" als die Fähigkeit von Atomen chemischer Elemente einführte, während der Bildung ein Elektronenpaar zu sich selbst zu verschieben kovalente polare Bindungen. Die Elektronegativitätsskala für chemische Elemente wurde von L. Pauling vorgeschlagen. Er schrieb die höchste Elektronegativität in willkürlichen dimensionslosen Einheiten Fluor – 4,0, Sauerstoff – 3,5, Chlor und Stickstoff – 3,0, Brom – 2,8 zu. Die Art der Änderung der Elektronegativität von Atomen entspricht vollständig den Gesetzen, die im Periodensystem zum Ausdruck kommen. Daher die Verwendung des Konzepts Elektronegativität„übersetzt einfach jene Muster in der Änderung der Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen, die sich bereits im Periodensystem widerspiegeln, in eine andere Sprache.
Viele Metalle im festen Zustand sind nahezu perfekt geformte Kristalle.. An den Knoten des Kristallgitters im Kristall befinden sich Atome oder positive Metallionen. Die Elektronen jener Metallatome, aus denen positive Ionen gebildet wurden, befinden sich in Form eines Elektronengases im Raum zwischen den Knoten des Kristallgitters und gehören allen Atomen und Ionen an. Sie bestimmen den charakteristischen metallischen Glanz, die hohe elektrische Leitfähigkeit und die Wärmeleitfähigkeit von Metallen. Art der chemische Bindung, die durch sozialisierte Elektronen in einem Metallkristall erfolgt, bezeichnetmetallische Bindung.
1819 stellten die französischen Wissenschaftler P. Dulong und A. Petit experimentell fest, dass die molare Wärmekapazität fast aller Metalle im kristallinen Zustand 25 J/mol beträgt. Warum das so ist, können wir jetzt ganz einfach erklären. Die Atome von Metallen in den Knoten des Kristallgitters sind immer in Bewegung - sie machen oszillierende Bewegungen. Diese komplexe Bewegung lässt sich in drei einfache Schwingungsbewegungen in drei zueinander senkrechten Ebenen zerlegen. Jede Schwingungsbewegung hat ihre eigene Energie und ihr eigenes Gesetz ihrer Veränderung bei steigender Temperatur – ihre eigene Wärmekapazität. Der Grenzwert der Wärmekapazität für jede Schwingungsbewegung von Atomen ist gleich R - der universellen Gaskonstante. Drei unabhängige Schwingungsbewegungen von Atomen in einem Kristall entsprechen einer Wärmekapazität von 3R. Wenn Metalle erhitzt werden, steigt ihre Wärmekapazität ausgehend von sehr niedrigen Temperaturen von Null an. Bei Raumtemperatur und höheren Temperaturen erreicht die Wärmekapazität der meisten Metalle ihren Maximalwert - 3R.
Beim Erhitzen wird das Kristallgitter von Metallen zerstört und sie gehen in einen geschmolzenen Zustand über. Beim weiteren Erhitzen verdampfen die Metalle. In Dämpfen liegen viele Metalle als Me2-Moleküle vor. In diesen Molekülen können Metallatome kovalente unpolare Bindungen eingehen.
Fluor ist ein chemisches Element (Symbol F, Ordnungszahl 9), ein Nichtmetall, das zur Gruppe der Halogene gehört. Es ist die aktivste und elektronegativste Substanz. Bei normaler Temperatur und normalem Druck ist das Fluormolekül blassgelb mit der Formel F 2 . Molekulares Fluor ist wie andere Halogenide sehr gefährlich und verursacht bei Hautkontakt schwere Verätzungen.
Verwendungszweck
Fluor und seine Verbindungen sind weit verbreitet, unter anderem für die Herstellung von Arzneimitteln, Agrochemikalien, Kraft- und Schmierstoffen sowie Textilien. wird zum Ätzen von Glas verwendet, während Fluorplasma zur Herstellung von Halbleitern und anderen Materialien verwendet wird. Niedrige Konzentrationen von F-Ionen in Zahnpasta und Trinkwasser können helfen, Zahnkaries zu verhindern, während höhere Konzentrationen in einigen Insektiziden gefunden werden. Viele Vollnarkosemittel sind Fluorkohlenwasserstoffderivate. Das 18 F-Isotop ist eine Quelle von Positronen für die medizinische Bildgebung durch Positronen-Emissions-Tomographie, und Uranhexafluorid wird zur Trennung und Erzeugung von Uranisotopen für Kernkraftwerke verwendet.
Entdeckungsgeschichte
Mineralien, die Fluorverbindungen enthalten, waren schon viele Jahre vor der Isolierung dieses chemischen Elements bekannt. Beispielsweise wurde das Mineral Flussspat (oder Fluorit), bestehend aus Calciumfluorid, 1530 von George Agricola beschrieben. Er bemerkte, dass es als Flussmittel verwendet werden könnte, eine Substanz, die hilft, den Schmelzpunkt eines Metalls oder Erzes zu senken und das gewünschte Metall zu reinigen. Daher erhielt Fluor seinen lateinischen Namen von dem Wort fluere ("fließen").
1670 entdeckte der Glasbläser Heinrich Schwanhard, dass Glas durch Einwirkung von mit Säure behandeltem Calciumfluorid (Flussspat) geätzt wurde. Carl Scheele und viele spätere Forscher, darunter Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier und Louis Thénard, experimentierten mit Flusssäure (HF), die leicht durch Behandlung von CaF mit konzentrierter Schwefelsäure erhalten wurde.
Schließlich wurde klar, dass HF ein bisher unbekanntes Element enthielt. Diese Substanz konnte jedoch aufgrund ihrer überhöhten Reaktivität über viele Jahre nicht isoliert werden. Es lässt sich nicht nur schwer von Verbindungen trennen, sondern reagiert auch sofort mit deren anderen Bestandteilen. Die Isolierung von elementarem Fluor aus Flusssäure ist äußerst gefährlich, und frühe Versuche haben mehrere Wissenschaftler geblendet und getötet. Diese Menschen wurden als „Fluorid-Märtyrer“ bekannt.
Entdeckung und Produktion
Schließlich gelang es dem französischen Chemiker Henri Moissan 1886, Fluor durch Elektrolyse einer Mischung aus geschmolzenem Kaliumfluorid und Flusssäure zu isolieren. Dafür erhielt er 1906 den Nobelpreis für Chemie. Sein elektrolytischer Ansatz wird bis heute zur industriellen Herstellung dieses chemischen Elements genutzt.
Die erste großtechnische Produktion von Fluor begann während des Zweiten Weltkriegs. Es wurde für eine der Phasen der Herstellung einer Atombombe im Rahmen des Manhattan-Projekts benötigt. Aus Fluor wurde Uranhexafluorid (UF 6 ) hergestellt, das wiederum dazu diente, die beiden Isotope 235 U und 238 U voneinander zu trennen.Heute wird gasförmiges UF 6 benötigt, um angereichertes Uran für die Atomkraft herzustellen.
Die wichtigsten Eigenschaften von Fluor
Im Periodensystem steht das Element an der Spitze der Gruppe 17 (früher Gruppe 7A), die als Halogen bezeichnet wird. Andere Halogene umfassen Chlor, Brom, Jod und Astat. Außerdem liegt F in der zweiten Periode zwischen Sauerstoff und Neon.
Reines Fluor ist ein korrosives Gas (chemische Formel F 2 ) mit einem charakteristischen stechenden Geruch, der bei einer Konzentration von 20 nl pro Liter Volumen vorkommt. Als reaktivstes und elektronegativstes aller Elemente bildet es mit den meisten von ihnen leicht Verbindungen. Fluor ist zu reaktiv, um in seiner elementaren Form zu existieren, und hat eine solche Affinität zu den meisten Materialien, einschließlich Silizium, dass es nicht in Glasbehältern hergestellt oder gelagert werden kann. In feuchter Luft reagiert es mit Wasser zu nicht minder gefährlicher Flusssäure.
Fluor, das mit Wasserstoff wechselwirkt, explodiert sogar bei niedrigen Temperaturen und im Dunkeln. Es reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Flusssäure und Sauerstoffgas. Verschiedene Materialien, darunter fein verteilte Metalle und Gläser, brennen mit heller Flamme in einem Strahl aus gasförmigem Fluor. Außerdem geht dieses chemische Element Verbindungen mit den Edelgasen Krypton, Xenon und Radon ein. Es reagiert jedoch nicht direkt mit Stickstoff und Sauerstoff.
Trotz der extremen Aktivität von Fluor sind nun Verfahren für seine sichere Handhabung und seinen sicheren Transport verfügbar geworden. Das Element kann in Behältern aus Stahl oder Monel (nickelreiche Legierung) gelagert werden, da sich auf der Oberfläche dieser Materialien Fluoride bilden, die eine weitere Reaktion verhindern.
Fluoride sind Substanzen, in denen Fluor als negativ geladenes Ion (F-) in Kombination mit einigen positiv geladenen Elementen vorliegt. Fluorverbindungen mit Metallen gehören zu den stabilsten Salzen. Wenn sie in Wasser gelöst werden, werden sie in Ionen zerlegt. Andere Formen von Fluor sind Komplexe, beispielsweise - und H 2 F + .
Isotope
Es gibt viele Isotope dieses Halogens, die von 14 F bis 31 F reichen. Die Isotopenzusammensetzung von Fluor enthält jedoch nur eines davon, 19 F, das 10 Neutronen enthält, da es das einzige ist, das stabil ist. Das radioaktive Isotop 18 F ist eine wertvolle Positronenquelle.
Biologische Wirkung
Fluor kommt im Körper hauptsächlich in Knochen und Zähnen in Form von Ionen vor. Die Fluoridierung des Trinkwassers in einer Konzentration von weniger als einem Teil pro Million reduziert das Auftreten von Karies signifikant – laut dem National Research Council der National Academy of Sciences der Vereinigten Staaten. Andererseits kann eine übermäßige Anreicherung von Fluorid zu einer Fluorose führen, die sich in fleckigen Zähnen äußert. Dieser Effekt wird normalerweise in Gebieten beobachtet, in denen der Gehalt dieses chemischen Elements im Trinkwasser eine Konzentration von 10 ppm überschreitet.
Elementare Fluor- und Fluoridsalze sind giftig und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden. Kontakt mit Haut oder Augen sollte sorgfältig vermieden werden. Die Reaktion mit der Haut erzeugt, die schnell in das Gewebe eindringt und mit dem Kalzium in den Knochen reagiert und diese dauerhaft schädigt.
Fluor in der Umwelt
Die jährliche Weltproduktion des Fluoritminerals beträgt etwa 4 Millionen Tonnen, und die Gesamtkapazität der erkundeten Lagerstätten liegt bei 120 Millionen Tonnen.Die Hauptgebiete für die Gewinnung dieses Minerals sind Mexiko, China und Westeuropa.
Fluor kommt natürlicherweise in der Erdkruste vor, wo es in Steinen, Kohle und Ton zu finden ist. Fluoride werden durch Winderosion von Böden in die Luft freigesetzt. Fluor ist das 13. häufigste chemische Element in der Erdkruste – sein Gehalt beträgt 950 ppm. In Böden beträgt seine durchschnittliche Konzentration etwa 330 ppm. Durch industrielle Verbrennungsprozesse kann Fluorwasserstoff in die Luft freigesetzt werden. Fluoride, die sich in der Luft befinden, fallen schließlich auf den Boden oder ins Wasser. Wenn Fluor eine Bindung mit sehr kleinen Partikeln eingeht, kann es für längere Zeit in der Luft verbleiben.
In der Atmosphäre sind 0,6 Milliardstel dieses chemischen Elements in Form von Salznebel und organischen Chlorverbindungen vorhanden. In städtischen Gebieten erreicht die Konzentration 50 Teile pro Milliarde.
Verbindungen
Fluor ist ein chemisches Element, das eine Vielzahl organischer und anorganischer Verbindungen bildet. Chemiker können damit Wasserstoffatome ersetzen und so viele neue Substanzen schaffen. Hochreaktives Halogen geht mit Edelgasen Verbindungen ein. 1962 synthetisierte Neil Bartlett Xenonhexafluoroplatinat (XePtF6). Krypton- und Radonfluoride wurden ebenfalls erhalten. Eine andere Verbindung ist Argonfluorhydrid, das nur bei extrem niedrigen Temperaturen stabil ist.
Industrielle Anwendung
Im atomaren und molekularen Zustand wird Fluor zum Plasmaätzen bei der Herstellung von Halbleitern, Flachbildschirmen und mikroelektromechanischen Systemen verwendet. Flusssäure wird zum Ätzen von Glas in Lampen und anderen Produkten verwendet.
Fluor ist neben einigen seiner Verbindungen ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Arzneimitteln, Agrochemikalien, Kraft- und Schmierstoffen sowie Textilien. Das chemische Element wird zur Herstellung von halogenierten Alkanen (Halonen) benötigt, die wiederum in Klima- und Kälteanlagen weit verbreitet waren. Später wurde eine solche Verwendung von Fluorchlorkohlenwasserstoffen verboten, weil sie zur Zerstörung der Ozonschicht in der oberen Atmosphäre beitragen.
Schwefelhexafluorid ist ein äußerst inertes, ungiftiges Gas, das als Treibhausgas eingestuft wird. Ohne Fluor ist die Herstellung von reibungsarmen Kunststoffen wie Teflon nicht möglich. Viele Anästhetika (z. B. Sevofluran, Desfluran und Isofluran) sind FCKW-Derivate. Natriumhexafluoroaluminat (Kryolith) wird in der Aluminiumelektrolyse verwendet.
Fluorverbindungen, einschließlich NaF, werden in Zahnpasten verwendet, um Karies vorzubeugen. Diese Substanzen werden der kommunalen Wasserversorgung zugesetzt, um das Wasser zu fluoridieren, jedoch wird diese Praxis aufgrund der Auswirkungen auf die menschliche Gesundheit als umstritten angesehen. In höheren Konzentrationen wird NaF als Insektizid verwendet, insbesondere zur Schabenbekämpfung.
In der Vergangenheit wurden Fluoride verwendet, um Erze zu reduzieren und ihre Fließfähigkeit zu erhöhen. Fluor ist ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Uranhexafluorid, das zur Trennung seiner Isotope verwendet wird. 18 F, ein radioaktives Isotop mit 110 Minuten, emittiert Positronen und wird häufig in der medizinischen Positronen-Emissions-Tomographie eingesetzt.
Physikalische Eigenschaften von Fluor
Die grundlegenden Eigenschaften eines chemischen Elements sind wie folgt:
- Atommasse 18,9984032 g/mol.
- Elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 5 .
- Die Oxidationsstufe ist -1.
- Dichte 1,7 g/l.
- Schmelzpunkt 53,53 K.
- Siedepunkt 85,03 K.
- Wärmekapazität 31,34 J/(K mol).
Chemische Teilchen, die aus zwei oder mehr Atomen gebildet werden, werden genannt Moleküle(real oder bedingt Formeleinheiten mehratomige Substanzen). Atome in Molekülen sind chemisch gebunden.
Eine chemische Bindung ist eine elektrische Anziehungskraft, die Teilchen zusammenhält. Jede chemische Bindung in Strukturformeln scheint Valenzlinie, zum Beispiel:
H - H (Bindung zwischen zwei Wasserstoffatomen);
H 3 N - H + (Bindung zwischen dem Stickstoffatom des Ammoniakmoleküls und dem Wasserstoffkation);
(K +) - (I -) (Bindung zwischen Kaliumkation und Iodidion).
Eine chemische Bindung wird durch ein Elektronenpaar () gebildet, das in den elektronischen Formeln komplexer Teilchen (Moleküle, komplexe Ionen) im Gegensatz zu eigenen, ungeteilten Elektronenpaaren von Atomen meist durch eine Valenzlinie ersetzt wird, zum Beispiel:
Die chemische Bindung heißt kovalent, wenn es durch die Vergesellschaftung eines Elektronenpaares durch beide Atome gebildet wird.
Im F 2 -Molekül haben beide Fluoratome die gleiche Elektronegativität, daher ist der Besitz eines Elektronenpaars für sie gleich. Eine solche chemische Bindung wird als unpolar bezeichnet, da jedes Fluoratom eine hat Elektronendichte das gleiche drin elektronische Formel Moleküle können bedingt gleichmäßig zwischen ihnen aufgeteilt werden:
Im HCl-Molekül ist die chemische Bindung bereits vorhanden Polar, da die Elektronendichte am Chloratom (einem Element mit größerer Elektronegativität) viel höher ist als am Wasserstoffatom:
Eine kovalente Bindung, zum Beispiel H - H, kann gebildet werden, indem die Elektronen zweier neutraler Atome geteilt werden:
H + H > H – H
Dieser Bindungsmechanismus heißt Austausch oder gleichwertig.
Nach einem anderen Mechanismus entsteht dieselbe kovalente Bindung H - H, wenn das Elektronenpaar des Hydridions H durch das Wasserstoffkation H + sozialisiert wird:
H + + (:H) - > H - H
Das H + -Kation wird in diesem Fall genannt Akzeptor und das Anion H - Spender Elektronenpaar. Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung wird in diesem Fall sein Spender-Akzeptor, oder koordinieren.
Einfachbindungen (H - H, F - F, H - CI, H - N) genannt werden a-Links, sie bestimmen die geometrische Form der Moleküle.
Doppel- und Dreifachbindungen () enthalten eine &bgr;-Komponente und eine oder zwei &bgr;-Komponenten; Die ?-Komponente, die die wichtigste und bedingt zuerst gebildete ist, ist immer stärker als die ?-Komponente.
Die physikalischen (eigentlich messbaren) Eigenschaften einer chemischen Bindung sind ihre Energie, Länge und Polarität.
Chemische Bindungsenergie (E cv) ist die Wärme, die bei der Bildung dieser Bindung freigesetzt und zu ihrer Auflösung aufgewendet wird. Bei gleichen Atomen besteht immer eine Einfachbindung schwächer als ein Vielfaches (doppelt, dreifach).
Chemische Bindungslänge (l s) - Kernabstand. Bei gleichen Atomen besteht immer eine Einfachbindung länger als ein Vielfaches.
Polarität Kommunikation wird gemessen elektrisches Dipolmoment p- das Produkt einer echten elektrischen Ladung (an den Atomen einer bestimmten Bindung) durch die Länge des Dipols (d. h. die Länge der Bindung). Je größer das Dipolmoment, desto höher die Polarität der Bindung. Die realen elektrischen Ladungen an Atomen in einer kovalenten Bindung sind immer kleiner als die Oxidationsstufen der Elemente, aber sie stimmen im Vorzeichen überein; zum Beispiel für die Bindung H + I -Cl -I sind die wirklichen Ladungen H +0 "17 -Cl -0" 17 (Bipolarteilchen oder Dipol).
Polarität von Molekülen bestimmt durch ihre Zusammensetzung und geometrische Form.
Unpolar (p = O) wird sein:
a) Moleküle einfach Substanzen, da sie nur unpolare kovalente Bindungen enthalten;
b) mehratomig Moleküle schwierig Substanzen, wenn ihre geometrische Form symmetrisch.
Zum Beispiel haben CO 2 -, BF 3 - und CH 4 -Moleküle die folgenden Richtungen gleicher (entlang der Länge) Bindungsvektoren:
Wenn Bindungsvektoren hinzugefügt werden, verschwindet deren Summe immer, und die Moleküle sind insgesamt unpolar, obwohl sie polare Bindungen enthalten.
Polar (S> O) wird sein:
a) zweiatomig Moleküle schwierig Substanzen, da sie nur polare Bindungen enthalten;
b) mehratomig Moleküle schwierig Substanzen, wenn ihre Struktur asymmetrisch, d.h. ihre geometrische Form ist entweder unvollständig oder verzerrt, was zum Auftreten eines totalen elektrischen Dipols führt, beispielsweise in den Molekülen von NH 3 , H 2 O, HNO 3 und HCN.
Komplexe Ionen wie NH 4 + , SO 4 2– und NO 3 – können prinzipiell keine Dipole sein, sie tragen nur eine (positive oder negative) Ladung.
Ionenverbindung entsteht bei der elektrostatischen Anziehung von Kationen und Anionen nahezu ohne Vergesellschaftung eines Elektronenpaares, zB zwischen K + und I -. Das Kaliumatom hat einen Mangel an Elektronendichte, das Jodatom hat einen Überschuss. Diese Verbindung wird berücksichtigt begrenzen bei einer kovalenten Bindung, da praktisch ein Elektronenpaar im Besitz des Anions ist. Eine solche Verbindung ist am typischsten für Verbindungen typischer Metalle und Nichtmetalle (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) und Substanzen der Salzklasse (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Alle diese Verbindungen sind unter Raumbedingungen kristalline Substanzen, die durch den gemeinsamen Namen vereint sind ionische Kristalle(Kristalle aus Kationen und Anionen).
Es gibt eine andere Art von Verbindung namens metallische Bindung, in denen Valenzelektronen so locker von Metallatomen gehalten werden, dass sie eigentlich nicht zu bestimmten Atomen gehören.
Atome von Metallen, ohne äußere Elektronen, die eindeutig zu ihnen gehören, werden sozusagen zu positiven Ionen. Sie bilden Kristallgitter aus Metall. Die Menge der sozialisierten Valenzelektronen ( Elektronengas) hält positive Metallionen zusammen und an bestimmten Gitterplätzen.
Neben ionischen und metallischen Kristallen gibt es auch nuklear und molekular kristalline Substanzen, auf deren Gitterplätzen sich Atome bzw. Moleküle befinden. Beispiele: Diamant und Graphit - Kristalle mit einem Atomgitter, Jod I 2 und Kohlendioxid CO 2 (Trockeneis) - Kristalle mit einem Molekülgitter.
Chemische Bindungen existieren nicht nur innerhalb der Moleküle von Substanzen, sondern können sich auch zwischen Molekülen bilden, beispielsweise für flüssiges HF, Wasser H 2 O und eine Mischung aus H 2 O + NH 3:
Wasserstoffverbindung wird aufgrund der elektrostatischen Anziehungskräfte von polaren Molekülen gebildet, die Atome der elektronegativsten Elemente enthalten - F, O, N. Zum Beispiel sind Wasserstoffbrückenbindungen in HF, H 2 O und NH 3 vorhanden, aber nicht in HCl, H 2 S und PH 3.
Wasserstoffbrückenbindungen sind instabil und brechen ziemlich leicht, wenn beispielsweise Eis schmilzt und Wasser kocht. Es wird jedoch etwas zusätzliche Energie aufgewendet, um diese Bindungen zu brechen, und daher die Schmelzpunkte (Tabelle 5) und Siedepunkte von Substanzen mit Wasserstoffbrückenbindungen
(z. B. HF und H 2 O) deutlich höher als bei ähnlichen Stoffen, jedoch ohne Wasserstoffbrücken (z. B. HCl bzw. H 2 S).
Viele organische Verbindungen bilden auch Wasserstoffbrückenbindungen; Die Wasserstoffbrückenbindung spielt eine wichtige Rolle in biologischen Prozessen.
Beispiele für Aufgaben aus Teil A1. Substanzen mit nur kovalenten Bindungen sind
1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2
2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5
3) CH4, HNO3, Na(CH30)
4) CCl 2 O, I 2, N 2 O
2–4. kovalente Bindung
2. einzeln
3. doppelt
4. dreifach
in der Materie vorhanden
5. In Molekülen sind Mehrfachbindungen vorhanden
6. Die als Radikale bezeichneten Teilchen sind
7. Eine der Bindungen wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus im Satz von Ionen gebildet
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H30+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 + , SO 3 2-
8. Die langlebigste und kurz Bindung - in einem Molekül
9. Substanzen mit nur ionischen Bindungen - im Set
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. Das Kristallgitter der Materie
13. Va (OH) 2
1) Metall
Atom, Molekül, nukleare Eigenschaften
Die Struktur des Fluoratoms.
Im Zentrum eines Atoms befindet sich ein positiv geladener Kern. Um ihn kreisen 9 negativ geladene Elektronen.
Elektronische Formel: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (a.m.u.)
m neutral = 1,00866 (a.m.u.)
m Proton = m Elektron
Isotope von Fluor.
Isotop: 18F
Kurzbeschreibung: Verbreitung in der Natur: 0 %
Die Anzahl der Protonen im Kern beträgt 9. Die Anzahl der Neutronen im Kern beträgt 9. Die Anzahl der Nukleonen beträgt 18.E-Bindungen \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m Neutron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E spezifisch = E-Bindungen/N Nukleonen = 7,81 (MEV/Nukleon)
Alpha-Zerfall ist unmöglich Beta-Minus-Zerfall ist unmöglich Elektronische Erfassung: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Isotop: 19F
Kurzbeschreibung: Verbreitung in der Natur: 100 %
Fluor Molekül.
Freies Fluor besteht aus zweiatomigen Molekülen. Aus chemischer Sicht kann Fluor als einwertiges Nichtmetall charakterisiert werden und ist darüber hinaus das aktivste aller Nichtmetalle. Dies hat mehrere Gründe, darunter die leichte Zersetzung des F2-Moleküls in einzelne Atome - die dafür erforderliche Energie beträgt nur 159 kJ / mol (gegenüber 493 kJ / mol für O2 und 242 kJ / mol für C12). Fluoratome haben eine signifikante Elektronenaffinität und sind relativ klein. Daher erweisen sich ihre Valenzbindungen mit Atomen anderer Elemente als stärker als ähnliche Bindungen anderer Metalloide (zum Beispiel beträgt die H-F-Bindungsenergie - 564 kJ / mol gegenüber 460 kJ / mol für die H-O-Bindung und 431 kJ / mol für die H-C1-Bindung).
Die F-F-Bindung ist durch einen Kernabstand von 1,42 A gekennzeichnet. Für die thermische Dissoziation von Fluor wurden folgende Daten rechnerisch erhalten:
Temperatur, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Dissoziationsgrad, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Das Fluoratom im Grundzustand hat die Struktur der äußeren Elektronenschicht 2s22p5 und ist einwertig. Die mit der Übertragung eines 2p-Elektrons auf das 3s-Niveau verbundene Anregung des dreiwertigen Zustands erfordert einen Aufwand von 1225 kJ/mol und wird praktisch nicht realisiert. Die Elektronenaffinität eines neutralen Fluoratoms wird auf 339 kJ/mol geschätzt. Das F-Ion ist durch einen effektiven Radius von 1,33 A und eine Hydratationsenergie von 485 kJ/mol gekennzeichnet. Der Kovalenzradius von Fluor wird üblicherweise mit 71 pm angenommen (d. h. die Hälfte des Kernabstands im F2-Molekül).
Chemische Eigenschaften von Fluor.
Da Fluorderivate von Halbmetallelementen normalerweise sehr flüchtig sind, schützt ihre Bildung die Oberfläche des Halbmetalls nicht vor weiterer Einwirkung von Fluor. Daher verläuft die Wechselwirkung oft viel heftiger als bei vielen Metallen. Beispielsweise entzünden sich Silizium, Phosphor und Schwefel in Fluorgas. Amorpher Kohlenstoff (Holzkohle) verhält sich ähnlich, während Graphit erst bei Rotgluttemperatur reagiert. Fluor verbindet sich nicht direkt mit Stickstoff und Sauerstoff.
Aus den Wasserstoffverbindungen anderer Elemente entzieht Fluor Wasserstoff. Die meisten Oxide werden dadurch unter Verdrängung von Sauerstoff zersetzt. Insbesondere wechselwirkt Wasser nach dem Schema F2 + H2O --> 2 HF + O
außerdem verbinden sich die verdrängten Sauerstoffatome nicht nur untereinander, sondern teilweise auch mit Wasser- und Fluormolekülen. Daher entstehen bei dieser Reaktion neben gasförmigem Sauerstoff immer auch Wasserstoffperoxid und Fluoroxid (F2O). Letzteres ist ein blassgelbes Gas mit einem ähnlichen Geruch wie Ozon.
Fluoroxid (ansonsten - Sauerstofffluorid - OF2) kann durch Einleiten von Fluor in 0,5 N erhalten werden. NaOH-Lösung. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT Folgende Reaktionen sind ebenfalls charakteristisch für Fluor:
H2 + F2 = 2HF (mit Explosion)
(erstes Elektron)
(nach Pauling)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Fluor | |
Chemische Eigenschaften
Als aktivstes Nichtmetall interagiert es heftig mit fast allen Substanzen (seltene Ausnahmen sind Fluoroplasten) und mit den meisten von ihnen - mit Verbrennung und Explosion. Der Kontakt von Fluor mit Wasserstoff führt bereits bei sehr niedrigen Temperaturen (bis −252 °C) zur Entzündung und Explosion. Sogar Wasser und Platin: Uran für die Nuklearindustrie brennt in Fluoratmosphäre.
Chlortrifluorid ClF 3 - ein Fluorierungsmittel und ein starkes Oxidationsmittel für Raketentreibstoff
Schwefelhexafluorid SF 6 - gasförmiger Isolator in der Elektroindustrie
Metallfluoride (wie W und V), die einige vorteilhafte Eigenschaften haben
Freone sind gute Kältemittel
Teflon - chemisch inerte Polymere
Natriumhexafluoraluminat - für die anschließende Herstellung von Aluminium durch Elektrolyse
verschiedene Fluorverbindungen
Raketentechnologie
Fluorverbindungen werden in der Raketentechnologie häufig als Treibmittel-Oxidationsmittel verwendet.Anwendung in der Medizin
Fluorverbindungen werden in der Medizin häufig als Blutersatz verwendet.
Biologische und physiologische Rolle
Fluor ist ein lebenswichtiges Element für den Körper. Im menschlichen Körper findet sich Fluor hauptsächlich im Zahnschmelz als Bestandteil von Fluorapatit - Ca 5 F (PO 4 ) 3 . Bei unzureichender (weniger als 0,5 mg / Liter Trinkwasser) oder übermäßiger (mehr als 1 mg / Liter) Fluoridaufnahme des Körpers können Zahnerkrankungen entstehen: Karies und Fluorose (fleckiger Zahnschmelz) bzw. Osteosarkom.
Um Karies vorzubeugen, wird empfohlen, Zahnpasten mit Fluoridzusätzen oder fluoridiertes Wasser (bis zu einer Konzentration von 1 mg / l) zu verwenden oder lokale Anwendungen mit einer 1-2% igen Lösung von Natriumfluorid oder Zinnfluorid anzuwenden. Solche Maßnahmen können die Wahrscheinlichkeit von Karies um 30-50% reduzieren.
Die maximal zulässige Konzentration von gebundenem Fluor in der Luft von Industriegebäuden beträgt 0,0005 mg/Liter.
Weitere Informationen
Fluor, Fluor, F(9)
Fluor (Fluor, französisch und deutsch Fluor) wurde 1886 in freiem Zustand gewonnen, aber seine Verbindungen sind seit langem bekannt und fanden in der Metallurgie und Glasherstellung breite Anwendung. Die erste Erwähnung von Fluorit (CaP,) unter dem Namen Flussspat (Fliisspat) stammt aus dem 16. Jahrhundert. Eines der dem legendären Vasily Valentin zugeschriebenen Werke erwähnt in verschiedenen Farben bemalte Steine - Flussmittel (Fliisse aus dem Lateinischen fluere - fließen, gießen), die als Flussmittel beim Schmelzen von Metallen verwendet wurden. Agricola und Libavius schreiben darüber. Letzteres führt spezielle Namen für dieses Flussmittel ein - Flussspat (Flusspat) und Mineralschmelze. Viele Autoren chemischer und technischer Schriften des 17. und 18. Jahrhunderts. beschreiben verschiedene Arten von Flussspat. In Russland hießen diese Steine Plavik, Spalt, Spucke; Lomonosov klassifizierte diese Steine als Selenite und nannte sie Spar oder Flux (Kristallfluss). Russische Meister sowie Sammler von Mineraliensammlungen (z. B. Prinz P. F. Golitsyn im 18. Jahrhundert) wussten, dass einige Arten von Holmen beim Erhitzen (z. B. in heißem Wasser) im Dunkeln leuchten. Aber auch Leibniz erwähnt in seiner Geschichte des Phosphors (1710) in diesem Zusammenhang Thermophosphor (Thermophosphorus).
Anscheinend lernten Chemiker und Handwerkschemiker die Flusssäure spätestens im 17. Jahrhundert kennen. 1670 verwendete der Nürnberger Handwerker Schwanhard mit Schwefelsäure vermischten Flussspat, um Muster auf Glaskelche zu ätzen. Die Natur von Flussspat und Flusssäure war damals jedoch völlig unbekannt. Es wurde beispielsweise angenommen, dass Kieselsäure beim Schwanhard-Prozess eine ätzende Wirkung hat. Diese irrige Meinung wurde von Scheele beseitigt, indem er bewies, dass bei der Wechselwirkung von Flussspat mit Schwefelsäure durch die Erosion der Glasretorte durch die entstehende Flusssäure Kieselsäure entsteht. Außerdem stellte Scheele (1771) fest, dass Flussspat eine Verbindung von Kalkerde mit einer speziellen Säure ist, die „Schwedensäure“ genannt wurde.
Lavoisier erkannte das Flusssäureradikal (radikal fluorique) als einfachen Körper und nahm es in seine Tabelle der einfachen Körper auf. 1809 wurde mehr oder weniger reine Flusssäure erhalten. Gay-Lussac und Tenard durch Destillation von Flussspat mit Schwefelsäure in einer Blei- oder Silber-Retorte. Bei dieser Operation wurden beide Forscher vergiftet. Die wahre Natur der Flusssäure wurde 1810 von Ampère festgestellt. Er wies Lavoisiers Meinung zurück, dass Flusssäure Sauerstoff enthalten muss, und bewies die Analogie dieser Säure mit Salzsäure. Ampère berichtete Davy von seinen Erkenntnissen, der kurz zuvor die elementare Natur von Chlor festgestellt hatte. Davy stimmte den Argumenten von Ampere voll und ganz zu und investierte viel Mühe in die Gewinnung von freiem Fluor durch Elektrolyse von Flusssäure und auf andere Weise. Unter Berücksichtigung der stark ätzenden Wirkung von Flusssäure auf Glas sowie auf pflanzliches und tierisches Gewebe schlug Ampere vor, das darin enthaltene Element Fluor zu nennen (griechisch - Zerstörung, Tod, Pest, Pest usw.). Davy akzeptierte diesen Namen jedoch nicht und schlug einen anderen vor - Fluor (Fluorine), analog zum damaligen Namen Chlor - Chlor (Chlorine), beide Namen werden immer noch im Englischen verwendet. Auf Russisch ist der Name von Ampere erhalten geblieben.
Zahlreiche Versuche, freies Fluor im 19. Jahrhundert zu isolieren führte nicht zu erfolgreichen Ergebnissen. Erst 1886 gelang Moissan dies und er erhielt freies Fluor in Form eines gelbgrünen Gases. Da Fluor ein ungewöhnlich aggressives Gas ist, musste Moissan viele Schwierigkeiten überwinden, bevor er in Experimenten mit Fluor ein für die Apparatur geeignetes Material fand. Das U-Rohr für die Elektrolyse von Flusssäure bei 55°C (gekühlt mit flüssigem Methylchlorid) bestand aus Platin mit Flussspatstopfen. Nachdem die chemischen und physikalischen Eigenschaften von freiem Fluor untersucht worden waren, fand es breite Anwendung. Heute ist Fluor eine der wichtigsten Komponenten in der Synthese einer Vielzahl von Organofluorverbindungen. Russische Literatur des frühen 19. Jahrhunderts. Fluor wurde anders genannt: die Basis von Flusssäure, Fluor (Dvigubsky, 1824), Fluor (Iovsky), Fluor (Shcheglov, 1830), Fluor, Fluor, Fluor. Hess führte 1831 den Namen Fluor ein.
Die Arbeit wählte Aufgaben zu chemischen Bindungen aus.
Pugacheva Elena Wladimirowna
Entwicklungsbeschreibung
6. Charakteristisch ist eine kovalente unpolare Bindung
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) ionisch 4) metallisch
15. Drei gemeinsame Elektronenpaare bilden in einem Molekül eine kovalente Bindung
16. Wasserstoffbrückenbindungen werden zwischen Molekülen gebildet
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) Wasser und Diamant 2) Wasserstoff und Chlor 3) Kupfer und Stickstoff 4) Brom und Methan
19. Wasserstoffbrückenbindung nicht typisch für Substanz
1) Fluor 2) Chlor 3) Brom 4) Jod
1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
32. Atome chemischer Elemente der zweiten Periode des Periodensystems D.I. Mendeleev bilden Verbindungen mit einer ionischen chemischen Bindung der Zusammensetzung 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) ionisch 2) metallisch
43. Eine Ionenbindung wird gebildet durch 1) H und S 2) P und C1 3) Cs und Br 4) Si und F
beim interagieren
1) ionisch 2) metallisch
1) ionisch 2) metallisch
NAME DES STOFFES ART DER KOMMUNIKATION
1) Zink A) ionisch
2) Stickstoff B) Metall
62. Spiel
ART DER KOMMUNIKATIONSVERBINDUNG
1) ionisch A) H 2
2) Metall B) Va
3) kovalentes polares B) HF
66. Die stärkste chemische Bindung findet im Molekül 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2 statt
67. Die Bindungsstärke steigt in der Reihe 1) Cl 2 -O 2 -N 2 2) O 2 - N 2 - Cl 2 3) O 2 -Cl 2 -N 2 4) Cl 2 -N 2 -O 2
68. Geben Sie eine Reihe an, die durch eine Zunahme der Länge einer chemischen Bindung gekennzeichnet ist
1) O 2, N 2, F 2, Cl 2 2) N 2, O 2, F 2, Cl 2 3) F 2, N 2, O 2, Cl 2 4) N 2, O 2, Cl 2, F2
Lassen Sie uns die Aufgaben Nr. 3 aus den USE-Optionen für 2016 analysieren.
Aufgaben mit Lösungen.
Aufgabe Nummer 1.
Verbindungen mit einer kovalenten unpolaren Bindung befinden sich in der Reihe:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4. NH3, S8, NaF
Erläuterung: Wir müssen eine solche Reihe finden, in der es nur einfache Substanzen gibt, da eine kovalente unpolare Bindung nur zwischen Atomen desselben Elements gebildet wird. Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nummer 2.
Substanzen mit einer kovalenten polaren Bindung sind in der Reihe aufgeführt:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Erläuterung: Hier müssen Sie eine Reihe finden, in der nur komplexe Substanzen und darüber hinaus alle Nichtmetalle enthalten sind. Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 3.
Charakteristisch ist die Wasserstoffbrückenbindung
1. Alkane 2. Arene 3. Alkohole 4. Alkine
Erläuterung: Zwischen einem Wasserstoffion und einem elektronegativen Ion wird eine Wasserstoffbrücke gebildet. Ein solcher Satz unter den aufgelisteten ist nur für Alkohole.
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 4.
Chemische Bindung zwischen Wassermolekülen
1. Wasserstoff
2. Ionisch
3. Kovalent polar
4. Kovalent unpolar
Erläuterung: Zwischen den O- und H-Atomen in Wasser wird eine kovalente polare Bindung gebildet, da dies zwei Nichtmetalle sind, aber zwischen Wassermolekülen wird eine Wasserstoffbrücke gebildet. Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nummer 5.
Nur kovalente Bindungen haben jede der beiden Substanzen:
1. CaO und C3H6
2. NaNO3 und CO
3. N2 und K2S
4.CH4 und SiO2
Erläuterung: Verbindungen dürfen nur aus Nichtmetallen bestehen, d.h. Die richtige Antwort ist 4.
Aufgabe Nummer 6.
Eine Substanz mit einer kovalenten polaren Bindung ist
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Erläuterung: Zwischen Atomen verschiedener Nichtmetalle wird eine polare kovalente Bindung gebildet. Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 7.
Charakteristisch für beide Substanzen ist jeweils eine unpolare kovalente Bindung:
1. Wasser und Diamant
2. Wasserstoff und Chlor
3. Kupfer und Stickstoff
4. Brom und Methan
Erläuterung: Eine unpolare kovalente Bindung ist charakteristisch für die Verbindung von Atomen desselben Nichtmetallelements. Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nummer 8.
Welche chemische Bindung wird zwischen Atomen der Elemente mit den Seriennummern 9 und 19 gebildet?
1. Ionisch
2. Metall
3. Kovalent polar
4. Kovalent unpolar
Erläuterung: Dies sind Elemente - Fluor und Kalium, dh ein Nichtmetall bzw. ein Metall. Zwischen solchen Elementen kann sich nur eine ionische Bindung bilden. Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nummer 9.
Ein Stoff mit ionischem Bindungstyp entspricht der Formel
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Erläuterung: eine ionische Bindung wird zwischen einem Metallatom und einem Nichtmetallatom gebildet, das heißt Die richtige Antwort ist 4.
Aufgabe Nummer 10.
Die gleiche Art von chemischer Bindung haben Chlorwasserstoff und
1. Ammoniak
2. Brom
3. Natriumchlorid
4. Magnesiumoxid
Erläuterung: Chlorwasserstoff hat eine kovalente polare Bindung, das heißt, wir müssen eine Substanz finden, die aus zwei verschiedenen Nichtmetallen besteht - das ist Ammoniak.
Die richtige Antwort ist 1.
Aufgaben zur selbstständigen Entscheidung.
1. Zwischen Molekülen bilden sich Wasserstoffbrückenbindungen
1. Flusssäure
2. Chlormethan
3. Dimethylether
4. Ethylen
2. Eine Verbindung mit einer kovalenten Bindung entspricht der Formel
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Ein Stoff mit einer kovalenten unpolaren Bindung hat die Formel
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Eine Substanz mit einer ionischen Bindung ist
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. Zwischen Molekülen bilden sich Wasserstoffbrückenbindungen
1. Methanol
3. Acetylen
4. Methylformiat
6. Charakteristisch für beide Stoffe ist jeweils eine kovalente unpolare Bindung:
1. Stickstoff und Ozon
2. Wasser und Ammoniak
3. Kupfer und Stickstoff
4. Brom und Methan
7. Eine kovalente polare Bindung ist charakteristisch für einen Stoff
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Charakteristisch ist eine kovalente unpolare Bindung
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Eine Substanz mit einer kovalenten polaren Bindung ist
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. Charakteristisch für beide Stoffe ist jeweils eine kovalente unpolare Bindung:
1. Wasserstoff und Chlor
2. Wasser und Diamant
3. Kupfer und Stickstoff
4. Brom und Methan
Diese Notiz verwendete Aufgaben aus der USE-Sammlung von 2016, herausgegeben von A.A. Kaverina.
A4 Chemische Bindung.
Chemische Bindung: kovalent (polar und unpolar), ionisch, metallisch, Wasserstoff. Methoden zur Bildung einer kovalenten Bindung. Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und Energie. Bildung einer ionischen Bindung.
Option 1 - 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
Option 2 - 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
Option 3 - 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
Option 4 - 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. In Ammoniak und Bariumchlorid die chemische Bindung
1) ionisch und kovalent polar
2) kovalent polar und ionisch
3) kovalent unpolar und metallisch
4) kovalent unpolar und ionisch
2. Substanzen mit nur ionischen Bindungen sind in der Reihe aufgeführt:
1) F 2, CCl 4, KCl 2) NaBr, Na 2 O, KI 3) SO 2 .P 4 .CaF 2 4) H 2 S, Br 2 , K 2 S
3. Eine Verbindung mit einer ionischen Bindung entsteht durch Wechselwirkung
1) CH 4 und O 2 2) SO 3 und H 2 O 3) C 2 H 6 und HNO 3 4) NH 3 und HCl
4. In welcher Reihe haben alle Substanzen eine kovalente polare Bindung?
1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2, H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH 3, CH 4 4) NaBr, HBr, CO
5. In welche Reihe werden die Formeln von Stoffen nur mit einer kovalenten polaren Bindung geschrieben?
1) Cl 2, NO 2, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, Se 4) HI, H 2 O, PH 3
6. Charakteristisch ist eine kovalente unpolare Bindung
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Eine Substanz mit einer kovalenten polaren Bindung ist
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Eine Substanz mit einer kovalenten Bindung ist
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Ein Stoff mit einer kovalenten unpolaren Bindung hat die Formel
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. Substanzen mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind
11. Zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität entsteht eine chemische Bindung
1) ionisch 2) kovalent polar 3) kovalent unpolar 4) Wasserstoff
12. Eine kovalente polare Bindung ist charakteristisch für
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Ein chemisches Element, in dessen Atom die Elektronen wie folgt über die Schichten verteilt sind: 2, 8, 8, 2 geht mit Wasserstoff eine chemische Bindung ein
1) kovalent polar 2) kovalent unpolar
3) ionisch 4) metallisch
14. In einem Molekül welcher Substanz ist die Bindungslänge zwischen Kohlenstoffatomen am längsten?
1) Acetylen 2) Ethan 3) Ethen 4) Benzol
15. Drei gemeinsame Elektronenpaare bilden in einem Molekül eine kovalente Bindung
1) Stickstoff 2) Schwefelwasserstoff 3) Methan 4) Chlor
16. Wasserstoffbrückenbindungen werden zwischen Molekülen gebildet
1) Dimethylether 2) Methanol 3) Ethylen 4) Ethylacetat
17. Die Polarität der Bindung ist im Molekül am stärksten ausgeprägt
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. Substanzen mit einer unpolaren kovalenten Bindung sind
1) Wasser und Diamant 2) Wasserstoff und Chlor 3) Kupfer und Stickstoff 4) Brom und Methan
19. Wasserstoffbrückenbindung nicht typisch für Substanz
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. Eine kovalente polare Bindung ist charakteristisch für jede der beiden Substanzen, deren Formeln
1) KI und H 2 O 2) CO 2 und K 2 O 3) H 2 S und Na 2 S 4) CS 2 und PC1 5
21. Die am wenigsten starke chemische Bindung in einem Molekül
22. Im Molekül welcher Substanz ist die Länge der chemischen Bindung am längsten?
1) Fluor 2) Chlor 3) Brom 4) Jod
23. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe hat kovalente Bindungen:
1) C 4 H 10, NO 2, NaCl 2) CO, CuO, CH 3 Cl 3) BaS, C 6 H 6, H 2 4) C 6 H 5 NO 2, F 2, CCl 4
24. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe hat eine kovalente Bindung:
1) CaO, C 3 H 6, S 8 2) Fe, NaNO 3, CO 3) N 2, CuCO 3, K 2 S 4) C 6 H 5 N0 2, SO 2, CHCl 3
25. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe hat eine kovalente Bindung:
1) C 3 H 4, NO, Na 2 O 2) CO, CH 3 C1, PBr 3 3) P 2 Oz, NaHSO 4, Cu 4) C 6 H 5 NO 2, NaF, CCl 4
26. Jeder der in der Reihe angegebenen Stoffe hat kovalente Bindungen:
1) C 3 H a, NO 2, NaF 2) KCl, CH 3 Cl, C 6 H 12 0 6 3) P 2 O 5, NaHSO 4, Ba 4) C 2 H 5 NH 2, P 4, CH 3 Oh
27. Bindungspolarität ist am ausgeprägtesten in Molekülen
1) Schwefelwasserstoff 2) Chlor 3) Phosphin 4) Chlorwasserstoff
28. Im Molekül welcher Substanz sind die chemischen Bindungen am stärksten?
1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
29. Unter den Substanzen NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - ist die Anzahl der Verbindungen mit einer ionischen Bindung
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Unter den Substanzen (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - ist die Anzahl der Verbindungen mit einer kovalenten Bindung
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. In Substanzen, die durch die Verbindung identischer Atome gebildet werden, eine chemische Bindung
1) ionisch 2) kovalent polar 3) Wasserstoff 4) kovalent unpolar
32. Atome chemischer Elemente der zweiten Periode des Periodensystems D.I. Mendeleev bilden Verbindungen mit einer ionischen chemischen Bindung der Zusammensetzung 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Verbindungen mit kovalenten polaren und kovalenten unpolaren Bindungen sind jeweils 1) Wasser und Schwefelwasserstoff 2) Kaliumbromid und Stickstoff 3) Ammoniak und Wasserstoff 4) Sauerstoff und Methan
34. Eine kovalente unpolare Bindung ist charakteristisch für 1) Wasser 2) Ammoniak 3) Stickstoff 4) Methan
35. Chemische Bindung in einem Fluorwasserstoffmolekül
1) kovalent polar 3) ionisch
2) kovalent unpolar 4) Wasserstoff
36. Wählen Sie ein Stoffpaar, in dem alle Bindungen kovalent sind:
1) NaCl, HCl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. In Kaliumjodid eine chemische Bindung
1) kovalent unpolar 3) metallisch
2) kovalent polar 4) ionisch
38. In Schwefelkohlenstoff CS 2 chemische Bindung
1) ionisch 2) metallisch
3) kovalent polar 4) kovalent unpolar
39. Eine kovalente unpolare Bindung wird in einer Verbindung realisiert
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Eine Substanz mit einer kovalenten polaren Bindung hat die Formel 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Zusammenhang mit der ionischen Natur der chemischen Bindung
1) Phosphorchlorid 2) Kaliumbromid 3) Stickoxid (II) 4) Barium
42. In Ammoniak und Bariumchlorid die chemische Bindung
1) ionisch und kovalent polar 2) kovalent polar und ionisch
3) kovalent unpolar und metallisch 4) kovalent unpolar und ionisch
43. Eine Ionenbindung wird gebildet durch 1) H und S 2) P und C1 3) Cs und Br 4) Si und F
44. Welche Bindungsart hat das H 2 -Molekül?
1) Ionisch 2) Wasserstoff 3) Kovalent unpolar 4) Donor-Akzeptor
45. Eine Substanz mit einer kovalenten polaren Bindung ist
1) Schwefeloxid (IV) 2) Sauerstoff 3) Calciumhydrid 4) Diamant
46. In einem Fluormolekül eine chemische Bindung
1) kovalent polar 2) ionisch 3) kovalent unpolar 4) Wasserstoff
47. In welcher Reihe sind Stoffe aufgeführt, die nur eine kovalente polare Bindung aufweisen:
1) CH 4 H 2 Cl 2 2) NH 3 HBr CO 2 3) PCl 3 KCl CCl 4 4) H 2 S SO 2 LiF
48. In welcher Reihe haben alle Substanzen eine kovalente polare Bindung?
1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2 H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH 3, CH 4 4) KBr, HBr, CO
49. In welcher Reihe sind Stoffe aufgeführt, die nur einen ionischen Bindungstyp haben:
1) F 2 O LiF SF 4 2) PCl 3 NaCl CO 2 3) KF Li 2 O BaCl 2 4) CaF 2 CH 4 CCl 4
50. Es entsteht eine Verbindung mit einer ionischen Bindung beim interagieren
1) CH 4 und O 2 2) NH 3 und HCl 3) C 2 H 6 und HNO 3 4) SO 3 und H 2 O
51. Eine Wasserstoffbrücke wird zwischen den Molekülen von 1) Ethan 2) Benzol 3) Wasserstoff 4) Ethanol gebildet
52. Welche Substanz hat Wasserstoffbrückenbindungen? 1) Schwefelwasserstoff 2) Eis 3) Bromwasserstoff 4) Benzol
53. Beziehung zwischen Elementen mit den Seriennummern 15 und 53
1) ionisch 2) metallisch
3) kovalent unpolar 4) kovalent polar
54. Beziehung zwischen Elementen mit den Seriennummern 16 und 20
1) ionisch 2) metallisch
3) kovalenter polarer 4) Wasserstoff
55. Zwischen den Atomen der Elemente mit den Seriennummern 11 und 17 entsteht eine Bindung
1) metallisch 2) ionisch 3) kovalent 4) Donor-Akzeptor
56. Wasserstoffbrückenbindungen werden zwischen Molekülen gebildet
1) Wasserstoff 2) Formaldehyd 3) Essigsäure 4) Schwefelwasserstoff
57. In welche Zeile werden die Formeln von Stoffen nur mit einer kovalenten polaren Bindung geschrieben?
1) Cl 2, NH 3, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, S 8 4) NI, H 2 O, PH 3
58. In welcher Substanz gibt es sowohl ionische als auch kovalente chemische Bindungen?
1) Natriumchlorid 2) Chlorwasserstoff 3) Natriumsulfat 4) Phosphorsäure
59. Eine chemische Bindung in einem Molekül hat einen ausgeprägteren ionischen Charakter.
1) Lithiumbromid 2) Kupferchlorid 3) Calciumcarbid 4) Kaliumfluorid
60. In welcher Substanz sind alle chemischen Bindungen - kovalent unpolar?
1) Diamant 2) Kohlenmonoxid (IV) 3) Gold 4) Methan
61. Stellen Sie eine Entsprechung zwischen der Substanz und der Art der Atombindung in dieser Substanz her.
NAME DES STOFFES ART DER KOMMUNIKATION
1) Zink A) ionisch
2) Stickstoff B) Metall
3) Ammoniak B) kovalent polar
4) Calciumchlorid D) kovalent unpolar
62. Spiel
ART DER KOMMUNIKATIONSVERBINDUNG
1) ionisch A) H 2
2) Metall B) Va
3) kovalentes polares B) HF
4) kovalent unpolar D) BaF 2
63. In welcher Verbindung wird die kovalente Bindung zwischen Atomen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Geben Sie das Molekül an, in dem die Bindungsenergie am höchsten ist: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Geben Sie das Molekül an, in dem die chemische Bindung am stärksten ist: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
Themen des USE-Kodifikators: Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften einer kovalenten Bindung (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallverbindung. Wasserstoffverbindung
Intramolekulare chemische Bindungen
Betrachten wir zunächst die Bindungen, die zwischen Teilchen innerhalb von Molekülen entstehen. Solche Verbindungen werden aufgerufen intramolekular.
chemische Bindung zwischen Atomen chemischer Elemente hat eine elektrostatische Natur und wird aufgrund von gebildet Wechselwirkungen externer (Valenz-)Elektronen, in mehr oder weniger Grad von positiv geladenen Kernen gehalten gebundene Atome.
Das Schlüsselkonzept hier ist ELEKTRONEGNATIVITÄT. Sie bestimmt die Art der chemischen Bindung zwischen Atomen und die Eigenschaften dieser Bindung.
ist die Fähigkeit eines Atoms, anzuziehen (zu halten) extern(Wertigkeit) Elektronen. Die Elektronegativität wird durch den Grad der Anziehung externer Elektronen zum Kern bestimmt und hängt hauptsächlich vom Radius des Atoms und der Ladung des Kerns ab.
Die Elektronegativität ist schwer eindeutig zu bestimmen. L. Pauling hat eine Tabelle der relativen Elektronegativität zusammengestellt (basierend auf den Bindungsenergien von zweiatomigen Molekülen). Das elektronegativste Element ist Fluor mit Bedeutung 4 .
Es ist wichtig zu beachten, dass Sie in verschiedenen Quellen unterschiedliche Skalen und Tabellen von Elektronegativitätswerten finden können. Dies sollte nicht erschrecken, da die Bildung einer chemischen Bindung eine Rolle spielt Atome, und es ist in jedem System ungefähr gleich.
Zieht eines der Atome in der chemischen Bindung A:B stärker Elektronen an, so verschiebt sich das Elektronenpaar dorthin. Je mehr Elektronegativitätsunterschied Atome, desto mehr wird das Elektronenpaar verschoben.
Wenn die Elektronegativitätswerte der wechselwirkenden Atome gleich oder ungefähr gleich sind: EO(A)≈EO(V), dann wird das gemeinsame Elektronenpaar zu keinem der Atome verschoben: A:B. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent unpolar.
Wenn sich die Elektronegativität der wechselwirkenden Atome unterscheidet, aber nicht viel (der Unterschied in der Elektronegativität beträgt ungefähr 0,4 bis 2: 0,4<ΔЭО<2 ), dann wird das Elektronenpaar zu einem der Atome verschoben. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent polar .
Wenn sich die Elektronegativität der wechselwirkenden Atome signifikant unterscheidet (der Unterschied in der Elektronegativität ist größer als 2: ΔEO > 2), dann geht eines der Elektronen mit der Bildung fast vollständig auf ein anderes Atom über Ionen. Eine solche Verbindung wird aufgerufen ionisch.
Die Haupttypen chemischer Bindungen sind − kovalent, ionisch und metallisch Verbindungen. Betrachten wir sie genauer.
kovalente chemische Bindung
kovalente Bindung – es ist eine chemische Bindung geformt von Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares A:B . In diesem Fall zwei Atome Überlappung Atomorbitale. Eine kovalente Bindung wird durch die Wechselwirkung von Atomen mit einem kleinen Unterschied in der Elektronegativität (in der Regel zwischen zwei Nichtmetallen) oder Atome eines Elements.
Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen
- Orientierung,
- Sättigungsfähigkeit,
- Polarität,
- Polarisierbarkeit.
Diese Bindungseigenschaften beeinflussen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Stoffen.
Richtung der Kommunikation charakterisiert die chemische Struktur und Form von Stoffen. Die Winkel zwischen zwei Bindungen heißen Bindungswinkel. Beispielsweise beträgt der H-O-H-Bindungswinkel in einem Wassermolekül 104,45 °, das Wassermolekül ist also polar, und im Methanmolekül beträgt der H-C-H-Bindungswinkel 108 ° 28 '.
Sättigungsfähigkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter chemischer Bindungen zu bilden. Die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, wird genannt.
Polarität Bindungen entstehen aufgrund der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen zwei Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität. Kovalente Bindungen werden in polare und unpolare unterteilt.
Polarisierbarkeit Verbindungen sind die Fähigkeit von Bindungselektronen, durch ein äußeres elektrisches Feld verschoben zu werden(insbesondere das elektrische Feld eines anderen Teilchens). Die Polarisierbarkeit hängt von der Elektronenbeweglichkeit ab. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto beweglicher ist es und desto polarisierbarer ist das Molekül.
Kovalente unpolare chemische Bindung
Es gibt 2 Arten der kovalenten Bindung - POLAR und UNPOLAR .
Beispiel . Betrachten Sie die Struktur des Wasserstoffmoleküls H 2 . Jedes Wasserstoffatom trägt 1 ungepaartes Elektron in seinem äußeren Energieniveau. Um ein Atom darzustellen, verwenden wir die Lewis-Struktur - dies ist ein Diagramm der Struktur des externen Energieniveaus eines Atoms, wenn Elektronen durch Punkte gekennzeichnet sind. Lewis-Punktstrukturmodelle sind eine gute Hilfe bei der Arbeit mit Elementen der zweiten Periode.
H. + . H=H:H
Somit hat das Wasserstoffmolekül ein gemeinsames Elektronenpaar und eine chemische H-H-Bindung. Dieses Elektronenpaar wird zu keinem der Wasserstoffatome verschoben, weil die Elektronegativität von Wasserstoffatomen ist die gleiche. Eine solche Verbindung wird aufgerufen kovalent unpolar .
Kovalente unpolare (symmetrische) Bindung - Dies ist eine kovalente Bindung, die von Atomen mit gleicher Elektronegativität (in der Regel die gleichen Nichtmetalle) und daher mit einer gleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen den Atomkernen gebildet wird.
Das Dipolmoment unpolarer Bindungen ist 0.
Beispiele: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .
Kovalente polare chemische Bindung
kovalente polare Bindung ist eine kovalente Bindung, die zwischen auftritt Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (allgemein, verschiedene Nichtmetalle) und ist dadurch gekennzeichnet Verschiebung gemeinsames Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom (Polarisation).
Die Elektronendichte wird zu einem elektronegativeren Atom verschoben - daher entsteht an ihm eine negative Teilladung (δ-) und an einem weniger elektronegativen Atom (δ+, delta +) eine positive Teilladung.
Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der Atome, desto höher Polarität Verbindungen und noch mehr Dipolmoment . Zwischen benachbarten Molekülen und Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen wirken zusätzliche Anziehungskräfte, die sich verstärken Stärke Verbindungen.
Die Bindungspolarität beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Verbindungen. Die Reaktionsmechanismen und sogar die Reaktivität benachbarter Bindungen hängen von der Polarität der Bindung ab. Die Polarität einer Bindung bestimmt oft Polarität des Moleküls und beeinflusst somit direkt solche physikalischen Eigenschaften wie Siedepunkt und Schmelzpunkt, Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln.
Beispiele: HCl, CO 2 , NH 3 .
Mechanismen zur Bildung einer kovalenten Bindung
Eine kovalente chemische Bindung kann durch 2 Mechanismen entstehen:
1. Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten chemischen Bindung liegt vor, wenn jedes Teilchen ein ungepaartes Elektron für die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaars bereitstellt:
ABER . + . B=A:B
2. Die Bildung einer kovalenten Bindung ist ein solcher Mechanismus, bei dem eines der Teilchen ein nicht geteiltes Elektronenpaar bereitstellt und das andere Teilchen ein freies Orbital für dieses Elektronenpaar bereitstellt:
ABER: + B=A:B
In diesem Fall liefert eines der Atome ein ungeteiltes Elektronenpaar ( Spender), und ein weiteres Atom stellt ein vakantes Orbital für dieses Paar bereit ( Akzeptor). Als Folge der Bindungsbildung nehmen beide Elektronenenergien ab, d.h. das ist vorteilhaft für die Atome.
Eine kovalente Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, ist nicht anders durch Eigenschaften von anderen kovalenten Bindungen, die durch den Austauschmechanismus gebildet werden. Die Bildung einer kovalenten Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus ist typisch für Atome entweder mit einer großen Anzahl von Elektronen im äußeren Energieniveau (Elektronendonoren) oder umgekehrt mit einer sehr geringen Anzahl von Elektronen (Elektronenakzeptoren). Die Wertigkeitsmöglichkeiten von Atomen werden in den entsprechenden näher betrachtet.
Eine kovalente Bindung wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet:
- in einem Molekül Kohlenmonoxid CO(die Bindung im Molekül ist dreifach, 2 Bindungen werden durch den Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus): C≡O;
- in Ammoniumion NH 4 +, in Ionen organische Amine zB im Methylammoniumion CH 3 -NH 2 + ;
- in komplexe Verbindungen, eine chemische Bindung zwischen dem Zentralatom und Gruppen von Liganden, beispielsweise in Natriumtetrahydroxoaluminat Na die Bindung zwischen Aluminium- und Hydroxidionen;
- in Salpetersäure und ihre Salze- Nitrate: HNO 3, NaNO 3, in einigen anderen Stickstoffverbindungen;
- in einem Molekül Ozon O 3 .
Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung
Zwischen den Atomen von Nichtmetallen wird in der Regel eine kovalente Bindung gebildet. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung sind Länge, Energie, Multiplizität und Richtwirkung.
Multiplizität chemischer Bindungen
Multiplizität chemischer Bindungen - Das die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen in einer Verbindung. Die Multiplizität der Bindung lässt sich recht einfach aus der Wertigkeit der Atome bestimmen, die das Molekül bilden.
Zum Beispiel , im Wasserstoffmolekül H 2 ist die Bindungsmultiplizität 1, weil Jeder Wasserstoff hat nur 1 ungepaartes Elektron im äußeren Energieniveau, daher wird ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.
Im Sauerstoffmolekül O 2 ist die Bindungsmultiplizität 2, weil Jedes Atom hat 2 ungepaarte Elektronen in seinem äußeren Energieniveau: O=O.
Im Stickstoffmolekül N 2 ist die Bindungsmultiplizität 3, weil zwischen jedem Atom befinden sich 3 ungepaarte Elektronen im äußeren Energieniveau, und die Atome bilden 3 gemeinsame Elektronenpaare N≡N.
Kovalente Bindungslänge
Chemische Bindungslänge
ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten der Kerne der Atome, die die Bindung bilden. Sie wird durch experimentelle physikalische Methoden bestimmt. Die Bindungslänge lässt sich näherungsweise nach der Additivitätsregel abschätzen, wonach die Bindungslänge im AB-Molekül etwa gleich der Hälfte der Summe der Bindungslängen in den A 2 - und B 2 -Molekülen ist: 
Die Länge einer chemischen Bindung kann grob abgeschätzt werden entlang der Radien der Atome, eine Bindung eingehen, oder nach der Vielfältigkeit der Kommunikation wenn die Radien der Atome nicht sehr verschieden sind.
Mit zunehmendem Radius der bindungsbildenden Atome nimmt die Bindungslänge zu.
Zum Beispiel
Mit zunehmender Bindungsvielfalt zwischen Atomen (deren Atomradien sich nicht oder nur geringfügig unterscheiden) nimmt die Bindungslänge ab.
Zum Beispiel . In der Reihe: C–C, C=C, C≡C nimmt die Bindungslänge ab.
Bindungsenergie
Ein Maß für die Stärke einer chemischen Bindung ist die Bindungsenergie. Bindungsenergie wird durch die Energie bestimmt, die erforderlich ist, um die Bindung zu brechen und die Atome, die diese Bindung bilden, auf eine unendliche Entfernung voneinander zu entfernen.
Die kovalente Bindung ist sehr langlebig. Seine Energie reicht von mehreren zehn bis mehreren hundert kJ/mol. Je größer die Bindungsenergie, desto größer die Bindungsstärke und umgekehrt.
Die Stärke einer chemischen Bindung hängt von der Bindungslänge, der Bindungspolarität und der Bindungsmultiplizität ab. Je länger die chemische Bindung ist, desto leichter bricht sie und je niedriger die Bindungsenergie, desto geringer ist ihre Festigkeit. Je kürzer die chemische Bindung ist, desto stärker ist sie und desto größer ist die Bindungsenergie.
Zum Beispiel, in der Reihe der Verbindungen HF, HCl, HBr von links nach rechts die Stärke der chemischen Bindung sinkt, Weil die Länge der Bindung nimmt zu.
Ionische chemische Bindung
Ionenverbindung basiert auf einer chemischen Bindung Elektrostatische Anziehung von Ionen.
Ionen entstehen bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen durch Atome. Zum Beispiel halten die Atome aller Metalle schwach die Elektronen der äußeren Energieebene. Daher werden Metallatome charakterisiert restaurative Eigenschaften die Fähigkeit, Elektronen zu spenden.
Beispiel. Das Natriumatom enthält 1 Elektron auf dem 3. Energieniveau. Leicht verschenkt, bildet das Natriumatom ein viel stabileres Na + -Ion, mit der Elektronenkonfiguration des Neon-Edelgases Ne. Das Natriumion enthält 11 Protonen und nur 10 Elektronen, also ist die Gesamtladung des Ions -10+11 = +1:
+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8
Beispiel. Das Chloratom hat 7 Elektronen in seinem äußeren Energieniveau. Um die Konfiguration eines stabilen inerten Argonatoms Ar anzunehmen, muss Chlor 1 Elektron anlagern. Nach der Anlagerung eines Elektrons entsteht ein stabiles Chlorion, das aus Elektronen besteht. Die Gesamtladung des Ions ist -1:
+17Kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Kl — ) 2 ) 8 ) 8
Beachten Sie:
- Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von den Eigenschaften von Atomen!
- Stabile Ionen können sich nicht nur bilden Atome, aber auch Gruppen von Atomen. Zum Beispiel: Ammoniumion NH 4 +, Sulfation SO 4 2- usw. Chemische Bindungen, die durch solche Ionen gebildet werden, werden auch als ionisch betrachtet;
- Ionische Bindungen werden normalerweise zwischen gebildet Metalle und Nichtmetalle(Gruppen von Nichtmetallen);
Die resultierenden Ionen werden aufgrund elektrischer Anziehung angezogen: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Lassen Sie uns visuell verallgemeinern Unterschied zwischen kovalenten und ionischen Bindungstypen:
Metall chemische Bindung
Metallverbindung ist die Beziehung, die relativ gebildet wird freie Elektronen zwischen Metallionen Kristallgitter bilden.
Die Atome von Metallen auf der äußeren Energieebene haben normalerweise ein bis drei Elektronen. Die Radien von Metallatomen sind in der Regel groß - daher geben Metallatome im Gegensatz zu Nichtmetallen recht leicht Außenelektronen ab, d.h. sind starke Reduktionsmittel
Intermolekulare Wechselwirkungen
Unabhängig davon lohnt es sich, die Wechselwirkungen zu berücksichtigen, die zwischen einzelnen Molekülen in einer Substanz auftreten - intermolekulare Wechselwirkungen . Intermolekulare Wechselwirkungen sind eine Art Wechselwirkung zwischen neutralen Atomen, bei der keine neuen kovalenten Bindungen auftreten. Die Wechselwirkungskräfte zwischen Molekülen wurden 1869 von van der Waals entdeckt und nach ihm benannt. Van-dar-Waals-Streitkräfte. Van-der-Waals-Kräfte werden unterteilt in Orientierung, Induktion und Streuung . Die Energie zwischenmolekularer Wechselwirkungen ist viel geringer als die Energie einer chemischen Bindung.
Orientierung Anziehungskräfte entstehen zwischen polaren Molekülen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung). Diese Kräfte entstehen zwischen polaren Molekülen. Induktive Wechselwirkungen ist die Wechselwirkung zwischen einem polaren und einem unpolaren Molekül. Ein unpolares Molekül wird durch die Wirkung eines polaren Moleküls polarisiert, was zu einer zusätzlichen elektrostatischen Anziehung führt.
Eine besondere Art der zwischenmolekularen Wechselwirkung sind Wasserstoffbrückenbindungen. - dies sind intermolekulare (oder intramolekulare) chemische Bindungen, die zwischen Molekülen entstehen, in denen es stark polare kovalente Bindungen gibt - H-F, H-O oder H-N. Wenn es solche Bindungen im Molekül gibt, dann gibt es sie zwischen den Molekülen zusätzliche Anziehungskräfte .
Bildungsmechanismus Die Wasserstoffbindung ist teilweise elektrostatisch und teilweise Donor-Akzeptor. Dabei wirkt ein Atom eines stark elektronegativen Elements (F, O, N) als Elektronenpaar-Donator und mit diesen Atomen verbundene Wasserstoffatome als Akzeptor. Wasserstoffbrückenbindungen werden charakterisiert Orientierung im Raum u Sättigung .
Die Wasserstoffbrückenbindung kann durch Punkte gekennzeichnet werden: H ··· O. Je größer die Elektronegativität eines mit Wasserstoff verbundenen Atoms und je kleiner seine Größe, desto stärker ist die Wasserstoffbindung. Es ist in erster Linie charakteristisch für Verbindungen Fluor mit Wasserstoff , sowie zu Sauerstoff mit Wasserstoff , weniger Stickstoff mit Wasserstoff .
Zwischen folgenden Stoffen treten Wasserstoffbrückenbindungen auf:
— Fluorwasserstoff HF(Gas, Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser - Flusssäure), Wasser H 2 O (Dampf, Eis, flüssiges Wasser):
— Lösung aus Ammoniak und organischen Aminen- zwischen Ammoniak und Wassermolekülen;
— organische Verbindungen mit O-H- oder N-H-Bindungen: Alkohole, Carbonsäuren, Amine, Aminosäuren, Phenole, Anilin und seine Derivate, Proteine, Kohlenhydratlösungen - Monosaccharide und Disaccharide.
Die Wasserstoffbrückenbindung beeinflusst die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Stoffen. Somit erschwert die zusätzliche Anziehung zwischen Molekülen das Sieden von Substanzen. Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen zeigen einen abnormalen Siedepunktanstieg.
Zum Beispiel In der Regel wird mit zunehmendem Molekulargewicht eine Erhöhung des Siedepunkts von Substanzen beobachtet. Allerdings in einer Reihe von Stoffen H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te Wir beobachten keine lineare Änderung der Siedepunkte.
Nämlich bei Siedepunkt von Wasser ist ungewöhnlich hoch - nicht weniger als -61 o C, wie uns die gerade Linie zeigt, aber viel mehr, +100 o C. Diese Anomalie wird durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen erklärt. Daher ist Wasser unter normalen Bedingungen (0-20 o C). Flüssigkeit nach Phasenzustand.