A szabad fluor kétatomos molekulákból áll. Kémiai szempontból a fluor egyértékű nemfémként jellemezhető, ráadásul a nemfémek közül a legaktívabb. Ennek számos oka lehet, többek között az F 2 molekula egyedi atomokra bomlásának egyszerűsége – az ehhez szükséges energia mindössze 159 kJ/mol (szemben az O 2 esetében 493 kJ/mol, míg a szénnel 242 kJ/mol). 12). A fluoratomok jelentős elektronaffinitással és viszonylag kis mérettel rendelkeznek. Ezért kiderül, hogy vegyértékkötéseik más elemek atomjaival erősebbek, mint más metalloidok hasonló kötései (például a H-F kötés energiája -564 kJ/mol szemben a 460 kJ/mol H-O-kötéssel és 431 kJ/mol a H-O-kötéssel szemben. a H-C1 kötés).
Az F-F kötést 1,42 A-es magtávolság jellemzi. A fluor termikus disszociációjára a következő adatokat kaptuk számítással:
A fluoratom alapállapotában a külső elektronréteg 2s 2 2p 5 szerkezetével rendelkezik, és egyértékű. Egy 2p elektron 3s szintre történő átvitelével járó háromértékű állapot gerjesztése 1225 kJ/mol költséget igényel, és gyakorlatilag nem valósul meg.
Egy semleges fluoratom elektronaffinitását 339 kJ/mol-ra becsülik. Ion F - 1,33 A effektív sugár és 485 kJ/mol hidratációs energiával jellemezhető. A fluor kovalens sugarát általában 71 pm-nek (azaz az F 2 molekulában a magok közötti távolság felének) tekintik.
A kémiai kötés olyan elektronikus jelenség, amelyben legalább egy elektron, amely a magjának erőterében volt, egy másik atommag vagy több atommag erőterében találja magát egyszerre.
A legtöbb egyszerű anyag és minden összetett anyag (vegyület) olyan atomokból áll, amelyek bizonyos módon kölcsönhatásba lépnek egymással. Más szóval, kémiai kötés jön létre az atomok között. Kémiai kötés kialakulásakor mindig energia szabadul fel, vagyis a keletkező részecske energiájának kisebbnek kell lennie, mint az eredeti részecskék összenergiája.
Az ionos kötés legegyszerűbb modellje az elektron átmenete egyik atomról a másikra, ami ellentétes töltésű, stabil elektronkonfigurációjú ionok képződését eredményezi, amelyek között elektrosztatikus vonzás jön létre:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
Az ionok képződésének és a köztük lévő elektrosztatikus vonzás fellépésének hipotézisét először W. Kossel német tudós fogalmazta meg (1916).
A kommunikáció másik modellje az elektronok két atom általi megosztása, ami szintén stabil elektronikus konfigurációk kialakulását eredményezi. Az ilyen kötést kovalensnek nevezik, az elméletét 1916-ban kezdte kidolgozni G. Lewis amerikai tudós.
A közös pont mindkét elméletben a nemesgáz elektronkonfigurációjával egybeeső, stabil elektronkonfigurációjú részecskék képződése volt.
Például a lítium-fluorid képződése során megvalósul a kötésképződés ionos mechanizmusa. A lítiumatom (3 Li 1s 2 2s 1) egy elektront veszít, és kationná (3 Li + 1s 2) válik, amelynek elektronkonfigurációja a héliumé. A fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) elektront fogad el, és egy neon elektronkonfigurációjú aniont képez (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6). Elektrosztatikus vonzás lép fel a Li + lítium ion és az F - fluor ion között, aminek következtében új vegyület képződik - lítium-fluorid.
Amikor hidrogén-fluorid keletkezik, a hidrogénatom egyetlen elektronja (1s) és a fluoratom páratlan elektronja (2p) mindkét atommag - a hidrogénatom és a fluoratom - hatásmezejében találja magát. Ily módon egy közös elektronpár jelenik meg, ami az elektronsűrűség újraeloszlását és egy maximális elektronsűrűség megjelenését jelenti. Ennek eredményeként most két elektron kapcsolódik a hidrogénatom magjához (a hélium atom elektronkonfigurációja), a külső energiaszint nyolc elektronja pedig a fluoratomhoz (a neonatom elektronikus konfigurációja):
Ezt egy vonal jelzi az elemek szimbólumai között: H-F.Az egy elektronpáron keresztül létrejött kötést egyszeres kötésnek nevezzük.
A lítium-ion és a hidrogénatom között kételektronos héj kialakulása speciális eset.Az a tendencia, hogy egy stabil nyolcelektronos héjat alkossanak az egyik atomról a másikra történő elektronátvitellel (ionos kötés) vagy az elektronok megosztásával (kovalens kötés), oktettszabálynak nevezzük.
Vannak azonban olyan vegyületek, amelyek nem felelnek meg ennek a szabálynak. Például a BeF 2 berillium-fluoridban lévő berillium atomnak csak négyelektronos héja van; hat elektronhéj jellemző a bóratomra (a pontok a külső energiaszint elektronjait jelzik):
Ugyanakkor az olyan vegyületekben, mint a foszfor(V)-klorid és a kén(VI)-fluorid, a jód(VII)-fluorid, a központi atomok elektronhéja nyolcnál több elektront tartalmaz (foszfor - 10; kén - 12; jód - 14):
A legtöbb d elemű vegyület sem követi az oktett szabályt.
Az összes fent bemutatott példában kémiai kötés jön létre a különböző elemek atomjai között; heteroatomikusnak nevezik. Azonos atomok között azonban kovalens kötés is létrejöhet. Például egy hidrogénmolekula úgy jön létre, hogy minden hidrogénatomból 15 elektront osztanak meg, ami azt eredményezi, hogy minden atom két elektronból álló stabil elektronkonfigurációt kap. Oktett akkor keletkezik, amikor más egyszerű anyagok, például fluor molekulái képződnek:
A kémiai kötés kialakítása négy vagy hat elektron megosztásával is megvalósítható. Az első esetben kettős kötés jön létre, amely két általánosított elektronpár, a másodikban egy hármas kötés jön létre (három általánosított elektronpár).
Például, amikor egy N2 nitrogénmolekula képződik, kémiai kötés jön létre hat elektron megosztásával: minden atomból három párosítatlan p elektron. A nyolcelektronos konfiguráció eléréséhez három közös elektronpárt hozunk létre:
A kettős kötést két kötőjel jelzi, a hármas kötést három. Az N2 nitrogénmolekula a következőképpen ábrázolható: N≡N.
Az egy elem atomjai által alkotott kétatomos molekulákban a maximális elektronsűrűség a magközi vonal közepén található. Mivel az atomok között nem történik töltésszétválás, az ilyen típusú kovalens kötéseket nempolárisnak nevezzük. A heteroatomos kötés mindig bizonyos fokig poláris, mivel a maximális elektronsűrűség az egyik atom felé tolódik el, aminek következtében részleges negatív töltést kap (jelölése σ-). Az az atom, amelyről a maximális elektronsűrűség kiszorul, részleges pozitív töltést kap (jelölése σ+). Az elektromosan semleges részecskéket, amelyekben a részleges negatív és részleges pozitív töltések középpontja nem esik egybe a térben, dipólusoknak nevezzük. A kötés polaritását a dipólusmomentum (μ) méri, amely egyenesen arányos a töltések nagyságával és a köztük lévő távolsággal.
Rizs. A dipólus sematikus ábrázolása
Felhasznált irodalom jegyzéke
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Általános kémia: tankönyv. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Val vel. 32-35]
1916-ban javasolták a molekulák szerkezetének első rendkívül leegyszerűsített elméleteit, amelyek elektronikus fogalmakat használtak: G. Lewis amerikai fizikai kémikus (1875-1946) és W. Kossel német tudós elméletét. Lewis elmélete szerint egy kémiai kötés létrejötte kétatomos molekulában egyszerre két atom vegyértékelektronjaiból áll. Ezért például egy hidrogénmolekulában a vegyértékvonal helyett egy kémiai kötést alkotó elektronpárt kezdtek rajzolni:
Az elektronpár által létrehozott kémiai kötést kovalens kötésnek nevezzük. A hidrogén-fluorid molekula a következőképpen ábrázolható:
Az egyszerű anyagok (H2, F2, N2, O2) és az összetett anyagok (HF, NO, H2O, NH3) molekulái között az a különbség, hogy az előbbieknek nincs dipólusmomentumuk, míg az utóbbiaknak van. Az m dipólusmomentum a q töltés abszolút értékének és két ellentétes töltés közötti távolság szorzataként definiálható:
Egy kétatomos molekula m dipólusmomentuma kétféleképpen határozható meg. Először is, mivel a molekula elektromosan semleges, a Z" molekula teljes pozitív töltése ismert (ez megegyezik az atommagok töltéseinek összegével: Z" = ZA + ZB). A re magközi távolság ismeretében meghatározható a molekula pozitív töltésének súlypontjának elhelyezkedése. Egy molekula m értékét kísérletből kapjuk meg. Ezért megtalálhatja az r" -t - a molekula pozitív és teljes negatív töltésének súlypontjai közötti távolságot:
Másodszor, feltételezhetjük, hogy amikor egy kémiai kötést képező elektronpárt az egyik atomhoz eltolunk, akkor ezen az atomon valamilyen többlet negatív -q" töltés, a második atomon pedig +q" töltés jelenik meg. Az atomok közötti távolság re:
A HF molekula dipólusmomentuma egyenlő 6,4H 10-30 ClH m, a magok közötti távolság H-F 0,917H 10-10 m A q" kiszámítása a következőt adja: q" = 0,4 elemi töltés (azaz elektrontöltés). Ha a fluoratomon túlzott negatív töltés jelenik meg, az azt jelenti, hogy a HF-molekulában kémiai kötést alkotó elektronpár a fluoratom felé tolódik el. Ezt a kémiai kötést poláris kovalens kötésnek nevezik. Az A2 típusú molekulák nem rendelkeznek dipólusmomentummal. Azokat a kémiai kötéseket, amelyeket ezek a molekulák képeznek, az úgynevezett kovalens nempoláris kötések.
Kossel elmélet Az aktív fémek (alkáli és alkáliföldfém) és aktív nemfémek (halogének, oxigén, nitrogén) által alkotott molekulák leírására javasolták. A fématomok külső vegyértékelektronjai vannak a legtávolabb az atommagtól, ezért viszonylag gyengén tartja őket a fématom. A periódusos rendszer azonos sorában található kémiai elemek atomjainál balról jobbra haladva az atommag töltése folyamatosan növekszik, és további elektronok helyezkednek el ugyanabban az elektronikus rétegben. Ez oda vezet, hogy a külső elektronhéj összenyomódik, és az elektronok egyre szilárdabban vannak az atomban. Ezért a MeX molekulában lehetővé válik, hogy a fém gyengén visszatartott külső vegyértékelektronját az ionizációs potenciálnak megfelelő energiaráfordítással egy nemfém atom vegyértékelektronhéjába mozgassuk, az elektronaffinitással megegyező energiafelszabadulás mellett. Ennek eredményeként két ion képződik: Me+ és X-. Ezen ionok elektrosztatikus kölcsönhatása kémiai kötés. Ezt a fajta kapcsolatot hívták ión.
Ha a MeX molekulák dipólusmomentumait párban határozzuk meg, akkor kiderül, hogy a fématom töltése nem megy át teljesen a nemfém atomra, és az ilyen molekulákban lévő kémiai kötést inkább kovalens, erősen poláris kötésként írjuk le. . A pozitív fémkationok Me+ és a nemfém atomok negatív anionjai X- általában ezen anyagok kristályrácsának helyein találhatók. De ebben az esetben minden pozitív fémion először elektrosztatikusan lép kölcsönhatásba a hozzá legközelebb eső nemfémes anionokkal, majd fémkationokkal stb. Vagyis az ionos kristályokban a kémiai kötések delokalizálódnak, és végül minden ion kölcsönhatásba lép a kristályban található összes többi ionnal, amely egy óriási molekula.
Az atomok egyértelműen meghatározott jellemzői mellett, mint az atommagok töltése, ionizációs potenciálja, elektronaffinitása, a kémiában kevésbé meghatározott jellemzőket is alkalmaznak. Ezek egyike az elektronegativitás. L. Pauling amerikai kémikus vezette be a tudományba. Először nézzük meg az első három periódus elemeinek első ionizációs potenciáljára és elektronaffinitására vonatkozó adatokat.
Az ionizációs potenciálok és elektronaffinitások szabályszerűségeit teljes mértékben megmagyarázzák az atomok vegyértékelektronhéjának szerkezete. Egy izolált nitrogénatom elektronaffinitása sokkal kisebb, mint az alkálifém atomoké, bár a nitrogén aktív nemfém. A molekulákban más kémiai elemek atomjaival való kölcsönhatás során a nitrogén bizonyítja, hogy aktív nemfém. Ezt próbálta elérni L. Pauling, amikor bevezette az „elektronegativitást”, mint a kémiai elemek atomjainak azon képességét, hogy a kialakulás során egy elektronpárt mozdítsanak el maguk felé. kovalens poláris kötések. A kémiai elemek elektronegativitási skáláját L. Pauling javasolta. A legnagyobb elektronegativitást a hagyományos dimenzió nélküli egységekben a fluornak - 4,0, az oxigénnek - 3,5, a klórnak és a nitrogénnek - 3,0, a brómnak - 2,8 tulajdonította. Az atomok elektronegativitásának változásának természete teljes mértékben megfelel a periódusos rendszerben megfogalmazott törvényeknek. Ezért a koncepció alkalmazása " elektronegativitás„egyszerűen lefordítja egy másik nyelvre a fémek és nemfémek tulajdonságainak azon változásait, amelyek a periódusos rendszerben már tükröződnek.
Sok fém szilárd állapotban szinte tökéletesen formált kristály. A kristály rácshelyein fématomok vagy pozitív ionok találhatók. Azon fématomok elektronjai, amelyekből pozitív ionok keletkeztek, elektrongáz formájában, a kristályrács csomópontjai közötti térben helyezkednek el, és minden atomhoz és ionhoz tartoznak. Meghatározzák a fémek jellegzetes fémes fényét, nagy elektromos vezetőképességét és hővezető képességét. típus kémiai kötést, amelyet egy fémkristályban megosztott elektronok hoznak létre, úgynevezettfém kötés.
1819-ben P. Dulong és A. Petit francia tudósok kísérletileg megállapították, hogy szinte minden kristályos állapotban lévő fém moláris hőkapacitása 25 J/mol. Most könnyen megmagyarázhatjuk, hogy miért van ez így. A kristályrács csomópontjaiban lévő fématomok mindig mozgásban vannak - oszcilláló mozgásokat hajtanak végre. Ez az összetett mozgás három, egymásra merőleges síkban lévő egyszerű rezgőmozgásra bontható. Minden rezgőmozgásnak megvan a maga energiája és saját törvénye a hőmérséklet emelkedésével történő változásának - saját hőkapacitása. A hőkapacitás határértéke az atomok bármilyen vibrációs mozgására megegyezik az R-vel - az univerzális gázállandóval. Az atomok három független vibrációs mozgása egy kristályban 3R hőkapacitásnak felel meg. Amikor a fémeket nagyon alacsony hőmérsékletről hevítik, hőkapacitásuk nulláról növekszik. Szobahőmérsékleten és magasabb hőmérsékleten a legtöbb fém hőkapacitása eléri maximális értékét - 3R.
Hevítéskor a fémek kristályrácsa megsemmisül, és olvadt állapotba kerülnek. További melegítés hatására a fémek elpárolognak. Gőzben sok fém létezik Me2 molekulák formájában. Ezekben a molekulákban a fématomok képesek kovalens nempoláris kötések kialakítására.
A fluor egy kémiai elem (F szimbólum, 9-es rendszám), egy nemfém, amely a halogének csoportjába tartozik. Ez a legaktívabb és legelektronegatívabb anyag. Normál hőmérsékleten és nyomáson a fluormolekula halványsárga színű, képlete F 2 . Más halogenidekhez hasonlóan a molekuláris fluor nagyon veszélyes, és bőrrel érintkezve súlyos kémiai égési sérüléseket okoz.
Használat
A fluort és vegyületeit széles körben használják, többek között gyógyszerek, mezőgazdasági vegyszerek, üzemanyagok, kenőanyagok és textíliák előállítására. üvegmaratáshoz, a fluorplazmát pedig félvezető és egyéb anyagok előállításához használják. Az F-ionok alacsony koncentrációja a fogkrémben és az ivóvízben segíthet megelőzni a fogszuvasodást, míg egyes rovarirtó szerekben magasabb koncentrációban találhatók. Sok általános érzéstelenítő fluor-szénhidrogén származék. A 18F izotóp pozitronforrás a pozitronemissziós tomográfiával végzett orvosi képalkotáshoz, az urán-hexafluoridot pedig az uránizotópok elkülönítésére és atomerőművek számára történő előállítására használják.
A felfedezés története
A fluorvegyületeket tartalmazó ásványok már sok évvel a kémiai elem izolálása előtt ismertek voltak. Például a kalcium-fluoridból álló ásványi fluorpátot (vagy fluoritot) George Agricola írta le 1530-ban. Észrevette, hogy folyasztószerként is használható, olyan anyagként, amely segít csökkenteni egy fém vagy érc olvadáspontját, és segít megtisztítani a kívánt fémet. Ezért a fluor a fluere („folyni”) szóból kapta latin nevét.
1670-ben Heinrich Schwanhard üvegfúvó felfedezte, hogy az üveget savval kezelt kalcium-fluoriddal (fluorpáttal) marják. Karl Scheele és sok későbbi kutató, köztük Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard hidrogén-fluoriddal (HF) kísérleteztek, amely könnyen előállítható CaF tömény kénsavval való kezelésével.
Végül világossá vált, hogy a HF egy korábban ismeretlen elemet tartalmaz. Ezt az anyagot azonban túlzott reakcióképessége miatt évekig nem lehetett izolálni. Nemcsak nehéz elválasztani a vegyületektől, de azonnal reakcióba lép a többi komponensével. Az elemi fluor izolálása hidrogén-fluoridból rendkívül veszélyes, és a korai kísérletek több tudóst megvakítottak és megöltek. Ezek az emberek „fluorid mártírként” váltak ismertté.
Felfedezés és gyártás
Végül 1886-ban Henri Moissan francia vegyésznek sikerült fluort izolálnia olvadt kálium-fluoridok és hidrogén-fluorid keverékének elektrolízisével. Ezért 1906-ban kémiai Nobel-díjat kapott. Elektrolitikus megközelítését ma is alkalmazzák ennek a kémiai elemnek az ipari előállítására.
A fluor első nagyüzemi előállítása a második világháború idején kezdődött. A Manhattan Project részeként az atombomba létrehozásának egyik szakaszában volt szükség rá. Fluorból urán-hexafluoridot (UF 6) állítottak elő, amelyet viszont két izotóp, a 235 U és 238 U izotóp elválasztására használtak. Ma UF 6 gázra van szükség a dúsított urán előállításához atomenergia számára.
A fluor legfontosabb tulajdonságai
A periódusos rendszerben az elem a 17. csoport (korábban 7A csoport) tetején található, amelyet halogén elemnek neveznek. Egyéb halogének közé tartozik a klór, bróm, jód és asztatin. Ezenkívül az F a második periódusban van az oxigén és a neon között.
A tiszta fluor jellegzetes szúrós szagú maró hatású gáz (kémiai képlete F2), amely 20 nl/liter térfogatban található meg. Mivel az összes elem közül a legreaktívabb és legelektronegatívabb, a legtöbbjükkel könnyen képez vegyületet. A fluor túlságosan reakcióképes ahhoz, hogy elemi formában létezzen, és olyan affinitása van a legtöbb anyaghoz, beleértve a szilíciumot is, hogy nem lehet előállítani vagy üvegedényben tárolni. Nedves levegőben vízzel reagál, és ugyanolyan veszélyes hidrogén-fluoridot képez.
A hidrogénnel kölcsönhatásba lépő fluor alacsony hőmérsékleten és sötétben is felrobban. Vízzel hevesen reagál, hidrogén-fluoridot és oxigéngázt képezve. Különféle anyagok, köztük a finomfémek és az üveg, erős lánggal égnek fluorgáz áramban. Ezenkívül ez a kémiai elem vegyületeket képez a kripton, xenon és radon nemesgázokkal. Azonban nem reagál közvetlenül nitrogénnel és oxigénnel.
A fluor rendkívüli aktivitása ellenére ma már rendelkezésre állnak módszerek a biztonságos feldolgozására és szállítására. Az elem acélból vagy monelből (nikkelben gazdag ötvözetből) készült tartályokban tárolható, mivel ezen anyagok felületén fluoridok képződnek, amelyek megakadályozzák a további reakciókat.
A fluoridok olyan anyagok, amelyekben a fluor negatív töltésű ionként (F -) van jelen néhány pozitív töltésű elemmel kombinálva. A fémekkel alkotott fluorvegyületek a legstabilabb sók közé tartoznak. Vízben oldva ionokká válnak szét. A fluor egyéb formái a komplexek, például - és H 2 F +.
Izotópok
Ennek a halogénnek számos izotópja van, 14 F és 31 F között. A fluor izotópösszetétele azonban csak egyet tartalmaz, a 19 F-ot, amely 10 neutront tartalmaz, mivel ez az egyetlen stabil. A 18 F radioaktív izotóp értékes pozitronforrás.
Biológiai hatások
A szervezetben a fluor főleg a csontokban és a fogakban található ionok formájában. Az Egyesült Államok Nemzeti Tudományos Akadémia Nemzeti Kutatási Tanácsa szerint az ivóvíz fluorozása egy milliomodrésznél kisebb koncentrációban jelentősen csökkenti a fogszuvasodás előfordulását. Másrészt a túlzott fluor felhalmozódás fluorózishoz vezethet, ami foltos fogak formájában nyilvánul meg. Ez a hatás általában olyan területeken figyelhető meg, ahol ennek a kémiai elemnek a tartalma az ivóvízben meghaladja a 10 ppm-et.
Az elemi fluor és fluorid sók mérgezőek, és nagyon óvatosan kell velük bánni. Óvatosan kerülni kell a bőrrel vagy szemmel való érintkezést. Olyan reakciót vált ki a bőrrel, amely gyorsan behatol a szövetekbe, és reakcióba lép a csontokban lévő kalciummal, véglegesen károsítva azokat.
Fluor a környezetben
A fluorit ásvány éves kitermelése mintegy 4 millió tonna, a feltárt lelőhelyek összkapacitása pedig 120 millió tonnán belül van. Ennek az ásványnak a fő bányászati területei Mexikó, Kína és Nyugat-Európa.
A fluor a természetben a földkéregben fordul elő, ahol kőzetekben, szénben és agyagban is megtalálható. A fluorok a talaj széleróziójával kerülnek a levegőbe. A fluor a 13. legnagyobb mennyiségben előforduló kémiai elem a földkéregben – tartalma 950 ppm. A talajban átlagos koncentrációja körülbelül 330 ppm. Az ipari égési folyamatok eredményeként hidrogén-fluorid kerülhet a levegőbe. A levegőben lévő fluorok végül kihullanak a talajra vagy a vízbe. Amikor a fluorid nagyon kis részecskékkel kötődik, hosszú ideig a levegőben maradhat.
A légkörben ebből a kémiai elemből 0,6 ppb sóköd és szerves klórvegyületek formájában van jelen. Városi környezetben a koncentráció eléri az 50 ppm-t.
Kapcsolatok
A fluor egy kémiai elem, amely szerves és szervetlen vegyületek széles skáláját képezi. A kémikusok helyettesíthetik vele a hidrogénatomokat, és ezáltal sok új anyagot hozhatnak létre. A nagyon reaktív halogén nemesgázokkal vegyületeket képez. 1962-ben Neil Bartlett xenon-hexafluorplatinátot (XePtF6) állított elő. A kripton és a radon fluoridjait is előállították. Egy másik vegyület az argon-fluor-hidrid, amely csak rendkívül alacsony hőmérsékleten stabil.
Ipari alkalmazás
A fluort atomos és molekuláris állapotában plazmamaratáshoz használják félvezetők, síkképernyők és mikroelektromechanikai rendszerek gyártása során. A hidrogén-fluorsavat lámpákban és más termékekben üvegmaratáshoz használják.
Egyes vegyületei mellett a fluor fontos összetevője a gyógyszerek, mezőgazdasági vegyszerek, üzemanyagok, kenőanyagok és textíliák gyártásában. A kémiai elem a halogénezett alkánok (halonok) előállításához szükséges, amelyeket viszont széles körben alkalmaztak a klíma- és hűtőrendszerekben. A klórozott-fluorozott szénhidrogének használatát később betiltották, mert hozzájárulnak az ózonréteg tönkretételéhez a felső légkörben.
A kén-hexafluorid egy rendkívül inert, nem mérgező gáz, amely üvegházhatású gáznak minősül. Fluor nélkül nem állíthatók elő alacsony súrlódású műanyagok, mint például a teflon. Számos érzéstelenítő (pl. szevoflurán, dezflurán és izoflurán) hidrofluor-szénhidrogén-származék. A nátrium-hexafluor-aluminátot (kriolit) az alumínium elektrolíziséhez használják.
A fluoridvegyületeket, köztük a NaF-ot is, a fogkrémekben használják a fogszuvasodás megelőzésére. Ezeket az anyagokat a települési vízkészletekhez adják a víz fluorozása érdekében, de a gyakorlatot ellentmondásosnak tartják az emberi egészségre gyakorolt hatásai miatt. Magasabb koncentrációban a NaF-ot rovarölő szerként használják, különösen a csótányok elleni védekezésben.
A múltban a fluoridokat az ércek csökkentésére és folyékonyságuk növelésére használták. A fluor fontos összetevője az urán-hexafluorid előállításának, amelyet izotópjainak szétválasztására használnak. A 18 F, egy 110 perces radioaktív izotóp pozitronokat bocsát ki, és gyakran használják az orvosi pozitronemissziós tomográfiában.
A fluor fizikai tulajdonságai
A kémiai elem alapvető jellemzői a következők:
- Atomtömeg 18,9984032 g/mol.
- Az elektronkonfiguráció 1s 2 2s 2 2p 5.
- Oxidációs állapot -1.
- Sűrűsége 1,7 g/l.
- Olvadáspont 53,53 K.
- Forráspont 85,03 K.
- Hőkapacitás 31,34 J/(K mol).
A két vagy több atomból képződött kémiai részecskéket nevezzük molekulák(valós vagy feltételes képlet egységei többatomos anyagok). A molekulák atomjai kémiailag kötődnek.
A kémiai kötés a részecskéket összetartó elektromos vonzási erőkre utal. Minden kémiai kötés benne szerkezeti képletekúgy tűnik vegyértékvonal Például:
H–H (kötés két hidrogénatom között);
H 3 N – H + (kötés az ammónia molekula nitrogénatomja és a hidrogénkation között);
(K +) – (I -) (kötés a káliumkation és a jodidion között).
A kémiai kötést egy elektronpár () alkotja, amelyet a komplex részecskék (molekulák, komplex ionok) elektronképleteiben általában vegyértékjellemző vált fel, ellentétben a saját, magányos atompárokkal, pl.
A kémiai kötést ún kovalens, ha mindkét atommal egy elektronpár megosztásával jön létre.
Az F 2 molekulában mindkét fluoratom azonos elektronegativitással rendelkezik, ezért az elektronpár birtoklása azonos számukra. Az ilyen kémiai kötést nempolárisnak nevezzük, mivel minden fluoratom elektronsűrűség ugyanaz benne elektronikus képlet A molekulák feltételesen egyenlően oszthatók fel közöttük:
A HCl hidrogén-klorid molekulában a kémiai kötés már poláris, mivel a klóratomon (nagyobb elektronegativitású elemen) az elektronsűrűség lényegesen nagyobb, mint a hidrogénatomon:
Kovalens kötés, például H-H, két semleges atom elektronjainak megosztásával hozható létre:
H · + · H > H – H
Ezt a kötésképzési mechanizmust ún csere vagy egyenértékű.
Egy másik mechanizmus szerint ugyanaz a kovalens H-H kötés jön létre, amikor a H hidridion elektronpárját megosztja a H + hidrogénkation:
H + + (:H) -> H - H
A H+ kationt ebben az esetben ún elfogadó egy anion H - donor elektronpár. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa az lesz donor-elfogadó, vagy koordináció.
Az egyszeres kötéseket (H – H, F – F, H – CI, H – N) nevezzük a-kötvények, meghatározzák a molekulák geometriai alakját.
A kettős és hármas kötések () egy a-komponenst és egy vagy két a-komponenst tartalmaznak; A fő és feltételesen először kialakított ?-komponens mindig erősebb, mint az ?-komponensek.
A kémiai kötés fizikai (valójában mérhető) jellemzői az energiája, hossza és polaritása.
A kémiai kötés energiája (E sv) az a hő, amely egy adott kötés kialakulása során felszabadul, és annak megszakítására fordítódik. Ugyanazon atomok esetében mindig egyszeres kötés gyengébb mint többszörös (dupla, hármas).
Kémiai kötés hossza (lсв) – atommagok közötti távolság. Ugyanazon atomok esetében mindig egyszeres kötés hosszabb, mint többszöröse.
Polaritás a kommunikációt mérik elektromos dipólusmomentum p– a valós elektromos töltés (egy adott kötés atomjain) szorzata a dipólus hosszával (azaz a kötés hosszával). Minél nagyobb a dipólusmomentum, annál nagyobb a kötés polaritása. A kovalens kötésben lévő atomokon a valódi elektromos töltések értéke mindig kisebb, mint az elemek oxidációs állapota, de előjelben egybeesnek; például a H + I -Cl -I kötésnél a valódi töltések H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (bipoláris részecske vagy dipólus).
Molekuláris polaritásösszetételük és geometriai alakjuk határozza meg.
Nem poláris (p = O) lesz:
a) molekulák egyszerű anyagok, mivel csak nem poláris kovalens kötéseket tartalmaznak;
b) többatomos molekulák összetett anyagok, ha azok geometriai alakja szimmetrikus.
Például a CO 2, BF 3 és CH 4 molekulák a következő irányú (hosszúságú) kötésvektorokkal rendelkeznek:
A kötésvektorok összeadásakor ezek összege mindig nulla lesz, és a molekulák összességében nem polárisak, bár poláris kötéseket tartalmaznak.
Polar (o> O) lesz:
A) kétatomos molekulák összetett anyagok, mivel csak poláris kötéseket tartalmaznak;
b) többatomos molekulák összetett anyagok, ha szerkezetük aszimmetrikusan, azaz geometriai alakjuk vagy hiányos vagy torz, ami egy teljes elektromos dipól megjelenéséhez vezet például az NH 3, H 2 O, HNO 3 és HCN molekulákban.
Az összetett ionok, például az NH 4 +, SO 4 2- és NO 3 -, elvileg nem lehetnek dipólusok, csak egy (pozitív vagy negatív) töltést hordoznak.
Ionos kötés kationok és anionok elektrosztatikus vonzása során fordul elő, szinte nincs megosztva egy elektronpár, például K + és I - között. A káliumatom elektronsűrűsége hiányzik, míg a jódatom felesleggel rendelkezik. Ezt a kapcsolatot figyelembe veszik szélső kovalens kötés esete, mivel az elektronpár gyakorlatilag az anion birtokában van. Ez a kapcsolat legjellemzőbb a tipikus fémek és nemfémek (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) vegyületeire és a só osztályba tartozó anyagokra (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Mindezek a vegyületek szobai körülmények között kristályos anyagok, amelyeket összefoglaló néven nevezünk ionos kristályok(kationokból és anionokból épült kristályok).
Ismert még egyfajta kapcsolat, az ún fém kötés, amelyben a vegyértékelektronokat olyan lazán tartják a fématomok, hogy valójában nem tartoznak meghatározott atomokhoz.
A fématomok, amelyek egyértelműen hozzájuk tartozó külső elektronok nélkül maradnak, mintegy pozitív ionokká válnak. Kialakulnak fém kristályrács. A szocializált vegyértékelektronok halmaza ( elektron gáz)összetartja a pozitív fémionokat és meghatározott rácshelyeken.
Az ionos és fémes kristályokon kívül vannak még atomÉs molekuláris kristályos anyagok, amelyek rácshelyein atomok vagy molekulák, ill. Példák: a gyémánt és a grafit atomrácsos kristályok, a jód I 2 és a szén-dioxid CO 2 (szárazjég) molekularácsos kristályok.
A kémiai kötések nemcsak az anyagok molekuláiban léteznek, hanem a molekulák között is kialakulhatnak, például folyékony HF, víz H 2 O és H 2 O + NH 3 keveréke esetén:
Hidrogén kötés A legelektronegatívabb elemek - F, O, N - atomjait tartalmazó poláris molekulák elektrosztatikus vonzási ereje képződik. Például hidrogénkötések vannak jelen a HF-ben, H 2 O-ban és NH 3-ban, de a HCl-ben nincsenek, H 2 S és PH 3.
A hidrogénkötések instabilak és meglehetősen könnyen felszakadnak, például amikor jég olvad és a víz felforr. Azonban némi többletenergiát fordítanak ezeknek a kötéseknek a megszakítására, így a hidrogénkötéssel rendelkező anyagok olvadáspontjaira (5. táblázat) és forráspontjaira.
(például HF és H 2 O) lényegesen magasabbak, mint a hasonló anyagoknál, de nem tartalmaznak hidrogénkötést (például HCl és H 2 S).
Sok szerves vegyület hidrogénkötést is képez; A hidrogénkötés fontos szerepet játszik a biológiai folyamatokban.
Példák az A rész feladataira1. A csak kovalens kötést tartalmazó anyagok azok
1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2
2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5
3) CH4, HNO3, Na(CH3O)
4) CCl 2 O, I 2, N 2 O
2–4. Kovalens kötés
2. szingli
3. kettős
4. hármas
jelen van az anyagban
5. A molekulákban többféle kötés található
6. A gyököknek nevezett részecskék azok
7. Az egyik kötés donor-akceptor mechanizmussal jön létre egy ionhalmazban
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H3O+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 +, SO 3 2-
8. A legtartósabbÉs rövid kötés – egy molekulában
9. Csak ionos kötést tartalmazó anyagok - a készletben
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. Az anyag kristályrácsa
13. Ba(OH) 2
1) fém
Atom, molekula, mag tulajdonságai
A fluoratom szerkezete.
Az atom középpontjában egy pozitív töltésű atommag található. 9 negatív töltésű elektron forog körbe.
Elektronikus képlet: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (amu)
m neutr.= 1,00866 (am.u.)
m proton = m elektron
Fluor izotópok.
Izotóp: 18F
Rövid jellemzők: Előfordulás a természetben: 0%
Az atommagban lévő protonok száma 9. A neutronok száma az atommagban 9. A nukleonok száma 18.E kötések = 931,5(9*m pr.+9*m neutron-M(F18)) = 138,24 (MEV)E specifikus = E kötés/N nukleon = 7,81 (MEV/nukleon)
Az alfa-bomlás lehetetlen Béta mínusz bomlás lehetetlen Pozitron-bomlás: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28( MeV) Elektronbefogás: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Izotóp: 19F
Rövid jellemzők: Elterjedtség a természetben: 100%
Fluor molekula.
A szabad fluor kétatomos molekulákból áll. Kémiai szempontból a fluor egyértékű nemfémként jellemezhető, ráadásul a nemfémek közül a legaktívabb. Ennek számos oka lehet, többek között az F2 molekula egyes atomokra való egyszerű bomlása – az ehhez szükséges energia mindössze 159 kJ/mol (szemben az O2 esetében 493 kJ/mol és a C12 esetében 242 kJ/mol). A fluoratomok jelentős elektronaffinitással és viszonylag kis mérettel rendelkeznek. Ezért kiderül, hogy vegyértékkötéseik más elemek atomjaival erősebbek, mint más metalloidok hasonló kötései (például a H-F kötés energiája -564 kJ/mol szemben a 460 kJ/mol H-O-kötéssel és 431 kJ/mol a H-O-kötéssel szemben. a H-C1 kötés).
Az F-F kötést 1,42 A-es magtávolság jellemzi. A fluor termikus disszociációjára a következő adatokat kaptuk számítással:
Hőmérséklet, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Disszociációs fok, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
A fluoratom alapállapotában a 2s22p5 külső elektronréteg szerkezetével rendelkezik, és egyértékű. Egy 2p elektron 3s szintre történő átvitelével járó háromértékű állapot gerjesztése 1225 kJ/mol költséget igényel, és gyakorlatilag nem valósul meg. Egy semleges fluoratom elektronaffinitását 339 kJ/mol-ra becsülik. Az F-iont 1,33 A effektív sugár és 485 kJ/mol hidratációs energia jellemzi. A fluor kovalens sugarát általában 71 pm-nek (azaz az F2 molekulában a magok közötti távolság felének) tekintik.
A fluor kémiai tulajdonságai.
Mivel a metalloid elemek fluor származékai általában erősen illékonyak, képződésük nem védi meg a metalloid felületét a fluor további hatásától. Ezért a kölcsönhatás gyakran sokkal energikusabb, mint sok fém esetében. Például a szilícium, a foszfor és a kén meggyullad a fluorgázban. Az amorf szén (szén) hasonlóan viselkedik, míg a grafit csak vörös hő hatására reagál. A fluor nem kapcsolódik közvetlenül nitrogénnel és oxigénnel.
A fluor eltávolítja a hidrogént más elemek hidrogénvegyületeiből. A legtöbb oxid lebomlik tőle, kiszorítva az oxigént. Különösen a víz kölcsönhatásba lép az F2 + H2O -> 2 HF + O séma szerint
Ráadásul a kiszorított oxigénatomok nemcsak egymással, hanem részben víz- és fluormolekulákkal is egyesülnek. Ezért ez a reakció az oxigéngázon kívül mindig hidrogén-peroxidot és fluor-oxidot (F2O) termel. Ez utóbbi halványsárga gáz, szagában az ózonhoz hasonló.
A fluor-oxidot (más néven oxigén-fluoridot - ОF2) úgy lehet előállítani, hogy fluort 0,5 N-ben engedünk át. NaOH oldat. A reakció a következő egyenlet szerint megy végbe: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О A következő reakciók is jellemzőek a fluorra.
H2 + F2 = 2HF (robbanással)
(első elektron)
(Pauling szerint)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Fluor | |
Kémiai tulajdonságok
A legaktívabb nemfém, szinte minden anyaggal hevesen kölcsönhatásba lép (ritka kivételek a fluoroplasztok), és legtöbbjükkel - égéssel és robbanással. A fluor hidrogénnel való érintkezése még nagyon alacsony hőmérsékleten is (-252°C-ig) gyulladáshoz és robbanáshoz vezet. Még a nukleáris iparban használt víz és platina:urán is ég fluoratmoszférában.
klór-trifluorid ClF 3 - fluorozószer és a rakéta üzemanyag erős oxidálója
kén-hexafluorid SF 6 - gáznemű szigetelő az elektromos iparban
fém-fluoridok (például W és V), amelyek bizonyos előnyös tulajdonságokkal rendelkeznek
a freonok jó hűtőközegek
teflon - kémiailag inert polimerek
nátrium-hexafluor-aluminát - alumínium elektrolízissel történő későbbi előállításához
különféle fluorvegyületek
Rakétatechnika
A fluorvegyületeket széles körben használják a rakétatechnológiában rakéta-üzemanyag oxidálószereként.Alkalmazás az orvostudományban
A fluorvegyületeket széles körben használják a gyógyászatban vérpótlóként.
Biológiai és élettani szerepe
A fluor létfontosságú elem a szervezet számára. Az emberi szervezetben a fluor főként a fogzománcban található a fluorapatit - Ca 5 F (PO 4) 3 összetételében. Nem elegendő (kevesebb, mint 0,5 mg/liter ivóvíz) vagy túlzott (1 mg/liter feletti) fluorfogyasztás esetén a szervezetben fogbetegségek alakulhatnak ki: fogszuvasodás és fluorózis (a zománc foltosodása), illetve osteosarcoma.
A fogszuvasodás megelőzésére javasolt fluoridos adalékos fogkrémek használata vagy fluortartalmú víz (1 mg/l koncentrációig) fogyasztása, illetve 1-2%-os nátrium-fluorid vagy ónfluorid oldat helyi alkalmazása. Az ilyen intézkedések 30-50%-kal csökkenthetik a fogszuvasodás valószínűségét.
Az ipari helyiségek levegőjében a kötött fluor maximális megengedett koncentrációja 0,0005 mg/liter.
további információ
Fluor, Fluorum, F(9)
A fluort (Fluorine, French and German Fluor) 1886-ban nyerték szabad állapotban, de vegyületei régóta ismertek, széles körben alkalmazták a kohászatban és az üveggyártásban. A fluorit (CaP) első említése fluorpát (Fliisspat) néven a 16. századból származik. A legendás Vaszilij Valentinnak tulajdonított alkotások egyike különféle színekre festett köveket említ - flux (Fliisse a latin fluere szóból - folyni, önteni), amelyeket fémek olvasztásakor használtak folyasztószerként. Agricola és Libavius ír erről. Ez utóbbi speciális elnevezéseket vezet be ennek a folyasztószernek - fluorpát (Flusspat) és ásványi fluorok. Számos 17–18. századi vegyészeti és műszaki alkotás szerzője. Ismertesse a fluorpát különböző típusait. Oroszországban ezeket a köveket plaviknak, spaltnak, spatnak nevezték; Lomonoszov ezeket a köveket szelenitnek minősítette, és sparnak vagy fluxusnak (kristályfolyadék) nevezte el. Az orosz kézművesek, valamint az ásványgyűjtemények gyűjtői (például a 18. században P. F. Golitsin herceg) tudták, hogy bizonyos típusú spárgák hevítve (például forró vízben) a sötétben világítanak. Leibniz azonban foszfortörténetében (1710) a termofoszfort (Thermophosphorus) említi ezzel kapcsolatban.
Nyilvánvalóan a kémikusok és a kézműves vegyészek legkésőbb a 17. században ismerkedtek meg a hidrogén-fluoriddal. 1670-ben a nürnbergi kézműves, Schwanhard kénsavval kevert fluorpátot használt az üvegserlegek mintáinak maratására. Abban az időben azonban a fluorpát és a hidrogén-fluorid természete teljesen ismeretlen volt. Azt hitték például, hogy a kovasavnak pácoló hatása van a Schwanhard-eljárásban. Ezt a téves véleményt Scheele kiküszöbölte, és bebizonyította, hogy amikor a fluorpát kénsavval reagál, az üvegretortának a keletkező hidrogén-fluorsav általi korróziója következtében kovasav keletkezik. Ezenkívül Scheele megállapította (1771), hogy a fluorpát a meszes föld és egy speciális sav keveréke, amelyet „svéd savnak” neveztek.
Lavoisier felismerte a hidrogén-fluorid-gyököt, mint egy egyszerű testet, és felvette az egyszerű testek táblázatába. A hidrogén-fluoridot többé-kevésbé tiszta formában nyerték 1809-ben. Gay-Lussac és Thénard fluorpát kénsavval történő desztillálásával ólom- vagy ezüstretortában. A művelet során mindkét kutatót megmérgezték. A hidrogén-fluorid valódi természetét 1810-ben állapította meg Ampere. Elutasította Lavoisier azon véleményét, hogy a hidrogén-fluoridnak oxigént kell tartalmaznia, és bebizonyította ennek a savnak a hasonlatát a sósavval. Ampere beszámolt eredményeiről Davynek, aki nemrégiben megállapította a klór elemi természetét. Davy teljes mértékben egyetértett Ampere érveivel, és sok erőfeszítést fordított arra, hogy szabad fluort nyerjen hidrogén-fluorid elektrolízisével és más módon. Figyelembe véve a hidrogén-fluorid erős korrozív hatását az üvegre, valamint a növényi és állati szövetekre, Ampere azt javasolta, hogy a benne lévő elemet fluornak nevezzék (görögül - pusztulás, halál, járvány, pestis stb.). Davy azonban nem fogadta el ezt a nevet, és egy másik - Fluorne -t javasolt, a klór akkori nevével analógiaként - Chlorine, mindkét nevet még mindig használják az angolban. Az Ampere által adott név oroszul megmaradt.
A 19. században számos kísérlet történt a szabad fluor izolálására. nem vezetett sikeres eredményre. Csak 1886-ban sikerült Moissannak ezt megtennie és szabad fluort nyernie sárga-zöld gáz formájában. Mivel a fluor szokatlanul agresszív gáz, Moissannak sok nehézséget kellett leküzdenie, mielőtt megtalálta a fluorral végzett kísérletek berendezésére alkalmas anyagot. A hidrogén-fluorid 55 °C-on történő elektrolízisére szolgáló U-cső (folyékony metil-kloriddal hűtve) platinából készült, fluorpát-dugóval. A szabad fluor kémiai és fizikai tulajdonságainak tanulmányozása után széles körű alkalmazásra talált. Manapság a fluor az egyik legfontosabb komponens a fluororganikus anyagok széles körének szintézisében. A 19. század eleji orosz irodalomban. a fluort másképp nevezték: hidrogén-fluorid bázis, fluor (Dvigubsky, 1824), fluorosság (Iovsky), fluor (Shcheglov, 1830), fluor, fluor, fluor. Hess 1831-ben vezette be a fluor nevet.
A munka kémiai kötésekkel kapcsolatos feladatokat tartalmaz.
Pugacheva Elena Vladimirovna
A fejlesztés leírása
6. A kovalens nempoláris kötés jellemző
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) ionos 4) fém
15. Három közös elektronpár kovalens kötést hoz létre egy molekulában
16. A molekulák között hidrogénkötések jönnek létre
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) víz és gyémánt 2) hidrogén és klór 3) réz és nitrogén 4) bróm és metán
19. Hidrogénkötés nem jellemző anyagért
1) fluor 2) klór 3) bróm 4) jód
1) СF 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. A periódusos rendszer második periódusának kémiai elemeinek atomjai D.I. Mengyelejev ionos kémiai kötésekkel rendelkező vegyületeket képez a következő összetételű: 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) ionos 2) fém
43. Ionos kötést 1) H és S 2) P és C1 3) Cs és Br 4) Si és F alkot.
interakció közben
1) ionos 2) fém
1) ionos 2) fém
AZ ANYAG MEGNEVEZÉSE A KOMMUNIKÁCIÓ TÍPUSA
1) cink A) ionos
2) nitrogén B) fém
62. Gyufa
KOMMUNIKÁCIÓS TÍPUS CSATLAKOZTATÁS
1) ionos A) H 2
2) fém B) Va
3) kovalens poláris B) HF
66. A legerősebb kémiai kötés a molekulában található 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. Növekszik a kötésszilárdság a sorozatban 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. Jelöljön meg egy sorozatot, amelyet egy kémiai kötés hosszának növekedése jellemez!
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 , F 2
Nézzük a 3. számú feladatot a 2016-os Egységes Államvizsga-lehetőségek közül.
Feladatok megoldásokkal.
1. számú feladat.
A kovalens nempoláris kötéssel rendelkező vegyületek a következő sorozatban találhatók:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4. NH3, S8, NaF
Magyarázat: találnunk kell egy sorozatot, amelyben csak egyszerű anyagok lesznek, mivel kovalens nempoláris kötés csak ugyanazon elem atomjai között jön létre. A helyes válasz az 1.
2. feladat.
A kovalens poláris kötésekkel rendelkező anyagokat a következő sorozatok sorolják fel:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Magyarázat: itt meg kell találni egy sorozatot, amelyben csak összetett anyagok és ráadásul minden nem fém. A helyes válasz a 3.
3. feladat.
A hidrogénkötés jellemző
1. Alkanov 2. Arenov 3. Alkoholok 4. Alkinov
Magyarázat: Egy hidrogénion és egy elektronegatív ion között hidrogénkötés jön létre. A felsoroltak közül csak az alkoholoknak van ilyen készlete.
A helyes válasz a 3.
4. feladat.
Kémiai kötés a vízmolekulák között
1. Hidrogén
2. Ionos
3. Kovalens poláris
4. Kovalens nempoláris
Magyarázat: A vízben az O és H atomok között poláris kovalens kötés jön létre, mivel ezek két nemfém, de a vízmolekulák között van hidrogénkötés. A helyes válasz az 1.
5. feladat.
A két anyag mindegyikében csak kovalens kötések vannak:
1. CaO és C3H6
2. NaNO3 és CO
3. N2 és K2S
4. CH4 és SiO2
Magyarázat: a csatlakozásoknak csak nem fémekből kell állniuk, azaz a helyes válasz a 4.
6. feladat.
Poláris kovalens kötéssel rendelkező anyag az
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Magyarázat: Poláris kovalens kötés jön létre a különböző nemfémek atomjai között. A helyes válasz a 3.
7. feladat.
A nempoláris kovalens kötés két anyag mindegyikére jellemző:
1. Víz és gyémánt
2. Hidrogén és klór
3. Réz és nitrogén
4. Bróm és metán
Magyarázat: a nem poláris kovalens kötés ugyanazon nemfémes elem atomjainak összekapcsolódására jellemző. A helyes válasz a 2.
8. feladat.
Milyen kémiai kötés jön létre a 9-es és 19-es rendszámú elemek atomjai között?
1. Ionos
2. Fém
3. Kovalens poláris
4. Kovalens nempoláris
Magyarázat: ezek az elemek - fluor és kálium, azaz egy nemfém és egy fém, az ilyen elemek között csak ionos kötés jöhet létre. A helyes válasz az 1.
9. feladat.
Egy ionos típusú kötéssel rendelkező anyag a képletnek felel meg
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Magyarázat: egy fématom és egy nemfém atom között ionos kötés jön létre, azaz a helyes válasz a 4.
10. feladat.
A hidrogén-klorid és
1. Ammónia
2. Bróm
3. Nátrium-klorid
4. Magnézium-oxid
Magyarázat: A hidrogén-kloridnak kovalens poláris kötése van, vagyis két különböző nemfémből álló anyagot kell találnunk - ez az ammónia.
A helyes válasz az 1.
Önálló megoldási feladatok.
1. A molekulák között hidrogénkötések jönnek létre
1. Fluorsav
2. Metán-klorid
3. Dimetil-éter
4. Etilén
2. Egy kovalens kötéssel rendelkező vegyület a képletnek felel meg
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Egy kovalens nempoláris kötéssel rendelkező anyag képlete
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Az ionos kötéssel rendelkező anyag az
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. A molekulák között hidrogénkötések jönnek létre
1. Metanol
3. Acetilén
4. Metil-formiát
6. A kovalens nempoláris kötés két anyag mindegyikére jellemző:
1. Nitrogén és ózon
2. Víz és ammónia
3. Réz és nitrogén
4. Bróm és metán
7. Egy anyagra jellemző a kovalens poláris kötés
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. A kovalens nempoláris kötés jellemző
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Egy kovalens poláris kötéssel rendelkező anyag az
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. A kovalens nempoláris kötés két anyag mindegyikére jellemző:
1. Hidrogén és klór
2. Víz és gyémánt
3. Réz és nitrogén
4. Bróm és metán
Ez a jegyzet az A.A. által szerkesztett 2016-os egységes államvizsga-gyűjtemény feladatait használja. Kaverina.
A4 Kémiai kötés.
Kémiai kötés: kovalens (poláris és nem poláris), ionos, fémes, hidrogén. Módszerek kovalens kötések kialakítására. A kovalens kötés jellemzői: hossz és kötési energia. Ionos kötés kialakulása.
1. lehetőség – 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
2. lehetőség – 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
3. lehetőség – 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
4. lehetőség – 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. Az ammóniában és a bárium-kloridban a kémiai kötés rendre
1) ionos és kovalens poláris
2) kovalens poláris és ionos
3) kovalens nempoláris és fémes
4) kovalens nempoláris és ionos
2. A csak ionos kötéseket tartalmazó anyagokat a következő sorozatok sorolják fel:
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. Kölcsönhatás útján ionos kötéssel rendelkező vegyület keletkezik
1) CH 4 és O 2 2) SO 3 és H 2 O 3) C 2 H 6 és HNO 3 4) NH 3 és HCI
4. Melyik sorozatban van minden anyag poláris kovalens kötéssel?
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. Mely sorozatokba írják a csak poláris kovalens kötést tartalmazó anyagok képleteit?
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. A kovalens nempoláris kötés jellemző
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Poláris kovalens kötéssel rendelkező anyag az
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Egy kovalens kötéssel rendelkező anyag az
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Egy kovalens nempoláris kötéssel rendelkező anyag képlete
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. A nem poláris kovalens kötésekkel rendelkező anyagok az
11. Azonos elektronegativitású atomok között kémiai kötés jön létre
1) ionos 2) kovalens poláris 3) kovalens nem poláris 4) hidrogén
12. A kovalens poláris kötések jellemzőek
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Olyan kémiai elem, amelynek atomjában az elektronok a következőképpen oszlanak meg a rétegek között: 2, 8, 8, 2 kémiai kötést képez a hidrogénnel
1) kovalens poláris 2) kovalens nempoláris
3) ionos 4) fém
14. Melyik anyag molekulájában a leghosszabb a szénatomok közötti kötés?
1) acetilén 2) etán 3) etén 4) benzol
15. Három közös elektronpár kovalens kötést hoz létre egy molekulában
1) nitrogén 2) hidrogén-szulfid 3) metán 4) klór
16. A molekulák között hidrogénkötések jönnek létre
1) dimetil-éter 2) metanol 3) etilén 4) etil-acetát
17. A kötés polaritása a molekulában a legkifejezettebb
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. A nem poláris kovalens kötésekkel rendelkező anyagok az
1) víz és gyémánt 2) hidrogén és klór 3) réz és nitrogén 4) bróm és metán
19. Hidrogénkötés nem jellemző anyagért
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. Kovalens poláris kötés jellemző mind a két anyagra, amelyek képlete:
1) KI és H 2 O 2) CO 2 és K 2 O 3) H 2 S és Na 2 S 4) CS 2 és PC1 5
21. A leggyengébb kémiai kötés egy molekulában
22. Melyik anyag molekulájában van a leghosszabb kémiai kötés?
1) fluor 2) klór 3) bróm 4) jód
23. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötésekkel rendelkezik:
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. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötéssel rendelkezik:
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, CHC1 3
25. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötéssel rendelkezik:
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. A sorozatban szereplő anyagok mindegyike kovalens kötésekkel rendelkezik:
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 Ó
27. A kötés polaritása a molekulákban a legkifejezettebb
1) hidrogén-szulfid 2) klór 3) foszfin 4) hidrogén-klorid
28. Melyik anyag molekulájában a legerősebbek a kémiai kötések?
1) СF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
29. Az NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 anyagok között - az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek száma egyenlő
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Az (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 anyagok között - a kovalens kötést tartalmazó vegyületek száma egyenlő
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. Azonos atomok összekapcsolásával keletkező anyagokban kémiai kötés
1) ionos 2) kovalens poláris 3) hidrogén 4) kovalens nem poláris
32. A periódusos rendszer második periódusának kémiai elemeinek atomjai D.I. Mengyelejev ionos kémiai kötésekkel rendelkező vegyületeket képez a következő összetételű: 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. A kovalens poláris és kovalens nempoláris kötésekkel rendelkező vegyületek a következők: 1) víz és hidrogén-szulfid 2) kálium-bromid és nitrogén 3) ammónia és hidrogén, 4) oxigén és metán.
34. A kovalens nempoláris kötések jellemzőek 1) vízre 2) ammóniára 3) nitrogénre 4) metánra
35. Kémiai kötés hidrogén-fluorid molekulában
1) kovalens poláris 3) ionos
2) kovalens nempoláris 4) hidrogén
36. Válasszon ki egy olyan anyagpárt, amelyben az összes kötés kovalens:
1) NaCl, HCl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. A kálium-jodidban a kémiai kötés
1) kovalens nempoláris 3) fémes
2) kovalens poláris 4) ionos
38. Szén-diszulfidban CS 2 kémiai kötés
1) ionos 2) fém
3) kovalens poláris 4) kovalens nempoláris
39. Egy vegyületben kovalens nempoláris kötés jön létre
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Egy kovalens poláris kötéssel rendelkező anyag képlete 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Ionos kémiai kötéssel rendelkező vegyület
1) foszfor-klorid 2) kálium-bromid 3) nitrogén-oxid (II) 4) bárium
42. Az ammóniában és a bárium-kloridban a kémiai kötés rendre
1) ionos és kovalens poláris 2) kovalens poláris és ionos
3) kovalens nem poláris és fémes 4) kovalens nem poláris és ionos
43. Ionos kötést 1) H és S 2) P és C1 3) Cs és Br 4) Si és F alkot.
44. Milyen típusú kötés található a H2 molekulában?
1) Ionos 2) Hidrogén 3) Kovalens nempoláris 4) Donor-akceptor
45. A kovalens poláris kötést tartalmazó anyagok az
1) kén-oxid (IV) 2) oxigén 3) kalcium-hidrid 4) gyémánt
46. A fluormolekulában kémiai kötés van
1) kovalens poláris 2) ionos 3) kovalens nem poláris 4) hidrogén
47. Melyik sorozat tartalmazza azokat az anyagokat, amelyek csak kovalens poláris kötésekkel rendelkeznek:
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. Melyik sorozatban van minden anyag poláris kovalens kötéssel?
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. Melyik sorozat sorolja fel a csak ionos kötést tartalmazó anyagokat:
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. Ionos kötéssel rendelkező vegyület keletkezik interakció közben
1) CH 4 és O 2 2) NH 3 és HCl 3) C 2 H 6 és HNO 3 4) SO 3 és H 2 O
51. 1) etán 2) benzol 3) hidrogén 4) etanol molekulái között hidrogénkötés jön létre.
52. Melyik anyagban vannak hidrogénkötések? 1) hidrogén-szulfid 2) jég 3) hidrogén-bromid 4) benzol
53. A 15. és 53. sorszámú elemek között kialakult kapcsolat
1) ionos 2) fém
3) kovalens nem poláris 4) kovalens poláris
54. A 16-os és 20-as sorszámú elemek között kialakult kapcsolat
1) ionos 2) fém
3) kovalens poláris 4) hidrogén
55. A 11-es és 17-es sorszámú elemek atomjai között kötés jön létre
1) fémes 2) ionos 3) kovalens 4) donor-akceptor
56. A molekulák között hidrogénkötések jönnek létre
1) hidrogén 2) formaldehid 3) ecetsav 4) kénhidrogén
57. Mely sorozatokba írják a csak poláris kovalens kötést tartalmazó anyagok képleteit?
1) Cl 2, NH 3, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, S 8 4) HI, H 2 O, PH 3
58.Melyik anyag tartalmaz ionos és kovalens kémiai kötéseket is?
1) nátrium-klorid 2) hidrogén-klorid 3) nátrium-szulfát 4) foszforsav
59. Egy molekulában lévő kémiai kötés kifejezettebb ionos karakterrel rendelkezik
1) lítium-bromid 2) réz-klorid 3) kalcium-karbid 4) kálium-fluorid
60. Melyik anyagban az összes kémiai kötés kovalens nempoláris?
1) Gyémánt 2) Szén-monoxid (IV) 3) Arany 4) Metán
61. Állítson fel egyezést egy anyag és az abban lévő atomok kapcsolatának típusa között.
AZ ANYAG MEGNEVEZÉSE A KOMMUNIKÁCIÓ TÍPUSA
1) cink A) ionos
2) nitrogén B) fém
3) ammónia B) kovalens poláris
4) kalcium-klorid D) kovalens nempoláris
62. Gyufa
KOMMUNIKÁCIÓS TÍPUS CSATLAKOZTATÁS
1) ionos A) H 2
2) fém B) Va
3) kovalens poláris B) HF
4) kovalens nempoláris D) BaF 2
63. Melyik vegyületben keletkezik donor-akceptor mechanizmussal kovalens kötés az atomok között? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Jelölje meg azt a molekulát, amelyben a legnagyobb a kötési energia: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Jelölje meg azt a molekulát, amelyben a legerősebb a kémiai kötés: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
Az Egységes Államvizsga-kódoló témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötések jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. Hidrogén kötés
Intramolekuláris kémiai kötések
Először is nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.
Kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatása, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.
A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGATIVITÁS. Ez határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.
az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és elsősorban az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.
Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitások táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .
Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.
Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár feléje mozdul. A több elektronegativitás különbség atomok, annál jobban eltolódik az elektronpár.
Ha a kölcsönható atomok elektronegativitási értéke egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(B), akkor a közös elektronpár nem tolódik el egyik atomra sem: A: B. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris.
Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása eltér, de nem nagy mértékben (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens poláris .
Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átkerül egy másik atomra, a keletkezéssel ionok. Ezt a kapcsolatot hívják ión.
A kémiai kötések alaptípusai − kovalens, iónÉs fém kommunikáció. Nézzük meg őket közelebbről.
Kovalens kémiai kötés
Kovalens kötés – ez egy kémiai kötés miatt alakult ki közös elektronpár kialakulása A:B . Ráadásul két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.
A kovalens kötések alapvető tulajdonságai
- fókusz,
- telíthetőség,
- polaritás,
- polarizálhatóság.
Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.
Kommunikációs irány az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszög 104,45 o, ezért a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszög 108 o 28′.
Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.
Polaritás kötés az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása miatt következik be két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nem polárisra osztják.
Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok eltolódási képessége külső elektromos tér hatására(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.
Kovalens nempoláris kémiai kötés
A kovalens kötésnek 2 típusa van: POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .
Példa . Tekintsük a H2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom a külső energiaszintjén 1 párosítatlan elektront hordoz. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontok jelzik. A Lewis-pontszerkezeti modellek nagyon hasznosak a második periódus elemeivel való munka során.
H. + . H = H:H
Így egy hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert A hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris .
Kovalens nempoláris (szimmetrikus) kötés egy kovalens kötés, amelyet azonos elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes elektronsűrűség-eloszlású.
A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.
Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.
Kovalens poláris kémiai kötés
Kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különféle nemfémek) és jellemzi elmozdulás megosztott elektronpárt egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).
Az elektronsűrűség eltolódik az elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.
Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és így tovább dipólmomentum . További vonzó erők hatnak a szomszédos molekulák és az ellenkező előjelű töltések között, ami növekszik erő kommunikáció.
A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is a kötés polaritásától függ. A kapcsolat polaritása gyakran meghatározza molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.
Példák: HCl, CO 2, NH 3.
A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai
A kovalens kémiai kötések 2 mechanizmussal jöhetnek létre:
1. Csere mechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít, hogy közös elektronpárt képezzen:
A . + . B= A:B
2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy magányos elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:
V: + B= A:B
Ebben az esetben az egyik atom egy magányos elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). Mindkét kötés kialakulása következtében az elektronok energiája csökken, i.e. ez előnyös az atomok számára.
Donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaiban. A kovalens kötés kialakulása a donor-akceptor mechanizmussal jellemző azokra az atomokra, amelyeknél nagyszámú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértékképességét a megfelelő részben tárgyaljuk részletesebben.
A kovalens kötés egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre:
- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;
- V ammónium ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammónium-ionban;
- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na-kötés alumínium és hidroxidionok között;
- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;
- egy molekulában ózon O3.
A kovalens kötések alapvető jellemzői
A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hosszúság, energia, sokféleség és irányultság.
A kémiai kötés többszöröse
A kémiai kötés többszöröse - Ezt Egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékeiből egy kötés többszörössége meglehetősen könnyen meghatározható.
Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötés többszöröse 1, mert Minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén, így egy közös elektronpár jön létre.
Az O2 oxigénmolekulában a kötés többszöröse 2, mert A külső energiaszinten minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van: O=O.
Az N2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.
Kovalens kötés hossza
Kémiai kötés hossza
a kötést alkotó atomok magjainak középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály segítségével, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével: 
A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető atomi sugarak szerint kötés kialakítása, ill kommunikációs sokrétűséggel, ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.
A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza növekszik.
Például
Az atomok közötti kötések sokaságának növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy csak kis mértékben térnek el egymástól), a kötés hossza csökken.
Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.
Kommunikációs energia
A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.
A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.
A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb egy kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél alacsonyabb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.
Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra, a kémiai kötés erőssége csökken, mert A csatlakozás hossza megnő.
Ionos kémiai kötés
Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.
Ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy adományozása során keletkeznek. Például az összes fém atomja gyengén tartja az elektronokat a külső energiaszintről. Ezért a fématomokat az jellemzi helyreállító tulajdonságok- elektron adományozási képesség.
Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz 3-as energiaszinten. Könnyen feladva a nátriumatom a sokkal stabilabb Na + iont képezi, a Ne nemesgáz neon elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:
+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Példa. A klóratom a külső energiaszinten 7 elektront tartalmaz. A stabil inert argonatom Ar konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell nyernie. Egy elektron hozzáadása után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:
+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Jegyzet:
- Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
- Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
- Általában ionos kötések jönnek létre egymás között fémekÉs nemfémek(nem fémcsoportok);
A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Foglaljuk össze vizuálisan A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:
Fém kémiai kötés
Fém csatlakozás relatíve kialakuló kapcsolat szabad elektronok között fémionok, kristályrácsot képezve.
A fématomok általában a külső energiaszinten helyezkednek el egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen feladják külső elektronjaikat, pl. erős redukálószerek
Intermolekuláris kölcsönhatások
Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben nem jelennek meg új kovalens kötések. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit Van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezték el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció És szétszórt . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint a kémiai kötések energiája.
Orientációs vonzási erők poláris molekulák között fordulnak elő (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között lépnek fel. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.
Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyek erősen poláris kovalens kötésekkel rendelkeznek - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések egy molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzó erők .
Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A hidrogénkötésekre jellemző fókusz térben és telítettség
A hidrogénkötéseket pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb a hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban kapcsolatokra jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigén és hidrogén , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .
Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:
— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):
— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;
— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.
A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok forrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan emelkedik.
Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.
Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázis állapot szerint.