Laisvąjį fluorą sudaro dviatomės molekulės. Cheminiu požiūriu fluoras gali būti apibūdinamas kaip monovalentinis nemetalas, be to, pats aktyviausias iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F 2 molekulės skaidymą į atskirus atomus - tam reikalinga energija yra tik 159 kJ / mol (palyginti su 493 kJ / mol O 2 ir 242 kJ / mol C 12). Fluoro atomai turi didelį elektronų giminingumą ir yra santykinai mažo dydžio. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metaloidų ryšius (pavyzdžiui, H-F ryšio energija yra - 564 kJ / mol, palyginti su 460 kJ / mol H-O ryšiu ir 431 kJ / mol H-C1 jungtis).
F-F ryšiui būdingas 1,42 A branduolio atstumas. Fluoro terminei disociacijai skaičiuojant buvo gauti šie duomenys:
Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s 2 2p 5 struktūrą ir yra vienavalentis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ/mol išlaidų ir praktiškai nerealizuojamas.
Apskaičiuota, kad neutralaus fluoro atomo elektronų giminingumas yra 339 kJ/mol. Jonas F – pasižymi efektyviu 1,33 A spinduliu ir 485 kJ/mol hidratacijos energija. Fluoro kovalentiniam spinduliui paprastai imama 71 pm reikšmė (t. y. pusė atstumo tarp branduolių F 2 molekulėje).
Cheminis ryšys yra elektroninis reiškinys, kai bent vienas elektronas, buvęs savo branduolio jėgos lauke, atsiduria kito branduolio jėgos lauke arba tuo pačiu metu keliuose branduoliuose.
Dauguma paprastų medžiagų ir visos sudėtingos medžiagos (junginiai) susideda iš atomų, kurie tam tikru būdu sąveikauja tarpusavyje. Kitaip tariant, tarp atomų susidaro cheminis ryšys. Susidarius cheminiam ryšiui energija visada išsiskiria, t.y., susidariusios dalelės energija turi būti mažesnė už bendrą pradinių dalelių energiją.
Elektrono perėjimas iš vieno atomo į kitą, dėl kurio susidaro priešingai įkrauti stabilios elektroninės konfigūracijos jonai, tarp kurių susidaro elektrostatinė trauka, yra paprasčiausias joninio ryšio modelis:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
Hipotezę apie jonų susidarymą ir elektrostatinės traukos tarp jų atsiradimą pirmasis iškėlė vokiečių mokslininkas W. Kossel (1916).
Kitas sujungimo modelis yra elektronų pasidalijimas dviem atomais, dėl kurių taip pat susidaro stabilios elektroninės konfigūracijos. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu, jo teoriją 1916 metais pradėjo kurti amerikiečių mokslininkas G. Lewisas.
Bendras abiejų teorijų taškas buvo dalelių, turinčių stabilią elektroninę konfigūraciją, sutampančių su tauriųjų dujų elektronine konfigūracija, susidarymas.
Pavyzdžiui, susidarant ličio fluoridui, realizuojamas joninis ryšio susidarymo mechanizmas. Ličio atomas (3 Li 1s 2 2s 1) praranda elektroną ir virsta katijonu (3 Li + 1s 2), kurio elektroninė konfigūracija yra helis. Fluoras (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) priima elektroną, sudarydamas anijoną (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) su neono elektronine konfigūracija. Tarp ličio jono Li + ir fluoro jono F - atsiranda elektrostatinė trauka, dėl kurios susidaro naujas junginys - ličio fluoridas.
Susidarius vandenilio fluoridui, vienintelis vandenilio atomo elektronas (1s) ir neporinis fluoro atomo elektronas (2p) yra abiejų branduolių – vandenilio atomo ir fluoro atomo – veikimo lauke. Taigi susidaro bendra elektronų pora, o tai reiškia elektronų tankio persiskirstymą ir maksimalaus elektronų tankio atsiradimą. Dėl to du elektronai dabar yra susieti su vandenilio atomo branduoliu (elektroninė helio atomo konfigūracija), o aštuoni išorinio energijos lygio elektronai yra susieti su fluoro branduoliu (neono atomo elektronine konfigūracija):
Tai žymima vienu brūkšneliu tarp elementų simbolių: H-F.Ryšys, kurį atlieka viena elektronų pora, vadinamas viengubu ryšiu.
Dviejų elektronų apvalkalų susidarymas ličio jonui ir vandenilio atomui yra ypatingas atvejis.Tendencija suformuoti stabilų aštuonių elektronų apvalkalą, perkeliant elektroną iš vieno atomo į kitą (joninis ryšys) arba dalijantis elektronais (kovalentinis ryšys), vadinamas okteto taisykle.
Tačiau yra junginių, kurie nesilaiko šios taisyklės. Pavyzdžiui, berilio fluorido BeF 2 berilio atomas turi tik keturių elektronų apvalkalą; boro atomui būdingi šeši elektronų apvalkalai (taškai rodo išorinio energijos lygio elektronus):
Tuo pačiu metu junginiuose, tokiuose kaip fosforo (V) chloridas ir sieros (VI) fluoridas, jodo (VII) fluoridas, centrinių atomų elektronų apvalkaluose yra daugiau nei aštuoni elektronai (fosforas - 10; siera - 12; jodas - 14):
Daugumoje d elementų jungtukų okteto taisyklė taip pat nepaisoma.
Visuose aukščiau pateiktuose pavyzdžiuose tarp skirtingų elementų atomų susidaro cheminis ryšys; jis vadinamas heteroatominiu. Tačiau kovalentinis ryšys gali susidaryti ir tarp identiškų atomų. Pavyzdžiui, vandenilio molekulė susidaro dalijantis 15 kiekvieno vandenilio atomo elektronų, todėl kiekvienas atomas įgyja stabilią dviejų elektronų elektroninę konfigūraciją. Oktetas susidaro formuojantis kitų paprastų medžiagų, tokių kaip fluoras, molekulėms:
Cheminis ryšys taip pat gali būti suformuotas socializuojant keturis ar šešis elektronus. Pirmuoju atveju susidaro dviguba jungtis, kuri yra dvi apibendrintos elektronų poros, antruoju - triguba jungtis (trys apibendrintos elektronų poros).
Pavyzdžiui, susidarius azoto molekulei N 2, cheminis ryšys susidaro socializuojant šešiems elektronams: po tris nesuporuotus p elektronus iš kiekvieno atomo. Norint pasiekti aštuonių elektronų konfigūraciją, sudaromos trys bendros elektronų poros:
Dvigubas ryšys žymimas dviem brūkšneliais, trigubas – trimis. Azoto molekulė N 2 gali būti pavaizduota taip: N≡N.
Dviatominėse molekulėse, kurias sudaro vieno elemento atomai, didžiausias elektronų tankis yra tarpbranduolinės linijos viduryje. Kadangi atomų krūviai nėra atskirti, tokio tipo kovalentinis ryšys vadinamas nepoliniu. Heteroatominis ryšys visada yra daugiau ar mažiau polinis, nes didžiausias elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų, dėl ko jis įgauna dalinį neigiamą krūvį (žymimas σ-). Atomas, nuo kurio pasislenka elektronų tankio maksimumas, įgyja dalinį teigiamą krūvį (žymimas σ+). Elektriškai neutralios dalelės, kurių dalinio neigiamo ir dalinio teigiamo krūvio centrai erdvėje nesutampa, vadinamos dipoliais. Ryšio poliškumas matuojamas dipolio momentu (μ), kuris yra tiesiogiai proporcingas krūvių dydžiui ir atstumui tarp jų.
Ryžiai. Scheminis dipolio vaizdas
Naudotos literatūros sąrašas
- Popkovas V. A., Puzakovas S. A. Bendroji chemija: vadovėlis. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Su. 32-35]
1916 metais buvo pasiūlytos pirmosios itin supaprastintos molekulių sandaros teorijos, kuriose panaudotos elektroninės reprezentacijos: amerikiečių fizikinio chemiko G. Lewiso (1875-1946) ir vokiečių mokslininko W. Kosselio teorija. Remiantis Lewiso teorija, cheminės jungties susidarymas dviatomėje molekulėje apima dviejų atomų valentingus elektronus vienu metu. Todėl, pavyzdžiui, vandenilio molekulėje vietoj valentinio prado jie pradėjo piešti elektronų porą, kuri sudaro cheminį ryšį:
Cheminis ryšys, kurį sudaro elektronų pora, vadinamas kovalentiniu ryšiu. Vandenilio fluorido molekulė pavaizduota taip:
Skirtumas tarp paprastų medžiagų (H2, F2, N2, O2) ir sudėtingų medžiagų (HF, NO, H2O, NH3) molekulių yra tas, kad pirmosios neturi dipolio momento, o antrosios turi. Dipolio momentas m apibrėžiamas kaip krūvio q absoliučios vertės ir atstumo tarp dviejų priešingų krūvių r sandauga:
Dviatominės molekulės dipolio momentą m galima nustatyti dviem būdais. Pirma, kadangi molekulė yra elektriškai neutrali, žinomas bendras teigiamas molekulės krūvis Z" (jis lygus atomo branduolių krūvių sumai: Z" = ZA + ZB). Žinant tarpbranduolinį atstumą re, galima nustatyti molekulės teigiamo krūvio svorio centro vietą. Iš eksperimento randama m molekulių vertė. Todėl galite rasti r" - atstumą tarp teigiamo ir bendro neigiamo molekulės krūvio svorio centrų:
Antra, galime daryti prielaidą, kad kai elektronų pora, sudaranti cheminį ryšį, yra išstumta į vieną iš atomų, tam tikras neigiamas krūvis -q "atsiranda ant šio atomo, o krūvis + q" atsiranda antrajam atomui. Atstumas tarp atomų yra:
HF molekulės dipolio momentas yra 6,4×10-30 Cl× m, atstumas tarp branduolių H-F yra 0,917×10-10 m. Apskaičiavus q" gaunama: q" = 0,4 elementariojo krūvio (ty elektrono krūvio). ). Kadangi ant fluoro atomo atsirado perteklinis neigiamas krūvis, tai reiškia, kad elektronų pora, kuri sudaro cheminį ryšį HF molekulėje, yra perkelta į fluoro atomą. Toks cheminis ryšys vadinamas kovalentiniu poliniu ryšiu. A2 tipo molekulės neturi dipolio momento. Cheminiai ryšiai, sudarantys šias molekules, vadinami kovalentiniai nepoliniai ryšiai.
Kosselio teorija buvo pasiūlyta apibūdinti molekules, sudarytas iš aktyvių metalų (šarminių ir šarminių žemių) ir aktyvių nemetalų (halogenų, deguonies, azoto). Išoriniai metalo atomų valentiniai elektronai yra toliausiai nutolę nuo atomo branduolio, todėl juos gana silpnai išlaiko metalo atomas. Cheminių elementų atomams, esantiems toje pačioje Periodinės sistemos eilėje, judant iš kairės į dešinę, branduolio krūvis visą laiką didėja, o papildomi elektronai yra tame pačiame elektronų sluoksnyje. Tai veda prie to, kad išorinis elektronų apvalkalas susitraukia ir elektronai vis tvirčiau laikosi atome. Todėl MeX molekulėje atsiranda galimybė perkelti silpnai išlaikytą išorinį metalo valentinį elektroną su energijos sąnaudomis, lygiomis jonizacijos potencialui, į nemetalinio atomo valentinį elektronų apvalkalą, išskiriant energiją, lygią elektrono afinitetui. . Dėl to susidaro du jonai: Me+ ir X-. Šių jonų elektrostatinė sąveika yra cheminė jungtis. Šis ryšio tipas vadinamas joninės.
Jei poromis nustatytume MeX molekulių dipolio momentus, paaiškėtų, kad metalo atomo krūvis ne visiškai persikelia į nemetalinį atomą, o cheminis ryšys tokiose molekulėse geriau apibūdinamas kaip kovalentinis labai polinis ryšys. Teigiami metalų katijonai Me + ir neigiami nemetalų atomų anijonai X- dažniausiai egzistuoja šių medžiagų kristalų kristalinės gardelės vietose. Bet šiuo atveju kiekvienas teigiamas metalo jonas pirmiausia elektrostatiškai sąveikauja su artimiausiais nemetaliniais anijonais, paskui su metalo katijonais ir pan. Tai yra, joniniuose kristaluose cheminiai ryšiai yra delokalizuojami, ir kiekvienas jonas galiausiai sąveikauja su visais kitais jonais, patenkančiais į kristalą, kuris yra milžiniška molekulė.
Kartu su tiksliai apibrėžtomis atomų charakteristikomis, tokiomis kaip atomų branduolių krūviai, jonizacijos potencialai, elektronų afinitetas, chemijoje naudojamos ir mažiau apibrėžtos charakteristikos. Vienas iš jų yra elektronegatyvumas. Ją į mokslą įvedė amerikiečių chemikas L. Paulingas. Pirmiausia panagrinėkime pirmųjų trijų periodų elementų duomenis apie pirmąjį jonizacijos potencialą ir elektronų giminingumą.
Jonizacijos potencialų ir elektronų giminingumo dėsningumus visiškai paaiškina atomų valentinių elektronų apvalkalų struktūra. Izoliuoto azoto atomo afinitetas elektronams yra daug mažesnis nei šarminių metalų atomų, nors azotas yra aktyvus nemetalas. Būtent molekulėse, sąveikaudamas su kitų cheminių elementų atomais, azotas įrodo, kad jis yra aktyvus nemetalas. Būtent tai bandė padaryti L. Paulingas, įvesdamas „elektronegatyvumą“ kaip cheminių elementų atomų gebėjimą formuojantis išstumti elektronų porą į save. kovalentiniai poliniai ryšiai. Cheminių elementų elektronegatyvumo skalę pasiūlė L. Paulingas. Didžiausią elektronegatyvumą savavališkuose bedimensiuose vienetuose jis priskyrė fluorui – 4,0, deguoniui – 3,5, chlorui ir azotui – 3,0, bromui – 2,8. Atomų elektronegatyvumo kitimo pobūdis visiškai atitinka dėsnius, išreikštus periodinėje sistemoje. Todėl sąvokos naudojimas elektronegatyvumas"tiesiog verčia į kitą kalbą tuos metalų ir nemetalų savybių kitimo modelius, kurie jau atsispindi periodinėje sistemoje.
Daugelis kietos būsenos metalų yra beveik tobulai suformuoti kristalai.. Kristalinės gardelės mazguose kristale yra atomai arba teigiami metalo jonai. Tų metalo atomų, iš kurių susidarė teigiami jonai, elektronai yra elektronų dujų pavidalo erdvėje tarp kristalinės gardelės mazgų ir priklauso visiems atomams ir jonams. Jie nustato metalams būdingą metalinį blizgesį, didelį elektros laidumą ir šilumos laidumą. Tipas vadinamas cheminiu ryšiu, kurį atlieka socializuoti elektronai metalo kristalemetalinis ryšys.
1819 metais prancūzų mokslininkai P. Dulongas ir A. Petit eksperimentiškai nustatė, kad beveik visų kristalinės būsenos metalų molinė šiluminė talpa yra 25 J/mol. Dabar galime lengvai paaiškinti, kodėl taip yra. Metalų atomai kristalinės gardelės mazguose visada juda – jie atlieka svyruojančius judesius. Šį sudėtingą judesį galima išskaidyti į tris paprastus svyruojančius judesius trijose viena kitai statmenose plokštumose. Kiekvienas svyruojantis judesys turi savo energiją ir savo kitimo didėjant temperatūrai dėsnį – savo šiluminę talpą. Ribinė šiluminės talpos vertė bet kokiam svyruojančiam atomų judėjimui yra lygi R - universaliajai dujų konstantai. Trys nepriklausomi vibraciniai atomų judesiai kristale atitiks šiluminę talpą, lygią 3R. Kaitinant metalus, pradedant nuo labai žemos temperatūros, jų šiluminė talpa padidėja nuo nulio. Esant kambario ir aukštesnei temperatūrai, daugumos metalų šiluminė talpa pasiekia maksimalią vertę – 3R.
Kaitinant, metalų kristalinė gardelė sunaikinama ir jie pereina į išlydytą būseną. Toliau kaitinant metalai išgaruoja. Garuose daugelis metalų egzistuoja kaip Me2 molekulės. Šiose molekulėse metalo atomai gali sudaryti kovalentinius nepolinius ryšius.
Fluoras yra cheminis elementas (simbolis F, atominis skaičius 9), nemetalas, priklausantis halogenų grupei. Tai aktyviausia ir elektronegatyviausia medžiaga. Esant normaliai temperatūrai ir slėgiui, fluoro molekulė yra šviesiai geltona, formulė F 2 . Kaip ir kiti halogenidai, molekulinis fluoras yra labai pavojingas ir patekęs ant odos sukelia stiprius cheminius nudegimus.
Naudojimas
Fluoras ir jo junginiai plačiai naudojami, įskaitant vaistų, agrochemijos, degalų ir tepalų bei tekstilės gamyboje. naudojamas stiklui ėsdinti, o fluoro plazma – puslaidininkiams ir kitoms medžiagoms gaminti. Mažos F jonų koncentracijos dantų pastoje ir geriamajame vandenyje gali padėti išvengti dantų ėduonies, o didesnė koncentracija yra kai kuriuose insekticiduose. Daugelis bendrųjų anestetikų yra hidrofluorangliavandenilių dariniai. 18 F izotopas yra pozitronų šaltinis medicininiam vaizdavimui pozitronų emisijos tomografija, o urano heksafluoridas naudojamas urano izotopų atskyrimui ir gamybai atominėms elektrinėms.
Atradimų istorija
Mineralai, kuriuose yra fluoro junginių, buvo žinomi daugelį metų prieš šio cheminio elemento išskyrimą. Pavyzdžiui, mineralinis fluoras (arba fluoritas), susidedantis iš kalcio fluorido, buvo aprašytas 1530 m. George'o Agricola. Jis pastebėjo, kad jis gali būti naudojamas kaip srautas – medžiaga, kuri padeda sumažinti metalo ar rūdos lydymosi temperatūrą ir padeda išvalyti norimą metalą. Todėl fluoras gavo lotynišką pavadinimą iš žodžio fluere ("tekėjimas").
1670 m. stiklo pūtėjas Heinrichas Schwanhardas atrado, kad stiklas buvo išgraviruotas veikiant kalcio fluoridui (fluoršpatui), apdorotam rūgštimi. Carl Scheele ir daugelis vėlesnių tyrinėtojų, įskaitant Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperimentavo su vandenilio fluorido rūgštimi (HF), kuri buvo lengvai gaunama apdorojant CaF koncentruota sieros rūgštimi.
Galiausiai tapo aišku, kad HF yra anksčiau nežinomas elementas. Tačiau dėl pernelyg didelio reaktyvumo šios medžiagos nepavyko išskirti daugelį metų. Jį ne tik sunku atskirti nuo junginių, bet ir iš karto reaguoja su kitais jų komponentais. Elementinio fluoro išskyrimas iš vandenilio fluorido rūgšties yra labai pavojingas, o ankstyvieji bandymai apakino ir nužudė keletą mokslininkų. Šie žmonės tapo žinomi kaip „fluoro kankiniai“.
Atradimas ir gamyba
Galiausiai 1886 m. prancūzų chemikas Henri Moissan sugebėjo išskirti fluorą išlydyto kalio fluoridų ir fluoro rūgšties mišinio elektrolizės būdu. Už tai jis buvo apdovanotas 1906 m. Nobelio chemijos premija. Jo elektrolitinis metodas ir toliau naudojamas pramoninei šio cheminio elemento gamybai.
Pirmoji didelio masto fluoro gamyba prasidėjo Antrojo pasaulinio karo metais. Jis buvo reikalingas vienam iš atominės bombos kūrimo etapų kaip Manheteno projekto dalis. Fluoras buvo naudojamas urano heksafluoridui (UF 6) gaminti, kuris savo ruožtu buvo naudojamas du izotopams 235 U ir 238 U atskirti vienas nuo kito.Šiandien dujinis UF 6 reikalingas prisodrintam uranui branduolinei energijai gaminti.
Svarbiausios fluoro savybės
Periodinėje lentelėje elementas yra 17 grupės (buvusios 7A grupės), kuri vadinama halogenu, viršuje. Kiti halogenai yra chloras, bromas, jodas ir astatinas. Be to, F yra antrame periode tarp deguonies ir neono.
Grynas fluoras yra ėsdinančios dujos (cheminė formulė F 2 ), turinčios būdingą aštrų kvapą, kurio koncentracija yra 20 nl viename litre tūrio. Būdamas reaktyviausias ir elektronegatyviausias iš visų elementų, jis lengvai sudaro junginius su dauguma jų. Fluoras yra per daug reaktyvus, kad egzistuotų savo elementariu pavidalu, ir turi tokį giminingumą daugumai medžiagų, įskaitant silicį, kad jo negalima paruošti arba laikyti stikliniuose induose. Drėgname ore jis reaguoja su vandeniu, sudarydamas ne mažiau pavojingą vandenilio fluorido rūgštį.
Fluoras, sąveikaudamas su vandeniliu, sprogsta net esant žemai temperatūrai ir tamsoje. Jis smarkiai reaguoja su vandeniu, sudarydamas vandenilio fluorido rūgštį ir deguonies dujas. Įvairios medžiagos, įskaitant smulkiai išsklaidytus metalus ir stiklus, dega ryškia liepsna dujinio fluoro srove. Be to, šis cheminis elementas sudaro junginius su tauriosiomis dujomis kriptonu, ksenonu ir radonu. Tačiau jis tiesiogiai nereaguoja su azotu ir deguonimi.
Nepaisant ypatingo fluoro aktyvumo, dabar atsirado saugaus jo tvarkymo ir transportavimo būdų. Elementas gali būti laikomas plieniniuose arba moneliniuose (daug nikelio lydinio) induose, nes ant šių medžiagų paviršiaus susidaro fluoridai, kurie neleidžia toliau reaguoti.
Fluorai yra medžiagos, kuriose fluoras yra neigiamo krūvio jonų (F-) pavidalu kartu su kai kuriais teigiamai įkrautais elementais. Fluoro junginiai su metalais yra vienos iš stabiliausių druskų. Ištirpę vandenyje, jie suskirstomi į jonus. Kitos fluoro formos yra kompleksai, pavyzdžiui, - ir H 2 F + .
izotopų
Yra daug šio halogeno izotopų, svyruojančių nuo 14 F iki 31 F. Tačiau fluoro izotopų sudėtis apima tik vieną iš jų – 19 F, kuriame yra 10 neutronų, nes jis vienintelis yra stabilus. Radioaktyvusis izotopas 18 F yra vertingas pozitronų šaltinis.
Biologinis poveikis
Fluoras organizme daugiausia randamas kauluose ir dantyse jonų pavidalu. Remiantis JAV Nacionalinės mokslų akademijos Nacionalinės tyrimų tarybos duomenimis, geriamojo vandens fluoravimas, kurio koncentracija mažesnė nei viena milijoninė dalis, žymiai sumažina karieso dažnį. Kita vertus, per didelis fluoro kaupimasis gali sukelti fluorozę, kuri pasireiškia margais dantimis. Šis poveikis dažniausiai pastebimas tose vietose, kur šio cheminio elemento kiekis geriamajame vandenyje viršija 10 ppm.
Elementinis fluoras ir fluoro druskos yra toksiškos ir su jais reikia elgtis labai atsargiai. Reikia atsargiai vengti sąlyčio su oda ar akimis. Reakcija su oda gamina, kuri greitai prasiskverbia į audinius ir reaguoja su kauluose esančiu kalciu, sugadindama juos visam laikui.
Fluoras aplinkoje
Kasmet pasaulyje fluorito mineralo išgaunama apie 4 mln.t, o bendras išžvalgytų telkinių pajėgumas siekia 120 mln.t.Pagrindinės šio mineralo gavybos sritys yra Meksika, Kinija ir Vakarų Europa.
Fluoras natūraliai randamas žemės plutoje, kur jo galima rasti uolienose, anglyse ir molyje. Fluorai į orą patenka dėl dirvožemio vėjo erozijos. Fluoras yra 13-as pagal gausumą cheminis elementas žemės plutoje – jo kiekis yra 950 ppm. Dirvožemyje jo vidutinė koncentracija yra apie 330 ppm. Vandenilio fluoridas gali patekti į orą dėl pramoninio degimo procesų. Ore esantys fluoridai nukrenta ant žemės arba į vandenį. Kai fluoras sudaro ryšį su labai mažomis dalelėmis, jis gali išlikti ore ilgą laiką.
Atmosferoje 0,6 milijardosios šio cheminio elemento yra druskos rūko ir organinių chloro junginių pavidalu. Miestuose koncentracija siekia 50 dalių milijardui.
Jungtys
Fluoras yra cheminis elementas, kuris sudaro daugybę organinių ir neorganinių junginių. Chemikai gali juo pakeisti vandenilio atomus, taip sukurdami daug naujų medžiagų. Labai reaktyvus halogenas sudaro junginius su tauriosiomis dujomis. 1962 m. Neilas Bartlettas susintetino ksenono heksafluorplatinatą (XePtF6). Taip pat buvo gauti kriptono ir radono fluoridai. Kitas junginys – argono fluorhidridas, kuris yra stabilus tik esant itin žemai temperatūrai.
Pramoninis pritaikymas
Atominėje ir molekulinėje būsenoje fluoras naudojamas plazminiam ėsdinimui puslaidininkių, plokščių ekranų ir mikroelektromechaninių sistemų gamyboje. Vandenilio fluorido rūgštis naudojama stiklui ėsdinti lempose ir kituose gaminiuose.
Kartu su kai kuriais jo junginiais fluoras yra svarbus komponentas gaminant vaistus, žemės ūkio chemikalus, kurą ir tepalą bei tekstilę. Cheminis elementas reikalingas halogenintų alkanų (halonų) gamybai, kurie, savo ruožtu, buvo plačiai naudojami oro kondicionavimo ir šaldymo sistemose. Vėliau toks chlorfluorangliavandenilių naudojimas buvo uždraustas, nes jie prisideda prie ozono sluoksnio sunaikinimo viršutiniuose atmosferos sluoksniuose.
Sieros heksafluoridas yra itin inertiškos, netoksiškos dujos, klasifikuojamos kaip šiltnamio efektą sukeliančios dujos. Be fluoro mažos trinties plastikų, tokių kaip teflonas, gamyba neįmanoma. Daugelis anestetikų (pvz., sevofluranas, desfluranas ir izofluranas) yra CFC dariniai. Natrio heksafluoraliuminatas (kriolitas) naudojamas aliuminio elektrolizei.
Fluoro junginiai, įskaitant NaF, naudojami dantų pastose, siekiant išvengti dantų ėduonies. Šios medžiagos pridedamos prie komunalinio vandens tiekimo, kad būtų užtikrintas vandens fluoravimas, tačiau tokia praktika vertinama prieštaringai dėl poveikio žmonių sveikatai. Didesnėmis koncentracijomis NaF naudojamas kaip insekticidas, ypač tarakonų kontrolei.
Anksčiau fluoridai buvo naudojami rūdų kiekiui sumažinti ir jų sklandumui padidinti. Fluoras yra svarbus komponentas gaminant urano heksafluoridą, kuris naudojamas jo izotopams atskirti. 18 F, radioaktyvus izotopas, turintis 110 minučių, skleidžia pozitronus ir dažnai naudojamas medicininėje pozitronų emisijos tomografijoje.
Fizinės fluoro savybės
Pagrindinės cheminio elemento charakteristikos yra šios:
- Atominė masė 18,9984032 g/mol.
- Elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 5 .
- Oksidacijos būsena yra -1.
- Tankis 1,7 g/l.
- Lydymosi temperatūra 53,53 K.
- Virimo temperatūra 85,03 K.
- Šiluminė talpa 31,34 J/(K mol).
Vadinamos cheminės dalelės, susidarančios iš dviejų ar daugiau atomų molekulių(tikras arba sąlyginis formulės vienetai poliatominės medžiagos). Atomai molekulėse yra chemiškai sujungti.
Cheminis ryšys yra elektrinė traukos jėga, kuri laiko daleles kartu. Kiekvienas cheminis ryšys struktūrines formules pasirodo valentingumo linija, pavyzdžiui:
H - H (jungtis tarp dviejų vandenilio atomų);
H 3 N - H + (jungtis tarp amoniako molekulės azoto atomo ir vandenilio katijono);
(K +) - (I -) (ryšis tarp kalio katijono ir jodido jono).
Cheminį ryšį sudaro elektronų pora (), kurią sudėtingų dalelių (molekulių, kompleksinių jonų) elektroninėse formulėse paprastai pakeičia valentinė linija, priešingai nei jų pačių, nepasidalintų elektronų atomų poros, pavyzdžiui:
Cheminis ryšys vadinamas kovalentinis, jeigu jis susidaro socializuojant elektronų porai abiem atomams.
F 2 molekulėje abu fluoro atomai turi tokį patį elektronegatyvumą, todėl elektronų poros turėjimas jiems yra vienodas. Toks cheminis ryšys vadinamas nepoliniu, nes kiekvienas fluoro atomas turi elektronų tankis tas pats in elektroninė formulė Molekules galima sąlygiškai padalyti po lygiai:
HCl molekulėje cheminis ryšys jau yra poliarinis, kadangi elektronų tankis ant chloro atomo (didesnio elektronegatyvumo elemento) yra daug didesnis nei ant vandenilio atomo:
Kovalentinis ryšys, pavyzdžiui, H - H, gali būti sudarytas dalijantis dviejų neutralių atomų elektronus:
H + H > H – H
Šis sujungimo mechanizmas vadinamas mainai arba lygiavertis.
Pagal kitą mechanizmą ta pati kovalentinė jungtis H - H atsiranda, kai hidrido jono H elektronų porą socializuoja vandenilio katijonas H +:
H + + (:H) - > H - H
H + katijonas šiuo atveju vadinamas priėmėjas ir anijonas H - donoras elektronų pora. Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas šiuo atveju bus donoras-akceptorius, arba derinant.
Vadinamos viengubos jungtys (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-nuorodos, jie nustato molekulių geometrinę formą.
Dvigubos ir trigubos jungtys () turi vieną α komponentą ir vieną arba du α komponentus; ?-komponentas, kuris yra pagrindinis ir sąlygiškai suformuotas pirmasis, visada yra stipresnis už?-komponentus.
Fizinės (iš tikrųjų išmatuojamos) cheminės jungties savybės yra jo energija, ilgis ir poliškumas.
Cheminio ryšio energija (E cv) yra šiluma, kuri išsiskiria susidarant šiam ryšiui ir sunaudojama jai nutraukti. Tiems patiems atomams vienguba jungtis visada yra silpnesnis nei kartotinis (dvigubas, trigubas).
Cheminio ryšio ilgis (l s) – tarpbranduolinis atstumas. Tiems patiems atomams vienguba jungtis visada yra ilgiau nei kartotinis.
Poliškumas bendravimas matuojamas elektrinis dipolio momentas p- tikrojo elektros krūvio (ant tam tikros jungties atomų) sandauga iš dipolio ilgio (t. y. ryšio ilgio). Kuo didesnis dipolio momentas, tuo didesnis jungties poliškumas. Tikrieji kovalentinio ryšio atomų elektros krūviai visada yra mažesnės vertės nei elementų oksidacijos būsenos, tačiau jie sutampa ženklu; pavyzdžiui, H + I -Cl -I jungties tikrieji krūviai yra H +0 "17 -Cl -0" 17 (dvipolė dalelė arba dipolis).
Molekulių poliškumas lemia jų sudėtis ir geometrinė forma.
Nepolinis (p = O) bus:
a) molekulės paprastas medžiagos, nes jose yra tik nepolinės kovalentinės jungtys;
b) poliatominis molekulių kompleksas medžiagos, jei jų geometrinė forma simetriškas.
Pavyzdžiui, CO 2, BF 3 ir CH 4 molekulės turi šias vienodo (ilgio) ryšio vektorių kryptis:
Pridėjus ryšių vektorius, jų suma visada išnyksta, o visos molekulės yra nepolinės, nors jose yra polinių ryšių.
Poliarinis (p> O) bus:
a) dviatominis molekulių kompleksas medžiagos, nes jose yra tik poliniai ryšiai;
b) poliatominis molekulių kompleksas medžiagos, jei jų struktūra asimetriškai, y., jų geometrinė forma yra neišsami arba iškraipyta, todėl susidaro bendras elektrinis dipolis, pavyzdžiui, NH 3, H 2 O, HNO 3 ir HCN molekulėse.
Sudėtingi jonai, tokie kaip NH 4 +, SO 4 2- ir NO 3 -, iš esmės negali būti dipoliais, jie turi tik vieną (teigiamą arba neigiamą) krūvį.
Joninis ryšys atsiranda elektrostatinio katijonų ir anijonų pritraukimo metu, kai elektronų pora beveik nesocializuojasi, pavyzdžiui, tarp K + ir I -. Kalio atomui trūksta elektronų tankio, jodo atomui – perteklius. Šis ryšys yra svarstomas ribojantis kovalentinio ryšio atveju, nes elektronų pora praktiškai turi anijoną. Toks ryšys labiausiai būdingas tipinių metalų ir nemetalų junginiams (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ir druskų klasės medžiagoms (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Visi šie junginiai kambario sąlygomis yra kristalinės medžiagos, kurias vienija bendras pavadinimas joniniai kristalai(kristalai, pagaminti iš katijonų ir anijonų).
Yra dar vienas ryšio tipas, vadinamas metalinis ryšys, kuriame valentingus elektronus taip laisvai laiko metalo atomai, kad jie iš tikrųjų nepriklauso konkretiems atomams.
Metalų atomai, likę be jiems aiškiai priklausančių išorinių elektronų, tampa tarsi teigiamais jonais. Jie susidaro metalinė kristalinė gardelė. Socializuotų valentinių elektronų rinkinys ( elektronų dujos) laiko teigiamus metalo jonus kartu ir tam tikrose gardelės vietose.
Be joninių ir metalinių kristalų, taip pat yra atominis ir molekulinis kristalinės medžiagos, kurių gardelės vietose yra atitinkamai atomai arba molekulės. Pavyzdžiai: deimantas ir grafitas – kristalai su atomine gardele, jodas I 2 ir anglies dioksidas CO 2 (sausasis ledas) – kristalai su molekuline gardele.
Cheminiai ryšiai egzistuoja ne tik medžiagų molekulėse, bet gali susidaryti ir tarp molekulių, pavyzdžiui, skystam HF, vandeniui H 2 O ir H 2 O + NH 3 mišiniui:
vandenilinė jungtis susidaro dėl elektrostatinės traukos jėgų poliarinių molekulių, kuriose yra elektronegatyviausių elementų atomai - F, O, N. Pavyzdžiui, vandeniliniai ryšiai yra HF, H 2 O ir NH 3, bet jų nėra HCl, H 2 S ir PH 3.
Vandenilinės jungtys yra nestabilios ir gana lengvai nutrūksta, pavyzdžiui, tirpstant ledui ir verdant vandeniui. Tačiau šioms ryšiams nutraukti sunaudojama šiek tiek papildomos energijos, taigi ir medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, lydymosi (5 lentelė) ir virimo temperatūras.
(pavyzdžiui, HF ir H 2 O) yra žymiai didesni nei panašių medžiagų, tačiau neturinčių vandenilio jungčių (pavyzdžiui, atitinkamai HCl ir H 2 S).
Daugelis organinių junginių taip pat sudaro vandenilinius ryšius; Vandenilio jungtis vaidina svarbų vaidmenį biologiniuose procesuose.
A dalies užduočių pavyzdžiai1. Medžiagos, turinčios tik kovalentinius ryšius, yra
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. kovalentinis ryšys
2. viengungis
3. dvigubas
4. trigubas
esantis materijoje
5. Molekulėse yra keli ryšiai
6. Radikalais vadinamos dalelės yra
7. Viena iš jungčių susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu jonų aibėje
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H3O+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 + , SO 3 2-
8. Pats patvariausias ir trumpas ryšys – molekulėje
9. Medžiagos, turinčios tik jonines jungtis – rinkinyje
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. Medžiagos kristalinė gardelė
13. Va (OH) 2
1) metalas
Atomo, molekulės, branduolinės savybės
Fluoro atomo struktūra.
Atomo centre yra teigiamai įkrautas branduolys. Aplink sukasi 9 neigiamo krūvio elektronai.
Elektroninė formulė: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (a.m.u.)
m neutralus = 1,00866 (am.u.)
m protonas = m elektronas
Fluoro izotopai.
Izotopas: 18F
Trumpas aprašymas: Paplitimas gamtoje: 0 %
Protonų skaičius branduolyje yra 9. Neutronų skaičius branduolyje yra 9. Nukleonų skaičius yra 18.E ryšiai \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutron-M (F18)) \ u003d 138.24 (MEV) E specifinis = E ryšiai / N nukleonai = 7,81 (MEV / nukleonas)
Alfa skilimas neįmanomas Beta minus skilimas neįmanomas Pozitronų skilimas: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28(MeV) Elektroninis fiksavimas: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Izotopas: 19F
Trumpas aprašymas: Paplitimas gamtoje: 100 %
fluoro molekulė.
Laisvąjį fluorą sudaro dviatomės molekulės. Cheminiu požiūriu fluoras gali būti apibūdinamas kaip monovalentinis nemetalas, be to, pats aktyviausias iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F2 molekulės skaidymą į atskirus atomus - tam reikalinga energija yra tik 159 kJ / mol (palyginti su 493 kJ / mol O2 ir 242 kJ / mol C12). Fluoro atomai turi didelį elektronų giminingumą ir yra santykinai mažo dydžio. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metaloidų ryšius (pavyzdžiui, H-F ryšio energija yra - 564 kJ / mol, palyginti su 460 kJ / mol H-O ryšiu ir 431 kJ / mol H-C1 jungtis).
F-F ryšiui būdingas 1,42 A branduolio atstumas. Fluoro terminei disociacijai skaičiuojant buvo gauti šie duomenys:
Temperatūra, °С 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Disociacijos laipsnis, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s22p5 struktūrą ir yra vienvalentis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ/mol išlaidų ir praktiškai nerealizuojamas. Apskaičiuota, kad neutralaus fluoro atomo elektronų giminingumas yra 339 kJ/mol. F-jonui būdingas efektyvusis 1,33 A spindulys ir 485 kJ/mol hidratacijos energija. Fluoro kovalentinis spindulys paprastai yra 71 pm (t. y. pusė atstumo tarp branduolių F2 molekulėje).
Cheminės fluoro savybės.
Kadangi metaloidinių elementų fluoro dariniai dažniausiai yra labai lakūs, jų susidarymas neapsaugo metaloido paviršiaus nuo tolesnio fluoro poveikio. Todėl sąveika dažnai vyksta daug energingiau nei su daugeliu metalų. Pavyzdžiui, silicis, fosforas ir siera užsidega fluoro dujose. Amorfinė anglis (anglis) elgiasi panašiai, o grafitas reaguoja tik esant raudonam karščiui. Fluoras tiesiogiai nesijungia su azotu ir deguonimi.
Iš kitų elementų vandenilio junginių fluoras atima vandenilį. Dauguma oksidų suskaidomi dėl jo, išstumiant deguonį. Visų pirma, vanduo sąveikauja pagal schemą F2 + H2O -> 2 HF + O
be to, išstumti deguonies atomai jungiasi ne tik tarpusavyje, bet ir iš dalies su vandens bei fluoro molekulėmis. Todėl, be dujinio deguonies, ši reakcija visada gamina vandenilio peroksidą ir fluoro oksidą (F2O). Pastarosios yra šviesiai geltonos dujos, savo kvapu panašios į ozoną.
Fluoro oksidas (kitaip - deguonies fluoridas - OF2) gali būti gaunamas praleidžiant fluorą 0,5 N. NaOH tirpalas. Reakcija vyksta pagal lygtį: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT Fluorui taip pat būdingos šios reakcijos:
H2 + F2 = 2HF (su sprogimu)
(pirmasis elektronas)
(pagal Paulingą)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Fluoras | |
Cheminės savybės
Aktyviausias nemetalas, jis smarkiai sąveikauja su beveik visomis medžiagomis (retos išimtys yra fluoroplastai), o su dauguma jų - su degimu ir sprogimu. Fluoro sąlytis su vandeniliu sukelia užsidegimą ir sprogimą net esant labai žemai temperatūrai (iki –252°C). Net vanduo ir platina: branduolinei pramonei skirtas uranas dega fluoro atmosferoje.
chloro trifluoridas ClF 3 - fluorinantis agentas ir galingas raketų kuro oksidatorius
sieros heksafluoridas SF 6 – dujinis izoliatorius elektros pramonėje
metalų fluoridų (tokių kaip W ir V), kurie turi tam tikrų naudingų savybių
freonai yra geri šaltnešiai
teflonas – chemiškai inertiški polimerai
natrio heksafluoraliuminatas – vėlesniam aliuminio gamybai elektrolizės būdu
įvairūs fluoro junginiai
Raketų technologija
Fluoro junginiai plačiai naudojami raketų technologijoje kaip raketinio kuro oksidatorius.Taikymas medicinoje
Fluoro junginiai plačiai naudojami medicinoje kaip kraujo pakaitalai.
Biologinis ir fiziologinis vaidmuo
Fluoras yra gyvybiškai svarbus organizmo elementas. Žmogaus organizme fluoras daugiausia randamas dantų emalyje kaip fluorapatito Ca 5 F (PO 4) 3 dalis. Nepakankamai (mažiau nei 0,5 mg / l geriamojo vandens) arba per daug (daugiau nei 1 mg / l) fluoro organizmui, gali išsivystyti dantų ligos: atitinkamai ėduonis ir fluorozė (dėmėtas emalis) ir osteosarkoma.
Norint išvengti ėduonies, rekomenduojama naudoti dantų pastas su fluoro priedais arba naudoti fluorintą vandenį (iki 1 mg/l koncentracijos), arba tepti lokaliai 1-2 % natrio fluorido arba alavo fluorido tirpalu. Tokie veiksmai gali sumažinti karieso tikimybę 30-50%.
Didžiausia leistina surišto fluoro koncentracija gamybinių patalpų ore – 0,0005 mg/l.
Papildoma informacija
Fluoras, fluoras, F(9)
Fluoras (Fluorine, French and German Fluor) buvo gautas laisvas 1886 m., tačiau jo junginiai žinomi nuo seno ir plačiai naudojami metalurgijoje ir stiklo gamyboje. Pirmasis fluorito (CaP) paminėjimas fluoro (Fliisspat) pavadinimu datuojamas XVI a. Viename iš legendiniam Vasilijui Valentinui priskiriamų kūrinių minimi įvairiomis spalvomis dažyti akmenys – fliusai (Fliisse iš lot. fluere – tekėti, lieti), kurie buvo naudojami kaip fliusai lydant metalus. Agricola ir Libavius rašo apie tą patį. Pastarasis įveda specialius šio srauto pavadinimus – fluoršpatas (Flusspat) ir mineralinis lydalas. Daugelis XVII–XVIII a. cheminių ir techninių raštų autorių. apibūdinti įvairius fluoršpato tipus. Rusijoje šie akmenys buvo vadinami plavik, spalt, spit; Lomonosovas šiuos akmenis priskyrė selenitams ir pavadino spar arba flux (kristalų srautas). Rusijos meistrai, taip pat mineralų kolekcijų kolekcionieriai (pavyzdžiui, XVIII amžiuje kunigaikštis P. F. Golitsynas) žinojo, kad kai kurių tipų špagatai kaitinami tamsoje šviečia (pavyzdžiui, karštame vandenyje). Tačiau net Leibnicas savo fosforo istorijoje (1710 m.) mini termofosforą (Thermophosphorus).
Matyt, chemikai ir chemikai amatininkai su vandenilio fluorido rūgštimi susipažino ne vėliau kaip XVII a. 1670 m. Niurnbergo meistras Schwanhardas naudojo fluoro špatą, sumaišytą su sieros rūgštimi, kad išgraviruotų dizainą ant stiklinių taurių. Tačiau tuo metu fluoršpato ir fluoro rūgšties prigimtis buvo visiškai nežinoma. Pavyzdžiui, buvo manoma, kad silicio rūgštis turi ėsdinimo poveikį Schwanhardo procese. Šią klaidingą nuomonę Scheele pašalino, įrodydamas, kad fluoro špatui sąveikaujant su sieros rūgštimi, dėl stiklo retortos erozijos susidariusios vandenilio fluorido rūgšties dėka susidaro silicio rūgštis. Be to, Scheele nustatė (1771 m.), kad fluoras yra kalkingos žemės ir specialios rūgšties derinys, kuris buvo vadinamas „švediška rūgštimi“.
Lavoisier pripažino vandenilio fluoro rūgšties radikalą (radical fluorique) kaip paprastą kūną ir įtraukė jį į savo paprastų kūnų lentelę. Daugiau ar mažiau gryna vandenilio fluorido rūgštis buvo gauta 1809 m. Gay-Lussac ir Tenard distiliuojant fluoršpatą su sieros rūgštimi švino arba sidabro retortoje. Šios operacijos metu abu tyrėjai apsinuodijo. Tikrąją vandenilio fluorido rūgšties prigimtį 1810 m. nustatė Ampère. Jis atmetė Lavoisier nuomonę, kad vandenilio fluorido rūgštyje turi būti deguonies, ir įrodė šios rūgšties analogiją su druskos rūgštimi. Ampère'as pranešė apie savo atradimus Davy'ui, kuris prieš pat tai nustatė elementarų chloro prigimtį. Davy'as visiškai sutiko su Ampere'o argumentais ir įdėjo daug pastangų, kad gautų laisvą fluorą vandenilio fluorido rūgšties elektrolizės būdu ir kitais būdais. Atsižvelgdamas į stiprų korozinį vandenilio fluorido rūgšties poveikį stiklui, taip pat augalų ir gyvūnų audiniams, Ampere pasiūlė jame esantį elementą vadinti fluoru (graikiškai – sunaikinimas, mirtis, maras, maras ir kt.). Tačiau Davy nepriėmė šio pavadinimo ir pasiūlė kitą – fluorą (Fluorine), pagal analogiją su tuometiniu chloro pavadinimu – chlorine (Chlorine), abu pavadinimai vis dar vartojami anglų kalboje. Rusiškai išliko Amperės suteiktas vardas.
Daugybė bandymų išskirti laisvąjį fluorą XIX a nedavė sėkmingų rezultatų. Tik 1886 m. Moissanui pavyko tai padaryti ir gauti laisvo fluoro geltonai žalių dujų pavidalu. Kadangi fluoras yra neįprastai agresyvios dujos, Moissan turėjo įveikti daugybę sunkumų, kol eksperimentuodamas su fluoru rado aparatui tinkamą medžiagą. U formos vamzdelis vandenilio fluorido rūgšties elektrolizei 55 °C temperatūroje (aušinamas skystu metilo chloridu) buvo pagamintas iš platinos su fluoro šparaginėmis žvakėmis. Ištyrus laisvo fluoro chemines ir fizines savybes, jis buvo plačiai pritaikytas. Šiandien fluoras yra vienas iš svarbiausių daugelio organinių fluoro junginių sintezės komponentų. XIX amžiaus pradžios rusų literatūra. fluoras buvo vadinamas skirtingai: vandenilio fluorido bazė, fluoras (Dvigubsky, 1824), fluoras (Iovsky), fluoras (Shcheglov, 1830), fluoras, fluoras, fluoras. Hessas nuo 1831 m. įvedė fluoro pavadinimą.
Darbe buvo pasirinktos cheminių ryšių užduotys.
Pugačiova Jelena Vladimirovna
Vystymo aprašymas
6. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I 2
3) joninis 4) metalinis
15. Trys bendros elektronų poros sudaro kovalentinį ryšį molekulėje
16. Tarp molekulių susidaro vandeniliniai ryšiai
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) vanduo ir deimantas 2) vandenilis ir chloras 3) varis ir azotas 4) bromas ir metanas
19. Vandenilinis ryšys nebūdinga dėl esmės
1) fluoras 2) chloras 3) bromas 4) jodas
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. Periodinės sistemos antrojo periodo cheminių elementų atomai D.I. Mendelejevas sudaro junginius su jonine chemine jungtimi, kurios sudėtis yra 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) joninis 2) metalinis
43. Joninę jungtį sudaro 1) H ir S 2) P ir C1 3) Cs ir Br 4) Si ir F
kai bendrauja
1) joninis 2) metalinis
1) joninis 2) metalinis
MEDŽIAGOS PAVADINIMAS PRANEŠIMO RŪŠIS
1) cinkas A) joninis
2) azotas B) metalas
62. Rungtynės
RYŠIO RYŠIO TIPAS
1) joninis A) H 2
2) metalas B) Va
3) kovalentinis polinis B) HF
66. Stipriausias cheminis ryšys vyksta molekulėje 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. Ryšio stiprumas didėja serijoje 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. Nurodykite eilutę, kuriai būdingas cheminės jungties ilgio padidėjimas
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
Išanalizuokime užduotis Nr.3 iš USE variantų 2016 m.
Užduotys su sprendimais.
Užduotis numeris 1.
Junginiai su kovalentine nepoline jungtimi yra serijoje:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4. NH3, S8, NaF
Paaiškinimas: turime rasti tokią seriją, kurioje būtų tik paprastos medžiagos, nes kovalentinis nepolinis ryšys susidaro tik tarp to paties elemento atomų. Teisingas atsakymas yra 1.
Užduotis numeris 2.
Medžiagos, turinčios kovalentinį polinį ryšį, yra išvardytos serijoje:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Paaiškinimas:Čia reikia rasti seriją, kurioje yra tik sudėtingos medžiagos ir, be to, visi nemetalai. Teisingas atsakymas yra 3.
Užduotis numeris 3.
Vandenilio jungtis yra būdinga
1. Alkanai 2. Arenai 3. Alkoholiai 4. Alkinai
Paaiškinimas: Tarp vandenilio jono ir elektronneigiamo jono susidaro vandenilio jungtis. Toks rinkinys, tarp išvardytųjų, skirtas tik alkoholiams.
Teisingas atsakymas yra 3.
Užduotis numeris 4.
Cheminis ryšys tarp vandens molekulių
1. Vandenilis
2. Joninės
3. Kovalentinis poliarinis
4. Kovalentinis nepolinis
Paaiškinimas: kovalentinis polinis ryšys susidaro tarp O ir H atomų vandenyje, nes tai yra du nemetalai, tačiau tarp vandens molekulių susidaro vandenilio jungtis. Teisingas atsakymas yra 1.
Užduotis numeris 5.
Tik kovalentiniai ryšiai turi kiekvieną iš dviejų medžiagų:
1. CaO ir C3H6
2. NaNO3 ir CO
3. N2 ir K2S
4.CH4 ir SiO2
Paaiškinimas: junginiai turi susidėti tik iš nemetalų, t.y. teisingas atsakymas yra 4.
Užduotis numeris 6.
Medžiaga su kovalentiniu poliniu ryšiu yra
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Paaiškinimas: Tarp skirtingų nemetalų atomų susidaro polinis kovalentinis ryšys. Teisingas atsakymas yra 3.
Užduotis numeris 7.
Nepolinis kovalentinis ryšys būdingas kiekvienai iš dviejų medžiagų:
1. Vanduo ir deimantas
2. Vandenilis ir chloras
3. Varis ir azotas
4. Bromas ir metanas
Paaiškinimas: nepolinis kovalentinis ryšys būdingas to paties nemetalinio elemento atomų jungčiai. Teisingas atsakymas yra 2.
Užduotis numeris 8.
Kokia cheminė jungtis susidaro tarp elementų, kurių eilės numeriai yra 9 ir 19, atomų?
1. Joninės
2. Metalas
3. Kovalentinis poliarinis
4. Kovalentinis nepolinis
Paaiškinimas: tai yra elementai - fluoras ir kalis, tai yra atitinkamai nemetalas ir metalas, tarp tokių elementų gali susidaryti tik joninė jungtis. Teisingas atsakymas yra 1.
Užduotis numeris 9.
Medžiaga, turinti joninio ryšio tipą, atitinka formulę
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Paaiškinimas: tarp metalo atomo ir nemetalinio atomo susidaro joninė jungtis, tai yra teisingas atsakymas yra 4.
Užduotis numeris 10.
To paties tipo cheminiai ryšiai turi vandenilio chloridą ir
1. Amoniakas
2. Bromas
3. Natrio chloridas
4. Magnio oksidas
Paaiškinimas: Vandenilio chloridas turi kovalentinį polinį ryšį, tai yra, turime rasti medžiagą, susidedančią iš dviejų skirtingų nemetalų - tai amoniakas.
Teisingas atsakymas yra 1.
Užduotys savarankiškam apsisprendimui.
1. Tarp molekulių susidaro vandeniliniai ryšiai
1. Vandenilio fluorido rūgštis
2. Chlormetanas
3. Dimetilo eteris
4. Etilenas
2. Junginys su kovalentiniu ryšiu atitinka formulę
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Medžiaga su kovalentiniu nepoliniu ryšiu turi formulę
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Medžiaga su jonine jungtimi yra
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. Tarp molekulių susidaro vandeniliniai ryšiai
1. Metanolis
3. Acetilenas
4. Metilformiatas
6. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas kiekvienai iš dviejų medžiagų:
1. Azotas ir ozonas
2. Vanduo ir amoniakas
3. Varis ir azotas
4. Bromas ir metanas
7. Medžiagai būdingas kovalentinis polinis ryšys
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Medžiaga su kovalentiniu poliniu ryšiu yra
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas kiekvienai iš dviejų medžiagų:
1. Vandenilis ir chloras
2. Vanduo ir deimantas
3. Varis ir azotas
4. Bromas ir metanas
Šioje pastaboje buvo panaudotos užduotys iš 2016 m. USE kolekcijos, kurią redagavo A.A. Kaverina.
A4 Cheminis ryšys.
Cheminis ryšys: kovalentinis (polinis ir nepolinis), joninis, metalinis, vandenilis. Kovalentinio ryšio formavimo būdai. Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija. Joninės jungties susidarymas.
1 variantas – 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
2 variantas – 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
3 variantas – 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
4 parinktis – 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. Amoniake ir bario chloride atitinkamai cheminė jungtis
1) joninis ir kovalentinis polinis
2) kovalentinis polinis ir joninis
3) kovalentinis nepolinis ir metalinis
4) kovalentinis nepolinis ir joninis
2. Medžiagos, turinčios tik jonines jungtis, išvardytos serijoje:
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. Junginys su joniniu ryšiu susidaro sąveikaujant
1) CH 4 ir O 2 2) SO 3 ir H 2 O 3) C 2 H 6 ir HNO 3 4) NH 3 ir HCI
4. Kokiose serijose visos medžiagos turi kovalentinį polinį ryšį?
1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2, H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH3, CH 4 4) NaBr, HBr, CO
5. Kurioje eilutėje parašytos tik kovalentiniu poliniu ryšiu medžiagų formulės?
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. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Medžiaga su kovalentiniu poliniu ryšiu yra
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Medžiaga su kovalentiniu ryšiu yra
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Medžiaga su kovalentiniu nepoliniu ryšiu turi formulę
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I 2
10. Medžiagos su nepoliniu kovalentiniu ryšiu yra
11. Cheminis ryšys susidaro tarp vienodo elektronegatyvumo atomų
1) joninis 2) kovalentinis polinis 3) kovalentinis nepolinis 4) vandenilis
12. Kovalentinis polinis ryšys būdingas
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Cheminis elementas, kurio atome elektronai pasiskirstę sluoksniais taip: 2, 8, 8, 2 sudaro cheminį ryšį su vandeniliu
1) kovalentinis polinis 2) kovalentinis nepolinis
3) joninis 4) metalinis
14. Kokios medžiagos molekulėje ryšys tarp anglies atomų yra ilgiausias?
1) acetilenas 2) etanas 3) etenas 4) benzenas
15. Trys bendros elektronų poros sudaro kovalentinį ryšį molekulėje
1) azotas 2) vandenilio sulfidas 3) metanas 4) chloras
16. Tarp molekulių susidaro vandeniliniai ryšiai
1) dimetilo eteris 2) metanolis 3) etilenas 4) etilo acetatas
17. Ryšio poliškumas ryškiausias molekulėje
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. Medžiagos su nepoliniu kovalentiniu ryšiu yra
1) vanduo ir deimantas 2) vandenilis ir chloras 3) varis ir azotas 4) bromas ir metanas
19. Vandenilinis ryšys nebūdinga dėl esmės
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. Kovalentinis polinis ryšys būdingas kiekvienai iš dviejų medžiagų, kurių formulės
1) KI ir H 2 O 2) CO 2 ir K 2 O 3) H 2 S ir Na 2 S 4) CS 2 ir PC1 5
21. Mažiausias cheminis ryšys molekulėje
22. Kurios medžiagos molekulėje cheminės jungties ilgis yra ilgiausias?
1) fluoras 2) chloras 3) bromas 4) jodas
23. Kiekviena iš serijoje nurodytų medžiagų turi kovalentinius ryšius:
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. Kiekviena iš serijoje nurodytų medžiagų turi kovalentinį ryšį:
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. Kiekviena iš serijoje nurodytų medžiagų turi kovalentinį ryšį:
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. Kiekviena iš serijoje nurodytų medžiagų turi kovalentinius ryšius:
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 Oi
27. Ryšio poliškumas ryškiausias molekulėse
1) vandenilio sulfidas 2) chloras 3) fosfinas 4) vandenilio chloridas
28. Kokios medžiagos molekulėje cheminiai ryšiai yra stipriausi?
1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
29. Tarp medžiagų NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - junginių su joniniu ryšiu skaičius yra
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Tarp medžiagų (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - junginių su kovalentiniu ryšiu skaičius yra
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. Medžiagose, susidariusiose jungiantis vienodiems atomams, cheminis ryšys
1) joninis 2) kovalentinis polinis 3) vandenilis 4) kovalentinis nepolinis
32. Periodinės sistemos antrojo periodo cheminių elementų atomai D.I. Mendelejevas sudaro junginius su jonine chemine jungtimi, kurios sudėtis yra 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Junginiai su kovalentiniais poliniais ir kovalentiniais nepoliniais ryšiais yra atitinkamai 1) vanduo ir vandenilio sulfidas 2) kalio bromidas ir azotas 3) amoniakas ir vandenilis 4) deguonis ir metanas.
34. Kovalentinis nepolinis ryšys būdingas 1) vandeniui 2) amoniakui 3) azotui 4) metanui
35. Cheminis ryšys vandenilio fluorido molekulėje
1) kovalentinis polinis 3) joninis
2) kovalentinis nepolinis 4) vandenilis
36. Pasirinkite porą medžiagų, kurių visi ryšiai yra kovalentiniai:
1) NaCl, Hcl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. Kalio jodide – cheminis ryšys
1) kovalentinis nepolinis 3) metalinis
2) kovalentinis polinis 4) joninis
38. Anglies disulfido CS 2 cheminėje jungtyje
1) joninis 2) metalinis
3) kovalentinis polinis 4) kovalentinis nepolinis
39. Junginyje realizuojamas kovalentinis nepolinis ryšys
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Medžiaga su kovalentiniu poliniu ryšiu turi formulę 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Ryšys su jonine cheminio ryšio prigimtimi
1) fosforo chloridas 2) kalio bromidas 3) azoto oksidas (II) 4) baris
42. Amoniake ir bario chloride atitinkamai cheminė jungtis
1) joninis ir kovalentinis polinis 2) kovalentinis polinis ir joninis
3) kovalentinis nepolinis ir metalinis 4) kovalentinis nepolinis ir joninis
43. Joninę jungtį sudaro 1) H ir S 2) P ir C1 3) Cs ir Br 4) Si ir F
44. Kokio tipo jungtis yra H 2 molekulėje?
1) joninis 2) vandenilis 3) kovalentinis nepolinis 4) donoras-akceptorius
45. Medžiaga su kovalentiniu poliniu ryšiu yra
1) sieros oksidas (IV) 2) deguonis 3) kalcio hidridas 4) deimantas
46. Fluoro molekulėje cheminė jungtis
1) kovalentinis polinis 2) joninis 3) kovalentinis nepolinis 4) vandenilis
47. Kuriose serijose yra medžiagos, įtrauktos tik su kovalentiniu poliniu ryšiu:
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. Kokiose serijose visos medžiagos turi kovalentinį polinį ryšį?
1) Hcl, NaCl, Cl 2 2) O 2 H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH3, CH 4 4) KBr, HBr, CO
49. Kuriose serijose yra medžiagos, įtrauktos tik su joniniu ryšiu:
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. Susidaro junginys su joniniu ryšiu kai bendrauja
1) CH 4 ir O 2 2) NH 3 ir HCl 3) C 2 H 6 ir HNO 3 4) SO 3 ir H 2 O
51. Tarp 1) etano 2) benzeno 3) vandenilio 4) etanolio molekulių susidaro vandenilinis ryšys.
52. Kokia medžiaga turi vandenilinius ryšius? 1) Vandenilio sulfidas 2) Ledas 3) Vandenilio bromidas 4) Benzenas
53. Ryšys, susidaręs tarp elementų, kurių eilės numeriai 15 ir 53
1) joninis 2) metalinis
3) kovalentinis nepolinis 4) kovalentinis polinis
54. Ryšys, susidaręs tarp elementų, kurių eilės numeriai 16 ir 20
1) joninis 2) metalinis
3) kovalentinis polinis 4) vandenilis
55. Ryšys atsiranda tarp elementų atomų, kurių eilės numeriai 11 ir 17
1) metalinis 2) joninis 3) kovalentinis 4) donoras-akceptorius
56. Tarp molekulių susidaro vandeniliniai ryšiai
1) vandenilis 2) formaldehidas 3) acto rūgštis 4) vandenilio sulfidas
57. Kurioje eilutėje parašytos tik kovalentiniu poliniu ryšiu medžiagų formulės?
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. Kokioje medžiagoje yra joninės ir kovalentinės cheminės jungtys?
1) Natrio chloridas 2) Vandenilio chloridas 3) Natrio sulfatas 4) Fosforo rūgštis
59. Cheminis ryšys molekulėje turi ryškesnį joninį pobūdį.
1) ličio bromidas 2) vario chloridas 3) kalcio karbidas 4) kalio fluoridas
60. Kokioje medžiagoje yra visi cheminiai ryšiai – kovalentiniai nepoliniai?
1) Deimantas 2) Anglies monoksidas (IV) 3) Auksas 4) Metanas
61. Nustatykite atitiktį tarp medžiagos ir šios medžiagos atomų ryšio tipo.
MEDŽIAGOS PAVADINIMAS PRANEŠIMO RŪŠIS
1) cinkas A) joninis
2) azotas B) metalas
3) amoniakas B) kovalentinis polinis
4) kalcio chloridas D) kovalentinis nepolinis
62. Rungtynės
RYŠIO RYŠIO TIPAS
1) joninis A) H 2
2) metalas B) Va
3) kovalentinis polinis B) HF
4) kovalentinis nepolinis D) BaF 2
63. Kuriame junginyje donoro-akceptoriaus mechanizmu susidaro kovalentinis ryšys tarp atomų? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Nurodykite molekulę, kurioje rišimosi energija didžiausia: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Nurodykite molekulę, kurioje cheminis ryšys stipriausias: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
USE kodifikatoriaus temos: Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinio ryšio charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. vandenilinė jungtis
Intramolekuliniai cheminiai ryšiai
Pirmiausia panagrinėkime ryšius, atsirandančius tarp dalelių molekulėse. Tokios jungtys vadinamos intramolekulinis.
cheminis ryšys tarp cheminių elementų atomų turi elektrostatinį pobūdį ir susidaro dėl išorinių (valentinių) elektronų sąveikos, daugiau ar mažiau laikomi teigiamai įkrautų branduolių surišti atomai.
Pagrindinė sąvoka čia yra ELEKTRONEGNATYVUMAS. Būtent ji nustato cheminio ryšio tarp atomų tipą ir šio ryšio savybes.
yra atomo gebėjimas pritraukti (sulaikyti) išorės(valencija) elektronų. Elektronegatyvumą lemia išorinių elektronų pritraukimo prie branduolio laipsnis ir daugiausia priklauso nuo atomo spindulio bei branduolio krūvio.
Elektronegatyvumą vienareikšmiškai nustatyti sunku. L. Paulingas sudarė santykinio elektronegatyvumo lentelę (pagal dviatomių molekulių ryšių energijas). Labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras su prasme 4 .
Svarbu pažymėti, kad skirtinguose šaltiniuose galite rasti skirtingas elektronegatyvumo verčių skales ir lenteles. Nereikėtų to išsigąsti, nes tam tikrą vaidmenį vaidina cheminės jungties susidarymas atomų, ir jis yra maždaug vienodas bet kurioje sistemoje.
Jeigu vienas iš atomų cheminėje jungtyje A:B stipriau pritraukia elektronus, tai elektronų pora pasislenka link jo. Daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau elektronų pora yra pasislinkusi.
Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumo reikšmės yra lygios arba apytiksliai lygios: EO(A)≈EO(V), tada bendra elektronų pora nėra perkelta į vieną iš atomų: A: B. Toks ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis.
Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas skiriasi, bet nedaug (elektronegatyvumo skirtumas yra maždaug nuo 0,4 iki 2): 0,4<ΔЭО<2 ), tada elektronų pora perkeliama į vieną iš atomų. Toks ryšys vadinamas kovalentinis polinis .
Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2: ΔEO>2), tada vienas iš elektronų beveik visiškai pereina į kitą atomą, susidarant jonų. Toks ryšys vadinamas joninės.
Pagrindiniai cheminių jungčių tipai yra − kovalentinis, joninės ir metalinis jungtys. Panagrinėkime juos išsamiau.
kovalentinis cheminis ryšys
kovalentinis ryšys – tai cheminis ryšys suformuotas bendros elektronų poros A:B susidarymas . Šiuo atveju du atomai sutampa atominės orbitalės. Kovalentinis ryšys susidaro sąveikaujant atomams su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (paprastai tarp dviejų nemetalų) arba vieno elemento atomai.
Pagrindinės kovalentinių ryšių savybės
- orientacija,
- prisotinimas,
- poliškumas,
- poliarizuotumas.
Šios ryšio savybės turi įtakos cheminėms ir fizinėms medžiagų savybėms.
Bendravimo kryptis apibūdina medžiagų cheminę struktūrą ir formą. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais. Pavyzdžiui, vandens molekulėje H-O-H ryšio kampas yra 104,45 o, taigi vandens molekulė yra polinė, o metano molekulėje H-C-H ryšio kampas yra 108 o 28 ′.
Sotumas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių cheminių jungčių. Ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius vadinamas.
Poliškumas ryšiai atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo tarp dviejų skirtingo elektronegatyvumo atomų. Kovalentiniai ryšiai skirstomi į polinius ir nepolinius.
Poliarizuotumas jungtys yra ryšio elektronų gebėjimas būti išstumtiems išorinio elektrinio lauko(ypač kitos dalelės elektrinis laukas). Poliarizuojamumas priklauso nuo elektronų judrumo. Kuo toliau elektronas yra nuo branduolio, tuo jis judresnis, todėl molekulė yra labiau poliarizuojama.
Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys
Yra 2 kovalentinio ryšio tipai - POLARAS ir NEPOLARUS .
Pavyzdys . Apsvarstykite vandenilio molekulės H 2 struktūrą. Kiekvienas vandenilio atomas savo išoriniame energijos lygyje turi po 1 nesuporuotą elektroną. Norėdami parodyti atomą, naudojame Lewiso struktūrą - tai yra atomo išorinio energijos lygio struktūros diagrama, kai elektronai žymimi taškais. Lewiso taško struktūros modeliai yra gera pagalba dirbant su antrojo periodo elementais.
H. + . H=H:H
Taigi vandenilio molekulė turi vieną bendrą elektronų porą ir vieną H-H cheminę jungtį. Ši elektronų pora nėra perkelta į vieną vandenilio atomą, nes vandenilio atomų elektronegatyvumas yra toks pat. Toks ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis .
Kovalentinis nepolinis (simetriškas) ryšys - tai kovalentinė jungtis, kurią sudaro vienodo elektronegatyvumo atomai (paprastai tie patys nemetalai) ir todėl vienodai elektronų tankis pasiskirsto tarp atomų branduolių.
Nepolinių ryšių dipolio momentas yra 0.
Pavyzdžiai: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.
Kovalentinis polinis cheminis ryšys
kovalentinis polinis ryšys yra kovalentinis ryšys, atsirandantis tarp atomai su skirtingu elektronegatyvumu (paprastai, skirtingi nemetalai) ir yra apibūdinamas poslinkis bendroji elektronų pora su elektronegatyvesniu atomu (poliarizacija).
Elektronų tankis perkeliamas į labiau elektronneigiamą atomą – todėl ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (δ-), o dalinis teigiamas – ant mažiau elektronneigiamo atomo (δ+, delta +).
Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poliškumas ryšių ir dar daugiau dipolio momentas . Tarp gretimų molekulių ir priešingo ženklo krūvių veikia papildomos patrauklios jėgos, kurios didėja stiprumas jungtys.
Ryšio poliškumas turi įtakos fizikinėms ir cheminėms junginių savybėms. Reakcijos mechanizmai ir net gretimų ryšių reaktyvumas priklauso nuo jungties poliškumo. Ryšio poliškumas dažnai lemia molekulės poliškumas ir taip tiesiogiai veikia tokias fizines savybes kaip virimo ir lydymosi temperatūra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.
Pavyzdžiai: HCl, CO 2, NH3.
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai
Kovalentinis cheminis ryšys gali atsirasti dviem mechanizmais:
1. mainų mechanizmas kovalentinis cheminis ryšys susidaro tada, kai kiekviena dalelė suteikia vieną nesuporuotą elektroną, kad susidarytų bendra elektronų pora:
BET . + . B = A:B
2. Kovalentinio ryšio susidarymas yra toks mechanizmas, kai viena iš dalelių sudaro nepasidalintą elektronų porą, o kita dalelė suteikia šiai elektronų porai laisvą orbitą:
BET: + B = A:B
Šiuo atveju vienas iš atomų suteikia nepasidalintą elektronų porą ( donoras), o kitas atomas suteikia šiai porai laisvą orbitą ( priėmėjas). Dėl ryšio susidarymo mažėja tiek elektronų energija, t.y. tai naudinga atomams.
kovalentinis ryšys, sudarytas donoro-akceptoriaus mechanizmo, nesiskiria pagal savybes iš kitų kovalentinių ryšių, susidarančių mainų mechanizmu. Kovalentinio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu būdingas atomams, kurių išoriniame energijos lygyje yra daug elektronų (elektronų donorai), arba atvirkščiai, kai elektronų yra labai mažai (elektronų akceptoriai). Atomų valentingumo galimybės išsamiau nagrinėjamos atitinkamame.
Kovalentinis ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu:
- molekulėje anglies monoksidas CO(ryšys molekulėje yra trigubas, 2 ryšiai susidaro mainų mechanizmu, vienas – donoro-akceptoriaus mechanizmu): C≡O;
- į amonio jonas NH 4 +, jonais organiniai aminai, pavyzdžiui, metilamonio jone CH3 -NH2+;
- į sudėtingi junginiai, cheminis ryšys tarp centrinio atomo ir ligandų grupių, pavyzdžiui, natrio tetrahidroksoaliuminate Na ryšys tarp aliuminio ir hidroksido jonų;
- į azoto rūgštis ir jos druskos- nitratai: HNO 3 , NaNO 3 , kai kuriuose kituose azoto junginiuose;
- molekulėje ozonas O 3.
Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės
Kovalentinis ryšys, kaip taisyklė, susidaro tarp nemetalų atomų. Pagrindinės kovalentinio ryšio charakteristikos yra ilgis, energija, daugialypiškumas ir kryptingumas.
Cheminių jungčių daugialypiškumas
Cheminių jungčių daugialypiškumas - tai yra bendrų elektronų porų tarp dviejų junginio atomų skaičius. Ryšio daugumą galima gana lengvai nustatyti pagal molekulę sudarančių atomų vertę.
Pavyzdžiui , vandenilio molekulėje H 2 ryšio dauginys yra 1, nes kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuotą elektroną išoriniame energijos lygyje, todėl susidaro viena bendra elektronų pora.
Deguonies molekulėje O 2 ryšio daugiklis yra 2, nes kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai: O=O.
Azoto molekulėje N 2 jungties daugiklis lygus 3, nes tarp kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.
Kovalentinio ryšio ilgis
Cheminio ryšio ilgis
yra atstumas tarp atomų, sudarančių ryšį, branduolių centrų. Jis nustatomas eksperimentiniais fizikiniais metodais. Ryšio ilgį galima apytiksliai įvertinti pagal adityvumo taisyklę, pagal kurią jungties ilgis AB molekulėje yra maždaug lygus pusei jungties ilgių A 2 ir B 2 molekulėse: 
Cheminės jungties ilgį galima apytiksliai įvertinti palei atomų spindulius, formuojant ryšį, arba bendravimo gausa jei atomų spinduliai nėra labai skirtingi.
Didėjant ryšį sudarančių atomų spinduliams, jungties ilgis padidės.
Pavyzdžiui
Didėjant ryšių tarp atomų (kurių atominiai spinduliai nesiskiria arba skiriasi nežymiai), jungties ilgis mažės.
Pavyzdžiui . Eilėje: C–C, C=C, C≡C ryšio ilgis mažėja.
Ryšio energija
Cheminio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija. Ryšio energija yra nulemtas energijos, reikalingos ryšiui nutraukti ir šį ryšį sudarančius atomus pašalinti iki begalinio atstumo vienas nuo kito.
Kovalentinis ryšys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų kJ/mol. Kuo didesnė ryšio energija, tuo didesnis jungties stiprumas ir atvirkščiai.
Cheminio ryšio stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poliškumo ir jungties daugialypumo. Kuo ilgesnis cheminis ryšys, tuo lengviau jis nutrūksta, o kuo mažesnė ryšio energija, tuo mažesnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ryšys, tuo jis stipresnis ir tuo didesnė ryšio energija.
Pavyzdžiui, junginių HF, HCl, HBr serijoje iš kairės į dešinę cheminės jungties stiprumas mažėja, nes jungties ilgis didėja.
Jonų cheminis ryšys
Joninis ryšys yra cheminė jungtis, pagrįsta elektrostatinė jonų trauka.
jonų susidaro atomams priimant arba atiduodant elektronus. Pavyzdžiui, visų metalų atomai silpnai laiko išorinio energijos lygio elektronus. Todėl metalo atomai apibūdinami atkuriamosios savybės gebėjimas paaukoti elektronus.
Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas 3 energijos lygyje. Lengvai jį atiduodamas, natrio atomas sudaro daug stabilesnį Na + joną, kurio elektronų konfigūracija yra tauriųjų neoninių dujų Ne. Natrio jone yra 11 protonų ir tik 10 elektronų, todėl bendras jono krūvis yra -10+11 = +1:
+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Pavyzdys. Chloro atomo išoriniame energijos lygyje yra 7 elektronai. Norint įgyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfigūraciją, chloras turi prijungti 1 elektroną. Prisijungus elektronui, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis iš elektronų. Bendras jonų krūvis yra -1:
+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Pastaba:
- Jonų savybės skiriasi nuo atomų savybių!
- Stabilūs jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atomų grupės. Pavyzdžiui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Tokių jonų suformuoti cheminiai ryšiai taip pat laikomi joniniais;
- Joninės jungtys dažniausiai susidaro tarp metalai ir nemetalai(ne metalų grupės);
Susidarę jonai pritraukiami dėl elektrinės traukos: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Vizualiai apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentinių ir joninių ryšių tipų:
metalo cheminė jungtis
metalinė jungtis yra santykinai susiformavęs santykis laisvųjų elektronų tarp metalo jonai formuojant kristalinę gardelę.
Metalų atomai išoriniame energijos lygyje paprastai turi nuo vieno iki trijų elektronų. Metalo atomų spinduliai, kaip taisyklė, yra dideli – todėl metalų atomai, skirtingai nei nemetalai, gana lengvai padovanoja išorinius elektronus, t.y. yra stiprios reduktorius
Tarpmolekulinės sąveikos
Atskirai verta apsvarstyti sąveiką, atsirandančią tarp atskirų medžiagos molekulių - tarpmolekulinės sąveikos . Tarpmolekulinė sąveika yra neutralių atomų sąveikos rūšis, kurioje neatsiranda naujų kovalentinių ryšių. Molekulių sąveikos jėgas 1869 m. atrado van der Waals ir pavadino jo vardu. Van dar Waalso pajėgos. Van der Waalso pajėgos skirstomos į orientacija, indukcija ir dispersija . Tarpmolekulinės sąveikos energija yra daug mažesnė nei cheminio ryšio energija.
Orientacinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių (dipolio-dipolio sąveika). Šios jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Indukcinės sąveikos yra sąveika tarp polinės ir nepolinės molekulės. Nepolinė molekulė poliarizuojasi dėl polinės, todėl atsiranda papildoma elektrostatinė trauka.
Ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas yra vandenilio ryšiai. - tai tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ryšiai, atsirandantys tarp molekulių, kuriose yra stipriai polinės kovalentinės jungtys. H-F, H-O arba H-N. Jei molekulėje yra tokių ryšių, tada tarp molekulių bus papildomos traukos jėgos .
Švietimo mechanizmas Vandenilio jungtis yra iš dalies elektrostatinė ir iš dalies donorinė-akceptorinė. Šiuo atveju stipriai elektronegatyvaus elemento (F, O, N) atomas veikia kaip elektronų poros donoras, o vandenilio atomai, sujungti su šiais atomais – akceptorius. Būdingi vandeniliniai ryšiai orientacija erdvėje ir prisotinimas .
Vandenilio ryšį galima žymėti taškais: H ··· O. Kuo didesnis atomo, prijungto prie vandenilio, elektronegatyvumas ir kuo mažesnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ryšys. Tai visų pirma būdinga junginiams fluoras su vandeniliu , taip pat į deguonis su vandeniliu , mažiau azotas su vandeniliu .
Vandenilinės jungtys susidaro tarp šių medžiagų:
— vandenilio fluoridas HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido rūgštis), vandens H 2 O (garai, ledas, skystas vanduo):
— amoniako ir organinių aminų tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekulių;
— organiniai junginiai, kuriuose yra O-H arba N-H jungtys: alkoholiai, karboksirūgštys, aminai, aminorūgštys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandenių tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.
Vandenilio ryšys turi įtakos fizinėms ir cheminėms medžiagų savybėms. Taigi, dėl papildomos molekulių traukos medžiagos sunkiai užvirsta. Medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, virimo temperatūra nenormaliai pakyla.
Pavyzdžiui Paprastai, padidėjus molekulinei masei, padidėja medžiagų virimo temperatūra. Tačiau daugelyje medžiagų H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepastebime virimo taškų tiesinio kitimo.
Būtent, pas vandens virimo temperatūra yra neįprastai aukšta - ne mažiau kaip -61 o C, kaip mums rodo tiesė, bet daug daugiau, +100 o C. Ši anomalija paaiškinama vandenilinių ryšių buvimu tarp vandens molekulių. Todėl normaliomis sąlygomis (0-20 o C) vanduo yra skystis pagal fazės būseną.