O flúor livre consiste em moléculas diatômicas. Do ponto de vista químico, o flúor pode ser caracterizado como um não metal monovalente e, além disso, o mais ativo de todos os não metais. Isso se deve a uma série de razões, incluindo a facilidade de decomposição da molécula F 2 em átomos individuais - a energia necessária para isso é de apenas 159 kJ/mol (contra 493 kJ/mol para O 2 e 242 kJ/mol para C 12). Os átomos de flúor têm uma afinidade eletrônica significativa e são relativamente pequenos em tamanho. Portanto, suas ligações de valência com átomos de outros elementos acabam sendo mais fortes do que ligações semelhantes de outros metalóides (por exemplo, a energia da ligação H-F é - 564 kJ / mol versus 460 kJ / mol para a ligação H-O e 431 kJ / mol para a ligação H-C1).
A ligação F-F é caracterizada por uma distância nuclear de 1,42 A. Para a dissociação térmica do flúor, os seguintes dados foram obtidos por cálculo:
O átomo de flúor no estado fundamental tem a estrutura da camada externa de elétrons 2s 2 2p 5 e é monovalente. A excitação do estado trivalente associado à transferência de um elétron 2p para o nível 3s requer um gasto de 1225 kJ/mol e praticamente não é realizado.
A afinidade eletrônica de um átomo de flúor neutro é estimada em 339 kJ/mol. O íon F - é caracterizado por um raio efetivo de 1,33 A e uma energia de hidratação de 485 kJ/mol. Para o raio covalente do flúor, geralmente é tomado um valor de 71 pm (ou seja, metade da distância internuclear na molécula F2).
A ligação química é um fenômeno eletrônico em que pelo menos um elétron, que estava no campo de força de seu núcleo, encontra-se no campo de força de outro núcleo ou vários núcleos ao mesmo tempo.
A maioria das substâncias simples e todas as substâncias complexas (compostos) consistem em átomos interagindo uns com os outros de uma certa maneira. Em outras palavras, uma ligação química é estabelecida entre os átomos. Quando uma ligação química é formada, a energia é sempre liberada, ou seja, a energia da partícula formada deve ser menor que a energia total das partículas iniciais.
A transição de um elétron de um átomo para outro, resultando na formação de íons de cargas opostas com configurações eletrônicas estáveis, entre os quais se estabelece uma atração eletrostática, é o modelo mais simples de ligação iônica:
X → X++ e-; Y + e - → Y - ; X+Y-
A hipótese da formação de íons e da ocorrência de atração eletrostática entre eles foi apresentada pela primeira vez pelo cientista alemão W. Kossel (1916).
Outro modelo de ligação é o compartilhamento de elétrons por dois átomos, resultando também na formação de configurações eletrônicas estáveis. Tal ligação é chamada de covalente, em 1916, o cientista americano G. Lewis começou a desenvolver sua teoria.
O ponto comum em ambas as teorias foi a formação de partículas com configuração eletrônica estável, coincidindo com a configuração eletrônica de um gás nobre.
Por exemplo, na formação de fluoreto de lítio, o mecanismo iônico de formação de ligação é realizado. O átomo de lítio (3 Li 1s 2 2s 1) perde um elétron e se transforma em um cátion (3 Li + 1s 2) com a configuração eletrônica do hélio. O flúor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) aceita um elétron, formando um ânion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) com a configuração eletrônica do neônio. Uma atração eletrostática surge entre o íon de lítio Li + e o íon de flúor F -, devido ao qual um novo composto é formado - fluoreto de lítio.
Quando o fluoreto de hidrogênio é formado, o único elétron do átomo de hidrogênio (1s) e o elétron desemparelhado do átomo de flúor (2p) estão no campo de ação de ambos os núcleos - o átomo de hidrogênio e o átomo de flúor. Assim, surge um par de elétrons comum, o que significa uma redistribuição da densidade eletrônica e o aparecimento de uma densidade eletrônica máxima. Como resultado, dois elétrons estão agora associados ao núcleo do átomo de hidrogênio (a configuração eletrônica do átomo de hélio), e oito elétrons do nível de energia externo estão associados ao núcleo de flúor (a configuração eletrônica do átomo de neônio):
É indicado por um único traço entre os símbolos dos elementos: H-F.Uma ligação realizada por um par de elétrons é chamada de ligação simples.
A formação de conchas de dois elétrons para um íon de lítio e um átomo de hidrogênio é um caso especial.A tendência de formar uma camada estável de oito elétrons transferindo um elétron de um átomo para outro (ligação iônica) ou compartilhando elétrons (ligação covalente) é chamada de regra do octeto.
Existem, no entanto, compostos que não seguem esta regra. Por exemplo, o átomo de berílio no fluoreto de berílio BeF 2 tem apenas uma camada de quatro elétrons; seis camadas de elétrons são características do átomo de boro (os pontos indicam os elétrons do nível de energia externo):
Ao mesmo tempo, em compostos como cloreto de fósforo (V) e fluoreto de enxofre (VI), fluoreto de iodo (VII), as camadas eletrônicas dos átomos centrais contêm mais de oito elétrons (fósforo - 10; enxofre - 12; iodo - 14):
Na maioria das conjunções do elemento d, a regra do octeto também não é respeitada.
Em todos os exemplos acima, uma ligação química é formada entre átomos de diferentes elementos; é chamado heteroatômico. No entanto, uma ligação covalente também pode se formar entre átomos idênticos. Por exemplo, uma molécula de hidrogênio é formada compartilhando 15 elétrons de cada átomo de hidrogênio, como resultado, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável de dois elétrons. Um octeto é formado durante a formação de moléculas de outras substâncias simples, como o flúor:
A formação de uma ligação química também pode ser realizada pela socialização de quatro ou seis elétrons. No primeiro caso, é formada uma ligação dupla, que são dois pares de elétrons generalizados, no segundo - uma ligação tripla (três pares de elétrons generalizados).
Por exemplo, quando uma molécula de nitrogênio N 2 é formada, uma ligação química é formada pela socialização de seis elétrons: três elétrons p desemparelhados de cada átomo. Para atingir uma configuração de oito elétrons, três pares de elétrons comuns são formados:
Uma ligação dupla é indicada por dois traços, uma ligação tripla por três. A molécula de nitrogênio N 2 pode ser representada da seguinte forma: N≡N.
Em moléculas diatômicas formadas por átomos de um elemento, a densidade eletrônica máxima está localizada no meio da linha internuclear. Como não há separação de cargas entre os átomos, esse tipo de ligação covalente é chamada de apolar. Uma ligação heteroatômica é sempre mais ou menos polar, pois a densidade eletrônica máxima é deslocada para um dos átomos, devido ao qual adquire uma carga parcial negativa (denotada σ-). O átomo do qual o máximo de densidade eletrônica é deslocado adquire uma carga parcial positiva (denotada σ+). Partículas eletricamente neutras nas quais os centros das cargas parciais negativas e parciais positivas não coincidem no espaço são chamadas de dipolos. A polaridade de uma ligação é medida pelo momento de dipolo (μ), que é diretamente proporcional à magnitude das cargas e à distância entre elas.
Arroz. Representação esquemática de um dipolo
Lista de literatura usada
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Química geral: livro didático. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Com. 32-35]
Em 1916, foram propostas as primeiras teorias extremamente simplificadas da estrutura das moléculas, nas quais se usavam representações eletrônicas: a teoria do físico-químico americano G. Lewis (1875-1946) e do cientista alemão W. Kossel. De acordo com a teoria de Lewis, a formação de uma ligação química em uma molécula diatômica envolve os elétrons de valência de dois átomos ao mesmo tempo. Portanto, por exemplo, em uma molécula de hidrogênio, em vez de um primo de valência, eles começaram a desenhar um par de elétrons que forma uma ligação química:
Uma ligação química formada por um par de elétrons é chamada de ligação covalente. A molécula de fluoreto de hidrogênio é representada da seguinte forma:
A diferença entre moléculas de substâncias simples (H2, F2, N2, O2) e moléculas de substâncias complexas (HF, NO, H2O, NH3) é que as primeiras não possuem momento de dipolo, enquanto as últimas sim. O momento de dipolo m é definido como o produto do valor absoluto da carga q e a distância entre duas cargas opostas r:
O momento de dipolo m de uma molécula diatômica pode ser determinado de duas maneiras. Primeiro, como a molécula é eletricamente neutra, a carga positiva total da molécula Z" é conhecida (é igual à soma das cargas dos núcleos atômicos: Z" = ZA + ZB). Conhecendo a distância internuclear re, pode-se determinar a localização do centro de gravidade da carga positiva da molécula. O valor de m moléculas é encontrado a partir do experimento. Portanto, você pode encontrar r" - a distância entre os centros de gravidade da carga positiva e negativa total da molécula:
Em segundo lugar, podemos supor que quando um par de elétrons formando uma ligação química é deslocado para um dos átomos, algum excesso de carga negativa -q "aparece neste átomo e uma carga +q" aparece no segundo átomo. A distância entre os átomos é re:
O momento dipolar da molécula de HF é 6,4 × 10-30 Cl × m, a distância internuclear H-F é 0,917 × 10-10 m. O cálculo de q" dá: q" = 0,4 da carga elementar (ou seja, a carga do elétron ). Uma vez que um excesso de carga negativa apareceu no átomo de flúor, isso significa que o par de elétrons que forma uma ligação química na molécula de HF é deslocado para o átomo de flúor. Essa ligação química é chamada de ligação polar covalente. Moléculas do tipo A2 não possuem momento de dipolo. As ligações químicas que formam essas moléculas são chamadas de ligações não polares covalentes.
A teoria de Kossel foi proposto para descrever moléculas formadas por metais ativos (alcalinos e alcalinos terrosos) e não metais ativos (halogênios, oxigênio, nitrogênio). Os elétrons de valência externa dos átomos de metal são os mais distantes do núcleo atômico e, portanto, são retidos relativamente fracamente pelo átomo de metal. Para átomos de elementos químicos localizados na mesma linha do sistema Periódico, ao se mover da esquerda para a direita, a carga do núcleo aumenta o tempo todo e elétrons adicionais estão localizados na mesma camada de elétrons. Isso leva ao fato de que a camada externa de elétrons encolhe e os elétrons são cada vez mais firmemente mantidos no átomo. Portanto, na molécula MeX, torna-se possível mover o elétron de valência externa fracamente retido do metal com o gasto de energia igual ao potencial de ionização para a camada eletrônica de valência do átomo não-metal com a liberação de energia igual à afinidade eletrônica . Como resultado, dois íons são formados: Me+ e X-. A interação eletrostática desses íons é uma ligação química. Esse tipo de conexão é chamado iônico.
Se determinarmos os momentos dipolares das moléculas MeX em pares, verifica-se que a carga do átomo metálico não se transfere completamente para o átomo não metálico, e a ligação química em tais moléculas é melhor descrita como uma ligação covalente altamente polar. Os cátions metálicos positivos Me + e os ânions negativos de átomos não metálicos X- geralmente existem nos locais da rede cristalina dos cristais dessas substâncias. Mas, neste caso, cada íon metálico positivo primeiro interage eletrostaticamente com os ânions não metálicos mais próximos, depois com cátions metálicos e assim por diante. Ou seja, nos cristais iônicos, as ligações químicas são deslocalizadas e cada íon eventualmente interage com todos os outros íons que entram no cristal, que é uma molécula gigante.
Junto com características bem definidas dos átomos, como as cargas dos núcleos atômicos, potenciais de ionização, afinidade eletrônica, características menos definidas também são usadas na química. Uma delas é a eletronegatividade. Foi introduzido na ciência pelo químico americano L. Pauling. Consideremos primeiro para os elementos dos três primeiros períodos os dados do primeiro potencial de ionização e da afinidade eletrônica.
Regularidades nos potenciais de ionização e afinidade eletrônica são totalmente explicadas pela estrutura das camadas eletrônicas de valência dos átomos. A afinidade eletrônica de um átomo de nitrogênio isolado é muito menor do que a de átomos de metais alcalinos, embora o nitrogênio seja um não-metal ativo. É nas moléculas ao interagir com átomos de outros elementos químicos que o nitrogênio prova que é um não-metal ativo. Foi isso que L. Pauling tentou fazer, introduzindo a "eletronegatividade" como a capacidade de átomos de elementos químicos deslocarem um par de elétrons para si mesmos durante a formação ligações polares covalentes. A escala de eletronegatividade para elementos químicos foi proposta por L. Pauling. Ele atribuiu a maior eletronegatividade em unidades adimensionais arbitrárias ao flúor - 4,0, oxigênio - 3,5, cloro e nitrogênio - 3,0, bromo - 2,8. A natureza da mudança na eletronegatividade dos átomos corresponde totalmente às leis que são expressas no sistema periódico. Assim, o uso do conceito eletro-negatividade"simplesmente traduz para outra linguagem aqueles padrões na mudança nas propriedades dos metais e não metais que já estão refletidos no sistema Periódico.
Muitos metais no estado sólido são cristais quase perfeitamente formados.. Nos nós da rede cristalina do cristal estão átomos ou íons metálicos positivos. Os elétrons desses átomos de metal dos quais os íons positivos foram formados estão na forma de um gás de elétrons no espaço entre os nós da rede cristalina e pertencem a todos os átomos e íons. Eles determinam o brilho metálico característico, a alta condutividade elétrica e a condutividade térmica dos metais. Tipo de A ligação química, que é realizada por elétrons socializados em um cristal metálico, é chamada deLigação metálica.
Em 1819, os cientistas franceses P. Dulong e A. Petit estabeleceram experimentalmente que a capacidade calorífica molar de quase todos os metais no estado cristalino é de 25 J/mol. Agora podemos explicar facilmente por que isso acontece. Os átomos de metais nos nós da rede cristalina estão sempre em movimento - eles fazem movimentos oscilatórios. Este movimento complexo pode ser decomposto em três movimentos oscilatórios simples em três planos mutuamente perpendiculares. Cada movimento oscilatório tem sua própria energia e sua própria lei de mudança com o aumento da temperatura - sua própria capacidade de calor. O valor limite da capacidade calorífica para qualquer movimento oscilatório dos átomos é igual a R - a constante universal do gás. Três movimentos vibracionais independentes de átomos em um cristal corresponderão a uma capacidade térmica igual a 3R. Quando os metais são aquecidos, a partir de temperaturas muito baixas, sua capacidade calorífica aumenta de zero. Em temperaturas ambiente e mais altas, a capacidade calorífica da maioria dos metais atinge seu valor máximo - 3R.
Quando aquecido, a rede cristalina dos metais é destruída e eles passam para um estado fundido. Em aquecimento adicional, os metais evaporam. Nos vapores, muitos metais existem como moléculas de Me2. Nessas moléculas, os átomos metálicos são capazes de formar ligações apolares covalentes.
O flúor é um elemento químico (símbolo F, número atômico 9), um não metal que pertence ao grupo dos halogênios. É a substância mais ativa e eletronegativa. À temperatura e pressão normais, a molécula de flúor é amarelo pálido com a fórmula F 2 . Como outros haletos, o flúor molecular é muito perigoso e causa queimaduras químicas graves em contato com a pele.
Uso
O flúor e seus compostos são amplamente utilizados, inclusive para a produção de produtos farmacêuticos, agroquímicos, combustíveis e lubrificantes e têxteis. é usado para gravar vidro, enquanto o plasma de flúor é usado para produzir semicondutores e outros materiais. Baixas concentrações de íons F na pasta de dente e na água potável podem ajudar a prevenir a cárie dentária, enquanto concentrações mais altas são encontradas em alguns inseticidas. Muitos anestésicos gerais são derivados de hidrofluorcarbonetos. O isótopo 18 F é uma fonte de pósitrons para imagens médicas por tomografia por emissão de pósitrons, e o hexafluoreto de urânio é usado para separação e produção de isótopos de urânio para usinas nucleares.
Histórico de descobertas
Minerais contendo compostos de flúor eram conhecidos muitos anos antes do isolamento deste elemento químico. Por exemplo, o mineral fluorita (ou fluorita), que consiste em fluoreto de cálcio, foi descrito em 1530 por George Agricola. Ele percebeu que poderia ser usado como fundente, uma substância que ajuda a diminuir o ponto de fusão de um metal ou minério e ajuda a purificar o metal desejado. Portanto, o flúor recebeu seu nome latino da palavra fluere ("fluxo").
Em 1670, o soprador de vidro Heinrich Schwanhard descobriu que o vidro era gravado pela ação do fluoreto de cálcio (fluorita) tratado com ácido. Carl Scheele e muitos pesquisadores posteriores, incluindo Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimentaram ácido fluorídrico (HF), que foi facilmente obtido pelo tratamento de CaF com ácido sulfúrico concentrado.
Eventualmente, ficou claro que o HF continha um elemento anteriormente desconhecido. No entanto, devido à sua reatividade excessiva, esta substância não pôde ser isolada por muitos anos. Não é apenas difícil separar os compostos, mas reage imediatamente com seus outros componentes. O isolamento do flúor elementar do ácido fluorídrico é extremamente perigoso, e as primeiras tentativas cegaram e mataram vários cientistas. Essas pessoas ficaram conhecidas como os "mártires do flúor".
Descoberta e produção
Finalmente, em 1886, o químico francês Henri Moissan conseguiu isolar o flúor por eletrólise de uma mistura de fluoretos de potássio fundidos e ácido fluorídrico. Por isso, foi agraciado com o Prêmio Nobel de Química de 1906. Sua abordagem eletrolítica continua a ser usada hoje para a produção industrial desse elemento químico.
A primeira produção em larga escala de flúor começou durante a Segunda Guerra Mundial. Foi necessário para uma das etapas de criação de uma bomba atômica como parte do Projeto Manhattan. O flúor foi usado para produzir hexafluoreto de urânio (UF 6 ), que por sua vez foi usado para separar os dois isótopos 235 U e 238 U. Hoje, o UF 6 gasoso é necessário para produzir urânio enriquecido para energia nuclear.
As propriedades mais importantes do flúor
Na tabela periódica, o elemento está localizado no topo do grupo 17 (antigo grupo 7A), que é chamado de halogênio. Outros halogênios incluem cloro, bromo, iodo e astatina. Além disso, F está no segundo período entre o oxigênio e o neônio.
O flúor puro é um gás corrosivo (fórmula química F 2 ) com odor pungente característico que se encontra na concentração de 20 nl por litro de volume. Como o mais reativo e eletronegativo de todos os elementos, forma facilmente compostos com a maioria deles. O flúor é muito reativo para existir em sua forma elementar e tem tanta afinidade com a maioria dos materiais, incluindo o silício, que não pode ser preparado ou armazenado em recipientes de vidro. No ar úmido, reage com a água, formando ácido fluorídrico não menos perigoso.
O flúor, interagindo com o hidrogênio, explode mesmo em baixas temperaturas e no escuro. Ele reage violentamente com a água para formar ácido fluorídrico e gás oxigênio. Vários materiais, incluindo metais e vidros finamente dispersos, queimam com uma chama brilhante em um jato de flúor gasoso. Além disso, esse elemento químico forma compostos com os gases nobres criptônio, xenônio e radônio. No entanto, não reage diretamente com nitrogênio e oxigênio.
Apesar da atividade extrema do flúor, métodos para seu manuseio e transporte seguros já estão disponíveis. O elemento pode ser armazenado em recipientes de aço ou monel (liga rica em níquel), pois os fluoretos se formam na superfície desses materiais, o que impede novas reações.
Os fluoretos são substâncias nas quais o flúor está presente como um íon carregado negativamente (F-) em combinação com alguns elementos carregados positivamente. Os compostos de flúor com metais estão entre os sais mais estáveis. Quando dissolvidos em água, eles são divididos em íons. Outras formas de flúor são complexos, por exemplo, - e H 2 F + .
isótopos
Existem muitos isótopos desse halogênio, variando de 14 F a 31 F. Mas a composição isotópica do flúor inclui apenas um deles, 19 F, que contém 10 nêutrons, pois é o único estável. O isótopo radioativo 18 F é uma valiosa fonte de pósitrons.
Impacto biológico
O flúor no corpo é encontrado principalmente nos ossos e dentes na forma de íons. A fluoretação da água potável em uma concentração inferior a uma parte por milhão reduz significativamente a incidência de cárie - de acordo com o Conselho Nacional de Pesquisa da Academia Nacional de Ciências dos Estados Unidos. Por outro lado, o acúmulo excessivo de flúor pode levar à fluorose, que se manifesta em dentes manchados. Este efeito é normalmente observado em áreas onde o teor deste elemento químico na água potável excede a concentração de 10 ppm.
O flúor elementar e os sais de flúor são tóxicos e devem ser manuseados com muito cuidado. O contato com a pele ou os olhos deve ser cuidadosamente evitado. A reação com a pele produz que penetra rapidamente nos tecidos e reage com o cálcio nos ossos, danificando-os permanentemente.
Flúor no ambiente
A produção mundial anual do mineral fluorita é de cerca de 4 milhões de toneladas e a capacidade total das jazidas exploradas é de 120 milhões de toneladas, sendo as principais áreas de extração desse mineral o México, a China e a Europa Ocidental.
O flúor ocorre naturalmente na crosta terrestre, onde pode ser encontrado em rochas, carvão e argila. Os fluoretos são liberados no ar pela erosão eólica dos solos. O flúor é o 13º elemento químico mais abundante na crosta terrestre - seu conteúdo é de 950 ppm. Nos solos, sua concentração média é de cerca de 330 ppm. O fluoreto de hidrogênio pode ser liberado no ar como resultado de processos de combustão industrial. Os fluoretos que estão no ar acabam caindo no chão ou na água. Quando o flúor forma uma ligação com partículas muito pequenas, ele pode permanecer no ar por longos períodos de tempo.
Na atmosfera, 0,6 bilionésimos desse elemento químico estão presentes na forma de névoa salina e compostos orgânicos de cloro. Nas áreas urbanas, a concentração chega a 50 partes por bilhão.
Conexões
O flúor é um elemento químico que forma uma ampla gama de compostos orgânicos e inorgânicos. Os químicos podem substituir átomos de hidrogênio por ele, criando assim muitas novas substâncias. O halogênio altamente reativo forma compostos com gases nobres. Em 1962, Neil Bartlett sintetizou o hexafluoroplatinato de xenônio (XePtF6). Fluoretos de criptônio e radônio também foram obtidos. Outro composto é o fluorohidreto de argônio, que é estável apenas em temperaturas extremamente baixas.
Aplicação industrial
No estado atômico e molecular, o flúor é usado para gravação de plasma na produção de semicondutores, telas planas e sistemas microeletromecânicos. O ácido fluorídrico é usado para gravar vidro em lâmpadas e outros produtos.
Juntamente com alguns de seus compostos, o flúor é um componente importante na produção de produtos farmacêuticos, agroquímicos, combustíveis e lubrificantes e têxteis. O elemento químico é necessário para produzir alcanos halogenados (halons), que, por sua vez, foram amplamente utilizados em sistemas de ar condicionado e refrigeração. Mais tarde, tal uso de clorofluorcarbonos foi proibido porque eles contribuem para a destruição da camada de ozônio na alta atmosfera.
O hexafluoreto de enxofre é um gás extremamente inerte e não tóxico classificado como gás de efeito estufa. Sem flúor, a produção de plásticos de baixa fricção como o Teflon não é possível. Muitos anestésicos (por exemplo, sevoflurano, desflurano e isoflurano) são derivados do CFC. O hexafluoroaluminato de sódio (criolita) é usado na eletrólise do alumínio.
Compostos de flúor, incluindo NaF, são usados em cremes dentais para prevenir a cárie dentária. Essas substâncias são adicionadas ao abastecimento de água municipal para fornecer fluoretação à água, porém a prática é considerada controversa devido ao impacto na saúde humana. Em concentrações mais altas, o NaF é usado como inseticida, especialmente para o controle de baratas.
No passado, os fluoretos eram usados para reduzir minérios e aumentar sua fluidez. O flúor é um componente importante na produção de hexafluoreto de urânio, que é usado para separar seus isótopos. O 18 F, um isótopo radioativo com 110 minutos, emite pósitrons e é muito utilizado em tomografia por emissão de pósitrons médica.
Propriedades físicas do flúor
As características básicas de um elemento químico são as seguintes:
- Massa atômica 18,9984032 g/mol.
- Configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 5 .
- O estado de oxidação é -1.
- Densidade 1,7 g/l.
- Ponto de fusão 53,53 K.
- Ponto de ebulição 85,03 K.
- Capacidade calorífica 31,34 J/(K mol).
As partículas químicas formadas por dois ou mais átomos são chamadas de moléculas(real ou condicional unidades de fórmula substâncias poliatômicas). Átomos em moléculas são quimicamente ligados.
Uma ligação química é uma força elétrica de atração que mantém as partículas juntas. Cada ligação química em fórmulas estruturais parece linha de valência, por exemplo:
H - H (ligação entre dois átomos de hidrogênio);
H 3 N - H + (ligação entre o átomo de nitrogênio da molécula de amônia e o cátion hidrogênio);
(K +) - (I -) (ligação entre o cátion potássio e o íon iodeto).
Uma ligação química é formada por um par de elétrons (), que nas fórmulas eletrônicas de partículas complexas (moléculas, íons complexos) geralmente é substituído por uma linha de valência, em contraste com seus próprios pares de elétrons de átomos não compartilhados, por exemplo:
A ligação química é chamada covalente, se for formado pela socialização de um par de elétrons por ambos os átomos.
Na molécula F 2 , ambos os átomos de flúor têm a mesma eletronegatividade, portanto, a posse de um par de elétrons é a mesma para eles. Tal ligação química é chamada de apolar, uma vez que cada átomo de flúor tem densidade eletrônica o mesmo em fórmula eletrônica moléculas podem ser condicionalmente divididas entre elas igualmente:
Na molécula de HCl, a ligação química já está polar, uma vez que a densidade eletrônica no átomo de cloro (um elemento com maior eletronegatividade) é muito maior do que no átomo de hidrogênio:
Uma ligação covalente, por exemplo H - H, pode ser formada compartilhando os elétrons de dois átomos neutros:
H + H > H – H
Esse mecanismo de ligação é chamado intercâmbio ou equivalente.
De acordo com outro mecanismo, a mesma ligação covalente H - H surge quando o par de elétrons do íon hidreto H é socializado pelo cátion hidrogênio H +:
H++ (:H) - > H - H
O cátion H + neste caso é chamado aceitante e o ânion H - doador par de elétrons. O mecanismo de formação de uma ligação covalente neste caso será doador-aceitador, ou coordenando.
As ligações simples (H - H, F - F, H - CI, H - N) são chamadas a-links, eles determinam a forma geométrica das moléculas.
As ligações duplas e triplas () contêm um componente? e um ou dois componentes?; ?-componente, que é o principal e condicionalmente formado primeiro, é sempre mais forte do que ?-componentes.
As características físicas (realmente mensuráveis) de uma ligação química são sua energia, comprimento e polaridade.
Energia de ligação química (E cv) é o calor que é liberado durante a formação dessa ligação e é gasto para quebrá-la. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais fraco do que um múltiplo (duplo, triplo).
Comprimento da ligação química (eu s) - distância internuclear. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais tempo do que um múltiplo.
Polaridade a comunicação é medida momento de dipolo elétrico p- o produto de uma carga elétrica real (nos átomos de uma determinada ligação) pelo comprimento do dipolo (ou seja, o comprimento da ligação). Quanto maior o momento dipolar, maior a polaridade da ligação. As cargas elétricas reais dos átomos em uma ligação covalente são sempre menores em valor do que os estados de oxidação dos elementos, mas coincidem em sinal; por exemplo, para a ligação H + I -Cl -I, as cargas reais são H +0 "17 -Cl -0" 17 (partícula bipolar, ou dipolo).
Polaridade das moléculas determinada pela sua composição e forma geométrica.
Não polar (p = O) vai ser:
a) moléculas simples substâncias, uma vez que contêm apenas ligações covalentes não polares;
b) poliatômico moléculas complexo substâncias, se a sua forma geométrica simétrico.
Por exemplo, as moléculas de CO 2, BF 3 e CH 4 têm as seguintes direções de vetores de ligação iguais (ao longo do comprimento):
Quando os vetores de ligação são adicionados, sua soma sempre desaparece e as moléculas como um todo são apolares, embora contenham ligações polares.
Polar (pág.> O) será:
a) diatômico moléculas complexo substâncias, uma vez que contêm apenas ligações polares;
b) poliatômico moléculas complexo substâncias, se a sua estrutura assimetricamente, ou seja, sua forma geométrica é incompleta ou distorcida, o que leva ao aparecimento de um dipolo elétrico total, por exemplo, nas moléculas de NH 3, H 2 O, HNO 3 e HCN.
Íons complexos, como NH 4 + , SO 4 2- e NO 3 - , não podem ser dipolos em princípio, eles carregam apenas uma carga (positiva ou negativa).
Ligação iônica surge durante a atração eletrostática de cátions e ânions com quase nenhuma socialização de um par de elétrons, por exemplo, entre K + e I -. O átomo de potássio tem falta de densidade eletrônica, o átomo de iodo tem excesso. Esta ligação é considerada limitando caso de uma ligação covalente, uma vez que um par de elétrons está praticamente na posse do ânion. Tal conexão é mais típica para compostos de metais e não metais típicos (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) e substâncias da classe dos sais (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Todos esses compostos em condições ambientes são substâncias cristalinas, que são unidas pelo nome comum cristais iônicos(cristais construídos a partir de cátions e ânions).
Existe outro tipo de conexão chamado Ligação metálica, em que os elétrons de valência são tão frouxamente mantidos por átomos de metal que na verdade não pertencem a átomos específicos.
Átomos de metais, deixados sem elétrons externos claramente pertencentes a eles, tornam-se, por assim dizer, íons positivos. Eles formam rede cristalina metálica. O conjunto de elétrons de valência socializados ( gás de elétrons) mantém íons metálicos positivos juntos e em locais específicos da rede.
Além dos cristais iônicos e metálicos, também existem atômico e molecular substâncias cristalinas, nos sítios da rede em que existem átomos ou moléculas, respectivamente. Exemplos: diamante e grafite - cristais com rede atômica, iodo I 2 e dióxido de carbono CO 2 (gelo seco) - cristais com rede molecular.
As ligações químicas existem não apenas dentro das moléculas das substâncias, mas também podem se formar entre as moléculas, por exemplo, para HF líquido, água H 2 O e uma mistura de H 2 O + NH 3:
ligação de hidrogênioé formado devido às forças de atração eletrostática de moléculas polares contendo átomos dos elementos mais eletronegativos - F, O, N. Por exemplo, as ligações de hidrogênio estão presentes em HF, H 2 O e NH 3, mas não estão em HCl, H 2 S e PH 3.
As ligações de hidrogênio são instáveis e quebram com bastante facilidade, por exemplo, quando o gelo derrete e a água ferve. No entanto, alguma energia adicional é gasta na quebra dessas ligações e, portanto, os pontos de fusão (Tabela 5) e os pontos de ebulição de substâncias com ligações de hidrogênio
(por exemplo, HF e H 2 O) são significativamente maiores do que para substâncias semelhantes, mas sem ligações de hidrogênio (por exemplo, HCl e H 2 S, respectivamente).
Muitos compostos orgânicos também formam ligações de hidrogênio; A ligação de hidrogênio desempenha um papel importante nos processos biológicos.
Exemplos de tarefas da Parte A1. As substâncias com apenas ligações covalentes são
1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2
2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5
3) CH 4 , HNO 3 , Na(CH 3 O)
4) CCl 2 O, I 2, N 2 O
2–4. ligação covalente
2. solteiro
3. duplo
4. triplo
presente na matéria
5. Múltiplas ligações estão presentes nas moléculas
6. As partículas chamadas radicais são
7. Uma das ligações é formada pelo mecanismo doador-aceitador no conjunto de íons
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H3O+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 + , SO 3 2-
8. O mais durável e curto ligação - em uma molécula
9. Substâncias com apenas ligações iônicas - no conjunto
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. A rede cristalina da matéria
13. Va (OH) 2
1) metais
Átomo, molécula, propriedades nucleares
A estrutura do átomo de flúor.
No centro de um átomo está um núcleo carregado positivamente. 9 elétrons carregados negativamente giram ao redor.
Fórmula eletrônica: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (a.m.u.)
m neutro = 1,00866 (a.m.u.)
m próton = m elétron
Isótopos de flúor.
Isótopo: 18F
Breve descrição: Prevalência na natureza: 0%
O número de prótons no núcleo é 9. O número de nêutrons no núcleo é 9. O número de núcleons é 18.E ligações \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m nêutron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E específico = ligações E/N nucleons = 7,81 (MEV/nucleons)
Decaimento alfa é impossível Decaimento menos beta é impossível Decaimento de pósitrons: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV) Captura eletrônica: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Isótopo: 19F
Breve descrição: Prevalência na natureza: 100%
molécula de flúor.
O flúor livre consiste em moléculas diatômicas. Do ponto de vista químico, o flúor pode ser caracterizado como um não metal monovalente e, além disso, o mais ativo de todos os não metais. Isso se deve a uma série de razões, incluindo a facilidade de decomposição da molécula F2 em átomos individuais - a energia necessária para isso é de apenas 159 kJ/mol (contra 493 kJ/mol para O2 e 242 kJ/mol para C12). Os átomos de flúor têm uma afinidade eletrônica significativa e são relativamente pequenos em tamanho. Portanto, suas ligações de valência com átomos de outros elementos acabam sendo mais fortes do que ligações semelhantes de outros metalóides (por exemplo, a energia da ligação H-F é - 564 kJ / mol versus 460 kJ / mol para a ligação H-O e 431 kJ / mol para a ligação H-C1).
A ligação F-F é caracterizada por uma distância nuclear de 1,42 A. Para a dissociação térmica do flúor, os seguintes dados foram obtidos por cálculo:
Temperatura, °С 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Grau de dissociação, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
O átomo de flúor no estado fundamental tem a estrutura da camada eletrônica externa 2s22p5 e é monovalente. A excitação do estado trivalente associado à transferência de um elétron 2p para o nível 3s requer um gasto de 1225 kJ/mol e praticamente não é realizado. A afinidade eletrônica de um átomo de flúor neutro é estimada em 339 kJ/mol. O íon F- é caracterizado por um raio efetivo de 1,33 A e uma energia de hidratação de 485 kJ/mol. O raio covalente do flúor é geralmente considerado como 71 pm (ou seja, metade da distância internuclear na molécula F2).
Propriedades químicas do flúor.
Como os derivados de flúor de elementos metalóides são geralmente altamente voláteis, sua formação não protege a superfície do metalóide da ação adicional do flúor. Portanto, a interação geralmente ocorre muito mais vigorosamente do que com muitos metais. Por exemplo, silício, fósforo e enxofre inflamam no gás flúor. O carbono amorfo (carvão vegetal) se comporta de forma semelhante, enquanto o grafite reage apenas ao calor vermelho. O flúor não se combina diretamente com nitrogênio e oxigênio.
Dos compostos de hidrogênio de outros elementos, o flúor retira o hidrogênio. A maioria dos óxidos são decompostos por ele com o deslocamento do oxigênio. Em particular, a água interage de acordo com o esquema F2 + H2O --> 2 HF + O
além disso, os átomos de oxigênio deslocados combinam-se não apenas entre si, mas também parcialmente com moléculas de água e flúor. Portanto, além do oxigênio gasoso, essa reação sempre produz peróxido de hidrogênio e óxido de flúor (F2O). Este último é um gás amarelo pálido, com cheiro semelhante ao ozônio.
O óxido de flúor (de outra forma - fluoreto de oxigênio - OF2) pode ser obtido passando flúor em 0,5 N. solução de NaOH. A reação ocorre de acordo com a equação: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT As seguintes reações também são características do flúor:
H2 + F2 = 2HF (com explosão)
(primeiro elétron)
(de acordo com Pauling)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Flúor | |
Propriedades quimicas
O não-metal mais ativo, interage violentamente com quase todas as substâncias (raras exceções são os fluoroplastos) e com a maioria deles - com combustão e explosão. O contato do flúor com o hidrogênio leva à ignição e explosão mesmo em temperaturas muito baixas (até -252°C). Até mesmo água e platina: urânio para a indústria nuclear queimam em uma atmosfera de flúor.
trifluoreto de cloro ClF 3 - um agente fluorante e um poderoso oxidante de combustível de foguete
hexafluoreto de enxofre SF 6 - isolante gasoso na indústria elétrica
fluoretos metálicos (como W e V), que têm algumas propriedades benéficas
freons são bons refrigerantes
teflon - polímeros quimicamente inertes
hexafluoroaluminato de sódio - para a produção subsequente de alumínio por eletrólise
vários compostos de flúor
Tecnologia de mísseis
Os compostos de flúor são amplamente utilizados na tecnologia de foguetes como oxidante propulsor.Aplicação em medicina
Os compostos de flúor são amplamente utilizados na medicina como substitutos do sangue.
Papel biológico e fisiológico
O flúor é um elemento vital para o corpo. No corpo humano, o flúor é encontrado principalmente no esmalte dos dentes como parte da fluorapatita - Ca 5 F (PO 4) 3 . Com ingestão insuficiente (menos de 0,5 mg/litro de água potável) ou excessiva (mais de 1 mg/litro) de flúor pelo organismo, podem se desenvolver doenças dentárias: cárie e fluorose (esmalte mosqueado) e osteossarcoma, respectivamente.
Para prevenir a cárie, recomenda-se usar cremes dentais com aditivos fluoretados ou usar água fluoretada (até uma concentração de 1 mg/l), ou aplicar aplicações locais com uma solução de 1-2% de fluoreto de sódio ou fluoreto estanoso. Tais ações podem reduzir a probabilidade de cárie em 30-50%.
A concentração máxima permitida de flúor ligado no ar de instalações industriais é de 0,0005 mg/litro.
informação adicional
Flúor, Flúor, F(9)
O flúor (flúor, flúor francês e alemão) foi obtido em estado livre em 1886, mas seus compostos são conhecidos há muito tempo e foram amplamente utilizados na metalurgia e na produção de vidro. A primeira menção de fluorita (CaP), sob o nome de espatoflúor (Fliisspat) remonta ao século 16. Uma das obras atribuídas ao lendário Vasily Valentin menciona pedras pintadas em várias cores - fundentes (Fliisse do latim fluere - fluir, derramar), que foram usadas como fundentes na fundição de metais. Agricola e Libavius escrevem sobre o mesmo. Este último introduz nomes especiais para este fluxo - espatoflúor (Flusspat) e fusão mineral. Muitos autores de escritos químicos e técnicos dos séculos XVII e XVIII. descrever diferentes tipos de espatoflúor. Na Rússia, essas pedras eram chamadas plavik, spalt, cuspiu; Lomonosov classificou essas pedras como selenitas e as chamou de spar ou fluxo (fluxo de cristal). Mestres russos, bem como colecionadores de coleções de minerais (por exemplo, no século 18, o príncipe P.F. Golitsyn) sabiam que alguns tipos de mastros brilham no escuro quando aquecidos (por exemplo, em água quente). No entanto, mesmo Leibniz em sua história do fósforo (1710) menciona a esse respeito o termofósforo (Termofósforo).
Aparentemente, os químicos e os químicos artesãos se familiarizaram com o ácido fluorídrico o mais tardar no século XVII. Em 1670, o artesão de Nuremberg Schwanhard usou espatoflúor misturado com ácido sulfúrico para gravar desenhos em taças de vidro. No entanto, naquela época a natureza do espatoflúor e do ácido fluorídrico era completamente desconhecida. Acreditava-se, por exemplo, que o ácido silícico tinha um efeito de ataque no processo de Schwanhard. Esta opinião errônea foi eliminada por Scheele, provando que quando o espatoflúor interage com o ácido sulfúrico, o ácido silícico é obtido como resultado da erosão da retorta de vidro pelo ácido fluorídrico resultante. Além disso, Scheele estabeleceu (1771) que o espatoflúor é uma combinação de terra calcária com um ácido especial, que foi chamado de "ácido sueco".
Lavoisier reconheceu o radical ácido fluorídrico (radical fluorique) como um corpo simples e o incluiu em sua tabela de corpos simples. Ácido fluorídrico mais ou menos puro foi obtido em 1809. Gay-Lussac e Tenard por destilação de espatoflúor com ácido sulfúrico em uma retorta de chumbo ou prata. Durante esta operação, ambos os pesquisadores foram envenenados. A verdadeira natureza do ácido fluorídrico foi estabelecida em 1810 por Ampère. Ele rejeitou a opinião de Lavoisier de que o ácido fluorídrico deve conter oxigênio e provou a analogia desse ácido com o ácido clorídrico. Ampère relatou suas descobertas a Davy, que pouco antes disso havia estabelecido a natureza elementar do cloro. Davy concordou plenamente com os argumentos de Ampere e se esforçou muito para obter flúor livre por eletrólise de ácido fluorídrico e de outras maneiras. Levando em conta o forte efeito corrosivo do ácido fluorídrico no vidro, bem como nos tecidos vegetais e animais, Ampere sugeriu chamar o elemento contido nele de flúor (grego - destruição, morte, pestilência, peste, etc.). No entanto, Davy não aceitou esse nome e propôs outro - flúor (Flúor), por analogia com o então nome de cloro - cloro (Cloro), ambos os nomes ainda são usados em inglês. Em russo, o nome dado por Ampere foi preservado.
Numerosas tentativas de isolar o flúor livre no século 19 não levou a bons resultados. Somente em 1886 Moissan conseguiu fazer isso e obter flúor livre na forma de um gás verde-amarelo. Como o flúor é um gás incomumente agressivo, Moissan teve que superar muitas dificuldades antes de encontrar um material adequado para o aparato em experimentos com flúor. O tubo em U para eletrólise do ácido fluorídrico a 55°C (resfriado com cloreto de metila líquido) era feito de platina com plugues de espatoflúor. Depois que as propriedades químicas e físicas do flúor livre foram investigadas, ele encontrou ampla aplicação. Hoje, o flúor é um dos componentes mais importantes na síntese de uma ampla gama de compostos organofluorados. Literatura russa do início do século 19. o flúor foi chamado de forma diferente: a base do ácido fluorídrico, flúor (Dvigubsky, 1824), flúor (Iovsky), flúor (Shcheglov, 1830), flúor, flúor, flúor. Hess de 1831 introduziu o nome de flúor.
O trabalho selecionou tarefas sobre ligações químicas.
Pugacheva Elena Vladimirovna
Descrição do Desenvolvimento
6. Uma ligação não polar covalente é característica de
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) iônico 4) metálico
15. Três pares de elétrons comuns formam uma ligação covalente em uma molécula
16. As ligações de hidrogênio são formadas entre as moléculas
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) água e diamante 2) hidrogênio e cloro 3) cobre e nitrogênio 4) bromo e metano
19. Ligação de hidrogênio não é típico para substância
1) flúor 2) cloro 3) bromo 4) iodo
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. Átomos de elementos químicos do segundo período do sistema periódico D.I. Mendeleev formam compostos com uma ligação química iônica de composição 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) iônico 2) metálico
43. Uma ligação iônica é formada por 1) H e S 2) P e C1 3) Cs e Br 4) Si e F
ao interagir
1) iônico 2) metálico
1) iônico 2) metálico
NOME DA SUBSTÂNCIA TIPO DE COMUNICAÇÃO
1) zinco A) iônico
2) nitrogênio B) metal
62. Correspondência
TIPO DE CONEXÃO DE COMUNICAÇÃO
1) iônico A) H 2
2) metal B) Va
3) polar covalente B) HF
66. A ligação química mais forte ocorre na molécula 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. A resistência de união aumenta na série 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. Indique uma série caracterizada por um aumento no comprimento de uma ligação química
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
Vamos analisar as tarefas nº 3 das opções de USE para 2016.
Tarefas com soluções.
Tarefa número 1.
Compostos com uma ligação não polar covalente estão localizados na série:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4. NH3, S8, NaF
Explicação: precisamos encontrar uma série em que haja apenas substâncias simples, pois uma ligação não polar covalente é formada apenas entre átomos do mesmo elemento. A resposta correta é 1.
Tarefa número 2.
As substâncias com uma ligação polar covalente estão listadas na série:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Explicação: aqui você precisa encontrar uma série em que apenas substâncias complexas e, além disso, todos os não metais. A resposta correta é 3.
Tarefa número 3.
A ligação de hidrogênio é característica de
1. Alcanos 2. Arenos 3. Álcoois 4. Alcinos
Explicação: Uma ligação de hidrogênio é formada entre um íon de hidrogênio e um íon eletronegativo. Tal conjunto, entre os listados, é apenas para álcoois.
A resposta correta é 3.
Tarefa número 4.
Ligação química entre moléculas de água
1. Hidrogênio
2. Iônico
3. Polar covalente
4. Covalente não polar
Explicação: uma ligação polar covalente é formada entre os átomos de O e H na água, uma vez que estes são dois não-metais, mas uma ligação de hidrogênio é formada entre as moléculas de água. A resposta correta é 1.
Tarefa número 5.
Apenas ligações covalentes têm cada uma das duas substâncias:
1. CaO e C3H6
2. NaNO3 e CO
3. N2 e K2S
4.CH4 e SiO2
Explicação: compostos devem consistir apenas de não-metais, ou seja, a resposta correta é 4.
Tarefa número 6.
Uma substância com uma ligação polar covalente é
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Explicação: Uma ligação covalente polar é formada entre átomos de diferentes não-metais. A resposta correta é 3.
Tarefa número 7.
Uma ligação covalente não polar é característica de cada uma das duas substâncias:
1. Água e diamante
2. Hidrogênio e cloro
3. Cobre e nitrogênio
4. Bromo e metano
Explicação: uma ligação covalente não polar é característica da conexão de átomos do mesmo elemento não metálico. A resposta correta é 2.
Tarefa número 8.
Que ligação química é formada entre os átomos de elementos com números de série 9 e 19?
1. Iônico
2. Metais
3. Polar covalente
4. Covalente não polar
Explicação: estes são elementos - flúor e potássio, ou seja, um não metal e um metal, respectivamente, apenas uma ligação iônica pode se formar entre esses elementos. A resposta correta é 1.
Tarefa número 9.
Uma substância com um tipo de ligação iônica corresponde à fórmula
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Explicação: uma ligação iônica é formada entre um átomo de metal e um átomo de não metal, que é a resposta correta é 4.
Tarefa número 10.
O mesmo tipo de ligação química tem cloreto de hidrogênio e
1. Amônia
2. Bromo
3. Cloreto de sódio
4. Óxido de magnésio
Explicação: O cloreto de hidrogênio tem uma ligação polar covalente, ou seja, precisamos encontrar uma substância composta por dois não-metais diferentes - é a amônia.
A resposta correta é 1.
Tarefas para decisão independente.
1. As ligações de hidrogênio se formam entre as moléculas
1. Ácido fluorídrico
2. Clorometano
3. Éter dimetílico
4. Etileno
2. Um composto com uma ligação covalente corresponde à fórmula
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Uma substância com uma ligação apolar covalente tem a fórmula
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Uma substância com uma ligação iônica é
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. As ligações de hidrogênio se formam entre as moléculas
1. Metanol
3. Acetileno
4. Formato de metila
6. Uma ligação não polar covalente é característica de cada uma das duas substâncias:
1. Nitrogênio e ozônio
2. Água e amônia
3. Cobre e nitrogênio
4. Bromo e metano
7. Uma ligação polar covalente é característica de uma substância
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Uma ligação não polar covalente é característica de
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Uma substância com uma ligação polar covalente é
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. Uma ligação não polar covalente é característica de cada uma das duas substâncias:
1. Hidrogênio e cloro
2. Água e diamante
3. Cobre e nitrogênio
4. Bromo e metano
Esta nota usou atribuições da coleção USE de 2016, editada por A.A. Kaverina.
A4 Ligação química.
Ligação química: covalente (polar e não polar), iônica, metálica, hidrogênio. Métodos para a formação de uma ligação covalente. Características de uma ligação covalente: comprimento e energia da ligação. Formação de uma ligação iônica.
Opção 1 - 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
Opção 2 - 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
Opção 3 - 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
Opção 4 - 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. Em amônia e cloreto de bário, a ligação química, respectivamente
1) polar iônico e covalente
2) polar covalente e iônico
3) covalente não polar e metálico
4) covalente não polar e iônico
2. As substâncias com apenas ligações iônicas estão listadas na série:
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. Um composto com uma ligação iônica é formado por interação
1) CH 4 e O 2 2) SO 3 e H 2 O 3) C 2 H 6 e HNO 3 4) NH 3 e HCI
4. Em que série todas as substâncias têm uma ligação polar covalente?
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. Em qual linha as fórmulas das substâncias estão escritas apenas com uma ligação polar covalente?
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. Uma ligação não polar covalente é característica de
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Uma substância com uma ligação polar covalente é
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Uma substância com uma ligação covalente é
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Uma substância com uma ligação apolar covalente tem a fórmula
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. As substâncias com uma ligação covalente não polar são
11. Uma ligação química é formada entre átomos com a mesma eletronegatividade
1) iônico 2) polar covalente 3) não polar covalente 4) hidrogênio
12. Uma ligação polar covalente é característica de
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Um elemento químico no átomo cujos elétrons são distribuídos pelas camadas da seguinte forma: 2, 8, 8, 2 forma uma ligação química com o hidrogênio
1) polar covalente 2) apolar covalente
3) iônico 4) metálico
14. Em uma molécula de qual substância o comprimento da ligação entre os átomos de carbono é o maior?
1) acetileno 2) etano 3) eteno 4) benzeno
15. Três pares de elétrons comuns formam uma ligação covalente em uma molécula
1) nitrogênio 2) sulfeto de hidrogênio 3) metano 4) cloro
16. As ligações de hidrogênio são formadas entre as moléculas
1) éter dimetílico 2) metanol 3) etileno 4) acetato de etila
17. A polaridade da ligação é mais pronunciada na molécula
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. As substâncias com uma ligação covalente não polar são
1) água e diamante 2) hidrogênio e cloro 3) cobre e nitrogênio 4) bromo e metano
19. Ligação de hidrogênio não é típico para substância
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. Uma ligação polar covalente é característica de cada uma das duas substâncias, cujas fórmulas
1) KI e H 2 O 2) CO 2 e K 2 O 3) H 2 S e Na 2 S 4) CS 2 e PC1 5
21. A ligação química menos forte em uma molécula
22. Na molécula de qual substância o comprimento da ligação química é maior?
1) flúor 2) cloro 3) bromo 4) iodo
23. Cada uma das substâncias indicadas na série possui ligações covalentes:
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. Cada uma das substâncias indicadas na série tem uma ligação covalente:
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. Cada uma das substâncias indicadas na série tem uma ligação covalente:
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. Cada uma das substâncias indicadas na série possui ligações covalentes:
1) C 3 H a, NO 2, NaF 2) KCl, CH 3 Cl, C 6 H 12 0 6 3) P 2 O 5, NaHSO 4, Ba 4) C 2 H 5 NH 2, P 4, CH 3 Oh
27. A polaridade da ligação é mais pronunciada nas moléculas
1) sulfeto de hidrogênio 2) cloro 3) fosfina 4) cloreto de hidrogênio
28. Na molécula de qual substância as ligações químicas são mais fortes?
1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
29. Entre as substâncias NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - o número de compostos com ligação iônica é
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Entre as substâncias (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - o número de compostos com ligação covalente é
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. Em substâncias formadas pela combinação de átomos idênticos, uma ligação química
1) iônico 2) polar covalente 3) hidrogênio 4) não polar covalente
32. Átomos de elementos químicos do segundo período do sistema periódico D.I. Mendeleev formam compostos com uma ligação química iônica de composição 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Compostos com ligações polares covalentes e não polares covalentes são respectivamente 1) água e sulfeto de hidrogênio 2) brometo de potássio e nitrogênio 3) amônia e hidrogênio 4) oxigênio e metano
34. Uma ligação não polar covalente é característica de 1) água 2) amônia 3) nitrogênio 4) metano
35. Ligação química em uma molécula de fluoreto de hidrogênio
1) polar covalente 3) iônico
2) covalente não polar 4) hidrogênio
36. Escolha um par de substâncias cujas ligações sejam covalentes:
1) NaCl, Hcl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. No iodeto de potássio, uma ligação química
1) covalente não polar 3) metálico
2) polar covalente 4) iônico
38. Em ligação química dissulfeto de carbono CS 2
1) iônico 2) metálico
3) polar covalente 4) apolar covalente
39. Uma ligação não polar covalente é realizada em um composto
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Uma substância com uma ligação polar covalente tem a fórmula 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Conexão com a natureza iônica da ligação química
1) cloreto de fósforo 2) brometo de potássio 3) óxido nítrico (II) 4) bário
42. Em amônia e cloreto de bário, a ligação química, respectivamente
1) polar iônico e covalente 2) polar covalente e iônico
3) covalente não polar e metálico 4) covalente não polar e iônico
43. Uma ligação iônica é formada por 1) H e S 2) P e C1 3) Cs e Br 4) Si e F
44. Que tipo de ligação existe na molécula de H 2?
1) Iônico 2) Hidrogênio 3) Covalente não polar 4) Doador-aceitador
45. Uma substância com uma ligação polar covalente é
1) óxido de enxofre (IV) 2) oxigênio 3) hidreto de cálcio 4) diamante
46. Em uma molécula de flúor, uma ligação química
1) polar covalente 2) iônico 3) não polar covalente 4) hidrogênio
47. Em quais séries são listadas as substâncias apenas com uma ligação polar covalente:
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. Em que série todas as substâncias têm uma ligação polar covalente?
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. Em quais séries são listadas substâncias apenas com um tipo de ligação iônica:
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. Um composto com uma ligação iônica é formado ao interagir
1) CH 4 e O 2 2) NH 3 e HCl 3) C 2 H 6 e HNO 3 4) SO 3 e H 2 O
51. Uma ligação de hidrogênio é formada entre as moléculas de 1) etano 2) benzeno 3) hidrogênio 4) etanol
52. Que substância possui ligações de hidrogênio? 1) Sulfeto de hidrogênio 2) Gelo 3) Brometo de hidrogênio 4) Benzeno
53. Relação formada entre elementos com números de série 15 e 53
1) iônico 2) metálico
3) covalente não polar 4) covalente polar
54. Relação formada entre elementos com números de série 16 e 20
1) iônico 2) metálico
3) polar covalente 4) hidrogênio
55. Uma ligação surge entre os átomos de elementos com números de série 11 e 17
1) metálico 2) iônico 3) covalente 4) doador-aceptor
56. As ligações de hidrogênio são formadas entre as moléculas
1) hidrogênio 2) formaldeído 3) ácido acético 4) sulfeto de hidrogênio
57. Em qual linha as fórmulas das substâncias estão escritas apenas com uma ligação polar covalente?
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. Em que substância existem ligações químicas iônicas e covalentes?
1) Cloreto de sódio 2) Cloreto de hidrogênio 3) Sulfato de sódio 4) Ácido fosfórico
59. Uma ligação química em uma molécula tem um caráter iônico mais pronunciado.
1) brometo de lítio 2) cloreto de cobre 3) carbeto de cálcio 4) fluoreto de potássio
60. Em que substância todas as ligações químicas são apolares covalentes?
1) Diamante 2) Monóxido de carbono (IV) 3) Ouro 4) Metano
61. Estabeleça uma correspondência entre a substância e o tipo de ligação dos átomos nesta substância.
NOME DA SUBSTÂNCIA TIPO DE COMUNICAÇÃO
1) zinco A) iônico
2) nitrogênio B) metal
3) amônia B) polar covalente
4) cloreto de cálcio D) não polar covalente
62. Correspondência
TIPO DE CONEXÃO DE COMUNICAÇÃO
1) iônico A) H 2
2) metal B) Va
3) polar covalente B) HF
4) covalente não polar D) BaF 2
63. Em qual composto a ligação covalente entre os átomos é formada pelo mecanismo doador-aceitador? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Indique a molécula em que a energia de ligação é a mais alta: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Indique a molécula em que a ligação química é mais forte: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
Tópicos do codificador USE: Ligação química covalente, suas variedades e mecanismos de formação. Características de uma ligação covalente (polaridade e energia de ligação). Ligação iônica. Conexão metálica. ligação de hidrogênio
Ligações químicas intramoleculares
Vamos primeiro considerar as ligações que surgem entre partículas dentro de moléculas. Tais conexões são chamadas intramolecular.
ligação química entre átomos de elementos químicos tem uma natureza eletrostática e é formado devido a interações de elétrons externos (valência), em maior ou menor grau mantida por núcleos carregados positivamenteátomos ligados.
O conceito chave aqui é ELETRONEGNATIVIDADE. É ela quem determina o tipo de ligação química entre os átomos e as propriedades dessa ligação.
é a capacidade de um átomo de atrair (manter) externo(valência) elétrons. A eletronegatividade é determinada pelo grau de atração dos elétrons externos ao núcleo e depende principalmente do raio do átomo e da carga do núcleo.
A eletronegatividade é difícil de determinar inequivocamente. L. Pauling compilou uma tabela de eletronegatividade relativa (baseada nas energias de ligação das moléculas diatômicas). O elemento mais eletronegativo é flúor com significado 4 .
É importante notar que em diferentes fontes você pode encontrar diferentes escalas e tabelas de valores de eletronegatividade. Isso não deve ser assustado, pois a formação de uma ligação química desempenha um papel átomos, e é aproximadamente o mesmo em qualquer sistema.
Se um dos átomos na ligação química A:B atrai elétrons mais fortemente, então o par de elétrons é deslocado em direção a ele. O mais diferença de eletronegatividadeátomos, mais o par de elétrons é deslocado.
Se os valores de eletronegatividade dos átomos que interagem são iguais ou aproximadamente iguais: EO(A)≈EO(V), então o par de elétrons compartilhado não é deslocado para nenhum dos átomos: A: B. Tal conexão é chamada covalente apolar.
Se a eletronegatividade dos átomos que interagem diferem, mas não muito (a diferença na eletronegatividade é aproximadamente de 0,4 a 2: 0,4<ΔЭО<2 ), então o par de elétrons é deslocado para um dos átomos. Tal conexão é chamada polar covalente .
Se a eletronegatividade dos átomos que interagem diferem significativamente (a diferença na eletronegatividade é maior que 2: ΔEO>2), então um dos elétrons passa quase completamente para outro átomo, com a formação íons. Tal conexão é chamada iônico.
Os principais tipos de ligações químicas são - covalente, iônico e metálico conexões. Vamos considerá-los com mais detalhes.
ligação química covalente
ligação covalente – é uma ligação química formado por formação de um par de elétrons comum A:B . Neste caso, dois átomos sobreposição orbitais atômicos. Uma ligação covalente é formada pela interação de átomos com uma pequena diferença de eletronegatividade (como regra, entre dois não metais) ou átomos de um elemento.
Propriedades básicas das ligações covalentes
- orientação,
- saturabilidade,
- polaridade,
- polarizabilidade.
Essas propriedades de ligação afetam as propriedades químicas e físicas das substâncias.
Direção de comunicação caracteriza a estrutura química e a forma das substâncias. Os ângulos entre duas ligações são chamados de ângulos de ligação. Por exemplo, em uma molécula de água, o ângulo de ligação H-O-H é 104,45 o, então a molécula de água é polar, e na molécula de metano, o ângulo de ligação H-C-H é 108 o 28 '.
Saturabilidade é a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações químicas covalentes. O número de ligações que um átomo pode formar é chamado.
Polaridade As ligações surgem devido à distribuição desigual da densidade eletrônica entre dois átomos com eletronegatividade diferente. As ligações covalentes são divididas em polares e apolares.
Polarizabilidade as conexões são a capacidade dos elétrons de ligação de serem deslocados por um campo elétrico externo(em particular, o campo elétrico de outra partícula). A polarizabilidade depende da mobilidade eletrônica. Quanto mais longe o elétron está do núcleo, mais móvel ele é e, consequentemente, a molécula é mais polarizável.
Ligação química não polar covalente
Existem 2 tipos de ligação covalente - POLAR e NÃO POLAR .
Exemplo . Considere a estrutura da molécula de hidrogênio H 2 . Cada átomo de hidrogênio carrega 1 elétron desemparelhado em seu nível de energia mais externo. Para exibir um átomo, usamos a estrutura de Lewis - este é um diagrama da estrutura do nível de energia externa de um átomo, quando os elétrons são indicados por pontos. Modelos de estrutura de pontos de Lewis são uma boa ajuda ao trabalhar com elementos do segundo período.
H. + . H=H:H
Assim, a molécula de hidrogênio tem um par de elétrons comum e uma ligação química H-H. Este par de elétrons não é deslocado para nenhum dos átomos de hidrogênio, porque a eletronegatividade dos átomos de hidrogênio é a mesma. Tal conexão é chamada covalente não polar .
Ligação covalente não polar (simétrica) - esta é uma ligação covalente formada por átomos com eletronegatividade igual (em regra, os mesmos não-metais) e, portanto, com uma distribuição uniforme da densidade eletrônica entre os núcleos dos átomos.
O momento de dipolo das ligações apolares é 0.
Exemplos: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .
Ligação química polar covalente
ligação polar covalente é uma ligação covalente que ocorre entre átomos com eletronegatividade diferente (usualmente, diferentes não-metais) e é caracterizado deslocamento par de elétrons comum para um átomo mais eletronegativo (polarização).
A densidade eletrônica é deslocada para um átomo mais eletronegativo - portanto, uma carga parcial negativa (δ-) surge nele e uma carga parcial positiva surge em um átomo menos eletronegativo (δ+, delta +).
Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos, maior polaridade conexões e muito mais momento dipolar . Entre moléculas vizinhas e cargas de sinal oposto, forças atrativas adicionais atuam, o que aumenta força conexões.
A polaridade da ligação afeta as propriedades físicas e químicas dos compostos. Os mecanismos de reação e até mesmo a reatividade das ligações vizinhas dependem da polaridade da ligação. A polaridade de uma ligação geralmente determina polaridade da molécula e assim afeta diretamente propriedades físicas como ponto de ebulição e ponto de fusão, solubilidade em solventes polares.
Exemplos: HCl, CO2, NH3.
Mecanismos para a formação de uma ligação covalente
Uma ligação química covalente pode ocorrer por 2 mecanismos:
1. mecanismo de troca a formação de uma ligação química covalente é quando cada partícula fornece um elétron desemparelhado para a formação de um par de elétrons comum:
MAS . + . B = A:B
2. A formação de uma ligação covalente é um mecanismo no qual uma das partículas fornece um par de elétrons não compartilhado e a outra partícula fornece um orbital vago para esse par de elétrons:
MAS: + B = A:B
Neste caso, um dos átomos fornece um par de elétrons não compartilhado ( doador), e outro átomo fornece um orbital vago para este par ( aceitante). Como resultado da formação de uma ligação, a energia de ambos os elétrons diminui, ou seja, isso é benéfico para os átomos.
Uma ligação covalente formada pelo mecanismo doador-aceitador, não é diferente por propriedades de outras ligações covalentes formadas pelo mecanismo de troca. A formação de uma ligação covalente pelo mecanismo doador-aceptor é típica para átomos com grande número de elétrons no nível de energia externa (doadores de elétrons), ou vice-versa, com um número muito pequeno de elétrons (aceitadores de elétrons). As possibilidades de valência dos átomos são consideradas com mais detalhes no correspondente.
Uma ligação covalente é formada pelo mecanismo doador-aceitador:
- em uma molécula monóxido de carbono CO(a ligação na molécula é tripla, 2 ligações são formadas pelo mecanismo de troca, uma pelo mecanismo doador-aceitador): C≡O;
- dentro íon amônio NH4+, em íons aminas orgânicas, por exemplo, no ião metilamónio CH3-NH2+;
- dentro compostos complexos, uma ligação química entre o átomo central e grupos de ligantes, por exemplo, no tetrahidroxoaluminato de sódio Na ligação entre os íons alumínio e hidróxido;
- dentro ácido nítrico e seus sais- nitratos: HNO 3 , NaNO 3 , em alguns outros compostos nitrogenados;
- em uma molécula ozônio O3.
Principais características de uma ligação covalente
Uma ligação covalente, como regra, é formada entre os átomos de não metais. As principais características de uma ligação covalente são: comprimento, energia, multiplicidade e diretividade.
Multiplicidade de ligações químicas
Multiplicidade de ligações químicas - isto é o número de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos em um composto. A multiplicidade da ligação pode ser facilmente determinada a partir do valor dos átomos que formam a molécula.
Por exemplo , na molécula de hidrogênio H 2 a multiplicidade de ligação é 1, porque cada hidrogênio tem apenas 1 elétron desemparelhado no nível de energia mais externo, portanto, um par de elétrons comum é formado.
Na molécula de oxigênio O 2, a multiplicidade de ligação é 2, porque cada átomo tem 2 elétrons desemparelhados em seu nível de energia externo: O=O.
Na molécula de nitrogênio N 2, a multiplicidade de ligação é 3, porque entre cada átomo há 3 elétrons desemparelhados no nível de energia mais externo, e os átomos formam 3 pares de elétrons comuns N≡N.
Comprimento da ligação covalente
Comprimento da ligação química
é a distância entre os centros dos núcleos dos átomos que formam a ligação. É determinado por métodos físicos experimentais. O comprimento de ligação pode ser estimado aproximadamente, de acordo com a regra da aditividade, segundo a qual o comprimento de ligação na molécula AB é aproximadamente igual à metade da soma dos comprimentos de ligação nas moléculas A 2 e B 2: 
O comprimento de uma ligação química pode ser aproximadamente estimado ao longo dos raios dos átomos, formando uma ligação, ou pela multiplicidade de comunicação se os raios dos átomos não forem muito diferentes.
Com um aumento nos raios dos átomos que formam uma ligação, o comprimento da ligação aumentará.
Por exemplo
Com um aumento na multiplicidade de ligações entre os átomos (cujos raios atômicos não diferem, ou diferem ligeiramente), o comprimento da ligação diminuirá.
Por exemplo . Na série: C–C, C=C, C≡C, o comprimento da ligação diminui.
Energia de ligação
Uma medida da força de uma ligação química é a energia de ligação. Energia de ligação é determinado pela energia necessária para quebrar a ligação e remover os átomos que formam essa ligação a uma distância infinita um do outro.
A ligação covalente é muito durável. Sua energia varia de várias dezenas a várias centenas de kJ/mol. Quanto maior a energia de ligação, maior a força de ligação e vice-versa.
A força de uma ligação química depende do comprimento da ligação, da polaridade da ligação e da multiplicidade da ligação. Quanto mais longa a ligação química, mais fácil é quebrar, e quanto menor a energia da ligação, menor sua força. Quanto mais curta a ligação química, mais forte ela é e maior a energia de ligação.
Por exemplo, na série de compostos HF, HCl, HBr da esquerda para a direita a força da ligação química diminui, Porque o comprimento da ligação aumenta.
ligação química iônica
Ligação iônica é uma ligação química baseada em atração eletrostática de íons.
íons são formados no processo de aceitação ou doação de elétrons pelos átomos. Por exemplo, os átomos de todos os metais mantêm fracamente os elétrons do nível de energia mais externo. Portanto, os átomos de metal são caracterizados propriedades restauradoras a capacidade de doar elétrons.
Exemplo. O átomo de sódio contém 1 elétron no 3º nível de energia. Facilmente entregando-o, o átomo de sódio forma um íon Na + muito mais estável, com a configuração eletrônica do gás néon nobre Ne. O íon sódio contém 11 prótons e apenas 10 elétrons, então a carga total do íon é -10+11 = +1:
+11N / D) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / D +) 2 ) 8
Exemplo. O átomo de cloro tem 7 elétrons em seu nível de energia externo. Para adquirir a configuração de um átomo de argônio inerte estável Ar, o cloro precisa anexar 1 elétron. Após a ligação de um elétron, um íon cloro estável é formado, consistindo de elétrons. A carga total do íon é -1:
+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Observação:
- As propriedades dos íons são diferentes das propriedades dos átomos!
- Íons estáveis podem formar não apenas átomos, mas também grupos de átomos. Por exemplo: íon amônio NH 4 +, íon sulfato SO 4 2-, etc. As ligações químicas formadas por tais íons também são consideradas iônicas;
- As ligações iônicas são geralmente formadas entre metais e não metais(grupos de não metais);
Os íons resultantes são atraídos devido à atração elétrica: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Vamos generalizar visualmente diferença entre os tipos de ligação covalente e iônica:
ligação química metálica
conexão de metal é a relação que se forma relativamente elétrons livres entre íons metálicos formando uma rede cristalina.
Os átomos de metais no nível de energia externo geralmente têm um a três elétrons. Os raios dos átomos metálicos, em regra, são grandes - portanto, os átomos metálicos, ao contrário dos não metais, doam facilmente elétrons externos, ou seja, são fortes agentes redutores
Interações intermoleculares
Separadamente, vale a pena considerar as interações que ocorrem entre moléculas individuais em uma substância - interações intermoleculares . As interações intermoleculares são um tipo de interação entre átomos neutros em que novas ligações covalentes não aparecem. As forças de interação entre as moléculas foram descobertas por van der Waals em 1869 e receberam o seu nome. Forças de Van Dar Waals. As forças de Van der Waals são divididas em orientação, indução e dispersão . A energia das interações intermoleculares é muito menor do que a energia de uma ligação química.
Forças de atração de orientação surgem entre moléculas polares (interação dipolo-dipolo). Essas forças surgem entre moléculas polares. Interações indutivas é a interação entre uma molécula polar e uma apolar. Uma molécula apolar é polarizada devido à ação de uma molécula polar, que dá origem a uma atração eletrostática adicional.
Um tipo especial de interação intermolecular são as ligações de hidrogênio. - estas são ligações químicas intermoleculares (ou intramoleculares) que surgem entre moléculas nas quais existem ligações covalentes fortemente polares - H-F, H-O ou H-N. Se houver tais ligações na molécula, então entre as moléculas haverá forças de atração adicionais .
Mecanismo de educação A ligação de hidrogênio é parcialmente eletrostática e parcialmente doadora-aceitadora. Neste caso, um átomo de um elemento fortemente eletronegativo (F, O, N) atua como um doador de par de elétrons, e os átomos de hidrogênio ligados a esses átomos atuam como um aceptor. As ligações de hidrogênio são caracterizadas orientação no espaço e saturação.
A ligação de hidrogênio pode ser denotada por pontos: H ··· O. Quanto maior a eletronegatividade de um átomo conectado ao hidrogênio, e quanto menor seu tamanho, mais forte a ligação de hidrogênio. É principalmente característica de compostos flúor com hidrogênio , bem como para oxigênio com hidrogênio , menos nitrogênio com hidrogênio .
As ligações de hidrogênio ocorrem entre as seguintes substâncias:
— fluoreto de hidrogênio HF(gás, solução de fluoreto de hidrogênio em água - ácido fluorídrico), agua H 2 O (vapor, gelo, água líquida):
— solução de amônia e aminas orgânicas- entre amônia e moléculas de água;
— compostos orgânicos nos quais O-H ou N-H se ligam: álcoois, ácidos carboxílicos, aminas, aminoácidos, fenóis, anilina e seus derivados, proteínas, soluções de carboidratos - monossacarídeos e dissacarídeos.
A ligação de hidrogênio afeta as propriedades físicas e químicas das substâncias. Assim, a atração adicional entre as moléculas dificulta a fervura das substâncias. Substâncias com ligações de hidrogênio exibem um aumento anormal no ponto de ebulição.
Por exemplo Como regra, com um aumento no peso molecular, observa-se um aumento no ponto de ebulição das substâncias. No entanto, em várias substâncias H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te não observamos uma mudança linear nos pontos de ebulição.
Ou seja, em ponto de ebulição da água é anormalmente alto - não inferior a -61 o C, como a linha reta nos mostra, mas muito mais, +100 o C. Esta anomalia é explicada pela presença de ligações de hidrogênio entre as moléculas de água. Portanto, em condições normais (0-20 o C), a água é líquido por estado de fase.