Prosti fluor je sestavljen iz dvoatomnih molekul. S kemijskega vidika lahko fluor označimo kot enovalentno nekovino in poleg tega najbolj aktivno od vseh nekovin. To je posledica številnih razlogov, vključno z enostavno razgradnjo molekule F 2 na posamezne atome - za to je potrebna energija le 159 kJ / mol (v primerjavi s 493 kJ / mol za O 2 in 242 kJ / mol za C 12). Atomi fluora imajo veliko afiniteto do elektronov in so relativno majhni. Zato se njihove valenčne vezi z atomi drugih elementov izkažejo za močnejše od podobnih vezi drugih metaloidov (na primer, energija H-F vezi je - 564 kJ / mol v primerjavi s 460 kJ / mol za H-O vez in 431 kJ / mol za vez H-C1).

Za vez F-F je značilna jedrska razdalja 1,42 A. Za toplotno disociacijo fluora smo z izračunom pridobili naslednje podatke:

Elektronska afiniteta nevtralnega atoma fluora je ocenjena na 339 kJ/mol. Ion F - odlikuje ga efektivni radij 1,33 A in hidratacijska energija 485 kJ/mol. Za kovalentni polmer fluora se običajno vzame vrednost 71 pm (to je polovica medjedrne razdalje v molekuli F 2 ).

Kemijska vez je elektronski pojav, pri katerem se vsaj en elektron, ki je bil v silnem polju svojega jedra, znajde v silnem polju drugega jedra ali več jeder hkrati.

Večina enostavnih snovi in vse kompleksne snovi (spojine) so sestavljene iz atomov, ki med seboj delujejo na določen način. Z drugimi besedami, med atomi se vzpostavi kemična vez. Pri nastanku kemijske vezi se vedno sprosti energija, to pomeni, da mora biti energija nastalega delca manjša od skupne energije začetnih delcev.

Prehod elektrona iz enega atoma v drugega, kar povzroči nastanek nasprotno nabitih ionov s stabilnimi elektronskimi konfiguracijami, med katerimi se vzpostavi elektrostatična privlačnost, je najenostavnejši model ionske vezi:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Hipotezo o nastanku ionov in pojavu elektrostatične privlačnosti med njimi je prvi postavil nemški znanstvenik W. Kossel (1916).

Drugi model vezave je delitev elektronov z dvema atomoma, zaradi česar nastanejo tudi stabilne elektronske konfiguracije. Takšna vez se imenuje kovalentna, leta 1916 je ameriški znanstvenik G. Lewis začel razvijati svojo teorijo.

Skupna točka obeh teorij je bila tvorba delcev s stabilno elektronsko konfiguracijo, ki sovpada z elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina.

Na primer, pri tvorbi litijevega fluorida se realizira ionski mehanizem tvorbe vezi. Atom litija (3 Li 1s 2 2s 1) izgubi elektron in se spremeni v kation (3 Li + 1s 2) z elektronsko konfiguracijo helija. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) sprejme elektron in tvori anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) z elektronsko konfiguracijo neona. Med litijevim ionom Li + in fluorovim ionom F - nastane elektrostatična privlačnost, zaradi česar nastane nova spojina - litijev fluorid.

Ko nastane vodikov fluorid, sta edini elektron vodikovega atoma (1s) in neparni elektron fluorovega atoma (2p) v polju delovanja obeh jeder - vodikovega in fluorovega atoma. Tako nastane skupni elektronski par, kar pomeni prerazporeditev elektronske gostote in pojav največje elektronske gostote. Posledično sta zdaj dva elektrona povezana z jedrom atoma vodika (elektronska konfiguracija atoma helija), osem elektronov zunanje energijske ravni pa je povezanih z jedrom fluora (elektronska konfiguracija atoma neona):

Vez, ki jo izvaja en elektronski par, se imenuje enojna vez.

Označen je z enim pomišljajem med simboli elementov: H-F.

Težnja po oblikovanju stabilne osemelektronske lupine s prenosom elektrona iz enega atoma v drugega (ionska vez) ali z delitvijo elektronov (kovalentna vez) se imenuje pravilo okteta.

Tvorba dvoelektronskih lupin za litijev ion in atom vodika je poseben primer.

Obstajajo pa spojine, ki tega pravila ne upoštevajo. Na primer, atom berilija v berilijevem fluoridu BeF 2 ima samo štirielektronsko lupino; šest elektronskih lupin je značilnih za atom bora (pike označujejo elektrone zunanje energijske ravni):

Hkrati v spojinah, kot so fosfor (V) klorid in žveplov (VI) fluorid, jod (VII) fluorid, elektronske lupine osrednjih atomov vsebujejo več kot osem elektronov (fosfor - 10; žveplo - 12; jod - 14):

V večini konjunkcij d-elementov tudi pravilo okteta ni spoštovano.

V vseh zgornjih primerih nastane kemična vez med atomi različnih elementov; imenujemo ga heteroatomski. Kovalentna vez pa lahko nastane tudi med enakimi atomi. Na primer, molekula vodika nastane z delitvijo 15 elektronov vsakega atoma vodika, zaradi česar vsak atom pridobi stabilno elektronsko konfiguracijo dveh elektronov. Oktet nastane med tvorbo molekul drugih enostavnih snovi, kot je fluor:

Tvorba kemične vezi se lahko izvede tudi s socializacijo štirih ali šestih elektronov. V prvem primeru nastane dvojna vez, ki je dva posplošena para elektronov, v drugem pa trojna vez (trije posplošeni elektronski pari).

Na primer, ko nastane molekula dušika N 2, nastane kemična vez s socializacijo šestih elektronov: treh neparnih p-elektronov iz vsakega atoma. Da bi dosegli osemelektronsko konfiguracijo, se oblikujejo trije skupni elektronski pari:

Dvojna vez je označena z dvema črticama, trojna pa s tremi. Molekulo dušika N 2 lahko predstavimo na naslednji način: N≡N.

V dvoatomskih molekulah, ki jih tvorijo atomi enega elementa, je največja gostota elektronov na sredini internuklearne črte. Ker med atomi ni ločitve nabojev, se ta vrsta kovalentne vezi imenuje nepolarna. Heteroatomska vez je vedno bolj ali manj polarna, saj je največja elektronska gostota premaknjena proti enemu od atomov, zaradi česar dobi le-ta delni negativni naboj (označeno s σ-). Atom, od katerega se premakne maksimum elektronske gostote, pridobi delni pozitivni naboj (označeno s σ+). Električno nevtralne delce, pri katerih se središča delno negativnih in delno pozitivnih nabojev v prostoru ne ujemajo, imenujemo dipoli. Polarnost vezi se meri z dipolnim momentom (μ), ki je premo sorazmeren z velikostjo nabojev in razdaljo med njimi.

riž. Shematski prikaz dipola

Seznam uporabljene literature

Popkov V.A., Puzakov S. A. Splošna kemija: učbenik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 str .: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 32-35]

Leta 1916 so bile predlagane prve skrajno poenostavljene teorije zgradbe molekul, v katerih so bile uporabljene elektronske predstavitve: teorija ameriškega fizikalnega kemika G. Lewisa (1875-1946) in nemškega znanstvenika W. Kossela. Po Lewisovi teoriji tvorba kemične vezi v dvoatomski molekuli vključuje valenčne elektrone dveh atomov hkrati. Zato so na primer v molekuli vodika namesto valenčnega praštevila začeli risati elektronski par, ki tvori kemično vez:

Kemična vez, ki jo tvori elektronski par, se imenuje kovalentna vez. Molekula vodikovega fluorida je prikazana takole:

Razlika med molekulami enostavnih snovi (H2, F2, N2, O2) in molekulami kompleksnih snovi (HF, NO, H2O, NH3) je v tem, da prve nimajo dipolnega momenta, druge pa ga imajo. Dipolni moment m je definiran kot produkt absolutne vrednosti naboja q in razdalje med dvema nasprotnima nabojema r:

Dipolni moment m dvoatomne molekule lahko določimo na dva načina. Prvič, ker je molekula električno nevtralna, je znan skupni pozitivni naboj molekule Z" (enak je vsoti nabojev atomskih jeder: Z" = ZA + ZB). Če poznamo medjedrno razdaljo re, lahko določimo lokacijo težišča pozitivnega naboja molekule. Vrednost m molekul se ugotovi iz poskusa. Zato lahko najdete r" - razdaljo med težišči pozitivnega in celotnega negativnega naboja molekule:

Drugič, lahko domnevamo, da ko se elektronski par, ki tvori kemično vez, premakne proti enemu od atomov, se na tem atomu "pojavi presežek negativnega naboja -q in na drugem atomu se pojavi naboj + q". Razdalja med atomi je re:

Dipolni moment molekule HF je 6,4 × 10-30 Cl × m, medjedrna razdalja H-F je 0,917 × 10-10 m. Izračun q" daje: q" = 0,4 elementarnega naboja (tj. naboja elektrona ). Ker se je na atomu fluora pojavil presežek negativnega naboja, to pomeni, da se elektronski par, ki tvori kemično vez v molekuli HF, premakne na atom fluora. Takšno kemično vez imenujemo kovalentna polarna vez. Molekule tipa A2 nimajo dipolnega momenta. Kemične vezi, ki tvorijo te molekule, imenujemo kovalentne nepolarne vezi.

Kosselova teorija je bil predlagan za opis molekul, ki jih tvorijo aktivne kovine (alkalijske in zemeljskoalkalijske) in aktivne nekovine (halogeni, kisik, dušik). Zunanji valenčni elektroni kovinskih atomov so najbolj oddaljeni od atomskega jedra in jih zato kovinski atom razmeroma slabo zadrži. Za atome kemičnih elementov, ki se nahajajo v isti vrsti periodnega sistema, se pri premikanju od leve proti desni naboj jedra ves čas povečuje in dodatni elektroni se nahajajo v isti elektronski plasti. To vodi k dejstvu, da se zunanja elektronska lupina krči in elektroni se vedno bolj trdno držijo v atomu. Zato je v molekuli MeX mogoče premakniti šibko zadržan zunanji valenčni elektron kovine s porabo energije, ki je enaka ionizacijskemu potencialu, v valenčno elektronsko lupino atoma nekovine s sproščanjem energije, ki je enaka afiniteti za elektrone . Posledično nastaneta dva iona: Me+ in X-. Elektrostatična interakcija teh ionov je kemična vez. Ta vrsta povezave se imenuje ionski.

Če določamo dipolne momente molekul MeX v parih, se izkaže, da se naboj iz atoma kovine ne prenese v celoti na atom nekovine in kemijsko vez v takih molekulah bolje opišemo kot kovalentno visoko polarno vez. Pozitivni kovinski kationi Me + in negativni anioni nekovinskih atomov X- običajno obstajajo na mestih kristalne mreže kristalov teh snovi. Toda v tem primeru vsak pozitivni kovinski ion najprej elektrostatsko interagira z najbližjimi nemetalnimi anioni, nato s kovinskimi kationi itd. To pomeni, da so v ionskih kristalih kemične vezi delokalizirane in vsak ion sčasoma sodeluje z vsemi drugimi ioni, ki vstopajo v kristal, ki je velikanska molekula.

Poleg natančno definiranih lastnosti atomov, kot so naboji atomskih jeder, ionizacijski potenciali, elektronska afiniteta, se v kemiji uporabljajo tudi manj definirane lastnosti. Eden od njih je elektronegativnost. V znanost jo je uvedel ameriški kemik L. Pauling. Za elemente prvih treh period najprej upoštevajmo podatke o prvem ionizacijskem potencialu in o afiniteti za elektrone.

Pravilnosti v ionizacijskih potencialih in elektronski afiniteti so v celoti pojasnjene s strukturo valenčnih elektronskih lupin atomov. Elektronska afiniteta izoliranega atoma dušika je veliko manjša kot afiniteta atomov alkalijskih kovin, čeprav je dušik aktivna nekovina. Dušik v molekulah med interakcijo z atomi drugih kemičnih elementov dokazuje, da je aktivna nekovina. To je poskušal storiti L. Pauling, ki je predstavil "elektronegativnost" kot sposobnost atomov kemičnih elementov, da med nastankom premaknejo elektronski par proti sebi. kovalentne polarne vezi. Lestvica elektronegativnosti za kemične elemente je predlagal L. Pauling. Največjo elektronegativnost v poljubnih brezdimenzionalnih enotah je pripisal fluoru - 4,0, kisiku - 3,5, kloru in dušiku - 3,0, bromu - 2,8. Narava spremembe elektronegativnosti atomov v celoti ustreza zakonom, ki so izraženi v periodnem sistemu. Zato je uporaba koncepta elektronegativnost"preprosto prevede v drug jezik tiste vzorce v spreminjanju lastnosti kovin in nekovin, ki se že odražajo v periodnem sistemu.

Številne kovine v trdnem stanju so skoraj popolnoma oblikovani kristali.. Na vozliščih kristalne mreže v kristalu so atomi ali pozitivni kovinski ioni. Elektroni tistih kovinskih atomov, iz katerih so nastali pozitivni ioni, so v obliki elektronskega plina v prostoru med vozlišči kristalne mreže in pripadajo vsem atomom in ionom. Določajo značilen kovinski lesk, visoko električno prevodnost in toplotno prevodnost kovin. Tip imenujemo kemična vez, ki jo izvajajo socializirani elektroni v kovinskem kristalukovinska vez.

Leta 1819 sta francoska znanstvenika P. Dulong in A. Petit eksperimentalno ugotovila, da je molska toplotna kapaciteta skoraj vseh kovin v kristalnem stanju 25 J/mol. Zdaj lahko enostavno pojasnimo, zakaj je temu tako. Atomi kovin v vozliščih kristalne mreže so vedno v gibanju - izvajajo nihajna gibanja. To zapleteno gibanje lahko razčlenimo na tri preprosta nihajna gibanja v treh med seboj pravokotnih ravninah. Vsako nihajno gibanje ima svojo energijo in svoj zakon njenega spreminjanja z naraščanjem temperature - lastno toplotno kapaciteto. Mejna vrednost toplotne kapacitete za kakršno koli nihajno gibanje atomov je enaka R - univerzalni plinski konstanti. Trije neodvisni vibracijski gibi atomov v kristalu bodo ustrezali toplotni kapaciteti, ki je enaka 3R. Ko se kovine segrevajo pri zelo nizkih temperaturah, se njihova toplotna kapaciteta poveča od nič. Pri sobni in višjih temperaturah toplotna kapaciteta večine kovin doseže največjo vrednost - 3R.

Pri segrevanju se kristalna mreža kovin uniči in preidejo v staljeno stanje. Pri nadaljnjem segrevanju kovine izhlapijo. V parah obstajajo številne kovine kot molekule Me2. V teh molekulah lahko kovinski atomi tvorijo kovalentne nepolarne vezi.

Fluor je kemijski element (simbol F, atomsko število 9), nekovina, ki spada v skupino halogenov. Je najbolj aktivna in elektronegativna snov. Pri normalni temperaturi in tlaku je molekula fluora bledo rumena s formulo F 2 . Tako kot drugi halidi je molekularni fluor zelo nevaren in ob stiku s kožo povzroča hude kemične opekline.

Uporaba

Fluor in njegove spojine se pogosto uporabljajo, tudi za proizvodnjo farmacevtskih izdelkov, agrokemikalij, goriv in maziv ter tekstila. se uporablja za jedkanje stekla, medtem ko se fluorova plazma uporablja za proizvodnjo polprevodnikov in drugih materialov. Nizke koncentracije F ionov v zobni pasti in pitni vodi lahko pomagajo preprečiti zobni karies, medtem ko so višje koncentracije v nekaterih insekticidih. Mnogi splošni anestetiki so derivati fluoroogljikovodikov. Izotop 18 F je vir pozitronov za medicinsko slikanje s pozitronsko emisijsko tomografijo, uranov heksafluorid pa se uporablja za ločevanje uranovih izotopov in proizvodnjo za jedrske elektrarne.

Zgodovina odkritij

Minerali, ki vsebujejo fluorove spojine, so bili znani že mnogo let pred izolacijo tega kemičnega elementa. Na primer, mineral fluorit (ali fluorit), sestavljen iz kalcijevega fluorida, je leta 1530 opisal George Agricola. Opazil je, da bi ga lahko uporabili kot fluks, snov, ki pomaga znižati tališče kovine ali rude in pomaga očistiti želeno kovino. Zato je fluor dobil svoje latinsko ime iz besede fluere ("tok").

Leta 1670 je steklopihalec Heinrich Schwanhard odkril, da je steklo jedkano z delovanjem kalcijevega fluorida (fluorit), obdelanega s kislino. Carl Scheele in številni poznejši raziskovalci, vključno s Humphreyjem Davyjem, Josephom-Louisom Gay-Lussacom, Antoinom Lavoisierjem, Louisom Thénardom, so eksperimentirali s fluorovodikovo kislino (HF), ki jo je bilo enostavno pridobiti z obdelavo CaF s koncentrirano žveplovo kislino.

Sčasoma je postalo jasno, da HF vsebuje prej neznan element. Vendar te snovi zaradi prevelike reaktivnosti več let ni bilo mogoče izolirati. Ne samo, da ga je težko ločiti od spojin, ampak takoj reagira z njihovimi drugimi sestavinami. Izolacija elementarnega fluora iz fluorovodikove kisline je izjemno nevarna in zgodnji poskusi so oslepili in ubili več znanstvenikov. Ti ljudje so postali znani kot "fluoridni mučeniki".

Odkritje in proizvodnja

Končno je leta 1886 francoskemu kemiku Henriju Moissanu uspelo izolirati fluor z elektrolizo mešanice staljenih kalijevih fluoridov in fluorovodikove kisline. Za to je leta 1906 prejel Nobelovo nagrado za kemijo. Njegov elektrolitski pristop se še danes uporablja za industrijsko proizvodnjo tega kemičnega elementa.

Prva velika proizvodnja fluora se je začela med drugo svetovno vojno. Potreben je bil za eno od stopenj ustvarjanja atomske bombe v okviru projekta Manhattan. Fluor je bil uporabljen za proizvodnjo uranovega heksafluorida (UF 6 ), ki je bil uporabljen za ločevanje dveh izotopov 235 U in 238 U. Danes je plinasti UF 6 potreben za proizvodnjo obogatenega urana za jedrsko energijo.

Najpomembnejše lastnosti fluora

V periodnem sistemu se element nahaja na vrhu skupine 17 (prej skupina 7A), ki se imenuje halogen. Drugi halogeni vključujejo klor, brom, jod in astat. Poleg tega je F v drugi periodi med kisikom in neonom.

Čisti fluor je jedek plin (kemijska formula F 2 ) z značilnim ostrim vonjem, ki ga najdemo v koncentraciji 20 nl na liter volumna. Kot najbolj reaktiven in elektronegativen od vseh elementov zlahka tvori spojine z večino od njih. Fluor je preveč reaktiven, da bi obstajal v svoji elementarni obliki, in ima tako afiniteto do večine materialov, vključno s silicijem, da ga ni mogoče pripraviti ali shraniti v steklenih posodah. V vlažnem zraku reagira z vodo in tvori nič manj nevarno fluorovodikovo kislino.

Fluor v interakciji z vodikom eksplodira tudi pri nizkih temperaturah in v temi. Burno reagira z vodo, pri čemer nastane fluorovodikova kislina in plin kisik. Različni materiali, vključno s fino razpršenimi kovinami in steklom, gorijo s svetlim plamenom v curku plinastega fluora. Poleg tega ta kemični element tvori spojine z žlahtnimi plini kriptonom, ksenonom in radonom. Vendar pa ne reagira neposredno z dušikom in kisikom.

Kljub izjemni aktivnosti fluora so zdaj na voljo metode za varno ravnanje z njim in transport. Element lahko shranjujete v posodah iz jekla ali monela (zlitina bogata z nikljem), saj se na površini teh materialov tvorijo fluoridi, ki preprečujejo nadaljnjo reakcijo.

Fluoridi so snovi, v katerih je fluor prisoten kot negativno nabit ion (F-) v kombinaciji z nekaterimi pozitivno nabitimi elementi. Fluorove spojine s kovinami so med najbolj stabilnimi solmi. Ko se raztopijo v vodi, se razdelijo na ione. Druge oblike fluora so kompleksi, na primer - in H 2 F +.

izotopi

Izotopov tega halogena je veliko, in sicer od 14 F do 31 F. Toda izotopska sestava fluora vključuje samo enega izmed njih, 19 F, ki vsebuje 10 nevtronov, saj je edini stabilen. Radioaktivni izotop 18 F je dragocen vir pozitronov.

Biološki vpliv

Fluor se v telesu nahaja predvsem v kosteh in zobeh v obliki ionov. Fluorizacija pitne vode v koncentraciji, manjši od enega dela na milijon, znatno zmanjša pojavnost kariesa - glede na Nacionalni raziskovalni svet Nacionalne akademije znanosti Združenih držav Amerike. Po drugi strani pa lahko prekomerno kopičenje fluora povzroči fluorozo, ki se kaže v lisastih zobeh. Ta učinek običajno opazimo na območjih, kjer vsebnost tega kemičnega elementa v pitni vodi presega koncentracijo 10 ppm.

Elementarni fluor in fluoridne soli so strupeni in je treba z njimi ravnati zelo previdno. Skrbno se je treba izogibati stiku s kožo ali očmi. Reakcija s kožo povzroči, da hitro prodre v tkiva in reagira s kalcijem v kosteh ter jih trajno poškoduje.

Fluor v okolju

Letna svetovna proizvodnja minerala fluorita je približno 4 milijone ton, skupna zmogljivost raziskanih nahajališč pa je znotraj 120 milijonov ton.Glavna območja za pridobivanje tega minerala so Mehika, Kitajska in Zahodna Evropa.

Fluor se naravno pojavlja v zemeljski skorji, kjer ga najdemo v kamninah, premogu in glini. Fluoridi se sproščajo v zrak z vetrno erozijo tal. Fluor je 13. najpogostejši kemični element v zemeljski skorji – njegova vsebnost je 950 ppm. V tleh je njegova povprečna koncentracija približno 330 ppm. Vodikov fluorid se lahko sprosti v zrak kot posledica industrijskih procesov zgorevanja. Fluoridi, ki so v zraku, na koncu padejo na tla ali v vodo. Ko fluor tvori vez z zelo majhnimi delci, lahko ostane v zraku dalj časa.

V ozračju je 0,6 milijarde tega kemičnega elementa prisotnega v obliki solne megle in organskih klorovih spojin. V urbanih območjih koncentracija doseže 50 delcev na milijardo.

Povezave

Fluor je kemični element, ki tvori širok spekter organskih in anorganskih spojin. Kemiki lahko z njim nadomestijo vodikove atome in tako ustvarijo veliko novih snovi. Visoko reaktiven halogen tvori spojine z žlahtnimi plini. Leta 1962 je Neil Bartlett sintetiziral ksenon heksafluoroplatinat (XePtF6). Pridobljena sta bila tudi kriptonova in radonova fluorida. Druga spojina je argon fluorohidrid, ki je stabilen le pri izjemno nizkih temperaturah.

Industrijska uporaba

V atomskem in molekularnem stanju se fluor uporablja za plazemsko jedkanje v proizvodnji polprevodnikov, ploščatih zaslonov in mikroelektromehanskih sistemov. Fluorovodikova kislina se uporablja za jedkanje stekla v svetilkah in drugih izdelkih.

Poleg nekaterih njegovih spojin je fluor pomembna sestavina v proizvodnji farmacevtskih izdelkov, agrokemikalij, goriv in maziv ter tekstila. Kemični element je potreben za proizvodnjo halogeniranih alkanov (halonov), ki so se pogosto uporabljali v klimatskih in hladilnih sistemih. Kasneje so takšno uporabo klorofluoroogljikovodikov prepovedali, ker prispevajo k uničevanju ozonske plasti v zgornji atmosferi.

Žveplov heksafluorid je izredno inerten, nestrupen plin, ki je razvrščen kot toplogredni plin. Brez fluora proizvodnja plastike z nizkim trenjem, kot je teflon, ni mogoča. Mnogi anestetiki (npr. sevofluran, desfluran in izofluran) so derivati CFC. Natrijev heksafluoroaluminat (kriolit) se uporablja pri elektrolizi aluminija.

Fluorove spojine, vključno z NaF, se uporabljajo v zobnih pastah za preprečevanje zobne gnilobe. Te snovi se dodajajo v komunalne oskrbe z vodo, da se zagotovi fluoridacija vode, vendar se praksa šteje za sporno zaradi vpliva na zdravje ljudi. V višjih koncentracijah se NaF uporablja kot insekticid, zlasti za zatiranje ščurkov.

V preteklosti so fluoride uporabljali za zmanjševanje rud in povečanje njihove fluidnosti. Fluor je pomembna sestavina pri proizvodnji uranovega heksafluorida, ki se uporablja za ločevanje njegovih izotopov. 18 F, radioaktivni izotop s 110 minutami, oddaja pozitrone in se pogosto uporablja v medicinski pozitronski emisijski tomografiji.

Fizikalne lastnosti fluora

Osnovne značilnosti kemičnega elementa so naslednje:

Atomska masa 18,9984032 g/mol.
Elektronska konfiguracija 1s 2 2s 2 2p 5 .
Stopnja oksidacije je -1.
Gostota 1,7 g/l.
Tališče 53,53 K.
Vrelišče 85,03 K.
Toplotna kapaciteta 31,34 J/(K mol).

Imenujemo kemične delce, ki so sestavljeni iz dveh ali več atomov molekule(resnično ali pogojno enote formule poliatomske snovi). Atomi v molekulah so kemično povezani.

Kemična vez je električna sila privlačnosti, ki drži delce skupaj. Vsaka kemična vez v strukturne formule zdi se valenčna črta, na primer:

H - H (vez med dvema atomoma vodika);

H 3 N - H + (vez med dušikovim atomom molekule amoniaka in vodikovim kationom);

(K +) - (I -) (vez med kalijevim kationom in jodidnim ionom).

Kemijsko vez tvori par elektronov (), ki je v elektronskih formulah kompleksnih delcev (molekul, kompleksnih ionov) običajno nadomeščen z valenčno črto, v nasprotju z lastnimi, nedeljenimi elektronskimi pari atomov, na primer:

Kemična vez se imenuje kovalentna,če nastane s socializacijo para elektronov pri obeh atomih.

V molekuli F 2 imata oba atoma fluora enako elektronegativnost, zato je posedovanje elektronskega para zanju enako. Takšno kemično vez imenujemo nepolarna, saj ima vsak atom fluora elektronska gostota enako v elektronska formula molekule lahko pogojno razdelimo mednje enakomerno:

V molekuli HCl je kemična vez že polarni, ker je elektronska gostota na atomu klora (element z večjo elektronegativnostjo) veliko večja kot na atomu vodika:

Kovalentna vez, na primer H - H, lahko nastane z delitvijo elektronov dveh nevtralnih atomov:

H + H > H – H

Ta vezni mehanizem se imenuje izmenjava oz enakovreden.

Po drugem mehanizmu se ista kovalentna vez H - H pojavi, ko je elektronski par hidridnega iona H socializiran z vodikovim kationom H +:

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

Kation H + se v tem primeru imenuje akceptor in anion H - darovalec elektronski par. Mehanizem nastanka kovalentne vezi v tem primeru bo darovalec-akceptor, oz usklajevanje.

Imenujemo enojne vezi (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-povezave, določajo geometrijsko obliko molekul.

Dvojne in trojne vezi () vsebujejo eno?-komponento in eno ali dve?-komponenti; ?-komponenta, ki je glavna in pogojno nastala prva, je vedno močnejša od ?-komponent.

Fizikalne (pravzaprav merljive) značilnosti kemijske vezi so njena energija, dolžina in polarnost.

Energija kemične vezi (E cv) je toplota, ki se sprosti pri nastajanju te vezi in se porabi za njeno prekinitev. Za iste atome je vedno enojna vez šibkejši kot večkratnik (dvojni, trojni).

Dolžina kemične vezi (l s) - medjedrna razdalja. Za iste atome je vedno enojna vez dlje kot večkratnik.

Polarnost komunikacija se meri električni dipolni moment p- produkt dejanskega električnega naboja (na atomih dane vezi) z dolžino dipola (tj. dolžino vezi). Večji kot je dipolni moment, večja je polarnost vezi. Realni električni naboji na atomih v kovalentni vezi so po vrednosti vedno manjši od oksidacijskih stanj elementov, vendar sovpadajo po predznaku; na primer za vez H + I -Cl -I so dejanski naboji H +0 "17 -Cl -0" 17 (bipolarni delec ali dipol).

Polarnost molekul določena z njihovo sestavo in geometrijsko obliko.

Nepolarno (p = O) bo:

a) molekule preprosto snovi, saj vsebujejo le nepolarne kovalentne vezi;

b) poliatomski molekule težko snovi, če je njihova geometrijska oblika simetrično.

Na primer, molekule CO 2, BF 3 in CH 4 imajo naslednje smeri enakih (po dolžini) vektorjev vezi:

Ko dodamo vektorje vezi, njihova vsota vedno izgine in molekule kot celota so nepolarne, čeprav vsebujejo polarne vezi.

Polar (str> O) bo:

a) diatomski molekule težko snovi, saj vsebujejo le polarne vezi;

b) poliatomski molekule težko snovi, če je njihova zgradba asimetrično, njihova geometrijska oblika je nepopolna ali popačena, kar vodi do pojava skupnega električnega dipola, na primer v molekulah NH 3, H 2 O, HNO 3 in HCN.

Kompleksni ioni, kot so NH 4 + , SO 4 2- in NO 3 - , načeloma ne morejo biti dipoli, nosijo le en (pozitiven ali negativen) naboj.

Ionska vez nastane med elektrostatično privlačnostjo kationov in anionov skoraj brez socializacije para elektronov, na primer med K + in I -. Atom kalija ima pomanjkanje elektronske gostote, atom joda ima presežek. Ta povezava se šteje omejevanje primeru kovalentne vezi, saj je par elektronov praktično v lasti aniona. Takšna povezava je najbolj značilna za spojine tipičnih kovin in nekovin (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) in snovi iz razreda soli (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Vse te spojine v sobnih pogojih so kristalne snovi, ki jih združuje skupno ime ionski kristali(kristali zgrajeni iz kationov in anionov).

Obstaja še ena vrsta povezave, imenovana kovinska vez, v katerem valenčne elektrone tako ohlapno držijo kovinski atomi, da dejansko ne pripadajo določenim atomom.

Atomi kovin, ki ostanejo brez zunanjih elektronov, ki jim jasno pripadajo, postanejo tako rekoč pozitivni ioni. Oblikujejo kovinska kristalna mreža. Niz socializiranih valenčnih elektronov ( elektronski plin) drži pozitivne kovinske ione skupaj in na določenih mrežnih mestih.

Poleg ionskih in kovinskih kristalov obstajajo tudi jedrska in molekularni kristalne snovi, v katerih mrežnih mestih so atomi oziroma molekule. Primeri: diamant in grafit - kristali z atomsko mrežo, jod I 2 in ogljikov dioksid CO 2 (suhi led) - kristali z molekularno mrežo.

Kemične vezi ne obstajajo le znotraj molekul snovi, ampak se lahko tvorijo tudi med molekulami, na primer za tekoči HF, vodo H 2 O in mešanico H 2 O + NH 3:

vodikova vez nastane zaradi sil elektrostatične privlačnosti polarnih molekul, ki vsebujejo atome najbolj elektronegativnih elementov - F, O, N. Na primer, vodikove vezi so prisotne v HF, H 2 O in NH 3, vendar jih ni v HCl, H 2 S in PH 3.

Vodikove vezi so nestabilne in se zlahka zlomijo, na primer, ko se led tali in voda vre. Vendar se za pretrganje teh vezi porabi nekaj dodatne energije, zato se tališča (tabela 5) in vrelišča snovi z vodikovimi vezmi

(na primer HF in H 2 O) so bistveno višje kot pri podobnih snoveh, vendar brez vodikovih vezi (na primer HCl oziroma H 2 S).

Mnoge organske spojine tvorijo tudi vodikove vezi; Vodikova vez igra pomembno vlogo v bioloških procesih.

Primeri del A nalog

1. Snovi s samo kovalentnimi vezmi so

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. kovalentna vez

2. samski

3. dvojno

4. trojni

prisoten v materiji

5. Večkratne vezi so prisotne v molekulah

6. Delci, imenovani radikali, so

7. Ena od vezi nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom v nizu ionov

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O +, NH 4 +

3) PO 4 3-, ŠT. 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Najbolj vzdržljiv in kratek vez – v molekuli

9. Snovi samo z ionskimi vezmi – v kompletu

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Kristalna mreža snovi

13. Va (OH) 2

1) kovina

Atom, molekula, lastnosti jedra

Zgradba atoma fluora.

V središču atoma je pozitivno nabito jedro. Okrog kroži 9 negativno nabitih elektronov.

Elektronska formula: 1s2;2s2;2p5

m prot. = 1,00783 (a.m.u.)

m nevtralno = 1,00866 (a.m.u.)

m proton = m elektron

Izotopi fluora.

Izotop: 18F

Kratek opis: Razširjenost v naravi: 0%

Število protonov v jedru je 9. Število nevtronov v jedru je 9. Število nukleonov je 18. E vezi \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m nevtron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E specifično = E vezi/N nukleonov = 7,81 (MEV/nukleon)

Razpad alfa je nemogoč Razpad beta minus je nemogoč Razpad pozitrona: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28( MeV) Elektronski zajem: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Izotop: 19F

Kratek opis: Razširjenost v naravi: 100 %

molekula fluora.

Prosti fluor je sestavljen iz dvoatomnih molekul. S kemijskega vidika lahko fluor označimo kot enovalentno nekovino in poleg tega najbolj aktivno od vseh nekovin. To je posledica številnih razlogov, vključno z enostavnostjo razgradnje molekule F2 na posamezne atome - energija, potrebna za to, je le 159 kJ / mol (v primerjavi s 493 kJ / mol za O2 in 242 kJ / mol za C12). Atomi fluora imajo veliko afiniteto do elektronov in so relativno majhni. Zato se njihove valenčne vezi z atomi drugih elementov izkažejo za močnejše od podobnih vezi drugih metaloidov (na primer, energija H-F vezi je - 564 kJ / mol v primerjavi s 460 kJ / mol za H-O vez in 431 kJ / mol za vez H-C1).

Za vez F-F je značilna jedrska razdalja 1,42 A. Za toplotno disociacijo fluora smo z izračunom pridobili naslednje podatke:

Temperatura, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

Stopnja disociacije, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Atom fluora v osnovnem stanju ima strukturo zunanje elektronske plasti 2s22p5 in je enovalenten. Vzbujanje trivalentnega stanja, povezano s prenosom enega 2p elektrona na nivo 3s, zahteva porabo 1225 kJ/mol in se praktično ne realizira. Elektronska afiniteta nevtralnega atoma fluora je ocenjena na 339 kJ/mol. Za F- ion je značilen efektivni polmer 1,33 A in hidratacijska energija 485 kJ/mol. Kovalentni polmer fluora je običajno 71 pm (tj. polovica medjedrne razdalje v molekuli F2).

Kemijske lastnosti fluora.

Ker so fluorovi derivati metaloidnih elementov običajno zelo hlapni, njihova tvorba ne ščiti površine metaloida pred nadaljnjim delovanjem fluora. Zato interakcija pogosto poteka veliko močneje kot pri mnogih kovinah. Na primer, silicij, fosfor in žveplo se vžgejo v fluorovem plinu. Podobno se obnaša amorfni ogljik (oglje), medtem ko grafit reagira le pri rdeči temperaturi. Fluor se ne povezuje neposredno z dušikom in kisikom.

Iz vodikovih spojin drugih elementov fluor odvzame vodik. Večino oksidov razgradi z izpodrivanjem kisika. Zlasti voda medsebojno deluje po shemi F2 + H2O --> 2 HF + O

poleg tega se premaknjeni kisikovi atomi ne povezujejo le med seboj, temveč delno tudi z molekulami vode in fluora. Zato pri tej reakciji poleg plinastega kisika vedno nastaneta vodikov peroksid in fluorov oksid (F2O). Slednji je bledo rumen plin, po vonju podoben ozonu.

Fluorov oksid (sicer kisikov fluorid - OF2) lahko dobimo s prehajanjem fluora v 0,5 N. raztopina NaOH. Reakcija poteka po enačbi: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT Za fluor so značilne tudi naslednje reakcije:

H2 + F2 = 2HF (z eksplozijo)

71 zvečer Ionizacijska energija
(prvi elektron) 1680,0 (17,41) kJ/mol (eV) Elektronska konfiguracija 2s 2 2p 5 Kemijske lastnosti kovalentni polmer 72 zvečer Ionski polmer (-1e) 133 ura Elektronegativnost
(po Paulingu) 3,98 Potencial elektrode 0 Oksidacijska stanja −1 Termodinamične lastnosti enostavne snovi Gostota (pri −189 °C) 1,108 /cm³ Molarna toplotna kapaciteta 31,34 J /( mol) Toplotna prevodnost 0,028 W /( ) Temperatura taljenja 53,53 Talilna toplota (F-F) 0,51 kJ/mol Temperatura vrelišča 85,01 Toplota izhlapevanja 6,54 (F-F) kJ/mol Molarna prostornina 17,1 cm³/mol Kristalna mreža enostavne snovi Mrežasta struktura monoklinični Parametri mreže 5,50 b=3,28 c=7,28 β=90,0 razmerje c/a — Debyejeva temperatura n/a

F	9
18,9984
2s 2 2p 5
Fluor

Kemijske lastnosti

Najbolj aktivna nekovina, nasilno sodeluje s skoraj vsemi snovmi (redke izjeme so fluoroplasti) in z večino od njih - z zgorevanjem in eksplozijo. Stik fluora z vodikom povzroči vžig in eksplozijo že pri zelo nizkih temperaturah (do −252°C). Tudi voda in platina: uran za jedrsko industrijo gorita v atmosferi fluora.
klorov trifluorid ClF 3 - sredstvo za fluoriranje in močan oksidant raketnega goriva
žveplov heksafluorid SF 6 - plinski izolator v elektroindustriji
kovinski fluoridi (kot sta W in V), ki imajo nekatere koristne lastnosti
freoni so dobra hladilna sredstva
teflon - kemično inertni polimeri
natrijev heksafluoroaluminat - za kasnejšo proizvodnjo aluminija z elektrolizo
različne fluorove spojine

Raketna tehnologija

Fluorove spojine se pogosto uporabljajo v raketni tehnologiji kot oksidator pogonskega goriva.

Uporaba v medicini

Fluorove spojine se pogosto uporabljajo v medicini kot krvni nadomestki.

Biološka in fiziološka vloga

Fluor je bistven element za telo. V človeškem telesu se fluor nahaja predvsem v zobni sklenini kot del fluorapatita - Ca 5 F (PO 4) 3 . Z nezadostnim (manj kot 0,5 mg / liter pitne vode) ali prekomernim (več kot 1 mg / liter) vnosom fluorida v telo se lahko razvijejo zobne bolezni: karies in fluoroza (lisasta sklenina) oziroma osteosarkom.

Za preprečevanje kariesa je priporočljiva uporaba zobnih past z dodatki fluorida ali uporaba fluorirane vode (do koncentracije 1 mg / l) ali uporaba lokalnih aplikacij z 1-2% raztopino natrijevega fluorida ali kositrovega fluorida. Takšni ukrepi lahko zmanjšajo verjetnost kariesa za 30-50%.

Največja dovoljena koncentracija vezanega fluora v zraku industrijskih prostorov je 0,0005 mg/l.

Dodatne informacije

Fluor, fluor, F(9)
Fluor (Fluorine, francosko in nemško Fluor) je bil v prostem stanju pridobljen leta 1886, vendar so njegove spojine poznane že dolgo in so se pogosto uporabljale v metalurgiji in proizvodnji stekla. Prva omemba fluorita (CaP,) pod imenom fluorit (Fliisspat) sega v 16. stoletje. Eno od del, ki jih pripisujejo legendarnemu Vasiliju Valentinu, omenja v različne barve pobarvane kamne - talilce (Fliisse iz latinščine fluere - teči, liti), ki so jih uporabljali kot talila pri taljenju kovin. Agricola in Libavius pišeta o istem. Slednji uvaja posebna imena za to talilo - fluorit (Flusspat) in mineralna talina. Številni avtorji kemijskih in tehničnih spisov 17. in 18. st. opiše različne vrste fluorita. V Rusiji so te kamne imenovali plavik, spalt, spat; Lomonosov je te kamne uvrstil med selenite in jih poimenoval spar ali fluks (kristalni fluks). Ruski mojstri, pa tudi zbiralci zbirk mineralov (na primer v 18. stoletju, knez P.F. Golitsyn) so vedeli, da nekatere vrste šparov svetijo v temi, ko se segrejejo (na primer v vroči vodi). Vendar pa tudi Leibniz v svoji zgodovini fosforja (1710) v zvezi s tem omenja termofosfor (Thermophosphorus).

Očitno so se kemiki in kemiki obrtniki seznanili s fluorovodikovo kislino šele v 17. stoletju. Leta 1670 je nürnberški obrtnik Schwanhard uporabil fluorit, pomešan z žveplovo kislino, za jedkanje motivov na steklenih čašah. Vendar je bila takrat narava fluorita in fluorovodikove kisline popolnoma neznana. Veljalo je na primer, da ima kremenčeva kislina učinek jedkanja v Schwanhardovem postopku. To zmotno mnenje je odpravil Scheele in dokazal, da pri interakciji fluorita z žveplovo kislino nastane silicijeva kislina kot posledica erozije steklene retorte z nastalo fluorovodikovo kislino. Poleg tega je Scheele ugotovil (1771), da je fluorit kombinacija apnenčaste zemlje s posebno kislino, ki so jo imenovali "švedska kislina".

Lavoisier je radikal fluorovodikove kisline (radical fluorique) prepoznal kot preprosto telo in ga vključil v svojo tabelo enostavnih teles. Bolj ali manj čisto fluorovodikovo kislino so pridobili leta 1809. Gay-Lussac in Tenard z destilacijo fluorita z žveplovo kislino v svinčeni ali srebrni retorti. Med to operacijo sta bila oba raziskovalca zastrupljena. Pravo naravo fluorovodikove kisline je leta 1810 ugotovil Ampère. Zavrnil je Lavoisierjevo mnenje, da mora fluorovodikova kislina vsebovati kisik, in dokazal analogijo te kisline s klorovodikovo kislino. Ampère je o svojih ugotovitvah poročal Davyju, ki je malo pred tem ugotovil elementarnost klora. Davy se je popolnoma strinjal z Amperejevimi argumenti in porabil veliko truda za pridobivanje prostega fluora z elektrolizo fluorovodikove kisline in na druge načine. Upoštevajoč močan korozivni učinek fluorovodikove kisline na steklo, pa tudi na rastlinska in živalska tkiva, je Ampere predlagal, da element, ki ga vsebuje, imenujemo fluor (grško - uničenje, smrt, kuga, kuga itd.). Vendar Davy tega imena ni sprejel in je predlagal drugo - fluor (Fluorine), po analogiji s takratnim imenom klora - klor (Chlorine), obe imeni se še vedno uporabljata v angleščini. V ruščini se je ohranilo ime, ki ga je dal Ampere.

Številni poskusi izolacije prostega fluora v 19. stoletju ni pripeljal do uspešnih rezultatov. Šele leta 1886 je Moissanu to uspelo in pridobil prosti fluor v obliki rumenozelenega plina. Ker je fluor nenavadno agresiven plin, je moral Moissan premagati številne težave, preden je v poskusih s fluorom našel material, primeren za aparat. U-cev za elektrolizo fluorovodikove kisline pri 55 °C (ohlajena s tekočim metilkloridom) je bila izdelana iz platine s čepi iz fluorita. Ko so raziskali kemijske in fizikalne lastnosti prostega fluora, je našel široko uporabo. Danes je fluor ena najpomembnejših sestavin pri sintezi širokega spektra organofluorovih spojin. Ruska književnost zgodnjega 19. stoletja. fluor se je imenoval drugače: baza fluorovodikove kisline, fluor (Dvigubsky, 1824), fluor (Iovsky), fluor (Shcheglov, 1830), fluor, fluor, fluor. Hess iz leta 1831 je uvedel ime fluor.

Delo je izbralo naloge o kemijskih vezeh.

Pugačeva Elena Vladimirovna

Opis razvoja

6. Kovalentna nepolarna vez je značilna za

1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2

1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2

3) ionski 4) kovinski

15. Trije skupni elektronski pari tvorijo kovalentno vez v molekuli

16. Med molekulami se tvorijo vodikove vezi

1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr

1) voda in diamant 2) vodik in klor 3) baker in dušik 4) brom in metan

19. Vodikova vez ni tipično za vsebino

1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod

1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

32. Atomi kemičnih elementov drugega obdobja periodičnega sistema D.I. Mendelejev tvorijo spojine z ionsko kemično vezjo sestave 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

1) ionski 2) kovinski

43. Ionsko vez tvorita 1) H in S 2) P in C1 3) Cs in Br 4) Si in F

pri interakciji

1) ionski 2) kovinski

IME SNOVI VRSTA SPOROČILA

1) cink A) ionski

2) dušik B) kovina

62. Tekma

VRSTA KOMUNIKACIJSKE POVEZAVE

1) ionski A) H 2

2) kovina B) Va

3) kovalentno polarni B) HF

66. Najmočnejša kemijska vez poteka v molekuli 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2

67. Vezna trdnost se poveča v seriji 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. Navedite vrsto, za katero je značilno povečanje dolžine kemijske vezi

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

Analizirajmo naloge št. 3 iz možnosti USE za leto 2016.

Naloge z rešitvami.

Naloga številka 1.

Spojine s kovalentno nepolarno vezjo se nahajajo v vrsti:

1. O2, Cl2, H2

2. HCl, N2, F2

3. O3, P4, H2O

4. NH3, S8, NaF

Pojasnilo: najti moramo takšno serijo, v kateri bodo samo enostavne snovi, saj se kovalentna nepolarna vez tvori samo med atomi istega elementa. Pravilen odgovor je 1.

Naloga številka 2.

Snovi s kovalentno polarno vezjo so navedene v vrsti:

1. CaF2, Na2S, N2

2. P4, FeCl2, NH3

3. SiF4, HF, H2S

4. NaCl, Li2O, SO2

Pojasnilo: tukaj morate najti vrsto, v kateri so samo kompleksne snovi in poleg tega vse nekovine. Pravilen odgovor je 3.

Naloga številka 3.

Vodikova vez je značilna za

1. Alkani 2. Areni 3. Alkoholi 4. Alkini

Pojasnilo: Med vodikovim ionom in elektronegativnim ionom nastane vodikova vez. Takšen komplet med naštetimi je samo za alkohole.

Pravilen odgovor je 3.

Naloga številka 4.

Kemična vez med molekulami vode

1. Vodik

2. Ionski

3. Kovalentni polarni

4. Kovalentni nepolarni

Pojasnilo: med atomoma O in H v vodi nastane kovalentna polarna vez, saj sta to dve nekovini, med molekulami vode pa nastane vodikova vez. Pravilen odgovor je 1.

Naloga številka 5.

Samo kovalentne vezi ima vsaka od obeh snovi:

1. CaO in C3H6

2. NaNO3 in CO

3. N2 in K2S

4.CH4 in SiO2

Pojasnilo: spojine morajo biti sestavljene samo iz nekovin, tj. pravilen odgovor je 4.

Naloga številka 6.

Snov s kovalentno polarno vezjo je

1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2

Pojasnilo: Med atomi različnih nekovin nastane polarna kovalentna vez. Pravilen odgovor je 3.

Naloga številka 7.

Za vsako od obeh snovi je značilna nepolarna kovalentna vez:

1. Voda in diamant

2. Vodik in klor

3. Baker in dušik

4. Brom in metan

Pojasnilo: nepolarna kovalentna vez je značilna za povezavo atomov istega nekovinskega elementa. Pravilen odgovor je 2.

Naloga številka 8.

Kakšna kemijska vez se tvori med atomi elementov z zaporednimi številkami 9 in 19?

1. Ionski

2. Kovina

3. Kovalentni polarni

4. Kovalentni nepolarni

Pojasnilo: to sta elementa - fluor in kalij, torej nekovina in kovina, med temi elementi se lahko tvori le ionska vez. Pravilen odgovor je 1.

Naloga številka 9.

Snov z vrsto ionske vezi ustreza formuli

1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl

Pojasnilo: nastane ionska vez med atomom kovine in atomom nekovine, tj pravilen odgovor je 4.

Naloga številka 10.

Enako vrsto kemijske vezi imata vodikov klorid in

1. Amoniak

2. Brom

3. Natrijev klorid

4. Magnezijev oksid

Pojasnilo: Vodikov klorid ima kovalentno polarno vez, to pomeni, da moramo najti snov, sestavljeno iz dveh različnih nekovin - to je amoniak.

Pravilen odgovor je 1.

Naloge za samostojno odločanje.

1. Med molekulami se tvorijo vodikove vezi

1. Fluorovodikova kislina

2. Klorometan

3. Dimetil eter

4. Etilen

2. Spojina s kovalentno vezjo ustreza formuli

1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF

3. Snov s kovalentno nepolarno vezjo ima formulo

1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5

4. Snov z ionsko vezjo je

1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2

5. Med molekulami se tvorijo vodikove vezi

1. Metanol

3. Acetilen

4. Metil format

6. Za vsako od obeh snovi je značilna kovalentna nepolarna vez:

1. Dušik in ozon

2. Voda in amoniak

3. Baker in dušik

4. Brom in metan

7. Za snov je značilna kovalentna polarna vez

1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4

8. Kovalentna nepolarna vez je značilna za

1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2

9. Snov s kovalentno polarno vezjo je

1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2

10. Za vsako od obeh snovi je značilna kovalentna nepolarna vez:

1. Vodik in klor

2. Voda in diamant

3. Baker in dušik

4. Brom in metan

V tej opombi so bile uporabljene naloge iz zbirke USE iz leta 2016, ki jo je uredil A.A. Kaverina.

A4 Kemična vez.

Kemijska vez: kovalentna (polarna in nepolarna), ionska, kovinska, vodikova. Metode tvorbe kovalentne vezi. Značilnosti kovalentne vezi: dolžina in energija vezi. Tvorba ionske vezi.

Možnost 1 - 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65

Možnost 2 - 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66

Možnost 3 - 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67

Možnost 4 - 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68

1. Kemična vez v amoniaku in barijevem kloridu oz

1) ionski in kovalentni polarni

2) kovalentni polarni in ionski

3) kovalentni nepolarni in kovinski

4) kovalentni nepolarni in ionski

2. Snovi z samo ionskimi vezmi so navedene v seriji:

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. Spojina z ionsko vezjo nastane z interakcijo

1) CH 4 in O 2 2) SO 3 in H 2 O 3) C 2 H 6 in HNO 3 4) NH 3 in HCI

4. V katerem nizu imajo vse snovi kovalentno polarno vez?

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. V kateri vrstici so zapisane formule snovi samo s kovalentno polarno vezjo?

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. Kovalentna nepolarna vez je značilna za

1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2

7. Snov s kovalentno polarno vezjo je

1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2

8. Snov s kovalentno vezjo je

1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr

9. Snov s kovalentno nepolarno vezjo ima formulo

1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2

10. Snovi z nepolarno kovalentno vezjo so

11. Med atomi z enako elektronegativnostjo nastane kemična vez

1) ionski 2) kovalentni polarni 3) kovalentni nepolarni 4) vodikov

12. Kovalentna polarna vez je značilna za

1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

13. Kemični element, v atomu katerega so elektroni razporejeni po plasteh na naslednji način: 2, 8, 8, 2 tvori kemično vez z vodikom

1) kovalentni polarni 2) kovalentni nepolarni

3) ionski 4) kovinski

14. V molekuli katere snovi je vez med ogljikovimi atomi najdaljša?

1) acetilen 2) etan 3) eten 4) benzen

15. Trije skupni elektronski pari tvorijo kovalentno vez v molekuli

1) dušik 2) vodikov sulfid 3) metan 4) klor

16. Med molekulami se tvorijo vodikove vezi

1) dimetil eter 2) metanol 3) etilen 4) etil acetat

17. V molekuli je najbolj izrazita polarnost vezi

1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr

18. Snovi z nepolarno kovalentno vezjo so

1) voda in diamant 2) vodik in klor 3) baker in dušik 4) brom in metan

19. Vodikova vez ni tipično za vsebino

1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH

20. Kovalentna polarna vez je značilna za vsako od obeh snovi, katerih formule

1) KI in H 2 O 2) CO 2 in K 2 O 3) H 2 S in Na 2 S 4) CS 2 in PC1 5

21. Najmanj močna kemična vez v molekuli

22. V molekuli katere snovi je dolžina kemijske vezi najdaljša?

1) fluor 2) klor 3) brom 4) jod

23. Vsaka od snovi, navedenih v seriji, ima kovalentne vezi:

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. Vsaka od snovi, navedenih v seriji, ima kovalentno vez:

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. Vsaka od snovi, navedenih v seriji, ima kovalentno vez:

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. Vsaka od snovi, navedenih v seriji, ima kovalentne vezi:

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. Polarnost vezi je najbolj izrazita v molekulah

1) vodikov sulfid 2) klor 3) fosfin 4) vodikov klorid

28. V molekuli katere snovi so kemične vezi najmočnejše?

1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4

29. Med snovmi NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - število spojin z ionsko vezjo je

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

30. Med snovmi (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - je število spojin s kovalentno vezjo

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

31. V snoveh, ki nastanejo z združevanjem enakih atomov, kemična vez

1) ionski 2) kovalentni polarni 3) vodikov 4) kovalentni nepolarni

32. Atomi kemičnih elementov drugega obdobja periodičnega sistema D.I. Mendelejev tvorijo spojine z ionsko kemično vezjo sestave 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

33. Spojine s kovalentnimi polarnimi in kovalentnimi nepolarnimi vezmi so 1) voda in vodikov sulfid 2) kalijev bromid in dušik 3) amoniak in vodik 4) kisik in metan

34. Kovalentna nepolarna vez je značilna za 1) vodo 2) amoniak 3) dušik 4) metan

35. Kemijska vez v molekuli vodikovega fluorida

1) kovalentni polarni 3) ionski

2) kovalentni nepolarni 4) vodik

36. Izberite par snovi, v katerih so vse vezi kovalentne:

1) NaCl, Hcl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2

37. V kalijevem jodidu kemična vez

1) kovalentni nepolarni 3) kovinski

2) kovalentni polarni 4) ionski

38. V ogljikovem disulfidu CS 2 kemična vez

1) ionski 2) kovinski

3) kovalentni polarni 4) kovalentni nepolarni

39. V spojini se realizira kovalentna nepolarna vez

1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2

40. Snov s kovalentno polarno vezjo ima formulo 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

41. Povezava z ionsko naravo kemijske vezi

1) fosforjev klorid 2) kalijev bromid 3) dušikov oksid (II) 4) barijev

42. Kemična vez v amoniaku oziroma barijevem kloridu

1) ionski in kovalentni polarni 2) kovalentni polarni in ionski

3) kovalentni nepolarni in kovinski 4) kovalentni nepolarni in ionski

43. Ionsko vez tvorita 1) H in S 2) P in C1 3) Cs in Br 4) Si in F

44. Kakšna vez je v molekuli H 2?

1) Ionski 2) Vodikov 3) Kovalentni nepolarni 4) Donor-akceptor

45. Snov s kovalentno polarno vezjo je

1) žveplov oksid (IV) 2) kisik 3) kalcijev hidrid 4) diamant

46. Kemična vez v molekuli fluora

1) kovalentni polarni 2) ionski 3) kovalentni nepolarni 4) vodikovi

47. V katerem nizu so navedene snovi samo s kovalentno polarno vezjo:

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. V katerem nizu imajo vse snovi kovalentno polarno vez?

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. V katerem nizu so navedene snovi samo z ionsko vrsto vezi:

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. Nastane spojina z ionsko vezjo pri interakciji

1) CH 4 in O 2 2) NH 3 in HCl 3) C 2 H 6 in HNO 3 4) SO 3 in H 2 O

51. Vodikova vez se tvori med molekulami 1) etana 2) benzena 3) vodika 4) etanola

52. Katera snov ima vodikove vezi? 1) vodikov sulfid 2) led 3) vodikov bromid 4) benzen

53. Relacija, ki nastane med elementi z zaporednimi številkami 15 in 53

1) ionski 2) kovinski

3) kovalentni nepolarni 4) kovalentni polarni

54. Relacija, ki nastane med elementi z zaporednimi številkami 16 in 20

1) ionski 2) kovinski

3) kovalentni polarni 4) vodik

55. Med atomi elementov z zaporednimi številkami 11 in 17 nastane vez

1) kovinski 2) ionski 3) kovalentni 4) donorsko-akceptorski

56. Med molekulami se tvorijo vodikove vezi

1) vodik 2) formaldehid 3) ocetna kislina 4) vodikov sulfid

57. V kateri vrstici so zapisane formule snovi samo s kovalentno polarno vezjo?

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. V kateri snovi obstajajo tako ionske kot kovalentne kemične vezi?

1) Natrijev klorid 2) Vodikov klorid 3) Natrijev sulfat 4) Fosforjeva kislina

59. Kemijska vez v molekuli ima bolj izrazit ionski značaj.

1) litijev bromid 2) bakrov klorid 3) kalcijev karbid 4) kalijev fluorid

60. V kateri snovi so vse kemijske vezi – kovalentne nepolarne?

1) Diamant 2) Ogljikov monoksid (IV) 3) Zlato 4) Metan

61. Vzpostavite ujemanje med snovjo in vrsto vezi atomov v tej snovi.

IME SNOVI VRSTA SPOROČILA

1) cink A) ionski

2) dušik B) kovina

3) amoniak B) kovalentno polarni

4) kalcijev klorid D) kovalentni nepolarni

62. Tekma

VRSTA KOMUNIKACIJSKE POVEZAVE

1) ionski A) H 2

2) kovina B) Va

3) kovalentno polarni B) HF

4) kovalentni nepolarni D) BaF 2

63. V kateri spojini je kovalentna vez med atomi nastala po donorno-akceptorskem mehanizmu? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2

64. Označite molekulo, v kateri je vezavna energija največja: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

65. Označite molekulo, v kateri je kemijska vez najmočnejša: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

Teme kodifikatorja USE: Kovalentna kemična vez, njene sorte in mehanizmi nastanka. Značilnosti kovalentne vezi (polarnost in energija vezi). Ionska vez. Kovinska povezava. vodikova vez

Intramolekularne kemične vezi

Najprej si oglejmo vezi, ki nastanejo med delci znotraj molekul. Takšne povezave imenujemo intramolekularno.

kemična vez med atomi kemičnih elementov ima elektrostatično naravo in nastane zaradi interakcije zunanjih (valentnih) elektronov, v večji ali manjši meri držijo pozitivno nabita jedra vezanih atomov.

Ključni koncept tukaj je ELEKTRONEGNATIVNOST. Ona je tista, ki določa vrsto kemijske vezi med atomi in lastnosti te vezi.

je sposobnost atoma, da pritegne (zadrži) zunanji(valenca) elektroni. Elektronegativnost je določena s stopnjo privlačnosti zunanjih elektronov k jedru in je odvisna predvsem od polmera atoma in naboja jedra.

Elektronegativnost je težko nedvoumno določiti. L. Pauling je sestavil tabelo relativne elektronegativnosti (na podlagi veznih energij dvoatomnih molekul). Najbolj elektronegativen element je fluor s pomenom 4 .

Pomembno je omeniti, da lahko v različnih virih najdete različne lestvice in tabele vrednosti elektronegativnosti. Tega se ne bi smeli bati, saj igra tvorba kemične vezi pomembno vlogo atomov in je približno enako v katerem koli sistemu.

Če eden od atomov v kemijski vezi A:B močneje privlači elektrone, potem je elektronski par premaknjen proti njemu. Bolj razlika elektronegativnosti atomov, bolj je elektronski par premaknjen.

Če so vrednosti elektronegativnosti medsebojno delujočih atomov enake ali približno enake: EO(A)≈EO(V), potem skupni elektronski par ni premaknjen k nobenemu od atomov: A: B. Takšna povezava se imenuje kovalentna nepolarna.

Če se elektronegativnost medsebojno delujočih atomov razlikuje, vendar ne veliko (razlika v elektronegativnosti je približno od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potem se elektronski par premakne na enega od atomov. Takšna povezava se imenuje kovalentno polarni .

Če se elektronegativnost medsebojno delujočih atomov bistveno razlikuje (razlika v elektronegativnosti je večja od 2: ΔEO>2), potem eden od elektronov skoraj v celoti preide na drug atom s tvorbo ioni. Takšna povezava se imenuje ionski.

Glavne vrste kemijskih vezi so − kovalentna, ionski in kovinski povezave. Razmislimo o njih podrobneje.

kovalentna kemična vez

kovalentna vez – to je kemična vez ki ga tvori nastanek skupnega elektronskega para A:B . V tem primeru dva atoma prekrivajo atomske orbitale. Kovalentna vez nastane pri interakciji atomov z majhno razliko v elektronegativnosti (praviloma med dvema nekovinama) ali atomi enega elementa.

Osnovne lastnosti kovalentnih vezi

orientacija,
nasičenost,
polarnost,
polarizabilnost.

Te vezivne lastnosti vplivajo na kemijske in fizikalne lastnosti snovi.

Smer komunikacije označuje kemijsko zgradbo in obliko snovi. Kota med dvema vezema imenujemo vezni koti. Na primer, v molekuli vode je vezni kot H-O-H 104,45 o, torej je molekula vode polarna, v molekuli metana pa je vezni kot H-C-H 108 o 28 ′.

Nasičenost je sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih kemičnih vezi. Število vezi, ki jih lahko tvori atom, se imenuje.

Polarnost vezi nastanejo zaradi neenakomerne porazdelitve elektronske gostote med dvema atomoma z različno elektronegativnostjo. Kovalentne vezi delimo na polarne in nepolarne.

Polarizabilnost povezave so sposobnost veznih elektronov, da jih zunanje električno polje premakne(predvsem električno polje drugega delca). Polarizabilnost je odvisna od mobilnosti elektronov. Čim dlje je elektron od jedra, tem bolj je gibljiv, zato je molekula bolj polarizacijska.

Kovalentna nepolarna kemična vez

Obstajata dve vrsti kovalentne vezi - POLAR in NEPOLARNO .

Primer . Razmislite o zgradbi molekule vodika H 2 . Vsak vodikov atom nosi 1 neparni elektron na svoji zunanji energijski ravni. Za prikaz atoma uporabljamo Lewisovo strukturo - to je diagram strukture zunanje energijske ravni atoma, ko so elektroni označeni s pikami. Modeli Lewisove točkovne strukture so dobra pomoč pri delu z elementi druge dobe.

H. + . H=H:H

Tako ima molekula vodika en skupni elektronski par in eno kemično vez H–H. Ta elektronski par ni premaknjen k nobenemu od vodikovih atomov, ker elektronegativnost vodikovih atomov je enaka. Takšna povezava se imenuje kovalentna nepolarna .

Kovalentna nepolarna (simetrična) vez - to je kovalentna vez, ki jo tvorijo atomi z enako elektronegativnostjo (praviloma iste nekovine) in zato z enakomerno porazdelitvijo elektronske gostote med jedri atomov.

Dipolni moment nepolarnih vezi je 0.

Primeri: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentna polarna kemična vez

kovalentna polarna vez je kovalentna vez, ki nastane med atomi z različno elektronegativnostjo (ponavadi, različne nekovine) in je značilen premik skupni elektronski par na bolj elektronegativen atom (polarizacija).

Elektronska gostota se premakne k bolj elektronegativnemu atomu - zato se na njem pojavi delni negativni naboj (δ-), na manj elektronegativnem atomu pa delni pozitivni naboj (δ+, delta +).

Večja ko je razlika v elektronegativnosti atomov, večja je polarnost povezave in še več dipolni moment . Med sosednjimi molekulami in naboji nasprotnega predznaka delujejo dodatne privlačne sile, ki se povečujejo moč povezave.

Polarnost vezi vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti spojin. Reakcijski mehanizmi in celo reaktivnost sosednjih vezi so odvisni od polarnosti vezi. Pogosto določa polarnost vezi polarnost molekule in tako neposredno vpliva na takšne fizikalne lastnosti, kot sta vrelišče in tališče, topnost v polarnih topilih.

Primeri: HCl, CO2, NH3.

Mehanizmi za nastanek kovalentne vezi

Kovalentna kemična vez lahko nastane z dvema mehanizmoma:

1. menjalni mehanizem tvorba kovalentne kemične vezi je takrat, ko vsak delec zagotovi en nesparjen elektron za tvorbo skupnega elektronskega para:

AMPAK . + . B= A:B

2. Tvorba kovalentne vezi je takšen mehanizem, pri katerem eden od delcev zagotovi nedeljen elektronski par, drugi delec pa zagotovi prazno orbitalo za ta elektronski par:

AMPAK: + B= A:B

V tem primeru eden od atomov zagotavlja nedeljen elektronski par ( darovalec), drug atom pa zagotavlja prazno orbitalo za ta par ( akceptor). Zaradi tvorbe vezi se tako energija elektronov zmanjša, tj. to je koristno za atome.

Kovalentna vez, ki jo tvori donorsko-akceptorski mehanizem, ni drugačen z lastnostmi drugih kovalentnih vezi, ki jih tvori mehanizem izmenjave. Tvorba kovalentne vezi z donorsko-akceptorskim mehanizmom je značilna za atome z velikim številom elektronov na zunanjem energijskem nivoju (donorji elektronov) ali obratno, z zelo majhnim številom elektronov (akceptorji elektronov). Valenčne možnosti atomov so podrobneje obravnavane v ustreznem.

Kovalentna vez nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom:

- v molekuli ogljikov monoksid CO(vez v molekuli je trojna, 2 vezi nastaneta po mehanizmu izmenjave, ena po mehanizmu donor-akceptor): C≡O;

- v amonijev ion NH 4 +, v ionih organski amini na primer v metilamonijevem ionu CH3-NH2+;

- v kompleksne spojine, kemijska vez med centralnim atomom in skupinami ligandov, npr. v natrijevem tetrahidroksoaluminatu Na vez med aluminijem in hidroksidnimi ioni;

- v dušikova kislina in njene soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, v nekaterih drugih dušikovih spojinah;

- v molekuli ozon O 3.

Glavne značilnosti kovalentne vezi

Kovalentna vez se praviloma tvori med atomi nekovin. Glavne značilnosti kovalentne vezi so dolžina, energija, mnogoterost in usmerjenost.

Večkratnost kemijske vezi

Večkratnost kemijske vezi - to je število skupnih elektronskih parov med dvema atomoma v spojini. Večkratnost vezi je mogoče precej enostavno določiti iz vrednosti atomov, ki tvorijo molekulo.

Na primer , v vodikovi molekuli H 2 je mnogokratnost vezi 1, ker vsak vodik ima samo 1 neparni elektron na zunanjem energijskem nivoju, zato nastane en skupni elektronski par.

V molekuli kisika O 2 je množina vezi 2, ker vsak atom ima 2 nesparjena elektrona na svoji zunanji energijski ravni: O=O.

V molekuli dušika N 2 je množina vezi 3, ker med vsakim atomom so 3 neparni elektroni na zunanjem energijskem nivoju, atomi pa tvorijo 3 skupne elektronske pare N≡N.

Dolžina kovalentne vezi

Dolžina kemične vezi je razdalja med središči jeder atomov, ki tvorijo vez. Določeno je z eksperimentalno fizikalnimi metodami. Dolžino vezi lahko približno ocenimo po pravilu aditivnosti, po katerem je dolžina vezi v molekuli AB približno enaka polovici vsote dolžin vezi v molekulah A 2 in B 2:

Dolžino kemične vezi je mogoče približno oceniti vzdolž polmerov atomov, ki tvori vez, oz glede na mnogoterost komunikaciječe polmeri atomov niso zelo različni.

S povečanjem polmerov atomov, ki tvorijo vez, se bo dolžina vezi povečala.

Na primer

S povečanjem množice vezi med atomi (katerih atomski polmeri se ne razlikujejo ali se malo razlikujejo), se bo dolžina vezi zmanjšala.

Na primer . V vrsti: C–C, C=C, C≡C se dolžina vezi zmanjšuje.

Vezna energija

Merilo za moč kemijske vezi je energija vezi. Vezna energija je določena z energijo, potrebno za prekinitev vezi in odstranitev atomov, ki tvorijo to vez, na neskončno razdaljo drug od drugega.

Kovalentna vez je zelo trpežna. Njegova energija se giblje od nekaj deset do nekaj sto kJ/mol. Večja kot je energija vezi, večja je moč vezi in obratno.

Moč kemijske vezi je odvisna od dolžine vezi, polarnosti vezi in mnogoterosti vezi. Daljša kot je kemijska vez, lažje se pretrga, manjša kot je energija vezi, manjša je njena moč. Čim krajša je kemična vez, tem močnejša je in tem večja je energija vezi.

Na primer, v nizu spojin HF, HCl, HBr od leve proti desni moč kemijske vezi zmanjša, Ker dolžina vezi se poveča.

Ionska kemična vez

Ionska vez je kemična vez, ki temelji na elektrostatična privlačnost ionov.

ioni nastane v procesu sprejemanja ali oddajanja elektronov s strani atomov. Na primer, atomi vseh kovin šibko držijo elektrone zunanje energijske ravni. Zato so označeni kovinski atomi obnovitvene lastnosti sposobnost darovanja elektronov.

Primer. Atom natrija vsebuje 1 elektron na 3. energijski ravni. Atom natrija, ki ga zlahka odda, tvori veliko bolj stabilen ion Na + z elektronsko konfiguracijo žlahtnega neonskega plina Ne. Natrijev ion vsebuje 11 protonov in le 10 elektronov, zato je skupni naboj iona -10+11 = +1:

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

Primer. Atom klora ima 7 elektronov na svoji zunanji energijski ravni. Da bi pridobil konfiguracijo stabilnega inertnega argonovega atoma Ar, mora klor vezati 1 elektron. Po pritrditvi elektrona nastane stabilen klorov ion, sestavljen iz elektronov. Skupni naboj iona je -1:

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

Opomba:

Lastnosti ionov se razlikujejo od lastnosti atomov!
Stabilni ioni lahko nastanejo ne samo atomi, ampak tudi skupine atomov. Na primer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2- itd. Kemične vezi, ki jih tvorijo takšni ioni, se prav tako štejejo za ionske;
Ionske vezi se običajno tvorijo med kovine in nekovine(skupine nekovin);

Nastali ioni se privlačijo zaradi električne privlačnosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Posplošimo vizualno razlika med vrstami kovalentne in ionske vezi:

kovinska kemična vez

kovinska povezava je odnos, ki se oblikuje relativno prosti elektroni med kovinski ioni ki tvorijo kristalno mrežo.

Atomi kovin na zunanji energijski ravni imajo običajno enega do treh elektronov. Polmeri kovinskih atomov so praviloma veliki - zato kovinski atomi, za razliko od nekovin, zlahka oddajo zunanje elektrone, tj. so močna redukcijska sredstva

Medmolekulske interakcije

Ločeno je vredno razmisliti o interakcijah, ki se pojavljajo med posameznimi molekulami v snovi - medmolekulske interakcije . Medmolekulske interakcije so vrsta interakcij med nevtralnimi atomi, pri katerih se ne pojavijo nove kovalentne vezi. Sile interakcije med molekulami je odkril van der Waals leta 1869 in jih poimenoval po njem. Van dar Waalsove sile. Van der Waalsove sile delimo na orientacija, indukcija in disperzija . Energija medmolekularnih interakcij je veliko manjša od energije kemijske vezi.

Orientacijske sile privlačnosti nastanejo med polarnimi molekulami (dipol-dipol interakcija). Te sile nastanejo med polarnimi molekulami. Induktivne interakcije je interakcija med polarno in nepolarno molekulo. Nepolarna molekula je polarizirana zaradi delovanja polarne, kar povzroči dodatno elektrostatično privlačnost.

Posebna vrsta medmolekularnih interakcij so vodikove vezi. - to so medmolekularne (ali intramolekularne) kemične vezi, ki nastanejo med molekulami, v katerih so močno polarne kovalentne vezi - H-F, H-O ali H-N. Če obstajajo takšne vezi v molekuli, potem bodo med molekulami dodatne sile privlačnosti .

Izobraževalni mehanizem Vodikova vez je delno elektrostatična in delno donorska-akceptorska. V tem primeru deluje atom močno elektronegativnega elementa (F, O, N) kot donor elektronskega para, atomi vodika, povezani s temi atomi, pa kot akceptor. Označene so vodikove vezi orientacija v vesolju in nasičenost .

Vodikovo vez lahko označimo s pikami: H ··· O. Večja kot je elektronegativnost atoma, povezanega z vodikom, in manjša kot je njegova velikost, močnejša je vodikova vez. Značilen je predvsem za spojine fluor z vodikom , kot tudi za kisik z vodikom , manj dušik z vodikom .

Vodikove vezi se pojavljajo med naslednjimi snovmi:

— vodikov fluorid HF(plin, raztopina vodikovega fluorida v vodi - fluorovodikova kislina), vodo H 2 O (para, led, tekoča voda):

— raztopina amoniaka in organskih aminov- med amoniakom in molekulami vode;

— organske spojine, v katerih so O-H ali N-H vezi: alkoholi, karboksilne kisline, amini, aminokisline, fenoli, anilin in njegovi derivati, beljakovine, raztopine ogljikovih hidratov - monosaharidi in disaharidi.

Vodikova vez vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti snovi. Tako dodatna privlačnost med molekulami otežuje vrenje snovi. Snovi z vodikovimi vezmi kažejo nenormalno povišanje vrelišča.

Na primer Praviloma s povečanjem molekulske mase opazimo povečanje vrelišča snovi. Vendar pa v številnih snoveh H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne opazimo linearne spremembe vrelišč.

Namreč pri vrelišče vode nenormalno visoko - ne manj kot -61 o C, kot nam kaže ravna črta, ampak veliko več, +100 o C. To anomalijo pojasnjujejo s prisotnostjo vodikovih vezi med molekulami vode. Zato je v normalnih pogojih (0-20 o C) voda tekočina po faznem stanju.