71 следобед Йонизационна енергия
(първи електрон) 1680,0 (17,41) kJ / mol (eV) Електронна конфигурация 2s 2 2p 5 Химични свойства Ковалентен радиус 72 следобед Йонният радиус (-1д) 133 ч Електроотрицателност
(според Полинг) 3,98 Потенциал на електрода 0 Окислителни състояния −1 Термодинамични свойства на просто вещество Плътност (при -189 ° C) 1.108 / cm³ Моларен топлинен капацитет 31,34 J / (mol) Топлопроводимост 0,028 W / () Температура на топене 53,53 Топлина на сливане (F-F) 0,51 kJ / mol Температура на кипене 85,01 Топлина на изпаряване 6,54 (F-F) kJ / mol Моларен обем 17,1 cm³ / mol Кристална решетка на просто вещество Решетъчна структура моноклинен Параметри на решетката 5,50 b = 3,28 c = 7,28 β = 90,0 C / a съотношение — Температура на дебюта n / a

F	9
18,9984
2s 2 2p 5
Флуор

Химични свойства

Най -активният неметал, той взаимодейства бурно с почти всички вещества (редки изключения са флуоропластите), а с повечето от тях - с горене и експлозия. Контактът на флуор с водород води до пожар и експлозия дори при много ниски температури (до -252 ° C). Дори водата и платината изгарят във флуорна атмосфера: уран за ядрената индустрия.
хлорен трифлуорид ClF 3 - флуориращ агент и мощен окислител на ракетно гориво
серен хексафлуорид SF 6 - газообразен изолатор в електрическата промишленост
метални флуориди (като W и V), които имат някои полезни свойства
фреони - добри хладилни агенти
Teflons - химически инертни полимери
натриев хексафлуороалуминат - за последващо производство на алуминий чрез електролиза
различни флуорни съединения

Ракетна технология

Флуорните съединения се използват широко в ракетната технология като окислител за ракетно гориво.

Приложение в медицината

Флуорните съединения се използват широко в медицината като кръвни заместители.

Биологична и физиологична роля

Флуорът е жизненоважен елемент за тялото. В човешкото тяло флуорът се съдържа главно в емайла на зъбите в състава на флуорапатит - Ca 5 F (PO 4) 3. При недостатъчен (по -малко от 0,5 mg / l питейна вода) или прекомерен (повече от 1 mg / l) флуорид от организма, могат да се развият зъбни заболявания: съответно кариес и флуороза (петна по емайла) и остеосаркома.

За профилактика на кариес се препоръчва използването на пасти за зъби с флуоридни добавки или флуорирана вода (до концентрация 1 mg / l) или локални приложения с 1-2% разтвор на натриев флуорид или калаен флуорид. Такива действия могат да намалят вероятността от кариес с 30-50%.

Максимално допустимата концентрация на свързан флуор в индустриалния въздух е 0,0005 mg / l.

Допълнителна информация

Флуор, флуор, F (9)
Флуорът (флуор, френски и немски флуор) е получен в свободно състояние през 1886 г., но неговите съединения са известни от дълго време и са широко използвани в металургията и производството на стъкло. Първите споменавания на флуорит (CaP), наречен флуороспар (Fliisspat), датират от 16 век. Едно от произведенията, приписвани на легендарния Василий Валентин, споменава камъни, боядисани в различни цветове - флюс (Fliisse от латински fluere - да тече, излива), които са били използвани като флюс при топене на метали. Агрикола и Либавий също пишат за това. Последният въвежда специални имена за този поток - флуороспар (Flusspat) и минерален поток. Много автори на химически и технически произведения от 17 и 18 век. описват различни видове флуороспар. В Русия тези камъни са били наричани флувик, спалт, изплют; Ломоносов отнесе тези камъни към категорията селенити и ги нарече шпат или флус (кристален флус). Руските занаятчии, както и колекционерите на минерални колекции (например през 18 -ти век, принц П. Ф. Голицин) знаеха, че някои видове лостове при нагряване (например в гореща вода) светят в тъмното. Въпреки това дори Лайбниц в своята история на фосфора (1710) споменава термофосфор (Thermophosphorus) в тази връзка.

Очевидно химиците и занаятчиите са се запознали с флуороводородната киселина не по -късно от 17 век. През 1670 г. занаятчията от Нюрнберг Шванхард използва флуороспар, смесен със сярна киселина, за да гравира шарки върху стъклени чаши. По това време обаче природата на флуороспара и флуороводородната киселина е напълно неизвестна. Смята се например, че силициевата киселина има ецващ ефект в процеса на Шванхард. Scheele елиминира това погрешно мнение, като доказва, че когато флуоровият шпат взаимодейства със сярна киселина, силициевата киселина се получава чрез корозия на стъклената реторта с получената флуороводородна киселина. В допълнение, Scheele установява (1771), че флуоровият шпат е комбинация от варовик със специална киселина, наречена "шведска киселина".

Лавоазие разпозна радикалния флуорик като просто тяло и го включи в таблицата си с прости тела. В повече или по -малко чиста форма, флуороводородната киселина е получена през 1809 г. Гей Лусак и Тенард чрез дестилация на флуороспар със сярна киселина в оловен или сребърен реторт. По време на тази операция и двамата изследователи са били отровени. Истинската природа на флуороводородната киселина е установена през 1810 г. от Ampere. Той отхвърли мнението на Лавоазие, че флуороводородната киселина трябва да съдържа кислород, и доказа аналогията на тази киселина със солна киселина. Ампер съобщил своите открития на Дейви, който наскоро установил елементарната природа на хлора. Дейви напълно се съгласява с аргументите на Ампер и изразходва много усилия за получаване на свободен флуор чрез електролиза на флуороводородна киселина и по други начини. Отчитайки силния корозивен ефект на флуороводородната киселина върху стъклото, както и върху растителните и животинските тъкани, Ампер предложи да нарече съдържащия се в него елемент флуор (гръцки - унищожаване, смърт, мор, чума и др.). Дейви обаче не прие това име и предложи друго - флуор (Fluorine) по аналогия с тогавашното име на хлор - хлор (Chlorine), и двете имена все още се използват на английски. На руски език името, дадено от Ampere, е запазено.

Многобройни опити за изолиране на свободен флуор през 19 век. не доведе до успешни резултати. Едва през 1886 г. Moissan успя да направи това и да получи свободен флуор под формата на жълто-зелен газ. Тъй като флуорът е необичайно корозивен газ, Moissan трябваше да преодолее много трудности, преди да намери материал, подходящ за инструменти в експерименти с флуор. Изработена е U-тръба за електролиза на флуороводородна киселина при 55 ° C (охладена с течен метилхлорид) от платина с тапи от флуороспар. След като бяха изследвани химичните и физичните свойства на свободния флуор, той намери широко приложение. Сега флуорът е един от най -важните компоненти на синтеза на флуорофлуорни вещества в широк диапазон. В руската литература от началото на 19 век. флуорът се нарича по различен начин: основата на флуороводородна киселина, флуор (Двигубски, 1824), флуор (Иовски), флуор (Щеглов, 1830), флуор, флуороводородна киселина, флуор. Хес от 1831 г. въвежда името флуор.

Задача номер 1

От предложения списък изберете две съединения, в които присъства йонна химическа връзка.

• 1. Ca (ClO2) 2
• 2. HClO3
• 3. NH4Cl
• 4. HClO4
• 5. Cl 2 O 7

Отговор: 13

В по-голямата част от случаите е възможно да се определи наличието на йонния тип връзка в съединението чрез факта, че неговите структурни единици едновременно включват атоми от типичен метал и атоми от неметал.

На тази основа установяваме, че в съединението под номер 1 има йонна връзка - Ca (ClO 2) 2, тъй като във формулата му можете да видите атомите на типичен метален калций и атомите на неметали - кислород и хлор.

В този списък обаче няма повече съединения, съдържащи както метални, така и неметални атоми.

Сред съединенията, посочени в задачата, има амониев хлорид, в който йонната връзка се осъществява между амониевия катион NH 4 + и хлоридния йон Cl -.

Задача номер 2

От предоставения списък изберете две съединения, в които видът на химическата връзка е същият като в молекулата на флуора.

1) кислород

2) азотен оксид (II)

3) бромоводород

4) натриев йодид

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 15

Флуорната молекула (F 2) се състои от два атома от един химичен елемент от неметал, поради което химическата връзка в тази молекула е ковалентна неполярна.

Ковалентна неполярна връзка може да се реализира само между атоми на същия химичен елемент на неметал.

От предложените варианти само кислородът и диамантът имат ковалентна неполярна връзка. Кислородната молекула е двуатомна, състои се от атоми от един химичен елемент от неметал. Диамантът има атомна структура и в своята структура всеки въглероден атом, който е неметален, е свързан с 4 други въглеродни атома.

Азотният оксид (II) е вещество, състоящо се от молекули, образувани от атоми на два различни неметала. Тъй като електроотрицателностите на различните атоми винаги са различни, общата електронна двойка в молекулата се измества към по -електроотрицателен елемент, в този случай кислород. По този начин връзката в молекулата NO е ковалентна полярна.

Бромоводородът също се състои от двуатомни молекули, съставени от водородни и бромови атоми. Общата електронна двойка, образуваща връзката H-Br, се измества към по-електроотрицателния атом на брома. Химичната връзка в молекулата на HBr също е ковалентна полярна.

Натриевият йодид е йонно вещество, образувано от метален катион и йодиден анион. Връзката в молекулата на NaI се образува поради прехода на електрон от 3 с-орбитала на натриевия атом (натриевият атом се превръща в катион) до недопълненото 5 стр-орбитала на йодния атом (йодният атом се превръща в анион). Тази химическа връзка се нарича йонна.

Задача номер 3

От предложения списък изберете две вещества, между молекулите на които се образуват водородни връзки.

• 1. C 2 H 6
• 2.C2H5OH
• 3. Н20
• 4. CH 3 OCH 3
• 5.CH 3 COCH 3

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 23

Обяснение:

Водородните връзки се осъществяват в вещества с молекулярна структура, в които присъстват ковалентни връзки H-O, H-N, H-F. Тези. ковалентни връзки на водороден атом с атоми от три химични елемента с най -висока електроотрицателност.

По този начин очевидно има водородни връзки между молекулите:

2) алкохоли

3) феноли

4) карбоксилни киселини

5) амоняк

6) първични и вторични амини

7) флуороводородна киселина

Задача номер 4

Изберете две съединения с йонни химични връзки от списъка.

• 1. PCl 3
• 2.CO 2
• 3. NaCl
• 4. Н2S
• 5. MgO

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 35

Обяснение:

В по-голямата част от случаите е възможно да се направи извод за наличието на йонна връзка в съединение чрез факта, че структурните единици на веществото едновременно включват атоми на типичен метал и атоми на неметал .

На тази основа установяваме, че има йонна връзка в съединението с номера 3 (NaCl) и 5 ​​(MgO).

Забележка*

В допълнение към горния знак, наличието на йонна връзка в съединение може да се каже, ако неговата структурна единица съдържа амониев катион (NH 4 +) или неговите органични аналози - алкиламониеви катиони RNH 3 +, диалкиламоний R 2 NH 2 +, триалкиламоний R 3 NH + или тетраалкиламоний R 4 N +, където R е въглеводороден радикал. Например, йонният тип връзка се среща в съединението (CH3) 4 NCl между катиона (CH3) 4 + и хлоридния йон Cl -.

Задача номер 5

От предложения списък изберете две вещества със същия тип структура.

4) готварска сол

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 23

Задача номер 8

Изберете две вещества с немолекулна структура от предложения списък.

2) кислород

3) бял фосфор

5) силиций

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Задача номер 11

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има двойна връзка между въглеродните и кислородните атоми.

3) формалдехид

4) оцетна киселина

5) глицерин

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 34

Задача номер 14

От предложения списък изберете две вещества с йонна връзка.

1) кислород

3) въглероден окис (IV)

4) натриев хлорид

5) калциев оксид

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Задача номер 15

От предоставения списък изберете две вещества със същия тип кристална решетка като диаманта.

1) силициев диоксид SiO2

2) натриев оксид Na 2 O

3) въглероден оксид CO

4) бял фосфор P 4

5) силиций Si

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 15

Задача номер 20

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има една тройна връзка.

• 1. НСООН
• 2. HCOH
• 3.C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. С 2 Н 2

Запишете номерата на избраните връзки в полето за отговор.

Отговор: 45

Обяснение:

За да намерим правилния отговор, нека изготвим структурните формули на съединенията от представения списък:

Така виждаме, че в молекулите на азота и ацетилена има тройна връзка. Тези. верни отговори 45

Задача номер 21

От предложения списък изберете две вещества, в молекулите на които има ковалентна неполярна връзка.

Свободният флуор се състои от двуатомни молекули. От химическа гледна точка флуорът може да се характеризира като едновалентен неметал и освен това най-активният от всички неметали. Това се дължи на редица причини, включително лекотата на разпадане на молекулата F 2 на отделни атоми - необходимата за това енергия е само 159 kJ / mol (срещу 493 kJ / mol за O 2 и 242 kJ / mol за C 12). Флуорните атоми имат значителен афинитет към електроните и относително малък размер. Следователно техните валентни връзки с атоми на други елементи се оказват по -силни от подобни връзки на други металоиди (например, енергията на HF връзката е - 564 kJ / mol срещу 460 kJ / mol за HO връзката и 431 kJ / mol за връзката Н-С1).

Връзката F-F се характеризира с ядрено разстояние 1,42 А. За термичната дисоциация на флуора се получават следните данни чрез изчисление:

Флуорният атом има в основно състояние структурата на външния електронен слой 2s 2 2p 5 и е едноличен. Възбуждането на тривалентното състояние, свързано с прехвърлянето на един 2р-електрон до 3s ниво, изисква разход от 1225 kJ / mol и практически не се реализира.

Електронният афинитет на неутрален флуорен атом се оценява на 339 kJ / mol. Йон F - характеризира се с ефективен радиус от 1,33 A и енергия на хидратация от 485 kJ / mol. Обикновено се приема, че ковалентният радиус на флуора е 71 pm (тоест половината междуядрено разстояние в молекулата F 2).

Химическата връзка е електронен феномен, който се състои в това, че поне един електрон, който е бил в силовото поле на ядрото си, се озовава в силовото поле на друго ядро ​​или няколко ядра едновременно.

Повечето прости вещества и всички сложни вещества (съединения) се състоят от атоми, които взаимодействат помежду си по определен начин. С други думи, между атомите се установява химическа връзка. Когато се образува химическа връзка, винаги се отделя енергия, тоест енергията на образуваната частица трябва да бъде по -малка от общата енергия на първоначалните частици.

Преходът на електрон от един атом в друг, в резултат на което се образуват противоположно заредени йони със стабилни електронни конфигурации, между които се установява електростатично привличане, е най -простият модел на йонна връзка:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Хипотезата за образуването на йони и възникването на електростатично привличане между тях е изложена за първи път от немския учен В. Косел (1916).

Друг комуникационен модел е споделянето на електрони от два атома, в резултат на което също се формират стабилни електронни конфигурации. Такава връзка се нарича ковалентна.Теорията й е разработена през 1916 г. от американския учен Г. Люис.

Общото в двете теории беше образуването на частици със стабилна електронна конфигурация, която съвпада с електронната конфигурация на благороден газ.

Например, когато се образува литиев флуорид, се осъществява йонният механизъм на образуване на връзка. Литиевият атом (3 Li 1s 2 2s 1) губи електрон и се превръща в катион (3 Li + 1s 2) с електронната конфигурация на хелий. Флуорът (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) приема електрон, образувайки анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) с електронната конфигурация на неона. Между литиевия йон Li + и флуорния йон F - възниква електростатично привличане, поради което се образува ново съединение - литиев флуорид.

Когато се образува водороден флуорид, един електрон на водороден атом (1s) и недвоен електрон на флуорен атом (2p) са в полето на действие на двете ядра - водороден атом и флуорен атом. Така се появява обща електронна двойка, което означава преразпределение на електронната плътност и възникване на максимум от електронната плътност. В резултат на това два електрона сега са свързани с ядрото на водородния атом (електронната конфигурация на атома на хелия), а с ядрото на флуора - осем електрона на външното енергийно ниво (електронната конфигурация на неоновия атом):

Комуникацията, осъществявана чрез една електронна двойка, се нарича единична връзка.

Той се обозначава с едно тире между символите на елемента: H-F.

Тенденцията да се образува стабилна осем-електронна обвивка чрез прехвърляне на електрон от един атом в друг (йонна връзка) или социализация на електрони (ковалентна връзка) се нарича правило на октета.

Образуването на двуелектронни обвивки в литиев йон и водороден атом е специален случай.

Има обаче връзки, които не отговарят на това правило. Например, бериловият атом в берилиев флуорид BeF 2 има само четириелектронна обвивка; шест електронни черупки са характерни за боровия атом (точките показват електроните на външното енергийно ниво):

В същото време в такива съединения като фосфор (V) хлорид и сяра (VI) флуорид, йод (VII) флуорид, електронните обвивки на централните атоми съдържат повече от осем електрона (фосфор - 10; сяра - 12; йод - 14):

Повечето съчетания на d-елементи също не следват октетното правило.

Във всички горни примери се образува химическа връзка между атомите на различни елементи; се нарича хетероатомна. Ковалентна връзка обаче може да се образува и между идентични атоми. Например, водородна молекула се образува чрез споделяне на 15 електрона от всеки водороден атом, в резултат на което всеки атом придобива стабилна електронна конфигурация от два електрона. Октет се образува чрез образуване на молекули на други прости вещества, например флуор:

Образуването на химическа връзка може да се осъществи и чрез социализация на четири или шест електрона. В първия случай се образува двойна връзка, която представлява две обобщени двойки електрони, във втория - тройна връзка (три обобщени електронни двойки).

Например, когато се образува азотна молекула N 2, химическата връзка се образува чрез социализация на шест електрона: три неспарени р електрона от всеки атом. За да се постигне осем-електронна конфигурация, се образуват три общи електронни двойки:

Двойната връзка е обозначена с две черти, тройната връзка с три. Молекулата на азота N 2 може да бъде представена по следния начин: N≡N.

В двуатомните молекули, образувани от атоми на един елемент, максималната електронна плътност се намира в средата на междуядрената линия. Тъй като няма разделяне на заряди между атомите, този вид ковалентна връзка се нарича неполярна. Хетероатомната връзка винаги е полярна в една или друга степен, тъй като максимумът на електронната плътност се измества към един от атомите, поради което тя придобива частичен отрицателен заряд (означен с σ-). Атомът, от който е изместен максимумът на електронната плътност, придобива частичен положителен заряд (означен с σ +). Електрически неутрални частици, в които центровете на частични отрицателни и частични положителни заряди не съвпадат в пространството, се наричат ​​диполи. Полярността на връзката се измерва с диполния момент (μ), който е правопропорционален на големината на зарядите и разстоянието между тях.

Ориз. Схематично представяне на дипол

Списък на използваната литература

1. Попков В.А., Пузаков С. А. Обща химия: учеб. -М.: GEOTAR-Media, 2010.-976 стр.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 32-35]

През 1916 г. са предложени първите изключително опростени теории за структурата на молекулите, в които са използвани електронни представи: теорията на американския физикохимик Г. Люис (1875-1946) и немския учен В. Косел. Според теорията на Люис валентните електрони на два атома едновременно участват в образуването на химическа връзка в двуатомна молекула. Следователно, например, в молекулата на водорода, вместо валентното число, те започнаха да изтеглят електронна двойка, образувайки химическа връзка:

Химическата връзка, образувана от електронна двойка, се нарича ковалентна връзка. Молекулата на флуороводорода е изобразена по следния начин:

Разликата между молекули на прости вещества (H2, F2, N2, O2) и молекули на сложни вещества (HF, NO, H2O, NH3) е, че първите нямат диполен момент, докато вторите имат. Диполният момент m се определя като произведение на абсолютната стойност на заряда q от разстоянието между два противоположни заряда r:

Диполният момент m на двуатомна молекула може да бъде определен по два начина. Първо, тъй като молекулата е електрически неутрална, е известен общият положителен заряд на молекулата Z "(той е равен на сумата от зарядите на атомните ядра: Z" = ZA + ZB). Познавайки междуядреното разстояние re, може да се определи местоположението на центъра на тежестта на положителния заряд на молекулата. Стойността на m на молекулата се установява от експеримента. Следователно можете да намерите r "- разстоянието между центровете на тежестта на положителния и общия отрицателен заряд на молекулата:

Второ, можем да приемем, че когато електронната двойка, образуваща химическа връзка, е изместена към един от атомите, на този атом се появява някакъв излишен отрицателен заряд -q ", а зарядът + q" се появява на втория атом. Разстоянието между атомите е:

Диполният момент на молекулата на HF е 6,4 × 10-30 KL / m, HF междуядреното разстояние е 0,917 × 10-10 м. Изчисляването на q "дава: q" = 0,4 от елементарния заряд (т.е. електронен заряд) . След като на флуоровия атом се появи излишен отрицателен заряд, това означава, че електронната двойка, образуваща химическа връзка в молекулата на HF, се измества към флуорния атом. Тази химическа връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Молекулите от тип А2 нямат диполен момент. Химическите връзки, образуващи тези молекули, се наричат ковалентни неполярни връзки.

Теорията на Коселбеше предложено да се опишат молекули, образувани от активни метали (алкални и алкалоземни) и активни неметали (халогени, кислород, азот). Външните валентни електрони на металните атоми са най -отдалечени от ядрото на атома и следователно са относително слабо задържани от металния атом. При атоми от химически елементи, разположени в един и същи ред на Периодичната таблица, при преминаване отляво надясно зарядът на ядрото се увеличава през цялото време и допълнителни електрони се намират в същия електронен слой. Това води до факта, че външната електронна обвивка се компресира и електроните се задържат все по -здраво в атома. Следователно в молекулата MeX става възможно да се премести слабо задържаният външен валентен електрон на метала с разход на енергия, равен на йонизационния потенциал, във валентната електронна обвивка на неметалния атом с освобождаване на енергия, равна на афинитета към електроните. В резултат на това се образуват два йона: Me + и X-. Електростатичното взаимодействие на тези йони е химическата връзка. Този тип връзка се нарича йонна.

Ако определим диполните моменти на молекулите на MeX по двойки, се оказва, че зарядът от метален атом не се прехвърля напълно към неметален атом, а химическата връзка в такива молекули е по -добре описана като ковалентна силно полярна връзка. Позитивни метални катиони Me + и отрицателни аниони на неметални атоми X- обикновено съществуват на местата на кристалната решетка на кристалите на тези вещества. Но в този случай всеки положителен метален йон взаимодейства предимно електростатично с най -близките неметални аниони, след това с метални катиони и т.н. Тоест в йонните кристали химическите връзки са делокализирани и всеки йон в крайна сметка взаимодейства с всички други йони, включени в кристала, който е гигантска молекула.

Наред с добре дефинираните характеристики на атомите, като заряди на атомни ядра, йонизационни потенциали, афинитет към електроните, в химията се използват по-малко определени характеристики. Една от тях е електроотрицателността. Той е въведен в науката от американския химик Л. Полинг. Нека първо разгледаме данните за първия йонизационен потенциал и за афинитета на електроните към елементи от първите три периода.

Закономерностите в йонизационните потенциали и афинитета към електроните са напълно обяснени от структурата на валентните електронни обвивки на атомите. Електронният афинитет на изолиран азотен атом е много по-нисък от този на атомите на алкални метали, въпреки че азотът е активен неметал. Именно в молекулите, когато взаимодейства с атоми на други химични елементи, азотът доказва, че е активен неметал. Това се опитва да направи Л. Полинг, въвеждайки „електроотрицателност“ като способността на атомите от химични елементи да изместват електронна двойка към себе си по време на образуването ковалентни полярни връзки... Скалата за електроотрицателност за химични елементи е предложена от L. Pauling. Той приписва най -високата електроотрицателност в конвенционалните безразмерни единици на флуор - 4.0 кислород - 3.5, хлор и азот - 3.0, бром - 2.8. Характерът на промяната в електроотрицателността на атомите напълно съответства на законите, изразени в периодичната таблица. Следователно използването на понятието „ електроотрицателност"просто превежда на друг език онези модели в промяната на свойствата на метали и неметали, които вече са отразени в периодичната таблица.

Много метали в твърдо състояние са почти перфектно образувани кристали.... В местата на кристалната решетка в кристала има атоми или положителни йони на метали. Електроните на тези метални атоми, от които са се образували положителните йони, са под формата на електронен газ в пространството между възлите на кристалната решетка и принадлежат на всички атоми и йони. Те определят характерния метален блясък, високата електропроводимост и топлопроводимостта на металите. Тип химическата връзка, която социализираните електрони осъществяват в метален кристал, се наричаметална връзка.

През 1819 г. френските учени P. Dulong и A. Petit експериментално установяват, че моларният топлинен капацитет на почти всички метали в кристално състояние е равен на 25 J / mol. Сега можем лесно да обясним защо е така. Металните атоми във възлите на кристалната решетка са в движение през цялото време - те извършват колебателни движения. Това сложно движение може да се разложи на три прости колебателни движения в три взаимно перпендикулярни равнини. Всяко колебателно движение има своя собствена енергия и свой закон на промяната си с повишаване на температурата - свой собствен топлинен капацитет. Ограничителната стойност на топлинния капацитет за всяко вибрационно движение на атомите е равна на R - универсалната газова константа. Три независими вибрационни движения на атомите в кристала ще съответстват на топлинен капацитет, равен на 3R. Когато металите се нагряват, започвайки от много ниски температури, топлинният им капацитет се увеличава от нулата. При стайна и по -висока температура топлинният капацитет на повечето метали достига максималната си стойност - 3R.

При нагряване кристалната решетка на металите се разрушава и те преминават в разтопено състояние. При допълнително нагряване металите се изпаряват. В парите съществуват много метали под формата на молекули Ме2. В тези молекули металните атоми са способни да образуват ковалентни неполярни връзки.

Флуорът е химичен елемент (символ F, атомен номер 9), неметал, който принадлежи към групата халогени. Това е най -активното и електроотрицателно вещество. При нормални температура и налягане флуорната молекула е бледожълта с формула F 2. Подобно на други халогени, молекулярният флуорид е много опасен и причинява тежки химически изгаряния при контакт с кожата.

Употреба

Флуорът и неговите съединения се използват широко, включително за производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. се използва за ецване на стъкло, а флуорната плазма се използва за производството на полупроводници и други материали. Ниските концентрации на F йони в паста за зъби и питейна вода могат да помогнат за предотвратяване на кариес, докато по -високи концентрации се откриват в някои инсектициди. Много общи анестетици са производни на флуоровъглеводороди. Изотопът 18 F е източникът на позитрони за медицински изображения чрез позитронно -емисионна томография, а урановият хексафлуорид се използва за разделяне на урановите изотопи и получаването им за атомни електроцентрали.

История на откритията

Минералите, съдържащи флуорни съединения, са били известни много години преди изолирането на този химичен елемент. Например минералът флуороспар (или флуорит), състоящ се от калциев флуорид, е описан през 1530 г. от Джордж Агрикола. Той забеляза, че може да се използва като флюс - вещество, което помага за понижаване на температурата на топене на метал или руда и помага за пречистване на желания метал. Следователно флуорът е получил латинското си име от думата fluere („да тече“).

През 1670 г. стъклодухът Хайнрих Шванхард открил, че стъклото е гравирано от обработен с киселина калциев флуорид (флуорошпат). Карл Шайле и много по-късни изследователи, включително Хъмфри Дейви, Жозеф-Луи Гей-Люсак, Антоан Лавоазие, Луи Тенар, експериментираха с флуороводородна киселина (HF), която беше лесна за получаване чрез третиране на CaF с концентрирана сярна киселина.

В крайна сметка стана ясно, че HF съдържа неизвестен досега елемент. Въпреки това, поради прекомерната му реактивност, не беше възможно да се изолира това вещество в продължение на много години. Не само е трудно да се отдели от съединенията, но веднага реагира с другите им компоненти. Отделянето на елементарен флуор от флуороводородна киселина е изключително опасно и ранните опити заслепиха и убиха няколко учени. Тези хора станаха известни като „флуоровите мъченици“.

Откриване и производство

И накрая, през 1886 г. френският химик Анри Мойсан успя да изолира флуора чрез електролиза на смес от разтопени калиеви флуориди и флуороводородна киселина. За това той е удостоен с Нобелова награда за химия през 1906 г. Неговият електролитен подход продължава да се използва и днес за промишленото производство на този химичен елемент.

Първото мащабно производство на флуорид започва през Втората световна война. Това беше необходимо за един от етапите на създаване на атомна бомба като част от проекта в Манхатън. Флуорът се използва за производство на уранов хексафлуорид (UF 6), който от своя страна се използва за разделяне на двата изотопа 235 U и 238 U. Днес газообразният UF 6 е необходим за получаване на обогатен уран за ядрена енергия.

Най -важните свойства на флуора

В периодичната таблица елементът е в горната част на група 17 (по -рано група 7А), която се нарича халоген. Други халогени включват хлор, бром, йод и астатин. В допълнение, F е във втория период между кислорода и неона.

Чистият флуор е корозивен газ (химична формула F 2) с характерен остър мирис, който се открива при концентрация от 20 nl на литър обем. Като най -реактивен и електроотрицателен от всички елементи, той лесно образува съединения с повечето от тях. Флуорът е твърде реактивен, за да съществува в елементарна форма и има такъв афинитет към повечето материали, включително силиций, че не може да се готви или съхранява в стъклени съдове. Във влажен въздух той реагира с вода, образувайки също толкова опасна флуороводородна киселина.

Флуорът, взаимодействайки с водорода, експлодира дори при ниски температури и на тъмно. Той реагира бурно с вода, образувайки флуороводородна киселина и кислороден газ. Различни материали, включително фино диспергирани метали и стъкло, горят ярко в поток от газообразен флуор. В допълнение, този химичен елемент образува съединения с благородните газове криптон, ксенон и радон. Той обаче не реагира директно с азот и кислород.

Въпреки изключителната активност на флуора, сега са налични методи за безопасното му боравене и транспортиране. Елементът може да се съхранява в контейнери от стомана или монел (сплав, богата на никел), тъй като флуоридите се образуват на повърхността на тези материали, което предотвратява по-нататъшната реакция.

Флуоридите са вещества, в които флуорът присъства като отрицателно зареден йон (F -) в комбинация с някои положително заредени елементи. Флуорните съединения с метали са сред най -стабилните соли. Когато се разтварят във вода, те се разделят на йони. Други форми на флуор са комплекси, например -, и H 2 F +.

Изотопи

Има много изотопи на този халоген, вариращи от 14 F до 31 F. Но изотопният състав на флуора включва само един от тях, 19 F, който съдържа 10 неутрона, тъй като само той е стабилен. Радиоактивният изотоп 18 F е ценен източник на позитрони.

Биологично въздействие

Флуорът в тялото се намира главно в костите и зъбите под формата на йони. Флуорирането на питейна вода в концентрация по -малка от една част на милион значително намалява честотата на кариес, според Националния изследователски съвет на Националната академия на науките на САЩ. От друга страна, прекомерното натрупване на флуорид може да доведе до флуороза, която се проявява като петнистост на зъбите. Този ефект обикновено се наблюдава в райони, където съдържанието на този химичен елемент в питейната вода надвишава концентрацията от 10 ppm.

Елементарният флуорид и флуоридните соли са токсични и с тях трябва да се работи много внимателно. Трябва внимателно да се избягва контакт с кожата или очите. Реакцията с кожата произвежда тъкан, която бързо прониква в тъканите и реагира с калция в костите, като ги уврежда трайно.

Флуор в околната среда

Годишното световно производство на минерала флуорит е около 4 милиона тона, а общият капацитет на проучените находища е в рамките на 120 милиона тона. Основните региони за добив на този минерал са Мексико, Китай и Западна Европа.

Флуорът се среща естествено в земната кора, където може да се намери в скали, въглища и глина. Флуоридите се отделят във въздуха по време на вятърна ерозия на почвата. Флуорът е 13 -ият най -разпространен химически елемент в земната кора - съдържанието му е 950 ppm. В почвите средната му концентрация е около 330 ppm. Флуороводородът може да се отдели във въздуха в резултат на горивните процеси в промишлеността. Във въздуха флуоридите в крайна сметка ще паднат на земята или във водата. Когато флуорът образува връзка с много малки частици, той може да остане във въздуха за дълъг период от време.

В атмосферата 0,6 ppb от този химичен елемент присъства под формата на солена мъгла и органични хлорни съединения. В градска среда концентрацията достига 50 ppb.

Връзки

Флуорът е химичен елемент, който образува широк спектър от органични и неорганични съединения. Химиците могат да заменят водородните атоми с него, като по този начин създават много нови вещества. Силно реактивният халоген образува съединения с благородни газове. През 1962 г. Нийл Бартлет синтезира ксенонов хексафлуороплатинат (XePtF6). Също така са получени флуориди на криптон и радон. Друго съединение е аргонов флуорид, който е стабилен само при изключително ниски температури.

Промишлено приложение

В атомно и молекулно състояние флуорът се използва за плазмено ецване при производството на полупроводници, плоски дисплеи и микроелектромеханични системи. Флуороводородната киселина се използва за ецване на стъкло в лампи и други продукти.

Наред с някои от неговите съединения, флуорът е важен компонент в производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. Химическият елемент е необходим за производството на халогенирани алкани (халони), които от своя страна са широко използвани в климатични и хладилни системи. По -късно това използване на хлорофлуоровъглеводороди е забранено, тъй като те допринасят за разрушаването на озоновия слой в горните слоеве на атмосферата.

Серен хексафлуорид е изключително инертен, нетоксичен парников газ. Производството на пластмаси с ниско триене като тефлон е невъзможно без флуор. Много анестетици (например севофлуран, десфлуран и изофлуран) са получени от хидрофлуоровъглеводороди. Натриевият хексафлуороалуминат (криолит) се използва при алуминиева електролиза.

Флуоридни съединения, включително NaF, се използват в пасти за зъби за предотвратяване на кариес. Тези вещества се добавят към общинските водоснабдявания за флуориране на водата, но практиката се счита за противоречива поради въздействието върху човешкото здраве. При по -високи концентрации NaF се използва като инсектицид, особено за борба с хлебарки.

В миналото флуоридите са били използвани за намаляване на двете руди и увеличаване на тяхната течливост. Флуорът е важен компонент в производството на уранов хексафлуорид, който се използва за отделяне на неговите изотопи. 18 F, радиоактивен изотоп със 110 минути, отделя позитрони и често се използва в медицинска позитронно -емисионна томография.

Физични свойства на флуора

Основните характеристики на химически елемент са следните:

• Атомната маса е 18.9984032 g / mol.
• Електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5.
• Окислително състояние -1.
• Плътност 1,7 g / l.
• Точка на топене 53.53 K.
• Точката на кипене е 85,03 K.
• Топлинна мощност 31,34 J / (K mol).

Химическите частици, образувани от два или повече атома, се наричат молекули(реално или условно формулни единицимногоатомни вещества). Атомите в молекулите са химически свързани.

Химическото свързване се разбира като електрическите сили на привличане, които държат частиците една до друга. Всяка химическа връзка в структурни формулиизглежда на валентна черта,например:

Н - Н (връзка между два водородни атома);

H 3 N - H + (връзката между азотния атом на амонячната молекула и водородния катион);

(K +) - (I -) (връзка между калиев катион и йодид йон).

Химическа връзка се образува от двойка електрони (), които в електронните формули на сложни частици (молекули, сложни йони) обикновено се заменят с валентна линия, за разлика от естествените, несподелени електронни двойки атоми, например:

Химическата връзка се нарича ковалентен,ако се образува чрез социализация на двойка електрони от двата атома.

В молекулата F 2 и двата флуорни атома имат еднаква електроотрицателност, следователно притежаването на електронна двойка е еднакво за тях. Такава химическа връзка се нарича неполярна, тъй като всеки флуорен атом електронна плътносте същото в електронна формуламолекулите могат да бъдат разделени по равно между тях:

В молекулата на хлороводород HCl химическата връзка вече е полярен,тъй като електронната плътност на хлорния атом (елемент с по -висока електроотрицателност) е много по -висока, отколкото на водородния атом:

Ковалентна връзка, например Н - Н, може да се образува чрез споделяне на електрони на два неутрални атома:

H + H> H - H

Този механизъм за образуване на връзки се нарича обменили еквивалентен.

Съгласно друг механизъм същата ковалентна връзка Н - Н възниква, когато електронната двойка на хидридния йон Н се споделя от водородния катион Н +:

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

В този случай се нарича H + катион акцептор,анион Н - донорелектронна двойка. Механизмът за образуване на ковалентна връзка в този случай ще бъде донор-акцептор,или координация.

Извикват се единични връзки (H - H, F - F, H - CI, H - N) връзки,те определят геометричната форма на молекулите.

Двойните и тройните връзки () съдържат един? -Компонент и един или два? -Компоненти; ? -Компонентът, който е основният и условно образуван първи, винаги е по -силен от? -Компонентите.

Физическите (всъщност измерими) характеристики на химическата връзка са нейната енергия, дължина и полярност.

Енергия на химическата връзка (E sv) е топлината, която се отделя при образуването на тази връзка и се изразходва за нейното разкъсване. За едни и същи атоми винаги е единична връзка по -слабиотколкото множество (двойно, тройно).

Дължина на химическата връзка (л cv) - междуядрено разстояние. За едни и същи атоми винаги е единична връзка повече времеотколкото кратно.

Полярносткомуникацията се измерва електрически диполен момент p- произведението на реалния електрически заряд (върху атомите на дадена връзка) от дължината на дипола (т.е. дължината на връзката). Колкото по -голям е диполният момент, толкова по -голяма е полярността на връзката. Реалните електрически заряди на атомите в ковалентна връзка винаги имат по -малка стойност от окислителните състояния на елементите, но съвпадат по знак; например за връзката H + I -Cl -I реалните заряди са равни на H + 0 "17 -Cl -0" 17 (биполярна частица или дипол).

Полярност на молекулитесе определя от техния състав и геометрична форма.

Неполярен (p = O) ще бъде:

а) молекули проствещества, тъй като съдържат само неполярни ковалентни връзки;

б) многоатомнимолекули комплексвещества, ако тяхната геометрична форма симетрично.

Например молекулите CO 2, BF 3 и CH 4 имат следните посоки на равни (по дължина) вектори на връзката:

Когато се добавят векторите на връзката, тяхната сума винаги изчезва, а молекулите като цяло са неполярни, въпреки че съдържат полярни връзки.

Полярен (стр> O) ще бъде:

а) двуатомнимолекули комплексвещества, тъй като съдържат само полярни връзки;

б) многоатомнимолекули комплексвещества, ако тяхната структура асиметрични,т.е. геометричната им форма е или непълна, или изкривена, което води до появата на тотален електрически дипол, например в молекулите NH 3, H 2 O, HNO 3 и HCN.

Сложните йони, например NH 4 +, SO 4 2- и NO 3 -, по принцип не могат да бъдат диполи, те носят само един (положителен или отрицателен) заряд.

Йонна връзкавъзниква от електростатичното привличане на катиони и аниони с почти никаква социализация на двойка електрони, например между K + и I -. Калиевият атом има липса на електронна плътност, йодният атом има излишък. Вярва се в тази връзка краенслучай на ковалентна връзка, тъй като чифт електрони практически притежават аниона. Тази връзка е най-типична за съединения от типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и вещества от класа на солите (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Всички тези съединения при стайни условия са кристални вещества, които са обединени с общо име йонни кристали(кристали, изградени от катиони и аниони).

Известен е друг вид комуникация, наречена метална връзка,при които валентните електрони се държат толкова слабо от метални атоми, че всъщност не принадлежат към специфични атоми.

Металните атоми, останали без явно принадлежащи им външни електрони, се превръщат в положителни йони. Те се образуват метална кристална решетка.Наборът от споделени валентни електрони ( електронен газ)държи положителни метални йони заедно и на специфични решетъчни места.

В допълнение към йонните и металните кристали има и атомени молекулярникристални вещества, в решетъчните места на които има съответно атоми или молекули. Примери: диамант и графит - кристали с атомна решетка, йод I 2 и въглероден диоксид CO 2 (сух лед) - кристали с молекулна решетка.

Химическите връзки съществуват не само вътре в молекулите на веществата, но могат да се образуват и между молекулите, например за течен HF, вода H 2 O и смес от H 2 O + NH 3:

Водородна връзкаобразувани поради силите на електростатично привличане на полярни молекули, съдържащи атоми на най -електроотрицателните елементи - F, O, N. Например водородните връзки присъстват в HF, H 2 O и NH 3, но те не са в HCl, H 2 S и PH 3.

Водородните връзки са нестабилни и се разпадат доста лесно, например, когато ледът се стопи и водата заври. Разкъсването на тези връзки обаче изисква известна допълнителна енергия и следователно точките на топене (Таблица 5) и точките на кипене на вещества с водородни връзки

(например HF и H 2 O) са значително по -високи, отколкото за подобни вещества, но без водородни връзки (например HCl и H 2 S, съответно).

Много органични съединения също образуват водородни връзки; водородното свързване играе важна роля в биологичните процеси.

Примери за задания за част А

1. Вещества само с ковалентни връзки са

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH 4, HNO 3, Na (CH 3 O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. Ковалентна връзка

2. единичен

3. двойно

4. тройна

присъства в веществото

5. В молекулите съществуват множество връзки

6. Частиците, наречени радикали, са

7. Една от връзките се образува от донорно-акцепторния механизъм в набора от йони

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O +, NH 4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Най -издръжливияти късвръзка - в молекула

9. Вещества само с йонни връзки - в комплект

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Кристална решетка на материята

13. Wa (OH) 2

1) метал

Теми на кодификатора USE: Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентната връзка (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка

Вътремолекулни химични връзки

Първо, помислете за връзките, които възникват между частици в молекулите. Такива връзки се наричат вътремолекулен.

Химическа връзка между атомите на химични елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействия на външни (валентни) електрони, в по -голяма или по -малка степен държани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРИЧЕСКА НЕГАТИВНОСТ. Тя е тази, която определя вида на химическата връзка между атомите и свойствата на тази връзка.

Способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони... Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външни електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи еднозначно. Л. Полинг съставя таблица на относителните електроотрицателности (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най -електроотрицателният елемент е флуорсъс значението 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици със стойности на електроотрицателност. Това не трябва да се плаши, тъй като играе роля в образуването на химическа връзка атоми и е почти същото във всяка система.

Ако един от атомите в химическата връзка A: B привлича електрони по -силно, тогава електронната двойка се измества към нея. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, колкото повече се измества електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO (A) ≈EO (B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: О: Б... Тази връзка се нарича ковалентен неполярен.

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава, но не много (разликата в електроотрицателността е около 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава значително (разликата в електроотрицателността е по -голяма от 2: ΔEO> 2), тогава един от електроните се прехвърля почти напълно към другия атом, с образуването йони... Тази връзка се нарича йонна.

Основните видове химически връзки са - ковалентен, йоннаи металкомуникация. Нека ги разгледаме по -подробно.

Ковалентна химическа връзка

Ковалентна връзка – това е химическа връзка образуван от образуване на обща електронна двойка A: B ... В този случай два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентна връзка се образува чрез взаимодействие на атоми с малка разлика в електроотрицателността (като правило, между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• фокус,
• насищане,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свързващи свойства влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.

Посока на комуникация характеризира химическата структура и форма на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на свързване. Например, във водна молекула ъгълът на връзката Н-О-Н е 104,45 о, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката Н-С-Н е 108 о 28 ′.

Насищане Това е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.

Полярноствръзката възниква от неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризация връзките са способността на свързаните електрони да се изместват под въздействието на външно електрическо поле(по -специално електрическото поле на друга частица). Поляризацията зависи от подвижността на електроните. Колкото по -далеч е електронът от ядрото, толкова е по -подвижен и съответно молекулата е по -поляризуема.

Ковалентна неполярна химическа връзка

Има 2 вида ковалентни връзки - POLARи НЕПОЛЯРНИ .

Пример . Помислете за структурата на молекулата на водорода H 2. Всеки водороден атом на външното енергийно ниво носи 1 недвоен електрон. За да покажем атома, използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атома, когато електроните се означават с точки. Моделите на точкова структура на Луис са полезни при работа с елементи от втория период.

Х. +. H = H: H

По този начин молекулата на водорода има една обща електронна двойка и една химическа връзка H - H. Тази електронна двойка не се измества към нито един от водородните атоми, тъй като електроотрицателността на водородните атоми е същата. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка Е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (като правило, същите неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери за: Н2 (Н-Н), О2 (О = О), S8.

Ковалентна полярна химическа връзка

Ковалентна полярна връзка Това е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира с изместванеобща електронна двойка към по -електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по -електроотрицателен атом - следователно върху него възниква частичен отрицателен заряд (δ-) и частичен положителен заряд (δ +, делта +) възниква върху по -малко електроотрицателен атом.

Колкото по -голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по -голяма е полярноствръзки и много повече диполен момент ... Допълнителни сили на привличане действат между съседните молекули и заряди с противоположен знак, което се увеличава силакомуникация.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често се определя от полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга физическите свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: HCI, CO 2, NH 3.

Механизми на образуване на ковалентна връзка

Ковалентната химическа връзка може да възникне чрез 2 механизма:

1. Механизъм за обмен образуването на ковалентна химическа връзка е, когато всяка частица осигурява един недвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:

А . + . B = A: B

2. образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява единична електронна двойка, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

О: + B = A: B

В този случай един от атомите осигурява самотна електронна двойка ( донор), а друг атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на връзки и двете електронна енергия намалява, т.е. той е полезен за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм не е различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм е типично за атоми с голям брой електрони на външното енергийно ниво (донори на електрони), или обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните възможности на атомите са разгледани по -подробно в съответния раздел.

Образува се ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм:

- в молекула въглероден окис CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват чрез обменния механизъм, едната от донорно-акцепторния механизъм): C≡O;

- v амониев йон NH 4 +, в йони органични амини, например, в метиламониевия йон CH3 -NH2 +;

- v сложни съединения, химическа връзка между централния атом и лигандните групи, например, в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзката между алуминиеви и хидроксидни йони;

- v азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;

- в молекула озонО 3.

Основни характеристики на ковалентната връзка

Обикновено между неметалните атоми се образува ковалентна връзка. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, кратност и посока.

Множественост на химическата връзка

Множественост на химическата връзка - това е броят на общите електронни двойки между два атома в съединението... Множеството на връзката може лесно да се определи от стойността на атомите, които образуват молекулата.

Например , във водородната молекула H 2, множеството на връзките е 1, тъй като всеки водород има само 1 недвоен електрон на нивото на външната енергия, следователно се образува една обща електронна двойка.

В кислородната молекула О 2 множеството на връзките е 2, тъй като всеки атом на външното енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O = O.

В азотната молекула N 2 множеството на връзките е 3, тъй като между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво, а атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентната връзка

Дължина на химическата връзка Е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, които образуват връзката. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да бъде оценена приблизително според правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата АВ е приблизително равна на половината сума на дължините на връзките в молекулите А2 и В2:

Дължината на химическата връзка може да бъде приблизително оценена по радиусите на атомитеобразуване на връзка, или по честотата на комуникациятаако радиусите на атомите не са много различни.

С увеличаване на радиусите на атомите, образуващи връзка, дължината на връзката ще се увеличи.

Например

С увеличаване на множеството на връзката между атомите (чиито атомни радиуси не се различават или се различават незначително), дължината на връзката ще намалее.

Например ... В поредицата: C - C, C = C, C≡C, дължината на връзката намалява.

Комуникационна енергия

Енергията на връзката е мярка за силата на химическата връзка. Комуникационна енергия се определя от енергията, необходима за скъсване на връзка и премахване на атомите, които образуват тази връзка на безкрайно голямо разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколкостотин kJ / mol. Колкото по -висока е енергията на свързване, толкова по -голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множеството на връзката. Колкото по -дълга е химическата връзка, толкова по -лесно е тя да се разруши и колкото по -ниска е енергията на връзката, толкова по -ниска е нейната здравина. Колкото по -къса е химическата връзка, толкова по -силна е тя и енергията на връзката е по -голяма.

Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr, отляво надясно, силата на химическата връзка намаляваот дължината на връзката се увеличава.

Йонна химическа връзка

Йонна връзка Е химическа връзка, базирана на електростатично привличане на йони.

Йонасе образуват в процеса на приемане или отказване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали задържат слабо електроните на нивото на външната енергия. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способността да се даряват електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на 3 -то енергийно ниво. Отказвайки го лесно, натриевият атом образува много по -стабилен Na + йон с електронната конфигурация на благородния неонов газ Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10 + 11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1д = +11 Na +) 2 ) 8

Пример. Хлорният атом на външното енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да прикачи 1 електрон. След свързването на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

+17Кл) 2) 8) 7 + 1д = +17 Кл — ) 2 ) 8 ) 8

Забележка:

• Свойствата на йони са различни от свойствата на атомите!
• Стабилните йони могат да се образуват не само атоми, но също групи атоми... Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химическите връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонната връзка, като правило, се образува помежду си металии неметали(групи неметали);

Образуваните йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека обобщим разграничение между типове ковалентна и йонна връзка:

Метална химическа връзка

Метална връзка Това е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йониобразувайки кристална решетка.

Металните атоми на външното енергийно ниво обикновено са разположени един до три електрона... Радиусите на металните атоми по правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доставят външни електрони доста лесно, т.е. са силни редуциращи агенти

Междумолекулни взаимодействия

Отделно си струва да се обмислят взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия ... Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван дар Ваалс... Силите на ван дер Ваалс са разделени на ориентация, индукция и разпръскващ ... Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по -малка от енергията на химическата връзка.

Ориентационни сили на гравитацията възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индукционни взаимодействия Дали взаимодействието между полярна молекула и неполярна молекула. Неполярна молекула е поляризирана поради действието на полярна, която генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътремолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, в които има силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N... Ако в молекулата има такива връзки, тогава между молекулите ще има допълнителни сили на гравитацията .

Формиращ механизъм водородна връзка, частично електростатична и частично донорно-акцепторна. В този случай донорът на електронната двойка е атомът на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът е водородните атоми, свързани с тези атоми. Водородната връзка се характеризира с фокус в космоса и насищане.

Водородната връзка може да се обозначи с точки: Н ··· О. Колкото по -голяма е електроотрицателността на атома, комбиниран с водород, и колкото по -малък е размерът му, толкова по -силна е водородната връзка. Той е характерен предимно за съединения флуор с водород а също и към кислород с водород , по-малко азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— водороден флуорид HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между молекулите на амоняка и водата;

— органични съединения, в които O-H или N-H се свързват: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. За вещества с водородни връзки се наблюдава необичайно повишаване на точката на кипене.

Например като правило с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно, при точка на кипене необичайно висока - не по -малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между молекулите на водата. Следователно, при нормални условия (0-20 ° C) водата е течностпо фазово състояние.