71 pm Ionisointienergia
(ensimmäinen elektroni) 1680,0 (17,41) kJ / mol (eV) Elektroninen kokoonpano 2s 2 2p 5 Kemiallisia ominaisuuksia Kovalenttinen säde 72 pm Ionin säde (-1e) 133 pm Elektronegatiivisuus
(Paulingin mukaan) 3,98 Elektrodipotentiaali 0 Hapettumistilat −1 Yksinkertaisen aineen termodynaamiset ominaisuudet Tiheys (-189 ° C: ssa) 1,108 / cm3 Molaarinen lämpökapasiteetti 31,34 J / (mol) Lämmönjohtokyky 0,028 W / () Sulamislämpötila 53,53 Fuusion lämpö (F-F) 0,51 kJ / mol Kiehumislämpötila 85,01 Höyrystymislämpö 6,54 (F-F) kJ / mol Molaarinen tilavuus 17,1 cm3 / mol Yksinkertaisen aineen kidehila Hilarakenne monoklinikka Lattice -parametrit 5,50 b = 3,28 c = 7,28 β = 90,0 C / a suhde — Debye -lämpötila n / a

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

Kemiallisia ominaisuuksia

Aktiivisin ei -metalli, se on voimakkaassa vuorovaikutuksessa melkein kaikkien aineiden kanssa (harvinaisia ​​poikkeuksia ovat fluoromuovit) ja useimpien kanssa - palamisen ja räjähdyksen kanssa. Fluorin joutuminen kosketuksiin vedyn kanssa aiheuttaa tulipalon ja räjähdyksen jopa erittäin alhaisissa lämpötiloissa (-252 ° C). Jopa vesi ja platina palavat fluori -ilmakehässä: uraani ydinteollisuudelle.
klooritrifluoridi ClF 3 - fluorattu aine ja tehokas rakettipolttoaineen hapetin
rikkiheksafluoridi SF 6 - kaasumainen eristin sähköteollisuudessa
metallifluoridit (kuten W ja V), joilla on joitain hyödyllisiä ominaisuuksia
freonit - hyvät kylmäaineet
Teflonit - kemiallisesti inertit polymeerit
natriumheksafluorialuminaatti - alumiinin myöhempään tuotantoon elektrolyysillä
erilaisia ​​fluoriyhdisteitä

Rakettitekniikka

Fluoriyhdisteitä käytetään laajalti rakettitekniikassa hapettimena rakettipolttoaineelle.

Sovellus lääketieteessä

Fluoriyhdisteitä käytetään laajalti lääketieteessä veren korvikkeina.

Biologinen ja fysiologinen rooli

Fluori on elimistölle elintärkeä elementti. Ihmiskehossa fluoridia on pääasiassa hampaiden kiilteessä fluorapatiitin - Ca 5 F (PO 4) 3 - koostumuksessa. Jos elimistö ei käytä riittävästi (alle 0,5 mg / litra juomavettä) tai liikaa (yli 1 mg / litra) fluoridia, voi kehittyä hammassairauksia: karies ja fluoroosi (emalin pilkkoutuminen) ja osteosarkooma.

Karieksen ehkäisemiseksi on suositeltavaa käyttää fluorilisäaineita sisältäviä hammastahnoja tai fluorattua vettä (pitoisuuteen 1 mg / l asti) tai levittää paikallisesti 1-2% natriumfluoridi- tai tinafluoridiliuoksella. Tällaiset toimet voivat vähentää hampaiden reikiintymisen todennäköisyyttä 30-50%.

Sitoutuneen fluorin suurin sallittu pitoisuus teollisuusilmassa on 0,0005 mg / litra.

lisäinformaatio

Fluori, fluori, F (9)
Fluori (fluori, ranskalainen ja saksalainen fluori) saatiin vapaassa tilassa vuonna 1886, mutta sen yhdisteet ovat olleet tiedossa jo pitkään ja niitä käytettiin laajalti metallurgiassa ja lasinvalmistuksessa. Ensimmäiset maininnat fluoriitista (CaP), jota kutsutaan fluorspariksi (Fliisspat), ovat peräisin 1500 -luvulta. Yksi legendaariselle Vasily Valentinille kuuluvista teoksista mainitsee eri väreillä maalatut kivet - flux (Fliisse latinalaisesta fluere - virtaamaan, kaatamaan), joita käytettiin fluxina metallien sulatuksessa. Myös Agricola ja Libavius ​​kirjoittavat tästä. Jälkimmäinen tuo tälle virralle erityisiä nimiä - fluorspar (Flusspat) ja mineraalivirta. Monet 1600- ja 1700 -luvun kemiallisten ja teknisten teosten tekijät. kuvata erilaisia ​​fluorisälkiä. Venäjällä näitä kiviä kutsuttiin fluvikiksi, spaltiksi, syljiksi; Lomonosov katsoi nämä kivet seleniittien luokkaan ja kutsui niitä spar tai flus (crystal flus). Venäläiset käsityöläiset sekä mineraalikokoelmien keräilijät (esimerkiksi 1700 -luvulla prinssi P.F.Golitsyn) tiesivät, että tietyt välikepalat kuumennettaessa (esimerkiksi kuumassa vedessä) hehkuvat pimeässä. Kuitenkin jopa Leibniz mainitsee fosforihistoriansa (1710) tässä yhteydessä termofosforin (Thermophosphorus).

Ilmeisesti kemistit ja käsityöläiskemistit tutustuivat fluorivetyhappoon viimeistään 1600 -luvulla. Vuonna 1670 Nürnbergin käsityöläinen Schwanhard käytti rikkihapon kanssa sekoitettua fluorsparia lasipullojen kuviointiin. Kuitenkin tuolloin fluorspatin ja fluorivetyhapon luonne oli täysin tuntematon. Uskottiin esimerkiksi, että piihapolla on syövyttävä vaikutus Schwanhardin prosessissa. Scheele eliminoi tämän virheellisen lausunnon todistamalla, että kun fluorspar on vuorovaikutuksessa rikkihapon kanssa, piihappoa saadaan syövyttämällä lasivastaus tuloksena saadulla fluorivetyhapolla. Lisäksi Scheele totesi (1771), että fluorspar on kalkkimaan ja erityisen hapon yhdistelmä, jota kutsuttiin "ruotsalaiseksi happoksi".

Lavoisier tunnisti radikaalin fluoriikan yksinkertaiseksi kappaleeksi ja sisällytti sen yksinkertaisten kappaleiden taulukkoonsa. Enemmän tai vähemmän puhtaassa muodossa fluorivetyhappoa saatiin vuonna 1809. Gay Lussac ja Thénard tislaamalla fluorspar rikkihapolla lyijy- tai hopearettoissa. Tämän toimenpiteen aikana molemmat tutkijat myrkytettiin. Ampere vahvisti fluorivetyhapon todellisen luonteen vuonna 1810. Hän hylkäsi Lavoisierin näkemyksen, jonka mukaan fluorivetyhapon tulisi sisältää happea, ja osoitti tämän hapon analogian suolahapon kanssa. Ampere raportoi havainnoistaan ​​Davylle, joka oli äskettäin todennut kloorin alkuaineen. Davy yhtyi täysin Amperen väitteisiin ja käytti paljon vaivaa saadakseen vapaata fluoria fluorivetyhapon elektrolyysillä ja muilla tavoilla. Ottaen huomioon fluorivetyhapon voimakas syövyttävä vaikutus lasiin sekä kasvien ja eläinten kudoksiin, Ampere ehdotti, että sen sisältämä elementti nimetään fluoriksi (kreikka - tuho, kuolema, rutto, rutto jne.). Davy ei kuitenkaan hyväksynyt tätä nimeä ja ehdotti toista - fluoria (fluoria) analogisesti kloorin silloisen nimen - kloorin (kloori) kanssa, molempia nimiä käytetään edelleen englanniksi. Venäjän kielellä Amperen antama nimi on säilynyt.

Lukuisia yrityksiä eristää vapaa fluori 1800 -luvulla. ei johtanut onnistuneisiin tuloksiin. Vasta vuonna 1886 Moissan pystyi tekemään tämän ja saamaan ilmaista fluoria kelta-vihreän kaasun muodossa. Koska fluori on epätavallisen syövyttävä kaasu, Moissan joutui voittamaan monia vaikeuksia ennen kuin hän löysi instrumentille sopivan materiaalin fluorikokeissa. U-putki fluorivetyhapon elektrolyysiä varten 55 ° C: ssa (jäähdytetty nestemäisellä metyylikloridilla) valmistettiin platinasta, jossa oli fluorsparitulpat. Kun vapaan fluorin kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet oli tutkittu, se löysi laajan sovelluksen. Nyt fluori on yksi tärkeimmistä komponenteista laaja -alaisten organofluoristen aineiden synteesissä. Venäjän kirjallisuudessa 1800 -luvun alussa. fluoria kutsuttiin eri tavalla: fluorivetyhapon emäs, fluori (Dvigubsky, 1824), fluorisuus (Iovskii), fluori (Shcheglov, 1830), fluori, fluorihappo, fluoridi. Hess vuodesta 1831 esitteli nimen fluori.

Tehtävä numero 1

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa on ioninen kemiallinen sidos.

• 1. Ca (ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3. NH4CI
• 4. HClO 4
• 5. Cl207

Vastaus: 13

Suurimmassa osassa tapauksista on mahdollista määrittää ionisen sidoksen läsnäolo yhdisteessä sen perusteella, että tyypillisen metallin ja ei-metallin atomit sisältyvät samanaikaisesti sen rakenneyksiköihin.

Tältä pohjalta toteamme, että numerossa 1 - Ca (ClO 2) 2 olevassa yhdisteessä on ionisidos, koska sen kaavassa näet tyypillisen metallikalsiumin atomit ja epämetallien - hapen ja kloorin - atomit.

Tässä luettelossa ei kuitenkaan ole enää yhdisteitä, jotka sisältävät sekä metalli- että ei-metalliatomeja.

Tehtävässä määriteltyjen yhdisteiden joukossa on ammoniumkloridia, jossa ionisidos toteutuu ammoniumkationin NH 4 + ja kloridi -ionin Cl -välillä.

Tehtävä numero 2

Valitse annetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa kemiallisen sidoksen tyyppi on sama kuin fluorimolekyylissä.

1) happi

2) typpioksidi (II)

3) vetybromidi

4) natriumjodidi

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 15

Fluorimolekyyli (F 2) koostuu epämetallin yhden kemiallisen elementin kahdesta atomista, joten tämän molekyylin kemiallinen sidos on kovalenttinen ei-polaarinen.

Kovalenttinen ei-polaarinen sidos voidaan toteuttaa vain ei-metallin saman kemiallisen elementin atomien välillä.

Ehdotetuista vaihtoehdoista vain hapella ja timantilla on kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Hapemolekyyli on kaksiatominen, se koostuu epämetallin yhden kemiallisen elementin atomeista. Timantilla on atomirakenne ja sen rakenteessa jokainen hiiliatomi, joka on ei-metalli, on sitoutunut 4 muuhun hiiliatomiin.

Typpioksidi (II) on aine, joka koostuu kahden eri ei-metallin atomien muodostamista molekyyleistä. Koska eri atomien elektronegatiivisuudet ovat aina erilaiset, molekyylin elektronien kokonaispari siirtyy kohti elektronegatiivisempaa elementtiä, tässä tapauksessa happea. Siten NO -molekyylin sidos on kovalenttinen polaarinen.

Vetybromidi koostuu myös kaksiatomisista molekyyleistä, jotka koostuvat vety- ja bromiatomeista. H-Br-sidoksen muodostava yhteinen elektronipari siirtyy kohti elektronegatiivisempaa bromiatomia. HBr -molekyylin kemiallinen sidos on myös kovalenttinen polaarinen.

Natriumjodidi on ioninen aine, joka muodostuu metallikationista ja jodidianionista. Sidos NaI -molekyylissä muodostuu elektronin siirtymisen vuoksi kolmesta s-natriumatomin orbitaali (natriumatomi muuttuu kationiksi) alitäytetyksi 5 s-jodiatomin orbitaali (jodiatomi muuttuu anioniksi). Tätä kemiallista sidosta kutsutaan ioniseksi.

Tehtävä numero 3

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta niiden molekyylien välistä, joista muodostuu vetysidoksia.

• 1.C 2H 6
• 2.C 2H 5OH
• 3. H 2O
• 4. CH30CH3
• 5.CH 3 COCH 3

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 23

Selitys:

Vetysidokset tapahtuvat molekyylirakenteisissa aineissa, joissa on kovalenttisia sidoksia H-O, H-N, H-F. Nuo. vetyatomin kovalenttiset sidokset kolmen kemiallisen alkuaineen atomien kanssa, joilla on suurin elektronegatiivisuus.

Siten ilmeisesti molekyylien välillä on vetysidoksia:

2) alkoholit

3) fenolit

4) karboksyylihapot

5) ammoniakki

6) primaariset ja sekundaariset amiinit

7) fluorivetyhappo

Tehtävä numero 4

Valitse luettelosta kaksi yhdistettä, joilla on ionisia kemiallisia sidoksia.

• 1.PCl 3
• 2.CO 2
• 3. NaCl
• 4.H 2 S
• 5. MgO

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 35

Selitys:

Suurimmassa osassa tapauksista on mahdollista tehdä johtopäätös ionisen sidoksen läsnäolosta yhdisteessä sillä, että aineen rakenneyksiköt sisältävät samanaikaisesti tyypillisen metallin ja ei-metallin atomit .

Tämän perusteella toteamme, että yhdisteessä, jonka numero on 3 (NaCl) ja 5 (MgO), on ionisidos.

Huomautus*

Edellä olevan merkin lisäksi ionisidoksen läsnäolo yhdisteessä voidaan sanoa, jos sen rakenneyksikkö sisältää ammoniumkationin (NH 4 +) tai sen orgaanisia analogeja - alkyyliammoniumkationit RNH 3 +, dialkyyliammonium R 2 NH 2 +, trialkyyliammonium R 3 NH + tai tetraalkyyliammonium R 4 N +, jossa R on jokin hiilivetyradikaali. Esimerkiksi ionityyppinen sidos esiintyy yhdisteessä (CH3) 4NCl kationin (CH3) 4 + ja kloridi -ionin Cl -välillä.

Tehtävä numero 5

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on samanlainen rakenne.

4) ruokasuola

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 23

Tehtävä numero 8

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla ei ole molekyylirakenne.

2) happi

3) valkoinen fosfori

5) pii

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 45

Tehtävä numero 11

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on kaksoissidos hiili- ja happiatomien välillä.

3) formaldehydi

4) etikkahappo

5) glyseriini

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 34

Tehtävä numero 14

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on ionisidos.

1) happi

3) hiilimonoksidi (IV)

4) natriumkloridi

5) kalsiumoksidi

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 45

Tehtävä numero 15

Valitse annetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on samantyyppinen kidehila kuin timantilla.

1) piidioksidi Si02

2) natriumoksidi Na20

3) hiilimonoksidi CO

4) valkoinen fosfori P 4

5) pii Si

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 15

Tehtävä numero 20

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on yksi kolmoissidos.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3.C 2H 4
• 4.N 2
• 5.C 2H 2

Kirjoita valittujen yhteyksien numerot vastauskenttään.

Vastaus: 45

Selitys:

Oikean vastauksen löytämiseksi vedetään yhdisteiden rakennekaavat esitetystä luettelosta:

Näemme siis, että typpi- ja asetyleenimolekyyleissä on kolmoissidos. Nuo. oikeat vastaukset 45

Tehtävä numero 21

Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on kovalenttinen ei-polaarinen sidos.

Vapaa fluori koostuu kaksiatomisista molekyyleistä. Kemiallisesta näkökulmasta fluori voidaan luonnehtia yksiarvoiseksi epämetalliksi ja lisäksi aktiivisimmaksi kaikista muista metalleista. Tämä johtuu useista syistä, mukaan lukien F 2 -molekyylin helppo hajoaminen yksittäisiksi atomeiksi - tähän tarvittava energia on vain 159 kJ / mol (verrattuna 493 kJ / mol O 2: lle ja 242 kJ / mol C: lle) 12). Fluoriatomeilla on merkittävä elektroniaffiniteetti ja suhteellisen pieni koko. Siksi niiden valenssisidokset muiden alkuaineiden atomien kanssa osoittautuvat vahvemmiksi kuin muiden metalloidien vastaavat sidokset (esimerkiksi HF -sidoksen energia on - 564 kJ / mol verrattuna 460 kJ / mol HO -sidokseen ja 431 kJ / mol H-C1-sidos).

F-F-sidokselle on tunnusomaista 1,42 A: n ydinetäisyys.

Fluoriatomilla on perustilassa ulomman elektronikerroksen 2s 2 2p 5 rakenne ja se on epäyhtenäinen. Kolmenarvoisen tilan herättäminen, joka liittyy yhden 2p-elektronin siirtoon 3s-tasolle, vaatii 1225 kJ / mol: n kulutuksen, eikä sitä käytännössä toteuteta.

Neutraalin fluoriatomin elektroniaffiniteetin arvioidaan olevan 339 kJ / mol. Ion F - sille on ominaista tehokas säde 1,33 A ja hydraatioenergia 485 kJ / mol. Fluorin kovalenttisen säteen oletetaan yleensä olevan 71 pm (eli puolet ytimien välisestä etäisyydestä F2 -molekyylissä).

Kemiallinen sidos on elektroninen ilmiö, joka koostuu siitä, että ainakin yksi elektroni, joka oli sen ytimen voimakentässä, löytää toisen ytimen tai usean ytimen voima -alueen samanaikaisesti.

Useimmat yksinkertaiset aineet ja kaikki monimutkaiset aineet (yhdisteet) koostuvat atomeista, jotka ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa tietyllä tavalla. Toisin sanoen atomien välille muodostuu kemiallinen sidos. Kun kemiallinen sidos muodostuu, energiaa vapautuu aina, eli muodostuneen hiukkasen energian on oltava pienempi kuin alkuperäisten hiukkasten kokonaisenergia.

Elektronin siirtyminen atomista toiseen, jolloin muodostuu vastakkain varautuneita ioneja, joilla on vakaa elektroninen kokoonpano ja joiden välille sähköstaattinen vetovoima on muodostettu, on yksinkertaisin ionisidoksen malli:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Hypoteesin ionien muodostumisesta ja niiden välisen sähköstaattisen vetovoiman syntymisestä esitti ensimmäisenä saksalainen tiedemies V. Kossel (1916).

Toinen viestintämalli on elektronien jakaminen kahden atomin kesken, minkä seurauksena muodostuu myös vakaita elektronisia kokoonpanoja. Tällaista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi; sen teorian aloitti amerikkalainen tiedemies G. Lewis vuonna 1916.

Molempien teorioiden yhteinen piirre oli hiukkasten muodostuminen, joilla oli vakaa elektroninen kokoonpano, joka on sama kuin jalokaasun elektroninen kokoonpano.

Esimerkiksi kun litiumfluoridia muodostuu, sidoksen muodostumisen ionimekanismi toteutuu. Litiumatomi (3 Li 1s 2 2s 1) menettää elektronin ja muuttuu kationiksi (3 Li + 1s 2) heliumin elektronisen kokoonpanon kanssa. Fluori (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) hyväksyy elektronin ja muodostaa anionin (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) neonin elektronisen kokoonpanon kanssa. Litiumioni Li +: n ja fluori -ionin F - välille syntyy sähköstaattinen vetovoima, minkä vuoksi muodostuu uusi yhdiste - litiumfluoridi.

Kun fluorivetyä muodostuu, vetyatomin (1s) yksittäinen elektroni ja fluoriatomin (2p) pariton elektroni ovat molempien ytimien - vetyatomin ja fluoriatomin - toiminta -alueella. Siten ilmestyy yhteinen elektronipari, mikä tarkoittaa elektronitiheyden uudelleenjakautumista ja elektronitiheyden maksimin syntymistä. Tämän seurauksena kaksi elektronia liittyy nyt vetyatomin ytimeen (heliumatomin elektroninen kokoonpano) ja fluorin ytimeen - kahdeksan ulkoisen energiatason elektronia (neonatomin elektroninen kokoonpano):

Yhden elektronisen parin välityksellä tapahtuvaa viestintää kutsutaan yksittäiseksi sidokseksi.

Se on merkitty yhdellä katkoviivalla elementtisymbolien välillä: H-F.

Taipumusta muodostaa vakaa kahdeksanelektroninen kuori siirtämällä elektroni atomista toiseen (ionisidos) tai elektronien sosiaalistuminen (kovalenttinen sidos) kutsutaan oktettisääntönä.

Kahden elektronin kuorien muodostuminen litiumioniin ja vetyatomiin on erityistapaus.

On kuitenkin yhteyksiä, jotka eivät täytä tätä sääntöä. Esimerkiksi berylliumatomissa berylliumfluoridissa BeF 2 on vain neljän elektronin kuori; kuusi elektronikuorta ovat luonteenomaisia ​​booriatomille (pisteet osoittavat ulkoisen energiatason elektronit):

Samaan aikaan sellaisissa yhdisteissä kuin fosfori (V) kloridi ja rikki (VI) fluori, jodi (VII) fluoridi, keskiatomien elektronikuoret sisältävät yli kahdeksan elektronia (fosfori - 10; rikki - 12; jodi - 14):

Useimmat d-elementtien konjunktiot eivät myöskään noudata oktettisääntöä.

Kaikissa yllä olevissa esimerkeissä kemiallinen sidos muodostuu eri alkuaineiden atomien väliin; sitä kutsutaan heteroatomiseksi. Kovalenttinen sidos voi kuitenkin muodostua myös identtisten atomien väliin. Esimerkiksi vetymolekyyli muodostuu jakamalla 15 elektronia kustakin vetyatomista, minkä seurauksena jokainen atomi saa kahden elektronin vakaan elektronisen kokoonpanon. Oktetti muodostuu muodostamalla muiden yksinkertaisten aineiden, esimerkiksi fluorin, molekyylejä:

Kemiallisen sidoksen muodostuminen voidaan suorittaa myös neljän tai kuuden elektronin sosiaalistamisella. Ensimmäisessä tapauksessa muodostuu kaksoissidos, joka on kaksi yleistynyttä elektroniparia, toisessa kolmoissidos (kolme yleistynyttä elektroniparia).

Esimerkiksi kun muodostuu typpimolekyyli N 2, kemiallinen sidos muodostuu kuuden elektronin sosiaalistumisesta: kolme paritonta p -elektronia kustakin atomista. Kahdeksan elektronin kokoonpanon saavuttamiseksi muodostetaan kolme yhteistä elektroniparia:

Kaksoissidos on merkitty kahdella viivalla, kolmoissidos kolmella. Typpimolekyyli N2 voidaan esittää seuraavasti: N2N.

Diatomisissa molekyyleissä, jotka muodostuvat yhden alkuaineen atomeista, suurin elektronitiheys sijaitsee ytimien välisen linjan keskellä. Koska varausten eroa ei ole atomien välillä, tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi. Heteroatominen sidos on aina polaarinen jossain määrin, koska elektronitiheyden maksimi siirtyy kohti yhtä atomeista, minkä vuoksi se saa osittaisen negatiivisen varauksen (merkitty σ-). Atomi, josta elektronitiheyden maksimi siirretään, saa osittaisen positiivisen varauksen (merkitty σ +). Sähköisesti neutraaleja hiukkasia, joissa osittaisten negatiivisten ja osittaisten positiivisten varausten keskipisteet eivät osu avaruuteen, kutsutaan dipoleiksi. Sidoksen napaisuus mitataan dipolimomentilla (μ), joka on suoraan verrannollinen varausten suuruuteen ja niiden väliseen etäisyyteen.

Riisi. Kaavamainen esitys dipolista

Luettelo käytetystä kirjallisuudesta

1. Popkov V.A., Puzakov S.A. Yleinen kemia: oppikirja. -M.: GEOTAR-Media, 2010 .-- 976 Sivumäärä: ISBN 978-5-9704-1570-2. [kanssa. 32-35]

Vuonna 1916 ehdotettiin ensimmäisiä erittäin yksinkertaistettuja teorioita molekyylien rakenteesta, joissa käytettiin elektronisia esityksiä: amerikkalaisen fysiikokemikkaan G.Levisin (1875-1946) ja saksalaisen tiedemiehen V.Kosselin teoriaa. Lewisin teorian mukaan kahden atomin valenssielektronit kerralla osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen kaksiatomisessa molekyylissä. Siksi esimerkiksi vetymolekyylissä valenssialustan sijasta he alkoivat piirtää elektroniparin, joka muodostaa kemiallisen sidoksen:

Elektroniparin muodostamaa kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi. Vetyfluoridimolekyyli kuvataan seuraavasti:

Ero yksinkertaisten aineiden (H2, F2, N2, O2) ja monimutkaisten aineiden (HF, NO, H2O, NH3) molekyylien välillä on se, että ensimmäisellä ei ole dipolimomenttia, kun taas jälkimmäisellä on. Dipolimomentti m määritellään varauksen q absoluuttisen arvon tulona kahden vastakkaisen varauksen r välisellä etäisyydellä:

Diatomimolekyylin dipolimomentti m voidaan määrittää kahdella tavalla. Ensinnäkin, koska molekyyli on sähköisesti neutraali, molekyylin Z "positiivinen kokonaisvaraus tiedetään (se on yhtä suuri kuin atomiytimien varausten summa: Z" = ZA + ZB). Tietäen ytimien välisen etäisyyden re, voidaan määrittää molekyylin positiivisen varauksen painopisteen sijainti. Molekyylin m -arvo saadaan kokeesta. Siksi löydät r "- etäisyyden molekyylin positiivisen ja negatiivisen varauksen painopisteiden välillä:

Toiseksi voimme olettaa, että kun kemiallisen sidoksen muodostava elektronipari siirtyy johonkin atomista, tietty ylimääräinen negatiivinen varaus -q "ilmestyy tälle atomille ja varaus + q" ilmestyy toiselle atomille. Atomien välinen etäisyys on:

HF-molekyylin dipolimomentti on 6,4 × 10-30 KL / m, HF-ytimien välinen etäisyys on 0,917 × 10-10 m. Q: n laskeminen antaa: q "= 0,4 alkuvarauksesta (eli elektronivarauksesta) . Kun fluoriatomiin on ilmestynyt ylimääräinen negatiivinen varaus, se tarkoittaa, että elektronipari, joka muodostaa kemiallisen sidoksen HF -molekyyliin, siirtyy kohti fluoriatomia. Tätä kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi. Tyypin A2 molekyyleillä ei ole dipolimomenttia. Näitä molekyylejä muodostavia kemiallisia sidoksia kutsutaan kovalenttiset ei-polaariset sidokset.

Kosselin teoria ehdotettiin kuvaamaan aktiivisten metallien (alkali- ja maa-alkalimetallien) ja aktiivisten ei-metallien (halogeenit, happi, typpi) muodostamia molekyylejä. Metalliatomien ulkoiset valenssielektronit ovat kauimpana atomin ytimestä ja siksi metalliatomi pitävät niitä suhteellisen heikosti. Kemiallisten alkuaineiden atomeilla, jotka sijaitsevat jaksollisen taulukon samalla rivillä, siirryttäessä vasemmalta oikealle, ytimen varaus kasvaa koko ajan ja lisää elektroneja sijaitsee samassa elektronikerroksessa. Tämä johtaa siihen, että ulompi elektronikuori puristuu ja elektronit ovat yhä tiukemmin atomissa. Siksi MeX -molekyylissä on mahdollista siirtää metallin heikosti pidätetty ulkoinen valenssielektroni, jonka energiakulutus on yhtä suuri kuin ionisaatiopotentiaali, epämetalliatomin valenssielektronikuoreen vapauttamalla energiaa, joka on yhtä suuri kuin elektroni -affiniteetti. Tämän seurauksena muodostuu kaksi ionia: Me + ja X-. Näiden ionien sähköstaattinen vuorovaikutus on kemiallinen sidos. Tämän tyyppistä yhteyttä kutsuttiin ioninen.

Jos määritämme MeX-molekyylien dipolimomentit pareittain, käy ilmi, että metalliatomin varaus ei kulje kokonaan ei-metalliatomiin, ja tällaisten molekyylien kemiallinen sidos kuvataan paremmin kovalenttisena vahvasti polaarisena sidoksena . Positiiviset metallikationit Me + ja epämetalliatomien X- negatiiviset anionit esiintyvät yleensä näiden aineiden kidehilan kohdissa. Mutta tässä tapauksessa jokainen positiivinen metalli -ioni on ensisijaisesti vuorovaikutuksessa sähköstaattisesti lähimpien epämetallianionien kanssa, sitten metallikationien kanssa jne. Toisin sanoen ionikiteissä kemialliset sidokset delokalisoituvat ja kukin ioni on viime kädessä vuorovaikutuksessa kaikkien muiden kiteeseen sisältyvien ionien kanssa, joka on jättimolekyyli.

Atomien hyvin määriteltyjen ominaisuuksien, kuten atomiytimien varausten, ionisaatiopotentiaalien, elektroni-affiniteetin, lisäksi kemiassa käytetään vähemmän selkeitä ominaisuuksia. Yksi niistä on elektronegatiivisuus. Sen esitteli tieteeseen amerikkalainen kemisti L. Pauling. Tarkastellaan ensin tietoja ensimmäisestä ionisaatiopotentiaalista ja elektronien affiniteetista kolmen ensimmäisen jakson elementeihin.

Ionisointipotentiaalien säännöllisyydet ja elektronien affiniteetti selitetään täysin atomien valenssielektronikuorien rakenteella. Eristetyllä typpiatomilla on paljon pienempi elektroni-affiniteetti kuin alkalimetalliatomeilla, vaikka typpi on aktiivinen ei-metalli. Molekyyleissä typpi osoittaa vuorovaikutuksessa muiden kemiallisten alkuaineiden atomien kanssa, että se on aktiivinen ei-metalli. Tätä yritti tehdä L.Pauling, joka esitteli "elektronegatiivisuuden" kemiallisten alkuaineiden atomien kykynä syrjäyttää elektroniparin itseään muodostumisen aikana. kovalenttiset polaariset sidokset... L. Pauling ehdotti kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuusasteikkoa. Hän katsoi suurimman elektronegatiivisuuden tavanomaisissa mittaamattomissa yksiköissä fluorille - 4,0 hapelle - 3,5, kloorille ja typelle - 3,0, bromille - 2,8. Atomien elektronegatiivisuuden muutoksen luonne vastaa täysin jaksollisessa taulukossa ilmaistuja lakeja. Siksi käsitteen käyttö " elektronegatiivisuus"yksinkertaisesti kääntää toiselle kielelle ne mallit metallien ja muiden kuin metallien ominaisuuksien muutoksessa, jotka näkyvät jo jaksollisessa taulukossa.

Monet kiinteässä tilassa olevat metallit ovat lähes täydellisesti muodostettuja kiteitä.... Kiteen kidepaikoissa kiteessä on metalleja tai positiivisia ioneja. Niiden metalliatomien elektronit, joista positiiviset ionit muodostuivat, ovat elektronikaasun muodossa kidehilan solmujen välisessä tilassa ja kuuluvat kaikille atomeille ja ioneille. He määrittävät metallien ominaismetallisen kiillon, korkean sähkönjohtavuuden ja metallien lämmönjohtavuuden. Tyyppi kemiallista sidosta, jonka sosiaalistuneet elektronit suorittavat metallikiteessä, kutsutaanmetallisidos.

Vuonna 1819 ranskalaiset tutkijat P. Dulong ja A. Petit totesivat kokeellisesti, että melkein kaikkien kiteisessä tilassa olevien metallien moolilämpökapasiteetti on 25 J / mol. Nyt voimme helposti selittää, miksi näin on. Metalliatomit kidehilan solmuissa ovat liikkeessä koko ajan - ne tekevät värähtelevää liikettä. Tämä monimutkainen liike voidaan hajottaa kolmeen yksinkertaiseen värähtelevään liikkeeseen kolmessa toisiinsa nähden kohtisuorassa tasossa. Jokaisella värähtelevällä liikkeellä on oma energia ja oma laki sen muutoksesta lämpötilan noustessa - oma lämpökapasiteetti. Lämpökapasiteetin raja -arvo atomien tärinäliikkeelle on sama kuin R - universaali kaasuvakio. Kolme itsenäistä atomien värähtelyliikettä kiteessä vastaa lämpökapasiteettia, joka on 3R. Kun metalleja kuumennetaan erittäin alhaisista lämpötiloista lähtien, niiden lämpökapasiteetti kasvaa nollasta. Huone- ja korkeammissa lämpötiloissa useimpien metallien lämpökapasiteetti saavuttaa maksimiarvonsa - 3R.

Kuumennettaessa metallien kidehila tuhoutuu ja ne siirtyvät sulaan tilaan. Kuumennettaessa edelleen metallit haihtuvat. Höyryissä monia metalleja esiintyy Me2 -molekyylien muodossa. Näissä molekyyleissä metalliatomit kykenevät muodostamaan kovalenttisia ei-polaarisia sidoksia.

Fluori on kemiallinen elementti (symboli F, atominumero 9), ei-metalli, joka kuuluu halogeeniryhmään. Se on aktiivisin ja elektronegatiivisin aine. Normaalilämpötilassa ja -paineessa fluorimolekyyli on vaaleankeltainen, kaava F 2. Kuten muut halogeenit, molekyylifluoridi on erittäin vaarallinen ja aiheuttaa vakavia kemiallisia palovammoja joutuessaan iholle.

Käyttö

Fluoria ja sen yhdisteitä käytetään laajalti, myös lääkkeiden, maatalouskemikaalien, polttoaineiden, voiteluaineiden ja tekstiilien valmistuksessa. käytetään lasin etsaukseen ja fluoriplasmaa puolijohteiden ja muiden materiaalien valmistukseen. Pienet F -ionipitoisuudet hammastahnassa ja juomavedessä voivat auttaa estämään hampaiden reikiintymistä, kun taas suurempia pitoisuuksia esiintyy joissakin hyönteismyrkkyissä. Monet yleisanestesiat ovat fluorihiilivetyjen johdannaisia. 18 F -isotooppi on positronilähde lääketieteelliseen kuvantamiseen positroniemissiotomografian avulla, ja uraaniheksafluoridia käytetään erottamaan uraani -isotoopit ydinvoimalaitoksille.

Löytöhistoria

Fluoriyhdisteitä sisältävät mineraalit tunnettiin monta vuotta ennen tämän kemiallisen alkuaineen eristämistä. Esimerkiksi George Agricola kuvasi vuonna 1530 kalsiumfluoridista koostuvan mineraalisen fluorsparin (tai fluoriitin). Hän huomasi, että sitä voidaan käyttää virtauksena - aineena, joka auttaa alentamaan metallin tai malmin sulamispistettä ja auttaa puhdistamaan halutun metallin. Siksi fluori sai latinalaisen nimensä sanasta fluere ("virtaamaan").

Vuonna 1670 lasinpuhaltaja Heinrich Schwanhard havaitsi, että lasi syövytettiin happokäsitellyllä kalsiumfluoridilla (fluorspat). Carl Scheele ja monet myöhemmät tutkijat, mukaan lukien Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, kokeilivat fluorivetyhapolla (HF), joka oli helppo saada käsittelemällä CaF väkevällä rikkihapolla.

Lopulta kävi selväksi, että HF sisälsi aiemmin tuntemattoman elementin. Tätä ainetta ei kuitenkaan ole eristetty moneen vuoteen sen liiallisen reaktiivisuuden vuoksi. Se ei ole vain vaikea erottaa yhdisteistä, vaan se reagoi välittömästi niiden muiden komponenttien kanssa. Alkuainefluorin erottaminen fluorivetyhaposta on erittäin vaarallista, ja varhaiset yritykset ovat sokeuttaneet ja tappaneet useita tutkijoita. Nämä ihmiset tunnettiin "fluoridimarttyyreina".

Löytö ja tuotanto

Lopulta vuonna 1886 ranskalainen kemisti Henri Moissan pystyi eristämään fluorin elektrolyysillä sulan kaliumfluoridien ja fluorivetyhapon seoksesta. Tästä hän sai 1906 kemian Nobelin palkinnon. Sen elektrolyyttistä lähestymistapaa käytetään edelleen tämän kemiallisen elementin teollisessa tuotannossa.

Ensimmäinen laajamittainen fluorin tuotanto alkoi toisen maailmansodan aikana. Sitä tarvittiin yhdessä atomipommin luomisen osana Manhattan -hanketta. Fluoria käytettiin uraaniheksafluoridin (UF 6) tuottamiseen, jota puolestaan ​​käytettiin kahden isotoopin 235 U ja 238 U. erottamiseen. Nykyään kaasumaista UF 6: ta tarvitaan rikastetun uraanin tuottamiseen ydinvoimalle.

Fluorin tärkeimmät ominaisuudet

Jaksotaulukossa elementti on ryhmän 17 (aiemmin ryhmä 7A) yläosassa, jota kutsutaan halogeeniksi. Muita halogeeneja ovat kloori, bromi, jodi ja astatiini. Lisäksi F on toisella jaksolla hapen ja neonin välillä.

Puhdas fluori on syövyttävä kaasu (kemiallinen kaava F 2), jolla on tyypillinen pistävä haju ja jonka pitoisuus on 20 nl litraa kohti. Koska se on kaikkein reaktiivisin ja elektronegatiivisin elementti, se muodostaa helposti yhdisteitä useimpien kanssa. Fluori on liian reaktiivinen esiintyäkseen alkuaineessa ja sillä on sellainen affiniteetti useimpiin materiaaleihin, mukaan lukien pii, joten sitä ei voida keittää tai säilyttää lasiastioissa. Kosteassa ilmassa se reagoi veden kanssa muodostaen yhtä vaarallisen fluorivetyhapon.

Fluori, joka on vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, räjähtää jopa alhaisissa lämpötiloissa ja pimeässä. Se reagoi kiivaasti veden kanssa muodostaen fluorivetyhappoa ja happikaasua. Erilaiset materiaalit, mukaan lukien hienojakoiset metallit ja lasi, palavat kirkkaasti kaasumaisen fluorin virrassa. Lisäksi tämä kemiallinen elementti muodostaa yhdisteitä jalokaasujen kryptonin, ksenonin ja radonin kanssa. Se ei kuitenkaan reagoi suoraan typen ja hapen kanssa.

Fluorin äärimmäisestä aktiivisuudesta huolimatta sen turvalliseen käsittelyyn ja kuljetukseen on nyt saatavilla menetelmiä. Elementti voidaan säilyttää teräksestä tai monelista (nikkelipitoinen seos) valmistetuissa säiliöissä, koska näiden materiaalien pinnalle muodostuu fluoridia, mikä estää lisäreaktion.

Fluoridit ovat aineita, joissa fluoria esiintyy negatiivisesti varautuneena ionina (F -) yhdessä joidenkin positiivisesti varautuneiden alkuaineiden kanssa. Fluoriyhdisteet metallien kanssa ovat vakaimpia suoloja. Kun ne liuotetaan veteen, ne jakautuvat ioneiksi. Muita fluorin muotoja ovat kompleksit, esimerkiksi -ja H2F +.

Isotoopit

Tämän halogeenin isotooppeja on monia, välillä 14 F - 31 F. Mutta fluorin isotooppikoostumus sisältää vain yhden niistä, 19 F, joka sisältää 10 neutronia, koska vain se on vakaa. Radioaktiivinen isotooppi 18 F on arvokas positronien lähde.

Biologinen vaikutus

Fluoridia elimistössä esiintyy pääasiassa luissa ja hampaissa ionien muodossa. Juomaveden fluoraaminen alle yhden miljoonasosan pitoisuudessa vähentää merkittävästi hampaiden reikiintymistä Yhdysvaltain tiedeakatemian kansallisen tutkimusneuvoston mukaan. Toisaalta liiallinen fluorin kertyminen voi johtaa fluoroosiin, joka ilmenee hampaiden pilkkoutumisena. Tämä vaikutus havaitaan yleensä alueilla, joilla tämän kemiallisen elementin pitoisuus juomavedessä ylittää 10 ppm.

Alkuainefluoridi ja fluoridisuolat ovat myrkyllisiä ja niitä on käsiteltävä erittäin huolellisesti. Kosketusta iholle tai silmiin on vältettävä huolellisesti. Reaktio ihon kanssa tuottaa kudoksen, joka tunkeutuu nopeasti kudoksiin ja reagoi luiden kalsiumin kanssa ja vahingoittaa niitä pysyvästi.

Fluoria ympäristössä

Mineraalifluoriitin vuotuinen tuotanto maailmassa on noin 4 miljoonaa tonnia ja tutkittujen kerrostumien kokonaiskapasiteetti on 120 miljoonan tonnin sisällä. Tämän mineraalin louhinnan pääalueet ovat Meksiko, Kiina ja Länsi -Eurooppa.

Fluoridia esiintyy luonnostaan ​​maankuorissa, josta sitä löytyy kivistä, kivihiilestä ja savesta. Fluoridit vapautuvat ilmaan maaperän tuulen aiheuttaman eroosion aikana. Fluori on maapallonkuoren 13. yleisin kemiallinen elementti - sen pitoisuus on 950 ppm. Maaperässä sen keskimääräinen pitoisuus on noin 330 ppm. Fluorivetyä voi vapautua ilmaan teollisuuden palamisprosessien seurauksena. Ilmassa olevat fluoridit putoavat lopulta maahan tai veteen. Kun fluori muodostaa sidoksen hyvin pienillä hiukkasilla, se voi pysyä ilmassa pitkään.

Ilmakehässä on 0,6 ppb tätä kemiallista alkuainetta suolasumun ja orgaanisten klooriyhdisteiden muodossa. Kaupunkiympäristössä pitoisuus saavuttaa 50 ppb.

Liitännät

Fluori on kemiallinen alkuaine, joka muodostaa laajan valikoiman orgaanisia ja epäorgaanisia yhdisteitä. Kemistit voivat korvata sillä vetyatomeja ja luoda näin monia uusia aineita. Erittäin reaktiivinen halogeeni muodostaa yhdisteitä jalokaasujen kanssa. Vuonna 1962 Neil Bartlett syntetisoi ksenonheksafluoriplatinaatin (XePtF6). Kryptoni- ja radonfluoridia on myös saatu. Toinen yhdiste on argonfluoridi, joka on stabiili vain erittäin alhaisissa lämpötiloissa.

Teollinen sovellus

Atomi- ja molekyylitilassaan fluoria käytetään plasman etsaukseen puolijohteiden, litteiden näyttöjen ja mikroelektromekaanisten järjestelmien valmistuksessa. Fluorivetyhappoa käytetään lasin etsaamiseen lamppuihin ja muihin tuotteisiin.

Joidenkin yhdisteiden ohella fluori on tärkeä osa lääkkeiden, maatalouskemikaalien, polttoaineiden, voiteluaineiden ja tekstiilien tuotantoa. Kemiallista elementtiä tarvitaan halogenoitujen alkaanien (halonien) tuottamiseen, joita puolestaan ​​on käytetty laajalti ilmastointi- ja jäähdytysjärjestelmissä. Myöhemmin tämä kloorifluorihiilivetyjen käyttö kiellettiin, koska ne edistävät ilmakehän otsonikerroksen tuhoutumista.

Rikkiheksafluoridi on erittäin inertti, myrkytön kasvihuonekaasu. Pienikitkaisten muovien, kuten teflonin, valmistus on mahdotonta ilman fluoria. Monet anestesia -aineet (esim. Sevofluraani, desfluraani ja isofluraani) ovat peräisin fluorihiilivetyistä. Natriumheksafluorialuminaattia (kryoliitti) käytetään alumiinielektrolyysissä.

Fluoridiyhdisteitä, mukaan lukien NaF, käytetään hammastahnoissa hampaiden reikiintymisen estämiseksi. Näitä aineita lisätään kuntien vesihuoltoon fluoridiveteen, mutta käytäntöä pidetään kiistanalaisena ihmisten terveyteen kohdistuvien vaikutusten vuoksi. Korkeammilla pitoisuuksilla NaF: ää käytetään hyönteismyrkkynä erityisesti torakoiden torjunnassa.

Aiemmin fluorideja on käytetty molempien malmien vähentämiseen ja niiden juoksevuuden lisäämiseen. Fluori on tärkeä osa uraaniheksafluoridin tuotannossa, jota käytetään sen isotooppien erottamiseen. 18 F, radioaktiivinen isotooppi, jolla on 110 minuuttia, säteilee positroneja ja sitä käytetään usein lääketieteellisessä positroniemissiotomografiassa.

Fluorin fysikaaliset ominaisuudet

Kemiallisen elementin perusominaisuudet ovat seuraavat:

• Atomimassa on 18,9984032 g / mol.
• Elektroninen kokoonpano 1s 2 2s 2 2p 5.
• Hapettumistila -1.
• Tiheys 1,7 g / l.
• Sulamispiste 53,53 K.
• Kiehumispiste on 85,03 K.
• Lämpökapasiteetti 31,34 J / (K mol).

Kemiallisia hiukkasia, jotka muodostuvat kahdesta tai useammasta atomista, kutsutaan molekyylejä(todellinen tai ehdollinen kaavayksiköt polyatomiset aineet). Molekyylien atomit ovat sitoutuneet kemiallisesti.

Kemiallisella sidoksella tarkoitetaan sähköisiä vetovoimia, jotka pitävät hiukkasia lähellä toisiaan. Jokainen kemiallinen sidos sisään rakenteelliset kaavat näyttää valenssiominaisuus, esimerkiksi:

H - H (kahden vetyatomin välinen sidos);

H 3 N - H + (ammoniakkimolekyylin typpiatomin ja vetykationin välinen sidos);

(K +) - (I -) (sidos kaliumkationin ja jodidi -ionin välillä).

Kemiallinen sidos muodostuu elektroniparista (), joka monimutkaisten hiukkasten (molekyylit, kompleksi -ionit) elektronisissa kaavoissa korvataan yleensä valenssiviivalla, toisin kuin omat, yksinäiset elektroniparit, esimerkiksi:

Kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttinen, jos se muodostuu elektroniparin sosiaalistumisesta molempien atomien toimesta.

F2 -molekyylissä molemmilla fluoriatomeilla on sama elektronegatiivisuus, joten elektroniparin hallussapito on heille sama. Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi, koska jokainen fluoriatomi elektronin tiheys on sama vuonna elektroninen kaava molekyylit voidaan jakaa tasan niiden kesken:

Kloorivety -HCl -molekyylissä kemiallinen sidos on jo olemassa polaarinen, koska elektronitiheys klooriatomissa (elementti, jolla on suurempi elektronegatiivisuus) on paljon suurempi kuin vetyatomilla:

Kovalenttinen sidos, esimerkiksi H - H, voidaan muodostaa jakamalla kahden neutraalin atomin elektronit:

H + H> H - H

Tätä sidoksenmuodostusmekanismia kutsutaan vaihto tai vastaava.

Toisen mekanismin mukaan sama kovalenttinen H -H -sidos syntyy, kun hydridi -ionin H elektronipari on jaettu vetykationin H +kanssa:

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

Tässä tapauksessa kutsutaan H + -kationia tunnustaja, anioni H. - luovuttaja elektroninen pari. Tässä tapauksessa mekanismi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi on luovuttaja-vastaanottaja, tai koordinaatio.

Yksittäisiä sidoksia (H - H, F - F, H - CI, H - N) kutsutaan a-siteet, ne määrittelevät molekyylien geometrisen muodon.

Kaksois- ja kolmoissidokset () sisältävät yhden a -komponentin ja yhden tai kaksi a -komponenttia; P -komponentti, joka on pää- ja ehdollisesti muodostettu ensin, on aina vahvempi kuin a -komponentit.

Kemiallisen sidoksen fyysiset (itse mitattavat) ominaisuudet ovat sen energia, pituus ja napaisuus.

Kemiallisten sidosten energia (E sv) on lämpö, ​​joka vapautuu tämän yhteyden muodostumisen aikana ja käytetään sen katkaisuun. Samoilla atomeilla yksi sidos on aina heikompi kuin moninkertainen (kaksinkertainen, kolminkertainen).

Kemiallisen sidoksen pituus (l cv) - ytimien välinen etäisyys. Samoilla atomeilla yksi sidos on aina pitempi kuin monikerta.

Vastakkaisuus viestintä mitataan sähköinen dipolimomentti s- todellisen sähkövarauksen tulo (tietyn sidoksen atomeilla) dipolin pituudella (eli sidoksen pituudella). Mitä suurempi dipolimomentti, sitä suurempi sidoksen napaisuus. Kovalenttisen sidoksen atomien todelliset sähkövaraukset ovat aina arvoltaan pienempiä kuin elementtien hapetustilat, mutta yhtyvät merkissä; esimerkiksi H + I -Cl -I -sidoksen todelliset varaukset ovat yhtä suuret kuin H +0 "17 -Cl -0" 17 (bipolaarinen hiukkanen tai dipoli).

Molekyylien napaisuus määräytyy niiden koostumuksen ja geometrisen muodon perusteella.

Ei-polaarinen (p = O) tulee olemaan:

a) molekyylejä yksinkertainen aineita, koska ne sisältävät vain ei-polaarisia kovalenttisia sidoksia;

b) polyatominen molekyylejä monimutkainen aineet, jos niiden geometrinen muoto symmetrinen.

Esimerkiksi CO 2-, BF 3- ja CH 4 -molekyyleillä on seuraavat suunnat yhtä pitkille (pituudeltaan) sidosvektoreille:

Kun sidosvektoreita lisätään, niiden summa katoaa aina ja molekyylit ovat kokonaisuudessaan ei-polaarisia, vaikka ne sisältävät polaarisia sidoksia.

Polar (s> O) on:

a) piilevä molekyylejä monimutkainen aineita, koska ne sisältävät vain polaarisia sidoksia;

b) polyatominen molekyylejä monimutkainen aineet, jos niiden rakenne epäsymmetrinen, toisin sanoen niiden geometrinen muoto on joko epätäydellinen tai vääristynyt, mikä johtaa kokonaissähköisen dipolin esiintymiseen esimerkiksi molekyyleissä NH 3, H 2 O, HNO 3 ja HCN.

Monimutkaiset ionit, esimerkiksi NH 4 +, SO 4 2- ja NO 3 -, eivät periaatteessa voi olla dipoleja, vaan niissä on vain yksi (positiivinen tai negatiivinen) varaus.

Ionisidos syntyy kationien ja anionien sähköstaattisesta vetovoimasta lähes ilman elektroniparin sosiaalistumista, esimerkiksi K +: n ja I -välissä. Kaliomiatomissa ei ole elektronitiheyttä, jodiatomissa on ylimäärä. Tätä yhteyttä uskotaan perimmäinen kovalenttisen sidoksen tapauksessa, koska elektroniparilla on käytännössä anioni. Tämä suhde on tyypillisin tyypillisten metallien ja ei-metallien yhdisteille (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ja suolaluokan aineille (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Kaikki nämä yhdisteet huoneen olosuhteissa ovat kiteisiä aineita, joita yhdistää yhteinen nimi ioniset kiteet(kiteet, jotka on rakennettu kationeista ja anioneista).

Tunnetaan toinen kommunikaatiotyyppi, ns metallisidos, jossa valenssielektronit ovat niin löyhästi metalliatomien varassa, etteivät ne todellisuudessa kuulu tiettyihin atomeihin.

Metalliatomeista, jotka jäävät ilman selvästi kuuluvia ulkoisia elektroneja, tulee ikään kuin positiivisia ioneja. Ne muodostavat metallikidehila. Joukko jaettuja valenssielektroneja ( elektroninen kaasu) pitää positiiviset metalli -ionit yhdessä ja tietyissä hilakohdissa.

Ionisten ja metallisten kiteiden lisäksi on myös atomi- ja molekyyli kiteisiä aineita, joiden hilakohdissa on atomeja tai molekyylejä. Esimerkkejä: timantti ja grafiitti - kiteet, joissa on atomihila, jodi I 2 ja hiilidioksidi CO 2 (kuivajää) - kiteet, joiden molekyylihila on.

Kemiallisia sidoksia ei ole vain ainemolekyylien sisällä, vaan ne voivat myös muodostua molekyylien väliin, esimerkiksi nestemäiselle HF: lle, vedelle H20 ja H20 + NH3 -seokselle:

Vetysidos muodostuu polaaristen molekyylien sähköstaattisen vetovoiman vaikutuksesta, jotka sisältävät kaikkein elektronegatiivisimpien alkuaineiden - F, O, N. - atomeja. 2 S ja PH 3.

Vetysidokset ovat epävakaita ja katkeavat melko helposti esimerkiksi jäätä sulatettaessa ja vesi kiehuu. Näiden sidosten katkaiseminen vaatii kuitenkin lisäenergiaa, ja siksi sulamispisteet (taulukko 5) ja vetysidoksilla aineiden kiehumispisteet

(esimerkiksi HF ja H 2O) osoittautuvat merkittävästi korkeammiksi kuin vastaavien aineiden, mutta ilman vetysidoksia (esimerkiksi HCl ja H 2 S).

Monet orgaaniset yhdisteet muodostavat myös vetysidoksia; vetysidoksella on tärkeä rooli biologisissa prosesseissa.

Esimerkkejä osan A tehtävistä

1. Aineet, joilla on vain kovalenttisia sidoksia, ovat

1) SiH4, Cl20, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P205

3) CH4, HNO3, Na (CH30)

4) CC120, 12, N20

2–4. Kovalenttisidos

2. yksi

3. kaksinkertainen

4. kolminkertainen

läsnä aineessa

5. Molekyyleissä on useita sidoksia

6. Radikaaleiksi kutsuttuja hiukkasia ovat

7. Yksi sidoksista muodostuu luovuttaja-vastaanottajamekanismista ionisarjassa

1) SO 4 2-, NH4 +

2) H30 +, NH4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Kestävin ja lyhyt sidos - molekyylissä

9. Aineet, joissa on vain ionisidoksia - sarjassa

2) NH4CI, SiCl4

10–13. Aineen kristallihila

13. Wa (OH) 2

1) metalli

USE -kodifioijan teemat: Kovalenttinen kemiallinen sidos, sen lajikkeet ja muodostumismekanismit. Kovalenttisten sidosten ominaisuudet (napaisuus ja sidoksen energia). Ionisidos. Metallinen sidos. Vetysidos

Molekyylisisäiset kemialliset sidokset

Mieti ensin sidoksia, jotka syntyvät molekyylien hiukkasten välillä. Tällaisia ​​yhteyksiä kutsutaan molekyylisisäinen.

Kemiallinen sidos kemiallisten alkuaineiden atomien välillä on sähköstaattinen luonne ja se muodostuu ulkoisten (valenssielektronien) vuorovaikutukset, enemmän tai vähemmän positiivisesti varautuneiden ytimien hallussa sitoutuneet atomit.

Avainkäsite on tässä SÄHKÖNEGATIIVISUUS. Hän määrittää atomien välisen kemiallisen sidoksen tyypin ja tämän sidoksen ominaisuudet.

Onko atomin kyky houkutella (pitää) ulkoinen(valenssi) elektronit... Sähkönegatiivisuus määräytyy ulkoisten elektronien vetovoiman mukaan ytimeen ja riippuu pääasiassa atomin säteestä ja ytimen varauksesta.

Sähkönegatiivisuutta on vaikea määritellä yksiselitteisesti. Pauling laati taulukon suhteellisista elektronegatiivisuuksista (perustuen kaksiatomisten molekyylien sidosenergioihin). Elektronegatiivisin elementti on fluori merkityksen kanssa 4 .

On tärkeää huomata, että eri lähteistä löytyy erilaisia ​​asteikkoja ja taulukoita elektronegatiivisuuden arvoista. Tätä ei pitäisi pelätä, koska sillä on rooli kemiallisen sidoksen muodostumisessa atomit, ja se on suunnilleen sama kaikissa järjestelmissä.

Jos jokin kemiallisen sidoksen A: B atomeista houkuttelee elektroneja voimakkaammin, elektronipari siirtyy sitä kohti. Sitä enemmän elektronegatiivisuuksien ero atomeja, sitä enemmän elektronipari siirtyy.

Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuuksien arvot ovat yhtä suuret tai suunnilleen yhtä suuret: EO (A) ≈EO (B), silloin koko elektroniparia ei siirretä mihinkään atomiin: A: B... Tätä yhteyttä kutsutaan kovalenttinen ei-polaarinen.

Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuudet eroavat toisistaan, mutta eivät paljon (ero elektronegatiivisuuksissa on noin 0,4 - 2: 0,4<ΔЭО<2 ), elektronipari siirtyy johonkin atomista. Tätä yhteyttä kutsutaan kovalenttinen polaarinen .

Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuudet eroavat merkittävästi (elektronegatiivisuuksien ero on suurempi kuin 2: ΔEO> 2), sitten yksi elektroneista siirtyy melkein kokonaan toiseen atomiin muodostumisen kanssa ioneja... Tätä yhteyttä kutsutaan ioninen.

Tärkeimmät kemialliset sidokset ovat - kovalenttinen, ioninen ja metalli- viestintä. Tarkastellaan niitä tarkemmin.

Kovalenttinen kemiallinen sidos

Kovalenttisidos – se on kemiallinen sidos muodostama yhteisen elektroniparin A: B muodostaminen ... Lisäksi kaksi atomia päällekkäin atomien orbitaalit. Kovalenttinen sidos muodostuu atomien vuorovaikutuksesta, jossa on pieni ero elektronegatiivisuuksissa (yleensä kahden ei-metallin välillä) tai yhden elementin atomit.

Kovalenttisten sidosten perusominaisuudet

• keskittyä,
• kylläisyys,
• vastakkaisuus,
• polarisoituvuus.

Nämä sidosominaisuudet vaikuttavat aineiden kemiallisiin ja fysikaalisiin ominaisuuksiin.

Viestinnän suunta luonnehtii aineiden kemiallista rakennetta ja muotoa. Kahden sidoksen välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi. Esimerkiksi vesimolekyylissä H-O-H-sidoskulma on 104,45 о, joten vesimolekyyli on polaarinen ja metaanimolekyylissä H-C-H-sidoskulma on 108 º 28 ′.

Kylläisyys Onko atomien kyky muodostaa rajallinen määrä kovalenttisia kemiallisia sidoksia. Sidosten lukumäärää, jonka atomi voi muodostaa, kutsutaan.

Vastakkaisuus sidos syntyy elektronin tiheyden epätasaisesta jakautumisesta kahden atomin välillä, joilla on erilainen elektronegatiivisuus. Kovalenttiset sidokset jaetaan polaarisiin ja ei-polaarisiin.

Polarisoitavuus yhteydet ovat sidoselektronien kyky siirtyä ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta(erityisesti toisen hiukkasen sähkökenttä). Polarisoituvuus riippuu elektronien liikkuvuudesta. Mitä kauempana elektroni on ytimestä, sitä liikkuvampi se on, ja vastaavasti molekyyli on polarisoituvampi.

Kovalenttinen ei-polaarinen kemiallinen sidos

Kovalenttisia sidoksia on 2 tyyppiä - POLAR ja EI-POOLAARINEN .

Esimerkki . Harkitse vetymolekyylin H 2 rakennetta. Jokainen vetyatomi ulommalla energiatasolla kuljettaa yhden parittoman elektronin. Atomin esittämiseen käytämme Lewisin rakennetta - tämä on kaavio atomin ulkoisen energiatason rakenteesta, kun elektronit on merkitty pisteillä. Lewisin pistemallirakenteet ovat hyödyllisiä, kun käsitellään toisen jakson elementtejä.

H. +. H = H: H

Siten vetymolekyylillä on yksi yhteinen elektronipari ja yksi kemiallinen sidos H - H. Tämä elektronipari ei ole siirtynyt mihinkään vetyatomiin, koska vetyatomien elektronegatiivisuus on sama. Tätä yhteyttä kutsutaan kovalenttinen ei-polaarinen .

Kovalenttinen ei-polaarinen (symmetrinen) sidos Onko kovalenttinen sidos, jonka muodostavat atomit, joilla on sama elektronegatiivisuus (pääsääntöisesti samat epämetallit) ja siten elektronien tiheyden tasainen jakautuminen atomien ytimien välillä.

Ei-polaaristen sidosten dipolimomentti on 0.

Esimerkkejä: H2 (H-H), 02 (O = O), S8.

Kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos

Kovalenttinen polaarinen sidos Onko kovalenttinen sidos, joka esiintyy välillä atomit, joilla on erilainen elektronegatiivisuus (yleensä, erilaisia ​​ei-metalleja) ja sille on tunnusomaista siirtymä yhteinen elektronipari elektronegatiivisempaan atomiin (polarisaatio).

Elektronitiheys siirtyy elektronegatiivisempaan atomiin - siksi siihen syntyy osittainen negatiivinen varaus (δ-) ja osittain positiivinen varaus (δ +, delta +) vähemmän elektronegatiiviseen atomiin.

Mitä suurempi ero atomien elektronegatiivisuuksissa, sitä suurempi vastakkaisuus yhteydet ja paljon muuta dipolin hetki ... Naapurimolekyylien ja vastakkaisen merkin varausten välillä vaikuttaa muita houkuttelevia voimia, mikä kasvaa vahvuus viestintä.

Sidoksen napaisuus vaikuttaa yhdisteiden fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin. Naapurisidosten reaktiomekanismit ja jopa reaktiivisuus riippuvat sidoksen napaisuudesta. Yhteyden napaisuus määräytyy usein sen mukaan molekyylin napaisuus ja siten vaikuttaa suoraan fysikaalisiin ominaisuuksiin, kuten kiehumispisteeseen ja sulamispisteeseen, liukoisuuteen polaarisiin liuottimiin.

Esimerkkejä: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalenttisen sidoksen muodostumisen mekanismit

Kovalenttinen kemiallinen sidos voi tapahtua kahden mekanismin kautta:

1. Vaihtomekanismi kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostuminen on, kun jokainen hiukkanen tarjoaa yhden parittoman elektronin yhteisen elektroniparin muodostamiseksi:

A . + . B = A: B

2. kovalenttinen sidosmuodostus on mekanismi, jossa yksi hiukkasista tarjoaa yksinäisen elektroniparin ja toinen hiukkanen tarjoaa vapaan kiertoradan tälle elektroniparille:

A: + B = A: B

Tässä tapauksessa yksi atomeista tarjoaa yksinäisen elektroniparin ( luovuttaja), ja toinen atomi tarjoaa tälle parille vapaan kiertoradan ( tunnustaja). Sidoksen muodostumisen seurauksena molemmat elektronienergia vähenee, ts. siitä on hyötyä atomeille.

Kovalenttinen sidos, jonka muodostaa luovuttaja-vastaanottajamekanismi ei ole erilainen ominaisuuksissa muista kovalenttisista sidoksista, jotka on muodostettu vaihtomekanismin avulla. Kovalenttisen sidoksen muodostuminen luovuttaja-vastaanottajamekanismin avulla on tyypillistä atomeille, joilla on joko suuri määrä elektroneja ulkoisella energiatasolla (elektroninluovuttajat) tai päinvastoin, jos elektronien lukumäärä on erittäin pieni (elektronin vastaanottajat). Atomien valenssikykyjä tarkastellaan tarkemmin vastaavassa osassa.

Luovuttaja-vastaanottajamekanismin avulla muodostuu kovalenttinen sidos:

- molekyylissä hiilimonoksidi CO(sidos molekyylissä on kolminkertainen, 2 sidosta muodostuu vaihtomekanismilla, yksi luovuttaja-vastaanottajamekanismilla): C20;

- v ammoniumionia NH 4 +, ioneina orgaanisia amiineja esimerkiksi metyyliammoniumionissa CH3 -NH2 +;

- v monimutkaisia ​​yhdisteitä, kemiallinen sidos keskiatomin ja ligandiryhmien välillä, esimerkiksi nNa, alumiini- ja hydroksidi -ionien välinen sidos;

- v typpihappo ja sen suolat- nitraatit: HNO 3, NaNO 3, joissakin muissa typpiyhdisteissä;

- molekyylissä otsoni O 3.

Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet

Kovalenttinen sidos muodostuu yleensä epämetalliatomien väliin. Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet ovat pituus, energia, moninaisuus ja suunta.

Kemiallisen sidoksen moninaisuus

Kemiallisen sidoksen moninaisuus - Tämä on yhteisten elektroniparien lukumäärä kahden atomin välillä yhdisteessä... Sidoksen moninaisuus voidaan helposti määrittää molekyylin muodostavien atomien arvosta.

Esimerkiksi , vetymolekyylissä H 2 sidosten moninaisuus on 1, koska Jokaisella vedyllä on vain 1 pariton elektroni ulkoisella energiatasolla, joten muodostuu yksi yhteinen elektronipari.

Happimolekyylissä 02 sidoksen moninaisuus on 2, koska jokaisella atomilla ulkoisella energiatasolla on 2 paritonta elektronia: O = O.

Typpimolekyylissä N 2 sidosten moninaisuus on 3, koska kunkin atomin välissä on 3 paritonta elektronia ulkoisella energiatasolla, ja atomit muodostavat 3 yhteistä elektroniparia N≡N.

Kovalenttisen sidoksen pituus

Kemiallisen sidoksen pituus Onko etäisyys sidoksen muodostavien atomien ytimien keskusten välillä. Se määritetään kokeellisilla fysikaalisilla menetelmillä. Sidoksen pituus voidaan arvioida suunnilleen additiivisuussäännön mukaisesti, jonka mukaan sidoksen pituus AB-molekyylissä on suunnilleen sama kuin A2- ja B2-molekyylien sidosten pituuksien puolisumma:

Kemiallisen sidoksen pituus voidaan arvioida karkeasti atomien säteitä pitkin sidoksen muodostaminen, tai viestintätaajuuden mukaan jos atomien säteet eivät ole kovin erilaisia.

Kun sidoksen muodostavien atomien säteet kasvavat, sidoksen pituus kasvaa.

Esimerkiksi

Atomien välisen sidoksen moninaisuuden kasvaessa (joiden atomien säteet eivät eroa tai eroavat merkityksettömästi) sidoksen pituus lyhenee.

Esimerkiksi ... Sarjassa: C - C, C = C, C≡C, sidoksen pituus pienenee.

Viestintäenergia

Sidoksen energia on kemiallisen sidoksen lujuuden mitta. Viestintäenergia määräytyy sidoksen katkaisemiseen ja tämän sidoksen muodostavien atomien poistamiseen äärettömän suurella etäisyydellä toisistaan ​​tarvittavalla energialla.

Kovalenttinen sidos on erittäin kestävä. Sen energia vaihtelee kymmenistä useisiin satoihin kJ / mol. Mitä suurempi sidoksen energia, sitä suurempi sidoksen lujuus ja päinvastoin.

Kemiallisen sidoksen lujuus riippuu sidoksen pituudesta, sidoksen napaisuudesta ja sidoksen moninaisuudesta. Mitä pidempi kemiallinen sidos, sitä helpompi se rikkoa ja mitä pienempi sidosenergia, sitä heikompi sen lujuus. Mitä lyhyempi kemiallinen sidos, sitä vahvempi se on ja sitä suurempi sidoksen energia.

Esimerkiksi, yhdisteiden sarjassa HF, HCl, HBr, vasemmalta oikealle, kemiallisen sidoksen lujuus vähenee siitä asti kun yhteyden pituus kasvaa.

Ioninen kemiallinen sidos

Ionisidos Perustuu kemialliseen sidokseen ionien sähköstaattinen vetovoima.

Joona muodostuvat elektronien hyväksymisessä tai luopumisessa atomeista. Esimerkiksi kaikkien metallien atomit säilyttävät heikosti ulkoisen energiatason elektronit. Siksi metalliatomeille on tunnusomaista korjaavat ominaisuudet- kyky lahjoittaa elektroneja.

Esimerkki. Natriumatomi sisältää 1 elektronin kolmannella energiatasolla. Luovuttaen sen helposti, natriumiatomi muodostaa paljon vakaamman Na + -ionin jalo neonkaasun Ne elektronisella kokoonpanolla. Natriumioni sisältää 11 protonia ja vain 10 elektronia, joten ionin kokonaisvaraus on -10 + 11 = +1:

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

Esimerkki. Ulkoisen energiatason klooriatomi sisältää 7 elektronia. Vakaan inertin argoniatomin Ar kokoonpanon saamiseksi kloorin on liitettävä 1 elektroni. Elektronin kiinnittymisen jälkeen muodostuu stabiili kloori -ioni, joka koostuu elektroneista. Ionin kokonaisvaraus on -1:

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

Huomautus:

• Ionien ominaisuudet eroavat atomien ominaisuuksista!
• Pysyviä ioneja voi muodostua paitsi atomit, mutta myös atomiryhmiä... Esimerkiksi: ammoniumioni NH 4 +, sulfaatti-ioni SO 4 2- jne. Tällaisten ionien muodostamia kemiallisia sidoksia pidetään myös ionisina;
• Ionisidos muodostuu pääsääntöisesti keskenään metallit ja ei-metalleja(epämetalliryhmät);

Muodostuneet ionit vetävät puoleensa sähköisen vetovoiman ansiosta: Na + Cl-, Na 2 + SO 4 2-.

Tehdään yhteenveto ero kovalenttisten ja ionisten sidostyyppien välillä:

Metallinen kemiallinen sidos

Metallinen sidos Onko suhteellisesti muodostettu yhteys vapaita elektroneja välillä metalli -ioneja muodostaen kidehilan.

Ulkoisen energiatason metalliatomit sijaitsevat yleensä yhdestä kolmeen elektroniin... Metalliatomien säteet ovat pääsääntöisesti suuria - siksi metalliatomit, toisin kuin ei -metallit, luovuttavat ulkoisia elektroneja melko helposti, ts. ovat voimakkaita pelkistäviä aineita

Molekyylien väliset vuorovaikutukset

Erikseen kannattaa harkita aineen yksittäisten molekyylien välisiä vuorovaikutuksia - molekyylien väliset vuorovaikutukset ... Molekyylien väliset vuorovaikutukset ovat eräänlainen vuorovaikutus neutraalien atomien välillä, joissa uusia kovalenttisia sidoksia ei esiinny. Van der Waals löysi molekyylien väliset vuorovaikutusvoimat vuonna 1869 ja sai nimensä hänen mukaansa Van dar Waalsin joukot... Van der Waalsin joukot on jaettu kahteen osaan suuntautuminen, induktio ja dispergoiva ... Molekyylien välisen vuorovaikutuksen energia on paljon pienempi kuin kemiallisen sidoksen energia.

Suuntaavat vetovoimat tapahtuu polaaristen molekyylien välillä (dipoli-dipoli-vuorovaikutus). Nämä voimat syntyvät polaaristen molekyylien välillä. Induktion vuorovaikutukset Onko vuorovaikutus polaarisen ja ei-polaarisen molekyylin välillä. Ei-polaarinen molekyyli on polarisoitunut polaarisen vaikutuksen vuoksi, mikä synnyttää lisää sähköstaattista vetovoimaa.

Erityinen molekyylien välinen vuorovaikutus on vetysidokset. - nämä ovat molekyylien välisiä (tai molekyylisisäisiä) kemiallisia sidoksia, jotka syntyvät molekyylien välillä, joissa on voimakkaasti polaarisia kovalenttisia sidoksia - H-F, H-O tai H-N... Jos molekyylissä on tällaisia ​​sidoksia, molekyylien välissä on lisävoimia .

Muodostusmekanismi vetysidos on osittain sähköstaattinen ja osittain luovuttaja -vastaanottaja. Tässä tapauksessa elektroniparin luovuttaja on voimakkaasti elektronegatiivisen alkuaineen (F, O, N) atomi ja hyväksyjä on näihin atomeihin kytketyt vetyatomit. Vetysidokselle on tunnusomaista keskittyä avaruudessa ja kylläisyys.

Vety sidos voidaan merkitä pisteillä: Н ··· O. Mitä suurempi atomin elektronegatiivisuus yhdistettynä vetyyn, ja mitä pienempi sen koko on, sitä vahvempi on vetysidos. Se on ominaista pääasiassa yhdisteille fluori vedyn kanssa ja myös happi vedyn kanssa , vähemmän typpi vedyn kanssa .

Vetysidoksia syntyy seuraavien aineiden välillä:

— vetyfluoridi HF(kaasu, fluorivetyliuos vedessä - fluorivetyhappo), vettä H20 (höyry, jää, nestemäinen vesi):

— ammoniakin ja orgaanisten amiinien liuos- ammoniakin ja vesimolekyylien välillä;

— orgaaniset yhdisteet, joissa O-H tai NH-sidoksia: alkoholit, karboksyylihapot, amiinit, aminohapot, fenolit, aniliini ja sen johdannaiset, proteiinit, hiilihydraattiliuokset - monosakkaridit ja disakkaridit.

Vetysidos vaikuttaa aineiden fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin. Siten molekyylien välinen vetovoima vaikeuttaa aineiden kiehumista. Aineissa, joissa on vetysidoksia, havaitaan epänormaali kiehumispisteen nousu.

Esimerkiksi yleensä molekyylipainon kasvaessa havaitaan aineiden kiehumispisteen nousua. Kuitenkin monissa aineissa H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te emme havaitse lineaarista muutosta kiehumispisteissä.

Nimittäin klo kiehumispiste epänormaalin korkea - vähintään -61 o C, kuten suora viiva osoittaa, mutta paljon enemmän, +100 o C. Tämä poikkeama selittyy vesimolekyylien välisillä vetysidoksilla. Siksi vesi on normaaleissa olosuhteissa (0-20 ° C) nestettä vaiheen mukaan.