71:00 hod Ionizačná energia
(prvý elektrón) 1680,0 (17,41) kJ / mol (eV) Elektronická konfigurácia 2s 2 2p 5 Chemické vlastnosti Kovalentný polomer 72 hod Polomer iónu (-1e) 133 hod Elektronegativita
(podľa Paulinga) 3,98 Elektródový potenciál 0 Oxidačné stavy −1 Termodynamické vlastnosti jednoduchej látky Hustota (pri -189 ° C) 1,108 / cm3 Molárna tepelná kapacita 31,34 J / (mol) Tepelná vodivosť 0,028 W / () Teplota topenia 53,53 Teplo fúzie (F-F) 0,51 kJ / mol Teplota varu 85,01 Teplo odparovania 6,54 (F-F) kJ / mol Molárny objem 17,1 cm³ / mol Kryštálová mriežka jednoduchej látky Mrežová konštrukcia jednoklonný Parametre mriežky 5,50 b = 3,28 c = 7,28 p = 90,0 C / pomer — Odstráňte teplotu neuvádza sa

F	9
18,9984
2s 2 2p 5
Fluór

Chemické vlastnosti

Najaktívnejší nekovový materiál prudko interaguje s takmer všetkými látkami (vzácnymi výnimkami sú fluórplasty) a s väčšinou z nich so spaľovaním a výbuchom. Kontakt fluóru s vodíkom vedie k požiaru a výbuchu aj pri veľmi nízkych teplotách (až do -252 ° C). Aj voda a platina horia vo fluórovej atmosfére: urán pre jadrový priemysel.
trifluorid chlóru ClF 3 - fluoračné činidlo a silné oxidačné činidlo raketového paliva
hexafluorid síry SF 6 - plynný izolátor v elektrotechnickom priemysle
fluoridy kovov (napríklad W a V), ktoré majú niektoré užitočné vlastnosti
freóny - dobré chladivá
Teflóny - chemicky inertné polyméry
hexafluoroaluminát sodný - na následnú výrobu hliníka elektrolýzou
rôzne zlúčeniny fluóru

Raketová technológia

Zlúčeniny fluóru sa v raketovej technológii široko používajú ako oxidačné činidlo pre raketové palivo.

Aplikácia v medicíne

Zlúčeniny fluóru sa v medicíne široko používajú ako náhrada krvi.

Biologická a fyziologická úloha

Fluór je pre telo životne dôležitým prvkom. V ľudskom tele je fluorid obsiahnutý predovšetkým v zubnej sklovine v zložení fluorapatitu - Ca 5 F (PO 4) 3. Pri nedostatočnom (menej ako 0,5 mg / liter pitnej vody) alebo nadmernom (viac ako 1 mg / liter) príjmu fluóru v tele sa môžu vyvinúť zubné ochorenia: kaz a fluoróza (škvrnitá sklovina) a osteosarkóm.

Na prevenciu zubného kazu sa odporúča používať zubné pasty s fluoridovými prísadami alebo použiť fluoridovanú vodu (až do koncentrácie 1 mg / l), prípadne aplikovať lokálne aplikácie s 1-2% roztokom fluoridu sodného alebo fluoridu cínatého. Takéto akcie môžu znížiť pravdepodobnosť zubného kazu o 30-50%.

Maximálna prípustná koncentrácia viazaného fluóru v priemyselnom vzduchu je 0,0005 mg / liter.

Ďalšie informácie

Fluór, fluór, F (9)
Fluór (fluór, francúzsky a nemecký. Fluór) bol získaný vo voľnom stave v roku 1886, ale jeho zlúčeniny sú známe už dlho a boli široko používané v metalurgii a sklárstve. Prvé zmienky o fluorite (CaP) nazývanom fluorit (Fliisspat) pochádzajú zo 16. storočia. Jedna z prác pripisovaných legendárnemu Vasilijovi Valentinovi spomína kamene namaľované rôznymi farbami - tavidlo (Fliisse z latinského fluere - tiecť, liať), ktoré sa používali ako tavidlo pri tavení kovov. Píše o tom aj Agricola a Libavius. Ten uvádza pre tento tok špeciálne názvy - kazivica (Flusspat) a minerálne tavivo. Mnoho autorov chemických a technických prác 17. a 18. storočia. popísať rôzne druhy kazivca. V Rusku sa tieto kamene nazývali fluvik, spalt, pľuvali; Lomonosov tieto kamene priradil do kategórie selenitov a nazýval ich spar alebo flus (kryštálová flus). Ruskí remeselníci, ako aj zberatelia minerálnych zbierok (napríklad v 18. storočí knieža P.F. Golitsyn) vedeli, že niektoré druhy rahien po zahriatí (napríklad v horúcej vode) v tme žiaria. Avšak aj Leibniz vo svojej histórii fosforu (1710) v tejto súvislosti spomína termofosfor (Thermophosphorus).

Chemici a remeselní chemici sa zrejme s kyselinou fluorovodíkovou zoznámili najneskôr v 17. storočí. V roku 1670 norimberský remeselník Schwanhard použil na leptanie vzorov na sklenených pohároch kazivku zmiešanú s kyselinou sírovou. V tom čase však bola povaha fluoritu a kyseliny fluorovodíkovej úplne neznáma. Verilo sa napríklad, že kyselina kremičitá má v Schwanhardovom procese leptací účinok. Scheele odstránil tento mylný názor tým, že dokázal, že keď kazivec interaguje s kyselinou sírovou, kyselina kremičitá sa získava koróziou sklenenej retorty s výslednou kyselinou fluorovodíkovou. Okrem toho Scheele (1771) stanovil, že kazivec je kombináciou vápennej zeminy so špeciálnou kyselinou, ktorá dostala názov „švédska kyselina“.

Lavoisier rozpoznal radikálny fluorik ako jednoduché telo a zaradil ho do svojej tabuľky jednoduchých telies. Kyselina fluorovodíková sa vo viac -menej čistej forme získala v roku 1809. Homosexuál Lussac a Thénard destiláciou kazivca s kyselinou sírovou v olovenej alebo striebornej retorte. Pri tejto operácii boli obaja vedci otrávení. Skutočnú povahu kyseliny fluorovodíkovej založil v roku 1810 Ampere. Odmietol Lavoisierov názor, že kyselina fluorovodíková by mala obsahovať kyslík, a dokázal analógiu tejto kyseliny s kyselinou chlorovodíkovou. Ampere oznámil svoje zistenia Davymu, ktorý nedávno zistil elementárnu povahu chlóru. Davy plne súhlasil s argumentmi Ampere a vynaložil veľa úsilia na získanie voľného fluóru elektrolýzou kyseliny fluorovodíkovej a inými spôsobmi. Vzhľadom na silný korozívny účinok kyseliny fluorovodíkovej na sklo, ako aj na tkanivá rastlín a zvierat, Ampere navrhol pomenovať prvok v ňom obsiahnutý fluór (grécky - ničenie, smrť, mor, mor atď.). Davy však tento názov neakceptoval a navrhol iný - fluór (Fluor) analogicky s vtedajším názvom chlóru - chlór (Chlorine), oba názvy sa stále používajú v angličtine. V ruskom jazyku sa zachoval názov daný Ampere.

Početné pokusy izolovať voľný fluór v 19. storočí. neviedlo k úspešným výsledkom. Iba v roku 1886 to Moissan dokázal a získal voľný fluór vo forme žltozeleného plynu. Pretože fluór je neobvykle korozívny plyn, Moissan musel prekonať mnoho ťažkostí, než našiel materiál vhodný na prístrojové vybavenie v experimentoch s fluórom. U-trubica na elektrolýzu kyseliny fluorovodíkovej pri 55 ° C (chladená kvapalným metylchloridom) bola vyrobená z platiny s kazivými zátkami. Potom, čo boli skúmané chemické a fyzikálne vlastnosti voľného fluóru, našlo široké uplatnenie. Teraz je fluór jednou z najdôležitejších zložiek syntézy organofluórových látok širokého spektra. V ruskej literatúre na začiatku 19. storočia. fluór bol nazývaný inak: zásada kyseliny fluorovodíkovej, fluóru (Dvigubsky, 1824), fluóru (Iovskii), fluóru (Shcheglov, 1830), fluóru, fluóru, fluórvoru. Hess predstavil názov fluór v roku 1831.

Úloha číslo 1

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve zlúčeniny, v ktorých je prítomná iónová chemická väzba.

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

Odpoveď: 13

V drvivej väčšine prípadov je možné určiť prítomnosť iónového typu väzby v zlúčenine tým, že zloženie jej štruktúrnych jednotiek súčasne obsahuje atómy typického kovu a atómy nekovu.

Na tomto základe zistíme, že v zlúčenine pod číslom 1 - Ca (ClO 2) 2 existuje iónová väzba, pretože v jeho vzorci vidíte atómy typického kovového vápnika a atómy nekovov - kyslík a chlór.

V tomto zozname však nie sú žiadne ďalšie zlúčeniny obsahujúce atómy kovov aj nekovov.

Medzi zlúčeniny uvedené v tejto úlohe patrí chlorid amónny, v ktorom je iónová väzba realizovaná medzi amónnym katiónom NH4 + a chloridovým iónom Cl -.

Úloha číslo 2

Z uvedeného zoznamu vyberte dve zlúčeniny, v ktorých je typ chemickej väzby rovnaký ako v molekule fluóru.

1) kyslík

2) oxid dusnatý (II)

3) bromovodík

4) jodid sodný

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 15

Molekula fluóru (F 2) pozostáva z dvoch atómov jedného chemického prvku nekovu, preto je chemická väzba v tejto molekule kovalentná nepolárna.

Kovalentnú nepolárnu väzbu je možné realizovať iba medzi atómami rovnakého chemického prvku nekovu.

Z navrhovaných možností má kovalentnú nepolárnu väzbu iba kyslík a diamant. Molekula kyslíka je dvojatómová, pozostáva z atómov jedného chemického prvku nekovu. Diamant má atómovú štruktúru a vo svojej štruktúre je každý atóm uhlíka, ktorý je nekovový, viazaný na ďalšie 4 atómy uhlíka.

Oxid dusnatý (II) je látka pozostávajúca z molekúl tvorených atómami dvoch rôznych nekovov. Pretože elektronegativity rôznych atómov sú vždy odlišné, celkový pár elektrónov v molekule je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, v tomto prípade kyslíku. Väzba v molekule NO je teda kovalentne polárna.

Bromovodík pozostáva aj z dvojatómových molekúl zložených z atómov vodíka a brómu. Spoločný elektrónový pár tvoriaci väzbu H-Br je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu brómu. Chemická väzba v molekule HBr je tiež kovalentne polárna.

Jodid sodný je iónová látka tvorená kovovým katiónom a jodidovým aniónom. Väzba v molekule NaI vzniká v dôsledku prechodu elektrónu z 3 s-orbitál sodíkového atómu (atóm sodíka sa zmení na katión) na podplnený 5 p-orbitál atómu jódu (atóm jódu sa zmení na anión). Táto chemická väzba sa nazýva iónová.

Úloha číslo 3

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky, medzi molekulami ktorých sa tvoria vodíkové väzby.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5OH
• 3. H20
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 23

Vysvetlenie:

Vodíkové väzby prebiehajú v látkach molekulárnej štruktúry, v ktorých sú prítomné kovalentné väzby H-O, H-N, H-F. Títo. kovalentné väzby atómu vodíka s atómami troch chemických prvkov s najvyššou elektronegativitou.

Medzi molekulami teda zrejme existujú vodíkové väzby:

2) alkoholy

3) fenoly

4) karboxylové kyseliny

5) amoniak

6) primárne a sekundárne amíny

7) kyselina fluorovodíková

Úloha číslo 4

Zo zoznamu vyberte dve zlúčeniny s iónovými chemickými väzbami.

• 1.Cl3
• 2. CO2
• 3. NaCl
• 4.H 2 S
• 5. MgO

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 35

Vysvetlenie:

V drvivej väčšine prípadov je možné vyvodiť záver o prítomnosti iónového typu väzby v zlúčenine tým, že štruktúrne jednotky látky súčasne obsahujú atómy typického kovu a atómy nekovu .

Na tomto základe zistíme, že v zlúčenine s číslom 3 (NaCl) a 5 (MgO) existuje iónová väzba.

Poznámka*

Okrem vyššie uvedeného znaku možno prítomnosť iónovej väzby v zlúčenine povedať aj vtedy, ak jej štruktúrna jednotka obsahuje amónny katión (NH4 +) alebo jeho organické analógy - alkylamóniové katióny RNH 3 +, dialkylamonium R2 NH2 +, trialkylamónium R3NH + alebo tetraalkylamónium R4N +, kde R je nejaký uhľovodíkový radikál. Iónový typ väzby sa napríklad vyskytuje v zlúčenine (CH3) 4NC1 medzi katiónom (CH3) 4 + a chloridovým iónom Cl -.

Úloha číslo 5

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s rovnakým typom štruktúry.

4) stolová soľ

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 23

Úloha číslo 8

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky nemolekulárnej štruktúry.

2) kyslík

3) biely fosfor

5) kremík

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 45

Úloha číslo 11

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky, v ktorých molekulách je dvojitá väzba medzi atómami uhlíka a kyslíka.

3) formaldehyd

4) kyselina octová

5) glycerín

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 34

Úloha číslo 14

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s iónovou väzbou.

1) kyslík

3) oxid uhoľnatý (IV)

4) chlorid sodný

5) oxid vápenatý

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 45

Úloha číslo 15

Z uvedeného zoznamu vyberte dve látky s rovnakým typom kryštálovej mriežky ako diamant.

1) oxid kremičitý SiO 2

2) oxid sodný Na20

3) oxid uhoľnatý CO

4) biely fosfor P 4

5) kremík Si

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 15

Úloha číslo 20

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky, v ktorých molekulách je jedna trojitá väzba.

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

Do poľa pre odpoveď napíšte čísla vybraných spojení.

Odpoveď: 45

Vysvetlenie:

Aby sme našli správnu odpoveď, nakreslime štruktúrne vzorce zlúčenín z predloženého zoznamu:

Vidíme teda, že v molekulách dusíka a acetylénu je trojitá väzba. Títo. správne odpovede 45

Úloha číslo 21

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky, v ktorých molekulách je kovalentná nepolárna väzba.

Voľný fluór sa skladá z diatomických molekúl. Z chemického hľadiska je fluór charakterizovaný ako jednoväzbový nekovový a navyše najaktívnejší zo všetkých nekovových. Je to z niekoľkých dôvodov, vrátane ľahkej dezintegrácie molekuly F 2 na jednotlivé atómy - energia potrebná na to je iba 159 kJ / mol (oproti 493 kJ / mol pre O 2 a 242 kJ / mol pre C 12). Atómy fluóru majú značnú afinitu k elektrónom a relatívne malú veľkosť. Preto sú ich valenčné väzby s atómami iných prvkov silnejšie ako podobné väzby iných metaloidov (napríklad energia väzby HF je - 564 kJ / mol oproti 460 kJ / mol pre väzbu HO a 431 kJ / mol pre väzba H-C1).

Väzba F-F sa vyznačuje jadrovou vzdialenosťou 1,42 A. Pre tepelnú disociáciu fluóru boli výpočtom získané nasledujúce údaje:

Atóm fluóru má v základnom stave štruktúru vonkajšej elektrónovej vrstvy 2s 2 2p 5 a je jednomocný. Excitácia trivalentného stavu spojená s prenosom jedného 2p-elektrónu na úroveň 3s vyžaduje výdaj 1225 kJ / mol a prakticky sa nerealizuje.

Elektrónová afinita neutrálneho atómu fluóru sa odhaduje na 339 kJ / mol. Ión F - sa vyznačuje efektívnym polomerom 1,33 A a hydratačnou energiou 485 kJ / mol. Kovalentný polomer fluóru sa zvyčajne predpokladá, že je 71 pm (tj. Polovica internukleárnej vzdialenosti v molekule F2).

Chemická väzba je elektronický jav, ktorý spočíva v tom, že najmenej jeden elektrón, ktorý bol v silovom poli svojho jadra, sa ocitne v silovom poli iného jadra alebo viacerých jadier súčasne.

Väčšina jednoduchých látok a všetky komplexné látky (zlúčeniny) pozostávajú z atómov, ktoré navzájom určitým spôsobom interagujú. Inými slovami, medzi atómami je vytvorená chemická väzba. Keď sa vytvorí chemická väzba, vždy sa uvoľní energia, to znamená, že energia výslednej častice musí byť menšia ako celková energia pôvodných častíc.

Prechod elektrónu z jedného atómu na druhý, ktorý vedie k tvorbe opačne nabitých iónov so stabilnými elektronickými konfiguráciami, medzi ktorými je vytvorená elektrostatická príťažlivosť, je najjednoduchším modelom iónovej väzby:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Hypotézu o tvorbe iónov a vzniku elektrostatickej príťažlivosti medzi nimi ako prvý predložil nemecký vedec V. Kossel (1916).

Ďalším komunikačným modelom je zdieľanie elektrónov dvoma atómami, v dôsledku čoho sa vytvárajú aj stabilné elektronické konfigurácie. Takéto puto sa nazýva kovalentné. Jeho teóriu vyvinul v roku 1916 americký vedec G. Lewis.

Spoločným bodom v oboch teóriách bola tvorba častíc so stabilnou elektronickou konfiguráciou, ktorá sa zhoduje s elektronickou konfiguráciou vzácneho plynu.

Napríklad, keď sa tvorí fluorid lítny, realizuje sa iónový mechanizmus tvorby väzby. Atóm lítia (3 Li 1s 2 2s 1) stráca elektrón a s elektronickou konfiguráciou hélia sa mení na katión (3 Li + 1s 2). Fluór (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) prijíma elektrón a vytvára anión (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) s elektronickou konfiguráciou neónu. Medzi lítium -iónovým Li + a fluórovým iónom F - vzniká elektrostatická príťažlivosť, vďaka ktorej vzniká nová zlúčenina - fluorid lítny.

Keď sa tvorí fluorovodík, jeden elektrón atómu vodíka (1 s) a nepárový elektrón atómu fluóru (2 p) sú v poli pôsobenia oboch jadier - atómu vodíka a atómu fluóru. Objaví sa teda spoločný elektrónový pár, čo znamená redistribúciu hustoty elektrónov a vznik maxima elektrónovej hustoty. Výsledkom je, že dva elektróny sú teraz spojené s jadrom atómu vodíka (elektronická konfigurácia atómu hélia) a s jadrom fluóru - osem elektrónov vonkajšej energetickej hladiny (elektronická konfigurácia neónového atómu):

Komunikácia vykonávaná prostredníctvom jedného elektronického páru sa nazýva jednoduchá väzba.

Je označený jednou pomlčkou medzi symbolmi prvkov: H-F.

Tendencia vytvárať stabilný osemelektrónový obal prenosom elektrónu z jedného atómu na druhý (iónová väzba) alebo socializácia elektrónov (kovalentná väzba) sa nazýva oktetové pravidlo.

Špeciálnym prípadom je vytvorenie dvojelektrónových škrupín v lítiovom ióne a atóme vodíka.

Existujú však súvislosti, ktoré toto pravidlo nespĺňajú. Napríklad atóm berýlia v fluoride berýlia BeF 2 má iba štvorelektrónový obal; pre atóm bóru je charakteristických šesť elektrónových škrupín (bodky označujú elektróny vonkajšej energetickej hladiny):

V takých zlúčeninách, ako je chlorid fosforečný a fluorid sírový, fluorid jódu, obsahuje elektrónový obal centrálnych atómov viac ako osem elektrónov (fosfor - 10; síra - 12; jód - 14):

Väčšina spojok d-prvkov sa tiež neriadi oktetovým pravidlom.

Vo všetkých vyššie uvedených príkladoch je medzi atómami rôznych prvkov vytvorená chemická väzba; nazýva sa to heteroatomický. Medzi rovnakými atómami však môže vzniknúť aj kovalentná väzba. Molekula vodíka napríklad vzniká zdieľaním 15 elektrónov z každého atómu vodíka, v dôsledku čoho každý atóm získa stabilnú elektronickú konfiguráciu dvoch elektrónov. Oktet vzniká tvorbou molekúl iných jednoduchých látok, napríklad fluóru:

Vytvorenie chemickej väzby sa môže uskutočniť aj socializáciou štyroch alebo šiestich elektrónov. V prvom prípade vzniká dvojitá väzba, čo sú dva zovšeobecnené páry elektrónov, v druhom trojitá väzba (tri zovšeobecnené páry elektrónov).

Napríklad, keď sa vytvorí molekula dusíka N 2, chemická väzba sa vytvorí socializáciou šiestich elektrónov: troch nepárových elektrónov p z každého atómu. Na dosiahnutie konfigurácie s ôsmimi elektrónmi sa vytvoria tri bežné elektrónové páry:

Dvojitá väzba je označená dvoma čiarkami, trojitá väzba tromi. Molekula dusíka N2 môže byť reprezentovaná nasledovne: N≡N.

V diatomických molekulách tvorených atómami jedného prvku je maximálna hustota elektrónov umiestnená v strede medzijadrovej čiary. Pretože medzi atómami nedochádza k oddeleniu nábojov, tento druh kovalentnej väzby sa nazýva nepolárny. Heteroatomická väzba je vždy polárna do jedného alebo druhého stupňa, pretože maximum elektrónovej hustoty sa posúva smerom k jednému z atómov, vďaka čomu získava čiastočný negatívny náboj (označený σ-). Atóm, z ktorého je vytlačené maximum hustoty elektrónov, získava čiastočný kladný náboj (označený σ +). Elektricky neutrálne častice, v ktorých sa centrá čiastočných negatívnych a parciálnych pozitívnych nábojov v priestore nezhodujú, sa nazývajú dipóly. Polarita väzby sa meria dipólovým momentom (μ), ktorý je priamo úmerný veľkosti nábojov a vzdialenosti medzi nimi.

Ryža. Schematické znázornenie dipólu

Zoznam použitej literatúry

1. Popkov V.A., Puzakov S.A. Všeobecná chémia: učebnica. -M.: GEOTAR-Media, 2010.-976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [s. 32-35]

V roku 1916 boli navrhnuté prvé extrémne zjednodušené teórie štruktúry molekúl, v ktorých boli použité elektronické reprezentácie: teória amerického fyzikálnochemika G. Lewisa (1875-1946) a nemeckého vedca V. Kossela. Podľa Lewisovej teórie sa valenčné elektróny dvoch atómov naraz zúčastňujú na tvorbe chemickej väzby v diatomickej molekule. Preto napríklad v molekule vodíka namiesto valenčného prime začali kresliť elektrónový pár tvoriaci chemickú väzbu:

Chemická väzba vytvorená elektrónovým párom sa nazýva kovalentná väzba. Molekula fluorovodíka je znázornená nasledovne:

Rozdiel medzi molekulami jednoduchých látok (H2, F2, N2, O2) a molekulami zložitých látok (HF, NO, H2O, NH3) je v tom, že prvé z nich nemajú dipólový moment, zatiaľ čo ostatné áno. Dipólový moment m je definovaný ako súčin absolútnej hodnoty náboja q vzdialenosťou medzi dvoma protiľahlými nábojmi r:

Dipólový moment m diatomickej molekuly možno určiť dvoma spôsobmi. Po prvé, pretože molekula je elektricky neutrálna, je známy celkový kladný náboj molekuly Z "(rovná sa súčtu nábojov atómových jadier: Z" = ZA + ZB). Na základe znalosti medzijadrovej vzdialenosti re je možné určiť polohu ťažiska kladného náboja molekuly. Hodnota m molekuly sa zistí z experimentu. Preto môžete nájsť r "- vzdialenosť medzi ťažiskami pozitívneho a celkového negatívneho náboja molekuly:

Za druhé, môžeme predpokladať, že keď je elektrónový pár tvoriaci chemickú väzbu posunutý na jeden z atómov, na tomto atóme sa objaví určitý nadbytočný negatívny náboj -q "a náboj + q" na druhom atóme. Vzdialenosť medzi atómami je nasledovná:

Dipólový moment molekuly HF je 6,4 × 10-30 KL / m, medzijadrová vzdialenosť H-F je 0,917 × 10-10 m. Výpočet q "dáva: q" = 0,4 elementárneho náboja (tj. Elektrónového náboja). Akonáhle sa na atóme fluóru objaví nadbytočný negatívny náboj, znamená to, že elektrónový pár tvoriaci chemickú väzbu v molekule HF je posunutý smerom k atómu fluóru. Táto chemická väzba sa nazýva kovalentná polárna väzba. Molekuly typu A2 nemajú dipólový moment. Chemické väzby tvoriace tieto molekuly sa nazývajú kovalentné nepolárne väzby.

Kosselova teória bol navrhnutý na opis molekúl tvorených aktívnymi kovmi (alkalické kovy a kovy alkalických zemín) a aktívnymi nekovmi (halogény, kyslík, dusík). Vonkajšie valenčné elektróny atómov kovu sú najvzdialenejšie od jadra atómu, a preto sú atómom kovu relatívne slabo držané. Atómy chemických prvkov nachádzajúcich sa v rovnakom rade periodickej tabuľky pri prechode zľava doprava sa náboj jadra neustále zvyšuje a v tej istej elektrónovej vrstve sú umiestnené ďalšie elektróny. To vedie k tomu, že vonkajší elektrónový obal je stlačený a elektróny sú v atóme stále pevnejšie držané. Preto je v molekule MeX možné presunúť slabo zadržaný vonkajší valenčný elektrón kovu s energetickým výdajom rovnajúcim sa ionizačnému potenciálu do valenčného elektrónového obalu nekovového atómu s uvoľňovaním energie rovnajúcej sa afinite elektrónov. V dôsledku toho sa vytvoria dva ióny: Me + a X-. Elektrostatickou interakciou týchto iónov je chemická väzba. Tento typ pripojenia bol tzv iónový.

Ak určíme dipólové momenty molekúl MeX v pároch, ukáže sa, že náboj z atómu kovu sa úplne neprenáša na nekovový atóm a chemická väzba v takýchto molekulách je lepšie opísaná ako kovalentná silne polárna väzba. Pozitívne kovové katióny Me + a negatívne anióny nekovových atómov X- obvykle existujú v miestach kryštálovej mriežky kryštálov týchto látok. Ale v tomto prípade každý pozitívny kovový ión interaguje predovšetkým elektrostaticky s najbližšími nekovovými aniónmi, potom s kovovými katiónmi atď. To znamená, že v iónových kryštáloch sa delokalizujú chemické väzby a každý ión v konečnom dôsledku interaguje so všetkými ostatnými iónmi zahrnutými v kryštáli, čo je obrovská molekula.

Spolu s dobre definovanými charakteristikami atómov, ako sú náboje atómových jadier, ionizačné potenciály, elektrónová afinita, sa v chémii používajú aj menej jednoznačné charakteristiky. Jednou z nich je elektronegativita. Do vedy ju uviedol americký chemik L. Pauling. Najprv zvážime údaje o prvom ionizačnom potenciáli a o elektrónovej afinite k prvkom prvých troch období.

Pravidelnosti ionizačných potenciálov a elektrónová afinita sú úplne vysvetlené štruktúrou valenčných elektrónových obalov atómov. Izolovaný atóm dusíka má oveľa nižšiu afinitu k elektrónom ako atómy alkalických kovov, aj keď dusík je aktívny nekov. Práve v molekulách dusík pri interakcii s atómami iných chemických prvkov dokazuje, že je aktívnym nekovom. O to sa pokúsil L. Pauling, ktorý zaviedol „elektronegativitu“ ako schopnosť atómov chemických prvkov vytesniť elektrónový pár smerom k sebe počas tvorby. kovalentné polárne väzby... Stupnicu elektronegativity pre chemické prvky navrhol L. Pauling. Najvyššiu elektronegativitu v bežných bezrozmerných jednotkách pripisoval fluóru - 4,0 kyslíka - 3,5, chlóru a dusíka - 3,0, brómu - 2,8. Povaha zmeny elektronegativity atómov úplne zodpovedá zákonom, ktoré sú vyjadrené v periodickej tabuľke. Preto používanie konceptu „ elektronegativita„jednoducho prekladá do iného jazyka tie vzorce v zmene vlastností kovov a nekovov, ktoré sa už odrážajú v periodickej tabuľke.

Mnoho kovov v tuhom stave sú takmer dokonale tvarované kryštály.... V miestach kryštálovej mriežky v kryštáli sú atómy alebo kladné ióny kovov. Elektróny týchto kovových atómov, z ktorých boli vytvorené pozitívne ióny, sú vo forme elektrónového plynu v priestore medzi uzlami kryštálovej mriežky a patria všetkým atómom a iónom. Práve oni určujú charakteristický kovový lesk, vysokú elektrickú vodivosť a tepelnú vodivosť kovov. Typ sa nazýva chemická väzba, ktorú socializované elektróny vykonávajú v kovovom kryštálikovová väzba.

V roku 1819 francúzski vedci P. Dulong a A. Petit experimentálne zistili, že molárna tepelná kapacita takmer všetkých kovov v kryštalickom stave sa rovná 25 J / mol. Teraz môžeme ľahko vysvetliť, prečo je to tak. Atómy kovu v uzloch kryštálovej mriežky sú neustále v pohybe - robia oscilačné pohyby. Tento komplexný pohyb je možné rozložiť na tri jednoduché oscilačné pohyby v troch navzájom kolmých rovinách. Každý oscilačný pohyb má svoju vlastnú energiu a svoj vlastný zákon jej zmeny so zvyšujúcou sa teplotou - vlastnú tepelnú kapacitu. Limitujúca hodnota tepelnej kapacity pre akýkoľvek vibračný pohyb atómov je rovná R - univerzálna plynová konštanta. Tri nezávislé vibračné pohyby atómov v kryštáli budú zodpovedať tepelnej kapacite rovnajúcej sa 3R. Keď sa kovy zahrievajú, začínajúc od veľmi nízkych teplôt, ich tepelná kapacita sa zvyšuje od nuly. Pri izbových a vyšších teplotách dosahuje tepelná kapacita väčšiny kovov maximálnu hodnotu - 3R.

Pri zahrievaní sa kryštálová mriežka kovov zničí a prejdú do roztaveného stavu. Pri ďalšom zahrievaní sa kovy odparia. Vo výparoch existuje mnoho kovov ako molekuly Me2. V týchto molekulách sú atómy kovov schopné vytvárať kovalentné nepolárne väzby.

Fluór je chemický prvok (symbol F, atómové číslo 9), nekov, ktorý patrí do skupiny halogénov. Je to najaktívnejšia a elektronegatívna látka. Pri normálnej teplote a tlaku je molekula fluóru svetlo žltej farby so vzorcom F 2. Rovnako ako ostatné halogény je molekulárny fluorid veľmi nebezpečný a pri kontakte s pokožkou spôsobuje vážne chemické popáleniny.

Použitie

Fluór a jeho zlúčeniny sa široko používajú, a to aj na výrobu liečiv, agrochemikálií, palív, mazív a textílií. sa používa na leptanie skla a fluórová plazma sa používa na výrobu polovodičov a iných materiálov. Nízke koncentrácie iónov F ​​v zubnej paste a pitnej vode môžu predchádzať zubnému kazu, zatiaľ čo vyššie koncentrácie sa nachádzajú v niektorých insekticídoch. Mnoho všeobecných anestetík je derivátmi fluórovaných uhľovodíkov. Izotop 18F je pozitrónovým zdrojom na lekárske zobrazovanie pozitrónovou emisnou tomografiou a hexafluorid uránu sa používa na separáciu izotopov uránu pre jadrové elektrárne.

História objavov

Minerály obsahujúce zlúčeniny fluóru boli známe mnoho rokov pred izoláciou tohto chemického prvku. Napríklad minerálny fluorit (alebo fluorit), pozostávajúci z fluoridu vápenatého, opísal v roku 1530 George Agricola. Všimol si, že sa dá použiť ako tavivo - látka, ktorá pomáha znižovať teplotu topenia kovu alebo rudy a pomáha čistiť požadovaný kov. Preto fluór dostal svoj latinský názov od slova fluere („prúdiť“).

V roku 1670 fúkač skla Heinrich Schwanhard zistil, že sklo je leptané kyselinou upraveným fluoridom vápenatým (kazivcom). Carl Scheele a mnoho neskorších vedcov, vrátane Humphreyho Davyho, Josepha-Louisa Gaya-Lussaca, Antoina Lavoisiera, Louisa Thénarda, experimentovalo s kyselinou fluorovodíkovou (HF), ktorú bolo ľahké získať ošetrením CaF koncentrovanou kyselinou sírovou.

Nakoniec vysvitlo, že HF obsahuje predtým neznámy prvok. Táto látka však nebola izolovaná mnoho rokov kvôli svojej nadmernej reaktivite. Oddelenie od zlúčenín je nielen ťažké, ale okamžite reaguje s ich ostatnými zložkami. Oddelenie elementárneho fluóru od kyseliny fluorovodíkovej je mimoriadne nebezpečné a prvé pokusy oslepili a zabili niekoľko vedcov. Títo ľudia sa stali známymi ako „mučeníci fluoridu“.

Objavovanie a výroba

Nakoniec v roku 1886 dokázal francúzsky chemik Henri Moissan izolovať fluór elektrolýzou zmesi roztavených fluoridov draselného a kyseliny fluorovodíkovej. Za to mu bola v roku 1906 udelená Nobelova cena za chémiu. Jeho elektrolytický prístup sa dnes stále používa na priemyselnú výrobu tohto chemického prvku.

Prvá veľkovýroba fluoridu sa začala počas 2. svetovej vojny. Vyžadovalo sa to v jednom z fáz výroby atómovej bomby v rámci projektu Manhattan. Na výrobu hexafluoridu uránu (UF 6) sa používal fluór, ktorý sa zase používal na oddelenie dvoch izotopov 235 U a 238 U. Na výrobu obohateného uránu pre jadrovú energiu je dnes potrebný plynný UF 6.

Najdôležitejšie vlastnosti fluóru

V periodickej tabuľke je prvok v hornej časti skupiny 17 (predtým skupina 7A), ktorá sa nazýva halogén. Medzi ďalšie halogény patrí chlór, bróm, jód a astatín. Okrem toho je F v druhom období medzi kyslíkom a neónom.

Čistý fluór je korozívny plyn (chemický vzorec F 2) s charakteristickým štipľavým zápachom, ktorý sa nachádza v koncentrácii 20 nl na liter objemu. Ako najreaktívnejší a elektronegatívny zo všetkých prvkov ľahko tvorí zlúčeniny s väčšinou z nich. Fluór je príliš reaktívny na to, aby existoval v elementárnej forme, a má takú afinitu k väčšine materiálov, vrátane kremíka, že sa nemôže variť ani skladovať v sklenených nádobách. Vo vlhkom vzduchu reaguje s vodou za vzniku rovnako nebezpečnej kyseliny fluorovodíkovej.

Fluór, ktorý interaguje s vodíkom, exploduje aj pri nízkych teplotách a v tme. Prudko reaguje s vodou za vzniku kyseliny fluorovodíkovej a plynného kyslíka. V prúde plynného fluóru jasne horia rôzne materiály, vrátane jemne rozptýlených kovov a skla. Tento chemický prvok navyše tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi kryptónom, xenónom a radónom. Nereaguje však priamo na dusík a kyslík.

Napriek extrémnej aktivite fluóru sú v súčasnosti k dispozícii metódy na jeho bezpečnú manipuláciu a prepravu. Prvok je možné skladovať v nádobách vyrobených z ocele alebo monelu (zliatina bohatá na nikel), pretože na povrchu týchto materiálov sa tvoria fluoridy, ktoré bránia ďalšej reakcii.

Fluoridy sú látky, v ktorých je fluór prítomný ako negatívne nabitý ión (F -) v kombinácii s niektorými kladne nabitými prvkami. Zlúčeniny fluóru s kovmi patria medzi najstabilnejšie soli. Po rozpustení vo vode sa rozdelia na ióny. Ďalšími formami fluóru sú komplexy, napríklad -a H2F +.

Izotopy

Existuje mnoho izotopov tohto halogénu, v rozmedzí od 14 F do 31 F. Izotopové zloženie fluóru však obsahuje iba jeden z nich, 19 F, ktorý obsahuje 10 neutrónov, pretože iba on je stabilný. Rádioaktívny izotop 18 F je cenným zdrojom pozitrónov.

Biologický vplyv

Fluorid v tele sa nachádza hlavne v kostiach a zuboch vo forme iónov. Fluoridácia pitnej vody v koncentrácii menšej ako jedna časť na milión výrazne znižuje výskyt zubného kazu, uvádza Národná rada pre výskum americkej Národnej akadémie vied. Na druhej strane nadmerná akumulácia fluoridu môže viesť k fluoróze, ktorá sa prejavuje škvrnitosťou zubov. Tento účinok sa zvyčajne pozoruje v oblastiach, kde obsah tohto chemického prvku v pitnej vode presahuje koncentráciu 10 ppm.

Elementárne fluoridy a fluoridové soli sú toxické a musí sa s nimi zaobchádzať veľmi opatrne. Je potrebné opatrne zabrániť kontaktu s pokožkou alebo očami. Reakciou s pokožkou vzniká tkanivo, ktoré rýchlo preniká do tkanív a reaguje s vápnikom v kostiach, čím ich natrvalo poškodí.

Fluór v životnom prostredí

Ročná svetová produkcia minerálu fluoritu je asi 4 milióny ton a celková kapacita preskúmaných ložísk je do 120 miliónov ton. Hlavnými oblasťami ťažby tohto minerálu sú Mexiko, Čína a západná Európa.

Fluorid sa prirodzene vyskytuje v zemskej kôre, kde sa nachádza v horninách, uhlí a hline. Fluoridy sa uvoľňujú do ovzdušia počas veternej erózie pôdy. Fluór je 13. najrozšírenejším chemickým prvkom v zemskej kôre - jeho obsah je 950 ppm. V pôdach je jeho priemerná koncentrácia asi 330 ppm. Fluorovodík sa môže uvoľňovať do ovzdušia v dôsledku spaľovacích procesov v priemysle. Fluoridy, ktoré sú vo vzduchu, nakoniec padnú na zem alebo do vody. Keď fluór vytvorí väzbu s veľmi malými časticami, môže zostať vo vzduchu dlhú dobu.

V atmosfére je 0,6 ppb tohto chemického prvku prítomných vo forme soľnej hmly a organických zlúčenín chlóru. V mestskom prostredí dosahuje koncentrácia 50 ppb.

Pripojenia

Fluór je chemický prvok, ktorý tvorí široké spektrum organických a anorganických zlúčenín. Chemici ním môžu nahradiť atómy vodíka, čím vznikne mnoho nových látok. Vysoko reaktívny halogén tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi. V roku 1962 syntetizoval Neil Bartlett xenón hexafluóroplatinát (XePtF6). Získali sa tiež kryptónové a radónové fluoridy. Ďalšou zlúčeninou je fluorid argónu, ktorý je stabilný iba pri extrémne nízkych teplotách.

Priemyselná aplikácia

V atómovom a molekulárnom stave sa fluór používa na leptanie plazmou pri výrobe polovodičov, plochých panelových displejov a mikroelektromechanických systémov. Kyselina fluorovodíková sa používa na leptanie skla v lampách a iných výrobkoch.

Spolu s niektorými svojimi zlúčeninami je fluór dôležitou zložkou pri výrobe liečiv, agrochemikálií, palív, mazív a textílií. Chemický prvok je potrebný na výrobu halogénovaných alkánov (halónov), ktoré sú zase široko používané v klimatizačných a chladiacich systémoch. Neskôr bolo toto používanie chlórfluórovaných uhľovodíkov zakázané, pretože prispievajú k deštrukcii ozónovej vrstvy v horných vrstvách atmosféry.

Hexafluorid síry je extrémne inertný, netoxický skleníkový plyn. Výroba plastov s nízkym trením, ako je teflón, je bez fluóru nemožná. Mnoho anestetík (napr. Sevoflurán, desflurán a izoflurán) je odvodených od fluórovaných uhľovodíkov. Hexafluoroaluminát sodný (kryolit) sa používa pri elektrolýze hliníka.

Fluoridové zlúčeniny vrátane NaF sa používajú v zubných pastách na prevenciu zubného kazu. Tieto látky sa pridávajú do komunálnych dodávok vody do fluoridovanej vody, ale táto metóda sa považuje za kontroverznú z dôvodu vplyvu na ľudské zdravie. Pri vyšších koncentráciách sa NaF používa ako insekticíd, najmä na kontrolu švábov.

V minulosti sa fluoridy používali na zníženie oboch rúd a zvýšenie ich tekutosti. Fluór je dôležitou zložkou pri výrobe hexafluoridu uránu, ktorý sa používa na oddelenie jeho izotopov. 18 F, rádioaktívny izotop so 110 minútami, emituje pozitróny a často sa používa v lekárskej pozitrónovej emisnej tomografii.

Fyzikálne vlastnosti fluóru

Základné vlastnosti chemického prvku sú nasledujúce:

• Atómová hmotnosť je 18,9984032 g / mol.
• Elektronická konfigurácia 1s 2 2s 2 2p 5.
• Oxidačný stav -1.
• Hustota 1,7 g / l.
• Teplota topenia 53,53 K.
• Teplota varu je 85,03 K.
• Tepelná kapacita 31,34 J / (K mol).

Chemické častice vytvorené z dvoch alebo viacerých atómov sa nazývajú molekuly(skutočné alebo podmienené jednotky vzorca polyatomické látky). Atómy v molekulách sú chemicky viazané.

Chemickou väzbou sa rozumejú elektrické sily príťažlivosti, ktoré držia častice blízko seba. Každá chemická väzba v štruktúrne vzorce zdá sa valenčný znak, napríklad:

H - H (väzba medzi dvoma atómami vodíka);

H 3 N - H + (väzba medzi atómom dusíka molekuly amoniaku a vodíkovým katiónom);

(K +) - (I -) (väzba medzi katiónom draslíka a jodidovým iónom).

Chemickú väzbu tvorí pár elektrónov (), ktorý je v elektronických vzorcoch komplexných častíc (molekúl, komplexných iónov) obvykle nahradený valenčnou čiarou, na rozdiel od prirodzených, nezdieľaných elektrónových párov atómov, napríklad:

Chemická väzba sa nazýva kovalentný, ak vzniká socializáciou dvojice elektrónov obidvoma atómami.

V molekule F 2 majú obidva atómy fluóru rovnakú elektronegativitu, a preto je pre nich vlastníctvo elektrónového páru rovnaké. Takáto chemická väzba sa nazýva nepolárna, pretože každý atóm fluóru elektrónová hustota je rovnaké v elektronický vzorec Molekuly je možné medzi ne rozdeliť rovnako:

V molekule chlorovodíka HCl už je chemická väzba polárny, pretože hustota elektrónov na atóme chlóru (prvok s vyššou elektronegativitou) je oveľa vyššia ako na atóme vodíka:

Kovalentná väzba, napríklad H - H, môže byť vytvorená zdieľaním elektrónov dvoch neutrálnych atómov:

H + H> H - H

Tento mechanizmus vytvárania väzieb sa nazýva výmena alebo ekvivalent.

Podľa iného mechanizmu rovnaká kovalentná väzba H - H vzniká, keď je elektrónový pár hydridového iónu H zdieľaný vodíkovým katiónom H +:

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

V tomto prípade sa nazýva katión H + akceptor, anión H. - darca elektronický pár. Mechanizmus vzniku kovalentnej väzby v tomto prípade bude darca-príjemca, alebo koordinácia.

Jednoduché väzby (H - H, F - F, H - CI, H - N) sa nazývajú spojky, definujú geometrický tvar molekúl.

Dvojité a trojité väzby () obsahujú jeden a -komponent a jeden alebo dva a -komponenty; P -komponent, ktorý je hlavným a podmienene vytvorený ako prvý, je vždy silnejší ako y -komponent.

Fyzikálnymi (skutočne merateľnými) charakteristikami chemickej väzby sú jej energia, dĺžka a polarita.

Energia chemickej väzby (E sv) je teplo, ktoré sa uvoľňuje pri vytváraní tohto spojenia a vynakladá sa na jeho prerušenie. Pre rovnaké atómy je jednoduchá väzba vždy slabší viacnásobné (dvojité, trojité).

Dĺžka chemickej väzby (l cv) - medzijaderná vzdialenosť. Pre rovnaké atómy je jednoduchá väzba vždy dlhšie než násobok.

Polarita komunikácia sa meria elektrický dipólový moment p- súčin skutočného elektrického náboja (na atómoch danej väzby) podľa dĺžky dipólu (t.j. dĺžky väzby). Čím väčší je dipólový moment, tým vyššia je polarita väzby. Skutočné elektrické náboje na atómoch v kovalentnej väzbe majú vždy nižšiu hodnotu ako oxidačné stavy prvkov, ale zhodujú sa v znaku; napríklad pre väzbu H + I -Cl -I sú skutočné náboje rovnaké ako H + 0 "17 -Cl -0" 17 (bipolárne častice alebo dipól).

Polarita molekúl je určená ich zložením a geometrickým tvarom.

Nepolárne (p = O) bude:

a) molekuly jednoduché látky, pretože obsahujú iba nepolárne kovalentné väzby;

b) polyatomické molekuly komplexné látky, ak majú geometrický tvar symetrické.

Napríklad molekuly CO 2, BF 3 a CH 4 majú nasledujúci smer rovnakých (na dĺžku) väzbových vektorov:

Keď sa pridajú väzbové vektory, ich súčet vždy zmizne a molekuly ako celok sú nepolárne, aj keď obsahujú polárne väzby.

Polárna (str> O) bude:

a) diatomický molekuly komplexné látky, pretože obsahujú iba polárne väzby;

b) polyatomické molekuly komplexné látky, ak ich štruktúra asymetrický, to znamená, že ich geometrický tvar je buď neúplný alebo zdeformovaný, čo vedie k vzniku celkového elektrického dipólu, napríklad v molekulách NH3, H20, HNO3 a HCN.

Komplexné ióny, napríklad NH 4 +, SO 4 2- a NO 3 -, v zásade nemôžu byť dipóly, nesú iba jeden (kladný alebo záporný) náboj.

Iónová väzba vzniká elektrostatickou príťažlivosťou katiónov a aniónov takmer bez socializácie páru elektrónov, napríklad medzi K + a I -. Atómu draslíka chýba elektrónová hustota, atómu jódu nadbytok. Tomuto spojeniu sa verí konečný v prípade kovalentnej väzby, pretože pár elektrónov prakticky anión nemá. Tento vzťah je najtypickejší pre zlúčeniny typických kovov a nekovov (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) a látky triedy solí (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Všetky tieto zlúčeniny za izbových podmienok sú kryštalické látky, ktoré spája spoločný názov iónové kryštály(kryštály postavené z katiónov a aniónov).

Známy je aj iný druh komunikácie, tzv kovová väzba, v ktorých sú valenčné elektróny tak voľne držané atómami kovov, že v skutočnosti nepatria ku konkrétnym atómom.

Atómy kovov, bez toho, aby k nim jasne patrili vonkajšie elektróny, sa stávajú akoby pozitívnymi iónmi. Tvoria sa kovová kryštálová mriežka. Súbor zdieľaných valenčných elektrónov ( elektronický plyn) drží pozitívne kovové ióny pohromade a na konkrétnych miestach mriežky.

Okrem iónových a kovových kryštálov existujú aj atómový a molekulárny kryštalické látky, v ktorých mriežkach sú atómy alebo molekuly. Príklady: diamant a grafit sú kryštály s atómovou mriežkou, jód I 2 a oxid uhličitý CO 2 (suchý ľad) sú kryštály s molekulárnou mriežkou.

Chemické väzby existujú nielen v molekulách látok, ale môžu sa vytvárať aj medzi molekulami, napríklad pre kvapalný HF, vodu H20 a zmes H20 + NH3:

Vodíková väzba vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti polárnych molekúl obsahujúcich atómy najviac elektronegatívnych prvkov - F, O, N. Napríklad v HF, H 2 O a NH 3 existujú vodíkové väzby, ale nie sú v HCl, H 2 S a PH 3.

Vodíkové väzby sú nestabilné a celkom ľahko sa lámu, napríklad keď sa topí ľad a vrie voda. Rozbitie týchto väzieb však vyžaduje určitú dodatočnú energiu, a preto teploty topenia (tabuľka 5) a teploty varu látok s vodíkovými väzbami

(napríklad HF a H20) sú výrazne vyššie ako pre podobné látky, ale bez vodíkových väzieb (napríklad HCl a H2S).

Mnoho organických zlúčenín tiež tvorí vodíkové väzby; vodíkové väzby hrajú dôležitú úlohu v biologických procesoch.

Príklady zadaní pre časť A

1. Látky s iba kovalentnými väzbami sú

1) SiH4, Cl20, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P205

3) CH4, HNO3, Na (CH30)

4) CCl20, I2, N20

2–4. Kovalentná väzba

2. jediné

3. dvojitý

4. trojka

prítomný v látke

5. V molekulách existuje viac väzieb

6. Častice nazývané radikály sú

7. Jedna z väzieb je tvorená mechanizmom donor-akceptor v súbore iónov

1) SO4 2-, NH4 +

2) H30 +, NH4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Najtrvanlivejšie a krátky väzba - v molekule

9. Látky iba s iónovými väzbami - v sade

2) NH4CI, SiCl4

10–13. Kryštálová mriežka hmoty

13. Wa (OH) 2

1) kov

Témy kodifikátora POUŽITIA: Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakteristika kovalentnej väzby (polarita a energia väzby). Iónová väzba. Kovová väzba. Vodíková väzba

Intramolekulárne chemické väzby

Najprv zvážte väzby, ktoré vznikajú medzi časticami v molekulách. Takéto spojenia sa nazývajú intramolekulárne.

Chemická väzba medzi atómami chemických prvkov má elektrostatický charakter a vzniká vďaka interakcie vonkajších (valenčných) elektrónov, vo viac či menej miere držané pozitívne nabitými jadrami viazané atómy.

Kľúčový koncept tu je ELEKTRICKÁ NEGATIVITA. Je to ona, ktorá určuje typ chemickej väzby medzi atómami a vlastnosti tejto väzby.

Je schopnosť atómu priťahovať (držať) externé(valencia) elektróny... Elektronegativita je daná stupňom príťažlivosti vonkajších elektrónov k jadru a závisí hlavne od polomeru atómu a náboja jadra.

Elektronegativitu je ťažké jednoznačne definovať. L. Pauling zostavil tabuľku relatívnych elektronegativít (založenú na energiách väzieb diatomických molekúl). Najelektronegatívnejší prvok je fluór s významom 4 .

Je dôležité poznamenať, že v rôznych zdrojoch nájdete rôzne stupnice a tabuľky hodnôt elektronegativity. To by sa nemalo báť, pretože hrá úlohu pri vytváraní chemickej väzby atómy, a je to približne rovnaké v každom systéme.

Ak jeden z atómov v chemickej väzbe A: B pritiahne elektróny silnejšie, potom je elektrónový pár posunutý smerom k nemu. Viac rozdiel elektronegativity atómy, tým viac je elektrónový pár vytesnený.

Ak sú hodnoty elektronegativít interagujúcich atómov rovnaké alebo približne rovnaké: EO (A) ≈EO (B), potom sa celkový elektrónový pár neposunie na žiadny z atómov: A: B.... Toto spojenie sa nazýva kovalentný nepolárny.

Ak sa elektronegativity interagujúcich atómov líšia, ale nie veľmi (rozdiel v elektronegativitách je asi 0,4 až 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potom sa elektrónový pár posunie na jeden z atómov. Toto spojenie sa nazýva kovalentný polárny .

Ak sa elektronegativity interagujúcich atómov výrazne líšia (rozdiel v elektronegativitách je väčší ako 2: ΔEO> 2), potom sa jeden z elektrónov takmer úplne prenesie na druhý atóm za vzniku ióny... Toto spojenie sa nazýva iónový.

Hlavnými druhmi chemických väzieb sú - kovalentný, iónový a kov komunikácia. Pozrime sa na ne podrobnejšie.

Kovalentná chemická väzba

Kovalentná väzba – je to chemická väzba tvorený vznik spoločného elektrónového páru A: B ... V tomto prípade dva atómy prekrývať atómové orbitaly. Kovalentná väzba vzniká interakciou atómov s malým rozdielom v elektronegativitách (spravidla medzi dvoma nekovmi) alebo atómy jedného prvku.

Základné vlastnosti kovalentných väzieb

• sústrediť sa,
• nasýtiteľnosť,
• polarita,
• polarizovateľnosť.

Tieto spojovacie vlastnosti ovplyvňujú chemické a fyzikálne vlastnosti látok.

Smer komunikácie charakterizuje chemickú štruktúru a formu látok. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú uhly väzby. Napríklad v molekule vody je uhol väzby H-O-H 104,45 °, preto je molekula vody polárna a v molekule metánu je uhol väzby H-C-H 108 ° 28 '.

Nasýtiteľnosť Je schopnosť atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných chemických väzieb. Nazýva sa počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť.

Polarita väzba vzniká nerovnomerným rozložením hustoty elektrónov medzi dva atómy s rôznou elektronegativitou. Kovalentné väzby sú rozdelené na polárne a nepolárne.

Polarizovateľnosť spojenia sú schopnosť väzbových elektrónov premiestniť sa pod vplyvom vonkajšieho elektrického poľa(najmä elektrické pole inej častice). Polarizovateľnosť závisí od mobility elektrónov. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým je mobilnejší, a preto je molekula polarizovateľnejšia.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Existujú 2 typy kovalentných väzieb - POLAR a NEPOLÁRNE .

Príklad . Zvážte štruktúru molekuly vodíka H 2. Každý atóm vodíka na úrovni vonkajšej energie nesie 1 nepárový elektrón. Na zobrazenie atómu používame Lewisovu štruktúru - toto je diagram štruktúry vonkajšej energetickej hladiny atómu, keď sú elektróny označené bodkami. Modely Lewisovej bodovej štruktúry sú nápomocné pri práci s prvkami druhého obdobia.

H. +. H = H: H

Molekula vodíka má teda jeden spoločný elektrónový pár a jednu chemickú väzbu H - H. Tento elektrónový pár nie je posunutý na žiadny z atómov vodíka, pretože elektronegativita atómov vodíka je rovnaká. Toto spojenie sa nazýva kovalentný nepolárny .

Kovalentná nepolárna (symetrická) väzba Je kovalentná väzba tvorená atómami s rovnakou elektronegativitou (spravidla rovnaké nekovy), a teda s rovnomerným rozložením hustoty elektrónov medzi atómami.

Dipólový moment nepolárnych väzieb je 0.

Príklady: H2 (H-H), 02 (O = O), S8.

Kovalentná polárna chemická väzba

Kovalentná polárna väzba Je kovalentné puto, ktoré sa vyskytuje medzi atómy s rôznou elektronegativitou (zvyčajne, rôzne nekovy) a vyznačuje sa posunutie spoločný elektrónový pár na elektronegatívnejší atóm (polarizácia).

Elektrónová hustota je posunutá na elektronegatívnejší atóm - preto na ňom vzniká čiastočný negatívny náboj (δ-) a na menej elektronegatívnom atóme vzniká čiastočný kladný náboj (δ +, delta +).

Čím je rozdiel v elektronegativitách atómov väčší, tým je vyšší polarita spojenia a ešte viac dipólového momentu ... Medzi susednými molekulami a nábojmi opačného znamienka pôsobia ďalšie atraktívne sily, ktoré sa zvyšujú sila komunikácia.

Polarita väzby ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti zlúčenín. Reakčné mechanizmy a dokonca reaktivita susedných väzieb závisia od polarity väzby. Polarita spojenia často určuje polarita molekuly a tým priamo ovplyvňuje fyzikálne vlastnosti, ako je teplota varu a teplota topenia, rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách.

Príklady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tvorby kovalentných väzieb

Kovalentná chemická väzba môže nastať dvoma mechanizmami:

1. Výmenný mechanizmus kovalentná chemická väzba vzniká vtedy, keď každá častica poskytne jeden nepárový elektrón na vytvorenie spoločného elektrónového páru:

A . + . B = A: B

2. tvorba kovalentnej väzby je mechanizmus, v ktorom jedna z častíc poskytuje osamelý elektrónový pár a druhá častica poskytuje prázdny orbitál pre tento elektrónový pár:

A: + B = A: B

V tomto prípade jeden z atómov poskytuje osamelý elektrónový pár ( darca) a ďalší atóm poskytuje pre tento pár prázdny orbitál ( akceptor). V dôsledku tvorby väzby klesá elektrónová energia, t.j. je prospešný pre atómy.

Kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor nie je iný vo vlastnostiach z iných kovalentných väzieb tvorených výmenným mechanizmom. Vytvorenie kovalentnej väzby mechanizmom donor-akceptor je typické pre atómy buď s veľkým počtom elektrónov na úrovni vonkajšej energie (donory elektrónov), alebo naopak, s veľmi malým počtom elektrónov (akceptory elektrónov). Valenčné schopnosti atómov sú podrobnejšie zvážené v príslušnej časti.

Kovalentná väzba mechanizmom donor-akceptor je vytvorená:

- v molekule oxid uhoľnatý CO(väzba v molekule je trojitá, 2 väzby sú tvorené výmenným mechanizmom, jedna mechanizmom donor-akceptor): C≡O;

- v amónny ión NH 4 +, v iónoch organické amíny napríklad v metylamóniovom ióne CH3 -NH2 +;

- v komplexné zlúčeniny chemická väzba medzi centrálnym atómom a ligandovými skupinami, napríklad v tetrahydroxoalumináte sodnom, väzba medzi iónmi hliníka a hydroxidu;

- v kyselina dusičná a jej soli- dusičnany: HNO 3, NaNO 3, v niektorých ďalších zlúčeninách dusíka;

- v molekule ozónu O 3.

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby

Medzi nekovovými atómami sa zvyčajne vytvára kovalentná väzba. Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby sú dĺžka, energia, mnohosť a smer.

Mnohonásobnosť chemickej väzby

Mnohonásobnosť chemickej väzby - toto je počet spoločných elektrónových párov medzi dvoma atómami v zlúčenine... Mnohonásobnosť väzby je možné ľahko určiť z hodnoty atómov, ktoré tvoria molekulu.

Napríklad , v molekule vodíka H 2 je multiplicita väzby 1, pretože každý vodík má iba 1 nepárový elektrón na úrovni vonkajšej energie, preto sa vytvorí jeden spoločný elektrónový pár.

V molekule kyslíka O 2 je multiplicita väzby 2, pretože každý atóm na úrovni vonkajšej energie má 2 nepárové elektróny: O = O.

V molekule dusíka N2 je multiplicita väzby 3, pretože medzi každým atómom sú 3 nepárové elektróny na úrovni vonkajšej energie a atómy tvoria 3 spoločné elektrónové páry N≡N.

Dĺžka kovalentnej väzby

Dĺžka chemickej väzby Je vzdialenosť medzi stredmi jadier atómov, ktoré tvoria väzbu. Stanovuje sa experimentálnymi fyzikálnymi metódami. Dĺžku väzby je možné odhadnúť približne podľa pravidla aditivity, podľa ktorého je dĺžka väzby v molekule AB približne rovná polovičnému súčtu dĺžok väzieb v molekulách A2 a B2:

Dĺžku chemickej väzby je možné zhruba odhadnúť pozdĺž polomerov atómov vytváranie väzby, príp podľa frekvencie komunikácie ak polomery atómov nie sú veľmi odlišné.

So zvýšením polomerov atómov tvoriacich väzbu sa dĺžka väzby zvýši.

Napríklad

S nárastom multiplicity väzby medzi atómami (ktorých atómové polomery sa nelíšia alebo sa líšia len nepatrne) sa dĺžka väzby zníži.

Napríklad ... V sérii: C - C, C = C, C≡C sa dĺžka väzby zmenšuje.

Komunikačná energia

Energia väzby je mierou sily chemickej väzby. Komunikačná energia je určená energiou potrebnou na prerušenie väzby a odstránenie atómov, ktoré túto väzbu tvoria, v nekonečne veľkej vzdialenosti od seba.

Kovalentná väzba je veľmi trvanlivé. Jeho energia sa pohybuje od niekoľko desiatok do niekoľko stoviek kJ / mol. Čím vyššia je energia väzby, tým väčšia je pevnosť väzby a naopak.

Sila chemickej väzby závisí od dĺžky väzby, polarity väzby a mnohosti väzby. Čím je chemická väzba dlhšia, tým je jednoduchšie ju zlomiť a čím je energia väzby nižšia, tým je jej pevnosť nižšia. Čím je chemická väzba kratšia, tým je silnejšia a tým väčšia je väzbová energia.

Napríklad, v sérii zlúčenín HF, HCl, HBr, zľava doprava, sila chemickej väzby klesá od dĺžka spojenia sa zvyšuje.

Iónová chemická väzba

Iónová väzba Chemická väzba je založená na elektrostatická príťažlivosť iónov.

Jonah sa tvoria v procese prijímania alebo vzdávania sa elektrónov atómami. Atómy všetkých kovov napríklad slabo zachovávajú elektróny vonkajšej energetickej hladiny. Atómy kovov sa preto vyznačujú regeneračné vlastnosti- schopnosť darovať elektróny.

Príklad. Atóm sodíka obsahuje 1 elektrón na 3. energetickej úrovni. Atóm sodíka sa ho ľahko vzdáva a tvorí oveľa stabilnejší ión Na + s elektronickou konfiguráciou vzácneho neónového plynu Ne. Sodný ión obsahuje 11 protónov a iba 10 elektrónov, takže celkový náboj iónu je -10 + 11 = +1:

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

Príklad. Atóm chlóru na úrovni vonkajšej energie obsahuje 7 elektrónov. Na získanie konfigurácie stabilného inertného atómu argónu Ar musí chlór pripojiť 1 elektrón. Po pripojení elektrónu sa vytvorí stabilný chlórový ión pozostávajúci z elektrónov. Celkový náboj iónu je -1:

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

Poznámka:

• Vlastnosti iónov sa líšia od vlastností atómov!
• Stabilné ióny môžu vytvárať nielen atómy, ale tiež skupiny atómov... Napríklad: amónny ión NH 4 +, síranový ión SO 4 2-, atď. Chemické väzby vytvorené takýmito iónmi sa tiež považujú za iónové;
• Iónová väzba sa spravidla vytvára navzájom kovy a nekovy(skupiny nekovov);

Výsledné ióny sú priťahované elektrickou príťažlivosťou: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Zhrňme si to rozdiel medzi typmi kovalentných a iónových väzieb:

Kovová chemická väzba

Kovová väzba Je to spojenie, ktoré sa vytvára relatívne voľné elektróny medzi ióny kovov tvoriaci kryštálovú mriežku.

Atómy kovov na úrovni vonkajšej energie sú spravidla umiestnené jeden až tri elektróny... Polomery atómov kovov sú spravidla veľké - preto atómy kovov, na rozdiel od nekovov, darujú vonkajšie elektróny pomerne ľahko, t.j. sú silné redukčné činidlá

Intermolekulárne interakcie

Samostatne stojí za zváženie interakcií, ktoré vznikajú medzi jednotlivými molekulami v látke - intermolekulárne interakcie ... Intermolekulárne interakcie sú typom interakcie medzi neutrálnymi atómami, v ktorých sa neobjavujú nové kovalentné väzby. Sily interakcie medzi molekulami objavil van der Waals v roku 1869 a pomenoval ho Van Dar Waalsove sily... Van der Waalsove sily sú rozdelené na orientácia, indukcia a disperzný ... Energia intermolekulárnych interakcií je oveľa menšia ako energia chemickej väzby.

Orientačné gravitačné sily sa vyskytujú medzi polárnymi molekulami (interakcia dipól-dipól). Tieto sily vznikajú medzi polárnymi molekulami. Indukčné interakcie Ide o interakciu medzi polárnou molekulou a nepolárnou molekulou. Nepolárna molekula je polarizovaná v dôsledku pôsobenia polárnej molekuly, ktorá vytvára ďalšiu elektrostatickú príťažlivosť.

Špeciálnym typom medzimolekulárnej interakcie sú vodíkové väzby. - sú to intermolekulárne (alebo intramolekulárne) chemické väzby, ktoré vznikajú medzi molekulami, v ktorých sú silne polárne kovalentné väzby - H-F, H-O alebo H-N... Ak v molekule existujú také väzby, potom medzi molekulami budú dodatočné gravitačné sily .

Mechanizmus formovania vodíková väzba, čiastočne elektrostatická a čiastočne donor-akceptor. V tomto prípade je darcom elektrónového páru atóm silne elektronegatívneho prvku (F, O, N) a akceptorom sú atómy vodíka spojené s týmito atómami. Vodíková väzba sa vyznačuje sústrediť sa vo vesmíre a sýtosť.

Vodíkovú väzbu je možné označiť bodkami: Н ··· O. Čím väčšia je elektronegativita atómu v kombinácii s vodíkom a čím je jeho veľkosť menšia, tým je vodíková väzba silnejšia. Je charakteristický predovšetkým pre zlúčeniny fluór s vodíkom a tiež do kyslík s vodíkom , menej dusík s vodíkom .

Vodíkové väzby vznikajú medzi nasledujúcimi látkami:

— fluorovodík HF(plyn, roztok fluorovodíka vo vode - kyselina fluorovodíková), voda H 2 O (para, ľad, tekutá voda):

— roztok amoniaku a organických amínov- medzi molekulami amoniaku a vody;

— organické zlúčeniny, v ktorých sa viažu O-H alebo N-H: alkoholy, karboxylové kyseliny, amíny, aminokyseliny, fenoly, anilín a jeho deriváty, bielkoviny, roztoky uhľohydrátov - monosacharidy a disacharidy.

Vodíková väzba ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti látok. Dodatočná príťažlivosť medzi molekulami preto látkam sťažuje var. V prípade látok s vodíkovými väzbami sa pozoruje abnormálne zvýšenie bodu varu.

Napríklad spravidla sa so zvýšením molekulovej hmotnosti pozoruje zvýšenie teploty varu látok. Avšak v rade látok H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepozorujeme lineárnu zmenu bodov varu.

Totiž o abnormálne vysoký bod varu vody - nie menej ako -61 o C, ako nám ukazuje priamka, ale oveľa viac, +100 o C. Táto anomália sa vysvetľuje prítomnosťou vodíkových väzieb medzi molekulami vody. Preto za normálnych podmienok (0-20 ° C) voda je kvapalina podľa fázového stavu.