Работата съдържа задачи върху химичните връзки.
Пугачева Елена Владимировна
Описание на разработката
6. Ковалентната неполярна връзка е характерна за
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) йонни 4) метални
15. Три общи електронни двойки образуват ковалентна връзка в една молекула
16. Между молекулите се образуват водородни връзки
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) вода и диамант 2) водород и хлор 3) мед и азот 4) бром и метан
19. Водородна връзка не е типичноза вещество
1) флуор 2) хлор 3) бром 4) йод
1)СF 4 2)CCl 4 3)CBr 4 4)CI 4
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
32. Атомите на химичните елементи от втория период на периодичната таблица D.I. Менделеев образува съединения с йонни химични връзки от състава 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) йонен 2) метал
43. Йонна връзка се образува от 1) H и S 2) P и C1 3) Cs и Br 4) Si и F
при взаимодействие
1) йонен 2) метал
1) йонен 2) метал
НАИМЕНОВАНИЕ НА ВЕЩЕСТВОТО ТИП КОМУНИКАЦИЯ
1) цинк А) йонен
2) азот Б) метал
62. Съвпадение
ВРЪЗКА ТИП КОМУНИКАЦИЯ
1) йонен A) H 2
2) метал B) Va
3) ковалентен полярен B) HF
66. Най-силната химична връзка възниква в молекулата 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. Силата на връзката се увеличава в серията 1) Cl 2 -O 2 -N 2 2) O 2 - N 2- Cl 2 3) O 2 - Cl 2 -N 2 4) Cl 2 -N 2 -O 2
68. Посочете серия, характеризираща се с увеличаване на дължината на химичната връзка
1) O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 2) N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 3) F 2 , N 2 , O 2 , Cl 2 4) N 2 , O 2 , Cl 2 , Е 2
Нека да разгледаме задача № 3 от опциите за единен държавен изпит за 2016 г.
Задачи с решения.
Задача No1.
Съединенията с ковалентна неполярна връзка са разположени в редицата:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4.NH3, S8, NaF
Обяснение:трябва да намерим серия, в която ще има само прости вещества, тъй като ковалентна неполярна връзка се образува само между атоми на един и същи елемент. Верният отговор е 1.
Задача No2.
Веществата с ковалентни полярни връзки са изброени в следните серии:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Обяснение:тук трябва да намерите серия, в която само сложни вещества и освен това всички неметали. Верният отговор е 3.
Задача No3.
Водородното свързване е характерно за
1. Алканов 2. Аренов 3. Алкохоли 4. Алкинов
Обяснение:Между водороден йон и електроотрицателен йон се образува водородна връзка. Сред изброените само алкохолите имат такъв комплект.
Верният отговор е 3.
Задача No4.
Химическа връзка между водните молекули
1. Водород
2. Йонни
3. Ковалентен полярен
4. Ковалентен неполярен
Обяснение:Между атомите О и Н във водата се образува полярна ковалентна връзка, тъй като това са два неметала, но има водородна връзка между водните молекули. Верният отговор е 1.
Задача No5.
Всяко от двете вещества има само ковалентни връзки:
1. CaO и C3H6
2. NaNO3 и CO
3. N2 и K2S
4. CH4 и SiO2
Обяснение:връзките трябва да се състоят само от неметали, т.е правилният отговор е 4.
Задача No6.
Вещество с полярна ковалентна връзка е
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Обяснение:Между атомите на различни неметали се образува полярна ковалентна връзка. Верният отговор е 3.
Задача No7.
Неполярната ковалентна връзка е характерна за всяко от двете вещества:
1. Вода и диамант
2. Водород и хлор
3. Мед и азот
4. Бром и метан
Обяснение:неполярна ковалентна връзка е характерна за свързването на атоми на един и същ неметален елемент. Верният отговор е 2.
Задача No8.
Каква химична връзка се образува между атомите на елементи с атомни номера 9 и 19?
1. Йонни
2. Метал
3. Ковалентен полярен
4. Ковалентен неполярен
Обяснение:това са елементите - флуор и калий, тоест съответно неметал и метал, между такива елементи може да се образува само йонна връзка. Верният отговор е 1.
Задача No9.
На формулата съответства вещество с йонен тип връзка
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Обяснение:образува се йонна връзка между метален атом и неметален атом, т.е правилният отговор е 4.
Задача No10.
Хлороводород и
1. Амоняк
2. Бром
3. Натриев хлорид
4. Магнезиев оксид
Обяснение:Хлороводородът има ковалентна полярна връзка, тоест трябва да намерим вещество, състоящо се от два различни неметала - това е амоняк.
Верният отговор е 1.
Задачи за самостоятелно решаване.
1. Между молекулите се образуват водородни връзки
1. Флуороводородна киселина
2. Метан хлорид
3. Диметилов етер
4. Етилен
2. Съединение с ковалентна връзка отговаря на формулата
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Вещество с ковалентна неполярна връзка има формулата
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Вещество с йонна връзка е
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. Между молекулите се образуват водородни връзки
1. Метанол
3. Ацетилен
4. Метилформиат
6. Ковалентна неполярна връзка е характерна за всяко от двете вещества:
1. Азот и озон
2. Вода и амоняк
3. Мед и азот
4. Бром и метан
7. Ковалентната полярна връзка е характерна за веществото
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Ковалентната неполярна връзка е характерна за
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Вещество с полярна ковалентна връзка е
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. Ковалентна неполярна връзка е характерна за всяко от двете вещества:
1. Водород и хлор
2. Вода и диамант
3. Мед и азот
4. Бром и метан
Тази бележка използва задачи от колекцията за единен държавен изпит за 2016 г., редактирана от A.A. Каверина.
A4 Химична връзка.
Химична връзка: ковалентна (полярна и неполярна), йонна, метална, водородна. Методи за образуване на ковалентни връзки. Характеристики на ковалентната връзка: дължина и енергия на връзката. Образуване на йонна връзка.
Вариант 1 – 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
Вариант 2 – 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
Вариант 3 – 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
Вариант 4 – 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. В амоняка и бариевия хлорид химичната връзка е съответно
1) йонни и ковалентни полярни
2) ковалентни полярни и йонни
3) ковалентни неполярни и метални
4) ковалентни неполярни и йонни
2. Веществата само с йонни връзки са изброени в следните серии:
1) F 2, CCl 4, KCl 2) NaBr, Na 2 O, KI 3) SO 2 .P 4 .CaF 2 4) H 2 S, Br 2, K 2 S
3. Съединение с йонна връзка се образува чрез взаимодействие
1) CH 4 и O 2 2) SO 3 и H 2 O 3) C 2 H 6 и HNO 3 4) NH 3 и HCI
4. В кой ред всички вещества имат полярна ковалентна връзка?
1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2, H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH 3, CH 4 4) NaBr, HBr, CO
5. В кои серии са записани формулите на веществата само с полярна ковалентна връзка?
1) Cl 2, NO 2, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, Se 4) HI, H 2 O, PH 3
6. Ковалентната неполярна връзка е характерна за
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Вещество с полярна ковалентна връзка е
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Вещество с ковалентна връзка е
1) CaCl2 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Вещество с ковалентна неполярна връзка има формулата
1) NH3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. Веществата с неполярни ковалентни връзки са
11. Между атоми с еднаква електроотрицателност се образува химическа връзка
1) йонен 2) ковалентен полярен 3) ковалентен неполярен 4) водород
12. Ковалентните полярни връзки са характерни за
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Химичен елемент, в атома на който електроните са разпределени между слоевете, както следва: 2, 8, 8, 2 образува химична връзка с водорода
1) ковалентен полярен 2) ковалентен неполярен
3) йонни 4) метални
14. В молекулата на кое вещество връзката между въглеродните атоми е с най-голяма дължина?
1) ацетилен 2) етан 3) етен 4) бензен
15. Три общи електронни двойки образуват ковалентна връзка в една молекула
1) азот 2) сероводород 3) метан 4) хлор
16. Между молекулите се образуват водородни връзки
1) диметилов етер 2) метанол 3) етилен 4) етил ацетат
17. Полярността на връзката е най-силно изразена в молекулата
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. Веществата с неполярни ковалентни връзки са
1) вода и диамант 2) водород и хлор 3) мед и азот 4) бром и метан
19. Водородна връзка не е типичноза вещество
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Ковалентна полярна връзка е характерна за всяко от двете вещества, чиито формули са
1) KI и H 2 O 2) CO 2 и K 2 O 3) H 2 S и Na 2 S 4) CS 2 и PC1 5
21. Най-слабата химична връзка в молекулата
22. Кое вещество има най-дългата химична връзка в своята молекула?
1) флуор 2) хлор 3) бром 4) йод
23. Всяко от веществата, посочени в серията, има ковалентни връзки:
1) C 4 H 10, NO 2, NaCl 2) CO, CuO, CH 3 Cl 3) BaS, C 6 H 6, H 2 4) C 6 H 5 NO 2, F 2, CCl 4
24. Всяко от веществата, посочени в серията, има ковалентна връзка:
1) CaO, C 3 H 6, S 8 2) Fe, NaNO 3, CO 3) N 2, CuCO 3, K 2 S 4) C 6 H 5 N0 2, SO 2, CHC1 3
25. Всяко от веществата, посочени в серията, има ковалентна връзка:
1) C 3 H 4, NO, Na 2 O 2) CO, CH 3 C1, PBr 3 3) P 2 Oz, NaHSO 4, Cu 4) C 6 H 5 NO 2, NaF, CCl 4
26. Всяко от веществата, посочени в серията, има ковалентни връзки:
1) C 3 H a, NO 2, NaF 2) KCl, CH 3 Cl, C 6 H 12 0 6 3) P 2 O 5, NaHSO 4, Ba 4) C 2 H 5 NH 2, P 4, CH 3 ОХ
27. Полярността на връзката е най-силно изразена в молекулите
1) сероводород 2) хлор 3) фосфин 4) хлороводород
28. В молекулата на кое вещество химичните връзки са най-силни?
1)СF 4 2)CCl 4 3)CBr 4 4)CI 4
29. Сред веществата NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - броят на съединенията с йонни връзки е равен
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Сред веществата (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - броят на съединенията с ковалентна връзка е равен
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. В вещества, образувани чрез свързване на еднакви атоми, химическа връзка
1) йонен 2) ковалентен полярен 3) водороден 4) ковалентен неполярен
32. Атомите на химичните елементи от втория период на периодичната таблица D.I. Менделеев образува съединения с йонни химични връзки от състава 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Съединения с ковалентни полярни и ковалентни неполярни връзки са съответно 1) вода и сероводород 2) калиев бромид и азот 3) амоняк и водород 4) кислород и метан
34. Ковалентните неполярни връзки са характерни за 1) вода 2) амоняк 3) азот 4) метан
35. Химична връзка в молекула на флуороводород
1) ковалентен полярен 3) йонен
2) ковалентен неполярен 4) водород
36. Изберете двойка вещества, в които всички връзки са ковалентни:
1) NaCl, HCl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. В калиев йодид химичната връзка
1) ковалентен неполярен 3) метален
2) ковалентен полярен 4) йонен
38. В въглероден дисулфид CS 2 химична връзка
1) йонен 2) метал
3) ковалентен полярен 4) ковалентен неполярен
39. В съединение се осъществява ковалентна неполярна връзка
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Вещество с ковалентна полярна връзка има формулата 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Съединение с йонна химична връзка
1) фосфорен хлорид 2) калиев бромид 3) азотен оксид (II) 4) барий
42. В амоняка и бариевия хлорид химичната връзка е съответно
1) йонни и ковалентни полярни 2) ковалентни полярни и йонни
3) ковалентни неполярни и метални 4) ковалентни неполярни и йонни
43. Йонна връзка се образува от 1) H и S 2) P и C1 3) Cs и Br 4) Si и F
44. Какъв тип връзка има в молекулата Н2?
1) Йонни 2) Водородни 3) Ковалентни неполярни 4) Донорно-акцепторни
45. Веществата с ковалентна полярна връзка са
1) серен оксид (IV) 2) кислород 3) калциев хидрид 4) диамант
46. В молекулата на флуора има химическа връзка
1) ковалентен полярен 2) йонен 3) ковалентен неполярен 4) водород
47. Коя серия изброява веществата само с ковалентни полярни връзки:
1) CH 4 H 2 Cl 2 2) NH 3 HBr CO 2 3) PCl 3 KCl CCl 4 4) H 2 S SO 2 LiF
48. В кой ред всички вещества имат полярна ковалентна връзка?
1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2 H 2 O, CO 2 3) H 2 O, NH 3, CH 4 4) KBr, HBr, CO
49. Коя серия изброява веществата само с йонни връзки:
1) F 2 O LiF SF 4 2) PCl 3 NaCl CO 2 3) KF Li 2 O BaCl 2 4) CaF 2 CH 4 CCl 4
50. Образува се съединение с йонна връзка при взаимодействие
1) CH 4 и O 2 2) NH 3 и HCl 3) C 2 H 6 и HNO 3 4) SO 3 и H 2 O
51. Между молекулите на 1) етан 2) бензен 3) водород 4) етанол се образува водородна връзка
52. Кое вещество има водородни връзки? 1) Сероводород 2) Лед 3) Бромоводород 4) Бензен
53. Връзката, образувана между елементи с поредни номера 15 и 53
1) йонен 2) метал
3) ковалентен неполярен 4) ковалентен полярен
54. Връзката, образувана между елементи с поредни номера 16 и 20
1) йонен 2) метал
3) ковалентен полярен 4) водород
55. Възниква връзка между атоми на елементи с поредни номера 11 и 17
1) метални 2) йонни 3) ковалентни 4) донорно-акцепторни
56. Между молекулите се образуват водородни връзки
1) водород 2) формалдехид 3) оцетна киселина 4) сероводород
57. В кои серии са записани формулите на веществата само с полярна ковалентна връзка?
1) Cl 2, NH 3, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, S 8 4) HI, H 2 O, PH 3
58. Кое вещество съдържа едновременно йонни и ковалентни химични връзки?
1) Натриев хлорид 2) Хлороводород 3) Натриев сулфат 4) Фосфорна киселина
59. Химическата връзка в молекулата има по-силно изразен йонен характер
1) литиев бромид 2) меден хлорид 3) калциев карбид 4) калиев флуорид
60. В кое вещество всички химични връзки са ковалентни неполярни?
1) Диамант 2) Въглероден окис (IV) 3) Злато 4) Метан
61. Установете съответствие между вещество и вида на връзката на атомите в това вещество.
НАИМЕНОВАНИЕ НА ВЕЩЕСТВОТО ТИП КОМУНИКАЦИЯ
1) цинк А) йонен
2) азот Б) метал
3) амоняк Б) ковалентен полярен
4) калциев хлорид Г) ковалентен неполярен
62. Съвпадение
ВРЪЗКА ТИП КОМУНИКАЦИЯ
1) йонен A) H 2
2) метал B) Va
3) ковалентен полярен B) HF
4) ковалентен неполярен D) BaF 2
63. В кое съединение се образува ковалентна връзка между атомите по донорно-акцепторен механизъм? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Посочете молекулата, в която енергията на свързване е най-висока: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Посочете молекулата, в която химичната връзка е най-силна: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
(първи електрон)
(според Полинг)
| Е | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Флуор | |
Химични свойства
Най-активният неметал, той взаимодейства бурно с почти всички вещества (редки изключения са флуоропластите), а с повечето от тях - с изгаряне и експлозия. Контактът на флуор с водород води до възпламеняване и експлозия дори при много ниски температури (до −252°C). Дори вода и платина:уран за ядрената индустрия горят във флуорна атмосфера.
хлорен трифлуорид ClF 3 - флуориращ агент и мощен окислител на ракетно гориво
серен хексафлуорид SF 6 - газообразен изолатор в електротехническата индустрия
метални флуориди (като W и V), които имат някои полезни свойства
фреоните са добри хладилни агенти
тефлон - химически инертни полимери
натриев хексафлуороалуминат - за последващо производство на алуминий чрез електролиза
различни флуорни съединения
Ракетна техника
Флуорните съединения се използват широко в ракетната технология като окислител за ракетно гориво.Приложение в медицината
Флуорните съединения се използват широко в медицината като кръвозаместители.
Биологична и физиологична роля
Флуорът е жизненоважен елемент за тялото. В човешкото тяло флуорът се намира главно в зъбния емайл в състава на флуорапатит - Ca 5 F (PO 4) 3. При недостатъчна (по-малко от 0,5 mg/l питейна вода) или прекомерна (повече от 1 mg/l) консумация на флуор, организмът може да развие зъбни заболявания: съответно кариес и флуороза (петна по емайла) и остеосарком.
За профилактика на кариеса се препоръчва да се използват пасти за зъби с флуорни добавки или да се пие флуорирана вода (до концентрация 1 mg/l), или да се използват локални приложения на 1-2% разтвор на натриев флуорид или калаен флуорид. Такива действия могат да намалят вероятността от кариес с 30-50%.
Максимално допустимата концентрация на свързан флуор във въздуха на производствените помещения е 0,0005 mg/l.
Допълнителна информация
Флуор, флуор, F(9)
Флуорът (Fluorine, френски и немски Fluor) е получен в свободно състояние през 1886 г., но неговите съединения са известни отдавна и са широко използвани в металургията и производството на стъкло. Първото споменаване на флуорит (CaP) под името флуорит (Fliisspat) датира от 16 век. Едно от произведенията, приписвани на легендарния Василий Валентин, споменава боядисани в различни цветове камъни - флюс (Fliisse от лат. fluere - теча, изливам), които са били използвани като флюсове при топенето на метали. Агрикола и Либавий пишат за това. Последният въвежда специални наименования за този флюс - флуорипат (Flusspat) и минерални флуори. Много автори на химични и технически произведения от 17-ти и 18-ти век. описват различни видове флуорипат. В Русия тези камъни се наричаха plavik, spalt, spat; Ломоносов класифицира тези камъни като селенити и ги нарича шпат или флюс (кристален флюс). Руските занаятчии, както и колекционерите на колекции от минерали (например през 18 век, княз П. Ф. Голицин) знаеха, че някои видове шпати при нагряване (например в гореща вода) светят на тъмно. Но Лайбниц в своята история на фосфора (1710) споменава термофосфора (Thermophosphorus) в това отношение.
Очевидно химиците и занаятчиите химици са се запознали с флуороводородна киселина не по-късно от 17 век. През 1670 г. нюрнбергският занаятчия Шванхард използва флуорипат, смесен със сярна киселина, за да гравира шарки върху стъклени чаши. По това време обаче природата на флуорипат и флуороводородна киселина беше напълно неизвестна. Смятало се е например, че силициевата киселина има ецващ ефект в процеса на Шванхард. Това погрешно мнение беше елиминирано от Шееле, който доказа, че когато флуорипатът реагира със сярна киселина, се получава силициева киселина в резултат на корозията на стъклена реторта от получената флуороводородна киселина. В допълнение, Шееле установява (1771), че флуорият шпат е комбинация от варовита пръст със специална киселина, наречена „шведска киселина“.
Лавоазие разпозна радикала на флуороводородна киселина като просто тяло и го включи в своята таблица с прости тела. Флуороводородната киселина е получена в повече или по-малко чиста форма през 1809 г. Gay-Lussac и Thénard чрез дестилация на флуорипат със сярна киселина в оловна или сребърна реторта. По време на тази операция и двамата изследователи са били отровени. Истинската природа на флуороводородна киселина е установена през 1810 г. от Ампер. Той отхвърли мнението на Лавоазие, че флуороводородна киселина трябва да съдържа кислород, и доказа аналогията на тази киселина със солната киселина. Ампер докладва откритията си на Дейви, който наскоро установи елементарната природа на хлора. Дейви напълно се съгласи с аргументите на Ампер и похарчи много усилия за получаване на свободен флуор чрез електролиза на флуороводородна киселина и други начини. Като се има предвид силното разяждащо действие на флуороводородна киселина върху стъклото, както и върху растителните и животинските тъкани, Ампер предлага елементът, съдържащ се в него, да се нарече флуор (на гръцки - унищожение, смърт, мор, чума и др.). Дейви обаче не приема това име и предлага друго - Fluorine, по аналогия с тогавашното наименование на хлора - Chlorine, като и двете имена все още се използват на английски. Името, дадено от Ампер, е запазено на руски.
Многобройни опити за изолиране на свободен флуор през 19 век. не доведе до успешни резултати. Едва през 1886 г. Мойсан успява да направи това и да получи свободен флуор под формата на жълто-зелен газ. Тъй като флуорът е необичайно агресивен газ, Мойсан трябваше да преодолее много трудности, преди да намери материал, подходящ за оборудване при експерименти с флуор. U-образната тръба за електролиза на флуороводородна киселина при 55°C (охлажда се с течен метилхлорид) е направена от платина с тапи от флуор шпат. След изследване на химичните и физични свойства на свободния флуор, той намира широко приложение. Сега флуорът е един от най-важните компоненти в синтеза на широк спектър от органофлуорни вещества. В руската литература от началото на 19 век. флуорът се нарича по различен начин: основа на флуороводородна киселина, флуорин (Двигубски, 1824), флуорност (Йовски), флуор (Шчеглов, 1830), флуор, флуор, флуорид. Хес въвежда името флуор през 1831 г.
Атом, молекула, ядрени свойства
Структура на флуорния атом.
В центъра на атома има положително заредено ядро. Наоколо се въртят 9 отрицателно заредени електрона.
Електронна формула: 1s2;2s2;2p5
м прот. = 1,00783 (amu)
m неутр.= 1,00866 (a.m.u.)
m протон = m електрон
Флуорни изотопи.
Изотоп: 18F
Кратка характеристика: Разпространеност в природата: 0%
Броят на протоните в ядрото е 9. Броят на неутроните в ядрото е 9. Броят на нуклоните е 18.E връзки = 931.5(9*m pr.+9*m неутрон-M(F18)) = 138.24 (MEV)E специфичен = E връзки/N нуклони = 7,81 (MEV/нуклон)
Алфа разпадането е невъзможно Бета минус разпадането е невъзможно Позитронното разпадане: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV) Улавяне на електрони: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Изотоп: 19F
Кратка характеристика: Разпространеност в природата: 100%
Флуорна молекула.
Свободният флуор се състои от двуатомни молекули. От химическа гледна точка флуорът може да се характеризира като едновалентен неметал и освен това най-активният от всички неметали. Това се дължи на редица причини, включително лесното разлагане на молекулата F2 на отделни атоми – необходимата енергия за това е само 159 kJ/mol (срещу 493 kJ/mol за O2 и 242 kJ/mol за C12). Флуорните атоми имат значителен електронен афинитет и относително малки размери. Следователно техните валентни връзки с атоми на други елементи се оказват по-силни от подобни връзки на други металоиди (например енергията на H-F връзката е - 564 kJ/mol срещу 460 kJ/mol за H-O връзката и 431 kJ/mol за връзката H-C1).
F-F връзката се характеризира с ядрено разстояние от 1,42 A. За термичната дисоциация на флуора чрез изчисление са получени следните данни:
Температура, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Степен на дисоциация, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Флуорният атом в основното си състояние има структурата на външния електронен слой 2s22p5 и е едновалентен. Възбуждането на тривалентното състояние, свързано с прехвърлянето на един 2p електрон към ниво 3s, изисква цена от 1225 kJ/mol и практически не се реализира. Електронният афинитет на неутрален флуорен атом се оценява на 339 kJ/mol. Йонът F- се характеризира с ефективен радиус от 1,33 A и енергия на хидратация от 485 kJ/mol. Ковалентният радиус на флуора обикновено се приема за 71 pm (т.е. половината от междуядреното разстояние в молекулата F2).
Химични свойства на флуора.
Тъй като флуорните производни на металоидните елементи обикновено са силно летливи, тяхното образуване не предпазва повърхността на металоида от по-нататъшно действие на флуора. Следователно взаимодействието често е много по-енергично, отколкото при много метали. Например, силиций, фосфор и сяра се възпламеняват във флуорен газ. Аморфният въглен (въглен) се държи по подобен начин, докато графитът реагира само при червена топлина. Флуорът не се свързва директно с азот и кислород.
Флуорът премахва водорода от водородните съединения на други елементи. Повечето оксиди се разлагат от него, измествайки кислорода. По-специално, водата взаимодейства по схемата F2 + H2O --> 2 HF + O
Освен това изместените кислородни атоми се комбинират не само помежду си, но и частично с водни и флуорни молекули. Следователно, в допълнение към кислородния газ, тази реакция винаги произвежда водороден пероксид и флуорен оксид (F2O). Последният е бледожълт газ, подобен по мирис на озон.
Флуорният оксид (известен още като кислороден флуорид - ОF2) може да се получи чрез преминаване на флуор в 0,5 N. разтвор на NaOH. Реакцията протича по уравнението: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О са характерни и за флуора.
H2 + F2 = 2HF (с експлозия)
Теми на кодификатора на Единния държавен изпит: Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентните връзки (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка
Вътремолекулни химични връзки
Първо, нека да разгледаме връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат вътрешномолекулен.
Химическа връзка между атомите на химичните елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействие на външни (валентни) електрони, в повече или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.
Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРООТРИЦАТЕЛНОСТ. Именно това определя вида на химичната връзка между атомите и свойствата на тази връзка.
е способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони. Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външните електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.
Електроотрицателността е трудно да се определи недвусмислено. Л. Полинг състави таблица на относителната електроотрицателност (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъл 4 .
Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се тревожи, тъй като образуването на химична връзка играе роля атоми и е приблизително еднакъв във всяка система.
Ако един от атомите в химическата връзка A:B привлича по-силно електрони, тогава електронната двойка се придвижва към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече се измества електронната двойка.
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO(A)≈EO(B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: А: Б. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен.
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават, но не много (разликата в електроотрицателността е приблизително от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO>2), тогава един от електроните почти изцяло се прехвърля към друг атом с образуването йони. Тази връзка се нарича йонни.
Основни видове химични връзки − ковалентен, йонниИ металкомуникации. Нека ги разгледаме по-отблизо.
Ковалентна химична връзка
Ковалентна връзка – това е химическа връзка , образувано поради образуване на обща електронна двойка A:B . Освен това два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентната връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (обикновено между два неметала) или атоми на един елемент.
Основни свойства на ковалентните връзки
- фокус,
- наситеност,
- полярност,
- поляризуемост.
Тези свързващи свойства влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.
Комуникационна посока характеризира химичния строеж и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката. Например в молекулата на водата ъгълът на връзката H-O-H е 104,45 o, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката H-C-H е 108 o 28′.
Насищаемост е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.
Полярностсвързването възниква поради неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.
Поляризираемост връзките са способността на електроните на връзката да се изместват под въздействието на външно електрическо поле(по-специално електрическото поле на друга частица). Поляризуемостта зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-подвижен е той и съответно молекулата е по-поляризирана.
Ковалентна неполярна химична връзка
Има 2 вида ковалентно свързване – ПОЛЯРЕНИ НЕПОЛЯРЕН .
Пример . Нека разгледаме структурата на водородната молекула H2. Всеки водороден атом на своето външно енергийно ниво носи 1 несдвоен електрон. За да покажем атом, използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атом, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Луис са много полезни при работа с елементи от втория период.
з. + . H = H:H
Така молекулата на водорода има една споделена електронна двойка и една H–H химична връзка. Тази електронна двойка не се измества към нито един от водородните атоми, т.к Водородните атоми имат същата електроотрицателност. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен .
Ковалентна неполярна (симетрична) връзка е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (обикновено едни и същи неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.
Диполният момент на неполярните връзки е 0.
Примери: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.
Ковалентна полярна химична връзка
Ковалентна полярна връзка е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира денивелациясподелена електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).
Електронната плътност се измества към по-електроотрицателния атом - следователно върху него се появява частичен отрицателен заряд (δ-), а върху по-малко електроотрицателния атом се появява частичен положителен заряд (δ+, делта +).
Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и др диполен момент . Между съседни молекули и заряди с противоположен знак действат допълнителни сили на привличане, които нарастват силакомуникации.
Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга такива физични свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.
Примери: HCl, CO2, NH3.
Механизми на образуване на ковалентна връзка
Ковалентните химични връзки могат да възникнат по 2 механизма:
1. Обменен механизъм образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуване на обща електронна двойка:
А . + . B= A:B
2. Образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява несподелена двойка електрони, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:
A: + B= A:B
В този случай един от атомите осигурява несподелена двойка електрони ( донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на двете връзки енергията на електроните намалява, т.е. това е полезно за атомите.
Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторен механизъм не е различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм е типично за атоми или с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или, обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните способности на атомите са разгледани по-подробно в съответния раздел.
Ковалентната връзка се образува чрез донорно-акцепторен механизъм:
- в молекула въглероден окис CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, една по донорно-акцепторния): C≡O;
- В амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;
- В комплексни съединенияхимическа връзка между централния атом и лигандни групи, например в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзка между алуминий и хидроксидни йони;
- В азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;
- в молекула озон O3.
Основни характеристики на ковалентните връзки
Ковалентните връзки обикновено се образуват между неметални атоми. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множество и насоченост.
Множество химична връзка
Множество химична връзка - Това брой споделени електронни двойки между два атома в съединение. Множеството на връзката може да се определи доста лесно от стойностите на атомите, които образуват молекулата.
Например , в молекулата на водорода H 2 множествеността на връзката е 1, т.к Всеки водород има само 1 несдвоен електрон на своето външно енергийно ниво, следователно се образува една споделена електронна двойка.
В молекулата на кислорода O 2 множествеността на връзката е 2, тъй като Всеки атом на външно енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O=O.
В молекулата на азота N2 множествеността на връзката е 3, т.к между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.
Дължина на ковалентната връзка
Дължина на химичната връзка
е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, образуващи връзката. Определя се с експериментални физични методи. Дължината на връзката може да се оцени приблизително с помощта на правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на половината от сумата от дължините на връзката в молекулите A 2 и B 2: 
Дължината на химичната връзка може да бъде грубо оценена по атомни радиусиобразуване на връзка, или чрез комуникационна множественост, ако радиусите на атомите не са много различни.
Тъй като радиусите на атомите, образуващи връзка, се увеличават, дължината на връзката ще се увеличава.
Например
Тъй като множеството връзки между атомите се увеличава (чиито атомни радиуси не се различават или се различават леко), дължината на връзката ще намалее.
Например . В сериите: C–C, C=C, C≡C дължината на връзката намалява.
Комуникационна енергия
Мярка за силата на химическата връзка е енергията на връзката. Комуникационна енергия определя се от енергията, необходима за разкъсване на връзка и отстраняване на атомите, образуващи тази връзка, на безкрайно голямо разстояние един от друг.
Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколкостотин kJ/mol. Колкото по-висока е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.
Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множествеността на връзката. Колкото по-дълга е химичната връзка, толкова по-лесно се разрушава и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-малка е нейната сила. Колкото по-къса е химичната връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.
Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr отляво надясно, силата на химичната връзка намалява, защото Дължината на връзката се увеличава.
Йонна химична връзка
Йонна връзка е химическа връзка, основана на електростатично привличане на йони.
йонисе образуват в процеса на приемане или отдаване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали слабо задържат електрони от външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способност да отдава електрони.
Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на енергийно ниво 3. Като лесно го предава, натриевият атом образува много по-стабилния Na + йон с електронната конфигурация на благородния газ неон Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10+11 = +1:
+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Пример. Атомът на хлора на външно енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да спечели 1 електрон. След добавяне на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:
+17кл) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 кл — ) 2 ) 8 ) 8
Забележка:
- Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
- Стабилни йони могат да образуват не само атоми, но също групи от атоми. Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химичните връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
- Йонните връзки обикновено се образуват помежду си металиИ неметали(групи неметали);
Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Нека визуално обобщим разлика между ковалентни и йонни видове връзки:
Метална химична връзка
Метална връзка е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йони, образувайки кристална решетка.
Металните атоми обикновено се намират на външно енергийно ниво един до три електрона. Радиусите на металните атоми като правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доста лесно се отказват от външните си електрони, т.е. са силни редуциращи агенти
Междумолекулни взаимодействия
Отделно си струва да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия . Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от Ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван Дар Ваалс. Силите на Ван дер Ваалс се делят на ориентация, индукция И дисперсионно . Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химичните връзки.
Ориентационни сили на привличане възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индуктивни взаимодействия е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярната молекула е поляризирана поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.
Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, които имат силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N. Ако има такива връзки в една молекула, тогава между молекулите ще има допълнителни притегателни сили .
Образователен механизъм водородната връзка е отчасти електростатична и отчасти донорно-акцепторна. В този случай донорът на електронната двойка е атом на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът е водородните атоми, свързани с тези атоми. Водородните връзки се характеризират с фокус в космоса и насищане .
Водородните връзки могат да бъдат обозначени с точки: H ··· O. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, свързан с водорода, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Характерно е преди всичко за връзките флуор с водород , както и към кислород и водород , по-малко азот с водород .
Водородните връзки възникват между следните вещества:
— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H2O (пара, лед, течна вода):
— разтвор на амоняк и органични амини- между амоняк и водни молекули;
— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.
Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. Веществата с водородни връзки показват необичайно повишаване на точката на кипене.
Например Като правило, с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.
А именно при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно при нормални условия (0-20 o C) водата е течностпо фазово състояние.
Свободният флуор се състои от двуатомни молекули. От химическа гледна точка флуорът може да се характеризира като едновалентен неметал и освен това най-активният от всички неметали. Това се дължи на редица причини, включително лесното разлагане на молекулата F 2 на отделни атоми - необходимата енергия за това е само 159 kJ/mol (срещу 493 kJ/mol за O 2 и 242 kJ/mol за C 12). Флуорните атоми имат значителен електронен афинитет и относително малки размери. Следователно техните валентни връзки с атоми на други елементи се оказват по-силни от подобни връзки на други металоиди (например енергията на H-F връзката е - 564 kJ/mol срещу 460 kJ/mol за H-O връзката и 431 kJ/mol за връзката H-C1).
F-F връзката се характеризира с ядрено разстояние от 1,42 A. За термичната дисоциация на флуора чрез изчисление са получени следните данни:
Флуорният атом в основното си състояние има структурата на външния електронен слой 2s 2 2p 5 и е едновалентен. Възбуждането на тривалентното състояние, свързано с прехвърлянето на един 2p електрон към ниво 3s, изисква цена от 1225 kJ/mol и практически не се реализира.
Електронният афинитет на неутрален флуорен атом се оценява на 339 kJ/mol. Йон F - характеризира се с ефективен радиус 1,33 A и енергия на хидратация 485 kJ/mol. Ковалентният радиус на флуора обикновено се приема за 71 pm (т.е. половината от междуядреното разстояние в молекулата F2).
Химическата връзка е електронно явление, при което поне един електрон, който е бил в силовото поле на своето ядро, се оказва в силовото поле на друго ядро или няколко ядра едновременно.
Повечето прости вещества и всички сложни вещества (съединения) се състоят от атоми, които взаимодействат помежду си по определен начин. С други думи, между атомите се установява химическа връзка. Когато се образува химическа връзка, винаги се освобождава енергия, т.е. енергията на получената частица трябва да бъде по-малка от общата енергия на първоначалните частици.
Преходът на електрон от един атом към друг, водещ до образуването на противоположно заредени йони със стабилни електронни конфигурации, между които се установява електростатично привличане, е най-простият модел на йонна връзка:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
Хипотезата за образуването на йони и възникването на електростатично привличане между тях е изразена за първи път от немския учен В. Косел (1916).
Друг модел на комуникация е споделянето на електрони от два атома, което също води до формирането на стабилни електронни конфигурации. Такава връзка се нарича ковалентна, нейната теория започва да се развива през 1916 г. от американския учен Г. Луис.
Общото в двете теории е образуването на частици със стабилна електронна конфигурация, съвпадаща с електронната конфигурация на благородния газ.
Например, по време на образуването на литиев флуорид се реализира йонният механизъм на образуване на връзка. Литиевият атом (3 Li 1s 2 2s 1) губи електрон и се превръща в катион (3 Li + 1s 2) с електронна конфигурация на хелий. Флуорът (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) приема електрон, образувайки анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) с електронна конфигурация на неон. Между литиевия йон Li + и флуорния йон F - възниква електростатично привличане, поради което се образува ново съединение - литиев флуорид.
При образуването на флуороводород единственият електрон на водородния атом (1s) и несдвоеният електрон на флуорния атом (2p) се оказват в полето на действие и на двете ядра - на водородния атом и на флуорния атом. По този начин се появява обща електронна двойка, което означава преразпределение на електронната плътност и поява на максимална електронна плътност. В резултат на това два електрона сега са свързани с ядрото на водородния атом (електронна конфигурация на атома на хелия), а осем електрона от външното енергийно ниво сега са свързани с флуорното ядро (електронна конфигурация на неоновия атом):
Обозначава се с един ред между символите на елементите: H-F.Връзка, осъществена чрез една двойка електрони, се нарича единична връзка.
Образуването на двуелектронни обвивки между литиев йон и водороден атом е специален случай.Тенденцията за образуване на стабилна осемелектронна обвивка чрез прехвърляне на електрон от един атом към друг (йонна връзка) или споделяне на електрони (ковалентна връзка) се нарича октетно правило.
Има обаче съединения, които не отговарят на това правило. Например берилиевият атом в берилиевия флуорид BeF 2 има само четириелектронна обвивка; шест електронни обвивки са характерни за борния атом (точките показват електроните на външното енергийно ниво):
В същото време, в съединения като фосфорен (V) хлорид и серен (VI) флуорид, йоден (VII) флуорид, електронните обвивки на централните атоми съдържат повече от осем електрона (фосфор - 10; сяра - 12; йод - 14):
Повечето d-елементни връзки също не следват правилото за октет.
Във всички примери, представени по-горе, се образува химическа връзка между атоми на различни елементи; нарича се хетероатомен. Ковалентна връзка обаче може да се образува и между еднакви атоми. Например, водородна молекула се образува чрез споделяне на 15 електрона от всеки водороден атом, което води до това, че всеки атом придобива стабилна електронна конфигурация от два електрона. Октет се образува, когато се образуват молекули на други прости вещества, например флуор:
Образуването на химическа връзка може да се извърши и чрез споделяне на четири или шест електрона. В първия случай се образува двойна връзка, която представлява две обобщени двойки електрони; във втория се образува тройна връзка (три обобщени двойки електрони).
Например, когато се образува азотна молекула N2, се образува химическа връзка чрез споделяне на шест електрона: три несдвоени p електрона от всеки атом. За да се постигне осемелектронна конфигурация, се формират три общи електронни двойки:
Двойната връзка е обозначена с две тирета, тройната връзка с три. Молекулата на азота N2 може да бъде представена по следния начин: N≡N.
В двуатомните молекули, образувани от атоми на един елемент, максималната електронна плътност се намира в средата на междуядрената линия. Тъй като между атомите не се получава разделяне на заряда, този тип ковалентна връзка се нарича неполярна. Хетероатомната връзка винаги е полярна в една или друга степен, тъй като максималната електронна плътност се измества към един от атомите, поради което тя придобива частичен отрицателен заряд (означен като σ-). Атомът, от който е изместена максималната електронна плътност, придобива частичен положителен заряд (означава се σ+). Електрически неутралните частици, в които центровете на частични отрицателни и частични положителни заряди не съвпадат в пространството, се наричат диполи. Полярността на връзката се измерва чрез диполния момент (μ), който е право пропорционален на големината на зарядите и разстоянието между тях.
Ориз. Схематично представяне на дипол
Списък на използваната литература
- Попков В. А., Пузаков С. А. Обща химия: учебник. - М.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [С. 32-35]
През 1916 г. са предложени първите изключително опростени теории за структурата на молекулите, които използват електронни концепции: теорията на американския физикохимик Г. Луис (1875-1946) и немския учен В. Косел. Според теорията на Люис, образуването на химична връзка в двуатомна молекула включва валентните електрони на два атома едновременно. Следователно, например, в молекула на водорода, вместо валентна линия, те започнаха да рисуват електронна двойка, образуваща химическа връзка:
Химическата връзка, образувана от електронна двойка, се нарича ковалентна връзка. Молекулата на флуороводорода е изобразена по следния начин:
Разликата между молекулите на простите вещества (H2, F2, N2, O2) и молекулите на сложните вещества (HF, NO, H2O, NH3) е, че първите нямат диполен момент, докато вторите имат. Диполният момент m се определя като произведението на абсолютната стойност на заряда q и разстоянието между два противоположни заряда r:
Диполният момент m на двуатомна молекула може да се определи по два начина. Първо, тъй като молекулата е електрически неутрална, общият положителен заряд на молекулата Z" е известен (той е равен на сумата от зарядите на атомните ядра: Z" = ZA + ZB). Познавайки междуядреното разстояние re, може да се определи местоположението на центъра на тежестта на положителния заряд на молекулата. Стойността на m за молекула се намира от експеримент. Следователно можете да намерите r" - разстоянието между центровете на тежестта на положителния и общия отрицателен заряд на молекулата:
Второ, можем да приемем, че когато електронна двойка, образуваща химическа връзка, се измести към един от атомите, на този атом се появява някакъв излишен отрицателен заряд -q" и заряд +q" се появява на втория атом. Разстоянието между атомите е re:
Диполният момент на молекулата HF е равен на 6,4H 10-30 ClH m, междуядреното разстояние H-F е 0,917H 10-10 m. Изчисляването на q" дава: q" = 0,4 елементарен заряд (т.е. заряд на електрона). Щом се появи излишен отрицателен заряд върху флуорния атом, това означава, че електронната двойка, образуваща химическа връзка в HF молекулата, се измества към флуорния атом. Тази химична връзка се нарича полярна ковалентна връзка. Молекулите от тип А2 нямат диполен момент. Химичните връзки, които тези молекули образуват, се наричат ковалентни неполярни връзки.
Теория на Коселбеше предложено да опише молекули, образувани от активни метали (алкални и алкалоземни) и активни неметали (халогени, кислород, азот). Външните валентни електрони на металните атоми са най-отдалечени от ядрото на атома и следователно се задържат относително слабо от металния атом. За атоми на химични елементи, разположени в един и същи ред на периодичната таблица, когато се движат отляво надясно, зарядът на ядрото се увеличава през цялото време и допълнителните електрони се намират в същия електронен слой. Това води до факта, че външната електронна обвивка се компресира и електроните се задържат все по-здраво в атома. Следователно в молекулата на MeX става възможно да се премести слабо задържаният външен валентен електрон на метала с разход на енергия, равен на йонизационния потенциал, във валентната електронна обвивка на неметален атом с освобождаване на енергия, равна на афинитета на електрона. В резултат на това се образуват два йона: Me+ и X-. Електростатичното взаимодействие на тези йони е химическа връзка. Този тип връзка се нарича йонни.
Ако определим диполните моменти на молекулите MeX по двойки, се оказва, че зарядът от металния атом не се прехвърля напълно към неметалния атом и химическата връзка в такива молекули е по-добре описана като ковалентна, силно полярна връзка . Положителните метални катиони Me+ и отрицателните аниони на неметалните атоми X- обикновено съществуват в местата на кристалната решетка на кристалите на тези вещества. Но в този случай всеки положителен метален йон първо взаимодейства електростатично с най-близките до него неметални аниони, след това с метални катиони и т.н. Тоест в йонните кристали химичните връзки са делокализирани и всеки йон в крайна сметка взаимодейства с всички други йони, включени в кристала, който е гигантска молекула.
Наред с ясно дефинираните характеристики на атомите, като заряди на атомните ядра, йонизационни потенциали, електронен афинитет, в химията се използват и по-малко дефинирани характеристики. Един от тях е електроотрицателността. В науката е въведен от американския химик Л. Полинг. Първо, нека разгледаме данните за първия йонизационен потенциал и афинитета към електрони за елементи от първите три периода.
Закономерностите в йонизационните потенциали и електронните афинитети се обясняват напълно със структурата на валентните електронни обвивки на атомите. Електронният афинитет на изолиран азотен атом е много по-нисък от този на атомите на алкални метали, въпреки че азотът е активен неметал. Именно в молекулите, при взаимодействие с атоми на други химични елементи, азотът доказва, че е активен неметал. Това се опита да направи Л. Полинг, като въведе „електроотрицателността“ като способността на атомите на химичните елементи да изместват електронна двойка към себе си при образуване ковалентни полярни връзки. Скалата за електроотрицателност на химичните елементи е предложена от Л. Полинг. Той приписва най-високата електроотрицателност в конвенционалните безразмерни единици на флуор - 4,0, кислород - 3,5, хлор и азот - 3,0, бром - 2,8. Характерът на промяната в електроотрицателността на атомите напълно съответства на законите, изразени в периодичната система. Следователно приложението на концепцията " електроотрицателност„просто превежда на друг език онези модели в промените в свойствата на металите и неметалите, които вече са отразени в периодичната таблица.
Много метали в твърдо състояние са почти идеално оформени кристали. В местата на решетката на кристала има атоми или положителни йони на метали. Електроните на тези метални атоми, от които са образувани положителни йони, под формата на електронен газ, се намират в пространството между възлите на кристалната решетка и принадлежат на всички атоми и йони. Те определят характерния метален блясък, високата електропроводимост и топлопроводимост на металите. Тип химическа връзка, която се осъществява от споделени електрони в метален кристал, се наричаметална връзка.
През 1819 г. френските учени P. Dulong и A. Petit експериментално установяват, че моларният топлинен капацитет на почти всички метали в кристално състояние е 25 J / mol. Сега можем лесно да обясним защо това е така. Металните атоми във възлите на кристалната решетка са винаги в движение - те извършват колебателни движения. Това сложно движение може да се разложи на три прости осцилаторни движения в три взаимно перпендикулярни равнини. Всяко колебателно движение има своя собствена енергия и свой собствен закон за нейното изменение с повишаване на температурата - собствен топлинен капацитет. Граничната стойност на топлинния капацитет за всяко вибрационно движение на атомите е равна на R - универсалната газова константа. Три независими вибрационни движения на атомите в кристал ще съответстват на топлинен капацитет, равен на 3R. Когато металите се нагряват, започвайки от много ниски температури, техният топлинен капацитет нараства от нула. При стайна и по-висока температура топлинният капацитет на повечето метали достига максималната си стойност - 3R.
При нагряване кристалната решетка на металите се разрушава и те преминават в разтопено състояние. При по-нататъшно нагряване металите се изпаряват. В парата много метали съществуват под формата на молекули Me2. В тези молекули металните атоми са способни да образуват ковалентни неполярни връзки.
Флуорът е химичен елемент (символ F, атомен номер 9), неметал, който принадлежи към групата на халогените. Това е най-активното и електроотрицателно вещество. При нормална температура и налягане флуорната молекула е бледожълта на цвят с формула F 2 . Подобно на други халиди, молекулярният флуор е много опасен и причинява тежки химически изгаряния при контакт с кожата.
Използване
Флуорът и неговите съединения се използват широко, включително за производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. се използва за ецване на стъкло, а флуорната плазма се използва за производството на полупроводници и други материали. Ниските концентрации на F йони в пастата за зъби и питейната вода могат да помогнат за предотвратяване на зъбен кариес, докато по-високи концентрации се откриват в някои инсектициди. Много общи анестетици са хидрофлуоровъглеродни производни. Изотопът 18F е източник на позитрони за медицински изображения с помощта на позитронно-емисионна томография, а урановият хексафлуорид се използва за отделяне на уранови изотопи и производството им за атомни електроцентрали.
История на откритието
Минералите, съдържащи флуорни съединения, са били известни много години преди изолирането на този химичен елемент. Например минералът флуорит (или флуорит), състоящ се от калциев флуорид, е описан през 1530 г. от Джордж Агрикола. Той забеляза, че може да се използва като флюс, вещество, което помага за понижаване на точката на топене на метал или руда и помага за пречистването на желания метал. Следователно флуорът получава латинското си име от думата fluere („тече“).
През 1670 г. стъкларът Хайнрих Шванхард открива, че стъклото се ецва от калциев флуорид (флуорошпат), обработен с киселина. Карл Шееле и много по-късни изследователи, включително Хъмфри Дейви, Джоузеф-Луи Гей-Лусак, Антоан Лавоазие, Луи Тенар, експериментират с флуороводородна киселина (HF), която се получава лесно чрез третиране на CaF с концентрирана сярна киселина.
В крайна сметка стана ясно, че HF съдържа неизвестен досега елемент. Това вещество обаче, поради прекомерната си реактивност, не може да бъде изолирано в продължение на много години. Не само, че е трудно да се отдели от съединенията, но веднага реагира с другите им компоненти. Изолирането на елементарен флуор от флуороводородна киселина е изключително опасно и ранните опити ослепиха и убиха няколко учени. Тези хора станаха известни като „флуоридни мъченици“.
Откриване и производство
Накрая, през 1886 г. френският химик Анри Моасан успява да изолира флуор чрез електролиза на смес от разтопени калиеви флуориди и флуороводородна киселина. За това той е удостоен с Нобелова награда за химия през 1906 г. Неговият електролитен подход продължава да се използва и днес за промишленото производство на този химичен елемент.
Първото мащабно производство на флуор започва по време на Втората световна война. Това беше необходимо за един от етапите на създаване на атомната бомба като част от проекта Манхатън. Флуорът е използван за производството на уранов хексафлуорид (UF 6), който от своя страна е използван за разделяне на два изотопа, 235 U и 238 U. Днес газът UF 6 е необходим за производството на обогатен уран за ядрена енергия.
Най-важните свойства на флуора
В периодичната таблица елементът е в горната част на група 17 (бивша група 7A), която се нарича халогенен елемент. Други халогени включват хлор, бром, йод и астат. Освен това F е във втория период между кислорода и неона.
Чистият флуор е корозивен газ (химична формула F2) с характерна остра миризма, който се намира в концентрация от 20 nl на литър обем. Като най-реактивен и електроотрицателен от всички елементи, той лесно образува съединения с повечето от тях. Флуорът е твърде реактивен, за да съществува в елементарна форма и има такъв афинитет към повечето материали, включително силиций, че не може да се приготвя или съхранява в стъклени съдове. Във влажен въздух той реагира с вода, образувайки също толкова опасна флуороводородна киселина.
Флуорът, взаимодействайки с водорода, експлодира дори при ниски температури и на тъмно. Той реагира бурно с вода, за да образува флуороводородна киселина и кислороден газ. Различни материали, включително фини метали и стъкло, горят с ярък пламък в поток от флуорен газ. Освен това този химичен елемент образува съединения с благородните газове криптон, ксенон и радон. Той обаче не реагира директно с азот и кислород.
Въпреки изключителната активност на флуора, вече са налични методи за неговата безопасна обработка и транспортиране. Елементът може да се съхранява в контейнери от стомана или монел (богата на никел сплав), тъй като на повърхността на тези материали се образуват флуориди, които предотвратяват по-нататъшна реакция.
Флуоридите са вещества, в които флуорът присъства като отрицателно зареден йон (F -) в комбинация с някои положително заредени елементи. Съединенията на флуора с металите са сред най-стабилните соли. Когато се разтворят във вода, те се разделят на йони. Други форми на флуор са комплекси, например - и H 2 F +.
Изотопи
Има много изотопи на този халоген, вариращи от 14 F до 31 F. Но изотопният състав на флуора включва само един от тях, 19 F, който съдържа 10 неутрона, тъй като е единственият, който е стабилен. Радиоактивният изотоп 18 F е ценен източник на позитрони.
Биологични ефекти
Флуоридът в тялото се намира главно в костите и зъбите под формата на йони. Флуорирането на питейната вода в концентрация по-малка от една част на милион значително намалява случаите на зъбен кариес, според Националния изследователски съвет към Националната академия на науките на САЩ. От друга страна, излишното натрупване на флуорид може да доведе до флуороза, която се проявява като петна по зъбите. Този ефект обикновено се наблюдава в райони, където съдържанието на този химичен елемент в питейната вода надвишава концентрацията от 10 ppm.
Елементарният флуор и флуорните соли са токсични и с тях трябва да се работи много внимателно. Трябва внимателно да се избягва контакт с кожата или очите. Той предизвиква реакция с кожата, която бързо прониква в тъканите и реагира с калция в костите, като ги уврежда трайно.
Флуор в околната среда
Годишният световен добив на минерала флуорит е около 4 милиона тона, а общият капацитет на проучените находища е в рамките на 120 милиона тона Основните райони за добив на този минерал са Мексико, Китай и Западна Европа.
Флуорът се среща естествено в земната кора, където може да се намери в скали, въглища и глина. Флуоридите навлизат във въздуха чрез ветровата ерозия на почвите. Флуорът е 13-ият най-разпространен химичен елемент в земната кора – съдържанието му е 950 ppm. В почвите средната му концентрация е приблизително 330 ppm. Флуороводородът може да бъде изпуснат във въздуха в резултат на горивни процеси в промишлеността. Флуоридите, които са във въздуха, в крайна сметка изпадат на земята или във водата. Когато флуоридът се свързва с много малки частици, той може да остане във въздуха за дълъг период от време.
В атмосферата 0,6 ppb от този химичен елемент присъства под формата на солена мъгла и органични хлорни съединения. В градска среда концентрациите достигат 50 части на милиард.
Връзки
Флуорът е химичен елемент, който образува широк спектър от органични и неорганични съединения. Химиците могат да заменят водородните атоми с него, като по този начин създават много нови вещества. Силно реактивният халоген образува съединения с благородни газове. През 1962 г. Нийл Бартлет синтезира ксенон хексафлуороплатинат (XePtF6). Получени са и флуориди на криптон и радон. Друго съединение е аргон флуорохидрид, който е стабилен само при изключително ниски температури.
Индустриално приложение
В своето атомно и молекулярно състояние флуорът се използва за плазмено ецване в производството на полупроводници, дисплеи с плосък панел и микроелектромеханични системи. Флуороводородната киселина се използва за ецване на стъкло в лампи и други продукти.
Заедно с някои от неговите съединения, флуорът е важен компонент в производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. Химическият елемент е необходим за производството на халогенирани алкани (халони), които от своя страна са били широко използвани в климатичните и хладилните системи. Тази употреба на хлорфлуорвъглеводороди по-късно беше забранена, тъй като те допринасят за разрушаването на озоновия слой в горната атмосфера.
Серният хексафлуорид е изключително инертен, нетоксичен газ, класифициран като парников газ. Без флуор не могат да се произвеждат пластмаси с ниско триене като тефлон. Много анестетици (напр. севофлуран, десфлуран и изофлуран) са хидрофлуоровъглеродни производни. Натриевият хексафлуороалуминат (криолит) се използва при електролизата на алуминий.
Флуорните съединения, включително NaF, се използват в пастите за зъби за предотвратяване на кариес. Тези вещества се добавят към общинските водоснабдителни системи за флуориране на водата, но практиката се счита за противоречива поради въздействието си върху човешкото здраве. При по-високи концентрации NaF се използва като инсектицид, особено за борба с хлебарки.
В миналото флуоридите са били използвани за намаляване на рудите и увеличаване на тяхната течливост. Флуорът е важен компонент в производството на уранов хексафлуорид, който се използва за разделяне на изотопите му. 18 F, радиоактивен изотоп със 110 минути, излъчва позитрони и често се използва в медицинската позитронно-емисионна томография.
Физични свойства на флуора
Основните характеристики на химичния елемент са следните:
- Атомна маса 18,9984032 g/mol.
- Електронната конфигурация е 1s 2 2s 2 2p 5.
- Степен на окисление -1.
- Плътност 1,7 g/l.
- Точка на топене 53,53 К.
- Точка на кипене 85,03 К.
- Топлинна мощност 31,34 J/(K mol).
Химическите частици, образувани от два или повече атома, се наричат молекули(реално или условно формулни единицимногоатомни вещества). Атомите в молекулите са химически свързани.
Химичното свързване се отнася до електрическите сили на привличане, които държат частиците заедно. Всяка химична връзка в структурни формулиИзглежда валентна линияНапример:
H–H (връзка между два водородни атома);
H 3 N – H + (връзка между азотния атом на амонячната молекула и водородния катион);
(K +) – (I -) (връзка между калиев катион и йодиден йон).
Химическата връзка се образува от двойка електрони (), която в електронните формули на сложни частици (молекули, сложни йони) обикновено се заменя с валентна характеристика, за разлика от собствените, самотни електронни двойки атоми, например:
Химическата връзка се нарича ковалентен,ако се образува чрез споделяне на двойка електрони с двата атома.
В молекулата F 2 и двата флуорни атома имат еднаква електроотрицателност, следователно притежаването на електронна двойка е еднакво за тях. Такава химична връзка се нарича неполярна, тъй като всеки флуорен атом електронна плътносте същото в електронна формуламолекулите могат условно да бъдат разделени по равно между тях:
В молекулата на хлороводорода HCl химическата връзка вече е полярен,тъй като електронната плътност на хлорния атом (елемент с по-висока електроотрицателност) е значително по-висока, отколкото на водородния атом:
Ковалентна връзка, например H–H, може да се образува чрез споделяне на електроните на два неутрални атома:
H · + · H > H – H
Този механизъм на образуване на връзка се нарича обменили еквивалентен.
Съгласно друг механизъм, същата ковалентна H – H връзка възниква, когато електронната двойка на хидридния йон H се споделя от водородния катион H +:
H + + (: H) - > H – H
Катионът Н+ в този случай се нарича акцепторанион Н – донорелектронна двойка. Механизмът на образуване на ковалентна връзка ще бъде донор-акцептор,или координация.
Нар. единични връзки (H – H, F – F, H – CI, H – N). а-облигации,те определят геометричната форма на молекулите.
Двойните и тройните връзки () съдържат един?-компонент и един или два?-компонента; ?-компонентът, който е основен и условно образуван пръв, винаги е по-силен от ?-компонентите.
Физическите (всъщност измерими) характеристики на химичната връзка са нейната енергия, дължина и полярност.
Енергия на химичната връзка (д sv) е топлината, която се отделя при образуването на дадена връзка и се изразходва за разрушаването й. За едни и същи атоми винаги има единична връзка по-слаботколкото кратно (двойно, тройно).
Дължина на химичната връзка (лсв) – междуядрено разстояние. За едни и същи атоми винаги има единична връзка повече време, отколкото кратно.
Полярносткомуникацията се измерва електрически диполен момент p– произведението на реалния електрически заряд (на атомите на дадена връзка) по дължината на дипола (т.е. дължината на връзката). Колкото по-голям е диполният момент, толкова по-висока е полярността на връзката. Реалните електрически заряди на атомите в ковалентна връзка винаги са по-ниски от степента на окисление на елементите, но съвпадат по знак; например за връзката H + I -Cl -I реалните заряди са H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (биполярна частица или дипол).
Молекулярна полярностопределени от техния състав и геометрична форма.
Неполярни (p = O) ще бъде:
а) молекули простовещества, тъй като съдържат само неполярни ковалентни връзки;
б) многоатоменмолекули комплексвещества, ако тяхната геометрична форма симетричен.
Например молекулите CO 2, BF 3 и CH 4 имат следните посоки на равни (по дължина) вектори на връзката:
При добавяне на вектори на връзки, тяхната сума винаги отива до нула и молекулите като цяло са неполярни, въпреки че съдържат полярни връзки.
Полярна (стр> O) ще бъде:
а) двуатомнамолекули комплексвещества, тъй като те съдържат само полярни връзки;
б) многоатоменмолекули комплексвещества, ако тяхната структура асиметрично,тоест тяхната геометрична форма е или непълна, или изкривена, което води до появата на общ електрически дипол, например в молекулите NH 3, H 2 O, HNO 3 и HCN.
Сложните йони, например NH 4 +, SO 4 2- и NO 3 -, по принцип не могат да бъдат диполи;
Йонна връзкавъзниква по време на електростатичното привличане на катиони и аниони без почти никакво споделяне на двойка електрони, например между K + и I -. Калиевият атом има липса на електронна плътност, докато йодният атом има излишък. Тази връзка се разглежда екстремнислучай на ковалентна връзка, тъй като двойката електрони е практически в притежанието на аниона. Тази връзка е най-типична за съединения на типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и вещества от класа на солите (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Всички тези съединения при стайни условия са кристални вещества, които се наричат общо йонни кристали(кристали, изградени от катиони и аниони).
Известен е и друг вид връзка, т.нар метална връзка,в който валентните електрони са толкова слабо задържани от метални атоми, че всъщност не принадлежат към определени атоми.
Металните атоми, оставени без външни електрони, явно принадлежащи към тях, стават, така да се каже, положителни йони. Те образуват метална кристална решетка.Наборът от социализирани валентни електрони ( електронен газ)държи положителните метални йони заедно и в специфични места на решетката.
Освен йонни и метални кристали има и атоменИ молекулярнокристални вещества, в чиито места на решетка има съответно атоми или молекули. Примери: диамант и графит са кристали с атомна решетка, йод I 2 и въглероден диоксид CO 2 (сух лед) са кристали с молекулярна решетка.
Химичните връзки съществуват не само вътре в молекулите на веществата, но могат да се образуват и между молекули, например за течен HF, вода H 2 O и смес от H 2 O + NH 3:
Водородна връзкасе образува поради силите на електростатично привличане на полярни молекули, съдържащи атоми на най-електроотрицателните елементи - F, O, N. Например, водородни връзки присъстват в HF, H 2 O и NH 3, но те не са в HCl, H 2 S и PH 3.
Водородните връзки са нестабилни и се разрушават доста лесно, например, когато ледът се топи и водата кипи. Въпреки това, известна допълнителна енергия се изразходва за разкъсване на тези връзки и следователно температурите на топене (Таблица 5) и точките на кипене на веществата с водородни връзки
(например HF и H 2 O) са значително по-високи, отколкото за подобни вещества, но без водородни връзки (например HCl и H 2 S, съответно).
Много органични съединения също образуват водородни връзки; Водородното свързване играе важна роля в биологичните процеси.
Примери за задачи от част А1. Веществата само с ковалентни връзки са
1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2
2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5
3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)
4) CCl 2 O, I 2, N 2 O
2–4. Ковалентна връзка
2. единичен
3. удвоявам
4. утроявам
присъстващи в веществото
5. В молекулите присъстват множество връзки
6. Частиците, наречени радикали, са
7. Една от връзките се образува по донорно-акцепторен механизъм в набор от йони
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H3O+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 +, SO 3 2-
8. Най-издръжливИ късвръзка – в молекула
9. Вещества само с йонни връзки – в комплекта
2) NH4Cl, SiCl4
10–13. Кристална решетка на материята
13. Ba(OH) 2
1) метал