Arbejdet indeholder opgaver om kemiske bindinger.
Pugacheva Elena Vladimirovna
Beskrivelse af udviklingen
6. Kovalent upolær binding er karakteristisk for
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) ionisk 4) metal
15. Tre almindelige elektronpar danner en kovalent binding i et molekyle
16. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) vand og diamant 2) brint og klor 3) kobber og nitrogen 4) brom og metan
19. Hydrogenbinding ikke typisk for substans
1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod
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. Atomer af kemiske grundstoffer i den anden periode af det periodiske system D.I. Mendeleev danner forbindelser med ioniske kemiske bindinger af sammensætningen 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) ionisk 2) metal
43. En ionbinding dannes af 1) H og S 2) P og C1 3) Cs og Br 4) Si og F
når man interagerer
1) ionisk 2) metal
1) ionisk 2) metal
NAVN PÅ STOF KOMMUNIKATIONSTYPE
1) zink A) ionisk
2) nitrogen B) metal
62. Match
KOMMUNIKATIONSTYPE FORBINDELSE
1) ionisk A) H 2
2) metal B) Va
3) kovalent polær B) HF
66. Den stærkeste kemiske binding opstår i molekylet 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. Bindingsstyrken stiger i serien 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. Angiv en serie karakteriseret ved en stigning i længden af en kemisk binding
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 , F 2
Lad os se på opgave nr. 3 fra Unified State Exam-mulighederne for 2016.
Opgaver med løsninger.
Opgave nr. 1.
Forbindelser med en kovalent ikke-polær binding er placeret i serien:
1. O2, Cl2, H2
2. HCI, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4.NH3, S8, NaF
Forklaring: vi skal finde en serie, hvor der kun vil være simple stoffer, da en kovalent upolær binding kun dannes mellem atomer af samme grundstof. Det rigtige svar er 1.
Opgave nr. 2.
Stoffer med kovalente polære bindinger er opført i følgende serier:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li20, S02
Forklaring: her skal du finde en serie, hvor kun komplekse stoffer og desuden alle ikke-metaller. Det rigtige svar er 3.
Opgave nr. 3.
Hydrogenbinding er karakteristisk for
1. Alkanov 2. Arenov 3. Alkoholer 4. Alkinov
Forklaring: En hydrogenbinding dannes mellem en hydrogenion og en elektronegativ ion. Blandt de anførte er det kun alkoholer, der har et sådant sæt.
Det rigtige svar er 3.
Opgave nr. 4.
Kemisk binding mellem vandmolekyler
1. Brint
2. Ionisk
3. Kovalent polær
4. Kovalent upolær
Forklaring: En polær kovalent binding dannes mellem O- og H-atomerne i vand, da disse er to ikke-metaller, men der er en hydrogenbinding mellem vandmolekyler. Det rigtige svar er 1.
Opgave nr. 5.
Hvert af de to stoffer har kun kovalente bindinger:
1. CaO og C3H6
2. NaNO3 og CO
3. N2 og K2S
4. CH4 og Si02
Forklaring: forbindelser må kun bestå af ikke-metaller, dvs det rigtige svar er 4.
Opgave nr. 6.
Et stof med en polær kovalent binding er
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Forklaring: En polær kovalent binding dannes mellem atomer af forskellige ikke-metaller. Det rigtige svar er 3.
Opgave nr. 7.
En ikke-polær kovalent binding er karakteristisk for hver af to stoffer:
1. Vand og diamant
2. Brint og klor
3. Kobber og nitrogen
4. Brom og metan
Forklaring: en ikke-polær kovalent binding er karakteristisk for forbindelsen af atomer af det samme ikke-metalelement. Det rigtige svar er 2.
Opgave nr. 8.
Hvilken kemisk binding dannes mellem atomer af grundstoffer med atomnummer 9 og 19?
1. Ionisk
2. Metal
3. Kovalent polær
4. Kovalent upolær
Forklaring: disse er grundstofferne - fluor og kalium, det vil sige henholdsvis et ikke-metal og et metal, kun en ionbinding kan dannes mellem sådanne grundstoffer. Det rigtige svar er 1.
Opgave nr. 9.
Et stof med en ionisk type binding svarer til formlen
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Forklaring: der dannes en ionbinding mellem et metalatom og et ikke-metalatom, dvs det rigtige svar er 4.
Opgave nr. 10.
Hydrogenchlorid og
1. Ammoniak
2. Brom
3. Natriumchlorid
4. Magnesiumoxid
Forklaring: Hydrogenchlorid har en kovalent polær binding, det vil sige, at vi skal finde et stof, der består af to forskellige ikke-metaller - det er ammoniak.
Det rigtige svar er 1.
Opgaver til selvstændig løsning.
1. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler
1. Flussyre
2. Methanchlorid
3. Dimethylether
4. Ethylen
2. En forbindelse med en kovalent binding svarer til formlen
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Et stof med en kovalent upolær binding har formlen
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Et stof med en ionbinding er
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler
1. Methanol
3. Acetylen
4. Methylformiat
6. En kovalent ikke-polær binding er karakteristisk for hver af to stoffer:
1. Nitrogen og ozon
2. Vand og ammoniak
3. Kobber og nitrogen
4. Brom og metan
7. En kovalent polær binding er karakteristisk for et stof
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Kovalent upolær binding er karakteristisk for
1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2
9. Et stof med en polær kovalent binding er
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. En kovalent upolær binding er karakteristisk for hver af to stoffer:
1. Brint og klor
2. Vand og diamant
3. Kobber og nitrogen
4. Brom og metan
Denne note bruger opgaver fra 2016 Unified State Exam-samlingen redigeret af A.A. Kaverina.
A4 Kemisk binding.
Kemisk binding: kovalent (polær og ikke-polær), ionisk, metallisk, hydrogen. Metoder til dannelse af kovalente bindinger. Karakteristika for en kovalent binding: længde og bindingsenergi. Dannelse af ionbinding.
Mulighed 1 – 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
Mulighed 2 – 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
Mulighed 3 – 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
Mulighed 4 – 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. I ammoniak og bariumchlorid er den kemiske binding hhv
1) ionisk og kovalent polær
2) kovalent polær og ionisk
3) kovalent upolær og metallisk
4) kovalent upolær og ionisk
2. Stoffer med kun ionbindinger er opført i følgende serier:
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. En forbindelse med en ionbinding dannes ved interaktion
1) CH 4 og O 2 2) SO 3 og H 2 O 3) C 2 H 6 og HNO 3 4) NH 3 og HCI
4. I hvilken serie har alle stoffer en polær kovalent binding?
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. I hvilken række er formlerne for stoffer med kun en polær kovalent binding skrevet?
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. Kovalent upolær binding er karakteristisk for
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Et stof med en polær kovalent binding er
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Et stof med en kovalent binding er
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Et stof med en kovalent upolær binding har formlen
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. Stoffer med ikke-polære kovalente bindinger er
11. Der dannes en kemisk binding mellem atomer med samme elektronegativitet
1) ionisk 2) kovalent polær 3) kovalent upolær 4) brint
12. Kovalente polære bindinger er karakteristiske for
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Et kemisk grundstof i hvis atom elektronerne er fordelt mellem lagene som følger: 2, 8, 8, 2 danner en kemisk binding med brint
1) kovalent polær 2) kovalent upolær
3) ionisk 4) metal
14. I hvilket stofs molekyle har bindingen mellem kulstofatomer den længste længde?
1) acetylen 2) ethan 3) ethen 4) benzen
15. Tre almindelige elektronpar danner en kovalent binding i et molekyle
1) nitrogen 2) svovlbrinte 3) metan 4) klor
16. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler
1) dimethylether 2) methanol 3) ethylen 4) ethylacetat
17. Bindingspolaritet er mest udtalt i molekylet
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. Stoffer med ikke-polære kovalente bindinger er
1) vand og diamant 2) brint og klor 3) kobber og nitrogen 4) brom og metan
19. Hydrogenbinding ikke typisk for substans
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. En kovalent polær binding er karakteristisk for hver af de to stoffer, hvis formler er
1) KI og H 2 O 2) CO 2 og K 2 O 3) H 2 S og Na 2 S 4) CS 2 og PC1 5
21. Den svageste kemiske binding i et molekyle
22. Hvilket stof har den længste kemiske binding i sit molekyle?
1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod
23. Hvert af stofferne angivet i serien har kovalente bindinger:
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. Hvert af stofferne angivet i serien har en kovalent binding:
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. Hvert af stofferne angivet i serien har en kovalent binding:
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. Hvert af stofferne angivet i serien har kovalente bindinger:
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 Åh
27. Bindingspolaritet er mest udtalt i molekyler
1) svovlbrinte 2) klor 3) phosphin 4) hydrogenchlorid
28. I hvilket stofs molekyle er de kemiske bindinger stærkest?
1)СF 4 2)CCl 4 3)CBr 4 4)CI 4
29. Blandt stofferne NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - antallet af forbindelser med ionbindinger er det samme
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Blandt stofferne (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - antallet af forbindelser med en kovalent binding er lig
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. I stoffer dannet ved at forbinde identiske atomer, en kemisk binding
1) ionisk 2) kovalent polær 3) hydrogen 4) kovalent upolær
32. Atomer af kemiske grundstoffer i den anden periode af det periodiske system D.I. Mendeleev danner forbindelser med ioniske kemiske bindinger af sammensætningen 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Forbindelser med kovalente polære og kovalente upolære bindinger er henholdsvis 1) vand og svovlbrinte 2) kaliumbromid og nitrogen 3) ammoniak og brint 4) oxygen og metan
34. Kovalente upolære bindinger er karakteristiske for 1) vand 2) ammoniak 3) nitrogen 4) metan
35. Kemisk binding i et hydrogenfluorid-molekyle
1) kovalent polær 3) ionisk
2) kovalent upolær 4) brint
36. Vælg et par stoffer, hvor alle bindinger er kovalente:
1) NaCl, HCl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. I kaliumiodid den kemiske binding
1) kovalent upolær 3) metallisk
2) kovalent polær 4) ionisk
38. I carbondisulfid CS 2 kemisk binding
1) ionisk 2) metal
3) kovalent polær 4) kovalent upolær
39. En kovalent ikke-polær binding realiseres i en forbindelse
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Et stof med en kovalent polær binding har formlen 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Forbindelse med en ionisk kemisk binding
1) phosphorchlorid 2) kaliumbromid 3) nitrogenoxid (II) 4) barium
42. I ammoniak og bariumchlorid er den kemiske binding hhv
1) ionisk og kovalent polært 2) kovalent polært og ionisk
3) kovalent ikke-polær og metallisk 4) kovalent ikke-polær og ionisk
43. En ionbinding dannes af 1) H og S 2) P og C1 3) Cs og Br 4) Si og F
44. Hvilken type binding er der i H2-molekylet?
1) Ionisk 2) Hydrogen 3) Kovalent upolær 4) Donor-acceptor
45. Stoffer med en kovalent polær binding er
1) svovloxid (IV) 2) oxygen 3) calciumhydrid 4) diamant
46. Der er en kemisk binding i fluormolekylet
1) kovalent polær 2) ionisk 3) kovalent upolær 4) hydrogen
47. Hvilken serie viser stoffer med kun kovalente polære bindinger:
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. I hvilken serie har alle stoffer en polær kovalent binding?
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. Hvilken serie viser stoffer med kun ionbindinger:
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. Der dannes en forbindelse med en ionbinding når man interagerer
1) CH 4 og O 2 2) NH 3 og HCl 3) C 2 H 6 og HNO 3 4) SO 3 og H 2 O
51. Der dannes en hydrogenbinding mellem molekylerne af 1) ethan 2) benzen 3) brint 4) ethanol
52. Hvilket stof har brintbindinger? 1) Svovlbrinte 2) Is 3) Hydrogenbromid 4) Benzen
53. Forbindelsen dannet mellem elementer med serienummer 15 og 53
1) ionisk 2) metal
3) kovalent ikke-polær 4) kovalent polær
54. Forbindelsen dannet mellem elementer med serienummer 16 og 20
1) ionisk 2) metal
3) kovalent polær 4) brint
55. En binding opstår mellem atomer af grundstoffer med løbenummer 11 og 17
1) metallisk 2) ionisk 3) kovalent 4) donor-acceptor
56. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler
1) brint 2) formaldehyd 3) eddikesyre 4) svovlbrinte
57. I hvilke rækker er formlerne for stoffer med kun en polær kovalent binding skrevet?
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. Hvilket stof indeholder både ioniske og kovalente kemiske bindinger?
1) Natriumchlorid 2) Hydrogenchlorid 3) Natriumsulfat 4) Fosforsyre
59. En kemisk binding i et molekyle har en mere udtalt ionisk karakter
1) lithiumbromid 2) kobberchlorid 3) calciumcarbid 4) kaliumfluorid
60. I hvilket stof er alle kemiske bindinger kovalente upolære?
1) Diamant 2) Kulilte (IV) 3) Guld 4) Metan
61. Etabler en overensstemmelse mellem et stof og typen af forbindelse af atomer i dette stof.
NAVN PÅ STOF KOMMUNIKATIONSTYPE
1) zink A) ionisk
2) nitrogen B) metal
3) ammoniak B) kovalent polær
4) calciumchlorid D) kovalent upolær
62. Match
KOMMUNIKATIONSTYPE FORBINDELSE
1) ionisk A) H 2
2) metal B) Va
3) kovalent polær B) HF
4) kovalent upolær D) BaF 2
63. I hvilken forbindelse er en kovalent binding mellem atomer dannet af en donor-acceptor-mekanisme? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Angiv det molekyle, hvori bindingsenergien er højest: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Angiv det molekyle, hvori den kemiske binding er stærkest: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
(første elektron)
(ifølge Pauling)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Fluor | |
Kemiske egenskaber
Det mest aktive ikke-metal, det interagerer voldsomt med næsten alle stoffer (sjældne undtagelser er fluorplast), og med de fleste af dem - med forbrænding og eksplosion. Kontakt af fluor med brint fører til antændelse og eksplosion selv ved meget lave temperaturer (ned til -252°C). Selv vand og platin:uran til atomindustrien brænder i en fluoratmosfære.
klortrifluorid ClF 3 - et fluoreringsmiddel og en kraftig oxidator af raketbrændstof
svovlhexafluorid SF 6 - gasformig isolator i den elektriske industri
metalfluorider (såsom W og V), som har nogle gavnlige egenskaber
freoner er gode kølemidler
teflon - kemisk inerte polymerer
natriumhexafluoroaluminat - til efterfølgende fremstilling af aluminium ved elektrolyse
forskellige fluorforbindelser
Raketry
Fluorforbindelser er meget udbredt i raketteknologi som et oxidationsmiddel til raketbrændstof.Anvendelse i medicin
Fluorforbindelser er meget udbredt i medicin som bloderstatninger.
Biologisk og fysiologisk rolle
Fluor er et vigtigt element for kroppen. I den menneskelige krop findes fluor hovedsageligt i tandemalje i sammensætningen af fluorapatit - Ca 5 F (PO 4) 3. Ved utilstrækkeligt (mindre end 0,5 mg/liter drikkevand) eller overdreven (mere end 1 mg/liter) forbrug af fluor kan kroppen udvikle tandsygdomme: henholdsvis caries og fluorose (pletning af emalje) og osteosarkom.
For at forebygge caries anbefales det at bruge tandpastaer med fluortilsætningsstoffer eller drikke fluorholdigt vand (op til en koncentration på 1 mg/l), eller at bruge lokale påføringer af en 1-2 % opløsning af natriumfluorid eller stannofluorid. Sådanne handlinger kan reducere sandsynligheden for huller i tænderne med 30-50%.
Den maksimalt tilladte koncentration af bundet fluor i luften i industrilokaler er 0,0005 mg/liter.
Yderligere Information
Fluor, Fluor, F(9)
Fluor (Fluor, fransk og tysk Fluor) blev opnået i fri tilstand i 1886, men dets forbindelser har været kendt i lang tid og blev meget brugt i metallurgi og glasproduktion. Den første omtale af fluorit (CaP) under navnet flusspat (Fliisspat) går tilbage til det 16. århundrede. Et af værkerne, der tilskrives den legendariske Vasily Valentin, nævner sten malet i forskellige farver - flux (Fliisse fra det latinske fluere - at flyde, hælde), som blev brugt som flusmidler ved smeltning af metaller. Agricola og Libavius skriver om dette. Sidstnævnte introducerer specielle navne for denne flux - flusspat (Flusspat) og mineralske fluorstoffer. Mange forfattere af kemiske og tekniske værker fra det 17. og 18. århundrede. beskrive forskellige typer flusspat. I Rusland blev disse sten kaldt finne, spalt, spat; Lomonosov klassificerede disse sten som selenitter og kaldte dem spar eller flux (krystalflux). Russiske håndværkere såvel som samlere af mineralsamlinger (for eksempel i det 18. århundrede, Prins P.F. Golitsyn) vidste, at nogle typer sparre, når de opvarmes (for eksempel i varmt vand), lyser i mørket. Imidlertid nævner Leibniz i sin fosforhistorie (1710) termofosfor (Termofosfor) i denne forbindelse.
Tilsyneladende stiftede kemikere og håndværkskemikere bekendtskab med flussyre senest i 1600-tallet. I 1670 brugte Nürnberg-håndværkeren Schwanhard flusspat blandet med svovlsyre til at ætse mønstre på glasbægre. Men på det tidspunkt var arten af flusspat og flussyre fuldstændig ukendt. Man mente for eksempel, at kiselsyre havde en syltende effekt i Schwanhard-processen. Denne fejlagtige udtalelse blev elimineret af Scheele, som beviste, at når flusspat reagerer med svovlsyre, opnås kiselsyre som et resultat af korrosion af en glasretort med den resulterende flussyre. Derudover slog Scheele fast (1771), at flusspat er en kombination af kalkjord med en speciel syre, som blev kaldt "svensk syre".
Lavoisier anerkendte flussyreradikalet som et simpelt legeme og inkluderede det i sin tabel over simple kroppe. Flussyre blev opnået i mere eller mindre ren form i 1809. Gay-Lussac og Thénard ved at destillere flusspat med svovlsyre i en bly- eller sølvretort. Under denne operation blev begge forskere forgiftet. Den sande natur af flussyre blev fastslået i 1810 af Ampere. Han afviste Lavoisiers mening om, at flussyre skulle indeholde oxygen, og beviste analogien af denne syre med saltsyre. Ampere rapporterede sine resultater til Davy, som for nylig havde fastslået klorens elementære natur. Davy var fuldstændig enig i Amperes argumenter og brugte mange kræfter på at opnå fri fluor ved elektrolyse af flussyre og andre måder. Under hensyntagen til den stærke ætsende virkning af flussyre på glas såvel som på plante- og dyrevæv, foreslog Ampere at kalde elementet indeholdt i det fluor (græsk - ødelæggelse, død, pest, pest osv.). Davy accepterede dog ikke dette navn og foreslog et andet - Fluor, analogt med det daværende navn klor - Chlor, begge navne bruges stadig på engelsk. Navnet givet af Ampere er blevet bevaret på russisk.
Talrige forsøg på at isolere fri fluor i det 19. århundrede. førte ikke til succesfulde resultater. Først i 1886 lykkedes det Moissan at gøre dette og få fri fluor i form af en gulgrøn gas. Da fluor er en usædvanlig aggressiv gas, måtte Moissan overvinde mange vanskeligheder, før han fandt et materiale, der var egnet til udstyr i eksperimenter med fluor. U-røret til elektrolyse af flussyre ved 55°C (afkølet med flydende methylchlorid) var lavet af platin med flusspatpropper. Efter at de kemiske og fysiske egenskaber af fri fluor var blevet undersøgt, fandt den bred anvendelse. Nu er fluor en af de vigtigste komponenter i syntesen af en lang række organofluorstoffer. I russisk litteratur i det tidlige 19. århundrede. fluor blev kaldt anderledes: flussyrebase, fluorin (Dvigubsky, 1824), fluoricitet (Iovsky), fluor (Shcheglov, 1830), fluor, fluor, fluorid. Hess introducerede navnet fluor i 1831.
Atom, molekyle, nukleare egenskaber
Fluoratomets struktur.
I midten af atomet er en positivt ladet kerne. Der er 9 negativt ladede elektroner, der snurrer rundt.
Elektronisk formel: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (amu)
m neutr.= 1,00866 (a.m.u.)
m proton = m elektron
Fluor isotoper.
Isotop: 18F
Korte karakteristika: Prævalens i naturen: 0 %
Antallet af protoner i kernen er 9. Antallet af neutroner i kernen er 9. Antallet af nukleoner er 18.E-bindinger = 931,5(9*m pr.+9*m neutron-M(F18)) = 138,24 (MEV)E specifik = E-bindinger/N nukleoner = 7,81 (MEV/nukleon)
Alfa-henfald er umuligt Beta minus henfald er umuligt Positron-henfald: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV)Elektronfangst: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Isotop: 19F
Korte karakteristika: Prævalens i naturen: 100 %
Fluor molekyle.
Frit fluor består af diatomiske molekyler. Fra et kemisk synspunkt kan fluor karakteriseres som et monovalent ikke-metal, og desuden det mest aktive af alle ikke-metaller. Dette skyldes en række årsager, herunder den lette nedbrydning af F2-molekylet til individuelle atomer - den nødvendige energi til dette er kun 159 kJ/mol (mod 493 kJ/mol for O2 og 242 kJ/mol for C12). Fluoratomer har betydelig elektronaffinitet og relativt små størrelser. Derfor viser deres valensbindinger med atomer af andre grundstoffer sig at være stærkere end lignende bindinger af andre metalloider (for eksempel er H-F-bindingsenergien - 564 kJ/mol mod 460 kJ/mol for H-O-bindingen og 431 kJ/mol for H-C1-bindingen).
F-F-bindingen er karakteriseret ved en nuklear afstand på 1,42 A. Til den termiske dissociation af fluor blev følgende data opnået ved beregning:
Temperatur, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Grad af dissociation, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Fluoratomet i sin grundtilstand har strukturen af det ydre elektronlag 2s22p5 og er monovalent. Excitationen af den trivalente tilstand forbundet med overførslen af en 2p-elektron til 3s-niveauet kræver en pris på 1225 kJ/mol og realiseres praktisk talt ikke. Elektronaffiniteten af et neutralt fluoratom er estimeret til 339 kJ/mol. F-ionen er karakteriseret ved en effektiv radius på 1,33 A og en hydreringsenergi på 485 kJ/mol. Fluors kovalente radius antages sædvanligvis til at være 71 pm (dvs. halvdelen af den interne nukleære afstand i F2-molekylet).
Kemiske egenskaber af fluor.
Da fluorderivater af metalloide elementer sædvanligvis er meget flygtige, beskytter deres dannelse ikke overfladen af metalloidet mod yderligere virkning af fluor. Derfor er interaktionen ofte meget mere energisk end med mange metaller. For eksempel antændes silicium, fosfor og svovl i fluorgas. Amorft kulstof (kul) opfører sig på samme måde, mens grafit kun reagerer ved rød varme. Fluor kombineres ikke direkte med nitrogen og ilt.
Fluor fjerner brint fra brintforbindelser af andre grundstoffer. De fleste oxider nedbrydes af det og fortrænger ilt. Især interagerer vand i henhold til skemaet F2 + H2O --> 2 HF + O
Desuden kombinerer de fortrængte oxygenatomer ikke kun med hinanden, men også delvist med vand- og fluormolekyler. Derfor producerer denne reaktion udover oxygengas altid hydrogenperoxid og fluoroxid (F2O). Sidstnævnte er en bleggul gas, der i lugt ligner ozon.
Fluoroxid (også kendt som oxygenfluorid - ОF2) kan opnås ved at passere fluor i 0,5 N. NaOH-opløsning. Reaktionen forløber ifølge ligningen: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О Følgende reaktioner er også karakteristiske for fluor:
H2 + F2 = 2HF (med eksplosion)
Emner for Unified State Examination codifier: Kovalent kemisk binding, dens varianter og dannelsesmekanismer. Karakteristika for kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionisk binding. Metalforbindelse. Hydrogenbinding
Intramolekylære kemiske bindinger
Lad os først se på de bindinger, der opstår mellem partikler i molekyler. Sådanne forbindelser kaldes intramolekylært.
Kemisk binding mellem atomer af kemiske grundstoffer har en elektrostatisk karakter og dannes pga interaktion af eksterne (valens) elektroner, i mere eller mindre grad holdes af positivt ladede kerner bundne atomer.
Nøglekonceptet her er ELEKTRONEGATIVITET. Det er denne, der bestemmer typen af kemisk binding mellem atomer og egenskaberne af denne binding.
er et atoms evne til at tiltrække (holde) ydre(valens) elektroner. Elektronegativitet bestemmes af graden af tiltrækning af ydre elektroner til kernen og afhænger primært af atomets radius og ladningen af kernen.
Elektronegativitet er vanskelig at fastslå entydigt. L. Pauling kompilerede en tabel over relative elektronegativiteter (baseret på bindingsenergierne af diatomiske molekyler). Det mest elektronegative element er fluor med mening 4 .
Det er vigtigt at bemærke, at i forskellige kilder kan du finde forskellige skalaer og tabeller over elektronegativitetsværdier. Dette bør ikke være bekymret, da dannelsen af en kemisk binding spiller en rolle atomer, og det er omtrent det samme i ethvert system.
Hvis et af atomerne i den kemiske binding A:B tiltrækker elektroner stærkere, så bevæger elektronparret sig mod det. Jo flere elektronegativitetsforskel atomer, jo mere skifter elektronparret.
Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer er ens eller nogenlunde ens: EO(A)≈EO(B), så skifter det fælles elektronpar ikke til nogen af atomerne: A: B. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær.
Hvis elektronegativiteterne af de interagerende atomer er forskellige, men ikke meget (forskellen i elektronegativitet er ca. fra 0,4 til 2: 0,4<ΔЭО<2 ), så forskydes elektronparret til et af atomerne. Denne forbindelse kaldes kovalent polær .
Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer adskiller sig væsentligt (forskellen i elektronegativitet er større end 2: ΔEO>2), så overføres en af elektronerne næsten fuldstændigt til et andet atom, med dannelsen ioner. Denne forbindelse kaldes ionisk.
Grundlæggende typer af kemiske bindinger − kovalent, ionisk Og metal kommunikation. Lad os se nærmere på dem.
Kovalent kemisk binding
Kovalent binding – det er en kemisk binding , dannet pga dannelse af et fælles elektronpar A:B . Desuden to atomer overlap atomare orbitaler. En kovalent binding dannes ved interaktion mellem atomer med en lille forskel i elektronegativitet (normalt mellem to ikke-metaller) eller atomer af et grundstof.
Grundlæggende egenskaber ved kovalente bindinger
- fokus,
- mætning,
- polaritet,
- polariserbarhed.
Disse bindingsegenskaber påvirker stoffernes kemiske og fysiske egenskaber.
Kommunikationsretning karakteriserer den kemiske struktur og form af stoffer. Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler. For eksempel er bindingsvinklen H-O-H i et vandmolekyle 104,45 o, derfor er vandmolekylet polært, og i et metanmolekyle er bindingsvinklen H-C-H 108 o 28′.
Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente kemiske bindinger. Antallet af bindinger et atom kan danne kaldes.
Polaritet binding opstår på grund af den ujævne fordeling af elektrontæthed mellem to atomer med forskellig elektronegativitet. Kovalente bindinger er opdelt i polære og upolære.
Polariserbarhed forbindelser er bindingselektroners evne til at skifte under påvirkning af et eksternt elektrisk felt(især det elektriske felt af en anden partikel). Polariserbarheden afhænger af elektronmobilitet. Jo længere elektronen er fra kernen, jo mere mobil er den, og derfor er molekylet mere polariserbart.
Kovalent upolær kemisk binding
Der er 2 typer kovalent binding - POLAR Og IKKE-POLAR .
Eksempel . Lad os overveje strukturen af brintmolekylet H2. Hvert brintatom i sit ydre energiniveau bærer 1 uparret elektron. For at vise et atom bruger vi Lewis-strukturen - dette er et diagram over strukturen af et atoms ydre energiniveau, når elektroner er angivet med prikker. Lewis-punktstrukturmodeller er ganske nyttige, når du arbejder med elementer fra den anden periode.
H. + . H = H:H
Et brintmolekyle har således et delt elektronpar og en H-H kemisk binding. Dette elektronpar skifter ikke til nogen af brintatomerne, pga Hydrogenatomer har samme elektronegativitet. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær .
Kovalent upolær (symmetrisk) binding er en kovalent binding dannet af atomer med samme elektronegativitet (normalt de samme ikke-metaller) og derfor med en ensartet fordeling af elektrontæthed mellem atomkernerne.
Dipolmomentet for ikke-polære bindinger er 0.
Eksempler: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.
Kovalent polær kemisk binding
Kovalent polær binding er en kovalent binding, der opstår mellem atomer med forskellig elektronegativitet (som regel, forskellige ikke-metaller) og er karakteriseret forskydning delt elektronpar til et mere elektronegativt atom (polarisering).
Elektrontætheden forskydes til det mere elektronegative atom - derfor vises en delvis negativ ladning (δ-) på det, og en delvis positiv ladning (δ+, delta +) vises på det mindre elektronegative atom.
Jo større forskellen er i atomers elektronegativitet, jo højere polaritet forbindelser og mere dipolmoment . Yderligere tiltrækkende kræfter virker mellem nabomolekyler og ladninger med modsat fortegn, hvilket øges styrke kommunikation.
Bindingspolaritet påvirker forbindelsernes fysiske og kemiske egenskaber. Reaktionsmekanismerne og endda reaktiviteten af nabobindinger afhænger af bindingens polaritet. Forbindelsens polaritet bestemmer ofte molekylets polaritet og dermed direkte påvirker sådanne fysiske egenskaber som kogepunkt og smeltepunkt, opløselighed i polære opløsningsmidler.
Eksempler: HCl, CO 2, NH 3.
Mekanismer for dannelse af kovalente bindinger
Kovalente kemiske bindinger kan opstå ved 2 mekanismer:
1. Udvekslingsmekanisme dannelsen af en kovalent kemisk binding er, når hver partikel giver en uparret elektron til at danne et fælles elektronpar:
EN . + . B= A:B
2. Kovalent bindingsdannelse er en mekanisme, hvor en af partiklerne giver et ensomt elektronpar, og den anden partikel giver en ledig orbital for dette elektronpar:
EN: + B= A:B
I dette tilfælde giver et af atomerne et ensomt elektronpar ( donor), og det andet atom giver en ledig orbital for det par ( acceptor). Som følge af dannelsen af begge bindinger falder elektronernes energi, dvs. dette er gavnligt for atomerne.
En kovalent binding dannet af en donor-acceptor-mekanisme er ikke anderledes i egenskaber fra andre kovalente bindinger dannet af udvekslingsmekanismen. Dannelsen af en kovalent binding af donor-acceptor-mekanismen er typisk for atomer enten med et stort antal elektroner på det eksterne energiniveau (elektrondonorer), eller omvendt med et meget lille antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensevner diskuteres mere detaljeret i det tilsvarende afsnit.
En kovalent binding dannes af en donor-acceptor-mekanisme:
- i et molekyle kulilte CO(bindingen i molekylet er tredobbelt, 2 bindinger dannes af udvekslingsmekanismen, en af donor-acceptor-mekanismen): C≡O;
- V ammoniumion NH4+, i ioner organiske aminer f.eks. i methylammoniumionen CH3-NH2+;
- V komplekse forbindelser en kemisk binding mellem det centrale atom og ligandgrupper, for eksempel i natriumtetrahydroxoaluminat Na-binding mellem aluminium og hydroxidioner;
- V salpetersyre og dens salte- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i nogle andre nitrogenforbindelser;
- i et molekyle ozon O3.
Grundlæggende karakteristika for kovalente bindinger
Kovalente bindinger dannes typisk mellem ikke-metalatomer. De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er længde, energi, multiplicitet og retningsbestemthed.
Mængde af kemiske bindinger
Mængde af kemiske bindinger - Det her antallet af fælles elektronpar mellem to atomer i en forbindelse. En bindings mangfoldighed kan ganske let bestemmes ud fra værdierne af de atomer, der danner molekylet.
For eksempel , i hydrogenmolekylet H 2 er bindingsmultiplicitet 1, fordi Hver brint har kun 1 uparret elektron i sit ydre energiniveau, derfor dannes et delt elektronpar.
I O 2 oxygenmolekylet er bindingsmultiplicitet 2, pga Hvert atom på det ydre energiniveau har 2 uparrede elektroner: O=O.
I nitrogenmolekylet N2 er bindingsmultiplicitet 3, pga mellem hvert atom er der 3 uparrede elektroner på det ydre energiniveau, og atomerne danner 3 fælles elektronpar N≡N.
Kovalent bindingslængde
Kemisk bindingslængde
er afstanden mellem centrene i kernerne i de atomer, der danner bindingen. Det bestemmes af eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslængden kan estimeres tilnærmelsesvis ved hjælp af additivitetsreglen, hvorefter bindingslængden i AB-molekylet er omtrent lig med halvdelen af summen af bindingslængderne i molekylerne A 2 og B 2: 
Længden af en kemisk binding kan groft estimeres ved atomare radier danne en binding, eller ved kommunikationsmangfoldighed, hvis atomernes radier ikke er meget forskellige.
Når radierne af de atomer, der danner en binding stiger, vil bindingslængden stige.
For eksempel
Efterhånden som antallet af bindinger mellem atomer stiger (hvis atomradier ikke afviger eller kun afviger lidt), vil bindingslængden falde.
For eksempel . I serien: C–C, C=C, C≡C aftager bindingslængden.
Kommunikationsenergi
Et mål for styrken af en kemisk binding er bindingsenergien. Kommunikationsenergi bestemt af den energi, der kræves for at bryde en binding og fjerne de atomer, der danner den binding, i en uendelig stor afstand fra hinanden.
En kovalent binding er meget holdbart. Dens energi varierer fra flere tiere til flere hundrede kJ/mol. Jo højere bindingsenergi, jo større bindingsstyrke og omvendt.
Styrken af en kemisk binding afhænger af bindingslængden, bindingspolariteten og bindingsmultiplicitet. Jo længere en kemisk binding er, jo lettere er den at bryde, og jo lavere bindingsenergi er, jo lavere er dens styrke. Jo kortere den kemiske binding, jo stærkere er den, og jo større bindingsenergi.
For eksempel, i rækken af forbindelser HF, HCl, HBr fra venstre mod højre, styrken af den kemiske binding falder, fordi Tilslutningslængden øges.
Ionisk kemisk binding
Ionisk binding er en kemisk binding baseret på elektrostatisk tiltrækning af ioner.
Ioner dannes i processen med at acceptere eller donere elektroner af atomer. For eksempel holder atomer af alle metaller svagt elektroner fra det ydre energiniveau. Derfor er metalatomer karakteriseret ved genoprettende egenskaber- evne til at donere elektroner.
Eksempel. Natriumatomet indeholder 1 elektron på energiniveau 3. Ved let at opgive det, danner natriumatomet den meget mere stabile Na + ion, med elektronkonfigurationen af ædelgassen neon Ne. Natriumionen indeholder 11 protoner og kun 10 elektroner, så den samlede ladning af ionen er -10+11 = +1:
+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Eksempel. Et kloratom i sit ydre energiniveau indeholder 7 elektroner. For at opnå konfigurationen af et stabilt inert argon-atom Ar, skal klor få 1 elektron. Efter tilsætning af en elektron dannes der en stabil klorion, der består af elektroner. Den samlede ladning af ionen er -1:
+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Bemærk:
- Ionernes egenskaber er forskellige fra atomernes egenskaber!
- Stabile ioner kan ikke kun dannes atomer, men også grupper af atomer. For eksempel: ammoniumion NH 4+, sulfation SO 4 2- osv. Kemiske bindinger dannet af sådanne ioner betragtes også som ioniske;
- Ionbindinger dannes normalt mellem hinanden metaller Og ikke-metaller(ikke-metalgrupper);
De resulterende ioner tiltrækkes på grund af elektrisk tiltrækning: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Lad os visuelt opsummere forskel mellem kovalente og ioniske bindingstyper:
Metal kemisk binding
Metalforbindelse er en forbindelse, der dannes relativt frie elektroner mellem metalioner danner et krystalgitter.
Metalatomer er normalt placeret på det ydre energiniveau en til tre elektroner. Radierne af metalatomer er som regel store - derfor afgiver metalatomer, i modsætning til ikke-metaller, ganske let deres ydre elektroner, dvs. er stærke reduktionsmidler
Intermolekylære interaktioner
Separat er det værd at overveje de interaktioner, der opstår mellem individuelle molekyler i et stof - intermolekylære interaktioner . Intermolekylære interaktioner er en type interaktion mellem neutrale atomer, hvor der ikke opstår nye kovalente bindinger. Kræfterne til interaktion mellem molekyler blev opdaget af Van der Waals i 1869 og opkaldt efter ham Van dar Waals styrker. Van der Waals styrker er opdelt i orientering, induktion Og dispersiv . Energien af intermolekylære interaktioner er meget mindre end energien af kemiske bindinger.
Orienterende tiltrækningskræfter forekomme mellem polære molekyler (dipol-dipol interaktion). Disse kræfter opstår mellem polære molekyler. Induktive interaktioner er interaktionen mellem et polært molekyle og et ikke-polært. Et ikke-polært molekyle er polariseret på grund af virkningen af et polært, hvilket genererer yderligere elektrostatisk tiltrækning.
En særlig type intermolekylær interaktion er hydrogenbindinger. - disse er intermolekylære (eller intramolekylære) kemiske bindinger, der opstår mellem molekyler, der har meget polære kovalente bindinger - H-F, H-O eller H-N. Hvis der er sådanne bindinger i et molekyle, så vil der være mellem molekylerne yderligere attraktive kræfter .
Uddannelsesmekanisme hydrogenbinding er dels elektrostatisk og dels donor-acceptor. I dette tilfælde er elektronpardonoren et atom af et stærkt elektronegativt element (F, O, N), og acceptoren er hydrogenatomerne forbundet med disse atomer. Hydrogenbindinger er karakteriseret ved fokus i rummet og mætning
Hydrogenbindinger kan angives med prikker: H ··· O. Jo større elektronegativitet af atomet forbundet med brint, og jo mindre dets størrelse, jo stærkere brintbinding. Det er typisk primært for forbindelser fluor med brint , samt til oxygen og brint , mindre nitrogen med brint .
Hydrogenbindinger opstår mellem følgende stoffer:
— hydrogenfluorid HF(gas, opløsning af hydrogenfluorid i vand - flussyre), vand H 2 O (damp, is, flydende vand):
— opløsning af ammoniak og organiske aminer- mellem ammoniak og vandmolekyler;
— organiske forbindelser, hvori O-H eller N-H binder: alkoholer, carboxylsyrer, aminer, aminosyrer, phenoler, anilin og dets derivater, proteiner, opløsninger af kulhydrater - monosaccharider og disaccharider.
Hydrogenbinding påvirker stoffernes fysiske og kemiske egenskaber. Yderligere tiltrækning mellem molekyler gør det således svært for stoffer at koge. Stoffer med hydrogenbindinger udviser en unormal stigning i kogepunktet.
For eksempel Som regel observeres en stigning i stoffernes kogepunkt med stigende molekylvægt. Dog i en række stoffer H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerer ikke en lineær ændring i kogepunkter.
Nemlig kl vandkogepunktet er unormalt højt - ikke mindre end -61 o C, som den lige linje viser os, men meget mere, +100 o C. Denne anomali forklares ved tilstedeværelsen af hydrogenbindinger mellem vandmolekyler. Derfor er vand under normale forhold (0-20 o C). væske efter fasetilstand.
Frit fluor består af diatomiske molekyler. Fra et kemisk synspunkt kan fluor karakteriseres som et monovalent ikke-metal, og desuden det mest aktive af alle ikke-metaller. Dette skyldes en række årsager, herunder den lette nedbrydning af F 2-molekylet til individuelle atomer - den nødvendige energi til dette er kun 159 kJ/mol (mod 493 kJ/mol for O 2 og 242 kJ/mol for C 12). Fluoratomer har betydelig elektronaffinitet og relativt små størrelser. Derfor viser deres valensbindinger med atomer af andre grundstoffer sig at være stærkere end lignende bindinger af andre metalloider (for eksempel er H-F-bindingsenergien - 564 kJ/mol mod 460 kJ/mol for H-O-bindingen og 431 kJ/mol for H-C1-bindingen).
F-F-bindingen er karakteriseret ved en nuklear afstand på 1,42 A. Til den termiske dissociation af fluor blev følgende data opnået ved beregning:
Fluoratomet i sin grundtilstand har strukturen af det ydre elektronlag 2s 2 2p 5 og er monovalent. Excitationen af den trivalente tilstand forbundet med overførslen af en 2p-elektron til 3s-niveauet kræver en pris på 1225 kJ/mol og realiseres praktisk talt ikke.
Elektronaffiniteten af et neutralt fluoratom er estimeret til 339 kJ/mol. Ion F - er karakteriseret ved en effektiv radius på 1,33 A og en hydreringsenergi på 485 kJ/mol. Fluors kovalente radius antages sædvanligvis til at være 71 pm (dvs. halvdelen af den interne nukleære afstand i F2-molekylet).
En kemisk binding er et elektronisk fænomen, hvor mindst én elektron, som befandt sig i sin kernes kraftfelt, befinder sig i en anden kernes eller flere kerners kraftfelt på samme tid.
De fleste simple stoffer og alle komplekse stoffer (forbindelser) består af atomer, der interagerer med hinanden på en bestemt måde. Med andre ord etableres en kemisk binding mellem atomer. Når en kemisk binding dannes, frigives der altid energi, det vil sige, at energien af den resulterende partikel skal være mindre end den samlede energi af de oprindelige partikler.
Overgangen af en elektron fra et atom til et andet, hvilket resulterer i dannelsen af modsat ladede ioner med stabile elektroniske konfigurationer, mellem hvilke elektrostatisk tiltrækning etableres, er den enkleste model for ionbinding:
X → X + + e-; Y + e- → Y-; X+Y-
Hypotesen om dannelsen af ioner og forekomsten af elektrostatisk tiltrækning mellem dem blev først udtrykt af den tyske videnskabsmand W. Kossel (1916).
En anden kommunikationsmodel er deling af elektroner med to atomer, hvilket også resulterer i dannelsen af stabile elektroniske konfigurationer. En sådan binding kaldes kovalent dens teori begyndte at blive udviklet i 1916 af den amerikanske videnskabsmand G. Lewis.
Fællespunktet i begge teorier var dannelsen af partikler med en stabil elektronisk konfiguration, der faldt sammen med ædelgassens elektroniske konfiguration.
For eksempel, under dannelsen af lithiumfluorid, realiseres den ioniske mekanisme for bindingsdannelse. Lithiumatomet (3 Li 1s 2 2s 1) mister en elektron og bliver til en kation (3 Li + 1s 2) med heliums elektronkonfiguration. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) accepterer en elektron og danner en anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) med elektronkonfigurationen af neon. Elektrostatisk tiltrækning sker mellem lithium-ionen Li+ og fluor-ionen F -, hvorved der dannes en ny forbindelse - lithiumfluorid.
Når hydrogenfluorid dannes, befinder den eneste elektron i brintatomet (1s) og den uparrede elektron i fluoratomet (2p) sig i begge kerners virkefelt - brintatomet og fluoratomet. På den måde opstår et fælles elektronpar, hvilket betyder en omfordeling af elektrontætheden og fremkomsten af en maksimal elektrontæthed. Som et resultat er to elektroner nu forbundet med kernen af brintatomet (elektronisk konfiguration af heliumatomet), og otte elektroner af det ydre energiniveau er nu forbundet med fluorkernen (elektronisk konfiguration af neonatomet):
Det er angivet med én linje mellem elementernes symboler: H-F.En binding lavet gennem et par elektroner kaldes en enkeltbinding.
Dannelsen af to-elektronskaller mellem en lithiumion og et brintatom er et specialtilfælde.Tendensen til at danne en stabil otte-elektron skal ved at overføre en elektron fra et atom til et andet (ionisk binding) eller dele elektroner (kovalent binding) kaldes oktetreglen.
Der er dog forbindelser, der ikke opfylder denne regel. For eksempel har berylliumatomet i berylliumfluorid BeF 2 kun en fire-elektronskal; seks elektronskaller er karakteristiske for boratomet (prikkerne angiver elektronerne i det ydre energiniveau):
Samtidig, i forbindelser som phosphor(V)chlorid og svovl(VI)fluorid, iod(VII)fluorid, indeholder de centrale atomers elektronskaller mere end otte elektroner (phosphor - 10; svovl - 12; jod - 14):
De fleste d-elementforbindelser følger heller ikke oktetreglen.
I alle eksemplerne præsenteret ovenfor dannes en kemisk binding mellem atomer af forskellige grundstoffer; det kaldes heteroatomisk. En kovalent binding kan dog også dannes mellem identiske atomer. For eksempel dannes et brintmolekyle ved at dele 15 elektroner fra hvert brintatom, hvilket resulterer i, at hvert atom får en stabil elektronisk konfiguration af to elektroner. En oktet dannes, når molekyler af andre simple stoffer, for eksempel fluor, dannes:
Dannelsen af en kemisk binding kan også udføres ved at dele fire eller seks elektroner. I det første tilfælde dannes en dobbeltbinding, som er to generaliserede elektronpar i det andet, dannes en tredobbeltbinding (tre generaliserede elektronpar).
For eksempel, når et nitrogenmolekyle N2 dannes, dannes en kemisk binding ved at dele seks elektroner: tre uparrede p-elektroner fra hvert atom. For at opnå 8-elektronkonfigurationen dannes tre almindelige elektronpar:
En dobbeltbinding er angivet med to streger, en tredobbelt binding med tre. Nitrogenmolekylet N2 kan repræsenteres som følger: N≡N.
I diatomiske molekyler dannet af atomer af et grundstof er den maksimale elektrontæthed placeret i midten af den internukleære linje. Da ladningsadskillelse ikke forekommer mellem atomer, kaldes denne type kovalent binding ikke-polær. En heteroatomisk binding er altid polær i en eller anden grad, da den maksimale elektrontæthed forskydes mod et af atomerne, på grund af hvilken den får en delvis negativ ladning (betegnet σ-). Atomet, hvorfra den maksimale elektrontæthed forskydes, får en delvis positiv ladning (betegnet σ+). Elektrisk neutrale partikler, hvor centrene for partielle negative og partielle positive ladninger ikke falder sammen i rummet, kaldes dipoler. Bindingspolariteten måles ved dipolmomentet (μ), som er direkte proportional med ladningernes størrelse og afstanden mellem dem.
Ris. Skematisk fremstilling af en dipol
Liste over brugt litteratur
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Generel kemi: lærebog. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Med. 32-35]
I 1916 blev de første ekstremt forenklede teorier om molekylers struktur foreslået, som brugte elektroniske begreber: teorien fra den amerikanske fysiske kemiker G. Lewis (1875-1946) og den tyske videnskabsmand W. Kossel. Ifølge Lewis' teori involverer dannelsen af en kemisk binding i et diatomisk molekyle valenselektronerne fra to atomer på én gang. Derfor begyndte de for eksempel i et brintmolekyle i stedet for en valenslinje at tegne et elektronpar, der danner en kemisk binding:
En kemisk binding dannet af et elektronpar kaldes en kovalent binding. Hydrogenfluorid-molekylet er afbildet som følger:
Forskellen mellem molekyler af simple stoffer (H2, F2, N2, O2) og molekyler af komplekse stoffer (HF, NO, H2O, NH3) er, at førstnævnte ikke har et dipolmoment, mens sidstnævnte har. Dipolmomentet m er defineret som produktet af den absolutte værdi af ladningen q og afstanden mellem to modsatte ladninger r:
Dipolmomentet m af et diatomisk molekyle kan bestemmes på to måder. For det første, da molekylet er elektrisk neutralt, er den samlede positive ladning af molekylet Z" kendt (den er lig med summen af ladningerne af atomkernerne: Z" = ZA + ZB). Ved at kende den internukleare afstand re, kan man bestemme placeringen af tyngdepunktet for molekylets positive ladning. Værdien af m af et molekyle er fundet fra forsøg. Derfor kan du finde r" - afstanden mellem tyngdepunkterne for den positive og totale negative ladning af molekylet:
For det andet kan vi antage, at når et elektronpar, der danner en kemisk binding, forskydes til et af atomerne, opstår der en overskydende negativ ladning -q" på dette atom og en ladning +q" vises på det andet atom. Afstanden mellem atomer er:
HF-molekylets dipolmoment er lig med 6,4H 10-30 ClH m, den indre kerneafstand H-F er 0,917H 10-10 m. Beregning af q" giver: q" = 0,4 elementær ladning (dvs. elektronladning). Når en overskydende negativ ladning vises på fluoratomet, betyder det, at elektronparret, der danner en kemisk binding i HF-molekylet, forskydes mod fluoratomet. Denne kemiske binding kaldes en polær kovalent binding. Molekyler af type A2 har ikke et dipolmoment. De kemiske bindinger, som disse molekyler danner, kaldes kovalente upolære bindinger.
Kossel teori blev foreslået til at beskrive molekyler dannet af aktive metaller (alkali og jordalkali) og aktive ikke-metaller (halogener, oxygen, nitrogen). Metalatomernes ydre valenselektroner er længst væk fra atomets kerne og holdes derfor relativt svagt af metalatomet. For atomer af kemiske elementer placeret i samme række i det periodiske system, når de bevæger sig fra venstre mod højre, stiger ladningen af kernen hele tiden, og yderligere elektroner er placeret i det samme elektroniske lag. Dette fører til, at den ydre elektronskal komprimeres, og elektronerne holdes mere og mere fast i atomet. Derfor bliver det i MeX-molekylet muligt at flytte metallets svagt tilbageholdte ydre valenselektron med et energiforbrug svarende til ioniseringspotentialet ind i valenselektronskallen af et ikke-metalatom med frigivelse af energi svarende til elektronaffiniteten. Som et resultat dannes der to ioner: Me+ og X-. Den elektrostatiske vekselvirkning mellem disse ioner er en kemisk binding. Denne type forbindelse blev kaldt ionisk.
Hvis vi bestemmer dipolmomenterne for MeX-molekyler i par, viser det sig, at ladningen fra metalatomet ikke helt overføres til ikke-metalatomet, og den kemiske binding i sådanne molekyler beskrives bedre som en kovalent, meget polær binding . Positive metalkationer Me+ og negative anioner af ikke-metalatomer X- findes sædvanligvis på stederne af krystalgitteret af krystaller af disse stoffer. Men i dette tilfælde interagerer hver positiv metalion først og fremmest elektrostatisk med de ikke-metalanioner, der er tættest på den, derefter med metalkationer osv. Det vil sige, at i ionkrystaller delokaliseres kemiske bindinger, og hver ion interagerer i sidste ende med alle andre ioner, der indgår i krystallen, som er et kæmpe molekyle.
Sammen med klart definerede karakteristika for atomer, såsom ladninger af atomkerner, ioniseringspotentialer, elektronaffinitet, bruges mindre definerede karakteristika også i kemi. En af dem er elektronegativitet. Det blev introduceret i videnskaben af den amerikanske kemiker L. Pauling. Lad os først overveje data om det første ioniseringspotentiale og elektronaffinitet for elementer fra de første tre perioder.
Regelmæssigheder i ioniseringspotentialer og elektronaffiniteter forklares fuldt ud af strukturen af atomernes valenselektronskaller. Elektronaffiniteten for et isoleret nitrogenatom er meget lavere end for alkalimetalatomer, selvom nitrogen er et aktivt ikke-metal. Det er i molekyler, når de interagerer med atomer af andre kemiske elementer, at nitrogen beviser, at det er et aktivt ikke-metal. Dette er, hvad L. Pauling forsøgte at gøre ved at introducere "elektronegativitet" som evnen hos atomer af kemiske grundstoffer til at forskyde et elektronpar mod sig selv, når de dannes kovalente polære bindinger. Elektronegativitetsskalaen for kemiske grundstoffer blev foreslået af L. Pauling. Han tilskrev den højeste elektronegativitet i konventionelle dimensionsløse enheder til fluor - 4,0, oxygen - 3,5, klor og nitrogen - 3,0, brom - 2,8. Arten af ændringen i atomers elektronegativitet svarer fuldt ud til lovene udtrykt i det periodiske system. Derfor er anvendelsen af konceptet " elektronegativitet"Oversætter simpelthen til et andet sprog de mønstre i ændringer i egenskaberne af metaller og ikke-metaller, som allerede er afspejlet i det periodiske system.
Mange metaller i fast tilstand er næsten perfekt dannede krystaller. På gitterstederne i en krystal er der atomer eller positive ioner af metaller. Elektronerne i de metalatomer, hvorfra positive ioner blev dannet, i form af en elektrongas, er placeret i mellemrummet mellem krystalgitterets noder og tilhører alle atomer og ioner. De bestemmer den karakteristiske metalliske glans, høj elektrisk ledningsevne og termisk ledningsevne af metaller. Type kemisk binding, som udføres af delte elektroner i en metalkrystal, kaldesmetalbinding.
I 1819 fastslog de franske videnskabsmænd P. Dulong og A. Petit eksperimentelt, at den molære varmekapacitet af næsten alle metaller i krystallinsk tilstand er 25 J/mol. Nu kan vi nemt forklare, hvorfor det er sådan. Metalatomer i krystalgitterets noder er altid i bevægelse - de udfører oscillerende bevægelser. Denne komplekse bevægelse kan dekomponeres i tre simple oscillerende bevægelser i tre indbyrdes vinkelrette planer. Hver oscillerende bevægelse har sin egen energi og sin egen lov om dens ændring med stigende temperatur - sin egen varmekapacitet. Grænseværdien for varmekapacitet for enhver vibrationsbevægelse af atomer er lig med R - den universelle gaskonstant. Tre uafhængige vibrationsbevægelser af atomer i en krystal vil svare til en varmekapacitet svarende til 3R. Når metaller opvarmes, startende fra meget lave temperaturer, øges deres varmekapacitet fra nul. Ved stuetemperaturer og højere temperaturer når varmekapaciteten af de fleste metaller sin maksimale værdi - 3R.
Ved opvarmning ødelægges metallernes krystalgitter, og de bliver til en smeltet tilstand. Ved yderligere opvarmning fordamper metallerne. I damp findes mange metaller i form af Me2-molekyler. I disse molekyler er metalatomer i stand til at danne kovalente ikke-polære bindinger.
Fluor er et kemisk grundstof (symbol F, atomnummer 9), et ikke-metal, der tilhører gruppen af halogener. Det er det mest aktive og elektronegative stof. Ved normal temperatur og tryk er fluormolekylet bleggul i farven med formlen F 2 . Som andre halogenider er molekylært fluor meget farligt og forårsager alvorlige kemiske forbrændinger ved kontakt med huden.
Brug
Fluor og dets forbindelser er meget udbredt, herunder til produktion af lægemidler, agrokemikalier, brændstoffer og smøremidler og tekstiler. bruges til glasætsning, og fluorplasma bruges til fremstilling af halvledere og andre materialer. Lave koncentrationer af F-ioner i tandpasta og drikkevand kan være med til at forebygge tandkaries, mens højere koncentrationer findes i nogle insekticider. Mange generelle anæstetika er hydrofluorcarbonderivater. 18F-isotopen er en kilde til positroner til medicinsk billeddannelse ved hjælp af positronemissionstomografi, og uranhexafluorid bruges til at adskille uranisotoper og producere dem til atomkraftværker.
Opdagelseshistorie
Mineraler indeholdende fluorforbindelser var kendt mange år før isoleringen af dette kemiske element. For eksempel blev mineralet flusspat (eller fluorit), bestående af calciumfluorid, beskrevet i 1530 af George Agricola. Han bemærkede, at det kunne bruges som et flusmiddel, et stof, der hjælper med at sænke smeltepunktet for et metal eller en malm og hjælper med at rense det ønskede metal. Derfor fik fluor sit latinske navn fra ordet fluere ("at flyde").
I 1670 opdagede glaspuster Heinrich Schwanhard, at glas blev ætset af calciumfluorid (fluorspat) behandlet med syre. Karl Scheele og mange senere forskere, herunder Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperimenterede med flussyre (HF), som let blev fremstillet ved at behandle CaF med koncentreret svovlsyre.
Til sidst blev det klart, at HF indeholdt et hidtil ukendt element. Dette stof kunne imidlertid på grund af dets overdrevne reaktivitet ikke isoleres i mange år. Ikke alene er det svært at adskille fra forbindelser, men det reagerer straks med deres andre komponenter. Det er ekstremt farligt at isolere elementært fluor fra flussyre, og tidlige forsøg blindede og dræbte adskillige videnskabsmænd. Disse mennesker blev kendt som "fluormartyrerne."
Opdagelse og produktion
Endelig, i 1886, lykkedes det den franske kemiker Henri Moissan at isolere fluor ved elektrolyse af en blanding af smeltede kaliumfluorider og flussyre. For dette blev han tildelt Nobelprisen i kemi i 1906. Hans elektrolytiske tilgang bliver fortsat brugt i dag til industriel produktion af dette kemiske element.
Den første storstilede produktion af fluor begyndte under Anden Verdenskrig. Det var påkrævet til et af stadierne til at skabe atombomben som en del af Manhattan-projektet. Fluor blev brugt til at fremstille uranhexafluorid (UF 6), som igen blev brugt til at adskille to isotoper, 235 U og 238 U. I dag er UF 6-gas nødvendig for at producere beriget uran til atomkraft.
De vigtigste egenskaber ved fluor
På det periodiske system er grundstoffet øverst i gruppe 17 (tidligere gruppe 7A), som kaldes halogengrundstoffet. Andre halogener omfatter klor, brom, jod og astatin. Derudover er F i den anden periode mellem oxygen og neon.
Ren fluor er en ætsende gas (kemisk formel F2) med en karakteristisk skarp lugt, som findes i en koncentration på 20 nl pr. liter volumen. Som den mest reaktive og elektronegative af alle grundstofferne danner den let forbindelser med de fleste af dem. Fluor er for reaktivt til at eksistere i elementær form og har en sådan affinitet til de fleste materialer, inklusive silicium, at det ikke kan fremstilles eller opbevares i glasbeholdere. I fugtig luft reagerer den med vand og danner lige så farlig flussyre.
Fluor, der interagerer med brint, eksploderer selv ved lave temperaturer og i mørke. Det reagerer voldsomt med vand og danner flussyre og iltgas. Forskellige materialer, herunder fine metaller og glas, brænder med en skarp flamme i en strøm af fluorgas. Derudover danner dette kemiske grundstof forbindelser med ædelgasserne krypton, xenon og radon. Det reagerer dog ikke direkte med nitrogen og ilt.
På trods af den ekstreme aktivitet af fluor er metoder til sikker behandling og transport nu tilgængelige. Elementet kan opbevares i beholdere lavet af stål eller monel (en nikkelrig legering), da der dannes fluorider på overfladen af disse materialer, som forhindrer yderligere reaktion.
Fluorider er stoffer, hvori fluor er til stede som en negativt ladet ion (F -) i kombination med nogle positivt ladede grundstoffer. Fluorforbindelser med metaller er blandt de mest stabile salte. Når de er opløst i vand, skilles de til ioner. Andre former for fluor er komplekser, for eksempel - og H2F+.
Isotoper
Der er mange isotoper af dette halogen, der spænder fra 14 F til 31 F. Men den isotopiske sammensætning af fluor omfatter kun en af dem, 19 F, som indeholder 10 neutroner, da det er den eneste, der er stabil. Den radioaktive isotop 18 F er en værdifuld kilde til positroner.
Biologiske effekter
Fluor i kroppen findes hovedsageligt i knogler og tænder i form af ioner. Fluoridering af drikkevand ved en koncentration på mindre end en del per million reducerer forekomsten af tandkaries væsentligt, ifølge National Research Council i US National Academy of Sciences. På den anden side kan overskydende fluorophobning føre til fluorose, som viser sig som plettede tænder. Denne effekt observeres normalt i områder, hvor indholdet af dette kemiske element i drikkevandet overstiger koncentrationen på 10 ppm.
Elementært fluor og fluorsalte er giftige og bør håndteres med stor forsigtighed. Kontakt med hud eller øjne bør omhyggeligt undgås. Det producerer en reaktion med huden, der hurtigt trænger ind i væv og reagerer med calcium i knoglerne, hvilket beskadiger dem permanent.
Fluor i miljøet
Den årlige verdensproduktion af fluoritmineralet er omkring 4 millioner tons, og den samlede kapacitet af udforskede forekomster er inden for 120 millioner tons. De vigtigste mineområder for dette mineral er Mexico, Kina og Vesteuropa.
Fluor findes naturligt i jordskorpen, hvor det kan findes i sten, kul og ler. Fluorider kommer ind i luften gennem vinderosion af jord. Fluor er det 13. mest udbredte kemiske grundstof i jordskorpen - dets indhold er 950 ppm. I jord er dens gennemsnitlige koncentration cirka 330 ppm. Hydrogenfluorid kan frigives til luften som følge af forbrændingsprocesser i industrien. Fluorider, der er i luften, falder til sidst ud på jorden eller i vandet. Når fluor binder sig til meget små partikler, kan det forblive i luften i lang tid.
I atmosfæren er 0,6 ppb af dette kemiske grundstof til stede i form af salttåge og organiske klorforbindelser. I bymiljøer når koncentrationerne op på 50 dele pr.
Forbindelser
Fluor er et kemisk grundstof, der danner en bred vifte af organiske og uorganiske forbindelser. Kemikere kan erstatte brintatomer med det og derved skabe mange nye stoffer. Højreaktivt halogen danner forbindelser med ædelgasser. I 1962 syntetiserede Neil Bartlett xenonhexafluorplatinat (XePtF6). Der er også opnået fluorider af krypton og radon. En anden forbindelse er argonfluorhydrid, som kun er stabilt ved ekstremt lave temperaturer.
Industriel anvendelse
I dets atomare og molekylære tilstande bruges fluor til plasmaætsning i produktionen af halvledere, fladskærme og mikroelektromekaniske systemer. Flussyre bruges til at ætse glas i lamper og andre produkter.
Sammen med nogle af dets forbindelser er fluor en vigtig komponent i produktionen af lægemidler, landbrugskemikalier, brændstoffer og smøremidler og tekstiler. Det kemiske element er nødvendigt for produktionen af halogenerede alkaner (haloner), som igen blev meget brugt i aircondition- og køleanlæg. Denne brug af chlorfluorcarboner blev senere forbudt, fordi de bidrager til ødelæggelsen af ozonlaget i den øvre atmosfære.
Svovlhexafluorid er en ekstremt inert, ikke-giftig gas, der er klassificeret som en drivhusgas. Uden fluor kan lavfriktionsplast som teflon ikke fremstilles. Mange anæstetika (f.eks. sevofluran, desfluran og isofluran) er hydrofluorcarbonderivater. Natriumhexafluoraluminat (kryolit) bruges til elektrolyse af aluminium.
Fluorforbindelser, herunder NaF, bruges i tandpastaer for at forhindre huller i tænderne. Disse stoffer tilsættes kommunale vandforsyninger for at fluoridere vandet, men praksis anses for kontroversiel på grund af dens indvirkning på menneskers sundhed. Ved højere koncentrationer bruges NaF som et insekticid, især til at bekæmpe kakerlakker.
Tidligere blev fluorider brugt til at reducere malme og øge deres fluiditet. Fluor er en vigtig komponent i produktionen af uranhexafluorid, som bruges til at adskille dets isotoper. 18 F, en radioaktiv isotop med 110 minutter, udsender positroner og bruges ofte i medicinsk positronemissionstomografi.
Fysiske egenskaber af fluor
De grundlæggende egenskaber ved det kemiske element er som følger:
- Atommasse 18,9984032 g/mol.
- Den elektroniske konfiguration er 1s 2 2s 2 2p 5.
- Oxidationstilstand -1.
- Massefylde 1,7 g/l.
- Smeltepunkt 53,53 K.
- Kogepunkt 85,03 K.
- Varmekapacitet 31,34 J/(K mol).
Kemiske partikler dannet af to eller flere atomer kaldes molekyler(virkelig eller betinget formelenheder polyatomiske stoffer). Atomer i molekyler er kemisk bundet.
Kemisk binding refererer til de elektriske tiltrækningskræfter, der holder partikler sammen. Hver kemisk binding i strukturformler ser ud til valens linje For eksempel:
H-H (binding mellem to hydrogenatomer);
H 3 N – H + (binding mellem nitrogenatomet i ammoniakmolekylet og hydrogenkationen);
(K +) – (I -) (binding mellem kaliumkation og iodidion).
En kemisk binding dannes af et elektronpar (), som i de elektroniske formler for komplekse partikler (molekyler, komplekse ioner) normalt erstattes af et valenstræk, i modsætning til de egne, ensomme elektronpar af atomer, f.eks.
Den kemiske binding kaldes kovalent, hvis det er dannet ved at dele et elektronpar med begge atomer.
I F 2-molekylet har begge fluoratomer den samme elektronegativitet, derfor er besiddelsen af et elektronpar den samme for dem. En sådan kemisk binding kaldes ikke-polær, da hvert fluoratom elektrondensitet er det samme i elektronisk formel molekyler kan betinget opdeles ligeligt mellem dem:
I hydrogenchloridmolekylet HCl er den kemiske binding allerede polar, da elektrontætheden på kloratomet (et grundstof med højere elektronegativitet) er væsentligt højere end på hydrogenatomet:
En kovalent binding, for eksempel H-H, kan dannes ved at dele elektronerne i to neutrale atomer:
H · + · H > H – H
Denne mekanisme for bindingsdannelse kaldes udveksle eller tilsvarende.
Ifølge en anden mekanisme opstår den samme kovalente H-H-binding, når elektronparret af hydridionen H deles af hydrogenkationen H+:
H++ (:H) - > H - H
H+-kationen kaldes i dette tilfælde acceptor en anion H – donor elektronpar. Mekanismen for kovalent bindingsdannelse vil være donor-acceptor, eller samordning.
Enkeltbindinger (H – H, F – F, H – CI, H – N) kaldes a-obligationer, de bestemmer den geometriske form af molekyler.
Dobbelt- og tredobbeltbindinger () indeholder en?-komponent og en eller to?-komponenter; ?-komponenten, som er den vigtigste og betinget dannet først, er altid stærkere end ?-komponenterne.
De fysiske (faktisk målbare) egenskaber ved en kemisk binding er dens energi, længde og polaritet.
Kemisk bindingsenergi (E sv) er den varme, der frigives under dannelsen af en given binding og bruges på at bryde den. For de samme atomer er en enkeltbinding altid svagere end et multiplum (dobbelt, tredobbelt).
Kemisk bindingslængde (lсв) – internuklear afstand. For de samme atomer er en enkeltbinding altid længere, end et multiplum.
Polaritet kommunikation måles elektrisk dipolmoment s- produktet af den reelle elektriske ladning (på atomerne i en given binding) med længden af dipolen (dvs. længden af bindingen). Jo større dipolmomentet er, jo højere er polariteten af bindingen. Reelle elektriske ladninger på atomer i en kovalent binding er altid mindre i værdi end grundstoffernes oxidationstilstande, men falder sammen i fortegn; for eksempel for H + I -Cl -I-bindingen er de reelle ladninger H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (bipolær partikel eller dipol).
Molekylær polaritet bestemt af deres sammensætning og geometriske form.
Ikke-polær (p = O) vil være:
a) molekyler enkel stoffer, da de kun indeholder ikke-polære kovalente bindinger;
b) polyatomisk molekyler kompleks stoffer, hvis deres geometriske form symmetrisk.
For eksempel har CO 2, BF 3 og CH 4 molekyler følgende retninger af ens (i længde) bindingsvektorer:
Når man tilføjer bindingsvektorer, går deres sum altid til nul, og molekylerne som helhed er upolære, selvom de indeholder polære bindinger.
Polar (s> O) vil være:
EN) diatomisk molekyler kompleks stoffer, da de kun indeholder polære bindinger;
b) polyatomisk molekyler kompleks stoffer, hvis deres struktur asymmetrisk, det vil sige, at deres geometriske form enten er ufuldstændig eller forvrænget, hvilket fører til fremkomsten af en total elektrisk dipol, for eksempel i molekylerne NH 3, H 2 O, HNO 3 og HCN.
Komplekse ioner, for eksempel NH 4 +, SO 4 2- og NO 3 -, kan i princippet ikke være dipoler, de bærer kun én (positiv eller negativ) ladning.
Ionisk binding opstår under den elektrostatiske tiltrækning af kationer og anioner med næsten ingen deling af et elektronpar, for eksempel mellem K + og I -. Kaliumatomet har en mangel på elektrontæthed, mens jodatomet har et overskud. Denne forbindelse overvejes ekstrem et tilfælde af en kovalent binding, da elektronparret praktisk talt er i anionens besiddelse. Denne sammenhæng er mest typisk for forbindelser af typiske metaller og ikke-metaller (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) og stoffer af saltklassen (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Alle disse forbindelser ved stueforhold er krystallinske stoffer, som tilsammen kaldes ioniske krystaller(krystaller bygget af kationer og anioner).
En anden type forbindelse er kendt, kaldet metalbinding, hvor valenselektroner holdes så løst af metalatomer, at de faktisk ikke tilhører specifikke atomer.
Metalatomer, efterladt uden ydre elektroner, der tydeligt hører til dem, bliver så at sige positive ioner. De danner metal krystal gitter. Sættet af socialiserede valenselektroner ( elektrongas) holder positive metalioner sammen og på specifikke gittersteder.
Ud over ioniske og metalliske krystaller er der også atomar Og molekylær krystallinske stoffer, i hvis gittersteder der er henholdsvis atomer eller molekyler. Eksempler: diamant og grafit er krystaller med et atomgitter, jod I 2 og kuldioxid CO 2 (tøris) er krystaller med et molekylært gitter.
Kemiske bindinger eksisterer ikke kun inde i stoffers molekyler, men kan også dannes mellem molekyler, for eksempel for flydende HF, vand H 2 O og en blanding af H 2 O + NH 3:
Hydrogenbinding dannes på grund af kræfterne ved elektrostatisk tiltrækning af polære molekyler, der indeholder atomer af de mest elektronegative elementer - F, O, N. For eksempel er hydrogenbindinger til stede i HF, H 2 O og NH 3, men de er ikke i HCl, H 2 S og PH 3.
Brintbindinger er ustabile og går ret let i stykker, for eksempel når is smelter og vand koger. Der bruges dog noget ekstra energi på at bryde disse bindinger, og derfor smeltetemperaturerne (tabel 5) og kogepunkterne for stoffer med brintbindinger
(f.eks. HF og H 2 O) er væsentligt højere end for lignende stoffer, men uden hydrogenbindinger (f.eks. henholdsvis HCl og H 2 S).
Mange organiske forbindelser danner også hydrogenbindinger; Hydrogenbinding spiller en vigtig rolle i biologiske processer.
Eksempler på del A opgaver1. Stoffer med kun kovalente bindinger er
1) SiH4, Cl2O, CaBr2
2) NF3, NH4Cl, P2O5
3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)
4) CCl2O, I2, N2O
2–4. Kovalent binding
2. single
3. dobbelt
4. tredobbelt
til stede i stoffet
5. Der findes flere bindinger i molekyler
6. Partikler kaldet radikaler er
7. En af bindingerne er dannet af en donor-acceptor-mekanisme i et sæt ioner
1) S042-, NH4+
2) H3O+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4+, SO 3 2-
8. Mest holdbare Og kort binding - i et molekyle
9. Stoffer med kun ionbindinger - i sættet
2) NH4Cl, SiCl4
10–13. Krystalgitter af stof
13. Ba(OH) 2
1) metal