Работата содржи задачи за хемиски врски.
Пугачева Елена Владимировна
Опис на развојот
6. Ковалентната неполарна врска е карактеристична за
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
3) јонски 4) метал
15. Три заеднички електронски парови формираат ковалентна врска во молекулата
16. Помеѓу молекулите се формираат водородни врски
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
1) вода и дијамант 2) водород и хлор 3) бакар и азот 4) бром и метан
19. Водородна врска не типичноза супстанција
1) флуор 2) хлор 3) бром 4) јод
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. Атоми на хемиски елементи од вториот период од периодниот систем D.I. Менделеев формира соединенија со јонски хемиски врски од составот 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
1) јонски 2) метал
43. Јонска врска се формира со 1) H и S 2) P и C1 3) Cs и Br 4) Si и F
при интеракција
1) јонски 2) метал
1) јонски 2) метал
ИМЕ НА СУПСТЕНЦИЈАТА ВИД НА КОМУНИКАЦИЈА
1) цинк А) јонски
2) азот Б) метал
62. Натпревар
ПОВРЗУВАЊЕ ТИП НА КОМУНИКАЦИЈА
1) јонски А) H 2
2) метал Б) Va
3) ковалентна поларна Б) HF
66. Најсилната хемиска врска се јавува во молекулата 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2
67. Јачината на врската се зголемува во серијата 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. Наведете серија која се карактеризира со зголемување на должината на хемиската врска
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
Да ја погледнеме задачата бр. 3 од опциите за обединет државен испит за 2016 година.
Задачи со решенија.
Задача бр. 1.
Соединенијата со ковалентна неполарна врска се наоѓаат во серијата:
1. O2, Cl2, H2
2. HCl, N2, F2
3. O3, P4, H2O
4.NH3, S8, NaF
Објаснување:треба да најдеме серија во која ќе има само едноставни супстанции, бидејќи ковалентна неполарна врска се формира само помеѓу атоми на истиот елемент. Точниот одговор е 1.
Задача бр. 2.
Супстанциите со ковалентни поларни врски се наведени во следната серија:
1. CaF2, Na2S, N2
2. P4, FeCl2, NH3
3. SiF4, HF, H2S
4. NaCl, Li2O, SO2
Објаснување:тука треба да најдете серија во која само сложени супстанции и, згора на тоа, сите неметали. Точниот одговор е 3.
Задача бр.3.
Водородното поврзување е карактеристично за
1. Алканов 2. Аренов 3. Алкохоли 4. Алкинов
Објаснување:Помеѓу водороден јон и електронегативен јон се формира водородна врска. Меѓу наведените, само алкохолите имаат таков сет.
Точниот одговор е 3.
Задача бр.4.
Хемиска врска помеѓу молекулите на водата
1. Водород
2. Јонски
3. Ковалентен поларен
4. Ковалентна неполарна
Објаснување:Помеѓу атомите O и H во водата се формира поларна ковалентна врска, бидејќи тоа се два неметали, но постои водородна врска помеѓу молекулите на водата. Точниот одговор е 1.
Задача бр.5.
Секоја од двете супстанции има само ковалентни врски:
1. CaO и C3H6
2. NaNO3 и CO
3. N2 и K2S
4. CH4 и SiO2
Објаснување:врските мора да се состојат само од неметали, т.е точниот одговор е 4.
Задача бр.6.
Супстанција со поларна ковалентна врска е
1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2
Објаснување:Помеѓу атоми на различни неметали се формира поларна ковалентна врска. Точниот одговор е 3.
Задача бр.7.
Неполарна ковалентна врска е карактеристична за секоја од двете супстанции:
1. Вода и дијамант
2. Водород и хлор
3. Бакар и азот
4. Бром и метан
Објаснување:неполарна ковалентна врска е карактеристична за поврзување на атоми од ист неметален елемент. Точниот одговор е 2.
Задача бр.8.
Каква хемиска врска се формира помеѓу атомите на елементите со атомски броеви 9 и 19?
1. Јонски
2. Метал
3. Ковалентен поларен
4. Ковалентна неполарна
Објаснување:тоа се елементите - флуор и калиум, односно неметал и метал, соодветно, меѓу таквите елементи може да се формира само јонска врска. Точниот одговор е 1.
Задача бр.9.
Супстанција со јонски тип на врска одговара на формулата
1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl
Објаснување:се формира јонска врска помеѓу метален атом и неметален атом, т.е точниот одговор е 4.
Задача бр.10.
Водород хлорид и
1. Амонијак
2. Бром
3. Натриум хлорид
4. Магнезиум оксид
Објаснување:Водород хлоридот има ковалентна поларна врска, односно треба да најдеме супстанца која се состои од два различни неметали - ова е амонијак.
Точниот одговор е 1.
Задачи за самостојно решение.
1. Помеѓу молекулите се формираат водородни врски
1. Флуороводородна киселина
2. Метан хлорид
3. Диметил етер
4. Етилен
2. Соединение со ковалентна врска одговара на формулата
1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF
3. Супстанција со ковалентна неполарна врска ја има формулата
1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5
4. Супстанција со јонска врска е
1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2
5. Помеѓу молекулите се формираат водородни врски
1. Метанол
3. Ацетилен
4. Метил формат
6. Ковалентната неполарна врска е карактеристична за секоја од двете супстанции:
1. Азот и озон
2. Вода и амонијак
3. Бакар и азот
4. Бром и метан
7. Ковалентната поларна врска е карактеристична за супстанцијата
1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4
8. Ковалентната неполарна врска е карактеристична за
1. I2 2. НЕ 3. CO 4. SiO2
9. Супстанција со поларна ковалентна врска е
1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2
10. Ковалентната неполарна врска е карактеристична за секоја од двете супстанции:
1. Водород и хлор
2. Вода и дијамант
3. Бакар и азот
4. Бром и метан
Оваа белешка користи задачи од збирката за обединет државен испит за 2016 година, уредена од А.А. Каверина.
А4 Хемиска врска.
Хемиска врска: ковалентна (поларна и неполарна), јонска, метална, водородна. Методи за формирање на ковалентни врски. Карактеристики на ковалентна врска: должина и енергија на врската. Формирање на јонска врска.
Опција 1 - 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65
Опција 2 - 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66
Опција 3 - 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67
Опција 4 - 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68
1. Во амонијак и бариум хлорид, хемиската врска е соодветно
1) јонски и ковалентни поларни
2) ковалентни поларни и јонски
3) ковалентни неполарни и метални
4) ковалентни неполарни и јонски
2. Супстанциите со само јонски врски се наведени во следната серија:
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. Соединение со јонска врска се формира со интеракција
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. Во која серија сите супстанции имаат поларна ковалентна врска?
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. Во која серија се запишани формулите на супстанции само со поларна ковалентна врска?
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 неполарна врска е карактеристична за
1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2
7. Супстанција со поларна ковалентна врска е
1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2
8. Супстанција со ковалентна врска е
1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr
9. Супстанција со ковалентна неполарна врска ја има формулата
1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2
10. Супстанции со неполарни ковалентни врски се
11. Помеѓу атомите со иста електронегативност се формира хемиска врска
1) јонска 2) ковалентна поларна 3) ковалентна неполарна 4) водород
12. Ковалентните поларни врски се карактеристични за
1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
13. Хемиски елемент во чиј атом електроните се распоредени меѓу слоевите на следниов начин: 2, 8, 8, 2 формира хемиска врска со водород
1) ковалентна поларна 2) ковалентна неполарна
3) јонски 4) метал
14. Во молекулата на која супстанција врската меѓу јаглеродните атоми има најголема должина?
1) ацетилен 2) етан 3) етен 4) бензен
15. Три заеднички електронски парови формираат ковалентна врска во молекулата
1) азот 2) водород сулфид 3) метан 4) хлор
16. Помеѓу молекулите се формираат водородни врски
1) диметил етер 2) метанол 3) етилен 4) етил ацетат
17. Поларитетот на врската е најизразен во молекулата
1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr
18. Супстанции со неполарни ковалентни врски се
1) вода и дијамант 2) водород и хлор 3) бакар и азот 4) бром и метан
19. Водородна врска не типичноза супстанција
1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH
20. Ковалентната поларна врска е карактеристична за секоја од двете супстанции чии формули се
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. Најслабата хемиска врска во молекулата
22. Која супстанца има најдолга хемиска врска во својата молекула?
1) флуор 2) хлор 3) бром 4) јод
23. Секоја од супстанциите наведени во серијата има ковалентни врски:
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. Секоја од супстанциите наведени во серијата има ковалентна врска:
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. Секоја од супстанциите наведени во серијата има ковалентна врска:
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. Секоја од супстанциите наведени во серијата има ковалентни врски:
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 О
27. Поларитетот на врската е најизразен кај молекулите
1) водород сулфид 2) хлор 3) фосфин 4) водород хлорид
28. Во молекулата на која супстанца хемиските врски се најсилни?
1) СF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4
29. Меѓу супстанциите NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - бројот на соединенија со јонски врски е еднаков
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
30. Меѓу супстанциите (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - бројот на соединенија со ковалентна врска е еднаков
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
31. Кај супстанциите настанати со спојување на идентични атоми, хемиска врска
1) јонска 2) ковалентна поларна 3) водород 4) ковалентна неполарна
32. Атоми на хемиски елементи од вториот период од периодниот систем D.I. Менделеев формира соединенија со јонски хемиски врски од составот 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS
33. Соединенијата со ковалентни поларни и ковалентни неполарни врски се, соодветно, 1) вода и водород сулфид 2) калиум бромид и азот 3) амонијак и водород 4) кислород и метан
34. Ковалентните неполарни врски се карактеристични за 1) вода 2) амонијак 3) азот 4) метан
35. Хемиска врска во молекула на водород флуорид
1) ковалентна поларна 3) јонска
2) ковалентна неполарна 4) водород
36. Изберете пар супстанции во кои сите врски се ковалентни:
1) NaCl, HCl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2
37. Во калиум јодид хемиската врска
1) ковалентна неполарна 3) метална
2) ковалентна поларна 4) јонска
38. Во јаглерод дисулфид CS 2 хемиска врска
1) јонски 2) метал
3) ковалентна поларна 4) ковалентна неполарна
39. Ковалентна неполарна врска се реализира во соединение
1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2
40. Супстанција со ковалентна поларна врска има формула 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2
41. Соединение со јонска хемиска врска
1) фосфор хлорид 2) калиум бромид 3) азот оксид (II) 4) бариум
42. Во амонијакот и бариум хлоридот, хемиската врска е соодветно
1) јонски и ковалентни поларни 2) ковалентни поларни и јонски
3) ковалентни неполарни и метални 4) ковалентни неполарни и јонски
43. Јонска врска се формира со 1) H и S 2) P и C1 3) Cs и Br 4) Si и F
44. Каков тип на врска има во молекулата H2?
1) јонски 2) водород 3) ковалентен неполарен 4) донатор-акцептор
45. Супстанции со ковалентна поларна врска се
1) сулфур оксид (IV) 2) кислород 3) калциум хидрид 4) дијамант
46. Има хемиска врска во молекулата на флуор
1) ковалентна поларна 2) јонска 3) ковалентна неполарна 4) водород
47. Во која серија се наведени супстанции со само ковалентни поларни врски:
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. Во која серија сите супстанции имаат поларна ковалентна врска?
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. Во која серија се наведени супстанции со само јонски врски:
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. Се формира соединение со јонска врска при интеракција
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. Водородна врска се формира помеѓу молекулите на 1) етан 2) бензен 3) водород 4) етанол
52. Која супстанција има водородни врски? 1) Водород сулфид 2) Мраз 3) Водород бромид 4) Бензен
53. Поврзувањето формирано помеѓу елементи со сериски броеви 15 и 53
1) јонски 2) метал
3) ковалентен неполарен 4) ковалентен поларен
54. Поврзаноста формирана помеѓу елементи со сериски броеви 16 и 20
1) јонски 2) метал
3) ковалентна поларна 4) водород
55. Помеѓу атомите на елементите со сериски броеви 11 и 17 се јавува врска
1) метален 2) јонски 3) ковалентен 4) донор-акцептор
56. Помеѓу молекулите се формираат водородни врски
1) водород 2) формалдехид 3) оцетна киселина 4) водород сулфид
57. Во која серија се запишани формулите на супстанции само со поларна ковалентна врска?
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.Која супстанција содржи и јонски и ковалентни хемиски врски?
1) натриум хлорид 2) водород хлорид 3) натриум сулфат 4) фосфорна киселина
59. Хемиската врска во молекулата има поизразен јонски карактер
1) литиум бромид 2) бакар хлорид 3) калциум карбид 4) калиум флуорид
60. Во која супстанција сите хемиски врски се ковалентни неполарни?
1) Дијамант 2) Јаглерод моноксид (IV) 3) Злато 4) Метан
61. Воспоставете кореспонденција помеѓу супстанцијата и видот на поврзување на атомите во оваа супстанција.
ИМЕ НА СУПСТЕНЦИЈАТА ВИД НА КОМУНИКАЦИЈА
1) цинк А) јонски
2) азот Б) метал
3) амонијак Б) ковалентен поларен
4) калциум хлорид Г) ковалентна неполарна
62. Натпревар
ПОВРЗУВАЊЕ ТИП НА КОМУНИКАЦИЈА
1) јонски А) H 2
2) метал Б) Va
3) ковалентна поларна Б) HF
4) ковалентна неполарна D) BaF 2
63. Во кое соединение е формирана ковалентна врска помеѓу атомите со механизам донор-акцептор? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2
64. Наведете ја молекулата во која енергијата на врзувањето е најголема: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
65. Наведете ја молекулата во која хемиската врска е најсилна: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
(прв електрон)
(според Полинг)
| Ф | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Флуор | |
Хемиски својства
Најактивен неметал, насилно комуницира со речиси сите супстанции (ретки исклучоци се флуоропластиката), а кај повеќето од нив - со согорување и експлозија. Контактот на флуорот со водородот доведува до палење и експлозија дури и при многу ниски температури (до -252°C). Дури и водата и платината: ураниум за нуклеарната индустрија горат во флуорна атмосфера.
хлор трифлуорид ClF 3 - флуорирачки агенс и моќен оксидатор на ракетно гориво
сулфур хексафлуорид SF 6 - гасовит изолатор во електроиндустријата
метални флуориди (како што се W и V), кои имаат некои корисни својства
фреоните се добри средства за ладење
тефлон - хемиски инертни полимери
натриум хексафлуороалуминат - за последователно производство на алуминиум со електролиза
разни соединенија на флуор
Ракетирање
Флуорните соединенија се широко користени во ракетната технологија како оксидатор за ракетно гориво.Примена во медицината
Соединенијата на флуор се широко користени во медицината како замена за крв.
Биолошка и физиолошка улога
Флуорот е витален елемент за телото. Во човечкото тело, флуорот главно се наоѓа во забната глеѓ во составот на флуорапатит - Ca 5 F (PO 4) 3. Со недоволна (помалку од 0,5 мг/литар вода за пиење) или прекумерна (повеќе од 1 мг/литар) потрошувачка на флуор, телото може да развие забни заболувања: кариес и флуороза (шарење на глеѓта) и остеосарком, соодветно.
За спречување на кариес, се препорачува да се користат пасти за заби со адитиви на флуорид или да се пие флуорирана вода (до концентрација од 1 mg/l), или да се користат локални апликации на 1-2% раствор на натриум флуорид или штан флуорид. Ваквите активности можат да ја намалат веројатноста за расипување на забите за 30-50%.
Максималната дозволена концентрација на врзан флуор во воздухот на индустриските простории е 0,0005 mg/l.
дополнителни информации
Флуор, флуор, F(9)
Флуорот (Флуор, француски и германски флуор) бил добиен во слободна состојба во 1886 година, но неговите соединенија се познати долго време и биле широко користени во металургијата и производството на стакло. Првото спомнување на флуоритот (CaP) под името флуорспар (Fliisspat) датира од 16 век. Во едно од делата што му се припишуваат на легендарниот Василиј Валентин се спомнуваат камења обоени во разни бои - флукс (Fliisse од латинскиот fluere - да тече, истурам), кои се користеле како флукс при топење на метали. Агрикола и Либавиус пишуваат за ова. Вториот воведува посебни имиња за овој флукс - флуорпар (Flusspat) и минерални флуори. Многу автори на хемиски и технички дела од 17 и 18 век. опишете различни видови на флуорспар. Во Русија овие камења се нарекувале перка, шпалт, плукање; Ломоносов ги класифицирал овие камења како селенити и ги нарекол спар или флукс (кристален флукс). Руските занаетчии, како и собирачите на збирки минерали (на пример, во 18 век, принцот П.Ф. Голицин) знаеле дека некои видови шпари кога се загреваат (на пример, во топла вода) светат во мракот. Меѓутоа, Лајбниц, во својата историја на фосфорот (1710 година), го споменува термофосфорот (Thermophosphorus) во овој поглед.
Очигледно, хемичарите и занаетчиите хемичари се запознале со флуороводородна киселина не подоцна од 17 век. Во 1670 година, занаетчиот од Нирнберг, Шванхард, користел флуорспар помешан со сулфурна киселина за да ги гравира шарите на стаклените пехари. Меѓутоа, во тоа време природата на флуорспар и флуороводородна киселина беше целосно непозната. Се веруваше, на пример, дека силициумската киселина има ефект на мариноване во процесот Шванхард. Ова погрешно мислење беше елиминирано од Шеле, кој докажа дека кога флуорспатот реагира со сулфурна киселина, силициумовата киселина се добива како резултат на корозија на стаклена реторба од добиената флуороводородна киселина. Покрај тоа, Шеле утврдил (1771) дека флуорспатот е комбинација на варовничка земја со посебна киселина, која била наречена „шведска киселина“.
Лавоазие го препознал радикалот на флуороводородна киселина како едноставно тело и го вклучил во неговата табела со едноставни тела. Флуороводородна киселина е добиена во повеќе или помалку чиста форма во 1809 година. Геј-Лусак и Тенард со дестилирање на флуорспар со сулфурна киселина во оловна или сребрена реторта. За време на оваа операција и двајцата истражувачи биле отруени. Вистинската природа на флуороводоводната киселина беше утврдена во 1810 година од Ампер. Тој го отфрли мислењето на Лавоазие дека флуороводородната киселина треба да содржи кислород и ја докажа аналогијата на оваа киселина со хлороводородна киселина. Ампер ги пријавил своите наоди на Дејви, кој неодамна ја утврдил елементарната природа на хлорот. Дејви целосно се согласи со аргументите на Ампер и потроши многу напор за добивање слободен флуор со електролиза на флуороводородна киселина и други начини. Имајќи го предвид силниот корозивно дејство на флуороводородна киселина врз стаклото, како и врз растителните и животинските ткива, Ампер предложил елементот содржан во него да се нарекува флуор (грчки - уништување, смрт, помор, чума итн.). Сепак, Дејви не го прифати ова име и предложи друго - Fluorine, по аналогија со тогашното име на хлор - Chlorine, двете имиња сè уште се користат на англиски јазик. Името дадено од Ампер е зачувано на руски.
Бројни обиди да се изолира слободен флуор во 19 век. не доведе до успешни резултати. Само во 1886 година, Мојсан успеа да го стори тоа и да добие бесплатен флуор во форма на жолто-зелен гас. Бидејќи флуорот е невообичаено агресивен гас, Мојсан мораше да надмине многу тешкотии пред да најде материјал погоден за опрема во експериментите со флуор. У-цевката за електролиза на флуороводоводна киселина на 55°C (ладена со течен метил хлорид) беше направена од платина со приклучоци за флуорпар. Откако беа проучувани хемиските и физичките својства на слободниот флуор, тој најде широка примена. Сега флуорот е една од најважните компоненти во синтезата на широк спектар на органофлуорни супстанции. Во руската литература од почетокот на 19 век. флуорот се нарекуваше поинаку: база на флуороводородна киселина, флуор (Двигубски, 1824), флуорност (Иовски), флуор (Шчеглов, 1830), флуор, флуор, флуор. Хес го вовел името флуор во 1831 година.
Атом, молекула, нуклеарни својства
Структура на атомот на флуор.
Во центарот на атомот е позитивно наелектризирано јадро. Наоколу се вртат 9 негативно наелектризирани електрони.
Електронска формула: 1s2;2s2;2p5
м прот. = 1,00783 (аму)
m неутр.= 1,00866 (a.m.u.)
m протон = m електрон
Изотопи на флуор.
Изотоп: 18F
Кратки карактеристики: Преваленца во природата: 0%
Бројот на протони во јадрото е 9. Бројот на неутрони во јадрото е 9. Бројот на нуклеоните е 18.Е врски = 931,5(9*m pr.+9*m неутрон-M(F18)) = 138,24 (MEV)E специфично = E врски/N нуклеони = 7,81 (MEV/нуклеон)
Алфа распаѓањето е невозможно Бета минус распаѓањето е невозможно Распаѓање на позитронот: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28( MeV) Зафаќање на електрони: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Изотоп: 19F
Кратки карактеристики: Преваленца во природата: 100%
Молекула на флуор.
Слободниот флуор се состои од диатомски молекули. Од хемиска гледна точка, флуорот може да се карактеризира како едновалентен неметал, а згора на тоа, најактивниот од сите неметали. Ова се должи на голем број причини, вклучувајќи ја леснотијата на распаѓање на молекулата F2 на поединечни атоми - потребната енергија за ова е само 159 kJ/mol (наспроти 493 kJ/mol за O2 и 242 kJ/mol за C12). Атомите на флуор имаат значителен афинитет за електрони и релативно мали димензии. Според тоа, нивните валентни врски со атоми на други елементи се посилни од сличните врски на други металоиди (на пример, енергијата на врската H-F е - 564 kJ/mol наспроти 460 kJ/mol за врската H-O и 431 kJ/mol за врската H-C1).
F-F врската се карактеризира со нуклеарно растојание од 1,42 А. За термичка дисоцијација на флуорот, со пресметка се добиени следните податоци:
Температура, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Степен на дисоцијација, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Атомот на флуор во неговата основна состојба има структура на надворешниот електронски слој 2s22p5 и е едновалентен. Побудувањето на тривалентна состојба поврзана со пренос на еден 2p електрон до нивото 3s бара трошок од 1225 kJ/mol и практично не се реализира. Електронскиот афинитет на неутрален атом на флуор се проценува на 339 kJ/mol. Ф-јонот се карактеризира со ефективен радиус од 1,33 А и енергија на хидратација од 485 kJ/mol. Ковалентниот радиус на флуор обично се зема на 71 pm (т.е. половина од меѓунуклеарното растојание во молекулата F2).
Хемиски својства на флуор.
Бидејќи дериватите на флуор на металоидните елементи обично се многу испарливи, нивното формирање не ја штити површината на металоидот од понатамошно дејство на флуорот. Затоа, интеракцијата често е многу поенергична отколку со многу метали. На пример, силициум, фосфор и сулфур се запалат во флуор гас. Аморфниот јаглерод (јаглен) се однесува слично, додека графитот реагира само на црвена топлина. Флуорот не се комбинира директно со азот и кислород.
Флуорот го отстранува водородот од водородните соединенија на другите елементи. Повеќето оксиди се разградуваат од него, поместувајќи го кислородот. Особено, водата комуницира според шемата F2 + H2O --> 2 HF + O
Покрај тоа, поместените атоми на кислород се комбинираат не само едни со други, туку и делумно со молекулите на вода и флуор. Затоа, покрај гасот кислород, оваа реакција секогаш произведува водород пероксид и флуор оксид (F2O). Вториот е бледо жолт гас сличен по мирис на озонот.
Флуор оксидот (инаку познат како кислород флуорид - ОF2) може да се добие со пропуштање на флуор во 0,5 N. Раствор на NaOH. Реакцијата се одвива според равенката: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О Следниве реакции се карактеристични и за флуорот:
H2 + F2 = 2HF (со експлозија)
Теми на кодификаторот за унифициран државен испит: Ковалентна хемиска врска, нејзините сорти и механизми на формирање. Карактеристики на ковалентни врски (поларитет и енергија на врската). Јонска врска. Метална врска. Водородна врска
Интрамолекуларни хемиски врски
Прво, да ги погледнеме врските што се појавуваат помеѓу честичките во молекулите. Таквите врски се нарекуваат интрамолекуларна.
Хемиска врска помеѓу атомите на хемиските елементи има електростатска природа и се формира поради интеракција на надворешни (валентни) електрони, во повеќе или помал степен држени од позитивно наелектризираните јадраврзани атоми.
Клучниот концепт овде е ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТ. Тоа е она што го одредува типот на хемиската врска помеѓу атомите и својствата на оваа врска.
е способноста на атомот да привлекува (држи) надворешен(валентност) електрони. Електронегативноста се одредува според степенот на привлекување на надворешните електрони кон јадрото и зависи првенствено од радиусот на атомот и полнежот на јадрото.
Електронегативноста е тешко да се одреди недвосмислено. Л. Полинг составил табела на релативни електронегативности (врз основа на енергиите на врската на диатомските молекули). Најелектронегативен елемент е флуорсо значење 4 .
Важно е да се напомене дека во различни извори можете да најдете различни скали и табели на вредности на електронегативност. Ова не треба да се вознемирува, бидејќи формирањето на хемиска врска игра улога атоми, и тоа е приближно исто во секој систем.
Ако еден од атомите во хемиската врска A:B посилно привлекува електрони, тогаш електронскиот пар се движи кон него. Повеќе разлика во електронегативностаатоми, толку повеќе електронскиот пар се поместува.
Ако електронегативностите на атомите кои содејствуваат се еднакви или приближно еднакви: EO(A)≈EO(B), тогаш заедничкиот електронски пар не се поместува на ниту еден од атомите: А: Б. Оваа врска се нарекува ковалентна неполарна.
Ако електронегативностите на атомите кои содејствуваат се разликуваат, но не многу (разликата во електронегативноста е приближно од 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогаш електронскиот пар се поместува во еден од атомите. Оваа врска се нарекува ковалентен поларен .
Ако електронегативностите на атомите кои содејствуваат значително се разликуваат (разликата во електронегативноста е поголема од 2: ΔEO>2), тогаш еден од електроните е речиси целосно префрлен во друг атом, со формирањето јони. Оваа врска се нарекува јонски.
Основни видови хемиски врски − ковалентен, јонскиИ металкомуникации. Ајде да ги разгледаме подетално.
Ковалентна хемиска врска
Ковалентна врска – тоа е хемиска врска , формирана поради формирање на заеднички електронски пар A:B . Покрај тоа, два атома се преклопуваататомски орбитали. Ковалентната врска се формира со интеракција на атомите со мала разлика во електронегативност (обично помеѓу два неметали) или атоми на еден елемент.
Основни својства на ковалентни врски
- фокус,
- заситеност,
- поларитет,
- поларизација.
Овие сврзувачки својства влијаат на хемиските и физичките својства на супстанциите.
Комуникациски правец ја карактеризира хемиската структура и формата на супстанциите. Аглите помеѓу две врски се нарекуваат агли на врска. На пример, во молекулата на водата аголот на врската H-O-H е 104,45 o, затоа молекулата на водата е поларна, а во молекулата на метан аголот на врската H-C-H е 108 o 28′.
Заситеност е способноста на атомите да формираат ограничен број ковалентни хемиски врски. Се вика бројот на врски што може да ги формира атомот.
Поларитетповрзувањето настанува поради нерамномерната распределба на густината на електроните помеѓу два атома со различна електронегативност. Ковалентните врски се поделени на поларни и неполарни.
Поларизираност врски се способноста на електроните на врската да се поместуваат под влијание на надворешно електрично поле(особено, електричното поле на друга честичка). Поларизираноста зависи од подвижноста на електроните. Колку електронот е подалеку од јадрото, толку е поподвижен, и соодветно на тоа молекулата е пополаризирана.
Ковалентна неполарна хемиска врска
Постојат 2 типа на ковалентни врски - ПОЛАРНИИ НЕПОЛАРНИ .
Пример . Да ја разгледаме структурата на молекулата на водород H2. Секој водороден атом во неговото надворешно енергетско ниво носи 1 неспарен електрон. За прикажување на атом, ја користиме структурата Луис - ова е дијаграм на структурата на надворешното енергетско ниво на атомот, кога електроните се означени со точки. Моделите на структурата на точката Луис се доста корисни кога работите со елементи од вториот период.
Х. + . H = H:H
Така, молекулата на водород има еден заеднички електронски пар и една хемиска врска H–H. Овој електронски пар не се поместува на ниту еден од атомите на водород, бидејќи Атомите на водород имаат иста електронегативност. Оваа врска се нарекува ковалентна неполарна .
Ковалентна неполарна (симетрична) врска е ковалентна врска формирана од атоми со еднаква електронегативност (обично исти неметали) и, според тоа, со рамномерна распределба на густината на електроните помеѓу јадрата на атомите.
Диполскиот момент на неполарните врски е 0.
Примери: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.
Ковалентна поларна хемиска врска
Ковалентна поларна врска е ковалентна врска која се јавува помеѓу атоми со различна електронегативност (обично, разни неметали) и се карактеризира поместувањесподелен електронски пар со поелектронегативен атом (поларизација).
Густината на електроните се поместува на поелектронегативниот атом - затоа, на него се појавува делумно негативен полнеж (δ-), а на помалку електронегативниот атом се појавува делумно позитивен полнеж (δ+, делта +).
Колку е поголема разликата во електронегативноста на атомите, толку е поголема поларитетврски и повеќе диполен момент . Помеѓу соседните молекули и полнежите со спротивен знак дејствуваат дополнителни привлечни сили, што се зголемува силатакомуникации.
Поларитетот на врската влијае на физичките и хемиските својства на соединенијата. Реакционите механизми, па дури и реактивноста на соседните врски зависат од поларитетот на врската. Често се одредува поларитетот на врската поларитет на молекулитеи на тој начин директно влијае на физичките својства како точка на вриење и точка на топење, растворливост во поларни растворувачи.
Примери: HCl, CO 2, NH 3.
Механизми на формирање на ковалентна врска
Ковалентните хемиски врски може да се појават со 2 механизми:
1. Механизам за размена формирањето на ковалентна хемиска врска е кога секоја честичка обезбедува еден неспарен електрон за да формира заеднички електронски пар:
А . + . Б= А: Б
2. Формирањето ковалентна врска е механизам во кој една од честичките обезбедува осамен пар електрони, а другата честичка обезбедува празна орбитала за овој електронски пар:
А: + Б= А: Б
Во овој случај, еден од атомите обезбедува осамен пар електрони ( донатор), а другиот атом обезбедува празна орбитала за тој пар ( акцептор). Како резултат на формирањето на двете врски, енергијата на електроните се намалува, т.е. ова е корисно за атомите.
Ковалентна врска формирана од механизам донатор-акцептор не е различново својства од други ковалентни врски формирани од механизмот за размена. Формирањето на ковалентна врска со механизмот донор-акцептор е типично за атомите или со голем број електрони на надворешно енергетско ниво (донатори на електрони), или, обратно, со многу мал број електрони (акцептори на електрони). Валентните способности на атомите се дискутирани подетално во соодветниот дел.
Ковалентната врска се формира со механизам донатор-акцептор:
- во молекула јаглерод моноксид CO(врската во молекулата е тројна, 2 врски се формираат со механизмот за размена, една со механизмот донор-акцептор): C≡O;
- В амониум јон NH 4 +, во јони органски амини, на пример, во јонот на метиламониум CH3-NH2+;
- В комплексни соединенија, хемиска врска помеѓу централниот атом и лиганд групи, на пример, во натриум тетрахидроксоалуминат Na врска помеѓу алуминиум и хидроксид јони;
- В азотна киселина и нејзините соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, во некои други азотни соединенија;
- во молекула озонотО3.
Основни карактеристики на ковалентни врски
Ковалентните врски обично се формираат помеѓу атоми на неметал. Главните карактеристики на ковалентна врска се должина, енергија, мноштво и насоченост.
Мноштво на хемиска врска
Мноштво на хемиска врска - Ова број на споделени електронски парови помеѓу два атома во едно соединение. Мноштвото на врската може лесно да се одреди од вредностите на атомите што ја формираат молекулата.
На пример , во молекулата на водородот H 2 мноштвото на врската е 1, бидејќи Секој водород има само 1 неспарен електрон во неговото надворешно енергетско ниво, па оттука се формира еден заеднички електронски пар.
Во молекулата на кислородот O 2, мноштвото на врската е 2, бидејќи Секој атом на надворешното енергетско ниво има 2 неспарени електрони: O=O.
Во молекулата на азот N2, мноштвото на врската е 3, бидејќи помеѓу секој атом има 3 неспарени електрони на надворешното енергетско ниво, а атомите формираат 3 заеднички електронски парови N≡N.
Должина на ковалентна врска
Должина на хемиска врска
е растојанието помеѓу центрите на јадрата на атомите што ја формираат врската. Се одредува со експериментални физички методи. Должината на врската може да се процени приближно користејќи го правилото за адитивност, според кое должината на врската во молекулата AB е приближно еднаква на половина од збирот на должините на врската во молекулите A 2 и B 2: 
Должината на хемиската врска може грубо да се процени по атомски радиусиформирање на врска, или по комуникациска мноштво, ако радиусите на атомите не се многу различни.
Како што се зголемуваат радиусите на атомите што формираат врска, должината на врската ќе се зголемува.
На пример
Како што се зголемува мноштвото врски помеѓу атомите (чии атомски радиуси не се разликуваат или се разликуваат само малку), должината на врската ќе се намалува.
На пример . Во сериите: C–C, C=C, C≡C, должината на врската се намалува.
Комуникациска енергија
Мерка за јачината на хемиската врска е енергијата на врската. Комуникациска енергија определена со енергијата потребна за прекинување на врската и отстранување на атомите што ја формираат таа врска на бескрајно големо растојание еден од друг.
Ковалентна врска е многу издржлив.Неговата енергија се движи од неколку десетици до неколку стотици kJ/mol. Колку е поголема енергијата на врската, толку е поголема јачината на врската и обратно.
Јачината на хемиската врска зависи од должината на врската, поларитетот на врската и мноштвото на врската. Колку е подолга хемиската врска, толку полесно се раскинува, а колку е помала енергијата на врската, толку е помала нејзината јачина. Колку е пократка хемиската врска, толку е посилна и е поголема енергијата на врската.
На пример, во серијата соединенија HF, HCl, HBr од лево кон десно, јачината на хемиската врска се намалува, бидејќи Должината на поврзувањето се зголемува.
Јонска хемиска врска
Јонска врска е хемиска врска врз основа на електростатско привлекување на јони.
Јонисе формираат во процесот на прифаќање или донирање на електрони од атоми. На пример, атомите на сите метали слабо држат електрони од надворешното енергетско ниво. Затоа, металните атоми се карактеризираат со ресторативни својства- способност за дарување електрони.
Пример. Атомот на натриум содржи 1 електрон на енергетско ниво 3. Со лесно откажување од него, атомот на натриум формира многу постабилен Na + јон, со електронска конфигурација на благородниот гас неон Ne. Натриумовиот јон содржи 11 протони и само 10 електрони, така што вкупниот полнеж на јонот е -10+11 = +1:
+11На) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 На +) 2 ) 8
Пример. Атомот на хлор во своето надворешно енергетско ниво содржи 7 електрони. За да се добие конфигурација на стабилен инертен атом на аргон Ar, хлорот треба да добие 1 електрон. По додавањето на електрон, се формира стабилен јон на хлор, кој се состои од електрони. Вкупниот полнеж на јонот е -1:
+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1е = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Забелешка:
- Својствата на јоните се различни од својствата на атомите!
- Стабилните јони можат да се формираат не само атоми, но, исто така групи на атоми. На пример: амониум јон NH 4 +, сулфат јон SO 4 2-, итн. Хемиските врски формирани од таквите јони исто така се сметаат за јонски;
- Јонските врски обично се формираат меѓу себе металиИ неметали(неметални групи);
Добиените јони се привлекуваат поради електричното привлекување: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Ајде визуелно да резимираме разлика помеѓу типовите на ковалентни и јонски врски:
Метална хемиска врска
Метална врска е врска која се формира релативно слободни електронипомеѓу метални јони, формирајќи кристална решетка.
Атомите на метал обично се наоѓаат на надворешното енергетско ниво еден до три електрони. Радиусите на металните атоми, по правило, се големи - затоа, металните атоми, за разлика од неметалите, прилично лесно се откажуваат од надворешните електрони, т.е. се силни редуцирачки агенси
Интермолекуларни интеракции
Одделно, вреди да се разгледаат интеракциите што се јавуваат помеѓу поединечните молекули во супстанцијата - интермолекуларни интеракции . Интермолекуларните интеракции се вид на интеракција помеѓу неутралните атоми во кои не се појавуваат нови ковалентни врски. Силите на интеракција помеѓу молекулите беа откриени од Ван дер Валс во 1869 година и именувани по него Силите на Ван Дар Валс. Силите на Ван дер Валс се поделени на ориентација, индукција И дисперзивни . Енергијата на меѓумолекуларните интеракции е многу помала од енергијата на хемиските врски.
Ориентационите сили на привлекување се јавуваат помеѓу поларните молекули (дипол-дипол интеракција). Овие сили се јавуваат помеѓу поларните молекули. Индуктивни интеракции е интеракцијата помеѓу поларна молекула и неполарна. Неполарна молекула е поларизирана поради дејството на поларната, што генерира дополнителна електростатска привлечност.
Посебен тип на интермолекуларна интеракција се водородните врски. - ова се интермолекуларни (или интрамолекуларни) хемиски врски што се појавуваат помеѓу молекулите кои имаат високополарни ковалентни врски - H-F, H-O или H-N. Ако има такви врски во молекулата, тогаш меѓу молекулите ќе има дополнителни привлечни сили .
Образовниот механизам водородната врска е делумно електростатска, а делумно донорска-акцептор. Во овој случај, донорот на електронски пар е атом на силно електронегативен елемент (F, O, N), а акцептор се атомите на водород поврзани со овие атоми. Водородните врски се карактеризираат со фокус во вселената и сатурација
Водородните врски може да се означат со точки: H ··· О. Колку е поголема електронегативноста на атомот поврзан со водородот и колку е помала неговата големина, толку е посилна водородната врска. Типично е првенствено за врски флуор со водород , како и да кислород и водород , помалку азот со водород .
Водородните врски се јавуваат помеѓу следниве супстанции:
— водород флуорид HF(гас, раствор на водород флуорид во вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пареа, мраз, течна вода):
— раствор на амонијак и органски амини- помеѓу молекулите на амонијак и вода;
— органски соединенија во кои се врзуваат O-H или N-H: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, амино киселини, феноли, анилин и неговите деривати, протеини, раствори на јаглени хидрати - моносахариди и дисахариди.
Водородното поврзување влијае на физичките и хемиските својства на супстанциите. Така, дополнителната привлечност помеѓу молекулите го отежнува вриењето на супстанциите. Супстанциите со водородни врски покажуваат абнормално зголемување на точката на вриење.
На пример Како по правило, со зголемување на молекуларната тежина, се забележува зголемување на точката на вриење на супстанциите. Меѓутоа, во голем број на супстанции H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне забележуваме линеарна промена на точките на вриење.
Имено, кај точката на вриење на водата е ненормално висока - не помалку од -61 o C, како што ни покажува правата линија, но многу повеќе, +100 o C. Оваа аномалија се објаснува со присуството на водородни врски помеѓу молекулите на водата. Затоа, во нормални услови (0-20 o C) водата е течностпо фазна состојба.
Слободниот флуор се состои од диатомски молекули. Од хемиска гледна точка, флуорот може да се карактеризира како едновалентен неметал, а згора на тоа, најактивниот од сите неметали. Ова се должи на голем број причини, вклучувајќи ја леснотијата на распаѓање на молекулата F 2 на поединечни атоми - потребната енергија за ова е само 159 kJ/mol (наспроти 493 kJ/mol за O 2 и 242 kJ/mol за C 12). Атомите на флуор имаат значителен афинитет за електрони и релативно мали димензии. Според тоа, нивните валентни врски со атоми на други елементи се посилни од сличните врски на други металоиди (на пример, енергијата на врската H-F е - 564 kJ/mol наспроти 460 kJ/mol за врската H-O и 431 kJ/mol за врската H-C1).
F-F врската се карактеризира со нуклеарно растојание од 1,42 А. За термичка дисоцијација на флуорот, со пресметка се добиени следните податоци:
Атомот на флуор во својата основна состојба има структура на надворешниот електронски слој 2s 2 2p 5 и е едновалентен. Побудувањето на тривалентна состојба поврзана со пренос на еден 2p електрон до нивото 3s бара трошок од 1225 kJ/mol и практично не се реализира.
Електронскиот афинитет на неутрален атом на флуор се проценува на 339 kJ/mol. Јон F - се карактеризира со ефективен радиус од 1,33 А и енергија на хидратација од 485 kJ/mol. Ковалентниот радиус на флуор обично се зема на 71 pm (т.е. половина од меѓунуклеарното растојание во молекулата F2).
Хемиска врска е електронски феномен во кој барем еден електрон, кој бил во полето на силата на неговото јадро, се наоѓа во полето на сила на друго јадро или неколку јадра во исто време.
Повеќето едноставни супстанции и сите сложени супстанции (соединенија) се состојат од атоми кои меѓусебно комуницираат на одреден начин. Со други зборови, се воспоставува хемиска врска помеѓу атомите. Кога се формира хемиска врска, енергијата секогаш се ослободува, т.е. енергијата на добиената честичка мора да биде помала од вкупната енергија на оригиналните честички.
Преминот на електрон од еден атом во друг, што резултира со формирање на спротивно наелектризирани јони со стабилни електронски конфигурации, меѓу кои се воспоставува електростатско привлекување, е наједноставниот модел на јонско поврзување:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
Хипотезата за формирање на јони и појава на електростатско привлекување меѓу нив првпат ја изразил германскиот научник В. Косел (1916).
Друг модел на комуникација е споделување на електрони од два атома, што исто така резултира со формирање на стабилни електронски конфигурации. Таквата врска се нарекува ковалентна; нејзината теорија започна да се развива во 1916 година од американскиот научник Г. Луис.
Заедничката точка во двете теории беше формирањето на честички со стабилна електронска конфигурација што се совпаѓа со електронската конфигурација на благородниот гас.
На пример, при формирање на литиум флуорид, се реализира јонскиот механизам на формирање на врската. Атомот на литиум (3 Li 1s 2 2s 1) губи електрон и станува катјон (3 Li + 1s 2) со електронска конфигурација на хелиум. Флуорот (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) прифаќа електрон, формирајќи анјон (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) со електронска конфигурација на неон. Помеѓу литиум јонот Li + и флуорниот јон F - се јавува електростатско привлекување, поради што се формира ново соединение - литиум флуорид.
Кога се формира водород флуорид, единствениот електрон од атомот на водород (1s) и неспарениот електрон на атомот на флуор (2p) се наоѓаат во полето на дејство на двете јадра - атомот на водород и атомот на флуор. На овој начин се појавува заеднички електронски пар што значи прераспределба на електронската густина и појава на максимална електронска густина. Како резултат на тоа, два електрони сега се поврзани со јадрото на атомот на водород (електронска конфигурација на атомот на хелиум), а осум електрони од надворешното енергетско ниво сега се поврзани со јадрото на флуор (електронска конфигурација на атомот на неон):
Се означува со една линија помеѓу симболите на елементите: H-F.Врската направена преку еден пар електрони се нарекува единечна врска.
Формирањето на обвивки од два електрони помеѓу јон на литиум и атом на водород е посебен случај.Тенденцијата да се формира стабилна обвивка од осум електрони со пренесување на електрон од еден атом во друг (јонска врска) или споделување на електрони (ковалентна врска) се нарекува октетско правило.
Сепак, постојат соединенија кои не го исполнуваат ова правило. На пример, атомот на берилиум во берилиум флуорид BeF 2 има само четири електронска обвивка; шест електронски обвивки се карактеристични за атомот на бор (точките ги означуваат електроните на надворешното енергетско ниво):
Во исто време, во соединенијата како што се фосфор (V) хлорид и сулфур (VI) флуорид, јод (VII) флуорид, електронските обвивки на централните атоми содржат повеќе од осум електрони (фосфор - 10; сулфур - 12; јод - 14):
Повеќето соединенија со d-елемент не го следат правилото на октетот.
Во сите примери претставени погоре, се формира хемиска врска помеѓу атоми на различни елементи; се нарекува хетероатомски. Сепак, ковалентна врска може да се формира и помеѓу идентични атоми. На пример, молекула на водород се формира со споделување на 15 електрони од секој атом на водород, што резултира со тоа што секој атом стекнува стабилна електронска конфигурација од два електрони. Октет се формира кога се формираат молекули на други едноставни супстанции, на пример, флуор:
Формирањето на хемиска врска може да се изврши и со споделување на четири или шест електрони. Во првиот случај, се формира двојна врска, што е два генерализирани пара електрони; во вториот, се формира тројна врска (три генерализирани пара електрони).
На пример, кога се формира азотна молекула N2, се формира хемиска врска со споделување на шест електрони: три неспарени p електрони од секој атом. За да се постигне конфигурација од осум електрони, се формираат три заеднички електронски парови:
Двојна врска е означена со две цртички, тројна врска со три. Молекулата на азот N2 може да се претстави на следниот начин: N≡N.
Во диатомските молекули формирани од атоми на еден елемент, максималната густина на електрони се наоѓа во средината на меѓунуклеарната линија. Бидејќи раздвојувањето на полнежот не се случува помеѓу атомите, овој тип на ковалентна врска се нарекува неполарна. Хетероатомската врска е секогаш поларна до еден или друг степен, бидејќи максималната густина на електроните се поместува кон еден од атомите, поради што добива делумно негативен полнеж (означен σ-). Атомот од кој се поместува максималната електронска густина добива делумно позитивен полнеж (означен σ+). Електрично неутралните честички во кои центрите на делумно негативни и делумно позитивни полнежи не се совпаѓаат во просторот се нарекуваат диполи. Поларитетот на врската се мери со диполниот момент (μ), кој е директно пропорционален на големината на полнежите и растојанието меѓу нив.
Ориз. Шематски приказ на дипол
Список на користена литература
- Попков В.А., Пузаков С. А. Општа хемија: учебник. - М.: ГЕОТАР-Медиа, 2010. - 976 стр.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Со. 32-35]
Во 1916 година беа предложени првите екстремно поедноставени теории за структурата на молекулите, кои користеа електронски концепти: теоријата на американскиот физичко хемичар Г. Луис (1875-1946) и германскиот научник В. Косел. Според теоријата на Луис, формирањето на хемиска врска во диатомска молекула вклучува валентни електрони од два атома одеднаш. Затоа, на пример, во молекула на водород, наместо валентна линија, тие почнаа да цртаат електронски пар што формира хемиска врска:
Хемиската врска формирана од електронски пар се нарекува ковалентна врска. Молекулата на водород флуорид е прикажана на следниов начин:
Разликата помеѓу молекулите на едноставни супстанции (H2, F2, N2, O2) и молекулите на сложените супстанции (HF, NO, H2O, NH3) е во тоа што првите немаат диполен момент, додека вторите имаат. Диполниот момент m е дефиниран како производ на апсолутната вредност на полнежот q и растојанието помеѓу два спротивни полнежи r:
Диполскиот момент m на диатомската молекула може да се одреди на два начина. Прво, бидејќи молекулата е електрично неутрална, се знае вкупниот позитивен полнеж на молекулата Z" (тој е еднаков на збирот на полнежите на атомските јадра: Z" = ZA + ZB). Знаејќи го меѓунуклеарното растојание повторно, може да се одреди локацијата на центарот на гравитација на позитивниот полнеж на молекулата. Вредноста на m од молекула е пронајдена од експеримент. Затоа, можете да најдете r" - растојанието помеѓу центрите на гравитација на позитивното и вкупниот негативен полнеж на молекулата:
Второ, можеме да претпоставиме дека кога електронски пар кој формира хемиска врска е поместен на еден од атомите, на овој атом се појавува некој вишок негативен полнеж -q" и на вториот атом се појавува полнеж +q". Растојанието помеѓу атомите е повторно:
Диполниот момент на молекулата HF е еднаков на 6,4H 10-30 ClH m, меѓунуклеарното растојание H-F е 0,917H 10-10 m. Пресметката на q" дава: q" = 0,4 елементарен полнеж (т.е. електронски полнеж). Штом се појави вишок негативен полнеж на атомот на флуор, тоа значи дека електронскиот пар што формира хемиска врска во молекулата на HF се поместува кон атомот на флуор. Оваа хемиска врска се нарекува поларна ковалентна врска. Молекулите од типот А2 немаат диполен момент. Хемиските врски што ги формираат овие молекули се нарекуваат ковалентни неполарни врски.
Косел теоријабеше предложено да се опишат молекулите формирани од активни метали (алкали и алкална земја) и активни неметали (халогени, кислород, азот). Надворешните валентни електрони на металните атоми се најоддалечени од јадрото на атомот и затоа се релативно слабо задржани од металниот атом. За атоми на хемиски елементи лоцирани во истиот ред од Периодниот систем, при движење од лево кон десно, полнењето на јадрото постојано се зголемува, а дополнителни електрони се наоѓаат во истиот електронски слој. Ова води до фактот дека надворешната електронска обвивка е компресирана и електроните се повеќе и повеќе цврсто се држат во атомот. Затоа, во молекулата MeX станува возможно да се премести слабо задржаниот надворешен валентен електрон на металот со потрошувачка на енергија еднаква на потенцијалот за јонизација во валентната електронска обвивка на неметален атом со ослободување на енергија еднаква на афинитетот на електроните. Како резултат на тоа, се формираат два јона: Me+ и X-. Електростатската интеракција на овие јони е хемиска врска. Овој тип на врска беше наречен јонски.
Ако ги одредиме диполните моменти на MeX молекулите во парови, излегува дека полнежот од металниот атом не се пренесува целосно на неметалниот атом, а хемиската врска во таквите молекули е подобро опишана како ковалентна, високополарна врска. . Позитивни метални катјони Me+ и негативни анјони на неметални атоми X- обично постојат на местата на кристалната решетка на кристалите на овие супстанции. Но, во овој случај, секој позитивен метален јон пред сè електростатски комуницира со неметалните анјони најблиску до него, потоа со металните катјони итн. Односно, во јонските кристали, хемиските врски се делокализирани и секој јон на крајот комуницира со сите други јони вклучени во кристалот, кој е џиновска молекула.
Заедно со јасно дефинираните карактеристики на атомите, како што се полнежите на атомските јадра, потенцијалите на јонизација, афинитетот на електроните, во хемијата се користат и помалку дефинирани карактеристики. Еден од нив е електронегативноста. Во науката го воведе американскиот хемичар Л. Полинг. Прво, да ги разгледаме податоците за првиот јонизациски потенцијал и афинитетот на електроните за елементите од првите три периоди.
Регуларностите во јонизациските потенцијали и електронските афинитети се целосно објаснети со структурата на валентните електронски обвивки на атомите. Афинитетот на електроните на изолираниот атом на азот е многу помал од оној на атомите на алкалните метали, иако азотот е активен неметал. Токму во молекулите, при интеракција со атоми на други хемиски елементи, азотот докажува дека е активен неметал. Ова е она што Л. Полинг се обиде да го направи со воведување на „електронегативност“ како способност на атомите на хемиските елементи да поместат електронски пар кон себе при формирањето ковалентни поларни врски. Скалата на електронегативност за хемиски елементи беше предложена од L. Pauling. Тој ја припиша најголемата електронегативност во конвенционалните бездимензионални единици на флуор - 4,0, кислород - 3,5, хлор и азот - 3,0, бром - 2,8. Природата на промената на електронегативноста на атомите целосно одговара на законите изразени во Периодниот систем. Затоа, примената на концептот „ електронегативност„Едноставно ги преведува на друг јазик оние обрасци во промените во својствата на металите и неметалите кои веќе се рефлектираат во Периодниот систем.
Многу метали во цврста состојба се речиси совршено формирани кристали. На местата на решетката во кристалот има атоми или позитивни јони на метали. Електроните на оние метални атоми од кои се формирале позитивни јони, во форма на електронски гас, се наоѓаат во просторот помеѓу јазлите на кристалната решетка и припаѓаат на сите атоми и јони. Тие го одредуваат карактеристичниот метален сјај, високата електрична спроводливост и топлинската спроводливост на металите. Тип хемиската врска, која се изведува со споделени електрони во метален кристал, се нарекуваметална врска.
Во 1819 година, француските научници P. Dulong и A. Petit експериментално утврдиле дека моларниот топлински капацитет на речиси сите метали во кристална состојба е 25 J/mol. Сега можеме лесно да објасниме зошто е тоа така. Металните атоми во јазлите на кристалната решетка се секогаш во движење - тие вршат осцилаторни движења. Ова сложено движење може да се разложи на три едноставни осцилаторни движења во три меѓусебно нормални рамнини. Секое осцилаторно движење има своја енергија и свој закон за негова промена со зголемување на температурата - свој топлински капацитет. Ограничувачката вредност на топлинскиот капацитет за секое вибрационо движење на атомите е еднаква на R - универзалната гасна константа. Три независни вибрациони движења на атомите во кристал ќе одговараат на топлински капацитет еднаков на 3R. Кога металите се загреваат, почнувајќи од многу ниски температури, нивниот топлински капацитет се зголемува од нула. На собни и повисоки температури, топлинскиот капацитет на повеќето метали ја достигнува својата максимална вредност - 3R.
При загревање, кристалната решетка на металите се уништува и тие се претвораат во стопена состојба. Со дополнително загревање, металите испаруваат. Во пареа, многу метали постојат во форма на молекули Me2. Во овие молекули, металните атоми се способни да формираат ковалентни неполарни врски.
Флуорот е хемиски елемент (симбол F, атомски број 9), неметал кој спаѓа во групата на халогени. Тоа е најактивната и електронегативна супстанција. При нормална температура и притисок, молекулата на флуор има бледожолта боја со формулата F2. Како и другите халиди, молекуларниот флуор е многу опасен и предизвикува тешки хемиски изгореници при контакт со кожата.
Употреба
Флуорот и неговите соединенија се широко користени, вклучително и за производство на фармацевтски производи, агрохемикалии, горива и лубриканти и текстил. се користи за офорт на стакло, а флуорната плазма се користи за производство на полупроводници и други материјали. Ниските концентрации на F јони во пастата за заби и водата за пиење може да помогнат во спречување на забен кариес, додека повисоки концентрации се наоѓаат во некои инсектициди. Многу општи анестетици се хидрофлуоројаглеродни деривати. Изотопот 18F е извор на позитрони за медицински слики со користење на позитронска емисиона томографија, а ураниум хексафлуорид се користи за одвојување на изотопи на ураниум и нивно производство за нуклеарни централи.
Историја на откривање
Минералите што содржат соединенија на флуор биле познати многу години пред изолацијата на овој хемиски елемент. На пример, минералот флуорспар (или флуорит), кој се состои од калциум флуорид, бил опишан во 1530 година од Џорџ Агрикола. Тој забележал дека може да се користи како флукс, супстанца која помага да се намали точката на топење на метал или руда и помага да се прочисти саканиот метал. Затоа, флуорот го добил своето латинско име од зборот fluere („тече“).
Во 1670 година, дувачот на стакло Хајнрих Шванхард открил дека стаклото се гравира со калциум флуорид (флуорпар) третиран со киселина. Карл Шеле и многу подоцнежни истражувачи, вклучувајќи ги Хемфри Дејви, Џозеф-Луис Геј-Лусак, Антоан Лавоазие, Луис Тенард, експериментирале со флуороводородна киселина (HF), која лесно се подготвувала со третирање на CaF со концентрирана сулфурна киселина.
На крајот, стана јасно дека HF содржи претходно непознат елемент. Оваа супстанца, сепак, поради нејзината прекумерна реактивност, не можеше да биде изолирана многу години. Не само што е тешко да се одвои од соединенијата, туку веднаш реагира со нивните други компоненти. Изолирањето на елементарен флуор од флуороводородна киселина е исклучително опасно, а раните обиди заслепија и убиле неколку научници. Овие луѓе станаа познати како „маченици од флуор“.
Откривање и производство
Конечно, во 1886 година, францускиот хемичар Анри Моасан успеал да го изолира флуорот со електролиза на мешавина од стопени калиум флуориди и флуороводородна киселина. За ова тој беше награден со Нобеловата награда за хемија во 1906 година. Неговиот електролитски пристап и денес продолжува да се користи за индустриско производство на овој хемиски елемент.
Првото големо производство на флуор започна за време на Втората светска војна. Тоа беше потребно за една од фазите на создавање на атомска бомба како дел од проектот Менхетен. Флуорот се користел за производство на ураниум хексафлуорид (UF 6), кој пак се користел за одвојување на два изотопи, 235 U и 238 U. Денес, гасот UF 6 е потребен за производство на збогатен ураниум за нуклеарна енергија.
Најважните својства на флуорот
На периодниот систем, елементот се наоѓа на врвот на групата 17 (порано група 7А), која се нарекува халоген елемент. Други халогени вклучуваат хлор, бром, јод и астатин. Покрај тоа, F е во вториот период помеѓу кислородот и неонот.
Чистиот флуор е корозивен гас (хемиска формула F2) со карактеристичен остар мирис, кој се наоѓа во концентрација од 20 nl на литар волумен. Како најреактивен и електронегативен од сите елементи, лесно формира соединенија со повеќето од нив. Флуорот е премногу реактивен за да постои во елементарна форма и има таков афинитет за повеќето материјали, вклучувајќи го и силиконот, што не може да се подготви или складира во стаклени садови. Во влажен воздух, тој реагира со вода, формирајќи подеднакво опасна флуороводородна киселина.
Флуорот, во интеракција со водородот, експлодира дури и при ниски температури и во темница. Насилно реагира со вода и формира флуороводородна киселина и кислороден гас. Различни материјали, вклучувајќи фини метали и стакло, горат со силен пламен во струја на флуор гас. Покрај тоа, овој хемиски елемент формира соединенија со благородните гасови криптон, ксенон и радон. Сепак, тој не реагира директно со азот и кислород.
И покрај екстремната активност на флуорот, сега се достапни методи за негова безбедна обработка и транспорт. Елементот може да се чува во контејнери направени од челик или монел (легура богата со никел), бидејќи на површината на овие материјали се формираат флуориди, кои спречуваат понатамошна реакција.
Флуоридите се супстанции во кои флуоридот е присутен како негативно наелектризиран јон (F -) во комбинација со некои позитивно наелектризирани елементи. Флуорните соединенија со металите се меѓу најстабилните соли. Кога се раствораат во вода, тие се делат на јони. Други форми на флуор се комплекси, на пример, - и H 2 F +.
Изотопи
Има многу изотопи на овој халоген, кои се движат од 14 F до 31 F. Но, изотопскиот состав на флуорот вклучува само еден од нив, 19 F, кој содржи 10 неутрони, бидејќи е единствениот што е стабилен. Радиоактивниот изотоп 18 F е вреден извор на позитрони.
Биолошки ефекти
Флуоридот во телото главно се наоѓа во коските и забите во форма на јони. Флуоридирањето на водата за пиење во концентрација помала од еден дел на милион значително ја намалува инциденцата на забен кариес, според Националниот совет за истражување на Националната академија на науките на САД. Од друга страна, прекумерната акумулација на флуор може да доведе до флуороза, која се манифестира како шарени заби. Овој ефект обично се забележува во области каде што содржината на овој хемиски елемент во водата за пиење ја надминува концентрацијата од 10 ppm.
Елементарните флуор и флуоридни соли се токсични и треба да се постапува со големо внимание. Треба внимателно да се избегнува контакт со кожа или очи. Произведува реакција со кожата која брзо продира во ткивото и реагира со калциумот во коските, трајно ги оштетува.
Флуор во животната средина
Годишното светско производство на минералот флуорит е околу 4 милиони тони, а вкупниот капацитет на истражените наоѓалишта е во рамките на 120 милиони тони.Главните рударски области за овој минерал се Мексико, Кина и Западна Европа.
Флуорот природно се наоѓа во земјината кора, каде што може да се најде во карпите, јагленот и глината. Флуоридите влегуваат во воздухот преку ветерна ерозија на почвите. Флуорот е 13-ти најзастапен хемиски елемент во земјината кора - неговата содржина е 950 ppm. Во почвите, неговата просечна концентрација е приближно 330 ppm. Водород флуорид може да се ослободи во воздухот како резултат на процесите на согорување во индустријата. Флуоридите кои се во воздухот на крајот паѓаат на земја или во вода. Кога флуоридот се врзува со многу мали честички, може да остане во воздухот долг временски период.
Во атмосферата, 0,6 ppb од овој хемиски елемент е присутен во форма на солена магла и органски соединенија на хлор. Во урбаните средини, концентрациите достигнуваат 50 делови на милијарда.
Врски
Флуорот е хемиски елемент кој формира широк спектар на органски и неоргански соединенија. Хемичарите можат да ги заменат атомите на водород со него, а со тоа да создадат многу нови супстанции. Високо реактивниот халоген формира соединенија со благородни гасови. Во 1962 година, Нил Бартлет синтетизира ксенон хексафлуороплатинат (XePtF6). Добиени се и флуориди на криптон и радон. Друго соединение е аргон флуорохидрид, кој е стабилен само при екстремно ниски температури.
Индустриска апликација
Во својата атомска и молекуларна состојба, флуорот се користи за плазма офорт во производството на полупроводници, рамни екрани и микроелектромеханички системи. Флуороводородна киселина се користи за гравирање на стакло во светилки и други производи.
Заедно со некои од неговите соединенија, флуорот е важна компонента во производството на фармацевтски производи, агрохемикалии, горива и лубриканти и текстил. Хемискиот елемент е неопходен за производство на халогени алкани (халони), кои пак беа широко користени во системите за климатизација и ладење. Оваа употреба на хлорофлуоројаглероди подоцна беше забранета бидејќи тие придонесуваат за уништување на озонската обвивка во горната атмосфера.
Сулфур хексафлуорид е екстремно инертен, нетоксичен гас класифициран како стакленички гас. Без флуор, не може да се произведе пластика со ниско триење како тефлон. Многу анестетици (на пример, севофлуран, десфлуран и изофлуран) се флуоројаглеводородни деривати. Натриум хексафлуороалуминат (криолит) се користи во електролизата на алуминиум.
Флуоридните соединенија, вклучително и NaF, се користат во пастите за заби за да се спречи расипување на забите. Овие супстанции се додаваат во општинските водоводи за да се флуоризира водата, но практиката се смета за контроверзна поради нејзините ефекти врз здравјето на луѓето. Во повисоки концентрации, NaF се користи како инсектицид, особено за контрола на лебарки.
Во минатото, флуоридите се користеле за намалување на рудите и за зголемување на нивната флуидност. Флуорот е важна компонента во производството на ураниум хексафлуорид, кој се користи за одвојување на неговите изотопи. 18 F, радиоактивен изотоп со 110 минути, емитува позитрони и често се користи во медицинската позитронска емисиона томографија.
Физички својства на флуор
Основните карактеристики на хемискиот елемент се како што следува:
- Атомска маса 18,9984032 g/mol.
- Електронската конфигурација е 1s 2 2s 2 2p 5.
- Состојба на оксидација -1.
- Густина 1,7 g/l.
- Точка на топење 53,53 К.
- Точка на вриење 85,03 К.
- Топлински капацитет 31,34 J/(K mol).
Хемиските честички формирани од два или повеќе атоми се нарекуваат молекули(реално или условно формула единициполиатомски супстанции). Атомите во молекулите се хемиски поврзани.
Хемиското поврзување се однесува на електричните сили на привлекување кои ги држат честичките заедно. Секоја хемиска врска во структурни формулиизгледа валентна линијаНа пример:
H–H (врска помеѓу два водородни атоми);
H 3 N – H + (врска помеѓу азотниот атом на молекулата на амонијак и водородниот катјон);
(K +) – (I -) (врска помеѓу калиум катјон и јодид јон).
Хемиска врска се формира од пар електрони (), кои во електронските формули на сложени честички (молекули, сложени јони) обично се заменуваат со валентна карактеристика, за разлика од сопствените, осамени електронски парови на атоми, на пример:
Хемиската врска се нарекува ковалентен,ако се формира со споделување на пар електрони со двата атома.
Во молекулата F 2, двата атоми на флуор имаат иста електронегативност, затоа поседувањето на електронски пар е исто за нив. Таквата хемиска врска се нарекува неполарна, бидејќи секој атом на флуор густина на електроние исто во електронска формуламолекулите можат условно да се поделат подеднакво меѓу нив:
Во молекулата на водород хлорид HCl, хемиската врска е веќе поларна,бидејќи густината на електроните на атомот на хлор (елемент со поголема електронегативност) е значително повисока отколку на атомот на водород:
Ковалентна врска, на пример H–H, може да се формира со споделување на електроните на два неутрални атоми:
H · + · H > H – H
Овој механизам на формирање на врската се нарекува разменаили еквивалент.
Според друг механизам, истата ковалентна врска H – H се јавува кога електронскиот пар на хидридниот јон H се дели со водородниот катјон H +:
H + + (:H) - > H – H
H+ катјонот во овој случај се нарекува акцепторанјон H - донаторелектронски пар. Механизмот на формирање на ковалентна врска ќе биде донатор-акцептор,или координација.
Се нарекуваат единечни врски (H – H, F – F, H – CI, H – N). а-обврзници,тие ја одредуваат геометриската форма на молекулите.
Двојните и тројните врски () содржат една?-компонента и една или две?-компоненти; ?-компонентата, која е главната и условно формирана прва, е секогаш посилна од?-компонентите.
Физичките (всушност мерливи) карактеристики на хемиската врска се нејзината енергија, должина и поларитет.
Енергија на хемиска врска (Е sv) е топлината што се ослободува при формирање на дадена врска и се троши за нејзино раскинување. За истите атоми, една врска е секогаш послабаотколку повеќекратно (двојно, тројно).
Должина на хемиска врска (лсв) – меѓунуклеарно растојание. За истите атоми, една врска е секогаш подолго, отколку повеќекратна.
Поларитетсе мери комуникацијата електричен диполен момент стр- производот на вистинскиот електричен полнеж (на атомите на дадена врска) со должината на диполот (т.е. должината на врската). Колку е поголем диполниот момент, толку е поголем поларитетот на врската. Реалните електрични полнежи на атомите во ковалентна врска имаат секогаш помала вредност од оксидационите состојби на елементите, но се совпаѓаат во знакот; на пример, за врската H + I -Cl -I, вистинските полнежи се H +0 "17 -Cl -0" 17 (биполарна честичка или дипол).
Молекуларен поларитетопределени според нивниот состав и геометриска форма.
Неполарна (p = O) ќе биде:
а) молекули едноставносупстанции, бидејќи тие содржат само неполарни ковалентни врски;
б) полиатомскимолекули комплекссупстанции, ако нивната геометриска форма симетрични.
На пример, молекулите на CO 2, BF 3 и CH 4 ги имаат следните насоки на еднакви (по должина) вектори на врски:
Кога се собираат вектори на врски, нивниот збир секогаш оди на нула, а молекулите како целина се неполарни, иако содржат поларни врски.
Поларна (стр> O) ќе биде:
А) дијатомскимолекули комплекссупстанции, бидејќи тие содржат само поларни врски;
б) полиатомскимолекули комплекссупстанции, доколку нивната структура асиметрично,односно нивната геометриска форма е или нецелосна или искривена, што доведува до појава на вкупен електричен дипол, на пример, во молекулите NH 3, H 2 O, HNO 3 и HCN.
Сложените јони, на пример NH 4 +, SO 4 2- и NO 3 -, во принцип не можат да бидат диполи; тие носат само еден (позитивен или негативен) полнеж.
Јонска врскасе јавува за време на електростатско привлекување на катјони и анјони без речиси никакво споделување на пар електрони, на пример помеѓу K + и I -. Атомот на калиум има недостаток на густина на електрони, додека атомот на јод има вишок. Оваа врска се разгледува екстременслучај на ковалентна врска, бидејќи парот електрони е практично во посед на анјонот. Оваа врска е најтипична за соединенија на типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и супстанции од класата на сол (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Сите овие соединенија во собни услови се кристални супстанции, кои колективно се нарекуваат јонски кристали(кристали изградени од катјони и анјони).
Познат е друг тип на врска, наречен метална врска,во кои валентните електрони се толку лабаво држени од металните атоми што всушност не припаѓаат на специфични атоми.
Металните атоми, оставени без надворешни електрони кои јасно им припаѓаат, стануваат, како да се, позитивни јони. Тие се формираат метална кристална решетка.Збир на социјализирани валентни електрони ( електронски гас)држи позитивни метални јони заедно и на одредени решетки места.
Покрај јонските и металните кристали, постојат и атомскиИ молекуларнакристални супстанции во чии решетки места има атоми или молекули, соодветно. Примери: дијамантот и графитот се кристали со атомска решетка, јод I 2 и јаглерод диоксид CO 2 (сув мраз) се кристали со молекуларна решетка.
Хемиските врски постојат не само во молекулите на супстанциите, туку можат да се формираат и помеѓу молекулите, на пример, за течен HF, вода H 2 O и мешавина од H 2 O + NH 3:
Водородна врскасе формира поради силите на електростатско привлекување на поларните молекули кои содржат атоми од најелектронегативните елементи - F, O, N. На пример, водородните врски се присутни во HF, H 2 O и NH 3, но тие не се во HCl, H 2 S и PH 3.
Водородните врски се нестабилни и лесно се кршат, на пример, кога мразот се топи и водата врие. Сепак, одредена дополнителна енергија се троши за кршење на овие врски, а со тоа и температурите на топење (Табела 5) и точките на вриење на супстанциите со водородни врски
(на пример, HF и H2O) се значително повисоки отколку за слични супстанции, но без водородни врски (на пример, HCl и H2S, соодветно).
Многу органски соединенија формираат и водородни врски; Водородното поврзување игра важна улога во биолошките процеси.
Примери за задачи од Дел А1. Супстанции со само ковалентни врски се
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 врска
2. сингл
3. двојно
4. тројно
присутни во супстанцијата
5. Во молекулите постојат повеќе врски
6. Честички наречени радикали се
7. Една од врските се формира со механизам донор-акцептор во збир на јони
1) SO 4 2-, NH 4 +
2) H 3 O +, NH 4 +
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 +, SO 3 2-
8. НајиздржливИ кратковрска - во молекула
9. Супстанции со само јонски врски - во множеството
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. Кристална решетка од материјата
13. Ba(OH) 2
1) метал