Fluorul liber este format din molecule biatomice. Din punct de vedere chimic, fluorul poate fi caracterizat ca un nemetal monovalent și, în plus, cel mai activ dintre toate nemetale. Acest lucru se datorează mai multor motive, inclusiv ușurința de descompunere a moleculei F 2 în atomi individuali - energia necesară pentru aceasta este de numai 159 kJ / mol (față de 493 kJ / mol pentru O 2 și 242 kJ / mol pentru C). 12). Atomii de fluor au o afinitate electronică semnificativă și au dimensiuni relativ mici. Prin urmare, legăturile lor de valență cu atomii altor elemente sunt mai puternice decât legăturile similare ale altor metaloizi (de exemplu, energia legăturii H-F este - 564 kJ / mol față de 460 kJ / mol pentru legătura H-O și 431 kJ / mol pentru H- legătura C1).

Legătura F-F se caracterizează printr-o distanță nucleară de 1,42 A. Pentru disocierea termică a fluorului s-au obținut prin calcul următoarele date:

Atomul de fluor în starea fundamentală are structura stratului exterior de electroni 2s 2 2p 5 și este monovalent. Excitarea stării trivalente asociată cu transferul unui electron 2p la nivelul 3s necesită o cheltuială de 1225 kJ/mol și practic nu este realizată.

Afinitatea electronică a unui atom neutru de fluor este estimată la 339 kJ/mol. Ionul F - se caracterizează printr-o rază efectivă de 1,33 A și o energie de hidratare de 485 kJ/mol. Pentru raza covalentă a fluorului, se ia de obicei o valoare de 71 pm (adică jumătate din distanța internucleară în molecula F2).

Legătura chimică este un fenomen electronic în care cel puțin un electron, care se afla în câmpul de forță al nucleului său, se găsește în câmpul de forță al unui alt nucleu sau mai multor nuclee în același timp.

Cele mai multe substanțe simple și toate substanțele complexe (compuși) constau din atomi care interacționează între ei într-un anumit mod. Cu alte cuvinte, între atomi se stabilește o legătură chimică. Când se formează o legătură chimică, energia este întotdeauna eliberată, adică energia particulei formate trebuie să fie mai mică decât energia totală a particulelor inițiale.

Tranziția unui electron de la un atom la altul, având ca rezultat formarea de ioni cu încărcare opusă cu configurații electronice stabile, între care se stabilește o atracție electrostatică, este cel mai simplu model de legătură ionică:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Ipoteza formării ionilor și apariția atracției electrostatice între aceștia a fost formulată pentru prima dată de omul de știință german W. Kossel (1916).

Un alt model de legare este împărțirea electronilor de către doi atomi, în urma căruia se formează și configurații electronice stabile. O astfel de legătură se numește covalentă; în 1916, omul de știință american G. Lewis a început să-și dezvolte teoria.

Punctul comun în ambele teorii a fost formarea de particule cu o configurație electronică stabilă care coincide cu configurația electronică a unui gaz nobil.

De exemplu, în formarea fluorurii de litiu, se realizează mecanismul ionic de formare a legăturilor. Atomul de litiu (3 Li 1s 2 2s 1) pierde un electron și se transformă într-un cation (3 Li + 1s 2) cu configurația electronică a heliului. Fluorul (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) acceptă un electron, formând un anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) cu configurația electronică de neon. Între ionul de litiu Li + și ionul de fluor F - apare o atracție electrostatică, datorită căreia se formează un nou compus - fluorură de litiu.

Când se formează fluorura de hidrogen, singurul electron al atomului de hidrogen (1s) și electronul nepereche al atomului de fluor (2p) se află în câmpul de acțiune al ambelor nuclee - atomul de hidrogen și atomul de fluor. Astfel, ia naștere o pereche de electroni comună, ceea ce înseamnă o redistribuire a densității electronilor și apariția unei densități electronice maxime. Ca rezultat, doi electroni sunt acum asociați cu nucleul atomului de hidrogen (configurația electronică a atomului de heliu), iar opt electroni ai nivelului de energie exterior sunt asociați cu nucleul de fluor (configurația electronică a atomului de neon):

O legătură realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă.

Este indicată printr-o singură liniuță între simbolurile elementelor: H-F.

Tendința de a forma un înveliș stabil de opt electroni prin transferul unui electron de la un atom la altul (legătură ionică) sau prin împărțirea electronilor (legătură covalentă) se numește regula octetului.

Formarea de învelișuri cu doi electroni pentru un ion de litiu și un atom de hidrogen este un caz special.

Există totuși compuși care nu respectă această regulă. De exemplu, atomul de beriliu din fluorura de beriliu BeF2 are doar o înveliș de patru electroni; șase învelișuri de electroni sunt caracteristice atomului de bor (punctele indică electronii nivelului de energie exterior):

În același timp, în compuși precum clorura de fosfor (V) și fluorura de sulf (VI), fluorura de iod (VII), învelișurile de electroni ale atomilor centrali conțin mai mult de opt electroni (fosfor - 10; sulf - 12; iod - 14):

În majoritatea conjuncțiilor d-element, regula octetului nu este, de asemenea, respectată.

În toate exemplele de mai sus, se formează o legătură chimică între atomi de diferite elemente; se numeste heteroatomic. Cu toate acestea, o legătură covalentă se poate forma și între atomi identici. De exemplu, o moleculă de hidrogen se formează prin împărțirea a 15 electroni din fiecare atom de hidrogen, în urma căreia fiecare atom capătă o configurație electronică stabilă de doi electroni. Un octet se formează în timpul formării moleculelor altor substanțe simple, cum ar fi fluorul:

Formarea unei legături chimice poate fi realizată și prin socializarea a patru sau șase electroni. În primul caz, se formează o legătură dublă, care este două perechi generalizate de electroni, în al doilea - o legătură triplă (trei perechi de electroni generalizate).

De exemplu, când se formează o moleculă de azot N 2, se formează o legătură chimică prin socializarea a șase electroni: trei electroni p nepereche de la fiecare atom. Pentru a obține o configurație cu opt electroni, se formează trei perechi de electroni comuni:

O legătură dublă este indicată prin două liniuțe, o legătură triplă cu trei. Molecula de azot N2 poate fi reprezentată astfel: N≡N.

În moleculele diatomice formate din atomi ai unui element, densitatea maximă de electroni este situată la mijlocul liniei internucleare. Deoarece nu există o separare a sarcinilor între atomi, acest tip de legătură covalentă se numește nepolar. O legătură heteroatomică este întotdeauna mai mult sau mai puțin polară, deoarece densitatea maximă de electroni este deplasată către unul dintre atomi, datorită căreia capătă o sarcină negativă parțială (notată cu σ-). Atomul de la care este deplasată densitatea maximă de electroni capătă o sarcină pozitivă parțială (notat σ+). Particulele neutre din punct de vedere electric în care centrele sarcinilor parțiale negative și parțiale pozitive nu coincid în spațiu se numesc dipoli. Polaritatea unei legături este măsurată prin momentul dipol (μ), care este direct proporțional cu mărimea sarcinilor și distanța dintre ele.

Orez. Reprezentarea schematică a unui dipol

Lista literaturii folosite

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. Chimie generală: manual. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [cu. 32-35]

În 1916, au fost propuse primele teorii extrem de simplificate ale structurii moleculelor, în care s-au folosit reprezentări electronice: teoria fizicianului american G. Lewis (1875-1946) și a savantului german W. Kossel. Conform teoriei Lewis, formarea unei legături chimice într-o moleculă diatomică implică electronii de valență a doi atomi simultan. Prin urmare, de exemplu, într-o moleculă de hidrogen, în loc de un prim de valență, au început să deseneze o pereche de electroni care formează o legătură chimică:

O legătură chimică formată dintr-o pereche de electroni se numește legătură covalentă. Molecula de fluorură de hidrogen este prezentată după cum urmează:

Diferența dintre moleculele de substanțe simple (H2, F2, N2, O2) și moleculele de substanțe complexe (HF, NO, H2O, NH3) este că primele nu au moment de dipol, în timp ce cele din urmă au. Momentul dipol m este definit ca produsul dintre valoarea absolută a sarcinii q și distanța dintre două sarcini opuse r:

Momentul dipol m al unei molecule diatomice poate fi determinat în două moduri. În primul rând, deoarece molecula este neutră din punct de vedere electric, este cunoscută sarcina pozitivă totală a moleculei Z" (este egală cu suma sarcinilor nucleelor ​​atomice: Z" = ZA + ZB). Cunoscând distanța internucleară re, se poate determina locația centrului de greutate al sarcinii pozitive a moleculei. Valoarea lui m molecule se găsește din experiment. Prin urmare, puteți găsi r" - distanța dintre centrele de greutate ale sarcinii pozitive și negative totale ale moleculei:

În al doilea rând, putem presupune că atunci când o pereche de electroni care formează o legătură chimică este deplasată către unul dintre atomi, o sarcină negativă în exces -q „apare pe acest atom și o sarcină + q” apare pe al doilea atom. Distanța dintre atomi este de:

Momentul dipol al moleculei HF este de 6,4×10-30 Cl× m, distanța internucleară H-F este de 0,917×10-10 m. Calculul lui q" dă: q" = 0,4 sarcină elementară (adică sarcina electronului). Deoarece a apărut o sarcină negativă în exces pe atomul de fluor, înseamnă că perechea de electroni care formează o legătură chimică în molecula HF este deplasată la atomul de fluor. O astfel de legătură chimică se numește legătură polară covalentă. Moleculele de tip A2 nu au moment de dipol. Legăturile chimice care formează aceste molecule se numesc legături covalente nepolare.

teoria lui Kossel s-a propus să descrie moleculele formate din metale active (alcaline și alcalino-pământoase) și nemetale active (halogeni, oxigen, azot). Electronii de valență exteriori ai atomilor de metal sunt cei mai îndepărtați de nucleul atomic și, prin urmare, sunt reținuți relativ slab de atomul de metal. Pentru atomii elementelor chimice situate în același rând al sistemului periodic, atunci când se deplasează de la stânga la dreapta, sarcina nucleului crește tot timpul, iar electroni suplimentari sunt localizați în același strat de electroni. Acest lucru duce la faptul că învelișul exterior al electronilor se micșorează, iar electronii sunt ținuți din ce în ce mai ferm în atom. Prin urmare, în molecula MeX, devine posibilă mutarea electronului de valență exterior slab reținut al metalului cu cheltuiala de energie egală cu potențialul de ionizare în învelișul electronului de valență a atomului nemetal cu eliberarea de energie egală cu afinitatea electronilor. . Ca rezultat, se formează doi ioni: Me+ și X-. Interacțiunea electrostatică a acestor ioni este o legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește ionic.

Dacă determinăm momentele dipolare ale moleculelor MeX în perechi, se dovedește că sarcina atomului de metal nu se transferă complet la atomul nemetal, iar legătura chimică din astfel de molecule este mai bine descrisă ca o legătură covalentă extrem de polară. Cationii metalici pozitivi Me + și anionii negativi ai atomilor nemetalici X- există de obicei la locurile rețelei cristaline a cristalelor acestor substanțe. Dar în acest caz, fiecare ion metalic pozitiv interacționează în primul rând electrostatic cu anionii nemetalici cei mai apropiați, apoi cu cationii metalici și așa mai departe. Adică, în cristalele ionice, legăturile chimice sunt delocalizate și fiecare ion în cele din urmă interacționează cu toți ceilalți ioni care intră în cristal, care este o moleculă gigantică.

Alături de caracteristicile bine definite ale atomilor, cum ar fi sarcinile nucleelor ​​atomice, potențialele de ionizare, afinitatea electronică, caracteristicile mai puțin definite sunt, de asemenea, utilizate în chimie. Una dintre ele este electronegativitatea. A fost introdus în știință de chimistul american L. Pauling. Să considerăm mai întâi pentru elementele primelor trei perioade datele despre primul potențial de ionizare și despre afinitatea electronilor.

Regularitățile potențialelor de ionizare și afinitatea electronilor sunt pe deplin explicate de structura învelișurilor de electroni de valență ale atomilor. Afinitatea electronică a unui atom de azot izolat este mult mai mică decât cea a atomilor de metal alcalin, deși azotul este un nemetal activ. Este în molecule atunci când interacționează cu atomii altor elemente chimice că azotul demonstrează că este un nemetal activ. Acesta este ceea ce L. Pauling a încercat să facă, introducând „electronegativitatea” ca abilitatea atomilor elementelor chimice de a deplasa o pereche de electroni către ei înșiși în timpul formării. legături polare covalente. Scala de electronegativitate pentru elementele chimice a fost propusă de L. Pauling. El a atribuit cea mai mare electronegativitate în unități arbitrare adimensionale fluorului - 4,0, oxigenului - 3,5, clorului și azotului - 3,0, bromului - 2,8. Natura modificării electronegativității atomilor corespunde pe deplin legilor care sunt exprimate în sistemul periodic. Prin urmare, utilizarea conceptului electronegativitatea„pur și simplu traduce într-o altă limbă acele modele în schimbarea proprietăților metalelor și nemetalelor care sunt deja reflectate în sistemul periodic.

Multe metale în stare solidă sunt cristale aproape perfect formate.. La nodurile rețelei cristaline din cristal se află atomi sau ioni metalici pozitivi. Electronii acelor atomi de metal din care s-au format ioni pozitivi, sub forma unui gaz de electroni, sunt situati in spatiul dintre nodurile retelei cristaline si apartin tuturor atomilor si ionilor. Ele determină luciul metalic caracteristic, conductivitatea electrică ridicată și conductibilitatea termică a metalelor. Tip legarea chimică, care este realizată de electroni socializați într-un cristal metalic, se numeștelegatura metalica.

În 1819, oamenii de știință francezi P. Dulong și A. Petit au stabilit experimental că capacitatea de căldură molară a aproape tuturor metalelor în stare cristalină este de 25 J/mol. Acum putem explica cu ușurință de ce este așa. Atomii metalelor din nodurile rețelei cristaline sunt mereu în mișcare - fac mișcări oscilatorii. Această mișcare complexă poate fi descompusă în trei mișcări oscilatorii simple în trei planuri reciproc perpendiculare. Fiecare mișcare oscilativă are propria sa energie și propria sa lege a modificării sale odată cu creșterea temperaturii - propria sa capacitate de căldură. Valoarea limită a capacității termice pentru orice mișcare oscilativă a atomilor este egală cu R - constanta universală a gazului. Trei mișcări vibraționale independente ale atomilor dintr-un cristal vor corespunde unei capacități termice egale cu 3R. Când metalele sunt încălzite, pornind de la temperaturi foarte scăzute, capacitatea lor termică crește de la zero. La temperatura camerei și mai ridicate, capacitatea de căldură a majorității metalelor atinge valoarea maximă - 3R.

Când sunt încălzite, rețeaua cristalină a metalelor este distrusă și acestea trec în stare topită. La încălzire suplimentară, metalele se evaporă. În vapori, multe metale există ca molecule Me2. În aceste molecule, atomii de metal sunt capabili să formeze legături covalente nepolare.

Fluorul este un element chimic (simbol F, număr atomic 9), un nemetal care aparține grupului halogen. Este cea mai activă și electronegativă substanță. La temperatură și presiune normale, molecula de fluor este galben pal cu formula F2. Ca și alte halogenuri, fluorul molecular este foarte periculos și provoacă arsuri chimice severe la contactul cu pielea.

Utilizare

Fluorul și compușii săi sunt utilizați pe scară largă, inclusiv pentru producția de produse farmaceutice, agrochimice, combustibili și lubrifianți și textile. este folosit pentru gravarea sticlei, în timp ce plasma cu fluor este folosită pentru a produce semiconductori și alte materiale. Concentrațiile scăzute de ioni F în pasta de dinți și apa de băut pot ajuta la prevenirea cariilor dentare, în timp ce concentrații mai mari se găsesc în unele insecticide. Multe anestezice generale sunt derivați de hidrofluorocarburi. Izotopul 18 F este o sursă de pozitroni pentru imagistica medicală prin tomografie cu emisie de pozitroni, iar hexafluorura de uraniu este utilizată pentru separarea izotopilor de uraniu și producția pentru centralele nucleare.

Istoria descoperirilor

Mineralele care conțin compuși de fluor erau cunoscute cu mulți ani înainte de izolarea acestui element chimic. De exemplu, mineralul fluor (sau fluorit), constând din fluorură de calciu, a fost descris în 1530 de George Agricola. El a observat că ar putea fi folosit ca flux, o substanță care ajută la scăderea punctului de topire al unui metal sau minereu și ajută la purificarea metalului dorit. Prin urmare, fluorul și-a primit numele latin de la cuvântul fluere („flux”).

În 1670, suflatorul de sticlă Heinrich Schwanhard a descoperit că sticla era gravată prin acțiunea fluorurii de calciu (fluorspat) tratată cu acid. Carl Scheele și mulți cercetători de mai târziu, inclusiv Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, au experimentat cu acid fluorhidric (HF), care a fost ușor obținut prin tratarea CaF cu acid sulfuric concentrat.

În cele din urmă, a devenit clar că HF ​​conținea un element necunoscut anterior. Cu toate acestea, din cauza reactivității sale excesive, această substanță nu a putut fi izolată timp de mulți ani. Nu numai că este dificil să se separe de compuși, dar reacționează imediat cu celelalte componente ale acestora. Izolarea fluorului elementar din acidul fluorhidric este extrem de periculoasă, iar încercările timpurii au orbit și ucis mai mulți oameni de știință. Acești oameni au devenit cunoscuți ca „martiri de fluor”.

Descoperire și producție

În cele din urmă, în 1886, chimistul francez Henri Moissan a reușit să izoleze fluorul prin electroliza unui amestec de fluoruri de potasiu topite și acid fluorhidric. Pentru aceasta a fost distins cu Premiul Nobel pentru Chimie în 1906. Abordarea sa electrolitică continuă să fie folosită astăzi pentru producția industrială a acestui element chimic.

Prima producție pe scară largă de fluor a început în timpul celui de-al Doilea Război Mondial. A fost necesar pentru una dintre etapele creării unei bombe atomice ca parte a Proiectului Manhattan. Fluorul a fost folosit pentru a produce hexafluorură de uraniu (UF 6 ), care, la rândul său, a fost folosit pentru a separa cei doi izotopi 235 U și 238 U. Astăzi, UF 6 gazos este necesar pentru a produce uraniu îmbogățit pentru energie nucleară.

Cele mai importante proprietăți ale fluorului

În tabelul periodic, elementul este situat în vârful grupului 17 (fost grup 7A), care se numește halogen. Alți halogeni includ clor, brom, iod și astatin. În plus, F se află în a doua perioadă între oxigen și neon.

Fluorul pur este un gaz corosiv (formula chimică F 2 ) cu un miros înțepător caracteristic care se găsește la o concentrație de 20 nl pe litru de volum. Fiind cel mai reactiv și electronegativ dintre toate elementele, formează cu ușurință compuși cu majoritatea acestora. Fluorul este prea reactiv pentru a exista sub forma sa elementară și are o asemenea afinitate pentru majoritatea materialelor, inclusiv siliciul, încât nu poate fi preparat sau depozitat în recipiente de sticlă. În aerul umed, reacţionează cu apa, formând acid fluorhidric nu mai puţin periculos.

Fluorul, interacționând cu hidrogenul, explodează chiar și la temperaturi scăzute și în întuneric. Reacționează violent cu apa formând acid fluorhidric și oxigen gazos. Diverse materiale, inclusiv metale fin dispersate și sticle, ard cu o flacără strălucitoare într-un jet de fluor gazos. În plus, acest element chimic formează compuși cu gazele nobile krypton, xenon și radon. Cu toate acestea, nu reacționează direct cu azotul și oxigenul.

În ciuda activității extreme a fluorului, metodele de manipulare și transport în siguranță au devenit acum disponibile. Elementul poate fi depozitat în recipiente din oțel sau monel (aliaj bogat în nichel), deoarece pe suprafața acestor materiale se formează fluoruri, care împiedică reacțiile ulterioare.

Fluorurile sunt substanțe în care fluorul este prezent ca un ion încărcat negativ (F-) în combinație cu unele elemente încărcate pozitiv. Compușii de fluor cu metale sunt printre cele mai stabile săruri. Când sunt dizolvate în apă, ele sunt împărțite în ioni. Alte forme de fluor sunt complexe precum - și H 2 F + .

izotopi

Există mulți izotopi ai acestui halogen, variind de la 14 F la 31 F. Dar compoziția izotopică a fluorului include doar unul dintre ei, 19 F, care conține 10 neutroni, deoarece este singurul care este stabil. Izotopul radioactiv 18 F este o sursă valoroasă de pozitroni.

Impactul biologic

Fluorul din organism se găsește în principal în oase și dinți sub formă de ioni. Fluorizarea apei potabile la o concentrație mai mică de o parte pe milion reduce semnificativ incidența cariilor - conform Consiliului Național de Cercetare al Academiei Naționale de Științe din Statele Unite. Pe de altă parte, acumularea excesivă de fluor poate duce la fluoroză, care se manifestă în dinții pestriți. Acest efect se observă de obicei în zonele în care conținutul acestui element chimic din apa potabilă depășește o concentrație de 10 ppm.

Fluorul elementar și sărurile de fluorură sunt toxice și trebuie manipulate cu mare grijă. Contactul cu pielea sau cu ochii trebuie evitat cu grijă. Reacția cu pielea produce care pătrunde rapid în țesuturi și reacționează cu calciul din oase, lezându-le definitiv.

Fluorul în mediu

Producția mondială anuală de fluorit mineral este de aproximativ 4 milioane de tone, iar capacitatea totală a zăcămintelor explorate este de 120 de milioane de tone. Principalele zone de extracție a acestui mineral sunt Mexic, China și Europa de Vest.

Fluorul se găsește în mod natural în scoarța terestră, unde poate fi găsit în roci, cărbune și argilă. Fluorurile sunt eliberate în aer prin eroziunea eoliană a solurilor. Fluorul este al 13-lea element chimic cel mai abundent din scoarța terestră - conținutul său este de 950 ppm. În sol, concentrația sa medie este de aproximativ 330 ppm. Fluorura de hidrogen poate fi eliberată în aer ca urmare a proceselor industriale de ardere. Fluorurile care se află în aer ajung să cadă pe pământ sau în apă. Când fluorul formează o legătură cu particule foarte mici, acesta poate rămâne în aer pentru perioade lungi de timp.

În atmosferă, 0,6 miliarde din acest element chimic este prezent sub formă de ceață de sare și compuși organici ai clorului. În zonele urbane, concentrația ajunge la 50 de părți pe miliard.

Conexiuni

Fluorul este un element chimic care formează o gamă largă de compuși organici și anorganici. Chimiștii pot înlocui atomii de hidrogen cu acesta, creând astfel multe substanțe noi. Halogenul foarte reactiv formează compuși cu gaze nobile. În 1962, Neil Bartlett a sintetizat hexafluoroplatinat de xenon (XePtF6). De asemenea, au fost obținute fluoruri de cripton și radon. Un alt compus este fluorhidrura de argon, care este stabilă doar la temperaturi extrem de scăzute.

Aplicație industrială

În stare atomică și moleculară, fluorul este utilizat pentru gravarea cu plasmă în producția de semiconductori, afișaje cu ecran plat și sisteme microelectromecanice. Acidul fluorhidric este folosit pentru a grava sticla din lămpi și alte produse.

Alături de unii dintre compușii săi, fluorul este o componentă importantă în producția de produse farmaceutice, agrochimice, combustibili și lubrifianți și textile. Elementul chimic este necesar pentru a produce alcani halogenați (haloni), care, la rândul lor, au fost utilizați pe scară largă în sistemele de aer condiționat și refrigerare. Mai târziu, o astfel de utilizare a clorofluorocarburilor a fost interzisă deoarece acestea contribuie la distrugerea stratului de ozon din atmosfera superioară.

Hexafluorura de sulf este un gaz extrem de inert, netoxic, clasificat drept gaz cu efect de seră. Fără fluor, producția de materiale plastice cu frecare redusă, cum ar fi teflonul, nu este posibilă. Multe anestezice (de exemplu, sevofluran, desfluran și izofluran) sunt derivați de CFC. Hexafluoroaluminatul de sodiu (criolitul) este utilizat în electroliza aluminiului.

Compușii de fluor, inclusiv NaF, sunt utilizați în pastele de dinți pentru a preveni cariile dentare. Aceste substanțe sunt adăugate la rezervele municipale de apă pentru a asigura fluorurarea apei, totuși practica este considerată controversată din cauza impactului asupra sănătății umane. La concentrații mai mari, NaF este folosit ca insecticid, în special pentru combaterea gândacilor.

În trecut, fluorurile au fost folosite pentru a reduce minereurile și pentru a le crește fluiditatea. Fluorul este o componentă importantă în producția de hexafluorură de uraniu, care este folosită pentru separarea izotopilor săi. 18 F, un izotop radioactiv cu 110 minute, emite pozitroni și este adesea folosit în tomografia medicală cu emisie de pozitroni.

Proprietățile fizice ale fluorului

Caracteristicile de bază ale unui element chimic sunt următoarele:

• Masa atomică 18,9984032 g/mol.
• Configuratie electronica 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Starea de oxidare este -1.
• Densitate 1,7 g/l.
• Punct de topire 53,53 K.
• Punct de fierbere 85,03 K.
• Capacitate termică 31,34 J/(K mol).

Se numesc particule chimice formate din doi sau mai mulți atomi molecule(real sau condiționat unități de formulă substanțe poliatomice). Atomii din molecule sunt legați chimic.

O legătură chimică este o forță electrică de atracție care ține particulele împreună. Fiecare legătură chimică în formule structurale pare linia de valență, De exemplu:

H - H (legatura intre doi atomi de hidrogen);

H3N - H + (legatura dintre atomul de azot al moleculei de amoniac si cationul de hidrogen);

(K +) - (I -) (legatură între cationul de potasiu și ionul iodură).

O legătură chimică este formată dintr-o pereche de electroni (), care în formulele electronice ale particulelor complexe (molecule, ioni complecși) este de obicei înlocuită cu o linie de valență, spre deosebire de propriile perechi de atomi de electroni neîmpărțiți, de exemplu:

Legătura chimică se numește covalent, dacă se formează prin socializarea unei perechi de electroni de către ambii atomi.

În molecula F 2, ambii atomi de fluor au aceeași electronegativitate, prin urmare, posesia unei perechi de electroni este aceeași pentru ei. O astfel de legătură chimică se numește nepolară, deoarece fiecare atom de fluor are densitatea electronică la fel in formula electronica moleculele pot fi împărțite condiționat între ele în mod egal:

În molecula de HCl, legătura chimică este deja polar, deoarece densitatea electronilor pe atomul de clor (un element cu electronegativitate mai mare) este mult mai mare decât pe atomul de hidrogen:

O legătură covalentă, de exemplu H - H, poate fi formată prin împărțirea electronilor a doi atomi neutri:

H + H > H – H

Acest mecanism de legătură se numește schimb valutar sau echivalent.

Conform unui alt mecanism, aceeași legătură covalentă H - H apare atunci când perechea de electroni a ionului hidrură H este socializată de cationul de hidrogen H +:

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

În acest caz se numește cationul H + acceptorși anionul H - donator pereche de electroni. Mecanismul de formare a unei legături covalente în acest caz va fi donator-acceptator, sau coordonarea.

Se numesc legături simple (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-linkuri, ele determină forma geometrică a moleculelor.

Legăturile duble și triple () conțin o componentă p și una sau două componente p; componenta a, care este prima formată în mod condiționat, este întotdeauna mai puternică decât componentele a.

Caracteristicile fizice (de fapt măsurabile) ale unei legături chimice sunt energia, lungimea și polaritatea acesteia.

Energia de legătură chimică (E cv) este căldura care este eliberată în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea acesteia. Pentru aceiași atomi, este întotdeauna o singură legătură mai slab decât un multiplu (dublu, triplu).

Lungimea legăturii chimice (l s) - distanta internucleara. Pentru aceiași atomi, este întotdeauna o singură legătură mai lung decât un multiplu.

Polaritate comunicarea este măsurată moment dipol electric p- produsul unei sarcini electrice reale (pe atomii unei legături date) cu lungimea dipolului (adică lungimea legăturii). Cu cât momentul dipolului este mai mare, cu atât polaritatea legăturii este mai mare. Sarcinile electrice reale ale atomilor dintr-o legătură covalentă sunt întotdeauna mai mici ca valoare decât stările de oxidare ale elementelor, dar coincid în semn; de exemplu, pentru legătura H + I -Cl -I, sarcinile reale sunt H +0 "17 -Cl -0" 17 (particulă bipolară sau dipol).

Polaritatea moleculelor determinate de compoziţia şi forma geometrică a acestora.

Nepolar (p = O) va fi:

a) molecule simplu substanțe, deoarece conțin numai legături covalente nepolare;

b) poliatomic molecule dificil substanțe, dacă forma lor geometrică simetric.

De exemplu, moleculele CO2, BF3 și CH4 au următoarele direcții ale vectorilor de legătură egali (de-a lungul lungimii):

Când se adaugă vectori de legătură, suma lor dispare întotdeauna, iar moleculele în ansamblu sunt nepolare, deși conțin legături polare.

Polar (pag> O) va fi:

A) diatomic molecule dificil substanțe, deoarece conțin doar legături polare;

b) poliatomic molecule dificil substanțe, dacă structura lor asimetric, adică forma lor geometrică este fie incompletă, fie distorsionată, ceea ce duce la apariția unui dipol electric total, de exemplu, în moleculele de NH3, H2O, HNO3 și HCN.

Ionii complecși, precum NH 4 + , SO 4 2- și NO 3 - , nu pot fi în principiu dipoli, purtând o singură sarcină (pozitivă sau negativă).

Legătură ionică apare în timpul atracției electrostatice a cationilor și anionilor cu aproape nicio socializare a unei perechi de electroni, de exemplu, între K + și I -. Atomul de potasiu are o lipsă de densitate electronică, atomul de iod are un exces. Această conexiune este luată în considerare limitare cazul unei legături covalente, deoarece o pereche de electroni se află practic în posesia anionului. O astfel de conexiune este cea mai tipică pentru compușii de metale și nemetale tipice (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) și substanțe din clasa sărurilor (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Toți acești compuși în condiții de cameră sunt substanțe cristaline, care sunt unite prin denumirea comună cristale ionice(cristale construite din cationi și anioni).

Există un alt tip de conexiune numit legatura metalica,în care electronii de valență sunt ținuți atât de slab de atomii de metal încât nu aparțin de fapt unor atomi specifici.

Atomii metalelor, rămași fără electroni externi care le aparțin în mod clar, devin, parcă, ioni pozitivi. Ele formează rețea cristalină metalică. Setul de electroni de valență socializați ( gaz de electroni)ține ionii metalici pozitivi împreună și în locuri specifice ale rețelei.

Pe lângă cristalele ionice și metalice, există și atomicși molecular substanțe cristaline, în locurile rețelei ale cărora se află atomi sau, respectiv, molecule. Exemple: diamant și grafit - cristale cu rețea atomică, iod I 2 și dioxid de carbon CO 2 (gheață carbonică) - cristale cu rețea moleculară.

Legăturile chimice există nu numai în interiorul moleculelor de substanțe, ci se pot forma și între molecule, de exemplu, pentru HF lichid, apă H 2 O și un amestec de H 2 O + NH 3:

legătură de hidrogen formate din cauza forțelor de atracție electrostatică a moleculelor polare care conțin atomi ai celor mai electronegative elemente - F, O, N. De exemplu, legăturile de hidrogen sunt prezente în HF, H 2 O și NH 3, dar nu sunt în HCl, H 2 S și PH 3.

Legăturile de hidrogen sunt instabile și se rup destul de ușor, de exemplu, când gheața se topește și apa fierbe. Cu toate acestea, se cheltuiește ceva energie suplimentară pentru ruperea acestor legături și, prin urmare, punctele de topire (Tabelul 5) și punctele de fierbere ale substanțelor cu legături de hidrogen.

(de exemplu, HF și H2O) sunt semnificativ mai mari decât pentru substanțe similare, dar fără legături de hidrogen (de exemplu, HCl și respectiv H2S).

Mulți compuși organici formează, de asemenea, legături de hidrogen; Legătura de hidrogen joacă un rol important în procesele biologice.

Exemple de sarcini din partea A

1. Substanțele cu numai legături covalente sunt

1) SiH4, CI20, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P205

3) CH4, HNO3, Na(CH30)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. legătură covalentă

2. singur

3. dublu

4. triplu

prezent în materie

5. Legături multiple sunt prezente în molecule

6. Particulele numite radicali sunt

7. Una dintre legături este formată de mecanismul donor-acceptor din setul de ioni

1) S042-, NH4+

2) H30+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Cel mai durabilși mic de statura legătură - într-o moleculă

9. Substanțe cu numai legături ionice - în set

2) NH4CI, SiCI4

10–13. Rețeaua cristalină a materiei

13. Va (OH) 2

1) metal

Sarcina numărul 1

Din lista propusă, selectați doi compuși în care există o legătură chimică ionică.

• 1. Ca(Cl02) 2
• 2. HCIO3
• 3.NH4CI
• 4. HCIO4
• 5.Cl2O7

Raspuns: 13

În marea majoritate a cazurilor, prezența unei legături de tip ionic într-un compus poate fi determinată de faptul că unitățile sale structurale includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi nemetalici.

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul numărul 1 - Ca(ClO 2) 2, deoarece în formula sa, se pot vedea atomi ai unui metal tipic de calciu și atomi ai nemetalelor - oxigen și clor.

Cu toate acestea, în această listă nu mai există compuși care conțin atât atomi metalici, cât și nemetalici.

Printre compușii indicați în atribuire se numără clorura de amoniu, în care legătura ionică se realizează între cationul de amoniu NH 4 + și ionul clorură Cl − .

Sarcina numărul 2

Din lista propusă, selectați doi compuși în care tipul de legătură chimică este același ca în molecula de fluor.

1) oxigen

2) oxid nitric (II)

3) bromură de hidrogen

4) iodură de sodiu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Molecula de fluor (F 2) este formată din doi atomi ai unui element chimic nemetal, prin urmare legătura chimică din această moleculă este covalentă nepolară.

O legătură covalentă nepolară poate fi realizată numai între atomii aceluiași element chimic al unui nemetal.

Dintre opțiunile propuse, doar oxigenul și diamantul au o legătură de tip covalent nepolar. Molecula de oxigen este diatomică, constă din atomi ai unui element chimic al unui nemetal. Diamantul are o structură atomică și în structura sa fiecare atom de carbon, care este un nemetal, este legat de alți 4 atomi de carbon.

Oxidul nitric (II) este o substanță formată din molecule formate din atomi ai două nemetale diferite. Deoarece electronegativitatea diferiților atomi este întotdeauna diferită, perechea de electroni partajată în moleculă este deplasată către elementul mai electronegativ, în acest caz oxigenul. Astfel, legătura din molecula NO este polară covalentă.

Bromura de hidrogen constă, de asemenea, din molecule biatomice formate din atomi de hidrogen și brom. Perechea de electroni partajată care formează legătura H-Br este mutată la atomul de brom mai electronegativ. Legătura chimică din molecula HBr este, de asemenea, polară covalentă.

Iodura de sodiu este o substanță ionică formată dintr-un cation metalic și un anion iodură. Legătura din molecula de NaI se formează datorită transferului unui electron de la 3 s-orbitalii atomului de sodiu (atomul de sodiu se transformă într-un cation) la un 5 subumplut p-orbital atomului de iod (atomul de iod se transformă în anion). O astfel de legătură chimică se numește ionică.

Sarcina numărul 3

Din lista propusă, selectați două substanțe dintre moleculele din care se formează legături de hidrogen.

• 1. C2H6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Explicaţie:

Legăturile de hidrogen au loc în substanțe cu structură moleculară, în care există legături covalente H-O, H-N, H-F. Acestea. legături covalente ale atomului de hidrogen cu atomii celor trei elemente chimice cu cea mai mare electronegativitate.

Astfel, evident, există legături de hidrogen între molecule:

2) alcooli

3) fenoli

4) acizi carboxilici

5) amoniac

6) amine primare și secundare

7) acid fluorhidric

Sarcina numărul 4

Din lista propusă, selectați doi compuși cu o legătură chimică ionică.

• 1. PCl 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. H2S
• 5. MgO

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 35

Explicaţie:

În marea majoritate a cazurilor, se poate concluziona că într-un compus există un tip de legătură ionică prin faptul că compoziția unităților structurale ale unei substanțe include simultan atomi ai unui metal tipic și atomi nemetalici.

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul numărul 3 (NaCl) și 5 (MgO).

Notă*

În plus față de caracteristica de mai sus, prezența unei legături ionice într-un compus poate fi spusă dacă unitatea sa structurală conține un cation de amoniu (NH 4 +) sau analogii săi organici - alchilamoniu RNH 3 +, dialchilamoniu R 2 NH 2 +, cationi de trialchilamoniu R3NH + sau tetraalchilamoniu R4N+, unde R este un radical hidrocarbură. De exemplu, legătura de tip ionic are loc în compusul (CH3)4NCl între cationul (CH3)4+ și ionul clorură Cl-.

Sarcina numărul 5

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de structură.

4) sare de masă

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Sarcina numărul 8

Din lista propusă, selectați două substanțe cu structură nemoleculară.

2) oxigen

3) fosfor alb

5) siliciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 11

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o dublă legătură între atomii de carbon și oxigen.

3) formaldehida

4) acid acetic

5) glicerina

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 34

Sarcina numărul 14

Din lista propusă, selectați două substanțe cu o legătură ionică.

1) oxigen

3) monoxid de carbon (IV)

4) clorură de sodiu

5) oxid de calciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 15

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de rețea cristalină ca și diamantul.

1) silice SiO2

2) oxid de sodiu Na 2 O

3) monoxid de carbon CO

4) fosfor alb P 4

5) siliciu Si

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Sarcina numărul 20

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură triplă.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C2H4
• 4. N 2
• 5.C2H2

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Explicaţie:

Pentru a găsi răspunsul corect, să desenăm formulele structurale ale compușilor din lista prezentată:

Astfel, vedem că legătura triplă există în moleculele de azot și acetilenă. Acestea. răspunsuri corecte 45

Sarcina numărul 21

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură covalentă nepolară.

Pregătire chimică pentru ZNO și DPA
Ediție cuprinzătoare

PARTEA ȘI

CHIMIE GENERALĂ

CHIMIA ELEMENTELOR

HALOGENI

Substanțe simple

Proprietățile chimice ale fluorului

Fluorul este cel mai puternic agent oxidant din natură. Direct nu reactioneaza doar cu heliu, neon si argon.

În timpul reacției cu metalele se formează fluoruri, compuși de tip ionic:

Fluorul reacționează puternic cu multe nemetale, chiar și cu unele gaze inerte:

Proprietățile chimice ale clorului. Interacțiunea cu substanțe complexe

Clorul este un agent oxidant mai puternic decât bromul sau iodul, astfel încât clorul înlocuiește halogenii grei din sărurile lor:

Dizolvându-se în apă, clorul reacționează parțial cu acesta, rezultând formarea a doi acizi: clorură și hipoclorit. În acest caz, un atom de clor crește gradul de oxidare, iar celălalt atom îl reduce. Astfel de reacții se numesc reacții de disproporționare. Reacțiile de disproporționare sunt reacții de autovindecare-autooxidare, adică. reacții în care un element prezintă atât proprietățile unui oxid, cât și ale unui agent reducător. Cu disproporționare, se formează simultan compuși în care elementul se află într-o stare mai oxidată și mai redusă față de cel primitiv. Starea de oxidare a atomului de clor din molecula de acid hipoclorit este +1:

Interacțiunea clorului cu soluțiile alcaline se desfășoară în mod similar. În acest caz, se formează două săruri: clorură și hipoclorit.

Clorul interacționează cu diverși oxizi:

Clorul oxidează unele săruri în care metalul nu se află în starea de oxidare maximă:

Clorul molecular reacționează cu mulți compuși organici. În prezența clorurii de fer (III) ca catalizator, clorul reacționează cu benzenul pentru a forma clorobenzen și, atunci când este iradiat cu lumină, hexaclorociclohexanul se formează ca rezultat al aceleiași reacții:

Proprietățile chimice ale bromului și iodului

Ambele substanțe reacționează cu hidrogenul, fluorul și bazele:

Iodul este oxidat de diverși agenți oxidanți puternici:

Metode de extracție a substanțelor simple

Extragerea fluorului

Deoarece fluorul este cel mai puternic oxid chimic, este imposibil să-l izolați prin reacții chimice din compuși în formă liberă și, prin urmare, fluorul este extras printr-o metodă fizico-chimică - electroliza.

Pentru extragerea fluorului, se utilizează topitură de fluorură de potasiu și electrozi de nichel. Nichelul este utilizat datorită faptului că suprafața metalului este pasivată de fluor din cauza formării de substanțe insolubile. NiF2, prin urmare, electrozii înșiși nu sunt distruși de acțiunea substanței care este eliberată asupra lor:

Extragerea clorului

Clorul este produs comercial prin electroliza soluției de clorură de sodiu. În urma acestui proces, se extrage și hidroxidul de sodiu:

În cantități mici, clorul se obține prin oxidarea unei soluții de acid clorhidric prin diferite metode:

Clorul este un produs foarte important al industriei chimice.

Producția sa mondială este de milioane de tone.

Extracția de brom și iod

Pentru uz industrial, bromul și iodul se obțin din oxidarea bromurilor și, respectiv, a iodurilor. Pentru oxidare, se utilizează cel mai adesea clorul molecular, acidul sulfat concentrat sau dioxidul de mangan:

Aplicarea halogenilor

Fluorul și unii dintre compușii săi sunt utilizați ca agent de oxidare pentru combustibilul pentru rachete. Cantități mari de fluor sunt folosite pentru a produce diverși agenți frigorifici (freoni) și unii polimeri care se caracterizează prin rezistență chimică și termică (Teflon și alții). Fluorul este folosit în tehnologia nucleară pentru a separa izotopii de uraniu.

Cea mai mare parte a clorului este folosită pentru a produce acid clorhidric și, de asemenea, ca agent de oxidare pentru extracția altor halogeni. În industrie, este folosit pentru albirea țesăturilor și hârtiei. În cantități mai mari decât fluorul, este utilizat pentru producerea de polimeri (PVC și altele) și agenți frigorifici. Clorul este folosit pentru dezinfectarea apei de băut. De asemenea, este necesară extragerea unor solvenți precum cloroformul, clorura de metilen, tetraclorura de carbon. Și este, de asemenea, folosit pentru a produce multe substanțe, cum ar fi clorat de potasiu (sare bertolet), înălbitor și mulți alți compuși care conțin atomi de clor.

Bromul și iodul nu sunt folosite în industrie la aceeași scară ca și clorul sau fluorul, dar utilizarea acestor substanțe crește în fiecare an. Bromul este folosit la fabricarea diferitelor medicamente sedative. Iodul este folosit la fabricarea preparatelor antiseptice. Compușii de brom și iod sunt utilizați pe scară largă în analiza cantitativă a substanțelor. Cu ajutorul iodului, unele metale sunt purificate (acest proces se numește rafinarea iodului), precum titanul, vanadiul și altele.

Lucrarea a selectat sarcini pe legături chimice.

Pugacheva Elena Vladimirovna

Descrierea dezvoltării

6. O legătură covalentă nepolară este caracteristică

1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2

1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2

3) ionic 4) metalic

15. Trei perechi de electroni comuni formează o legătură covalentă într-o moleculă

16. Între molecule se formează legături de hidrogen

1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr

1) apă și diamant 2) hidrogen și clor 3) cupru și azot 4) brom și metan

19. Legătura de hidrogen nu tipic pentru substanță

1) fluor 2) clor 3) brom 4) iod

1) CF 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. Atomii elementelor chimice din perioada a doua a sistemului periodic D.I. Mendeleev formează compuși cu o legătură chimică ionică de compoziție 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

1) ionic 2) metalic

43. O legătură ionică este formată din 1) H și S 2) P și C1 3) Cs și Br 4) Si și F

când interacționează

1) ionic 2) metalic

1) ionic 2) metalic

DENUMIREA SUBSTANȚEI TIP DE COMUNICARE

1) zinc A) ionic

2) azot B) metal

62. Meci

TIP DE CONEXIUNE DE COMUNICARE

1) ionic A) H2

2) metal B) Va

3) polar covalent B) HF

66. Cea mai puternică legătură chimică are loc în molecula 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2

67. Rezistența legăturii crește în serie 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. Indicați o serie caracterizată printr-o creștere a lungimii unei legături chimice

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, F2

Să analizăm sarcinile nr. 3 din opțiunile USE pentru 2016.

Sarcini cu soluții.

Sarcina numărul 1.

Compușii cu o legătură covalentă nepolară sunt localizați în seria:

1. O2, CI2, H2

2. HCI, N2, F2

3. O3, P4, H2O

4.NH3, S8, NaF

Explicaţie: trebuie să găsim o astfel de serie în care vor exista doar substanțe simple, deoarece o legătură covalentă nepolară se formează doar între atomii aceluiași element. Raspunsul corect este 1.

Sarcina numărul 2.

Substanțele cu o legătură polară covalentă sunt enumerate în seria:

1. CaF2, Na2S, N2

2. P4, FeCI2, NH3

3. SiF4, HF, H2S

4. NaCI, Li20, S02

Explicaţie: aici trebuie să găsești o serie în care doar substanțe complexe și, în plus, toate nemetale. Raspunsul corect este 3.

Sarcina numărul 3.

Legătura de hidrogen este caracteristică

1. Alcani 2. Arene 3. Alcooli 4. Alchine

Explicaţie: O legătură de hidrogen se formează între un ion de hidrogen și un ion electronegativ. Un astfel de set, dintre cele enumerate, este doar pentru alcool.

Raspunsul corect este 3.

Sarcina numărul 4.

Legătura chimică între moleculele de apă

1. Hidrogen

2. ionic

3. Polar covalent

4. Covalent nepolar

Explicaţie: se formează o legătură polară covalentă între atomii de O și H din apă, deoarece acestea sunt două nemetale, dar se formează o legătură de hidrogen între moleculele de apă. Raspunsul corect este 1.

Sarcina numărul 5.

Doar legăturile covalente au fiecare dintre cele două substanțe:

1. CaO și C3H6

2. NaNO3 și CO

3. N2 și K2S

4.CH4 și SiO2

Explicaţie: compușii trebuie să fie formați numai din nemetale, adică raspunsul corect este 4.

Sarcina numărul 6.

O substanță cu o legătură polară covalentă este

1. O3 2. NaBr 3. NH3 4. MgCl2

Explicaţie: O legătură covalentă polară se formează între atomi de diferite nemetale. Raspunsul corect este 3.

Sarcina numărul 7.

O legătură covalentă nepolară este caracteristică fiecăreia dintre cele două substanțe:

1. Apă și diamant

2. Hidrogen și clor

3. Cupru și azot

4. Brom și metan

Explicaţie: o legătură covalentă nepolară este caracteristică conexiunii atomilor aceluiași element nemetalic. Raspunsul corect este 2.

Sarcina numărul 8.

Ce legătură chimică se formează între atomii elementelor cu numerele de serie 9 și 19?

1. Ionic

2. Metal

3. Polar covalent

4. Covalent nepolar

Explicaţie: acestea sunt elemente - fluor și potasiu, adică un nemetal și respectiv un metal, între astfel de elemente se poate forma doar o legătură ionică. Raspunsul corect este 1.

Sarcina numărul 9.

O substanță cu un tip de legătură ionică corespunde formulei

1. NH3 2. HBr 3. CCl4 4. KCl

Explicaţie: se formează o legătură ionică între un atom de metal și un atom nemetal, adică raspunsul corect este 4.

Sarcina numărul 10.

Același tip de legătură chimică au acid clorhidric și

1. Amoniac

2. Brom

3. Clorura de sodiu

4. Oxid de magneziu

Explicaţie: Clorura de hidrogen are o legătură polară covalentă, adică trebuie să găsim o substanță formată din două nemetale diferite - acesta este amoniacul.

Raspunsul corect este 1.

Sarcini pentru decizie independentă.

1. Între molecule se formează legături de hidrogen

1. Acid fluorhidric

2. Clormetan

3. Dimetil eter

4. Etilenă

2. Un compus cu o legătură covalentă corespunde formulei

1. Na2O 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF

3. O substanță cu o legătură covalentă nepolară are formula

1. H2O 2. Br2 3. CH4 4. N2O5

4. O substanță cu o legătură ionică este

1. CaF2 2. Cl2 3. NH3 4. SO2

5. Între molecule se formează legături de hidrogen

1. Metanol

3. Acetilena

4. formiat de metil

6. O legătură covalentă nepolară este caracteristică fiecăreia dintre cele două substanțe:

1. Azot și ozon

2. Apă și amoniac

3. Cupru și azot

4. Brom și metan

7. O legătură polară covalentă este caracteristică unei substanțe

1. KI 2. CaO 3. Na2S 4. CH4

8. O legătură covalentă nepolară este caracteristică

1. I2 2. NU 3. CO 4. SiO2

9. O substanță cu o legătură polară covalentă este

1. CI2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2

10. O legătură covalentă nepolară este caracteristică fiecăreia dintre cele două substanțe:

1. Hidrogen și clor

2. Apă și diamant

3. Cupru și azot

4. Brom și metan

Această notă a folosit sarcini din colecția USE din 2016, editată de A.A. Kaverina.

A4 Legătură chimică.

Legatura chimica: covalenta (polara si nepolara), ionica, metalica, hidrogen. Metode de formare a unei legături covalente. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia. Formarea unei legături ionice.

Opțiunea 1 - 1,5,9,13,17,21,25,29,33,37,41,45,49,53,57,61,65

Opțiunea 2 - 2,6,10,14,18,22,26,30,34,38,42,46,50,54,58,62,66

Opțiunea 3 - 3,7,11,15,19,23,27,31,35,39,43,47,51,55,59,63,67

Opțiunea 4 - 4,8,12,16,20,24,28,32,36,40,44,48,52,56,60,64,68

1. În amoniac și, respectiv, clorură de bariu, legătura chimică

1) polar ionic și covalent

2) polar covalent și ionic

3) covalente nepolare și metalice

4) covalente nepolare și ionice

2. Substanțele cu numai legături ionice sunt enumerate în seria:

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. Prin interacțiune se formează un compus cu o legătură ionică

1) CH 4 și O 2 2) SO 3 și H 2 O 3) C 2 H 6 și HNO 3 4) NH 3 și HCI

4. În ce serie au toate substanțele o legătură polară covalentă?

1) HCI, NaCI, CI2 2) O2, H2O, CO2 3) H2O, NH3, CH4 4) NaBr, HBr, CO

5. În ce rând sunt scrise formulele substanțelor numai cu o legătură polară covalentă?

1) CI2, NO2, HCI2) HBr, NO, Br2 3) H2S, H2O, Se 4) HI, H2O, PH3

6. O legătură covalentă nepolară este caracteristică

1) Cl 2 2) SO3 3) CO 4) SiO 2

7. O substanță cu o legătură polară covalentă este

1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2

8. O substanță cu o legătură covalentă este

1) CaCI2 2) MgS 3) H2S 4) NaBr

9. O substanță cu o legătură covalentă nepolară are formula

1) NH 3 2) Cu 3) H 2 S 4) I 2

10. Substantele cu o legatura covalenta nepolara sunt

11. Între atomi cu aceeași electronegativitate se formează o legătură chimică

1) ionic 2) polar covalent 3) nepolar covalent 4) hidrogen

12. O legătură polară covalentă este caracteristică

1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

13. Un element chimic în atomul căruia electronii sunt distribuiți peste straturi astfel: 2, 8, 8, 2 formează o legătură chimică cu hidrogenul

1) polar covalent 2) nepolar covalent

3) ionic 4) metalic

14. Într-o moleculă din ce substanță este lungimea legăturii dintre atomii de carbon cea mai lungă?

1) acetilenă 2) etan 3) etenă 4) benzen

15. Trei perechi de electroni comuni formează o legătură covalentă într-o moleculă

1) azot 2) hidrogen sulfurat 3) metan 4) clor

16. Între molecule se formează legături de hidrogen

1) dimetil eter 2) metanol 3) etilenă 4) acetat de etil

17. Polaritatea legăturii este cea mai pronunțată în moleculă

1) HI 2) HCl 3) HF 4) HBr

18. Substantele cu o legatura covalenta nepolara sunt

1) apă și diamant 2) hidrogen și clor 3) cupru și azot 4) brom și metan

19. Legătura de hidrogen nu tipic pentru substanță

1) H202) CH43) NH34) CH3OH

20. O legătură polară covalentă este caracteristică fiecăreia dintre cele două substanțe ale căror formule

1) KI și H 2 O 2) CO 2 și K 2 O 3) H 2 S și Na 2 S 4) CS 2 și PC1 5

21. Cea mai puțin puternică legătură chimică dintr-o moleculă

22. În molecula a cărui substanță este lungimea legăturii chimice cea mai lungă?

1) fluor 2) clor 3) brom 4) iod

23. Fiecare dintre substanțele indicate în serie are legături covalente:

1) C 4 H 10, NO 2, NaCI 2) CO, CuO, CH 3 CI 3) BaS, C 6 H 6, H 2 4) C 6 H 5 NO 2, F 2, CCl 4

24. Fiecare dintre substanțele indicate în serie are o legătură covalentă:

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. Fiecare dintre substanțele indicate în serie are o legătură covalentă:

1) C3H4, NO, Na2O2) CO, CH3C1, PBr3 3) P2Oz, NaHS04, Cu 4) C6H5NO2, NaF, CCl4

26. Fiecare dintre substanțele indicate în serie are legături covalente:

1) C 3 H a, NO 2, NaF 2) KCI, CH 3 CI, 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 Oh

27. Polaritatea legăturilor este cea mai pronunțată în molecule

1) hidrogen sulfurat 2) clor 3) fosfină 4) acid clorhidric

28. În molecula ce substanță sunt legăturile chimice cele mai puternice?

1) CF 4 2) CCl 4 3) CBr 4 4) CI 4

29. Dintre substanțele NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - numărul de compuși cu legătură ionică este

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

30. Dintre substanțele (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - numărul compușilor cu legătură covalentă este

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

31. În substanțele formate prin combinarea atomilor identici, o legătură chimică

1) ionic 2) polar covalent 3) hidrogen 4) nepolar covalent

32. Atomii elementelor chimice din perioada a doua a sistemului periodic D.I. Mendeleev formează compuși cu o legătură chimică ionică de compoziție 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

33. Compușii cu legături polare covalente și nepolare covalente sunt respectiv 1) apă și hidrogen sulfurat 2) bromură de potasiu și azot 3) amoniac și hidrogen 4) oxigen și metan

34. O legătură covalentă nepolară este caracteristică pentru 1) apă 2) amoniac 3) azot 4) metan

35. Legătură chimică într-o moleculă de fluorură de hidrogen

1) polar covalent 3) ionic

2) nepolar covalent 4) hidrogen

36. Alegeți o pereche de substanțe, toate legăturile în care sunt covalente:

1) NaCl, Hcl 2) CO 2, BaO 3) CH 3 Cl, CH 3 Na 4) SO 2, NO 2

37. În iodură de potasiu, o legătură chimică

1) nepolar covalent 3) metalic

2) polar covalent 4) ionic

38. În disulfură de carbon legătura chimică CS 2

1) ionic 2) metalic

3) polar covalent 4) nepolar covalent

39. Într-un compus se realizează o legătură covalentă nepolară

1) CrO 3 2) P 2 O 5 3) SO 2 4) F 2

40. O substanță cu o legătură polară covalentă are formula 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

41. Legătura cu natura ionică a legăturii chimice

1) clorură de fosfor 2) bromură de potasiu 3) oxid nitric (II) 4) bariu

42. În amoniac și, respectiv, clorură de bariu, legătura chimică

1) polar ionic și covalent 2) polar covalent și ionic

3) covalent nepolar și metalic 4) covalent nepolar și ionic

43. O legătură ionică este formată din 1) H și S 2) P și C1 3) Cs și Br 4) Si și F

44. Ce tip de legătură există în molecula de H 2?

1) Ionic 2) Hidrogen 3) Covalent nepolar 4) Donator-acceptor

45. O substanță cu o legătură polară covalentă este

1) oxid de sulf (IV) 2) oxigen 3) hidrură de calciu 4) diamant

46. ​​​​Într-o moleculă de fluor, o legătură chimică

1) polar covalent 2) ionic 3) nepolar covalent 4) hidrogen

47. În ce serii sunt enumerate substanțe numai cu o legătură polară covalentă:

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. În ce serie toate substanțele au o legătură polară covalentă?

1) Hcl, NaCI, CI2 2) O2 H2O, CO2 3) H2O, NH3, CH4 4) KBr, HBr, CO

49. În ce rând sunt enumerate substanțele numai cu o legătură de tip ionic:

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. Se formează un compus cu o legătură ionică când interacționează

1) CH 4 și O 2 2) NH 3 și HCl 3) C 2 H 6 și HNO 3 4) SO 3 și H 2 O

51. Se formează o legătură de hidrogen între moleculele de 1) etan 2) benzen 3) hidrogen 4) etanol

52. Ce substanță are legături de hidrogen? 1) Hidrogen sulfurat 2) Gheață 3) Bromură de hidrogen 4) Benzen

53. Relație formată între elementele cu numerele de serie 15 și 53

1) ionic 2) metalic

3) covalent nepolar 4) covalent polar

54. Relație formată între elementele cu numerele de serie 16 și 20

1) ionic 2) metalic

3) polar covalent 4) hidrogen

55. O legătură ia naștere între atomii elementelor cu numerele de serie 11 și 17

1) metalic 2) ionic 3) covalent 4) donor-acceptor

56. Între molecule se formează legături de hidrogen

1) hidrogen 2) formaldehidă 3) acid acetic 4) hidrogen sulfurat

57. În ce rând sunt scrise formulele substanțelor numai cu o legătură polară covalentă?

1) CI2, NH3, HCl 2) HBr, NO, Br2 3) H2S, H2O, S8 4) NI, H2O, PH3

58. În ce substanță există atât legături chimice ionice, cât și covalente?

1) Clorura de sodiu 2) Acid clorhidric 3) Sulfat de sodiu 4) Acid fosforic

59. O legătură chimică dintr-o moleculă are un caracter ionic mai pronunțat.

1) bromură de litiu 2) clorură de cupru 3) carbură de calciu 4) fluorură de potasiu

60. În ce substanță sunt toate legăturile chimice - covalente nepolare?

1) Diamant 2) Monoxid de carbon (IV) 3) Aur 4) Metan

61. Stabiliți o corespondență între substanța și tipul de legătură a atomilor din această substanță.

DENUMIREA SUBSTANȚEI TIP DE COMUNICARE

1) zinc A) ionic

2) azot B) metal

3) amoniac B) polar covalent

4) clorură de calciu D) nepolară covalentă

62. Meci

TIP DE CONEXIUNE DE COMUNICARE

1) ionic A) H2

2) metal B) Va

3) polar covalent B) HF

4) nepolar covalent D) BaF 2

63. În ce compus se formează legătura covalentă dintre atomi prin mecanismul donor-acceptor? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2

64. Indicați molecula în care energia de legare este cea mai mare: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

65. Indicați molecula în care legătura chimică este cea mai puternică: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

Subiecte ale codificatorului USE: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele de formare ale acesteia. Caracteristicile unei legături covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. legătură de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

Să luăm mai întâi în considerare legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

legătură chimică între atomii elementelor chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiuni ale electronilor externi (de valență)., în mai mult sau mai puțin grad ținut de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este ELECTRONEGNATIVITATE. Ea este cea care determină tipul de legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni. Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor externi către nucleu și depinde în principal de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de determinat fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativitate relativă (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sens 4 .

Este important de reținut că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie speriat, deoarece formarea unei legături chimice joacă un rol atomi și este aproximativ același în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A:B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni este deplasată către el. Cu atât mai mult diferenta de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni este deplasată mai mult.

Dacă valorile electronegativității atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO(A)≈EO(V), atunci perechea de electroni partajată nu este deplasată la niciunul dintre atomi: A: B. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar.

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă, dar nu mult (diferența de electronegativitate este aproximativ de la 0,4 la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Se numește o astfel de conexiune polar covalent .

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativitate este mai mare de 2: ΔEO>2), apoi unul dintre electroni trece aproape complet la alt atom, odată cu formarea ionii. Se numește o astfel de conexiune ionic.

Principalele tipuri de legături chimice sunt − covalent, ionicși metalic conexiuni. Să le luăm în considerare mai detaliat.

legătură chimică covalentă

legătură covalentă – este o legătură chimică format de formarea unei perechi de electroni comune A:B . În acest caz, doi atomi suprapune orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de regulă, între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• orientare,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură afectează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă, unghiul de legătură H-O-H este de 104,45 o, deci molecula de apă este polară, iar în molecula de metan, unghiul de legătură H-C-H este de 108 o 28′.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legăturile apar din cauza distribuției neuniforme a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a fi deplasați de un câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARși NON-POLARE .

Exemplu . Luați în considerare structura moleculei de hidrogen H 2 . Fiecare atom de hidrogen poartă 1 electron nepereche în nivelul său de energie exterior. Pentru a afișa un atom, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie externă a unui atom, când electronii sunt notați cu puncte. Modelele de structură a punctelor Lewis sunt de mare ajutor atunci când lucrați cu elemente din a doua perioadă.

H. + . H=H:H

Astfel, molecula de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H-H. Această pereche de electroni nu este deplasată la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece electronegativitatea atomilor de hidrogen este aceeași. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). - aceasta este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de regulă, aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

Exemple: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Legătură chimică polară covalentă

legătura polară covalentă este o legătură covalentă care apare între atomi cu electronegativitate diferită (obișnuit, diferite nemetale) și este caracterizată deplasare perechea de electroni comună la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este deplasată la un atom mai electronegativ - prin urmare, apare o sarcină negativă parțială (δ-) și o sarcină pozitivă parțială pe un atom mai puțin electronegativ (δ+, delta +).

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și chiar mai mult moment dipol . Între moleculele învecinate și sarcinile opuse în semn, acționează forțe de atracție suplimentare, care cresc putere conexiuni.

Polaritatea legăturilor afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea unei legături determină adesea polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietăți fizice precum punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a unei legături covalente

O legătură chimică covalentă poate avea loc prin două mecanisme:

1. mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă furnizează un electron nepereche pentru formarea unei perechi de electroni comune:

DAR . + . B= A:B

2. Formarea unei legături covalente este un astfel de mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni neîmpărtășită, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

DAR: + B= A:B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche de electroni neîmpărtășită ( donator), iar celălalt atom oferă un orbital vacant pentru această pereche ( acceptor). Ca urmare a formării unei legături, atât energia electronilor scade, adică. acest lucru este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată prin mecanismul donor-acceptor, nu este diferit prin proprietăţile altor legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii fie cu un număr mare de electroni la nivelul energiei externe (donatori de electroni), fie invers, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Posibilitățile de valență ale atomilor sunt luate în considerare mai detaliat în documentele corespunzătoare.

O legătură covalentă este formată prin mecanismul donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- în ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- în compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupuri de liganzi, de exemplu, în tetrahidroxoaluminatul de sodiu Na legătura dintre ionii de aluminiu și hidroxid;

- în acid azotic și sărurile sale- nitraţi: HNO 3 , NaNO 3 , în alţi compuşi de azot;

- într-o moleculă ozon O 3 .

Principalele caracteristici ale unei legături covalente

O legătură covalentă, de regulă, se formează între atomii nemetalelor. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și directivitate.

Multiplicitatea legăturilor chimice

Multiplicitatea legăturilor chimice - Acest numărul de perechi de electroni împărțiți între doi atomi dintr-un compus. Multiplicitatea legăturii poate fi determinată destul de ușor din valoarea atomilor care formează molecula.

de exemplu , în molecula de hidrogen H 2 multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche la nivelul de energie exterior, prin urmare, se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece fiecare atom are 2 electroni nepereche în nivelul său de energie exterior: O=O.

În molecula de azot N 2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece între fiecare atom există 3 electroni nepereche la nivelul energetic exterior, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează o legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ, conform regulii aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

Lungimea unei legături chimice poate fi estimată aproximativ de-a lungul razelor atomilor, formând o legătură, sau prin multiplicitatea comunicării dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Odată cu creșterea razelor atomilor care formează o legătură, lungimea legăturii va crește.

de exemplu

Odată cu o creștere a multiplicității legăturilor dintre atomi (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă ușor), lungimea legăturii va scădea.

de exemplu . În seria: C–C, C=C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energie legată

O măsură a puterii unei legături chimice este energia legăturii. Energie legată este determinată de energia necesară pentru a rupe legătura și a îndepărta atomii care formează această legătură la o distanță infinită unul de celălalt.

Legătura covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât puterea de legătură este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât legătura chimică este mai lungă, cu atât se rupe mai ușor și cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

de exemplu, în seria compușilor HF, HCl, HBr de la stânga la dreapta rezistența legăturii chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește.

Legătură chimică ionică

Legătură ionică este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

ionii se formează în procesul de acceptare sau eliberare a electronilor de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii nivelului de energie exterior. Prin urmare, atomii de metal sunt caracterizați proprietăți de restaurare capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la al 3-lea nivel energetic. Dându-l cu ușurință, atomul de sodiu formează un ion Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil de neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Exemplu. Atomul de clor are 7 electroni în nivelul său de energie exterior. Pentru a obține configurația unui atom stabil de argon inert Ar, clorul trebuie să atașeze 1 electron. După atașarea unui electron, se formează un ion de clor stabil, format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

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

Notă:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar de asemenea grupuri de atomi. De exemplu: ion amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legăturile ionice se formează de obicei între metaleși nemetale(grupuri de nemetale);

Ionii rezultați sunt atrași datorită atracției electrice: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să generalizăm vizual diferența dintre tipurile de legături covalente și ionice:

legătură chimică metalică

conexiune metalica este relația care se formează relativ electroni liberiîntre ioni metalici formând o rețea cristalină.

Atomii metalelor de la nivelul energetic exterior au de obicei unul până la trei electroni. Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, donează destul de ușor electroni exteriori, adică. sunt agenți reducători puternici

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare . Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de van der Waals în 1869 și au fost numite după el. Forțele Van dar Waals. Forțele Van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie și dispersie . Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia unei legături chimice.

Forțele de orientare ale atracției apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni inductive este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează o atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule în care există legături covalente puternic polare - H-F, H-O sau H-N. Dacă există astfel de legături în moleculă, atunci între molecule vor exista forțe suplimentare de atracție .

Mecanismul educației Legătura de hidrogen este parțial electrostatică și parțial donor-acceptor. În acest caz, un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N) acționează ca un donor de pereche de electroni, iar atomii de hidrogen conectați la acești atomi acționează ca un acceptor. Legăturile de hidrogen sunt caracterizate orientare în spaţiu şi saturare .

Legătura de hidrogen poate fi notată cu puncte: H ··· O. Cu cât electronegativitatea unui atom conectat la hidrogen este mai mare și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este în primul rând caracteristic compușilor fluor cu hidrogen , precum și să oxigen cu hidrogen , Mai puțin azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legătura de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară dintre molecule face dificilă fierberea substanțelor. Substanțele cu legături de hidrogen prezintă o creștere anormală a punctului de fierbere.

de exemplu De regulă, odată cu creșterea greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 o C), apa este lichid după starea de fază.