Voľný fluór pozostáva z dvojatómových molekúl. Z chemického hľadiska možno fluór charakterizovať ako jednomocný nekov a navyše najaktívnejšie zo všetkých nekovov. Je to spôsobené niekoľkými dôvodmi, vrátane ľahkého rozkladu molekuly F 2 na jednotlivé atómy - energia potrebná na to je len 159 kJ / mol (oproti 493 kJ / mol pre O 2 a 242 kJ / mol pre C 12). Atómy fluóru majú významnú elektrónovú afinitu a sú relatívne malé. Preto sú ich valenčné väzby s atómami iných prvkov silnejšie ako podobné väzby iných metaloidov (napríklad energia väzby H-F je - 564 kJ / mol oproti 460 kJ / mol pre väzbu H-O a 431 kJ / mol pre väzbu H- C1 väzba).

Väzba F-F je charakterizovaná jadrovou vzdialenosťou 1,42 A. Pre tepelnú disociáciu fluóru boli výpočtom získané tieto údaje:

Atóm fluóru v základnom stave má štruktúru vonkajšej elektrónovej vrstvy 2s 2 2p 5 a je monovalentný. Vybudenie trivalentného stavu spojené s prechodom jedného 2p elektrónu na 3s hladinu si vyžaduje výdaj 1225 kJ/mol a prakticky sa nerealizuje.

Elektrónová afinita neutrálneho atómu fluóru sa odhaduje na 339 kJ/mol. Ión F - sa vyznačuje efektívnym polomerom 1,33 A a hydratačnou energiou 485 kJ/mol. Pre kovalentný polomer fluóru sa zvyčajne berie hodnota 71 pm (t. j. polovica medzijadrovej vzdialenosti v molekule F2).

Chemická väzba je elektrónový jav, pri ktorom sa aspoň jeden elektrón, ktorý sa nachádzal v silovom poli jeho jadra, ocitne v silovom poli iného jadra alebo viacerých jadier súčasne.

Väčšina jednoduchých látok a všetky zložité látky (zlúčeniny) pozostávajú z atómov, ktoré medzi sebou určitým spôsobom interagujú. Inými slovami, medzi atómami sa vytvorí chemická väzba. Keď sa vytvorí chemická väzba, energia sa vždy uvoľní, t.j. energia vytvorenej častice musí byť menšia ako celková energia počiatočných častíc.

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

X -> X + + e-; Y + e - → Y -; X+Y-

Hypotézu o vzniku iónov a výskyte elektrostatickej príťažlivosti medzi nimi prvýkrát vyslovil nemecký vedec W. Kossel (1916).

Ďalším modelom väzby je zdieľanie elektrónov dvoma atómami, v dôsledku čoho vznikajú aj stabilné elektronické konfigurácie. Takáto väzba sa nazýva kovalentná, v roku 1916 začal jej teóriu rozvíjať americký vedec G. Lewis.

Spoločným bodom oboch teórií bola tvorba častíc so stabilnou elektrónovou konfiguráciou zhodujúcou sa s elektrónovou konfiguráciou vzácneho plynu.

Napríklad pri tvorbe fluoridu lítneho sa realizuje iónový mechanizmus tvorby väzby. Atóm lítia (3 Li 1s 2 2s 1) stráca elektrón a mení sa na katión (3 Li + 1s 2) s elektrónovou konfiguráciou hélia. Fluór (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) prijíma elektrón a vytvára anión (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) s elektrónovou konfiguráciou neónu. Medzi lítiovým iónom Li + a fluórovým iónom F - vzniká elektrostatická príťažlivosť, vďaka čomu vzniká nová zlúčenina - fluorid lítny.

Pri vzniku fluorovodíka je jediný elektrón atómu vodíka (1s) a nepárový elektrón atómu fluóru (2p) v poli pôsobenia oboch jadier - atómu vodíka aj atómu fluóru. Vzniká tak spoločný elektrónový pár, čo znamená prerozdelenie elektrónovej hustoty a objavenie sa maximálnej elektrónovej hustoty. Výsledkom je, že dva elektróny sú teraz spojené s jadrom atómu vodíka (elektrónová konfigurácia atómu hélia) a osem elektrónov vonkajšej energetickej hladiny je spojených s jadrom fluóru (elektrónová konfigurácia atómu neónu):

Väzba uskutočnená jedným elektrónovým párom sa nazýva jednoduchá väzba.

Označuje sa jednou pomlčkou medzi symbolmi prvkov: H-F.

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

Špeciálnym prípadom je vytvorenie dvojelektrónových obalov pre lítiový ión a atóm vodíka.

Existujú však zlúčeniny, ktoré toto pravidlo nedodržiavajú. Napríklad atóm berýlia vo fluoride berýliom BeF2 má iba štvorelektrónový obal; šesť elektrónových obalov je charakteristických pre atóm bóru (bodky označujú elektróny vonkajšej energetickej hladiny):

Súčasne v zlúčeninách, ako je chlorid fosforečný (V) a fluorid sírový (VI), fluorid jódu (VII), elektrónové obaly centrálnych atómov obsahujú viac ako osem elektrónov (fosfor - 10; síra - 12; jód - 14):

Vo väčšine d-prvkových spojok sa tiež nerešpektuje oktetové pravidlo.

Vo všetkých vyššie uvedených príkladoch je chemická väzba vytvorená medzi atómami rôznych prvkov; nazýva sa heteroatómová. Kovalentná väzba však môže vzniknúť aj medzi rovnakými atómami. Napríklad molekula vodíka vzniká zdieľaním 15 elektrónov z každého atómu vodíka, v dôsledku čoho každý atóm získa stabilnú elektrónovú konfiguráciu dvoch elektrónov. Oktet vzniká pri tvorbe molekúl iných jednoduchých látok, ako je fluór:

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

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

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

V dvojatómových molekulách tvorených atómami jedného prvku sa maximálna hustota elektrónov nachádza v strede medzijadrovej čiary. Keďže medzi atómami nedochádza k oddeleniu nábojov, tento typ kovalentnej väzby sa nazýva nepolárna väzba. Heteroatómová väzba je vždy viac-menej polárna, pretože maximálna hustota elektrónov je posunutá smerom k jednému z atómov, vďaka čomu získava čiastočný záporný náboj (označený σ-). Atóm, od ktorého je posunuté maximum elektrónovej hustoty, získava čiastočný kladný náboj (označuje sa σ+). Elektricky neutrálne častice, v ktorých sa stredy čiastočného záporného a čiastočného kladného náboja v priestore nezhodujú, sa nazývajú dipóly. Polarita väzby sa meria dipólovým momentom (μ), ktorý je priamo úmerný veľkosti nábojov a vzdialenosti medzi nimi.

Ryža. Schematické znázornenie dipólu

Zoznam použitej literatúry

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

V roku 1916 boli navrhnuté prvé extrémne zjednodušené teórie štruktúry molekúl, v ktorých sa používali elektronické reprezentácie: teória amerického fyzikálneho chemika G. Lewisa (1875-1946) a nemeckého vedca W. Kossela. Podľa Lewisovej teórie sa na tvorbe chemickej väzby v dvojatómovej molekule podieľajú valenčné elektróny dvoch atómov naraz. Preto napríklad v molekule vodíka namiesto valenčného prvočísla začali kresliť elektrónový pár, ktorý tvorí chemickú väzbu:

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

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

Dipólový moment m dvojatómovej molekuly možno určiť dvoma spôsobmi. Po prvé, keďže molekula je elektricky neutrálna, je známy celkový kladný náboj molekuly Z" (rovná sa súčtu nábojov atómových jadier: Z" = ZA + ZB). Pri znalosti medzijadrovej vzdialenosti re je možné určiť umiestnenie ťažiska kladného náboja molekuly. Z experimentu sa zistí hodnota m molekúl. Preto môžete nájsť r" - vzdialenosť medzi ťažiskami kladného a celkového záporného náboja molekuly:

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

Dipólový moment molekuly HF je 6,4×10-30 Cl× m, medzijadrová vzdialenosť H-F je 0,917×10-10 m. Výpočet q" dáva: q" = 0,4 elementárneho náboja (tj náboj elektrónu). Keďže sa na atóme fluóru objavil prebytočný záporný náboj, znamená to, že elektrónový pár, ktorý tvorí chemickú väzbu v molekule HF, je posunutý k atómu fluóru. Takáto chemická väzba sa nazýva kovalentná polárna väzba. Molekuly typu A2 nemajú dipólový moment. Chemické väzby, ktoré tvoria tieto molekuly, sa nazývajú kovalentné nepolárne väzby.

Kosselova teória bol navrhnutý na opísanie molekúl tvorených aktívnymi kovmi (zásady a alkalické zeminy) a aktívnymi nekovmi (halogény, kyslík, dusík). Vonkajšie valenčné elektróny atómov kovu sú najvzdialenejšie vzdialené od atómového jadra, a preto sú relatívne slabo zadržané atómom kovu. Pre atómy chemických prvkov nachádzajúcich sa v rovnakom rade periodického systému sa pri pohybe zľava doprava náboj jadra neustále zvyšuje a ďalšie elektróny sa nachádzajú v rovnakej elektrónovej vrstve. To vedie k tomu, že vonkajší elektrónový obal sa zmršťuje a elektróny sú stále pevnejšie držané v atóme. Preto je v molekule MeX možné presunúť slabo zadržaný vonkajší valenčný elektrón kovu s vynaložením energie rovnajúcej sa ionizačnému potenciálu do valenčného elektrónového obalu nekovového atómu s uvoľnením energie rovnajúcej sa elektrónovej afinite. . V dôsledku toho sa vytvoria dva ióny: Me+ a X-. Elektrostatická interakcia týchto iónov je chemická väzba. Tento typ spojenia sa nazýva iónový.

Ak určíme dipólové momenty molekúl MeX v pároch, ukáže sa, že náboj z atómu kovu sa úplne neprenesie na atóm nekovu a chemickú väzbu v takýchto molekulách je lepšie opísať ako kovalentnú vysokopolárnu väzbu. V miestach kryštálovej mriežky kryštálov týchto látok sa zvyčajne vyskytujú kladné katióny kovov Me + a záporné anióny nekovových atómov X-. Ale v tomto prípade každý kladný ión kovu najskôr elektrostaticky interaguje s najbližšími nekovovými aniónmi, potom s katiónmi kovov atď. To znamená, že v iónových kryštáloch sú chemické väzby delokalizované a každý ión nakoniec interaguje so všetkými ostatnými iónmi vstupujúcimi do kryštálu, čo je obrovská molekula.

Popri dobre definovaných charakteristikách atómov, ako sú náboje atómových jadier, ionizačné potenciály, elektrónová afinita, sa v chémii využívajú aj menej definované charakteristiky. Jednou z nich je elektronegativita. Do vedy ho zaviedol americký chemik L. Pauling. Uvažujme najskôr pre prvky prvých troch periód údaje o prvom ionizačnom potenciáli a o elektrónovej afinite.

Zákonitosti v ionizačných potenciáloch a elektrónovej afinite sú plne vysvetlené štruktúrou valenčných elektrónových obalov atómov. Elektrónová afinita izolovaného atómu dusíka je oveľa nižšia ako afinita atómov alkalického kovu, hoci dusík je aktívny nekov. Práve v molekulách pri interakcii s atómami iných chemických prvkov dusík dokazuje, že ide o aktívny nekov. O to sa pokúsil L. Pauling, ktorý zaviedol „elektronegativitu“ ako schopnosť atómov chemických prvkov vytesniť elektrónový pár smerom k sebe počas tvorby kovalentné polárne väzby. Stupnicu elektronegativity pre chemické prvky navrhol L. Pauling. Najvyššiu elektronegativitu v ľubovoľných bezrozmerných jednotkách pripísal fluóru - 4,0, kyslíku - 3,5, chlóru a dusíku - 3,0, brómu - 2,8. Povaha zmeny elektronegativity atómov plne zodpovedá zákonom, ktoré sú vyjadrené v periodickom systéme. Preto využitie konceptu elektronegativita„jednoducho prekladá do iného jazyka tie vzorce zmeny vlastností kovov a nekovov, ktoré sa už odrážajú v periodickom systéme.

Mnohé kovy v pevnom stave sú takmer dokonale vytvorené kryštály.. V uzloch kryštálovej mriežky v kryštáli sú atómy alebo kladné ióny kovov. Elektróny tých atómov kovov, z ktorých vznikli kladné ióny, vo forme elektrónového plynu, sa nachádzajú v priestore medzi uzlami kryštálovej mriežky a patria všetkým atómom a iónom. Určujú charakteristický kovový lesk, vysokú elektrickú vodivosť a tepelnú vodivosť kovov. Typ chemická väzba, ktorú uskutočňujú socializované elektróny v kovovom kryštáli, sa nazývakovová väzba.

V roku 1819 francúzski vedci P. Dulong a A. Petit experimentálne zistili, že molárna tepelná kapacita takmer všetkých kovov v kryštalickom stave je 25 J/mol. Teraz si ľahko vysvetlíme, prečo je to tak. Atómy kovov v uzloch kryštálovej mriežky sú stále v pohybe – vykonávajú oscilačné pohyby. Tento zložitý pohyb možno rozložiť na tri jednoduché kmitavé pohyby v troch na seba kolmých rovinách. Každý kmitavý pohyb má svoju energiu a svoj zákon jej zmeny so zvyšujúcou sa teplotou – vlastnú tepelnú kapacitu. Hraničná hodnota tepelnej kapacity pre akýkoľvek kmitavý pohyb atómov sa rovná R - univerzálnej plynovej konštante. Tri nezávislé vibračné pohyby atómov v kryštáli budú zodpovedať tepelnej kapacite rovnajúcej sa 3R. Keď sa kovy zahrievajú, začínajúc od veľmi nízkych teplôt, ich tepelná kapacita sa zvyšuje od nuly. Pri izbových a vyšších teplotách dosahuje tepelná kapacita väčšiny kovov maximálnu hodnotu – 3R.

Pri zahrievaní sa kryštálová mriežka kovov zničí a prechádzajú do roztaveného stavu. Pri ďalšom zahrievaní sa kovy odparujú. V parách existuje veľa kovov ako molekuly Me2. V týchto molekulách sú atómy kovov schopné vytvárať kovalentné nepolárne väzby.

Fluór je chemický prvok (symbol F, atómové číslo 9), nekov, ktorý patrí do skupiny halogénov. Je to najaktívnejšia a elektronegatívna látka. Pri normálnej teplote a tlaku je molekula fluóru svetložltá so vzorcom F2. Rovnako ako ostatné halogenidy, aj molekulárny fluór je veľmi nebezpečný a pri kontakte s pokožkou spôsobuje ťažké chemické popáleniny.

Použitie

Fluór a jeho zlúčeniny sa široko používajú, a to aj na výrobu liečiv, agrochemikálií, palív a mazív a textílií. sa používa na leptanie skla, zatiaľ čo fluórová plazma sa používa na výrobu polovodičov a iných materiálov. Nízke koncentrácie iónov F ​​v zubnej paste a pitnej vode môžu pomôcť predchádzať zubnému kazu, zatiaľ čo vyššie koncentrácie sa nachádzajú v niektorých insekticídoch. Mnohé celkové anestetiká sú deriváty fluórovaných uhľovodíkov. Izotop 18 F je zdrojom pozitrónov pre medicínske zobrazovanie pomocou pozitrónovej emisnej tomografie a hexafluorid uránu sa používa na separáciu izotopov uránu a výrobu pre jadrové elektrárne.

História objavov

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

V roku 1670 sklár Heinrich Schwanhard zistil, že sklo sa leptá pôsobením fluoridu vápenatého (kazivca) upraveného kyselinou. Carl Scheele a mnohí neskorší výskumníci, vrátane Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimentovali s kyselinou fluorovodíkovou (HF), ktorá sa ľahko získala úpravou CaF koncentrovanou kyselinou sírovou.

Nakoniec sa ukázalo, že HF ​​obsahuje predtým neznámy prvok. Pre nadmernú reaktivitu sa však túto látku nepodarilo izolovať dlhé roky. Nielenže sa ťažko oddeľuje od zlúčenín, ale okamžite reaguje s ich ostatnými zložkami. Izolácia elementárneho fluóru z kyseliny fluorovodíkovej je mimoriadne nebezpečná a prvé pokusy oslepili a zabili niekoľkých vedcov. Títo ľudia sa stali známymi ako „fluoridoví mučeníci“.

Objav a výroba

Napokon sa francúzskemu chemikovi Henrimu Moissanovi v roku 1886 podarilo izolovať fluór elektrolýzou zmesi roztavených fluoridov draselných a kyseliny fluorovodíkovej. Za to mu bola v roku 1906 udelená Nobelova cena za chémiu. Jeho elektrolytický prístup sa dodnes používa na priemyselnú výrobu tohto chemického prvku.

Prvá výroba fluóru vo veľkom sa začala počas druhej svetovej vojny. Bolo to potrebné pre jednu z etáp vytvorenia atómovej bomby v rámci projektu Manhattan. Fluór sa použil na výrobu hexafluoridu uránu (UF 6 ), ktorý sa zase použil na vzájomné oddelenie dvoch izotopov 235 U a 238 U. Dnes je plynný UF 6 potrebný na výrobu obohateného uránu pre jadrovú energiu.

Najdôležitejšie vlastnosti fluóru

V periodickej tabuľke sa prvok nachádza na vrchole skupiny 17 (predtým skupina 7A), ktorá sa nazýva halogén. Ďalšie halogény zahŕňajú chlór, bróm, jód a astatín. Okrem toho je F v druhej perióde medzi kyslíkom a neónom.

Čistý fluór je korozívny plyn (chemický vzorec F 2 ) s charakteristickým štipľavým zápachom, ktorý sa nachádza v koncentrácii 20 nl na liter objemu. Ako najreaktívnejší a elektronegatívny zo všetkých prvkov ľahko tvorí zlúčeniny s väčšinou z nich. Fluór je príliš reaktívny na to, aby existoval vo svojej elementárnej forme a má takú afinitu k väčšine materiálov, vrátane kremíka, že ho nemožno pripraviť ani skladovať v sklenených nádobách. Vo vlhkom vzduchu reaguje s vodou, pričom vzniká nemenej nebezpečná kyselina fluorovodíková.

Fluór pri interakcii s vodíkom exploduje aj pri nízkych teplotách a v tme. Prudko reaguje s vodou za vzniku kyseliny fluorovodíkovej a plynného kyslíka. Rôzne materiály, vrátane jemne rozptýlených kovov a skiel, horia jasným plameňom v prúde plynného fluóru. Okrem toho tento chemický prvok tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi kryptónom, xenónom a radónom. Nereaguje však priamo s dusíkom a kyslíkom.

Napriek extrémnej aktivite fluóru sú v súčasnosti dostupné spôsoby jeho bezpečnej manipulácie a prepravy. Prvok môže byť uložený v oceľových alebo monelových (zliatina bohatá na nikel) nádobách, keďže na povrchu týchto materiálov sa tvoria fluoridy, ktoré bránia ďalšej reakcii.

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

izotopy

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

Biologický vplyv

Fluór sa v tele nachádza najmä v kostiach a zuboch vo forme iónov. Fluoridácia pitnej vody v koncentrácii menšej ako jedna promile výrazne znižuje výskyt zubného kazu – tvrdí Národná rada pre výskum Národnej akadémie vied Spojených štátov amerických. Na druhej strane nadmerné hromadenie fluóru môže viesť k fluoróze, ktorá sa prejavuje škvrnitými zubami. Tento efekt sa zvyčajne pozoruje v oblastiach, kde obsah tohto chemického prvku v pitnej vode presahuje koncentráciu 10 ppm.

Elementárny fluór a fluoridové soli sú toxické a musí sa s nimi zaobchádzať veľmi opatrne. Starostlivo sa treba vyhýbať kontaktu s pokožkou alebo očami. Reakciou s pokožkou vzniká produkt, ktorý rýchlo preniká do tkanív a reaguje s vápnikom v kostiach, čím ich trvalo poškodzuje.

Fluór v životnom prostredí

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

Fluór sa prirodzene vyskytuje v zemskej kôre, kde ho možno nájsť v horninách, uhlí a íle. Fluoridy sa do ovzdušia dostávajú pri veternej erózii pôd. Fluór je 13. najrozšírenejší chemický prvok v zemskej kôre – jeho obsah je 950 ppm. V pôde je jeho priemerná koncentrácia asi 330 ppm. Fluorovodík sa môže uvoľňovať do ovzdušia v dôsledku procesov priemyselného spaľovania. Fluoridy, ktoré sú vo vzduchu, nakoniec padajú na zem alebo do vody. Keď fluór vytvorí väzbu s veľmi malými časticami, môže zostať vo vzduchu po dlhú dobu.

V atmosfére sa 0,6 miliardtiny tohto chemického prvku nachádza vo forme soľnej hmly a organických zlúčenín chlóru. V mestských oblastiach koncentrácia dosahuje 50 častí na miliardu.

Spojenia

Fluór je chemický prvok, ktorý tvorí široké spektrum organických a anorganických zlúčenín. Chemici ním dokážu nahradiť atómy vodíka, čím sa vytvorí mnoho nových látok. Vysoko reaktívny halogén tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi. V roku 1962 Neil Bartlett syntetizoval xenón hexafluoroplatinat (XePtF6). Získali sa aj fluoridy kryptónu a radónu. Ďalšou zlúčeninou je fluorohydrid argónu, ktorý je stabilný len pri extrémne nízkych teplotách.

Priemyselná aplikácia

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

Spolu s niektorými jeho zlúčeninami je fluór dôležitou zložkou pri výrobe liečiv, agrochemikálií, palív a mazív a textílií. Chemický prvok je potrebný na výrobu halogénovaných alkánov (halónov), ktoré boli zase široko používané v klimatizačných a chladiacich systémoch. Neskôr bolo takéto používanie chlórofluorokarbónov zakázané, pretože prispievajú k ničeniu ozónovej vrstvy v hornej atmosfére.

Hexafluorid sírový je extrémne inertný, netoxický plyn klasifikovaný ako skleníkový plyn. Bez fluóru nie je možná výroba plastov s nízkym trením, ako je teflón. Mnohé anestetiká (napr. sevofluran, desfluran a izofluran) sú deriváty CFC. Hexafluorohlinitan sodný (kryolit) sa používa pri elektrolýze hliníka.

Zlúčeniny fluóru, vrátane NaF, sa používajú v zubných pastách na prevenciu zubného kazu. Tieto látky sa pridávajú do obecných vodovodov, aby zabezpečili fluoridáciu vody, avšak táto prax sa považuje za kontroverznú z dôvodu vplyvu na ľudské zdravie. Vo vyšších koncentráciách sa NaF používa ako insekticíd, najmä na ničenie švábov.

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

Fyzikálne vlastnosti fluóru

Základné vlastnosti chemického prvku sú nasledovné:

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

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

Chemická väzba je elektrická príťažlivá sila, ktorá drží častice pohromade. Každá chemická väzba v štruktúrne vzorce zdá sa valenčná línia, Napríklad:

H - H (väzba medzi dvoma atómami vodíka);

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

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

Chemická väzba je tvorená párom elektrónov (), ktorý je v elektrónových vzorcoch komplexných častíc (molekúl, komplexných iónov) na rozdiel od ich vlastných, nezdieľaných elektrónových párov atómov zvyčajne nahradený valenčnou čiarou, napr.

Chemická väzba je tzv kovalentný, ak vzniká socializáciou elektrónového páru oboma atómami.

V molekule F 2 majú obidva atómy fluóru rovnakú elektronegativitu, preto je pre nich držba elektrónového páru rovnaká. Takáto chemická väzba sa nazýva nepolárna, pretože má každý atóm fluóru elektrónová hustota to isté v elektronický vzorec molekuly je možné podmienečne rozdeliť medzi ne rovnako:

V molekule HCl už chemická väzba je polárny, keďže hustota elektrónov na atóme chlóru (prvku s väčšou elektronegativitou) je oveľa vyššia ako na atóme vodíka:

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

H + H > H – H

Tento mechanizmus spájania sa nazýva výmena alebo ekvivalent.

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

H+ (:H) - > H - H

Katión H + je v tomto prípade tzv akceptor a anión H - darca elektrónový pár. Mechanizmus tvorby kovalentnej väzby v tomto prípade bude darca-akceptor, alebo koordinácia.

Nazývajú sa jednoduché väzby (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-linky, určujú geometrický tvar molekúl.

Dvojité a trojité väzby () obsahujú jednu a-zložku a jednu alebo dve p-zložky; ?-zložka, ktorá je hlavná a podmienene vytvorená ako prvá, je vždy silnejšia ako?-zložka.

Fyzikálne (v skutočnosti merateľné) charakteristiky chemickej väzby sú jej energia, dĺžka a polarita.

Energia chemickej väzby (E cv) je teplo, ktoré sa uvoľňuje pri vytváraní tejto väzby a je vynaložené na jej rozbitie. Pre rovnaké atómy je vždy jednoduchá väzba slabší než násobok (dvojitý, trojitý).

Dĺžka chemickej väzby (l s) - medzijadrová vzdialenosť. Pre rovnaké atómy je vždy jednoduchá väzba dlhšie ako násobok.

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

Polarita molekúl určuje ich zloženie a geometrický tvar.

Nepolárne (p = O) bude:

a) molekuly jednoduché látky, keďže obsahujú len nepolárne kovalentné väzby;

b) polyatomický molekuly ťažké látok, ak ich geometrický tvar symetrické.

Napríklad molekuly C02, BF3 a CH4 majú nasledujúce smery rovnakých (pozdĺžnych) väzbových vektorov:

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

Polárny (s> O) bude:

a) diatomické molekuly ťažké látky, pretože obsahujú iba polárne väzby;

b) polyatomický molekuly ťažké látky, ak je ich štruktúra asymetricky, ich geometrický tvar je buď neúplný alebo skreslený, čo vedie k vzniku celkového elektrického dipólu, napríklad pre molekuly NH3, H20, HNO3 a HCN.

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

Iónová väzba vzniká pri elektrostatickej príťažlivosti katiónov a aniónov takmer bez socializácie páru elektrónov, napríklad medzi K + a I -. Atóm draslíka má nedostatok elektrónovej hustoty, atóm jódu má nadbytok. Toto spojenie sa zvažuje obmedzujúce v prípade kovalentnej väzby, keďže pár elektrónov je prakticky vo vlastníctve aniónu. Takéto spojenie je najtypickejšie pre zlúčeniny typických kovov a nekovov (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) a látok triedy solí (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Všetky tieto zlúčeniny sú za izbových podmienok kryštalické látky, ktoré sú spojené spoločným názvom iónové kryštály(kryštály vytvorené z katiónov a aniónov).

Existuje ďalší typ spojenia tzv kovová väzba, v ktorom sú valenčné elektróny tak voľne držané atómami kovov, že v skutočnosti nepatria konkrétnym atómom.

Atómy kovov, ponechané bez vonkajších elektrónov, ktoré k nim jednoznačne patria, sa stávajú, ako to bolo, kladnými iónmi. Tvoria sa kovová kryštálová mriežka. Súbor socializovaných valenčných elektrónov ( elektrónový plyn) drží kladné ióny kovov pohromade a na špecifických miestach mriežky.

Okrem iónových a kovových kryštálov existujú aj atómový a molekulárne kryštalické látky, v ktorých mriežkových miestach sa nachádzajú atómy alebo molekuly, resp. Príklady: diamant a grafit - kryštály s atómovou mriežkou, jód I 2 a oxid uhličitý CO 2 (suchý ľad) - kryštály s molekulárnou mriežkou.

Chemické väzby existujú nielen vo vnútri molekúl látok, ale môžu sa vytvárať aj medzi molekulami, napríklad pre kvapalný HF, vodu H 2 O a zmes H 2 O + NH 3:

vodíková väzba vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti polárnych molekúl obsahujúcich atómy najviac elektronegatívnych prvkov - F, O, N. Napríklad vodíkové väzby sú prítomné v HF, H 2 O a NH 3, ale nie sú v HCl, napr. H2S a PH 3.

Vodíkové väzby sú nestabilné a pomerne ľahko sa rozbijú, napríklad keď sa topí ľad a vrie voda. Na prerušenie týchto väzieb sa však vynakladá určitá dodatočná energia, a preto teploty topenia (tabuľka 5) a teploty varu látok s vodíkovými väzbami

(napríklad HF a H2O) sú výrazne vyššie ako u podobných látok, ale bez vodíkových väzieb (napríklad HCl a H2S).

Mnohé organické zlúčeniny tvoria aj vodíkové väzby; Vodíková väzba hrá dôležitú úlohu v biologických procesoch.

Príklady úloh časti A

1. Látky s iba kovalentnými väzbami sú

1) SiH4, Cl20, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P205

3) CH4, HN03, Na(CH30)

4) CCI20, I2, N20

2–4. kovalentná väzba

2. slobodný

3. dvojitý

4. trojitý

prítomný v hmote

5. V molekulách sú prítomné viaceré väzby

6. Častice nazývané radikály sú

7. Jedna z väzieb je tvorená donorsko-akceptorovým mechanizmom v súbore iónov

1) S042-, NH4+

2) H30+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Najodolnejšie a krátky väzba – v molekule

9. Látky len s iónovými väzbami - v súprave

2) NH4CI, SiCl4

10–13. Kryštálová mriežka hmoty

13. Va (OH) 2

1) kov

Úloha číslo 1

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

• 1. Ca(Cl02) 2
• 2. HCl03
• 3.NH4CI
• 4. HClO 4
• 5.Cl207

odpoveď: 13

Vo veľkej väčšine prípadov môže byť prítomnosť iónového typu väzby v zlúčenine určená skutočnosťou, že jej štruktúrne jednotky súčasne zahŕňajú atómy typického kovu a nekovové atómy.

Na tomto základe zistíme, že v zlúčenine číslo 1 je iónová väzba - Ca(ClO 2) 2, pretože v jeho vzorci možno vidieť atómy typického kovu vápnika a atómy nekovov - kyslíka a chlóru.

V tomto zozname však už nie sú žiadne zlúčeniny obsahujúce kovové aj nekovové atómy.

Medzi zlúčeninami uvedenými v zadaní je chlorid amónny, v ktorom je iónová väzba realizovaná medzi amónnym katiónom NH 4 + a chloridovým iónom Cl − .

Úloha číslo 2

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

1) kyslík

2) oxid dusnatý (II)

3) bromovodík

4) jodid sodný

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 15

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

Kovalentná nepolárna väzba môže byť realizovaná iba medzi atómami toho istého chemického prvku nekovu.

Z navrhovaných možností len kyslík a diamant majú kovalentný nepolárny typ väzby. Molekula kyslíka je dvojatómová, pozostáva z atómov jedného chemického prvku nekovu. Diamant má atómovú štruktúru a vo svojej štruktúre je každý atóm uhlíka, ktorý je nekovový, naviazaný na 4 ďalšie atómy uhlíka.

Oxid dusnatý (II) je látka pozostávajúca z molekúl tvorených atómami dvoch rôznych nekovov. Keďže elektronegativita rôznych atómov je vždy iná, zdieľaný elektrónový pár v molekule je posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, v tomto prípade kyslíku. Väzba v molekule NO je teda kovalentná polárna.

Bromovodík sa tiež skladá z dvojatómových molekúl vytvorených z atómov vodíka a brómu. Zdieľaný elektrónový pár tvoriaci väzbu H-Br je posunutý k elektronegatívnejšiemu atómu brómu. Chemická väzba v molekule HBr je tiež kovalentná polárna.

Jodid sodný je iónová látka tvorená katiónom kovu a jodidovým aniónom. Väzba v molekule NaI vzniká prenosom elektrónu z 3 s-orbitály atómu sodíka (atóm sodíka sa mení na katión) na nedostatočne naplnený 5 p-orbital atómu jódu (atóm jódu sa mení na anión). Takáto chemická väzba sa nazýva iónová.

Úloha číslo 3

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

• 1. C2H6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH3OCH3
• 5. CH 3 COCH 3

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 23

vysvetlenie:

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

Je teda zrejmé, že medzi molekulami existujú vodíkové väzby:

2) alkoholy

3) fenoly

4) karboxylové kyseliny

5) amoniak

6) primárne a sekundárne amíny

7) kyselina fluorovodíková

Úloha číslo 4

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve zlúčeniny s iónovou chemickou väzbou.

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

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 35

vysvetlenie:

Vo veľkej väčšine prípadov možno usudzovať, že v zlúčenine existuje iónový typ väzby, a to tak, že zloženie štruktúrnych jednotiek látky súčasne zahŕňa atómy typického kovu a nekovových atómov.

Na tomto základe sme zistili, že v zlúčenine číslo 3 (NaCl) a 5 (MgO) existuje iónová väzba.

Poznámka*

Okrem vyššie uvedeného znaku možno o prítomnosti iónovej väzby v zlúčenine povedať, ak jej štruktúrna jednotka obsahuje amónny katión (NH 4 +) alebo jeho organické analógy - alkylamónium RNH 3 +, dialkylamónium R 2 NH 2 +, trialkylamónium R3NH katióny + alebo tetraalkylamónium R4N+, kde R je nejaký uhľovodíkový radikál. Napríklad iónový typ väzby prebieha v zlúčenine (CH 3) 4 NCI medzi katiónom (CH 3) 4 + a chloridovým iónom Cl -.

Úloha číslo 5

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s rovnakým typom štruktúry.

4) stolová soľ

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 23

Úloha číslo 8

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s nemolekulárnou štruktúrou.

2) kyslík

3) biely fosfor

5) kremík

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 45

Úloha číslo 11

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

3) formaldehyd

4) kyselina octová

5) glycerín

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 34

Úloha číslo 14

Z navrhovaného zoznamu vyberte dve látky s iónovou väzbou.

1) kyslík

3) oxid uhoľnatý (IV)

4) chlorid sodný

5) oxid vápenatý

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 45

Úloha číslo 15

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

1) oxid kremičitý Si02

2) oxid sodný Na20

3) oxid uhoľnatý CO

4) biely fosfor P 4

5) kremík Si

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 15

Úloha číslo 20

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

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

Do políčka odpovede zapíšte čísla vybraných spojení.

odpoveď: 45

vysvetlenie:

Aby sme našli správnu odpoveď, nakreslite štruktúrne vzorce zlúčenín z uvedeného zoznamu:

Vidíme teda, že trojitá väzba existuje v molekulách dusíka a acetylénu. Tie. správne odpovede 45

Úloha číslo 21

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

Chemická príprava pre ZNO a DPA
Komplexné vydanie

ČASŤ A

VŠEOBECNÁ CHÉMIA

CHÉMIA PRVKOV

HALOGÉNY

Jednoduché látky

Chemické vlastnosti fluóru

Fluór je najsilnejšie oxidačné činidlo v prírode. Priamo nereaguje len s héliom, neónom a argónom.

Pri reakcii s kovmi vznikajú fluoridy, zlúčeniny iónového typu:

Fluór prudko reaguje s mnohými nekovmi, dokonca aj s niektorými inertnými plynmi:

Chemické vlastnosti chlóru. Interakcia s komplexnými látkami

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo ako bróm alebo jód, takže chlór vytláča ťažké halogény z ich solí:

Chlór, ktorý sa rozpúšťa vo vode, s ním čiastočne reaguje, čím vznikajú dve kyseliny: chlorid a chlórnan. V tomto prípade jeden atóm chlóru zvyšuje stupeň oxidácie a druhý atóm ho znižuje. Takéto reakcie sa nazývajú disproporcionačné reakcie. Disproporcionačné reakcie sú samoliečebno-samooxidačné reakcie, t.j. reakcie, pri ktorých jeden prvok vykazuje vlastnosti oxidu aj redukčného činidla. Pri disproporcionácii súčasne vznikajú zlúčeniny, v ktorých je prvok v porovnaní s primitívnejším v oxidovanejšom a redukovanom stave. Oxidačný stav atómu chlóru v molekule kyseliny chlórnanej je +1:

Interakcia chlóru s alkalickými roztokmi prebieha podobne. V tomto prípade sa tvoria dve soli: chlorid a chlórnan.

Chlór interaguje s rôznymi oxidmi:

Chlór oxiduje niektoré soli, v ktorých kov nie je v maximálnom oxidačnom stave:

Molekulový chlór reaguje s mnohými organickými zlúčeninami. V prítomnosti chloridu železitého ako katalyzátora reaguje chlór s benzénom za vzniku chlórbenzénu a po ožiarení svetlom vzniká ako výsledok rovnakej reakcie hexachlórcyklohexán:

Chemické vlastnosti brómu a jódu

Obe látky reagujú s vodíkom, fluórom a zásadami:

Jód sa oxiduje rôznymi silnými oxidačnými činidlami:

Metódy extrakcie jednoduchých látok

Extrakcia fluóru

Keďže fluór je najsilnejší chemický oxid, nie je možné ho izolovať chemickými reakciami zo zlúčenín vo voľnej forme, a preto sa fluór extrahuje fyzikálno-chemickou metódou - elektrolýzou.

Na extrakciu fluóru sa používa tavenina fluoridu draselného a niklové elektródy. Nikel sa používa kvôli tomu, že povrch kovu je pasivovaný fluórom v dôsledku tvorby nerozpustných NiF2, preto samotné elektródy nie sú zničené pôsobením látky, ktorá sa na nich uvoľňuje:

Extrakcia chlóru

Chlór sa komerčne vyrába elektrolýzou roztoku chloridu sodného. V dôsledku tohto procesu sa tiež extrahuje hydroxid sodný:

V malých množstvách sa chlór získava oxidáciou roztoku chlorovodíka rôznymi spôsobmi:

Chlór je veľmi dôležitým produktom chemického priemyslu.

Jeho svetová produkcia je v miliónoch ton.

Extrakcia brómu a jódu

Na priemyselné použitie sa bróm a jód získavajú oxidáciou bromidov a jodidov. Na oxidáciu sa najčastejšie používa molekulárny chlór, koncentrovaná síranová kyselina alebo oxid manganičitý:

Aplikácia halogénov

Fluór a niektoré jeho zlúčeniny sa používajú ako oxidačné činidlo pre raketové palivo. Veľké množstvo fluóru sa používa na výrobu rôznych chladív (freónov) a niektorých polymérov, ktoré sa vyznačujú chemickou a tepelnou odolnosťou (teflón a niektoré ďalšie). Fluór sa používa v jadrovej technológii na separáciu izotopov uránu.

Väčšina chlóru sa používa na výrobu kyseliny chlorovodíkovej a tiež ako oxidačné činidlo na extrakciu iných halogénov. V priemysle sa používa na bielenie látok a papiera. Vo väčšom množstve ako fluór sa používa na výrobu polymérov (PVC a iné) a chladív. Chlór sa používa na dezinfekciu pitnej vody. Je tiež potrebné extrahovať niektoré rozpúšťadlá, ako je chloroform, metylénchlorid, tetrachlórmetán. A tiež sa používa na výrobu mnohých látok, ako je chlorečnan draselný (bertoletová soľ), bielidlo a mnoho ďalších zlúčenín obsahujúcich atómy chlóru.

Bróm a jód sa v priemysle nepoužívajú v takom rozsahu ako chlór alebo fluór, ale používanie týchto látok sa každým rokom zvyšuje. Bróm sa používa pri výrobe rôznych sedatív. Jód sa používa pri výrobe antiseptických prípravkov. Zlúčeniny brómu a jódu sa široko používajú pri kvantitatívnej analýze látok. Pomocou jódu sa čistia niektoré kovy (tento proces sa nazýva rafinácia jódu), napríklad titán, vanád a iné.

Práca vybrala úlohy o chemických väzbách.

Pugacheva Elena Vladimirovna

Popis vývoja

6. Charakteristická je kovalentná nepolárna väzba

1) Cl2 2) SO3 3) CO 4) Si02

1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I 2

3) iónové 4) kovové

15. Tri spoločné elektrónové páry tvoria v molekule kovalentnú väzbu

16. Medzi molekulami vznikajú vodíkové väzby

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

1) voda a diamant 2) vodík a chlór 3) meď a dusík 4) bróm a metán

19. Vodíková väzba nie typické pre podstatu

1) fluór 2) chlór 3) bróm 4) jód

1) CF4 2) CCI4 3) CBr4 4) CI4

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

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

32. Atómy chemických prvkov druhej periódy periodickej sústavy D.I. Mendelejev tvorí zlúčeniny s iónovou chemickou väzbou zloženia 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

1) iónové 2) kovové

43. Iónová väzba je tvorená 1) H a S 2) P a C1 3) Cs a Br 4) Si a F

pri interakcii

1) iónové 2) kovové

1) iónové 2) kovové

NÁZOV LÁTKY TYPU KOMUNIKÁCIE

1) zinok A) iónový

2) dusík B) kov

62. Zápas

TYP KOMUNIKAČNÉHO PRIPOJENIA

1) iónové A) H 2

2) kov B) Va

3) kovalentná polárna B) HF

66. Najsilnejšia chemická väzba prebieha v molekule 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2

67. Pevnosť väzby sa zvyšuje v sérii 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. Označte sériu charakterizovanú predĺžením dĺžky chemickej väzby

1) O2, N2, F2, Cl2 2) N2, O2, F2, Cl2 3) F2, N2, O2, Cl2 4) N2, O2, Cl2, F2

Rozoberme si úlohy č.3 z možností USE pre rok 2016.

Úlohy s riešeniami.

Úloha číslo 1.

Zlúčeniny s kovalentnou nepolárnou väzbou sú umiestnené v sérii:

1. 02, Cl2, H2

2. HCI, N2, F2

3. 03, P4, H20

4.NH3, S8, NaF

vysvetlenie: musíme nájsť taký rad, v ktorom budú len jednoduché látky, keďže kovalentná nepolárna väzba vzniká len medzi atómami toho istého prvku. Správna odpoveď je 1.

Úloha číslo 2.

Látky s kovalentnou polárnou väzbou sú uvedené v sérii:

1. CaF2, Na2S, N2

2. P4, FeCl2, NH3

3. SiF4, HF, H2S

4. NaCl, Li20, S02

vysvetlenie: tu treba nájsť sériu, v ktorej sú len zložité látky a navyše všetky nekovy. Správna odpoveď je 3.

Úloha číslo 3.

Charakteristická je vodíková väzba

1. alkány 2. arény 3. alkoholy 4. alkíny

vysvetlenie: Medzi vodíkovým iónom a elektronegatívnym iónom vzniká vodíková väzba. Takáto súprava medzi uvedenými je len pre alkoholy.

Správna odpoveď je 3.

Úloha číslo 4.

Chemická väzba medzi molekulami vody

1. Vodík

2. Iónové

3. Kovalentná polárna

4. Kovalentné nepolárne

vysvetlenie: medzi atómami O a H vo vode vzniká kovalentná polárna väzba, keďže ide o dva nekovy, ale medzi molekulami vody vzniká vodíková väzba. Správna odpoveď je 1.

Úloha číslo 5.

Len kovalentné väzby majú každú z týchto dvoch látok:

1. CaO a C3H6

2. NaNO3 a CO

3. N2 a K2S

4.CH4 a Si02

vysvetlenie: zlúčeniny musia pozostávať len z nekovov, t.j. správna odpoveď je 4.

Úloha číslo 6.

Látka s kovalentnou polárnou väzbou je

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

vysvetlenie: Polárna kovalentná väzba vzniká medzi atómami rôznych nekovov. Správna odpoveď je 3.

Úloha číslo 7.

Nepolárna kovalentná väzba je charakteristická pre každú z týchto dvoch látok:

1. Voda a diamant

2. Vodík a chlór

3. Meď a dusík

4. Bróm a metán

vysvetlenie: nepolárna kovalentná väzba je charakteristická pre spojenie atómov toho istého nekovového prvku. Správna odpoveď je 2.

Úloha číslo 8.

Aká chemická väzba vzniká medzi atómami prvkov s poradovými číslami 9 a 19?

1. Iónové

2. Kov

3. Kovalentná polárna

4. Kovalentné nepolárne

vysvetlenie: sú to prvky - fluór a draslík, to znamená nekov a kov, medzi týmito prvkami môže vzniknúť iba iónová väzba. Správna odpoveď je 1.

Úloha číslo 9.

Látka s typom iónovej väzby zodpovedá vzorcu

1. NH3 2. HBr 3. CCI4 4. KCl

vysvetlenie: medzi atómom kovu a atómom nekovu sa vytvorí iónová väzba, tzn správna odpoveď je 4.

Úloha číslo 10.

Rovnaký typ chemickej väzby majú chlorovodík a

1. Amoniak

2. Bróm

3. Chlorid sodný

4. Oxid horečnatý

vysvetlenie: Chlorovodík má kovalentnú polárnu väzbu, to znamená, že musíme nájsť látku pozostávajúcu z dvoch rôznych nekovov - to je amoniak.

Správna odpoveď je 1.

Úlohy pre samostatné rozhodovanie.

1. Medzi molekulami vznikajú vodíkové väzby

1. Kyselina fluorovodíková

2. Chlórmetán

3. Dimetyléter

4. Etylén

2. Zlúčenina s kovalentnou väzbou zodpovedá vzorcu

1. Na20 2. MgCl2 3. CaBr2 4. HF

3. Látka s kovalentnou nepolárnou väzbou má vzorec

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

4. Látka s iónovou väzbou je

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

5. Medzi molekulami vznikajú vodíkové väzby

1. Metanol

3. Acetylén

4. Metylformiát

6. Kovalentná nepolárna väzba je charakteristická pre každú z týchto dvoch látok:

1. Dusík a ozón

2. Voda a amoniak

3. Meď a dusík

4. Bróm a metán

7. Pre látku je charakteristická kovalentná polárna väzba

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

8. Charakteristická je kovalentná nepolárna väzba

1. I2 2. NO 3. CO 4. SiO2

9. Látka s kovalentnou polárnou väzbou je

1. Cl2 2. NaBr 3. H2S 4. MgCl2

10. Kovalentná nepolárna väzba je charakteristická pre každú z týchto dvoch látok:

1. Vodík a chlór

2. Voda a diamant

3. Meď a dusík

4. Bróm a metán

V tejto poznámke boli použité úlohy z kolekcie USE z roku 2016, ktorú upravil A.A. Kaverina.

A4 Chemická väzba.

Chemická väzba: kovalentná (polárna a nepolárna), iónová, kovová, vodíková. Spôsoby tvorby kovalentnej väzby. Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia. Tvorba iónovej väzby.

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

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

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

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

1. U amoniaku a chloridu bárnatého je chemická väzba, resp

1) iónové a kovalentné polárne

2) kovalentné polárne a iónové

3) kovalentné nepolárne a kovové

4) kovalentné nepolárne a iónové

2. Látky s iba iónovými väzbami sú uvedené v sérii:

1) F2, CCI4, KCl 2) NaBr, Na20, KI 3) SO2.P4.CaF2 4) H2S, Br2, K2S

3. Interakciou vzniká zlúčenina s iónovou väzbou

1) CH4 a 02 2) SO3 a H203) C2H6 a HN03 4) NH3 a HCI

4. V akej sérii majú všetky látky kovalentnú polárnu väzbu?

1) HCl, NaCl, Cl 2 2) O 2, H20, CO 2 3) H20, NH 3, CH 4 4) NaBr, HBr, CO

5. V ktorom riadku sú zapísané vzorce látok len s kovalentnou polárnou väzbou?

1) Cl2, N02, HCl 2) HBr, NO, Br2 3) H2S, H20, Se 4) HI, H20, PH3

6. Charakteristická je kovalentná nepolárna väzba

1) Cl2 2) SO3 3) CO 4) Si02

7. Látka s kovalentnou polárnou väzbou je

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

8. Látka s kovalentnou väzbou je

1) CaCl2 2) MgS 3) H2S 4) NaBr

9. Látka s kovalentnou nepolárnou väzbou má vzorec

1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I 2

10. Látky s nepolárnou kovalentnou väzbou sú

11. Medzi atómami s rovnakou elektronegativitou vzniká chemická väzba

1) iónový 2) kovalentný polárny 3) kovalentný nepolárny 4) vodík

12. Charakteristická je kovalentná polárna väzba

1) KCI 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

13. Chemický prvok, v ktorého atóme sú elektróny rozložené vo vrstvách takto: 2, 8, 8, 2 tvorí chemickú väzbu s vodíkom

1) kovalentné polárne 2) kovalentné nepolárne

3) iónové 4) kovové

14. V molekule ktorej látky je dĺžka väzby medzi atómami uhlíka najdlhšia?

1) acetylén 2) etán 3) etén 4) benzén

15. Tri spoločné elektrónové páry tvoria v molekule kovalentnú väzbu

1) dusík 2) sírovodík 3) metán 4) chlór

16. Medzi molekulami vznikajú vodíkové väzby

1) dimetyléter 2) metanol 3) etylén 4) etylacetát

17. Polarita väzby je najvýraznejšia v molekule

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

18. Látky s nepolárnou kovalentnou väzbou sú

1) voda a diamant 2) vodík a chlór 3) meď a dusík 4) bróm a metán

19. Vodíková väzba nie typické pre podstatu

1) H20 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH

20. Kovalentná polárna väzba je charakteristická pre každú z dvoch látok, ktorých vzorce

1) KI a H202) CO2 a K203) H2S a Na2S 4) CS2 a PC15

21. Najmenej silná chemická väzba v molekule

22. V molekule ktorej látky je dĺžka chemickej väzby najdlhšia?

1) fluór 2) chlór 3) bróm 4) jód

23. Každá z látok uvedených v sérii má kovalentné väzby:

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. Každá z látok uvedených v sérii má kovalentnú väzbu:

1) CaO, C3H6, S8 2) Fe, NaN03, CO3) N2, CuC03, K2S 4) C6H5N02, SO2, CHC13

25. Každá z látok uvedených v sérii má kovalentnú väzbu:

1) C 3 H 4, NO, Na 2 O 2) CO, CH 3 C1, PBr 3 3) P 2 Oz, NaHS0 4, Cu 4) C 6 H 5 NO 2, NaF, CCl 4

26. Každá z látok uvedených v sérii má kovalentné väzby:

1) C3Ha, N02, NaF 2) KCl, CH3CI, C6H1206 3) P205, NaHS04, Ba 4) C2H5NH2, P4, CH3 Oh

27. Polarita väzby je najvýraznejšia v molekulách

1) sírovodík 2) chlór 3) fosfín 4) chlorovodík

28. V molekule ktorej látky sú chemické väzby najsilnejšie?

1) CF4 2) CCI4 3) CBr4 4) CI4

29. Medzi látkami NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - počet zlúčenín s iónovou väzbou je

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

30. Medzi látkami (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - počet zlúčenín s kovalentnou väzbou je

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

31. V látkach vzniknutých spojením rovnakých atómov chemická väzba

1) iónové 2) kovalentné polárne 3) vodíkové 4) kovalentné nepolárne

32. Atómy chemických prvkov druhej periódy periodickej sústavy D.I. Mendelejev tvorí zlúčeniny s iónovou chemickou väzbou zloženia 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

33. Zlúčeniny s kovalentnými polárnymi a kovalentnými nepolárnymi väzbami sú 1) voda a sírovodík 2) bromid draselný a dusík 3) amoniak a vodík 4) kyslík a metán

34. Kovalentná nepolárna väzba je charakteristická pre 1) vodu 2) amoniak 3) dusík 4) metán

35. Chemická väzba v molekule fluorovodíka

1) kovalentné polárne 3) iónové

2) kovalentný nepolárny 4) vodík

36. Vyberte pár látok, pričom všetky väzby sú kovalentné:

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

37. V jodide draselnom chemická väzba

1) kovalentné nepolárne 3) kovové

2) kovalentné polárne 4) iónové

38. V sírouhlíku CS 2 chemická väzba

1) iónové 2) kovové

3) kovalentné polárne 4) kovalentné nepolárne

39. V zlúčenine sa realizuje kovalentná nepolárna väzba

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

40. Látka s kovalentnou polárnou väzbou má vzorec 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

41. Súvislosť s iónovou povahou chemickej väzby

1) chlorid fosforečný 2) bromid draselný 3) oxid dusnatý (II) 4) bárium

42. V amoniaku a chloridu bárnatom je chemická väzba, resp

1) iónové a kovalentné polárne 2) kovalentné polárne a iónové

3) kovalentné nepolárne a kovové 4) kovalentné nepolárne a iónové

43. Iónová väzba je tvorená 1) H a S 2) P a C1 3) Cs a Br 4) Si a F

44. Aký typ väzby je v molekule H 2?

1) Iónové 2) Vodík 3) Kovalentné nepolárne 4) Donor-akceptor

45. Látka s kovalentnou polárnou väzbou je

1) oxid sírový (IV) 2) kyslík 3) hydrid vápenatý 4) diamant

46. ​​V molekule fluóru chemická väzba

1) kovalentný polárny 2) iónový 3) kovalentný nepolárny 4) vodík

47. V ktorých radoch sú uvedené látky len s kovalentnou polárnou väzbou:

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. V akej sérii majú všetky látky kovalentnú polárnu väzbu?

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. V ktorom riadku sú uvedené látky len s iónovým typom väzby:

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. Vznikne zlúčenina s iónovou väzbou pri interakcii

1) CH4 a O2 2) NH3 a HCl 3) C2H6 a HN03 4) SO3 a H20

51. Medzi molekulami 1) etánu 2) benzénu 3) vodíka 4) etanolu vzniká vodíková väzba

52. Ktorá látka má vodíkové väzby? 1) Sírovodík 2) Ľad 3) Bromovodík 4) Benzén

53. Vzťah vytvorený medzi prvkami s poradovými číslami 15 a 53

1) iónové 2) kovové

3) kovalentné nepolárne 4) kovalentné polárne

54. Vzťah vytvorený medzi prvkami s poradovými číslami 16 a 20

1) iónové 2) kovové

3) kovalentný polárny 4) vodík

55. Medzi atómami prvkov s poradovými číslami 11 a 17 vzniká väzba

1) kovový 2) iónový 3) kovalentný 4) donor-akceptor

56. Medzi molekulami vznikajú vodíkové väzby

1) vodík 2) formaldehyd 3) kyselina octová 4) sírovodík

57. V ktorom riadku sú zapísané vzorce látok len s kovalentnou polárnou väzbou?

1) Cl2, NH3, HCl 2) HBr, NO, Br2 3) H2S, H20, S8 4) NI, H20, PH3

58. V ktorej látke sú iónové aj kovalentné chemické väzby?

1) Chlorid sodný 2) Chlorovodík 3) Síran sodný 4) Kyselina fosforečná

59. Chemická väzba v molekule má výraznejší iónový charakter.

1) bromid lítny 2) chlorid meďnatý 3) karbid vápenatý 4) fluorid draselný

60. V ktorej látke sú všetky chemické väzby - kovalentné nepolárne?

1) Diamant 2) Oxid uhoľnatý (IV) 3) Zlato 4) Metán

61. Ukážte zhodu medzi látkou a typom väzby atómov v tejto látke.

NÁZOV LÁTKY TYPU KOMUNIKÁCIE

1) zinok A) iónový

2) dusík B) kov

3) amoniak B) kovalentný polárny

4) chlorid vápenatý D) kovalentný nepolárny

62. Zápas

TYP KOMUNIKAČNÉHO PRIPOJENIA

1) iónové A) H 2

2) kov B) Va

3) kovalentná polárna B) HF

4) kovalentné nepolárne D) BaF 2

63. V ktorej zlúčenine je kovalentná väzba medzi atómami vytvorená mechanizmom donor-akceptor? 1) KCI 2) CCI 4 3) NH4CI 4) CaCl2

64. Označ molekulu, v ktorej je väzbová energia najvyššia: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

65. Označ molekulu, v ktorej je chemická väzba najsilnejšia: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

Témy kodifikátora USE: Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy vzniku. Charakteristika kovalentnej väzby (polarita a väzbová energia). Iónová väzba. Kovové spojenie. vodíková väzba

Intramolekulárne chemické väzby

Uvažujme najskôr o väzbách, ktoré vznikajú medzi časticami v molekulách. Takéto spojenia sú tzv intramolekulárne.

chemická väzba medzi atómami chemických prvkov má elektrostatickú povahu a vzniká v dôsledku interakcie vonkajších (valenčných) elektrónov vo väčšej či menšej miere držané kladne nabitými jadrami viazané atómy.

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

je schopnosť atómu priťahovať (držať) externé(valencia) elektróny. Elektronegativita je určená stupňom priťahovania vonkajších elektrónov k jadru a závisí najmä od polomeru atómu a náboja jadra.

Elektronegativitu je ťažké jednoznačne určiť. L. Pauling zostavil tabuľku relatívnej elektronegativity (na základe väzbových energií dvojatómových molekúl). Najviac elektronegatívnym prvkom je fluór so zmyslom 4 .

Je dôležité poznamenať, že v rôznych zdrojoch môžete nájsť rôzne stupnice a tabuľky hodnôt elektronegativity. Nemali by ste sa toho zľaknúť, pretože svoju úlohu zohráva tvorba chemickej väzby atómov a je približne rovnaký v každom systéme.

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

Ak sú hodnoty elektronegativity interagujúcich atómov rovnaké alebo približne rovnaké: EO(A)≈EO(V), potom zdieľaný elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov: A: B. Takéto spojenie je tzv kovalentné nepolárne.

Ak sa elektronegativita interagujúcich atómov líši, ale nie príliš (rozdiel v elektronegativite je približne od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potom sa elektrónový pár posunie k jednému z atómov. Takéto spojenie je tzv kovalentné polárne .

Ak sa elektronegativita interagujúcich atómov výrazne líši (rozdiel v elektronegativite je väčší ako 2: ΔEO>2), potom jeden z elektrónov takmer úplne prejde na iný atóm, pričom sa vytvorí ióny. Takéto spojenie je tzv iónový.

Hlavné typy chemických väzieb sú - kovalentný, iónový a kovové spojenia. Zvážme ich podrobnejšie.

kovalentná chemická väzba

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

Základné vlastnosti kovalentných väzieb

• orientácia,
• sýtosť,
• polarita,
• polarizovateľnosť.

Tieto vlastnosti väzby ovplyvňujú chemické a fyzikálne vlastnosti látok.

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

Sýtosť je schopnosť atómov vytvárať obmedzený počet kovalentných chemických väzieb. Počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, sa nazýva.

Polarita väzby vznikajú v dôsledku nerovnomerného rozloženia hustoty elektrónov medzi dva atómy s rôznou elektronegativitou. Kovalentné väzby sa delia na polárne a nepolárne.

Polarizovateľnosť spojenia sú schopnosť väzbových elektrónov vytesniť vonkajším elektrickým poľom(najmä elektrické pole inej častice). Polarizovateľnosť závisí od mobility elektrónov. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým je mobilnejší, a preto je molekula polarizovateľnejšia.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Existujú 2 typy kovalentných väzieb - POLAR a NEPOLÁRNE .

Príklad . Zvážte štruktúru molekuly vodíka H 2 . Každý atóm vodíka nesie vo svojej vonkajšej energetickej hladine 1 nepárový elektrón. Na zobrazenie atómu používame Lewisovu štruktúru - ide o schému štruktúry vonkajšej energetickej hladiny atómu, kedy sú elektróny označené bodkami. Lewisove modely bodovej štruktúry sú dobrým pomocníkom pri práci s prvkami druhej tretiny.

H. + . H=H:H

Molekula vodíka má teda jeden spoločný elektrónový pár a jednu chemickú väzbu H–H. Tento elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov vodíka, pretože elektronegativita atómov vodíka je rovnaká. Takéto spojenie je tzv kovalentné nepolárne .

Kovalentná nepolárna (symetrická) väzba - je to kovalentná väzba tvorená atómami s rovnakou elektronegativitou (spravidla rovnakými nekovmi), a teda s rovnomerným rozložením elektrónovej hustoty medzi jadrami atómov.

Dipólový moment nepolárnych väzieb je 0.

Príklady: H2 (H-H), 02 (0=0), S8.

Kovalentná polárna chemická väzba

kovalentná polárna väzba je kovalentná väzba, ktorá sa vyskytuje medzi atómy s rôznou elektronegativitou (zvyčajne, rôzne nekovy) a je charakterizovaný posunutie spoločný elektrónový pár k viac elektronegatívnemu atómu (polarizácia).

Elektrónová hustota je posunutá k viac elektronegatívnemu atómu - preto sa na ňom objaví čiastočný záporný náboj (δ-) a na menej elektronegatívnom atóme čiastočný kladný náboj (δ+, delta +).

Čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, tým vyšší polarita spojenia a ešte viac dipólového momentu . Medzi susednými molekulami a nábojmi opačného znamienka pôsobia dodatočné príťažlivé sily, ktoré sa zvyšujú silu spojenia.

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

Príklady: HCl, C02, NH3.

Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby

Kovalentná chemická väzba môže vzniknúť 2 mechanizmami:

1. výmenný mechanizmus vytvorenie kovalentnej chemickej väzby je, keď každá častica poskytuje jeden nespárovaný elektrón na vytvorenie spoločného elektrónového páru:

ALE . + . B = A:B

2. Vytvorenie kovalentnej väzby je taký mechanizmus, v ktorom jedna z častíc poskytuje nezdieľaný elektrónový pár a druhá častica poskytuje tomuto elektrónovému páru prázdny orbitál:

ALE: + B = A:B

V tomto prípade jeden z atómov poskytuje nezdieľaný elektrónový pár ( darcu) a druhý atóm poskytuje tomuto páru prázdny orbitál ( akceptor). V dôsledku vzniku väzby klesá energia oboch elektrónov, t.j. to je prospešné pre atómy.

Kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor, nie je iný vlastnosťami z iných kovalentných väzieb vytvorených výmenným mechanizmom. Vznik kovalentnej väzby donorovo-akceptorovým mechanizmom je typický pre atómy buď s veľkým počtom elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni (donory elektrónov), alebo naopak s veľmi malým počtom elektrónov (akceptory elektrónov). Valenčné možnosti atómov sú podrobnejšie zvážené v príslušnom.

Kovalentná väzba vzniká mechanizmom donor-akceptor:

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

- v amónny ión NH4+, v iónoch organické amíny napríklad v metylamóniovom ióne CH3-NH2+;

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

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

- v molekule ozón O3.

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby

Kovalentná väzba sa spravidla vytvára medzi atómami nekovov. Hlavnými charakteristikami kovalentnej väzby sú dĺžka, energia, multiplicita a smerovosť.

Mnohonásobnosť chemickej väzby

Mnohonásobnosť chemickej väzby - Toto počet zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami v zlúčenine. Mnohopočetnosť väzby sa dá celkom jednoducho určiť z hodnoty atómov, ktoré tvoria molekulu.

napríklad , v molekule vodíka H 2 je väzbová násobnosť 1, pretože každý vodík má na vonkajšej energetickej hladine len 1 nepárový elektrón, preto vzniká jeden spoločný elektrónový pár.

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

V molekule dusíka N 2 je väzbová multiplicita 3, pretože medzi každým atómom sú 3 nepárové elektróny na vonkajšej energetickej úrovni a atómy tvoria 3 spoločné elektrónové páry N≡N.

Dĺžka kovalentnej väzby

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

Dĺžku chemickej väzby možno približne odhadnúť pozdĺž polomerov atómov, tvoriaci väzbu, príp mnohorakosťou komunikácie ak polomery atómov nie sú veľmi rozdielne.

So zväčšovaním polomerov atómov tvoriacich väzbu sa dĺžka väzby zväčšuje.

napríklad

S nárastom násobnosti väzieb medzi atómami (ktorých atómové polomery sa nelíšia alebo sa mierne líšia) sa dĺžka väzby zníži.

napríklad . V sérii: C–C, C=C, C≡C sa dĺžka väzby zmenšuje.

Energia väzby

Meradlom sily chemickej väzby je energia väzby. Energia väzby je určená energiou potrebnou na prerušenie väzby a odstránenie atómov tvoriacich túto väzbu do nekonečnej vzdialenosti od seba.

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

Sila chemickej väzby závisí od dĺžky väzby, polarity väzby a násobnosti väzby. Čím dlhšia je chemická väzba, tým ľahšie sa pretrhne a čím nižšia je energia väzby, tým nižšia je jej pevnosť. Čím kratšia je chemická väzba, tým je silnejšia a tým väčšia je energia väzby.

napríklad, v rade zlúčenín HF, HCl, HBr zľava doprava silu chemickej väzby klesá, pretože dĺžka väzby sa zvyšuje.

Iónová chemická väzba

Iónová väzba je chemická väzba založená na elektrostatická príťažlivosť iónov.

ióny vznikajú v procese prijímania alebo odovzdávania elektrónov atómami. Napríklad atómy všetkých kovov slabo držia elektróny vonkajšej energetickej hladiny. Preto sú charakteristické atómy kovov obnovovacie vlastnosti schopnosť darovať elektróny.

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

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

Príklad. Atóm chlóru má vo svojej vonkajšej energetickej úrovni 7 elektrónov. Na získanie konfigurácie stabilného inertného atómu argónu Ar potrebuje chlór pripojiť 1 elektrón. Po pripojení elektrónu sa vytvorí stabilný ión chlóru pozostávajúci z elektrónov. Celkový náboj iónu je -1:

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

Poznámka:

• Vlastnosti iónov sú iné ako vlastnosti atómov!
• Stabilné ióny môžu tvoriť nielen atómov, ale tiež skupiny atómov. Napríklad: amónny ión NH 4 +, síranový ión SO 4 2- atď. Chemické väzby tvorené takýmito iónmi sa tiež považujú za iónové;
• Iónové väzby sa zvyčajne vytvárajú medzi kovy a nekovy(skupiny nekovov);

Výsledné ióny sú priťahované v dôsledku elektrickej príťažlivosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Poďme vizuálne zovšeobecniť rozdiel medzi typmi kovalentnej a iónovej väzby:

kovová chemická väzba

kovové spojenie je vzťah, ktorý sa vytvára relatívne voľné elektróny medzi kovové ióny vytvorenie kryštálovej mriežky.

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

Intermolekulové interakcie

Samostatne stojí za to zvážiť interakcie, ktoré sa vyskytujú medzi jednotlivými molekulami v látke - medzimolekulové interakcie . Intermolekulové interakcie sú typom interakcie medzi neutrálnymi atómami, v ktorých sa neobjavujú nové kovalentné väzby. Sily interakcie medzi molekulami objavil van der Waals v roku 1869 a pomenoval ich po ňom. Van dar Waalsove sily. Van der Waalsove sily sa delia na orientácia, indukcia a disperzia . Energia medzimolekulových interakcií je oveľa menšia ako energia chemickej väzby.

Orientačné príťažlivé sily vznikajú medzi polárnymi molekulami (dipól-dipólová interakcia). Tieto sily vznikajú medzi polárnymi molekulami. Indukčné interakcie je interakcia medzi polárnou molekulou a nepolárnou molekulou. Nepolárna molekula je polarizovaná pôsobením polárnej molekuly, ktorá vytvára dodatočnú elektrostatickú príťažlivosť.

Špeciálnym typom medzimolekulovej interakcie sú vodíkové väzby. - sú to medzimolekulové (alebo intramolekulárne) chemické väzby, ktoré vznikajú medzi molekulami, v ktorých sú silne polárne kovalentné väzby - H-F, H-O alebo H-N. Ak sú takéto väzby v molekule, potom medzi molekulami budú dodatočné príťažlivé sily .

Mechanizmus vzdelávania Vodíková väzba je čiastočne elektrostatická a čiastočne donor-akceptorová. Atóm silne elektronegatívneho prvku (F, O, N) v tomto prípade pôsobí ako donor elektrónového páru a atómy vodíka spojené s týmito atómami fungujú ako akceptor. Charakteristické sú vodíkové väzby orientácia vo vesmíre a sýtosť .

Vodíková väzba môže byť označená bodkami: H ··· O. Čím väčšia je elektronegativita atómu spojeného s vodíkom a čím menšia je jeho veľkosť, tým silnejšia je vodíková väzba. Charakteristický je predovšetkým pre zlúčeniny fluór s vodíkom , ako aj do kyslík s vodíkom , menej dusík s vodíkom .

Vodíkové väzby sa vyskytujú medzi týmito látkami:

— fluorovodík HF(plyn, roztok fluorovodíka vo vode - kyselina fluorovodíková), voda H2O (para, ľad, tekutá voda):

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

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

Vodíková väzba ovplyvňuje fyzikálne a chemické vlastnosti látok. Dodatočná príťažlivosť medzi molekulami teda sťažuje varu látok. Látky s vodíkovými väzbami vykazujú abnormálny nárast teploty varu.

napríklad Spravidla sa so zvýšením molekulovej hmotnosti pozoruje zvýšenie teploty varu látok. Avšak v množstve látok H20-H2S-H2Se-H2Te nepozorujeme lineárnu zmenu bodov varu.

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