A kémiai kötések típusai. A legkevésbé erős kémiai kötés a fluormolekulában. kémiai kötés fluor molekula kötés

A szabad fluor kétatomos molekulákból áll. Kémiai szempontból a fluor egyértékű nemfémként jellemezhető, ráadásul a nemfémek közül a legaktívabb. Ennek számos oka lehet, többek között az F 2 molekula egyedi atomokra bomlásának egyszerűsége – az ehhez szükséges energia mindössze 159 kJ/mol (O 2 esetében 493 kJ/mol, C esetében 242 kJ/mol szemben). 12). A fluoratomok jelentős elektronaffinitással rendelkeznek, és viszonylag kis méretűek. Ezért vegyértékkötéseik más elemek atomjaival erősebbek, mint más metalloidok hasonló kötései (pl. H-F kötések-564 kJ/mol szemben a 460 kJ/mol értékkel N-O csatlakozásokés 431 kJ/mol a H-C1 kötésre).

Az F-F kötést 1,42 A-es magtávolság jellemzi. A fluor termikus disszociációjára a következő adatokat kaptuk számítással:

Az alapállapotban lévő fluoratom a külső elektronréteg 2s 2 2p 5 szerkezetével rendelkezik, és egyértékű. Egy 2p elektron 3s szintre történő átvitelével járó háromértékű állapot gerjesztése 1225 kJ/mol ráfordítást igényel, és gyakorlatilag nem valósul meg.

Egy semleges fluoratom elektronaffinitását 339 kJ/mol-ra becsülik. Ion F - 1,33 A effektív sugár és 485 kJ/mol hidratációs energiával jellemezhető. A fluor kovalens sugarára általában 71 pm értéket vesznek fel (azaz az F 2 molekulában a magok közötti távolság fele).

kémiai kötés- elektronikus jelenség, amely abból áll, hogy legalább egy elektron, amely a magjának erőterében volt, egy másik atommag vagy több atommag erőterében találja magát egyszerre.

A legtöbb egyszerű anyag és minden összetett anyag (vegyület) olyan atomokból áll, amelyek bizonyos módon kölcsönhatásba lépnek egymással. Más szóval, kémiai kötés jön létre az atomok között. Kémiai kötés kialakulásakor mindig energia szabadul fel, azaz a kialakult részecske energiájának kisebbnek kell lennie, mint a kezdeti részecskék összenergiája.

Az ionos kötés legegyszerűbb modellje az elektron átmenete egyik atomról a másikra, amelynek eredményeként stabil elektronkonfigurációjú, ellentétes töltésű ionok képződnek, amelyek között elektrosztatikus vonzás jön létre:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

A kötés másik modellje az elektronok két atom általi megosztása, aminek eredményeként stabil elektronkonfigurációk is kialakulnak. Az ilyen kötést kovalensnek nevezik, 1916-ban G. Lewis amerikai tudós elkezdte kidolgozni elméletét.

A közös pont mindkét elméletben a nemesgáz elektronkonfigurációjával egybeeső, stabil elektronkonfigurációjú részecskék képződése volt.

Például a lítium-fluorid képződésénél a kötésképződés ionos mechanizmusa valósul meg. A lítiumatom (3 Li 1s 2 2s 1) elektront veszít, és hélium elektronkonfigurációjú kationná alakul (3 Li + 1s 2). A fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) elektront fogad be, és aniont képez (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) a neon elektronikus konfigurációjával. Elektrosztatikus vonzás lép fel a Li + lítium ion és az F - fluor ion között, aminek következtében új vegyület képződik - lítium-fluorid.

Amikor hidrogén-fluorid keletkezik, a hidrogénatom egyetlen elektronja (1s) és a fluoratom páratlan elektronja (2p) mindkét atommag - a hidrogénatom és a fluoratom - hatásmezejében van. Így egy közös elektronpár keletkezik, ami az elektronsűrűség újraeloszlását és egy maximális elektronsűrűség megjelenését jelenti. Ennek eredményeként most két elektron kapcsolódik a hidrogénatom magjához (a hélium atom elektronkonfigurációja), a külső energiaszint nyolc elektronja pedig a fluormaghoz (a neonatom elektronikus konfigurációja):

Az egy elektronpár által létrehozott kötést egyszeres kötésnek nevezzük.

Azt a hajlamot, hogy egy stabil nyolcelektronos héjat alkossunk egy elektron egyik atomról a másikra való átvitelével (ionos kötés) vagy elektronok megosztásával (kovalens kötés), oktettszabálynak nevezzük.

Vannak azonban olyan vegyületek, amelyek nem tartják be ezt a szabályt. Például a BeF 2 berillium-fluoridban lévő berillium atomnak csak négyelektronos héja van; hat elektronhéj jellemző a bóratomra (a pontok a külső energiaszint elektronjait jelölik):

A legtöbb d elemű kötőszónál az oktett szabályt sem tartják tiszteletben.

Az összes fenti példában kémiai kötés jön létre a különböző elemek atomjai között; heteroatomikusnak nevezik. Azonos atomok között azonban kovalens kötés is létrejöhet. Például egy hidrogénmolekula úgy jön létre, hogy minden hidrogénatomból 15 elektront osztanak meg, aminek eredményeként minden atom két elektronból álló stabil elektronkonfigurációt kap. Egy oktett képződik más egyszerű anyagok, például a fluor molekuláinak képződése során:

A kémiai kötés kialakítása négy-hat elektron szocializációjával is megvalósítható. Az első esetben kettős kötés jön létre, amely két általánosított elektronpár, a másodikban egy hármas kötés (három általánosított elektronpár).

Például egy N 2 nitrogénmolekula képződésekor hat elektron szocializációjával kémiai kötés jön létre: minden atomból három párosítatlan p elektron. A nyolcelektronos konfiguráció eléréséhez három közös elektronpárt hozunk létre:

A kettős kötést két kötőjel jelöli, a hármas kötést három. Az N 2 nitrogénmolekula a következőképpen ábrázolható: N≡N.

Az egy elem atomjai által alkotott kétatomos molekulákban a maximális elektronsűrűség a magközi vonal közepén található. Mivel az atomok között nincs töltéskülönbség, ezt a típusú kovalens kötést nempolárisnak nevezzük. A heteroatomos kötés mindig többé-kevésbé poláris, mivel a maximális elektronsűrűség az egyik atom felé tolódik el, aminek következtében az részleges negatív töltést kap (σ-). Az az atom, amelyről az elektronsűrűség maximuma eltolódik, részleges pozitív töltést kap (jelölése σ+). Az elektromosan semleges részecskéket, amelyekben a részleges negatív és részleges pozitív töltés középpontja nem esik egybe a térben, dipóloknak nevezzük. Egy kötés polaritását a dipólusmomentum (μ) méri, amely egyenesen arányos a töltések nagyságával és a köztük lévő távolsággal.

Rizs. A dipólus sematikus ábrázolása

Felhasznált irodalom jegyzéke

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. Általános kémia: tankönyv. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Val vel. 32-35.]

1916-ban javasolták a molekulák szerkezetének első rendkívül leegyszerűsített elméleteit, amelyekben elektronikus reprezentációkat alkalmaztak: G. Lewis amerikai fizikai kémikus (1875-1946) és W. Kossel német tudós elméletét. A Lewis-elmélet szerint egy kémiai kötés létrejötte kétatomos molekulában egyszerre két atom vegyértékelektronjaira vonatkozik. Ezért például egy hidrogénmolekulában a vegyértékprím helyett egy elektronpárt kezdtek rajzolni, amely kémiai kötést képez:

Az elektronpár által létrehozott kémiai kötést kovalens kötésnek nevezzük. A hidrogén-fluorid molekula a következőképpen ábrázolható:

Az egyszerű anyagok (H2, F2, N2, O2) és az összetett anyagok (HF, NO, H2O, NH3) molekulái között az a különbség, hogy az előbbieknek nincs dipólusmomentumuk, míg az utóbbiaknak van. Az m dipólusmomentum a q töltés abszolút értékének és két ellentétes töltés közötti távolság szorzataként definiálható:

Egy kétatomos molekula m dipólusmomentuma kétféleképpen határozható meg. Először is, mivel a molekula elektromosan semleges, a Z" molekula teljes pozitív töltése ismert (ez megegyezik az atommagok töltéseinek összegével: Z" = ZA + ZB). A re magközi távolság ismeretében meghatározható a molekula pozitív töltésének súlypontjának elhelyezkedése. A kísérletből m molekula értékét találjuk meg. Ezért megtalálhatja az r" -t - a molekula pozitív és teljes negatív töltésének súlypontjai közötti távolságot:

Másodszor, feltételezhetjük, hogy amikor egy kémiai kötést képező elektronpárt az egyik atomhoz eltolunk, a -q többlet negatív töltés "jelenik meg ezen az atomon, és egy töltés + q" jelenik meg a második atomon. Az atomok közötti távolság re:

A HF molekula dipólusmomentuma 6,4h 10-30 clh m, H-F távolság egyenlő 0,917× 10-10 m. A q kiszámítása "azt adja, hogy q" = 0,4 elemi töltés (azaz egy elektron töltése). Mivel a fluoratomon többlet negatív töltés jelent meg, ez azt jelenti, hogy a HF molekulában kémiai kötést képező elektronpár a fluoratom felé tolódik el. Az ilyen kémiai kötést kovalens poláris kötésnek nevezzük. Az A2 típusú molekulák nem rendelkeznek dipólusmomentummal. Az ezeket a molekulákat alkotó kémiai kötéseket ún kovalens nem poláris kötések.

Kossel elmélete aktív fémek (alkáli és alkáliföldfém) és aktív nemfémek (halogének, oxigén, nitrogén) által alkotott molekulák leírására javasolták. A fématomok külső vegyértékelektronjai vannak a legtávolabb az atommagtól, ezért a fématom viszonylag gyengén tartja meg őket. Az atomoknál kémiai elemek a Periodikus rendszer ugyanabban a sorában található, balról jobbra haladva az atommag töltése folyamatosan növekszik, és további elektronok helyezkednek el ugyanabban az elektronrétegben. Ez oda vezet, hogy a külső elektronhéj összezsugorodik, és az elektronok egyre szilárdanabbak maradnak az atomban. Ezért a MeX molekulában lehetővé válik, hogy a fém gyengén visszatartott külső vegyértékelektronját az ionizációs potenciálnak megfelelő energiaráfordítással a nemfém atom vegyértékelektronhéjába mozgassa az elektronaffinitással megegyező energiafelszabadulás mellett. . Ennek eredményeként két ion képződik: Me+ és X-. Ezen ionok elektrosztatikus kölcsönhatása kémiai kötés. Ezt a kapcsolattípust ún ión.

Ha a MeX molekulák dipólusmomentumait párban határozzuk meg, akkor kiderül, hogy a fématom töltése nem megy át teljesen a nemfém atomra, és az ilyen molekulákban lévő kémiai kötést inkább kovalens, erősen poláris kötésként írhatjuk le. A pozitív fémkationok Me + és a nemfém atomok negatív anionjai X- általában ezen anyagok kristályrácsának helyein találhatók. De ebben az esetben minden pozitív fémion először elektrosztatikusan lép kölcsönhatásba a legközelebbi nemfémes anionokkal, majd fémkationokkal stb. Vagyis az ionos kristályokban a kémiai kötések delokalizálódnak, és minden ion végül kölcsönhatásba lép a kristályba belépő összes többi ionnal, ami egy óriási molekula.

Az atomok jól meghatározott jellemzői mellett, mint az atommagok töltése, ionizációs potenciálja, elektronaffinitása, a kémiában kevésbé meghatározott jellemzőket is alkalmaznak. Ezek egyike az elektronegativitás. L. Pauling amerikai kémikus vezette be a tudományba. Tekintsük először az első három periódus elemeire az első ionizációs potenciálra és az elektronaffinitásra vonatkozó adatokat.

Az ionizációs potenciálok és az elektronaffinitás szabályszerűségeit teljes mértékben megmagyarázza az atomok vegyértékelektronhéjának szerkezete. Egy izolált nitrogénatom elektronaffinitása sokkal kisebb, mint az alkálifém atomoké, bár a nitrogén aktív nemfém. A molekulákban, amikor más kémiai elemek atomjaival kölcsönhatásba lépnek, a nitrogén bizonyítja, hogy aktív nemfém. L. Pauling ezt próbálta megtenni, bevezetve az "elektronegativitást", mint a kémiai elemek atomjainak azon képességét, hogy a kialakulás során egy elektronpárt mozdítsanak el maguk felé. kovalens poláris kötések. A kémiai elemek elektronegativitási skáláját L. Pauling javasolta. A legnagyobb elektronegativitást tetszőleges dimenzió nélküli egységekben a fluornak - 4,0, az oxigénnek - 3,5, a klórnak és a nitrogénnek - 3,0, a brómnak - 2,8 tulajdonította. Az atomok elektronegativitásának változásának természete teljes mértékben megfelel a periódusos rendszerben kifejezett törvényeknek. Ezért a fogalom használata elektronegativitás"egyszerűen lefordítja egy másik nyelvre a fémek és nemfémek tulajdonságainak változásának azokat a mintáit, amelyek már tükröződnek a periódusos rendszerben.

Sok fém szilárd állapotban szinte tökéletesen formált kristály.. A kristályrács csomópontjaiban atomok vagy pozitív fémionok találhatók. Azon fématomok elektronjai, amelyekből pozitív ionok keletkeztek, elektrongáz formájában vannak a kristályrács csomópontjai közötti térben, és minden atomhoz és ionhoz tartoznak. Meghatározzák a fémek jellegzetes fémes fényét, nagy elektromos vezetőképességét és hővezető képességét. típus kémiai kötést, amelyet fémkristályban szocializált elektronok hajtanak végre, únfémes kötés.

1819-ben P. Dulong és A. Petit francia tudósok kísérletileg megállapították, hogy szinte minden kristályos állapotban lévő fém moláris hőkapacitása 25 J/mol. Most könnyen megmagyarázhatjuk, hogy miért van ez így. A fémek atomjai a kristályrács csomópontjaiban mindig mozgásban vannak - rezgőmozgásokat végeznek. Ez az összetett mozgás három, egymásra merőleges síkban lévő egyszerű rezgőmozgásra bontható. Minden oszcilláló mozgásnak megvan a maga energiája és a hőmérséklet növekedésével való változásának saját törvénye - saját hőkapacitása. A hőkapacitás határértéke az atomok bármilyen rezgőmozgása esetén megegyezik R-vel - az univerzális gázállandóval. Az atomok három független vibrációs mozgása egy kristályban 3R hőkapacitásnak felel meg. Amikor a fémeket nagyon alacsony hőmérsékletről hevítik, hőkapacitásuk nulláról növekszik. Szobahőmérsékleten és magasabb hőmérsékleten a legtöbb fém hőkapacitása eléri a maximális értéket - 3R.

Hevítéskor a fémek kristályrácsa megsemmisül, és olvadt állapotba kerülnek. További melegítés hatására a fémek elpárolognak. A gőzökben sok fém létezik Me2 molekulaként. Ezekben a molekulákban a fématomok képesek kovalens nempoláris kötéseket kialakítani.

A fluor egy kémiai elem (F szimbólum, 9-es rendszám), egy nemfém, amely a halogéncsoportba tartozik. Ez a legaktívabb és legelektronegatívabb anyag. Normál hőmérsékleten és nyomáson a fluormolekula halványsárga, képlete F 2 . Más halogenidekhez hasonlóan a molekuláris fluor nagyon veszélyes, és súlyos kémiai égési sérüléseket okoz a bőrrel érintkezve.

Használat

A fluort és vegyületeit széles körben használják, beleértve a kinyerést is gyógyszerek, mezőgazdasági vegyszerek, üzemanyagok és kenőanyagok és textíliák. üveg maratására használják, míg a fluorplazmát félvezetők és egyéb anyagok előállítására. Az F ionok alacsony koncentrációja a fogkrémben és vizet inni segíthet megelőzni a fogszuvasodást, míg egyes rovarirtó szerek magasabb koncentrációban találhatók. Sok általános érzéstelenítő fluor-szénhidrogén származék. A 18 F izotóp a pozitronok forrása a pozitronemissziós tomográfiás orvosi képalkotáshoz, az urán-hexafluoridot pedig az uránizotópok szétválasztására és az atomerőművek előállítására használják.

A felfedezés története

A fluorvegyületeket tartalmazó ásványok már sok évvel a kémiai elem izolálása előtt ismertek voltak. Például a kalcium-fluoridból álló ásványi fluorpátot (vagy fluoritot) George Agricola írta le 1530-ban. Észrevette, hogy folyasztószerként is használható, olyan anyagként, amely segít csökkenteni egy fém vagy érc olvadáspontját, és segít megtisztítani a kívánt fémet. Ezért a fluornak megvan a neve Latin név a fluere ("flow") szóból kapott.

1670-ben Heinrich Schwanhard üvegfúvó felfedezte, hogy az üveget savval kezelt kalcium-fluorid (fluorpát) hatására marják. Carl Scheele és sok későbbi kutató, köztük Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard hidrogén-fluoriddal (HF) kísérleteztek, amely könnyen előállítható CaF tömény kénsavval való kezelésével.

Végül világossá vált, hogy a HF egy korábban ismeretlen elemet tartalmaz. Ezt az anyagot azonban túlzott reakcióképessége miatt évekig nem lehetett izolálni. Nemcsak nehéz elválasztani a vegyületektől, de azonnal reakcióba lép a többi komponensével. Az elemi fluor izolálása hidrogén-fluoridból rendkívül veszélyes, és a korai kísérletek több tudóst megvakítottak és megöltek. Ezeket az embereket a "fluorid mártíroknak" nevezték.

Felfedezés és gyártás

Végül 1886-ban Henri Moissan francia vegyésznek sikerült fluort izolálnia olvadt kálium-fluoridok és hidrogén-fluorid keverékének elektrolízisével. Ezért 1906-ban kémiai Nobel-díjat kapott. Elektrolitikus megközelítését ma is alkalmazzák ennek a kémiai elemnek az ipari előállítására.

A fluor első nagyüzemi előállítása a második világháború idején kezdődött. A teremtés egyik szakaszához kellett atombomba a Manhattan Project keretein belül. Fluorból urán-hexafluoridot (UF 6 ) állítottak elő, ezzel pedig a két 235 U és 238 U izotópot választották el egymástól.Ma már az atomenergiához szükséges dúsított urán előállításához gáznemű UF 6 szükséges.

A fluor legfontosabb tulajdonságai

A periódusos rendszerben az elem a 17. csoport tetején található ( egykori csoport 7A), amelyet halogénnek neveznek. Egyéb halogének közé tartozik a klór, bróm, jód és az asztatin. Ezenkívül az F a második periódusban van az oxigén és a neon között.

A tiszta fluor maró hatású gáz ( kémiai formula F 2) jellegzetes csípős szagú, amelyet 20 nl/liter térfogatú koncentrációban észlelnek. Mivel az összes elem közül a legreaktívabb és legelektronegatívabb, a legtöbbjükkel könnyen képez vegyületet. A fluor túlságosan reakcióképes ahhoz, hogy elemi formájában létezzen, és akkora affinitása van a legtöbb anyaghoz, beleértve a szilíciumot is, hogy nem lehet előállítani vagy üvegedényben tárolni. Nedves levegőben vízzel reagál, nem kevésbé veszélyes hidrogén-fluoridot képezve.

A hidrogénnel kölcsönhatásba lépő fluor alacsony hőmérsékleten és sötétben is felrobban. Hevesen reagál vízzel, hidrogén-fluoridot és oxigéngázt képezve. Különféle anyagok, beleértve a finoman diszpergált fémeket és üvegeket, erős lánggal égnek fluorgáz-sugárban. Ezenkívül ez a kémiai elem vegyületeket képez a kripton, xenon és radon nemesgázokkal. Azonban nem reagál közvetlenül nitrogénnel és oxigénnel.

A fluor extrém aktivitása ellenére mára elérhetővé váltak a biztonságos kezelésének és szállításának módszerei. Az elem acél vagy monel (nikkelben gazdag ötvözet) tartályokban tárolható, mivel ezen anyagok felületén fluoridok képződnek, amelyek megakadályozzák a további reakciókat.

A fluoridok olyan anyagok, amelyekben a fluor negatív töltésű ionként (F-) van jelen néhány pozitív töltésű elemmel kombinálva. A fémekkel alkotott fluorvegyületek a legstabilabb sók közé tartoznak. Vízben oldva ionokra oszlanak. A fluor egyéb formái olyan komplexek, mint a - és a H 2 F +.

izotópok

Ennek a halogénnek számos izotópja létezik, 14 F és 31 F között. A fluor izotópösszetétele azonban csak egyet tartalmaz, a 19 F-ot, amely 10 neutront tartalmaz, mivel ez az egyetlen stabil. A 18 F radioaktív izotóp értékes pozitronforrás.

Biológiai hatás

A szervezetben a fluor főleg a csontokban és a fogakban található ionok formájában. Az ivóvíz fluorozása egy milliomodrésznél kisebb koncentrációban jelentősen csökkenti a fogszuvasodás előfordulását - állítja az Egyesült Államok Nemzeti Tudományos Akadémia Nemzeti Kutatási Tanácsa. Másrészt a fluor túlzott felhalmozódása fluorózishoz vezethet, amely foltos fogakban nyilvánul meg. Ez a hatás általában olyan területeken figyelhető meg, ahol ennek a kémiai elemnek a tartalma az ivóvízben meghaladja a 10 ppm-et.

Az elemi fluor és fluorid sók mérgezőek, és nagyon óvatosan kell velük bánni. Óvatosan kerülni kell a bőrrel vagy szemmel való érintkezést. A bőrrel való reakció olyan gyorsan behatol a szövetekbe, hogy reakcióba lép a csontokban lévő kalciummal, véglegesen károsítva azokat.

Fluor a környezetben

A fluorit ásvány éves termelése mintegy 4 millió tonna, a feltárt lelőhelyek összkapacitása pedig a 120 millió tonnán belül van.Az ásvány kitermelésének fő területei Mexikó, Kína és Nyugat-Európa.

A fluor a természetben a földkéregben fordul elő, ahol megtalálható a kőzetekben, szénben és agyagban. A fluorid a talaj széleróziójával kerül a levegőbe. A fluor a 13. legnagyobb mennyiségben előforduló kémiai elem a földkéregben – tartalma 950 ppm. A talajban átlagos koncentrációja körülbelül 330 ppm. Ipari égési folyamatok eredményeként hidrogén-fluorid kerülhet a levegőbe. A levegőben lévő fluorok a földre vagy a vízbe esnek. Amikor a fluor nagyon kis részecskékkel alkot kötést, hosszú ideig a levegőben maradhat.

A légkörben ennek a kémiai elemnek a 0,6 milliárd része sóköd és szerves klórvegyületek formájában van jelen. A városi területeken a koncentráció eléri az 50 ppm-t.

Kapcsolatok

A fluor egy kémiai elem, amely képződik széleskörű szerves és szervetlen vegyületek. A kémikusok helyettesíthetik vele a hidrogénatomokat, és ezáltal sok új anyagot hozhatnak létre. A nagyon reaktív halogén nemesgázokkal vegyületeket képez. 1962-ben Neil Bartlett xenon-hexafluorplatinátot (XePtF6) állított elő. Kripton- és radon-fluoridokat is előállítottak. Egy másik vegyület az argon-fluor-hidrid, amely csak rendkívül alacsony hőmérsékleten stabil.

Ipari alkalmazás

Atomos és molekuláris állapotban a fluort plazmamaratáshoz használják félvezetők, síkképernyők és mikroelektromechanikai rendszerek gyártása során. A hidrogén-fluoridot üveg maratására használják lámpákban és más termékekben.

Egyes vegyületei mellett a fluor fontos összetevője a gyógyszerek, mezőgazdasági vegyszerek, üzemanyagok és kenőanyagok, valamint textíliák gyártásában. A kémiai elemre halogénezett alkánok (halonok) előállításához van szükség, amelyeket viszont széles körben alkalmaztak a klíma- és hűtőrendszerekben. Később a klórozott-fluorozott szénhidrogének ilyen jellegű használatát betiltották, mert hozzájárulnak az ózonréteg tönkretételéhez felső rétegek légkör.

A kén-hexafluorid egy rendkívül inert, nem mérgező gáz, amely üvegházhatású gáznak minősül. Fluor nélkül az alacsony súrlódású műanyagok, például a teflon gyártása nem lehetséges. Számos érzéstelenítő (pl. szevoflurán, dezflurán és izoflurán) CFC-származék. A nátrium-hexafluor-aluminátot (kriolit) alumínium elektrolízisben használják.

A fluorvegyületeket, beleértve a NaF-et is, a fogkrémekben használják a fogszuvasodás megelőzésére. Ezeket az anyagokat a települési vízellátáshoz adják a víz fluorozása érdekében, azonban a gyakorlat ellentmondásosnak tekinthető az emberi egészségre gyakorolt ​​hatás miatt. Magasabb koncentrációban a NaF-ot rovarölő szerként használják, különösen a csótányok elleni védekezésben.

A múltban a fluoridokat az ércek csökkentésére és folyékonyságuk növelésére használták. A fluor fontos összetevője az urán-hexafluorid előállításának, amelyet izotópjainak szétválasztására használnak. A 18 F, egy 110 perces radioaktív izotóp pozitronokat bocsát ki, és gyakran használják az orvosi pozitronemissziós tomográfiában.

A fluor fizikai tulajdonságai

A kémiai elemek alapvető jellemzői a következők:

• Atomtömeg 18,9984032 g/mol.
• Elektronikus konfiguráció 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Az oxidációs állapot -1.
• Sűrűsége 1,7 g/l.
• Olvadáspont 53,53 K.
• Forráspont 85,03 K.
• Hőkapacitás 31,34 J/(K mol).

A két vagy több atomból képződött kémiai részecskéket nevezzük molekulák(valós vagy feltételes képlet egységei többatomos anyagok). A molekulák atomjai kémiailag kötődnek.

A kémiai kötés egy elektromos vonzási erő, amely összetartja a részecskéket. Mindegyik kémiai kötés be szerkezeti képletekúgy tűnik vegyérték vonal, Például:

H - H (kötés két hidrogénatom között);

H 3 N - H + (kötés az ammónia molekula nitrogénatomja és a hidrogénkation között);

(K +) - (I -) (kötés a káliumkation és a jodidion között).

A kémiai kötést egy elektronpár () alkotja, amelyet az összetett részecskék (molekulák, komplex ionok) elektronképleteiben általában vegyértékvonal helyettesít, ellentétben a saját, meg nem osztott elektronpárjaikkal, pl.

A kémiai kötést ún kovalens, ha egy elektronpár mindkét atom általi szocializációjával jön létre.

Az F 2 molekulában mindkét fluoratom azonos elektronegativitással rendelkezik, ezért az elektronpár birtoklása azonos számukra. Az ilyen kémiai kötést nem polárisnak nevezzük, mivel minden fluoratom rendelkezik elektronsűrűség ugyanaz benne elektronikus képlet A molekulák feltételesen egyenlően oszthatók fel közöttük:

A HCl molekulában a kémiai kötés már megvan poláris, mivel az elektronsűrűség a klóratomon (egy nagyobb elektronegativitású elemen) sokkal nagyobb, mint a hidrogénatomon:

Kovalens kötés, például H-H, két semleges atom elektronjainak megosztásával hozható létre:

H + H > H - H

Ezt a kötési mechanizmust ún csere vagy egyenértékű.

Egy másik mechanizmus szerint ugyanaz a H - H kovalens kötés jön létre, amikor a H hidridion elektronpárját a H + hidrogénkation szocializálja:

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

A H + kationt ebben az esetben ún elfogadóés az anion H - donor elektronpár. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa ebben az esetben az lesz donor-elfogadó, vagy koordinációs.

Az egyes kötéseket (H - H, F - F, H - CI, H - N) nevezzük a-linkek, meghatározzák a molekulák geometriai alakját.

A kettős és hármas kötések () egy a-komponenst és egy vagy két a-komponenst tartalmaznak; Az ?-komponens, amely a fő és feltételesen először keletkezett, mindig erősebb, mint az?-komponensek.

A kémiai kötés fizikai (valójában mérhető) jellemzői az energiája, hossza és polaritása.

A kémiai kötés energiája (E cv) az a hő, amely e kötés kialakulása során felszabadul, és a kötés megszakítására fordítódik. Ugyanazon atomok esetében mindig egyszeres kötés gyengébb mint többszörös (dupla, hármas).

Kémiai kötés hossza (l s) - magok közötti távolság. Ugyanazon atomok esetében mindig egyszeres kötés hosszabb mint egy többszörös.

Polaritás a kommunikációt mérik elektromos dipólusmomentum p- egy valós elektromos töltés (egy adott kötés atomjain) szorzata a dipólus hosszával (azaz a kötés hosszával). Minél nagyobb a dipólusmomentum, annál nagyobb a kötés polaritása. A kovalens kötésben lévő atomokon a valós elektromos töltések értéke mindig kisebb, mint az elemek oxidációs állapota, de előjelben egybeesnek; például a H + I -Cl -I kötésnél a valódi töltések H +0 "17 -Cl -0" 17 (bipoláris részecske vagy dipólus).

A molekulák polaritásaösszetételük és geometriai alakjuk határozza meg.

Nem poláris (p = O) lesz:

a) molekulák egyszerű anyagok, mivel csak nem poláris kovalens kötéseket tartalmaznak;

b) többatomos molekulák összetett anyagok, ha azok geometriai alakja szimmetrikus.

Például a CO 2, BF 3 és CH 4 molekulák a következő irányú (hosszúságú) kötésvektorokkal rendelkeznek:

Ha kötésvektorokat adunk hozzá, azok összege mindig eltűnik, és a molekulák összességében nem polárisak, bár tartalmaznak poláris kötéseket.

Polar (o> O) lesz:

A) kétatomos molekulák összetett anyagok, mivel csak poláris kötéseket tartalmaznak;

b) többatomos molekulák összetett anyagok, ha szerkezetük aszimmetrikusan, azaz geometriai alakjuk vagy hiányos vagy torz, ami egy teljes elektromos dipól megjelenéséhez vezet, például az NH 3, H 2 O, HNO 3 és HCN molekulákban.

Az összetett ionok, mint az NH 4 +, SO 4 2- és NO 3 -, elvileg nem lehetnek dipólusok, csak egy (pozitív vagy negatív) töltést hordoznak.

Ionos kötés kationok és anionok elektrosztatikus vonzása során keletkezik úgy, hogy egy elektronpár szinte nem szocializálódik, például K + és I - között. A káliumatom elektronsűrűsége hiányzik, a jódatom felesleggel rendelkezik. Ezt a kapcsolatot figyelembe veszik korlátozó kovalens kötés esetén, mivel egy elektronpár gyakorlatilag az anion birtokában van. Az ilyen kapcsolat legjellemzőbb a tipikus fémek és nemfémek (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) vegyületeire és a só osztályba tartozó anyagokra (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Mindezek a vegyületek szobai körülmények között kristályos anyagok, amelyek egyesülnek gyakori névionos kristályok(kationokból és anionokból épült kristályok).

Van egy másik típusú kapcsolat is fémes kötés, amelyben a vegyértékelektronokat olyan lazán tartják a fématomok, hogy valójában nem tartoznak meghatározott atomokhoz.

A fémek atomjai, amelyek egyértelműen hozzájuk tartozó külső elektronok nélkül maradnak, mintegy pozitív ionokká válnak. Kialakulnak fém kristályrács. A szocializált vegyértékelektronok halmaza ( elektron gáz)összetartja a pozitív fémionokat és meghatározott rácshelyeken.

Az ionos és fémes kristályokon kívül vannak még atomÉs molekuláris kristályos anyagok, amelyek rácshelyein atomok, illetve molekulák találhatók. Példák: gyémánt és grafit - atomrácsos kristályok, jód I 2 és szén-dioxid CO 2 (szárazjég) - molekularácsos kristályok.

A kémiai kötések nemcsak az anyagok molekuláiban léteznek, hanem a molekulák között is kialakulhatnak, például folyékony HF, víz H 2 O és H 2 O + NH 3 keveréke esetén:

hidrogén kötés A legelektronegatívabb elemek - F, O, N - atomjait tartalmazó poláris molekulák elektrosztatikus vonzási ereje képződik. Például hidrogénkötések vannak jelen a HF-ben, H 2 O-ban és NH 3-ban, de a HCl-ben nincsenek, H 2 S és PH 3.

A hidrogénkötések instabilak és meglehetősen könnyen felszakadnak, például amikor jég olvad és a víz felforr. Azonban ezeknek a kötéseknek, és így a hidrogénkötéssel rendelkező anyagok olvadáspontjának (5. táblázat) és forráspontjának megszakítására némi többletenergiát fordítanak.

(például HF és H 2 O) lényegesen magasabbak, mint a hasonló anyagoknál, de nem tartalmaznak hidrogénkötést (például HCl és H 2 S).

Sok szerves vegyület hidrogénkötést is képez; A hidrogénkötés fontos szerepet játszik a biológiai folyamatokban.

1. A csak kovalens kötést tartalmazó anyagok azok

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. kovalens kötés

2. szingli

3. kettős

4. hármas

jelen van az anyagban

5. A molekulákban több kötés található

6. A gyököknek nevezett részecskék az

7. Az egyik kötés a donor-akceptor mechanizmussal jön létre az ionhalmazban

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. A legtartósabbÉs rövid kötés – egy molekulában

9. Csak ionos kötést tartalmazó anyagok - a készletben

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Az anyag kristályrácsa

13. Va (OH) 2

1) fém

Az USE kodifikátor témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötés jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatásai, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGNATIVITÁS. Ő határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és főként az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállított egy táblázatot a relatív elektronegativitásról (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem szabad megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár eltolódik felé. A több elektronegativitás különbség atomok, annál inkább elmozdul az elektronpár.

Ha a kölcsönhatásban lévő atomok elektronegativitási értéke egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(V), akkor a megosztott elektronpár nem tolódik el egyik atomhoz sem: A: B. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása különbözik, de nem sok (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik el. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens poláris .

Ha a kölcsönhatásban lévő atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átmegy egy másik atomhoz, a keletkezéssel ionok. Az ilyen kapcsolatot ún ión.

A kémiai kötések fő típusai a − kovalens, iónÉs fémes kapcsolatokat. Tekintsük őket részletesebben.

kovalens kémiai kötés

kovalens kötés – ez egy kémiai kötés által alkotott közös elektronpár kialakulása A:B . Ebben az esetben két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásával jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• irányultság,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kommunikáció iránya az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötésszögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszöge 104,45 o, tehát a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszöge 108 o 28 ′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötések az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt jönnek létre két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nem polárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok azon képessége, hogy külső elektromos tér hatására kiszoruljanak(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nem poláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van - POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H 2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom 1 párosítatlan elektront hordoz a külső energiaszintjén. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez az atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontokkal jelöljük. A Lewis pontszerkezeti modellek jó segítséget jelentenek a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H=H:H

Így a hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert a hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris .

Kovalens nem poláris (szimmetrikus) kötés - ez egy kovalens kötés, amelyet egyenlő elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes az elektronsűrűség eloszlása.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S8.

Kovalens poláris kémiai kötés

kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különböző nemfémek) és jellemzi elmozdulás közös elektronpár egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik egy elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb a különbség az atomok elektronegativitása között, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és még több dipólmomentum . A szomszédos molekulák és az ellentétes előjelű töltések között további vonzóerők hatnak, ami növekszik erő kapcsolatokat.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is a kötés polaritásától függ. A kötés polaritása gyakran meghatározza a molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötés 2 mechanizmussal jöhet létre:

1. cseremechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, ha minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít egy közös elektronpár kialakításához:

A . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy meg nem osztott elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

V: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy megosztott elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). A kötés kialakulása következtében mindkét elektronenergia csökken, azaz. ez előnyös az atomok számára.

A donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kovalens kötés, nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaival. A donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés azokra az atomokra jellemző, amelyeknél nagy számú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértéklehetőségeit részletesebben a megfelelő.

A kovalens kötés a donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- V ammónium-ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammóniumionban;

- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na az alumínium és a hidroxidionok közötti kötés;

- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O 3.

A kovalens kötés főbb jellemzői

A nemfémek atomjai között általában kovalens kötés jön létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hossz, energia, multiplicitás és irányultság.

Kémiai kötés többszörössége

Kémiai kötés többszörössége - Ezt egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékéből meglehetősen könnyen meghatározható a kötés multiplicitása.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötésmultiplicitás 1, mert minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszinten, ezért egy közös elektronpár jön létre.

Az O 2 oxigénmolekulában a kötési multiplicitás 2, mert minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén: O=O.

Az N 2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atommagok középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály szerint, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető az atomok sugarai mentén, kötést kialakítva, ill a kommunikáció sokfélesége által ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza megnő.

Például

Az atomok közötti kötések többszörösének növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy kissé eltérnek) a kötés hossza csökkenni fog.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kötési energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kötési energia a kötés felszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/mol-ig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb a kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél kisebb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra a kémiai kötés erőssége csökken, mert a kötés hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy leadása során keletkeznek. Például minden fém atomja gyengén tartja a külső energiaszint elektronjait. Ezért a fématomokat jellemzik helyreállító tulajdonságok az elektronok adományozásának képessége.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz a 3. energiaszinten. Könnyen leadva a nátriumatom sokkal stabilabb Na + iont képez, a Ne nemesneongáz elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

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

Példa. A klóratom külső energiaszintjén 7 elektron található. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell kötnie. Az elektron kötődése után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

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

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Ionkötések általában között jönnek létre fémekÉs nemfémek(nem fémek csoportjai);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizuálisan általánosítsunk A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

fém kémiai kötés

fém csatlakozás az a kapcsolat, amely viszonylagosan kialakul szabad elektronok között fémionok kristályrácsot képezve.

A fémek atomjai a külső energiaszinten általában rendelkeznek egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen adnak át külső elektronokat, azaz. erős redukálószerek

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben új kovalens kötések nem jelennek meg. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezte el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció És diszperzió . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint egy kémiai kötés energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között keletkeznek (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között keletkeznek. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyekben erősen poláris kovalens kötések vannak H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések a molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzási erők .

Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja elektronpár donorként, az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok pedig akceptorként működnek. A hidrogénkötéseket jellemzik irányultság térben és telítettség .

A hidrogénkötést pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb egy hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban a vegyületekre jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigént hidrogénnel , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok felforrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan megemelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

Atom, molekula, mag tulajdonságai

A fluoratom szerkezete.

Az atom középpontjában egy pozitív töltésű atommag található. 9 negatív töltésű elektron kering körül.

Elektronikus képlet: 1s2;2s2;2p5

m prot. = 1,00783 (am.u.)

m semleges = 1,00866 (am.u.)

m proton = m elektron

A fluor izotópjai.

Izotóp: 18F

rövid leírása: prevalencia a természetben: 0%

Az atommagban lévő protonok száma 9. A neutronok száma az atommagban 9. A nukleonok száma 18.E kötés \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutron-M (F18)) \ u003d 138,24 (MEV) E specifikus = E kötés/N nukleon = 7,81 (MEV/nukleon)

Az alfa-bomlás lehetetlenBéta mínusz a bomlás lehetetlen Pozitron-bomlás: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28(MeV) Elektronikus rögzítés: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Izotóp: 19F

Rövid leírás: Elterjedtség a természetben: 100%

fluor molekula.

A szabad fluor kétatomos molekulákból áll. Kémiai szempontból a fluor egyértékű nemfémként jellemezhető, ráadásul a nemfémek közül a legaktívabb. Ennek számos oka lehet, többek között az F2 molekula egyes atomokra való egyszerű bomlása – az ehhez szükséges energia mindössze 159 kJ/mol (O2 esetén 493 kJ/mol, C12 esetén pedig 242 kJ/mol). A fluoratomok jelentős elektronaffinitással rendelkeznek, és viszonylag kis méretűek. Ezért kiderül, hogy vegyértékkötéseik más elemek atomjaival erősebbek, mint más metalloidok hasonló kötései (például a H-F kötés energiája -564 kJ/mol szemben a 460 kJ/mol H-O-kötéssel és 431 kJ/mol a H-O-kötéssel szemben. a H-C1 kötés).

F-F csatlakozás 1,42 A-es magtávolság jellemzi. A fluor termikus disszociációjára a következő számítási adatokat kaptuk:

Hőmérséklet, °С 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

Disszociációs fok, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

A fluoratom alapállapotban a 2s22p5 külső elektronréteg szerkezetével rendelkezik, és egyértékű. Egy 2p elektron 3s szintre történő átvitelével járó háromértékű állapot gerjesztése 1225 kJ/mol ráfordítást igényel, és gyakorlatilag nem valósul meg. Egy semleges fluoratom elektronaffinitását 339 kJ/mol-ra becsülik. Az F-ion jellemzi hatásos sugár 1,33 A és hidratációs energia 485 kJ/mol. A fluor kovalens sugarát általában 71 pm-nek (azaz az F2 molekulában a magok közötti távolság felének) tekintik.

Kémiai tulajdonságok fluor.

Mivel a metalloid elemek fluor származékai általában erősen illékonyak, képződésük nem védi meg a metalloid felületét a fluor további hatásától. Ezért a kölcsönhatás gyakran sokkal erőteljesebben megy végbe, mint sok fém esetében. Például a szilícium, a foszfor és a kén meggyullad a fluorgázban. Az amorf szén (szén) hasonlóan viselkedik, míg a grafit csak vörös hő hatására reagál. A fluor nem kapcsolódik közvetlenül nitrogénnel és oxigénnel.

Más elemek hidrogénvegyületeiből a fluor elvonja a hidrogént. A legtöbb oxid lebomlik az oxigén kiszorításával. Különösen a víz kölcsönhatásba lép az F2 + H2O -> 2 HF + O séma szerint

ráadásul a kiszorított oxigénatomok nemcsak egymással, hanem részben víz- és fluormolekulákkal is egyesülnek. Ezért ez a reakció a gázhalmazállapotú oxigén mellett mindig hidrogén-peroxidot és fluor-oxidot (F2O) termel. Ez utóbbi halványsárga gáz, szagában az ózonhoz hasonló.

Fluor-oxid (egyébként oxigén-fluorid - OF2) fluor 0,5 N-ben történő átvezetésével állítható elő. NaOH oldat. A reakció a következő egyenlet szerint megy végbe: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT A következő reakciók is jellemzőek a fluorra:

H2 + F2 = 2HF (robbanással)