Preparat chemiczny na raka i DPA
Wydanie kompleksowe

CZĘŚĆ I

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA ELEMENTÓW

HALOGENI

Proste substancje

Właściwości chemiczne fluoru

Fluor jest najsilniejszym utleniaczem występującym w przyrodzie. Nie reaguje bezpośrednio tylko z helem, neonem i argonem.

Podczas reakcji z metalami powstają fluorki, związki jonowe:

Fluor reaguje energicznie z wieloma niemetalami, nawet z niektórymi gazami obojętnymi:

Właściwości chemiczne chloru. Interakcja z substancjami złożonymi

Chlor jest silniejszym utleniaczem niż brom czy jod, więc chlor wypiera ciężkie halogeny z ich soli:

Rozpuszczając się w wodzie, chlor częściowo z nią reaguje, w wyniku czego powstają dwa kwasy: chlorek i podchloryn. W tym przypadku jeden atom chloru zwiększa stopień utlenienia, a drugi atom go zmniejsza. Takie reakcje nazywane są reakcjami dysproporcjonowania. Reakcje dysproporcjonowania to reakcje samoleczenia-samoutleniania, tj. reakcje, w których jeden pierwiastek wykazuje właściwości zarówno utleniacza, jak i środka redukującego. Podczas dysproporcjonowania powstają jednocześnie związki, w których pierwiastek jest w stanie bardziej utlenionym i zredukowanym w porównaniu do stanu pierwotnego. Stopień utlenienia atomu chloru w cząsteczce kwasu podchlorynowego wynosi +1:

Podobnie przebiega oddziaływanie chloru z roztworami alkalicznymi. W tym przypadku powstają dwie sole: chlorek i podchloryn.

Chlor oddziałuje z różnymi tlenkami:

Chlor utlenia niektóre sole, w których metal nie jest na maksymalnym stopniu utlenienia:

Chlor cząsteczkowy reaguje z wieloma związki organiczne. W obecności chlorku żelaza (III) jako katalizatora chlor reaguje z benzenem, tworząc chlorobenzen, a po napromieniowaniu światłem ta sama reakcja powoduje powstanie heksachlorocykloheksanu:

Właściwości chemiczne bromu i jodu

Obie substancje reagują z wodorem, fluorem i zasadami:

Jod utlenia się za pomocą różnych silnych utleniaczy:

Metody ekstrakcji substancji prostych

Ekstrakcja fluoru

Ponieważ fluor jest najsilniejszym utleniaczem chemicznym, nie da się go wyizolować na drodze reakcji chemicznych ze związków w postaci wolnej, dlatego też fluor ekstrahuje się metodą fizykochemiczną – elektrolizą.

Do ekstrakcji fluoru stosuje się elektrody stopione fluorku potasu i elektrody niklowe. Nikiel stosuje się ze względu na pasywację powierzchni metalu przez fluor w wyniku tworzenia się substancji nierozpuszczalnych NiF2, dlatego same elektrody nie ulegają zniszczeniu przez uwalnianą na nich substancję:

Ekstrakcja chloru

Chlor wytwarza się na skalę przemysłową poprzez elektrolizę roztworu chlorku sodu. W wyniku tego procesu powstaje również wodorotlenek sodu:

Chlor produkowany jest w małych ilościach w wyniku utleniania roztworu chlorowodoru różnymi metodami:

Chlor jest bardzo ważnym produktem przemysłu chemicznego.

Jej światowa produkcja sięga milionów ton.

Ekstrakty bromu i jodu

Do zastosowań przemysłowych brom i jod otrzymuje się w wyniku utleniania odpowiednio bromków i jodków. Do utleniania najczęściej stosuje się chlor cząsteczkowy, stężony kwas siarczanowy lub dwutlenek manganu:

Zastosowanie halogenów

Fluor i niektóre jego związki stosowane są jako utleniacz paliwa rakietowego. Duże ilości fluoru wykorzystuje się do ekstrakcji różnych czynników chłodniczych (freonów) oraz niektórych polimerów charakteryzujących się odpornością chemiczną i termiczną (teflon i inne). Fluor jest stosowany w technologii nuklearnej do oddzielania izotopów uranu.

Większość chloru jest wykorzystywana do produkcji kwasu solnego, a także jako środek utleniający do produkcji innych halogenów. W przemyśle służy do wybielania tkanin i papieru. W większych ilościach niż fluor wykorzystywany jest do produkcji polimerów (PVC i innych) oraz czynników chłodniczych. Dezynfekuj chlorem woda pitna. Jest również potrzebny do ekstrakcji niektórych rozpuszczalników, takich jak chloroform, chlorek metylenu i czterochlorek węgla. Wykorzystuje się go również do produkcji wielu substancji, takich jak chloran potasu (sól Bertholleta), wybielacze i wiele innych związków zawierających atomy chloru.

Brom i jod nie są wykorzystywane w przemyśle na taką skalę jak chlor czy fluor, jednak z roku na rok zużycie tych substancji wzrasta. Brom wykorzystuje się do produkcji różnych leków uspokajających. Jod wykorzystuje się do produkcji leków antyseptycznych. Związki bromu i jodu są szeroko stosowane w analizie ilościowej substancji. Niektóre metale oczyszcza się za pomocą jodu (proces ten nazywa się rafinacją jodu), np. tytan, wanad i inne.

Motywy Kodyfikator jednolitego egzaminu państwowego: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązanie kowalencyjne(biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw przyjrzyjmy się wiązaniam, które powstają pomiędzy cząstkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywane są wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastki chemiczne ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływanie elektronów zewnętrznych (walencyjnych)., w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTROujemność. To ona określa typ wiązanie chemiczne między atomami i właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (utrzymywania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania elektronów zewnętrznych do jądra i zależy przede wszystkim od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność trudno jednoznacznie określić. L. Pauling sporządził tabelę względnych elektroujemności (w oparciu o energie wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy pamiętać, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tym niepokoić, ponieważ rolę odgrywa tworzenie wiązania chemicznego atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym układzie.

Jeżeli jeden z atomów wiązania chemicznego A:B mocniej przyciąga elektrony, wówczas para elektronów przesuwa się w jego stronę. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej przesuwa się para elektronów.

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(B), wówczas wspólna para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów: Odp.: B. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale nieznacznie (różnica elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wówczas para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się znacznie (różnica elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wówczas jeden z elektronów zostaje prawie całkowicie przeniesiony na inny atom, wraz z utworzeniem jony. To połączenie nazywa się joński.

Podstawowe typy wiązań chemicznych − kowalencyjny, joński I metal komunikacja. Przyjrzyjmy się im bliżej.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne , powstały z powodu utworzenie wspólnej pary elektronów A:B . Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (zwykle pomiędzy dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• centrum,
• nasycalność,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Przykładowo w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 o, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28′.

Nasycalność to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbą wiązań, jaką może utworzyć atom.

Biegunowość wiązanie następuje w wyniku nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów pomiędzy dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązań kowalencyjnych – POLARNY I NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważmy strukturę cząsteczki wodoru H2. Każdy atom wodoru na swoim zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są bardzo pomocne przy pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H = H:H

Zatem cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów wodoru, ponieważ Atomy wodoru mają tę samą elektroujemność. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne). jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (zwykle te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym występującym pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zazwyczaj, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów z atomem bardziej elektroujemnym (polaryzacja).

Gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego - dlatego pojawia się na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a na atomie mniej elektroujemnym pojawia się częściowy ładunek dodatni (δ+, delta +).

Im większa różnica elektroujemności atomów, tym większa biegunowość połączenia i nie tylko moment dipolowy . Dodatkowe siły przyciągające działają pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnych znakach, co zwiększa się wytrzymałość komunikacja.

Polaryzacja wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Często decyduje polaryzacja połączenia polarność cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne jak temperatura wrzenia i topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązania chemiczne mogą powstawać poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron, tworząc wspólną parę elektronów:

A . + . B= A:B

2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek dostarcza samotną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów dostarcza samotną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania obu wiązań energia elektronów maleje, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm donor-akceptor nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych w wyniku mechanizmu wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów albo z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów), albo odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Zdolności wartościowe atomów omówiono bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku mechanizmu donor-akceptor:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania powstają w wyniku mechanizmu wymiany, jedno w mechanizmie donor-akceptor): C≡O;

- V jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamoniowym CH3-NH2+;

- V złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym a grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu wiązanie Na między jonami glinu i wodorotlenku;

- V kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotu;

- w cząsteczce ozon O3.

Podstawowe cechy wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne zwykle tworzą się pomiędzy atomami niemetali. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - Ten liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielość wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ Każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązań wynosi 2, ponieważ Każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O=O.

W cząsteczce azotu N2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego jest odległością między środkami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się ją eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można w przybliżeniu oszacować za pomocą reguły addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować przez promienie atomowe tworzenie wiązania lub poprzez wielość komunikacyjną, jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie wzrastać będzie jego długość.

Na przykład

Wraz ze wzrostem krotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się tylko nieznacznie), długość wiązania będzie się zmniejszać.

Na przykład . W szeregu: C–C, C=C, C≡C długość wiązania maleje.

Energia komunikacji

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia komunikacji określona przez energię potrzebną do rozerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie na nieskończenie dużą odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne jest bardzo trwałe. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązań. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jest jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym jest ono silniejsze i tym większa jest energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje, ponieważ Długość połączenia wzrasta.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe jest wiązaniem chemicznym opartym na elektrostatyczne przyciąganie jonów.

Jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo utrzymują elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regeneracyjne- zdolność do oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na poziomie energetycznym 3. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie trwalszy jon Na +, o konfiguracji elektronowej neonu gazu szlachetnego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, zatem całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

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

Przykład. Atom chloru na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego, obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi zyskać 1 elektron. Po dodaniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą tworzyć się nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itp. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe zwykle tworzą się między sobą metale I niemetale(grupy niemetalowe);

Powstałe jony są przyciągane na skutek przyciągania elektrycznego: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy wizualnie Różnica między rodzajami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Wiązanie chemiczne metalu

Połączenie metalowe jest połączeniem utworzonym względnie wolne elektrony między jony metali, tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali zwykle znajdują się na zewnętrznym poziomie energetycznym od jednego do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają swoje zewnętrzne elektrony, tj. są silnymi środkami redukującymi

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania pomiędzy atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez Van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie I dyspersyjny . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązań chemicznych.

Orientacyjne siły przyciągania zachodzą pomiędzy cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te występują pomiędzy cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne jest oddziaływaniem pomiędzy cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania cząsteczki polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem interakcji międzycząsteczkowych są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne powstające pomiędzy cząsteczkami posiadającymi silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będą dodatkowe siły przyciągające .

Mechanizm edukacyjny wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo donor-akceptor. W tym przypadku donorem pary elektronów jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem są połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązania wodorowe charakteryzują się centrum w kosmosie i nasycenie

Wiązania wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu związanego z wodorem i im mniejszy jest jego rozmiar, tym silniejsze jest wiązanie wodorowe. Jest to typowe przede wszystkim dla połączeń fluor z wodorem , a także do tlen i wodór , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują pomiędzy następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie – kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para wodna, lód, woda w stanie ciekłym):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- pomiędzy cząsteczkami amoniaku i wody;

— związki organiczne, w których występują wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów - monosacharydów i disacharydów.

Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Zatem dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia wrzenie substancji. Substancje posiadające wiązania wodorowe wykazują nieprawidłowy wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie o godz temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Anomalię tę tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazowego.

Wolny fluor składa się z cząsteczek dwuatomowych. Z chemicznego punktu widzenia fluor można scharakteryzować jako jednowartościowy niemetal, a ponadto najbardziej aktywny ze wszystkich niemetali. Wynika to z wielu powodów, m.in. z łatwości rozkładu cząsteczki F 2 na pojedyncze atomy – potrzebna do tego energia wynosi zaledwie 159 kJ/mol (w porównaniu z 493 kJ/mol dla O 2 i 242 kJ/mol dla C 12). Atomy fluoru mają znaczne powinowactwo elektronowe i stosunkowo małe rozmiary. Dlatego ich wiązania walencyjne z atomami innych pierwiastków okazują się silniejsze niż podobne wiązania innych metaloidów (przykładowo energia wiązania H-F wynosi - 564 kJ/mol wobec 460 kJ/mol dla wiązania H-O i 431 kJ/mol dla wiązania wiązanie H-C1).

Wiązanie F-F charakteryzuje się odległością jądrową 1,42 A. Dla termicznej dysocjacji fluoru uzyskano poprzez obliczenia następujące dane:

Atom fluoru w stanie podstawowym ma strukturę zewnętrznej warstwy elektronowej 2s 2 2p 5 i jest jednowartościowy. Wzbudzenie stanu trójwartościowego związane z przeniesieniem jednego elektronu 2p na poziom 3s wymaga kosztu 1225 kJ/mol i praktycznie nie jest realizowane.

Powinowactwo elektronowe obojętnego atomu fluoru szacuje się na 339 kJ/mol. Jon F - charakteryzuje się promieniem efektywnym 1,33 A i energią hydratacji 485 kJ/mol. Zwykle przyjmuje się, że kowalencyjny promień fluoru wynosi 71 µm (tj. połowa odległości międzyjądrowej w cząsteczce F2).

Wiązanie chemiczne to zjawisko elektroniczne, w którym co najmniej jeden elektron, który znajdował się w polu siłowym jego jądra, znajduje się w polu siłowym innego jądra lub kilku jąder jednocześnie.

Większość substancji prostych i wszystkie substancje złożone (związki) składają się z atomów, które oddziałują ze sobą w określony sposób. Innymi słowy, pomiędzy atomami powstaje wiązanie chemiczne. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, zawsze uwalniana jest energia, tj. energia powstałej cząstki musi być mniejsza niż całkowita energia cząstek pierwotnych.

Przejście elektronu z jednego atomu na drugi, w wyniku którego powstają przeciwnie naładowane jony o stabilnych konfiguracjach elektronowych, pomiędzy którymi powstaje przyciąganie elektrostatyczne, jest najprostszym modelem wiązania jonowego:

X → X + + mi - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Hipotezę o powstawaniu jonów i występowaniu między nimi przyciągania elektrostatycznego po raz pierwszy wyraził niemiecki naukowiec W. Kossel (1916).

Innym modelem komunikacji jest współdzielenie elektronów przez dwa atomy, co również skutkuje powstaniem stabilnych konfiguracji elektronowych. Takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym, jego teorię zaczął rozwijać w 1916 roku amerykański naukowiec G. Lewis.

Punktem wspólnym obu teorii było powstawanie cząstek o stabilnej konfiguracji elektronowej pokrywającej się z konfiguracją elektronową gazu szlachetnego.

Na przykład podczas tworzenia fluorku litu realizowany jest jonowy mechanizm tworzenia wiązań. Atom litu (3 Li 1s 2 2s 1) traci elektron i staje się kationem (3 Li + 1s 2) o konfiguracji elektronowej helu. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) przyjmuje elektron, tworząc anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) o konfiguracji elektronowej neonu. Pomiędzy jonem litu Li + i jonem fluoru F - zachodzi przyciąganie elektrostatyczne, w wyniku czego powstaje nowy związek - fluorek litu.

Kiedy powstaje fluorowodór, jedyny elektron atomu wodoru (1s) i niesparowany elektron atomu fluoru (2p) znajdują się w polu działania obu jąder - atomu wodoru i atomu fluoru. W ten sposób pojawia się wspólna para elektronów, co oznacza redystrybucję gęstości elektronowej i pojawienie się maksymalnej gęstości elektronowej. W rezultacie dwa elektrony są teraz powiązane z jądrem atomu wodoru (konfiguracja elektronowa atomu helu), a osiem elektronów zewnętrznego poziomu energetycznego jest teraz powiązanych z jądrem fluoru (konfiguracja elektroniczna atomu neonu):

Wiązanie utworzone przez jedną parę elektronów nazywa się wiązaniem pojedynczym.

Wskazuje na to jedna linia pomiędzy symbolami elementów: H-F.

Tendencja do tworzenia stabilnej powłoki ośmioelektronowej poprzez przeniesienie elektronu z jednego atomu na drugi (wiązanie jonowe) lub współdzielenie elektronów (wiązanie kowalencyjne) nazywa się regułą oktetu.

Szczególnym przypadkiem jest tworzenie się powłok dwuelektronowych pomiędzy jonem litu i atomem wodoru.

Istnieją jednak związki, które nie spełniają tej zasady. Na przykład atom berylu we fluorku berylu BeF 2 ma tylko powłokę czteroelektronową; atom boru charakteryzuje się sześcioma powłokami elektronowymi (kropki oznaczają elektrony zewnętrznego poziomu energetycznego):

Jednocześnie w związkach takich jak chlorek fosforu(V) i fluorek siarki(VI), fluorek jodu(VII) powłoki elektronowe centralnych atomów zawierają więcej niż osiem elektronów (fosfor - 10; siarka - 12; jod - 14):

Większość związków pierwiastków d również nie przestrzega reguły oktetu.

We wszystkich przedstawionych powyżej przykładach powstaje wiązanie chemiczne pomiędzy atomami różnych pierwiastków; nazywa się to heteroatomowym. Jednak wiązanie kowalencyjne może również tworzyć się pomiędzy identycznymi atomami. Na przykład cząsteczka wodoru powstaje w wyniku podziału 15 elektronów z każdego atomu wodoru, w wyniku czego każdy atom uzyskuje stabilną konfigurację elektroniczną dwóch elektronów. Oktet powstaje, gdy tworzą się cząsteczki innych prostych substancji, na przykład fluoru:

Tworzenie wiązania chemicznego można również przeprowadzić poprzez współdzielenie czterech lub sześciu elektronów. W pierwszym przypadku powstaje wiązanie podwójne, czyli dwie uogólnione pary elektronów, w drugim wiązanie potrójne (trzy uogólnione pary elektronów).

Na przykład, gdy tworzy się cząsteczka azotu N2, powstaje wiązanie chemiczne poprzez współdzielenie sześciu elektronów: trzech niesparowanych p elektronów z każdego atomu. Aby osiągnąć konfigurację ośmioelektronową, powstają trzy wspólne pary elektronów:

Wiązanie podwójne jest oznaczone dwoma myślnikami, wiązanie potrójne trzema. Cząsteczkę azotu N2 można przedstawić w następujący sposób: N≡N.

W cząsteczkach dwuatomowych utworzonych przez atomy jednego pierwiastka maksymalna gęstość elektronów znajduje się w środku linii międzyjądrowej. Ponieważ między atomami nie zachodzi rozdział ładunku, ten typ wiązania kowalencyjnego nazywa się niepolarnym. Wiązanie heteroatomowe jest zawsze w takim czy innym stopniu polarne, ponieważ maksymalna gęstość elektronów jest przesunięta w stronę jednego z atomów, dzięki czemu uzyskuje częściowy ładunek ujemny (oznaczony σ-). Atom, z którego wyparta jest maksymalna gęstość elektronów, uzyskuje częściowy ładunek dodatni (oznaczony jako σ+). Cząstki elektrycznie obojętne, w których środki częściowych ładunków ujemnych i częściowych ładunków dodatnich nie pokrywają się w przestrzeni, nazywane są dipolami. Polarność wiązania mierzy się momentem dipolowym (μ), który jest wprost proporcjonalny do wielkości ładunków i odległości między nimi.

Ryż. Schematyczne przedstawienie dipola

Wykaz używanej literatury

1. Popkow V. A., Puzakov S. A. Chemia ogólna: podręcznik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 32-35]

W 1916 roku zaproponowano pierwsze skrajnie uproszczone teorie budowy cząsteczek, wykorzystujące koncepcje elektroniczne: teorię amerykańskiego fizykochemika G. Lewisa (1875-1946) i niemieckiego naukowca W. Kossela. Według teorii Lewisa w tworzeniu wiązania chemicznego w cząsteczce dwuatomowej biorą udział jednocześnie elektrony walencyjne dwóch atomów. Dlatego np. w cząsteczce wodoru zamiast linii walencyjnej zaczęto rysować parę elektronów tworzącą wiązanie chemiczne:

Wiązanie chemiczne utworzone przez parę elektronów nazywa się wiązaniem kowalencyjnym. Cząsteczkę fluorowodoru przedstawiono w następujący sposób:

Różnica pomiędzy cząsteczkami substancji prostych (H2, F2, N2, O2) a cząsteczkami substancji złożonych (HF, NO, H2O, NH3) polega na tym, że te pierwsze nie mają momentu dipolowego, natomiast te drugie. Moment dipolowy m definiuje się jako iloczyn wartości bezwzględnej ładunku q i odległości między dwoma przeciwległymi ładunkami r:

Moment dipolowy m cząsteczki dwuatomowej można wyznaczyć na dwa sposoby. Po pierwsze, ponieważ cząsteczka jest elektrycznie obojętna, znany jest całkowity ładunek dodatni cząsteczki Z” (jest równy sumie ładunków jąder atomowych: Z” = ZA + ZB). Znając odległość międzyjądrową re, można określić położenie środka ciężkości dodatniego ładunku cząsteczki. Wartość m cząsteczki wyznacza się eksperymentalnie. Dlatego możesz znaleźć r” - odległość między środkami ciężkości dodatniego i całkowitego ładunku ujemnego cząsteczki:

Po drugie, możemy założyć, że gdy para elektronów tworząca wiązanie chemiczne zostanie przesunięta do jednego z atomów, na tym atomie pojawi się nadmiar ładunku ujemnego -q”, a na drugim atomie pojawi się ładunek +q”. Odległość między atomami wynosi:

Moment dipolowy cząsteczki HF wynosi 6,4H 10-30 ClH m, odległość międzyjądrowa H-F wynosi 0,917H 10-10 m. Obliczenie q" daje: q" = 0,4 ładunku elementarnego (tj. ładunku elektronu). Gdy na atomie fluoru pojawi się nadmierny ładunek ujemny, oznacza to, że para elektronów tworząca wiązanie chemiczne w cząsteczce HF zostaje przesunięta w stronę atomu fluoru. To wiązanie chemiczne nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym. Cząsteczki typu A2 nie mają momentu dipolowego. Wiązania chemiczne utworzone przez te cząsteczki nazywane są kowalencyjne wiązania niepolarne.

Teoria Kossela zaproponowano opis cząsteczek utworzonych przez metale aktywne (alkaliczne i ziem alkalicznych) oraz aktywne niemetale (halogeny, tlen, azot). Zewnętrzne elektrony walencyjne atomów metalu znajdują się najdalej od jądra atomu i dlatego są stosunkowo słabo utrzymywane przez atom metalu. W przypadku atomów pierwiastków chemicznych znajdujących się w tym samym rzędzie układu okresowego, podczas przemieszczania się od lewej do prawej, ładunek jądra cały czas rośnie, a dodatkowe elektrony znajdują się w tej samej warstwie elektronowej. Prowadzi to do tego, że zewnętrzna powłoka elektronowa zostaje ściśnięta i elektrony są coraz mocniej trzymane w atomie. Dlatego w cząsteczce MeX staje się możliwe przeniesienie słabo zatrzymanego zewnętrznego elektronu walencyjnego metalu z wydatkiem energetycznym równym potencjałowi jonizacji do powłoki elektronów walencyjnych atomu niemetalu z uwolnieniem energii równej powinowactwu elektronowemu. W rezultacie powstają dwa jony: Me+ i X-. Oddziaływanie elektrostatyczne tych jonów to wiązanie chemiczne. Ten typ połączenia został nazwany joński.

Jeśli momenty dipolowe cząsteczek MeX wyznaczymy parami, okaże się, że ładunek z atomu metalu nie przenosi się całkowicie na atom niemetalu, a wiązanie chemiczne w takich cząsteczkach lepiej opisuje się jako wiązanie kowalencyjne, silnie polarne . Dodatnie kationy metali Me+ i ujemne aniony atomów niemetali X- zwykle występują w miejscach sieci krystalicznej kryształów tych substancji. Ale w tym przypadku każdy dodatni jon metalu oddziałuje elektrostatycznie przede wszystkim z najbliższymi mu anionami niemetalicznymi, następnie z kationami metali itp. Oznacza to, że w kryształach jonowych wiązania chemiczne ulegają delokalizacji i każdy jon ostatecznie oddziałuje ze wszystkimi innymi jonami zawartymi w krysztale, który jest gigantyczną cząsteczką.

Oprócz jasno określonych cech atomów, takich jak ładunek jąder atomowych, potencjały jonizacyjne, powinowactwo elektronowe, w chemii wykorzystuje się także mniej określone cechy. Jednym z nich jest elektroujemność. Do nauki wprowadził go amerykański chemik L. Pauling. Najpierw rozważmy dane dotyczące pierwszego potencjału jonizacji i powinowactwa elektronowego dla pierwiastków pierwszych trzech okresów.

Regularności potencjałów jonizacyjnych i powinowactwa elektronów są w pełni wyjaśnione przez strukturę powłok elektronów walencyjnych atomów. Powinowactwo elektronowe izolowanego atomu azotu jest znacznie niższe niż atomów metali alkalicznych, chociaż azot jest aktywnym niemetalem. To właśnie w cząsteczkach, oddziałując z atomami innych pierwiastków chemicznych, azot udowadnia, że ​​jest aktywnym niemetalem. To właśnie próbował zrobić L. Pauling, wprowadzając „elektroujemność” jako zdolność atomów pierwiastków chemicznych do przemieszczania pary elektronów ku sobie podczas tworzenia kowalencyjne wiązania polarne. Skalę elektroujemności pierwiastków chemicznych zaproponował L. Pauling. Największą elektroujemność w konwencjonalnych jednostkach bezwymiarowych przypisał fluorowi - 4,0, tlenowi - 3,5, chlorowi i azotowi - 3,0, bromowi - 2,8. Charakter zmiany elektroujemności atomów w pełni odpowiada prawom wyrażonym w układzie okresowym. Dlatego zastosowanie pojęcia „ elektroujemność„po prostu tłumaczy na inny język te wzorce zmian właściwości metali i niemetali, które są już odzwierciedlone w układzie okresowym.

Wiele metali w stanie stałym to prawie doskonale uformowane kryształy. W miejscach sieci kryształu znajdują się atomy lub dodatnie jony metali. Elektrony atomów metali, z których powstały jony dodatnie, w postaci gazu elektronowego, znajdują się w przestrzeni pomiędzy węzłami sieci krystalicznej i należą do wszystkich atomów i jonów. Określają charakterystyczny połysk metaliczny, wysoką przewodność elektryczną i przewodność cieplną metali. Typ nazywa się wiązanie chemiczne, które jest realizowane przez wspólne elektrony w krysztale metaluwiązanie metaliczne.

W 1819 roku francuscy naukowcy P. Dulong i A. Petit ustalili eksperymentalnie, że molowa pojemność cieplna prawie wszystkich metali w stanie krystalicznym wynosi 25 J/mol. Teraz możemy łatwo wyjaśnić, dlaczego tak się dzieje. Atomy metali w węzłach sieci krystalicznej są w ciągłym ruchu – wykonują ruchy oscylacyjne. Ten złożony ruch można rozłożyć na trzy proste ruchy oscylacyjne w trzech wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. Każdy ruch oscylacyjny ma swoją energię i własne prawo jej zmiany wraz ze wzrostem temperatury - swoją własną pojemność cieplną. Graniczna wartość pojemności cieplnej dla dowolnego ruchu wibracyjnego atomów jest równa R - Uniwersalnej Stałej Gazowej. Trzy niezależne ruchy wibracyjne atomów w krysztale będą odpowiadać pojemności cieplnej równej 3R. Kiedy metale są podgrzewane, zaczynając od bardzo niskich temperatur, ich pojemność cieplna wzrasta od zera. W temperaturze pokojowej i wyższej pojemność cieplna większości metali osiąga maksymalną wartość - 3R.

Po podgrzaniu sieć krystaliczna metali ulega zniszczeniu i zamieniają się w stan stopiony. Przy dalszym ogrzewaniu metale odparowują. W parze wiele metali występuje w postaci cząsteczek Me2. W tych cząsteczkach atomy metali są zdolne do tworzenia kowalencyjnych wiązań niepolarnych.

Fluor jest pierwiastkiem chemicznym (symbol F, liczba atomowa 9), niemetalem należącym do grupy halogenów. Jest najbardziej aktywną i elektroujemną substancją. W normalnej temperaturze i ciśnieniu cząsteczka fluoru ma kolor bladożółty i ma wzór F2. Podobnie jak inne halogenki, fluor molekularny jest bardzo niebezpieczny i powoduje poważne oparzenia chemiczne w przypadku kontaktu ze skórą.

Stosowanie

Fluor i jego związki znajdują szerokie zastosowanie, m.in. do produkcji farmaceutyków, agrochemikaliów, paliw i smarów oraz tekstyliów. służy do trawienia szkła, a plazma fluorowa służy do produkcji półprzewodników i innych materiałów. Niskie stężenia jonów F w paście do zębów i wodzie pitnej mogą pomóc w zapobieganiu próchnicy zębów, podczas gdy wyższe stężenia występują w niektórych środkach owadobójczych. Wiele środków do znieczulenia ogólnego to pochodne wodorofluorowęglowodorów. Izotop 18F jest źródłem pozytonów do obrazowania medycznego za pomocą pozytonowej tomografii emisyjnej, a sześciofluorek uranu służy do oddzielania izotopów uranu i produkcji ich dla elektrowni jądrowych.

Historia odkrycia

Minerały zawierające związki fluoru były znane na wiele lat przed wyodrębnieniem tego pierwiastka chemicznego. Na przykład mineralny fluoryt (lub fluoryt) składający się z fluorku wapnia został opisany w 1530 roku przez George'a Agricolę. Zauważył, że można go stosować jako topnik, substancję pomagającą obniżyć temperaturę topnienia metalu lub rudy i pomóc oczyścić pożądany metal. Dlatego fluor otrzymał swoją łacińską nazwę od słowa fluere („płynąć”).

W 1670 roku dmuchacz szkła Heinrich Schwanhard odkrył, że szkło trawiono fluorkiem wapnia (fluorzytem) traktowanym kwasem. Karl Scheele i wielu późniejszych badaczy, w tym Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperymentowali z kwasem fluorowodorowym (HF), który można łatwo przygotować poprzez działanie na CaF stężonym kwasem siarkowym.

W końcu stało się jasne, że HF zawiera nieznany wcześniej pierwiastek. Substancji tej jednak ze względu na nadmierną reaktywność przez wiele lat nie udało się wyizolować. Nie tylko trudno go oddzielić od związków, ale natychmiast reaguje z innymi ich składnikami. Izolowanie fluoru elementarnego z kwasu fluorowodorowego jest niezwykle niebezpieczne, a wczesne próby oślepiły i zabiły kilku naukowców. Osoby te stały się znane jako „męczennicy fluoru”.

Odkrycie i produkcja

Wreszcie w 1886 roku francuskiemu chemikowi Henri Moissanowi udało się wyizolować fluor poprzez elektrolizę mieszaniny stopionych fluorków potasu i kwasu fluorowodorowego. Za to otrzymał w 1906 roku Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii. Jego podejście elektrolityczne jest nadal stosowane do przemysłowej produkcji tego pierwiastka chemicznego.

Pierwsza produkcja fluoru na dużą skalę rozpoczęła się podczas II wojny światowej. Był niezbędny do jednego z etapów tworzenia bomby atomowej w ramach Projektu Manhattan. Fluor wykorzystano do produkcji sześciofluorku uranu (UF 6), który z kolei posłużył do oddzielenia dwóch izotopów, 235 U i 238 U. Obecnie gaz UF 6 jest potrzebny do produkcji wzbogaconego uranu dla energetyki jądrowej.

Najważniejsze właściwości fluoru

W układzie okresowym pierwiastek znajduje się na szczycie grupy 17 (dawniej grupy 7A), zwanej pierwiastkiem halogenowym. Inne halogeny obejmują chlor, brom, jod i astat. Ponadto F znajduje się w drugim okresie między tlenem a neonem.

Czysty fluor jest gazem żrącym (wzór chemiczny F2) o charakterystycznym ostrym zapachu, który występuje w stężeniu 20 nl na litr objętości. Jako najbardziej reaktywny i elektroujemny ze wszystkich pierwiastków, z większością z nich łatwo tworzy związki. Fluor jest zbyt reaktywny, aby występować w postaci pierwiastkowej i ma takie powinowactwo do większości materiałów, w tym krzemu, że nie można go przygotować ani przechowywać w szklanych pojemnikach. W wilgotnym powietrzu reaguje z wodą, tworząc równie niebezpieczny kwas fluorowodorowy.

Fluor wchodząc w interakcję z wodorem eksploduje nawet w niskich temperaturach i w ciemności. Reaguje gwałtownie z wodą tworząc kwas fluorowodorowy i gazowy tlen. Różne materiały, w tym drobne metale i szkło, palą się jasnym płomieniem w strumieniu gazowego fluoru. Ponadto ten pierwiastek chemiczny tworzy związki z gazami szlachetnymi: kryptonem, ksenonem i radonem. Nie reaguje jednak bezpośrednio z azotem i tlenem.

Pomimo ekstremalnej aktywności fluoru, dostępne są obecnie metody jego bezpiecznego przetwarzania i transportu. Pierwiastek można przechowywać w pojemnikach wykonanych ze stali lub monelu (stopu bogatego w nikiel), ponieważ na powierzchni tych materiałów tworzą się fluorki, które uniemożliwiają dalszą reakcję.

Fluorki to substancje, w których fluor występuje w postaci ujemnie naładowanego jonu (F -) w połączeniu z niektórymi pierwiastkami naładowanymi dodatnio. Związki fluoru z metalami należą do najbardziej stabilnych soli. Po rozpuszczeniu w wodzie rozdzielają się na jony. Innymi formami fluoru są kompleksy, na przykład - i H 2 F +.

Izotopy

Istnieje wiele izotopów tego halogenu, od 14 F do 31 F. Jednak skład izotopowy fluoru obejmuje tylko jeden z nich, 19 F, który zawiera 10 neutronów, ponieważ jako jedyny jest stabilny. Izotop promieniotwórczy 18 F jest cennym źródłem pozytonów.

Efekty biologiczne

Fluor w organizmie występuje głównie w kościach i zębach w postaci jonów. Według Krajowej Rady ds. Badań Narodowej Akademii Nauk Stanów Zjednoczonych fluoryzacja wody pitnej w stężeniu mniejszym niż jedna część na milion znacząco zmniejsza częstość występowania próchnicy zębów. Z drugiej strony nadmierne gromadzenie się fluoru może prowadzić do fluorozy, która objawia się plamistością na zębach. Efekt ten obserwuje się najczęściej na obszarach, gdzie zawartość tego pierwiastka w wodzie pitnej przekracza stężenie 10 ppm.

Fluor pierwiastkowy i sole fluorkowe są toksyczne i należy się z nimi obchodzić bardzo ostrożnie. Należy ostrożnie unikać kontaktu ze skórą lub oczami. Wywołuje reakcję ze skórą, która szybko przenika do tkanek i reaguje z wapniem w kościach, uszkadzając je trwale.

Fluor w środowisku

Roczna światowa produkcja minerału fluorytu wynosi około 4 mln ton, a łączna pojemność eksplorowanych złóż mieści się w granicach 120 mln ton.Głównymi obszarami wydobycia tego minerału są Meksyk, Chiny i Europa Zachodnia.

Fluor występuje naturalnie w skorupie ziemskiej, gdzie można go znaleźć w skałach, węglu i glinie. Fluorki dostają się do powietrza poprzez erozję wietrzną gleb. Fluor jest 13. najobficiej występującym pierwiastkiem chemicznym w skorupie ziemskiej – jego zawartość wynosi 950 ppm. W glebie jego średnie stężenie wynosi około 330 ppm. Fluorowodór może uwalniać się do powietrza w wyniku procesów spalania w przemyśle. Fluorki znajdujące się w powietrzu ostatecznie opadają na ziemię lub do wody. Kiedy fluor wiąże się z bardzo małymi cząsteczkami, może pozostawać w powietrzu przez długi czas.

W atmosferze 0,6 ppb tego pierwiastka występuje w postaci mgły solnej i organicznych związków chloru. W środowisku miejskim stężenia osiągają 50 części na miliard.

Znajomości

Fluor jest pierwiastkiem chemicznym tworzącym szeroką gamę związków organicznych i nieorganicznych. Chemicy mogą zastąpić nim atomy wodoru, tworząc w ten sposób wiele nowych substancji. Wysoce reaktywny halogen tworzy związki z gazami szlachetnymi. W 1962 roku Neil Bartlett zsyntetyzował heksafluoroplatynian ksenonu (XePtF6). Otrzymywano także fluorki kryptonu i radonu. Innym związkiem jest fluorowodorek argonu, który jest stabilny tylko w ekstremalnie niskich temperaturach.

Aplikacja na skalę przemysłową

Fluor w stanie atomowym i molekularnym jest stosowany do trawienia plazmowego w produkcji półprzewodników, wyświetlaczy płaskich i układów mikroelektromechanicznych. Kwas fluorowodorowy służy do trawienia szkła w lampach i innych produktach.

Wraz z niektórymi związkami fluor jest ważnym składnikiem w produkcji farmaceutyków, agrochemikaliów, paliw i smarów oraz tekstyliów. Pierwiastek chemiczny niezbędny do produkcji alkanów halogenowanych (halonów), które z kolei znalazły szerokie zastosowanie w układach klimatyzacyjnych i chłodniczych. Takie zastosowanie chlorofluorowęglowodorów zostało później zakazane, ponieważ przyczyniają się one do niszczenia warstwy ozonowej w górnych warstwach atmosfery.

Sześciofluorek siarki jest wyjątkowo obojętnym, nietoksycznym gazem zaliczanym do gazów cieplarnianych. Bez fluoru nie można wytwarzać tworzyw sztucznych o niskim współczynniku tarcia, takich jak teflon. Wiele środków znieczulających (np. sewofluran, desfluran i izofluran) to pochodne fluorowęglowodorów. Heksafluoroglinian sodu (kriolit) stosuje się w elektrolizie aluminium.

Związki fluoru, w tym NaF, są stosowane w pastach do zębów w celu zapobiegania próchnicy. Substancje te dodaje się do miejskich wodociągów w celu fluoryzacji wody, ale praktyka ta jest uważana za kontrowersyjną ze względu na jej wpływ na zdrowie człowieka. W wyższych stężeniach NaF stosuje się jako środek owadobójczy, zwłaszcza do zwalczania karaluchów.

W przeszłości fluorki stosowano w celu redukcji rud i zwiększenia ich płynności. Fluor jest ważnym składnikiem w produkcji sześciofluorku uranu, który służy do oddzielania jego izotopów. 18 F, radioaktywny izotop o czasie trwania 110 minut, emituje pozytony i jest często stosowany w medycznej tomografii emisyjnej pozytonów.

Właściwości fizyczne fluoru

Podstawowe cechy pierwiastka chemicznego są następujące:

• Masa atomowa 18,9984032 g/mol.
• Konfiguracja elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 5.
• Stan utlenienia -1.
• Gęstość 1,7 g/l.
• Temperatura topnienia 53,53 K.
• Temperatura wrzenia 85,03 K.
• Pojemność cieplna 31,34 J/(K mol).

Nazywa się cząstki chemiczne utworzone z dwóch lub więcej atomów Cząsteczki(rzeczywiste lub warunkowe jednostki formuły substancje wieloatomowe). Atomy w cząsteczkach są wiązane chemicznie.

Wiązanie chemiczne odnosi się do elektrycznych sił przyciągania, które utrzymują cząsteczki razem. Każde wiązanie chemiczne w wzory strukturalne wydaje się linia walencyjna Na przykład:

H – H (wiązanie między dwoma atomami wodoru);

H 3 N – H + (wiązanie pomiędzy atomem azotu cząsteczki amoniaku a kationem wodoru);

(K +) – (I -) (wiązanie pomiędzy kationem potasu i jonem jodkowym).

Wiązanie chemiczne tworzy para elektronów (), która we wzorach elektronowych cząstek złożonych (cząsteczek, jonów złożonych) jest zwykle zastępowana cechą walencyjną, w przeciwieństwie do własnych, samotnych par elektronowych atomów, na przykład:

Wiązanie chemiczne nazywa się kowalencyjny, jeśli powstaje w wyniku współdzielenia pary elektronów z obydwoma atomami.

W cząsteczce F2 oba atomy fluoru mają tę samą elektroujemność, dlatego posiadanie pary elektronów jest dla nich takie samo. Takie wiązanie chemiczne nazywa się niepolarnym, ponieważ każdy atom fluoru gęstość elektronów jest taki sam w formuła elektroniczna cząsteczki można warunkowo podzielić równo między nimi:

W cząsteczce chlorowodoru HCl wiązanie chemiczne już istnieje polarny, ponieważ gęstość elektronowa na atomie chloru (pierwiastku o wyższej elektroujemności) jest znacznie większa niż na atomie wodoru:

Wiązanie kowalencyjne, na przykład H – H, można utworzyć, dzieląc elektrony dwóch neutralnych atomów:

H · + · H > H – H

Ten mechanizm tworzenia wiązań nazywa się giełda Lub równowartość.

Według innego mechanizmu to samo wiązanie kowalencyjne H – H występuje, gdy para elektronów jonu wodorkowego H jest wspólna dla kationu wodorowego H +:

H + + (:H) - > H – H

W tym przypadku kation H+ nazywa się akceptor anion H – dawca para elektronów. Mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych będzie dawca-akceptor, Lub koordynacja.

Wiązania pojedyncze (H – H, F – F, H – CI, H – N) nazywane są a-obligacje, określają geometryczny kształt cząsteczek.

Wiązania podwójne i potrójne () zawierają jeden element a i jeden lub dwa elementy a; Składnik β, który jest głównym i warunkowo utworzonym jako pierwszy, jest zawsze silniejszy niż składniki β.

Fizyczne (właściwie mierzalne) cechy wiązania chemicznego to jego energia, długość i polarność.

Energia wiązań chemicznych (mi sv) to ciepło wydzielające się podczas tworzenia danego wiązania i zużywane na jego rozerwanie. Dla tych samych atomów zawsze występuje wiązanie pojedyncze słabszy niż wielokrotność (podwójna, potrójna).

Długość wiązania chemicznego (lсв) – odległość międzyjądrowa. Dla tych samych atomów zawsze występuje wiązanie pojedyncze dłużej, niż wielokrotność.

Biegunowość komunikacja jest mierzona elektryczny moment dipolowy p– iloczyn rzeczywistego ładunku elektrycznego (na atomach danego wiązania) przez długość dipola (tj. długość wiązania). Im większy moment dipolowy, tym większa polarność wiązania. Rzeczywiste ładunki elektryczne na atomach w wiązaniu kowalencyjnym mają zawsze mniejszą wartość niż stopnie utlenienia pierwiastków, ale mają zbieżny znak; na przykład dla wiązania H + I -Cl -I rzeczywiste ładunki wynoszą H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (cząstka dwubiegunowa lub dipol).

Polaryzacja molekularna zdeterminowane ich składem i kształtem geometrycznym.

Niepolarny (p = O) będzie:

a) cząsteczki prosty substancje, ponieważ zawierają tylko niepolarne wiązania kowalencyjne;

B) wieloatomowy Cząsteczki złożony substancji, jeśli ich kształt geometryczny symetryczny.

Na przykład cząsteczki CO 2, BF 3 i CH 4 mają następujące kierunki równych (pod względem długości) wektorów wiązań:

Podczas dodawania wektorów wiązań ich suma zawsze dąży do zera, a cząsteczki jako całość są niepolarne, chociaż zawierają wiązania polarne.

Polarny (str> O) będzie:

A) dwuatomowy Cząsteczki złożony substancje, ponieważ zawierają tylko wiązania polarne;

B) wieloatomowy Cząsteczki złożony substancji, jeśli chodzi o ich strukturę asymetrycznie, to znaczy ich kształt geometryczny jest albo niepełny, albo zniekształcony, co prowadzi do pojawienia się całkowitego dipola elektrycznego, na przykład w cząsteczkach NH 3, H 2 O, HNO 3 i HCN.

Jony złożone, na przykład NH 4 +, SO 4 2- i NO 3 -, w zasadzie nie mogą być dipolami, niosą tylko jeden ładunek (dodatni lub ujemny).

Wiązanie jonowe zachodzi podczas przyciągania elektrostatycznego kationów i anionów, prawie bez podziału pary elektronów, na przykład pomiędzy K + i I -. Atom potasu ma brak gęstości elektronowej, podczas gdy atom jodu ma nadmiar. To połączenie jest brane pod uwagę skrajny przypadek wiązania kowalencyjnego, ponieważ para elektronów jest praktycznie w posiadaniu anionu. Połączenie to jest najbardziej typowe dla związków typowych metali i niemetali (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) oraz substancji klasy soli (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Wszystkie te związki w warunkach pokojowych są substancjami krystalicznymi, które zbiorczo nazywane są kryształy jonowe(kryształy zbudowane z kationów i anionów).

Znany jest inny rodzaj połączenia, tzw wiązanie metaliczne, w którym elektrony walencyjne są tak luźno trzymane przez atomy metali, że w rzeczywistości nie należą do określonych atomów.

Atomy metali, pozostawione bez wyraźnie przynależnych do nich zewnętrznych elektronów, stają się niejako jonami dodatnimi. Tworzą się metalowa sieć krystaliczna. Zbiór uspołecznionych elektronów walencyjnych ( gaz elektronowy) utrzymuje razem dodatnie jony metali oraz w określonych miejscach sieci.

Oprócz kryształów jonowych i metalicznych istnieją również kryształy atomowy I molekularny substancje krystaliczne, w których miejscach sieci znajdują się odpowiednio atomy lub cząsteczki. Przykłady: diament i grafit to kryształy o siatce atomowej, jod I 2 i dwutlenek węgla CO 2 (suchy lód) to kryształy o siatce molekularnej.

Wiązania chemiczne istnieją nie tylko wewnątrz cząsteczek substancji, ale mogą również tworzyć się pomiędzy cząsteczkami, na przykład ciekłego HF, wody H 2 O i mieszaniny H 2 O + NH 3:

Wiązanie wodorowe powstaje w wyniku sił przyciągania elektrostatycznego cząsteczek polarnych zawierających atomy najbardziej elektroujemnych pierwiastków - F, O, N. Przykładowo wiązania wodorowe występują w HF, H 2 O i NH 3, ale nie występują w HCl, H 2 S i PH 3.

Wiązania wodorowe są niestabilne i dość łatwo pękają, na przykład podczas topnienia lodu i wrzenia wody. Jednak na rozerwanie tych wiązań zużywana jest dodatkowa energia, a co za tym idzie temperatury topnienia (Tabela 5) i temperatury wrzenia substancji z wiązaniami wodorowymi

(na przykład HF i H 2 O) są znacznie wyższe niż w przypadku podobnych substancji, ale bez wiązań wodorowych (na przykład odpowiednio HCl i H 2 S).

Wiele związków organicznych tworzy również wiązania wodorowe; Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w procesach biologicznych.

Przykłady zadań z Części A

1. Substancje posiadające wyłącznie wiązania kowalencyjne

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

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

3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)

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

2–4. Wiązanie kowalencyjne

2. singiel

3. podwójne

4. potrójny

obecny w substancji

5. W cząsteczkach istnieje wiele wiązań

6. Cząstki zwane rodnikami to

7. Jedno z wiązań tworzy mechanizm donor-akceptor w zestawie jonów

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Najbardziej trwałe I krótki wiązanie - w cząsteczce

9. Substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe - w zestawie

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Sieć krystaliczna materii

13. Ba(OH) 2

1) metal

Praca zawiera zadania dotyczące wiązań chemicznych.

Pugaczowa Elena Władimirowna

Opis rozwoju

6. Charakterystyczne jest kowalencyjne wiązanie niepolarne

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

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

3) jonowy 4) metal

15. Trzy wspólne pary elektronów tworzą wiązanie kowalencyjne w cząsteczce

16. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe

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

1) woda i diament 2) wodór i chlor 3) miedź i azot 4) brom i metan

19. Wiązanie wodorowe nie typowe dla treści

1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod

1)СF 4 2)CCl 4 3)CBr 4 4)CI 4

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

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

32. Atomy pierwiastków chemicznych drugiego okresu układu okresowego D.I. Mendelejew tworzy związki z jonowymi wiązaniami chemicznymi o składzie 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

1) jonowy 2) metal

43. Wiązanie jonowe tworzą 1) H i S 2) P i C1 3) Cs i Br 4) Si i F

podczas interakcji

1) jonowy 2) metal

1) jonowy 2) metal

NAZWA SUBSTANCJI RODZAJ KOMUNIKACJI

1) cynk A) jonowy

2) azot B) metal

62. Mecz

POŁĄCZENIE TYPU KOMUNIKACJI

1) jonowy A) H 2

2) metal B) Va

3) kowalencyjny polarny B) HF

66. Najsilniejsze wiązanie chemiczne występuje w cząsteczce 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2

67. Wzrost siły wiązania w szeregu 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. Wskaż szereg charakteryzujący się wzrostem długości wiązania chemicznego

1) O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 2) N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 3) F 2 , N 2 , O 2 , Cl 2 4) N 2 , O 2 , Cl 2 , F 2

Przyjrzyjmy się zadaniu nr 3 z opcji Unified State Exam na rok 2016.

Zadania z rozwiązaniami.

Zadanie nr 1.

Związki z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym znajdują się w szeregu:

1. O2, Cl2, H2

2. HCl, N2, F2

3. O3, P4, H2O

4.NH3, S8, NaF

Wyjaśnienie: musimy znaleźć serię, w której będą tylko proste substancje, ponieważ kowalencyjne wiązanie niepolarne powstaje tylko między atomami tego samego pierwiastka. Prawidłowa odpowiedź to 1.

Zadanie nr 2.

Substancje posiadające kowalencyjne wiązania polarne są wymienione w następujących seriach:

1. CaF2, Na2S, N2

2. P4, FeCl2, NH3

3. SiF4, HF, H2S

4. NaCl, Li2O, SO2

Wyjaśnienie: tutaj musisz znaleźć serię, w której znajdują się tylko substancje złożone, a ponadto wszystkie niemetale. Prawidłowa odpowiedź to 3.

Zadanie nr 3.

Wiązanie wodorowe jest charakterystyczne dla

1. Alkanov 2. Arenov 3. Alkohole 4. Alkinov

Wyjaśnienie: Wiązanie wodorowe powstaje pomiędzy jonem wodorowym i jonem elektroujemnym. Spośród wymienionych tylko alkohole posiadają taki zestaw.

Prawidłowa odpowiedź to 3.

Zadanie nr 4.

Wiązanie chemiczne między cząsteczkami wody

1. Wodór

2. Jonowy

3. Kowalentny polarny

4. Kowalencyjne niepolarne

Wyjaśnienie: Polarne wiązanie kowalencyjne powstaje między atomami O i H w wodzie, ponieważ są to dwa niemetale, ale między cząsteczkami wody istnieje wiązanie wodorowe. Prawidłowa odpowiedź to 1.

Zadanie nr 5.

Każda z dwóch substancji ma tylko wiązania kowalencyjne:

1. CaO i C3H6

2. NaNO3 i CO

3. N2 i K2S

4. CH4 i SiO2

Wyjaśnienie: połączenia muszą składać się wyłącznie z niemetali, tj prawidłowa odpowiedź to 4.

Zadanie nr 6.

Substancją posiadającą spolaryzowane wiązanie kowalencyjne jest

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

Wyjaśnienie: Polarne wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy atomami różnych niemetali. Prawidłowa odpowiedź to 3.

Zadanie nr 7.

Niepolarne wiązanie kowalencyjne jest charakterystyczne dla każdej z dwóch substancji:

1. Woda i diament

2. Wodór i chlor

3. Miedź i azot

4. Brom i metan

Wyjaśnienie: niepolarne wiązanie kowalencyjne jest charakterystyczne dla połączenia atomów tego samego pierwiastka niemetalowego. Prawidłowa odpowiedź to 2.

Zadanie nr 8.

Jakie wiązanie chemiczne powstaje pomiędzy atomami pierwiastków o liczbach atomowych 9 i 19?

1. Jonowy

2. Metal

3. Kowalentny polarny

4. Kowalencyjne niepolarne

Wyjaśnienie: są to pierwiastki - fluor i potas, czyli odpowiednio niemetal i metal, między takimi pierwiastkami może powstać tylko wiązanie jonowe. Prawidłowa odpowiedź to 1.

Zadanie nr 9.

Substancja z wiązaniem jonowym odpowiada wzorowi

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

Wyjaśnienie: to znaczy między atomem metalu a atomem niemetalu powstaje wiązanie jonowe prawidłowa odpowiedź to 4.

Zadanie nr 10.

Chlorowodór i

1. Amoniak

2. Brom

3. Chlorek sodu

4. Tlenek magnezu

Wyjaśnienie: Chlorowodór ma kowalencyjne wiązanie polarne, to znaczy musimy znaleźć substancję składającą się z dwóch różnych niemetali - jest to amoniak.

Prawidłowa odpowiedź to 1.

Zadania do samodzielnego rozwiązania.

1. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe

1. Kwas fluorowodorowy

2. Chlorek metanu

3. Eter dimetylowy

4. Etylen

2. Związek z wiązaniem kowalencyjnym odpowiada wzorowi

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

3. Substancja z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym ma wzór

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

4. Substancja posiadająca wiązanie jonowe to

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

5. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe

1. Metanol

3. Acetylen

4. Mrówczan metylu

6. Kowalencyjne wiązanie niepolarne jest charakterystyczne dla każdej z dwóch substancji:

1. Azot i ozon

2. Woda i amoniak

3. Miedź i azot

4. Brom i metan

7. Kowalencyjne wiązanie polarne jest charakterystyczne dla substancji

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

8. Charakterystyczne jest kowalencyjne wiązanie niepolarne

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

9. Substancja z kowalencyjnym wiązaniem polarnym to

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

10. Kowalencyjne wiązanie niepolarne jest charakterystyczne dla każdej z dwóch substancji:

1. Wodór i chlor

2. Woda i diament

3. Miedź i azot

4. Brom i metan

W tej notatce wykorzystano zadania ze zbioru Unified State Exam 2016 pod redakcją A.A. Kawerina.

A4 Wiązanie chemiczne.

Wiązanie chemiczne: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne, wodorowe. Metody tworzenia wiązań kowalencyjnych. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania. Tworzenie wiązania jonowego.

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

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

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

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

1. W amoniaku i chlorku baru wiązanie chemiczne jest odpowiednio

1) polarny jonowy i kowalencyjny

2) kowalencyjny polarny i jonowy

3) kowalencyjne niepolarne i metaliczne

4) kowalencyjne niepolarne i jonowe

2. Substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe wymieniono w następujących seriach:

1) F 2, CCl 4, KCl 2) NaBr, Na 2 O, KI 3) SO 2 .P 4 .CaF 2 4) H 2 S, Br 2, K 2 S

3. W wyniku interakcji powstaje związek z wiązaniem jonowym

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

4. W jakim szeregu wszystkie substancje mają polarne wiązanie kowalencyjne?

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

5. W jakim szeregu zapisane są wzory substancji mających tylko polarne wiązanie kowalencyjne?

1) Cl 2, NO 2, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 ​​O, Se 4) HI, H 2 O, PH 3

6. Charakterystyczne jest kowalencyjne wiązanie niepolarne

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

7. Substancja z polarnym wiązaniem kowalencyjnym to

1) C1 2 2) NaBr 3) H 2 S 4) MgCl 2

8. Substancja z wiązaniem kowalencyjnym to

1) CaCl 2 2) MgS 3) H 2 S 4) NaBr

9. Substancja z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym ma wzór

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

10. Substancje z niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi są

11. Wiązanie chemiczne powstaje pomiędzy atomami o tej samej elektroujemności

1) jonowy 2) kowalencyjny polarny 3) kowalencyjny niepolarny 4) wodór

12. Charakterystyczne są kowalencyjne wiązania polarne

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

13. Pierwiastek chemiczny, w atomie którego elektrony są rozmieszczone pomiędzy warstwami w następujący sposób: 2, 8, 8, 2 tworzy wiązanie chemiczne z wodorem

1) kowalencyjny polarny 2) kowalencyjny niepolarny

3) jonowy 4) metal

14. W cząsteczce jakiej substancji wiązanie między atomami węgla ma najdłuższą długość?

1) acetylen 2) etan 3) eten 4) benzen

15. Trzy wspólne pary elektronów tworzą wiązanie kowalencyjne w cząsteczce

1) azot 2) siarkowodór 3) metan 4) chlor

16. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe

1) eter dimetylowy 2) metanol 3) etylen 4) octan etylu

17. Polaryzacja wiązania jest najbardziej wyraźna w cząsteczce

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

18. Substancje z niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi są

1) woda i diament 2) wodór i chlor 3) miedź i azot 4) brom i metan

19. Wiązanie wodorowe nie typowe dla treści

1) H 2 O 2) CH 4 3) NH 3 4) CH3OH

20. Kowalencyjne wiązanie polarne jest charakterystyczne dla każdej z dwóch substancji, których wzory są

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

21. Najsłabsze wiązanie chemiczne w cząsteczce

22. Która substancja ma najdłuższe wiązanie chemiczne w swojej cząsteczce?

1) fluor 2) chlor 3) brom 4) jod

23. Każda z substancji wskazanych w szeregu posiada wiązania kowalencyjne:

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. Każda z substancji wskazanych w serii ma wiązanie kowalencyjne:

1) CaO, C 3 H 6, S 8 2) Fe, NaNO 3, CO 3) N 2, CuCO 3, K 2 S 4) C 6 H 5 N0 2, SO 2, CHC1 3

25. Każda z substancji wskazanych w serii ma wiązanie kowalencyjne:

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

26. Każda z substancji wskazanych w szeregu posiada wiązania kowalencyjne:

1) C 3 Ha, NO 2, NaF 2) KCl, CH 3 Cl, C 6 H 12 0 6 3) P 2 O 5, NaHSO 4, Ba 4) C 2 H 5 NH 2, P 4, CH 3 OH

27. Polaryzacja wiązań jest najbardziej widoczna w cząsteczkach

1) siarkowodór 2) chlor 3) fosfina 4) chlorowodór

28. W cząsteczce jakiej substancji wiązania chemiczne są najsilniejsze?

1)СF 4 2)CCl 4 3)CBr 4 4)CI 4

29. Wśród substancji NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - liczba związków z wiązaniami jonowymi jest równa

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

30. Wśród substancji (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - liczba związków z wiązaniem kowalencyjnym jest równa

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

31. W substancjach powstałych przez połączenie identycznych atomów, wiązanie chemiczne

1) jonowy 2) kowalencyjny polarny 3) wodór 4) kowalencyjny niepolarny

32. Atomy pierwiastków chemicznych drugiego okresu układu okresowego D.I. Mendelejew tworzy związki z jonowymi wiązaniami chemicznymi o składzie 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

33. Związkami posiadającymi kowalencyjne wiązania polarne i kowalencyjne niepolarne są odpowiednio: 1) woda i siarkowodór 2) bromek potasu i azot 3) amoniak i wodór 4) tlen i metan

34. Kowalencyjne wiązania niepolarne są charakterystyczne dla 1) wody 2) amoniaku 3) azotu 4) metanu

35. Wiązanie chemiczne w cząsteczce fluorowodoru

1) kowalencyjny polarny 3) jonowy

2) kowalencyjny niepolarny 4) wodór

36. Wybierz parę substancji, w których wszystkie wiązania są kowalencyjne:

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

37. W jodku potasu wiązanie chemiczne

1) kowalencyjny niepolarny 3) metaliczny

2) kowalencyjny polarny 4) jonowy

38. W dwusiarczku węgla CS 2 wiązanie chemiczne

1) jonowy 2) metal

3) kowalencyjny polarny 4) kowalencyjny niepolarny

39. W związku powstaje kowalencyjne wiązanie niepolarne

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

40. Substancja z kowalencyjnym wiązaniem polarnym ma wzór 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

41. Związek z jonowym wiązaniem chemicznym

1) chlorek fosforu 2) bromek potasu 3) tlenek azotu (II) 4) bar

42. W amoniaku i chlorku baru wiązanie chemiczne jest odpowiednio

1) jonowy i kowalencyjny polarny 2) kowalencyjny polarny i jonowy

3) kowalencyjne niepolarne i metaliczne 4) kowalencyjne niepolarne i jonowe

43. Wiązanie jonowe tworzą 1) H i S 2) P i C1 3) Cs i Br 4) Si i F

44. Jaki rodzaj wiązania występuje w cząsteczce H2?

1) Jonowy 2) Wodór 3) Kowalencyjny niepolarny 4) Donor-akceptor

45. Substancje z kowalencyjnym wiązaniem polarnym są

1) tlenek siarki (IV) 2) tlen 3) wodorek wapnia 4) diament

46. ​​W cząsteczce fluoru występuje wiązanie chemiczne

1) kowalencyjny polarny 2) jonowy 3) kowalencyjny niepolarny 4) wodór

47. W której serii znajdują się substancje posiadające wyłącznie kowalencyjne wiązania polarne:

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. W jakim szeregu wszystkie substancje mają polarne wiązanie kowalencyjne?

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. W której serii znajdują się substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe:

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. Powstaje związek z wiązaniem jonowym podczas interakcji

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

51. Pomiędzy cząsteczkami 1) etanu 2) benzenu 3) wodoru 4) etanolu powstaje wiązanie wodorowe

52. Która substancja ma wiązania wodorowe? 1) Siarkowodór 2) Lód 3) Bromowodór 4) Benzen

53. Połączenie utworzone pomiędzy elementami o numerach seryjnych 15 i 53

1) jonowy 2) metal

3) kowalencyjny niepolarny 4) kowalencyjny polarny

54. Połączenie utworzone pomiędzy elementami o numerach seryjnych 16 i 20

1) jonowy 2) metal

3) kowalencyjny polarny 4) wodór

55. Pomiędzy atomami pierwiastków o numerach seryjnych 11 i 17 powstaje wiązanie

1) metaliczny 2) jonowy 3) kowalencyjny 4) donor-akceptor

56. Pomiędzy cząsteczkami tworzą się wiązania wodorowe

1) wodór 2) formaldehyd 3) kwas octowy 4) siarkowodór

57. W jakim szeregu zapisane są wzory substancji mających tylko polarne wiązanie kowalencyjne?

1) Cl 2, NH 3, HCl 2) HBr, NO, Br 2 3) H 2 S, H 2 O, S 8 4) HI, H 2 O, PH 3

58. Która substancja zawiera zarówno jonowe, jak i kowalencyjne wiązania chemiczne?

1) Chlorek sodu 2) Chlorowodór 3) Siarczan sodu 4) Kwas fosforowy

59. Wiązanie chemiczne w cząsteczce ma wyraźniejszy charakter jonowy

1) bromek litu 2) chlorek miedzi 3) węglik wapnia 4) fluorek potasu

60. W jakiej substancji wszystkie wiązania chemiczne są kowalencyjne niepolarne?

1) Diament 2) Tlenek węgla (IV) 3) Złoto 4) Metan

61. Ustal zgodność między substancją a rodzajem połączenia atomów w tej substancji.

NAZWA SUBSTANCJI RODZAJ KOMUNIKACJI

1) cynk A) jonowy

2) azot B) metal

3) amoniak B) kowalencyjny polarny

4) chlorek wapnia D) kowalencyjny niepolarny

62. Mecz

POŁĄCZENIE TYPU KOMUNIKACJI

1) jonowy A) H 2

2) metal B) Va

3) kowalencyjny polarny B) HF

4) kowalencyjny niepolarny D) BaF 2

63. W jakim związku wiązanie kowalencyjne między atomami tworzy mechanizm donor-akceptor? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2

64. Wskaż cząsteczkę, w której energia wiązania jest największa: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

65. Wskaż cząsteczkę, w której wiązanie chemiczne jest najsilniejsze: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI