Свободный фтор состоит из двухатомных молекул. С химической стороны фтор может быть охарактеризован как одновалентный неметалл, и притом самый активный из всех неметаллов. Обусловлено это рядом причин, в том числе легкостью распада молекулы F 2 на отдельные атомы - необходимая для этого энергия составляет лишь 159 кДж/моль (против 493 кДж/моль для О 2 и 242 кДж/моль для С 12). Атомы фтора обладают значительным сродством к электрону и сравнительно малыми размерами. Поэтому их валентные связи с атомами других элементов оказываются прочнее аналогичных связей прочих металлоидов (например, энергия связи Н-F составляет - 564 кДж/моль против 460 кДж/моль для связи Н-О и 431 кДж/моль для связи Н-С1).

Связь F-F характеризуется ядерным расстоянием 1,42 А. Для термической диссоциации фтора расчетным путем были получены следующие данные:

Атом фтора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 2s 2 2p 5 и одновалентен. Связанное с переводом одного 2р-элсктрона на уровень 3s возбуждение трехвалентного состояния требует затраты 1225 кДж/моль и практически не реализуется.

Сродство нейтрального атома фтора к электрону оценивается в 339 кДж/моль. Ион F - характеризуется эффективным радиусом 1,33 А и энергией гидратации 485 кДж/моль. Для ковалентного радиуса фтора обычно принимается значение 71 пм (т. е. половина межъядерного расстояния в молекуле F 2).

Химическая связь - электронный феномен, заключающийся в том, что, по крайней мере, один электрон, находившийся в силовом поле своего ядра, оказывается в силовом поле другого ядра или нескольких ядер одновременно.

Большинство простых веществ и все сложные вещества (соединения) состоят из атомов, определенным образом взаимодействующих друг с другом. Иными словами, между атомами устанавливается химическая связь. При образовании химической связи энергия всегда выделяется, т. е. энергия образующейся частицы должна быть меньше суммарной энергии исходных частиц.

Переход электрона от одного атома к другому, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы с устойчивыми электронными конфигурациями, между которыми устанавливается электростатическое притяжение, является простейшей моделью ионной связи:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X + Y -

Гипотеза образования ионов и возникновения электростатического притяжения между ними была впервые высказана немецким ученым В. Косселем (1916 г.).

Другой моделью связи является обобществление электронов двумя атомами, в результате чего также образуются устойчивые электронные конфигурации. Такая связь называется ковалентной ее теорию в 1916 г. начал разрабатывать американский ученый Г. Льюис.

Общим моментом в обеих теориях было образование частиц с устойчивой электронной конфигурацией, совпадающей с электронной конфигурацией благородного газа.

Например, при образовании фторида лития реализуется ионный механизм образования связи. Атом лития (3 Li 1s 2 2s 1) теряет электрон и превращается в катион (3 Li + 1s 2) с электронной конфигурацией гелия. Фтор (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) принимает электрон, образуя анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) c электронной конфигурацией неона. Между ионом лития Li + и ионом фтора F - возникает электростатическое притяжение, за счет чего образуется новое соединение - фторид лития.

При образовании фтороводорода единственный электрон атома водорода (1s) и неспаренный электрон атома фтора (2p) оказываются в поле действия обоих ядер - атома водорода и атома фтора. Таким образом возникает общая электронная пара, что означает перераспределение электронной плотности и возникновение максимума электронной плотности. В результате с ядром атома водорода теперь связаны два электрона (электронная конфигурация атома гелия), а с ядром фтора - восемь электронов внешнего энергетического уровня (электронная конфигурация атома неона):

Связь, осуществляемая посредством одной электронной пары, называется одинарной связью.

Она обозначается одной черточкой между символами элементов: H-F.

Тенденция к образованию устойчивой восьмиэлектронной оболочки путем перехода электрона от одного атома к другому (ионная связь) или обобществления электронов (ковалентная связь) называется правилом октета.

Образование двухэлектронных оболочек у иона лития и атома водорода является частным случаем.

Существуют, однако, соединения, не отвечающие этому правилу. Например, атом бериллия во фториде бериллия BeF 2 имеет только четырехэлектронную оболочку; шести электронные оболочки характерны для атома бора (точками обозначены электроны внешнего энергетического уровня):

В то же время в таких соединениях, как хлорид фосфора(V) и фторид серы(VI), фторид иода(VII), электронные оболочки центральных атомов содержат больше восьми электронов (фосфор - 10; сера - 12; иод - 14):

В большинстве соединений d-элементов правило октета также не соблюдается.

Во всех представленных выше примерах химическая связь образуется между атомами различных элементов; она называется гетероатомной. Однако ковалентная связь может образоваться и между одинаковыми атомами. Например, молекула водорода образуется за счет обобществления 15 электронов каждого атома водорода, в результате чего каждый атом приобретает устойчивую электронную конфигурацию из двух электронов. Октет образуется при образовании молекул остальных простых веществ, например фтора:

Образование химической связи может осуществляться также путем обобществления четырех или шести электронов. В первом случае образуется двойная связь, представляющая собой две обобщенные пары электронов, во втором - тройная связь (три обобщенные электронные пары).

Например, при образовании молекулы азота N 2 химическая связь образуется путем обобществления шести электронов: по три неспаренных p электрона от каждого атома. Для достижения восьмиэлектронной конфигурации образуются три общие электронные пары:

Двойная связь обозначается двумя черточками, тройная - тремя. Молекулу азота N 2 можно представить следующим образом: N≡N.

В двухатомных молекулах, образованных атомами одного элемента, максимум электронной плотности находится на середине межъядерной линии. Поскольку разделения зарядов между атомами не происходит, такая разновидность ковалентной связи получила название неполярной. Гетероатомная связь всегда является в той или иной степени полярной, так как максимум электронной плотности смещен в сторону одного из атомов, за счет чего он приобретает частичный отрицательный заряд (обозначается σ-). Атом, от которого смещен максимум электронной плотности, приобретает частичный положительный заряд (обозначается σ+). Электронейтральные частицы, в которых центры частичного отрицательного и частичного положительного зарядов не совпадают в пространстве, называются диполями. Полярность связи измеряется дипольным моментом (μ), который прямо пропорционален величине зарядов и расстоянию между ними.

Рис. Схематическое изображение диполя

Список использованной литературы

1. Попков В. А. , Пузаков С. А. Общая химия: учебник. - М.: ГЭОТАР-Медия, 2010. - 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 32-35]

В 1916 г. были предложены первые предельно упрощенные теории строения молекул, в которых использовались электронные представления: теория американского физикохимика Г.Льюиса (1875-1946) и немецкого ученого В.Косселя. По теории Льюиса в образовании химической связи у двухатомной молекулы участвуют валентные электроны сразу двух атомов. Поэтому, например, в молекуле водорода вместо валентного штриха стали рисовать электронную пару, образующую химическую связь:

Химическую связь, образованную электронной парой, называют ковалентной связью. Молекулу фтористого водорода изображают так:

Отличие молекул простых веществ (H2, F2, N2, O2) от молекул сложных веществ (HF, NO, H2O, NH3) состоит в том, что первые не имеют дипольного момента, а вторые - имеют. Дипольный момент m определяется как произведение абсолютной величины заряда q на расстояние между двумя противоположными зарядами r:

Дипольный момент m двухатомной молекулы можно определить двумя способами. Во-первых, поскольку молекула электронейтральна, то известен суммарный положительный заряд молекулы Z" (он равен сумме зарядов ядер атомов: Z" = ZA + ZB). Зная межъядерное расстояние re, можно определить местоположение центра тяжести положительного заряда молекулы. Значение m молекулы находят из эксперимента. Поэтому можно найти r" - расстояние между центрами тяжести положительного и суммарного отрицательного заряда молекулы:

Во-вторых, можно считать, что при смещении электронной пары, образующей химическую связь, к одному из атомов, на этом атоме появляется некоторый избыточный отрицательный заряд -q" и заряд +q" возникает у второго атома. Расстояние между атомами равно re:

Дипольный момент молекулы HF равен 6.4Ч 10-30 КлЧ м, межъядерное расстояние H-F равно 0.917Ч 10-10 м. Расчет q" дает: q" = 0.4 элементарного заряда (т.е. заряда электрона). Раз на атоме фтора появился избыточный отрицательный заряд, значит электронная пара, образующая химическую связь в молекуле HF, смещена к атому фтора. Такая химическая связь называется ковалентной полярной связью. Молекулы типа A2 дипольного момента не имеют. Образующие эти молекулы химические связи называются ковалентными неполярными связями .

Теория Косселя была предложена для описания молекул, образованных активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и активными неметаллами (галогенами, кислородом, азотом). Внешние валентные электроны у атомов металлов наиболее далеко удалены от ядра атома и поэтому сравнительно слабо удерживаются атомом металла. У атомов химических элементов, расположенных в одном и том же ряду Периодической системы, при переходе слева направо заряд ядра все время возрастает, а дополнительные электроны располагаются в том же самом электронном слое. Это приводит к тому, что внешняя электронная оболочка сжимается и электроны все более прочно удерживаются в атоме. Поэтому в молекуле MeX появляется возможность слабо удерживаемый внешний валентный электрон металла переместить с затратой энергии, равной потенциалу ионизации, в валентную электронную оболочку атома неметалла с выделением энергии, равной сродству к электрону. В результате образуются два иона: Me+ и X-. Электростатическое взаимодействие этих ионов и является химической связью. Такой тип связи назвали ионной .

Если определить дипольные моменты молекул MeX в парах, то окажется, что заряд с атома металла не переходит полностью к атому неметалла, и химическая связь в таких молекулах лучше описывается как ковалентная сильно полярная связь. Положительные катионы металлов Ме+ и отрицательные анионы атомов неметаллов Х- обычно существуют в узлах кристаллической решетки кристаллов этих веществ. Но в этом случае каждый положительный ион металла прежде всего электростатически взаимодействует с ближайшими к нему анионами неметаллов, потом с катионами металлов и т.д. То есть в ионных кристаллах химические связи делокализованы и каждый ион в конечном итоге взаимодействует со всеми остальными ионами, входящими в кристалл, который и представляет собой гигантскую молекулу.

Наряду с четко определенными характеристиками атомов, такими как заряды ядер атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону, в химии используются и менее определенные характеристики. Одной из них является электроотрицательность. Она была введена в науку американским химиком Л.Полингом. Сначала рассмотрим для элементов первых трех периодов данные о первом потенциале ионизации и о сродстве к электрону.

Закономерности в потенциалах ионизации и сродство к электрону полностью объясняются структурой валентных электронных оболочек атомов. Cродство к электрону у изолированного атома азота гораздо меньше, чем у атомов щелочных металлов, хотя азот - это активный неметалл. Именно в молекулах при взаимодействии с атомами других химических элементов азот доказывает, что он - активный неметалл. Это и пытался сделать Л.Полинг, вводя "электроотрицательность" как способность атомов химических элементов смещать к себе электронную пару при образовании ковалентных полярных связей . Шкала электроотрицательности для химических элементов была предложена Л.Полингом. Наибольшую электротрицательность в условных безразмерных единицах он приписал фтору - 4,0 кислороду - 3.5, хлору и азоту - 3.0, брому - 2.8. Характер изменения электроотрицательности у атомов полностью отвечают тем закономерностям, которые выражены в Периодической системе. Поэтому применение понятия "электроотрицательность " просто переводит на другой язык те закономерности в изменении свойств металлов и неметаллов, которые уже отражены в Периодической системе.

Многие металлы в твердом состоянии представляют собой почти идеально образованные кристаллы . В узлах кристаллической решетки в кристалле расположены атомы или положительные ионы металлов. Электроны тех атомов металлов, из которых образовались положительные ионы, в виде электронного газа находятся в пространстве между узлами кристаллической решетки и принадлежат всем атомам и ионам. Именно они определяют характерный металлический блеск, высокую электропроводность и теплопроводность металлов. Тип химической связи, которую осуществляют обобществленные электроны в кристалле металла, называется металлической связью .

В 1819 г. французские ученые П.Дюлонг и А.Пти экспериментально установили, что мольная теплоемкость почти всех металлов в кристаллическом состоянии равна 25 Дж/моль. Сейчас мы легко можем объяснить, почему это так. Атомы металлов в узлах кристаллической решетки все время находятся в движении - совершают колебательные движения. Это сложное движение можно разложить на три простых колебательных движения в трех взаимно перпендикулярных плоскостях. Каждому колебательному движению соответствует своя энергия и свой закон ее изменения с ростом температуры - своя теплоемкость. Предельное значение теплоемкости для любого колебательного движения атомов равняется R - Универсальной газовой постоянной. Трем независимым колебательным движениям атомов в кристалле будет соответствовать теплоемкость, равная 3R. При нагревании металлов, начиная с очень низких температур, их теплоемкость растет от нулевого значения. При комнатной и более высокой температуре значение теплоемкости большинства металлов выходит на свое максимальное значение - 3R.

При нагревании кристаллическая решетка металлов разрушается и они переходят в расплавленное состояние. При дальнейшем нагревании металлы испаряются. В парах многие металлы существуют в виде молекул Me2. В этих молекулах атомы металла способны образовывать ковалентные неполярные связи.

Фтор - химический элемент (символ F, атомный номер 9), неметалл, который относится к группе галогенов. Это самое активное и электроотрицательное вещество. При нормальной температуре и давлении молекула фтора является бледно-желтого цвета с формулой F 2 . Как и другие галоиды, молекулярный фтор очень опасен и при контакте с кожей вызывает тяжелые химические ожоги.

Использование

Фтор и его соединения широко применяются, в т. ч. и для получения фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля. используется для травления стекла, а плазма из фтора - для производства полупроводниковых и других материалов. Низкие концентрации ионов F в зубной пасте и питьевой воде могут помочь предотвратить кариес зубов, в то время как более высокие концентрации входят в состав некоторых инсектицидов. Многие общие анестетики представляют собой производные фторуглеводородов. Изотоп 18 F является источником позитронов для получения медицинских изображений методом позитронно-эмиссионной томографии, а гексафторид урана используется для разделения изотопов урана и получения для атомных электростанций.

История открытия

Минералы, содержащие соединения фтора, были известны за много лет до выделения этого химического элемента. Например, минерал плавиковый шпат (или флюорит), состоящий из фторида кальция, был описан в 1530 г. Георгием Агриколой. Он заметил, что его можно использовать в качестве флюса - вещества, которое помогает снизить температуру плавления металла или руды и помогает очистить нужный металл. Поэтому фтор название свое латинское название получил от слова fluere («течь»).

В 1670 году стеклодув Генрих Шванхард обнаружил, что стекло травится под действием фтористого кальция (плавикового шпата), обработанного кислотой. Карл Шееле и многие более поздние исследователи, в том числе Гемфри Дэви, Жозеф-Луи Гей-Люссак, Антуан Лавуазье, Луи Тенар, экспериментировали с плавиковой кислотой (HF), которую было несложно получить путем обработки CaF концентрированной серной кислотой.

В конце концов, стало понятно, что HF содержит ранее неизвестный элемент. Это вещество, однако, из-за его чрезмерной реактивности в течение многих лет выделить не удавалось. Его не только трудно отделить от соединений, но оно тут же вступает в реакцию с другими их компонентами. Выделение элементарного фтора из плавиковой кислоты чрезвычайно опасно, и ранние попытки ослепили и убили нескольких ученых. Эти люди стали известны как «мученики фтора».

Открытие и производство

Наконец, в 1886 году французскому химику Анри Муассану удалось выделить фтор путем электролиза смеси расплавленных фторидов калия и плавиковой кислоты. За это он был удостоен Нобелевской премии 1906 года в области химии. Его электролитический подход продолжает использоваться сегодня для промышленного получения данного химического элемента.

Первое масштабное производство фтора началось во время Второй мировой войны. Он требовался для одного из этапов создания атомной бомбы в рамках Манхэттенского проекта. Фтор использовался для получения гексафторида урана (UF 6), который, в свою очередь, применялся для отделения друг от друга двух изотопов 235 U и 238 U. Сегодня газообразный UF 6 необходим для получения обогащенного урана для ядерной энергетики.

Важнейшие свойства фтора

В периодической таблице элемент находится в верхней части 17 группы (бывшая группа 7А), которую называют галогенной. К другим галогенам относятся хлор, бром, йод и астат. Кроме того, F находится во втором периоде между кислородом и неоном.

Чистый фтор - это коррозионный газ (химическая формула F 2) с характерным резким запахом, который обнаруживается в концентрации 20 нл на литр объема. Как наиболее реактивный и электроотрицательный из всех элементов, он легко образует соединения с большинством из них. Фтор слишком реактивный, чтобы существовать в элементарной форме и имеет такое сродство с большинством материалов, включая кремний, что его нельзя готовить или хранить в стеклянных емкостях. Во влажном воздухе он реагирует с водой, образуя не менее опасную плавиковую кислоту.

Фтор, взаимодействуя с водородом, взрывается даже при низкой температуре и в темноте. Он бурно реагирует с водой, образуя плавиковую кислоту и газообразный кислород. Различные материалы, в том числе мелкодисперсные металлы и стекла, в струе газообразного фтора горят ярким пламенем. Кроме того, данный химический элемент образует соединения с благородными газами криптоном, ксеноном и радоном. Однако непосредственно с азотом и кислородом он не реагирует.

Несмотря на крайнюю активность фтора, сегодня стали доступны методы его безопасной обработки и транспортировки. Элемент может храниться в емкостях из стали или монеля (богатого никелем сплава), так как на поверхности этих материалов образуются фториды, которые препятствуют дальнейшей реакции.

Фториды - это вещества, в которых фтор присутствует в виде отрицательно заряженного иона (F -) в сочетании с некоторыми положительно заряженными элементами. Соединения фтора с металлами являются одними из наиболее стабильных солей. При растворении в воде они делятся на ионы. Другими формами фтора являются комплексы, например, - , и H 2 F + .

Изотопы

Существует множество изотопов данного галогена, начиная от 14 F и заканчивая 31 F. Но изотопный состав фтора включает только один из них, 19 F, который содержит 10 нейтронов, так как только он является стабильным. Радиоактивный изотоп 18 F - ценный источник позитронов.

Биологическое воздействие

Фтор в организме в основном содержится в костях и зубах в виде ионов. Фторирование питьевой воды в концентрации менее одной части на миллион значительно снижает частоту кариеса - так считают в Национальном исследовательском совете Национальной академии наук США. С другой стороны, избыточное накопление фтора может привести к флюорозу, который проявляется в крапчатости зубов. Этот эффект обычно наблюдается в местностях, где содержание данного химического элемента в питьевой воде превышает концентрацию 10 промилле.

Элементарный фтор и фтористые соли токсичны и с ними следует обходиться с большой осторожностью. Контакта с кожей или глазами следует тщательно избегать. Реакция с кожным покровом производит которая быстро проникает через ткани и реагирует с кальцием в костях, повреждая их навсегда.

Фтор в окружающей среде

Ежегодная мировая добыча минерала флюорита составляет около 4 млн т, а общая мощность разведанных месторождений находится в пределах 120 млн т. Основными районами добычи этого минерала являются Мексика, Китай и Западная Европа.

В природе фтор встречается в земной коре, где его можно найти в горных породах, угле и глине. Фториды попадают в воздух при ветровой эрозии почв. Фтор является 13-м по распространенности химическим элементом в земной коре - его содержание равно 950 промилле. В почвах его средняя концентрация - примерно 330 промилле. Фтороводород может выделяться в воздух в результате процессов горения в промышленности. Фториды, которые находятся в воздухе, в конечном итоге выпадают на землю или в воду. Когда фтор образует связь с очень мелкими частицами, то может оставаться в воздухе в течение длительного периода времени.

В атмосфере 0,6 миллиардных долей данного химического элемента присутствуют в виде солевого тумана и органических соединений хлора. В городских условиях концентрация достигает 50 частей на миллиард.

Соединения

Фтор - это химический элемент, который образует широкий спектр органических и неорганических соединений. Химики могут заменить им атомы водорода, тем самым создавая множество новых веществ. Высокореактивный галоген образует соединения с благородными газами. В 1962 году Нил Бартлетт синтезировал гексафторплатинат ксенона (XePtF6). Фториды криптона и радона также были получены. Еще одним соединением является фторгидрид аргона, устойчивый лишь при экстремально низких температурах.

Промышленное применение

В атомарном и молекулярном состоянии фтор используется для плазменного травления в производстве полупроводников, плоских дисплеев и микроэлектромеханических систем. Плавиковая кислота применяется для травления стекла в лампах и других изделиях.

Наряду с некоторыми из его соединений, фтор - это важная составляющая производства фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля. Химический элемент необходим для получения галогенированных алканов (галоны), которые, в свою очередь, широко использовались в системах кондиционирования воздуха и охлаждения. Позже такое применение хлорфторуглеродов было запрещено, поскольку они способствуют разрушению озонового слоя в верхних слоях атмосферы.

Гексафторид серы - чрезвычайно инертный, нетоксичный газ, относящийся к веществам, вызывающим парниковый эффект. Без фтора невозможно производство пластмасс с низким коэффициентом трения, таких как тефлон. Многие анестетики (например, севофлуран, десфлуран и изофлуран) являются производными фторуглеводородов. Гексафторалюминат натрия (криолит) применяется в электролизе алюминия.

Соединения фтора, в том числе NaF, используются в зубных пастах для предотвращения кариеса. Эти вещества добавляются в системы муниципального водоснабжения для фторирования воды, однако из-за воздействия на здоровье человека эта практика считается спорной. При более высоких концентрациях NaF используются в качестве инсектицида, особенно для борьбы с тараканами.

В прошлом фториды применялись для снижения и руд и повышения их текучести. Фтор - это важный компонент производства гексафторида урана, который применяется для разделения его изотопов. 18 F, радиоактивный изотоп с 110 минут, излучает позитроны и часто используется в медицинской позитронно-эмиссионной томографии.

Физические свойства фтора

Базовые характеристики химического элемента следующие:

• Атомная масса 18,9984032 г/моль.
• Электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Степень окисления -1.
• Плотность 1,7 г/л.
• Температура плавления 53,53 К.
• Температура кипения 85,03 К.
• Теплоемкость 31,34 Дж/(К·моль).

Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.

Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H – H (связь между двумя атомами водорода);

H 3 N – Н + (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);

(К +) – (I -) (связь между катионом калия и иодид-ионом).

Химическая связь образуется парой электронов (), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:

Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

В молекуле F 2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотность одинакова и в электронной формуле молекулы может быть условно разделена между ними поровну:

В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная, так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:

Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:

H · + · H > H – H

Такой механизм образования связи называется обменным или равноценным.

По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н + :

H + + (:H) - > H – H

Катион Н + в этом случае называют акцептором, а анион Н – донором электронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным, или координационным.

Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями, они определяют геометрическую форму молекул.

Двойные и тройные связи () содержат одну?-составляющую и одну или две?-составляющие; ?-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее?-составляющих.

Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.

Энергия химической связи (Е св) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее , чем кратная (двойная, тройная).

Длина химической связи (l св) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее , чем кратная.

Полярность связи измеряется электрическим дипольным моментом р – произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е. длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H +I -Cl -I реальные заряды равны Н +0 " 17 -Сl -0 " 17 (двухполюсная частица, или диполь).

Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.

Например, молекулы СО 2 , BF 3 и СН 4 имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:

При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.

Полярными (р > O) будут:

а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH 3 , Н 2 О, HNО 3 и HCN.

Сложные ионы, например NH 4 + , SO 4 2- и NO 3 - , не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.

Ионная связь возникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К + и I - . У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельным случаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и веществ класса солей (NaNО 3 , K 2 SО 4 , СаСО 3). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы (кристаллы, построенные из катионов и анионов).

Известен еще один вид связи, называемой металлической связью, в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.

Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку. Совокупность обобществленных валентных электронов (электронный газ) удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.

Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомные и молекулярные кристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I 2 и диоксид углерода СO 2 (сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.

Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н 2 O и смеси H 2 O + NH 3:

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н 2 O и NH 3 , но их нет в HCl, H 2 S и РН 3 .

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями

(например, HF и Н 2 O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H 2 S соответственно).

Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Примеры заданий части А

1. Вещества только с ковалентными связями – это

1) SiH 4 , Сl 2 O, СаВr 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. Ковалентная связь

2. одинарная

3. двойная

4. тройная

присутствует в веществе

5. Кратные связи имеются в молекулах

6. Частицы, называемые радикалами, – это

7. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в наборе ионов

1) SO 4 2- , NH 4 +

2) H 3 O + , NH 4 +

3) PO 4 3- , NO 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Наиболее прочная и короткая связь – в молекуле

9. Вещества только с ионными связями – в наборе

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Кристаллическая решетка вещества

13. Ва(ОН) 2

1) металлическая

71 пм Энергия ионизации
(первый электрон) 1680,0 (17,41) кДж /моль (эВ) Электронная конфигурация 2s 2 2p 5 Химические свойства Ковалентный радиус 72 пм Радиус иона (-1e)133 пм Электроотрицательность
(по Полингу) 3,98 Электродный потенциал 0 Степени окисления −1 Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при −189 °C)1,108 /см ³ Молярная теплоёмкость 31,34 Дж /( ·моль) Теплопроводность 0,028 Вт /( ·) Температура плавления 53,53 Теплота плавления (F-F) 0,51 кДж /моль Температура кипения 85,01 Теплота испарения 6,54 (F-F) кДж /моль Молярный объём 17,1 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки моноклинная Параметры решётки 5,50 b=3,28 c=7,28 β=90.0 Отношение c/a — Температура Дебая n/a

F	9
18,9984
2s 2 2p 5
Фтор

Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами (редкие исключения — фторопласты), и с большинством из них — с горением и взрывом. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина :урана для ядерной промышленности.
трёхфтористого хлора ClF 3 — фторирующий агент и мощный окислитель ракетного топлива
шестифтористой серы SF 6 — газообразный изолятор в электротехнической промышленности
фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами
фреонов — хороших хладагентов
тефлонов — химически инертных полимеров
гексафтороалюмината натрия — для последующего получения алюминия электролизом
различных соединений фтора

Ракетная техника

Соединения фтора широко применяются в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.

Применение в медицине

Соединения фтора широко применяются в медицине как кровезаменители.

Биологическая и физиологическая роль

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca 5 F(PO 4) 3 . При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариеса и флюорозу (крапчатости эмали) и остеосаркомы, соответственно.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фтора или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1-2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30-50 %.

Предельно допустимая концентрация связанного фторав воздухе промышленных помещениях равен 0,0005 мг/литр.

Дополнительная информация

Фтор, Fluorum, F(9)
Фтор (Fluorine, франц. и нем. Fluor) получен в свободном состоянии в 1886 г., но его соединения известны давно и широко применялись в металлургии и производстве стекла. Первые упоминания о флюорите (СаР,) под названием плавиковый шпат (Fliisspat) относятся к XVI в. В одном из сочинений, приписываемых легендарному Василию Валентину, упоминаются окрашенные в различные цвета камни — флюссе (Fliisse от лат. fluere — течь, литься), которые применялись в качестве плавней при выплавке металлов. Об этом же пишут Агрикола и Либавиус. Последний вводит особые названия для этого плавня — плавиковый шпат (Flusspat) и минеральный плавик. Многие авторы химико-технических сочинений XVII и XVIII вв. описывают разные виды плавикого шпата. В России эти камни именовались плавик, спалт, спат; Ломоносов относил эти камни к разряду селенитов и называл шпатом или флусом (флус хрустальный). Русские мастера, а также собиратели коллекций минералов (например, в XVIII в. князь П. Ф. Голицын) знали, что некоторые виды шпатов при нагревании (например, в горячей воде) светятся в темноте. Впрочем, еще Лейбниц в своей истории фосфора (1710) упоминает в связи с этим о термофосфоре (Thermophosphorus).

По-видимому, химики и химики-ремесленники познакомились с плавиковой кислотой не позднее XVII в. В 1670 г. нюрнбергский ремесленник Шванхард использовал плавиковый шпат в смеси с серной кислотой для вытравливания узоров на стеклянных бокалах. Однако в то время природа плавикового шпата и плавиковой кислоты была совершенно неизвестна. Полагали, например, что протравливающее действие в процессе Шванхарда оказывает кремневая кислота. Это ошибочное мнение устранил Шееле, доказав, что при взаимодействии плавикового шпата с серной кислотой кремневая кислота получается в результате разъедания стеклянной реторты образующейся плавиковой кислотой. Кроме того, Шееле установил (1771), что плавиковый шпат представляет собой соединение известковой земли с особой кислотой, которая получила название «Шведская кислота».

Лавуазье признал радикал плавиковой кислоты (radical fluorique) простым телом и включил его в свою таблицу простых тел. В более или менее чистом виде плавиковая кислота была получена в 1809 r. Гей-Люссаком и Тенаром путем перегонки плавикового шпата с серной кислотой в свинцовой или серебряной реторте. При этой операции оба исследователя получили отравление. Истинную природу плавиковой кислоты установил в 1810 г. Ампер. Он отверг мнение Лавуазье о том, что в плавиковой кислоте должен содержаться кислород, и доказал аналогию этой кислоты с хлористоводородной кислотой. О своих выводах Ампер сообщил Дэви, который незадолго до этого установил элементарную природу хлора. Дэви полностью согласился с доводами Ампера и затратил немало усилий на получение свободного фтора электролизом плавиковой кислоты и другими путями. Принимая во внимание сильное разъедающее действие плавиковой кислоты на стекло, а также на растительные и животные ткани, Ампер предложил назвать элемент, содержащийся в ней, фтором (греч.- разрушение, гибель, мор, чума и т. д.). Однако Дэви не принял этого названия и предложил другое — флюорин (Fluorine) по аналогии с тогдашним названием хлора — хлорин (Chlorine), оба названия до сих пор употребляются в английском языке. В русском языке сохранилось название, данное Ампером.

Многочисленные попытки выделить свободный фтор в XIX в. не привели к успешным результатам. Лишь в 1886 г. Муассану удалось сделать это и получить свободный фтор в виде газа желто-зеленого цвета. Так как фтор является необычайно агрессивным газом, Муассану пришлось преодолеть множество затруднений, прежде чем он нашел материал, пригодный для аппаратуры в опытах со фтором. U-образная трубка для электролиза фтористо- водородной кислоты при 55°С (охлаждаемая жидким хлористым метилом) была сделана из платины с пробками из плавикового шпата. После того как были исследованы химические и физические свойства свободного фтора, он нашел широкое применение. Сейчас фтор — один из важнейших компонентов синтеза фторорганических веществ широкого ассортимента. В русской литературе начала XIX в. фтор именовался по-разному: основание плавиковой кислоты, флуорин (Двигубский,1824), плавиковость (Иовский), флюор (Щеглов, 1830), флуор, плавик, плавикотвор. Гесс с 1831 г. ввел в употребление название фтор.

Задание №1

Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых присутствует ионная химическая связь.

• 1. Ca(ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3. NH 4 Cl
• 4. HClO 4
• 5. Cl 2 O 7

Ответ: 13

Определить наличие ионного типа связи в соединении в подавляющем большинстве случаев можно по тому, что в состав его структурных единиц одновременно входят атомы типичного металла и атомы неметалла.

По этому признаку мы устанавливаем, что ионная связь имеется в соединении под номером 1 - Ca(ClO 2) 2 , т.к. в его формуле можно увидеть атомы типичного металла кальция и атомы неметаллов - кислорода и хлора.

Однако, больше соединений, содержащих одновременно атомы металла и неметалла, в указанном списке нет.

Среди указанных в задании соединений есть хлорид аммония, в нем ионная связь реализуется между катионом аммония NH 4 + и хлорид-ионом Cl − .

Задание №2

Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых тип химической связи такой же, как в молекуле фтора.

1) кислород

2) оксид азота (II)

3) бромоводород

4) иодид натрия

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 15

Молекула фтора (F 2) состоит из двух атомов одного химического элемента неметалла, поэтому химическая связь в данной молекуле ковалентная неполярная.

Ковалентная неполярная связь может быть реализована только между атомами одного и того же химического элемента неметалла.

Из предложенных вариантов ковалентный неполярный тип связи имеют только кислород и алмаз. Молекула кислорода является двухатомной, состоит из атомов одного химического элемента неметалла. Алмаз имеет атомное строение и в его структуре каждый атом углерода, являющегося неметаллом, связан с 4-мя другими атомами углерода.

Оксид азота (II) - вещество состоящее из молекул, образованных атомами двух разных неметаллов. Поскольку электроотрицательности разных атомов всегда различны, общая электронная пара в молекуле смещена к более электроотрицательному элементу, в данном случае к кислороду. Таким образом, связь в молекуле NO является ковалентной полярной.

Бромоводород также состоит из двухатомных молекул, состоящих из атомов водорода и брома. Общая электронная пара, образующая связь H-Br, смещена к более электроотрицательному атому брома. Химическая связь в молекуле HBr также является ковалентной полярной.

Иодид натрия - вещество ионного строения, образованное катионом металла и иодид-анионом. Связь в молекуле NaI образована за счет перехода электрона с 3s -орбитали атома натрия (атом натрия превращается в катион) на недозаполненную 5p -орбиталь атома иода (атом иода превращается в анион). Такая химическая связь называется ионной.

Задание №3

Из предложенного перечня выберите два вещества, между молекулами которых образуются водородные связи.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5 OH
• 3. H 2 O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 23

Пояснение:

Водородные связи имеют место в веществах молекулярного строения, в которых присутствуют ковалетные связи H-O, H-N, H-F. Т.е. ковалентные связи атома водорода с атомами трех химических элементов с наивысшей электроотрицательностью.

Таким образом, очевидно, водородные связи есть между молекулами:

2) спиртов

3) фенолов

4) карбоновых кислот

5) аммиака

6) первичных и вторичных аминов

7) плавиковой кислоты

Задание №4

Из предложенного перечня выберите два соединения с ионной химической связью.

• 1. PCl 3
• 2. CO 2
• 3. NaCl
• 4. H 2 S
• 5. MgO

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 35

Пояснение:

Сделать вывод о наличии ионного типа связи в соединении в подавляющем большинстве случаев можно по тому, что в состав структурных единиц вещества одновременно входят атомы типичного металла и атомы неметалла.

По этому признаку мы устанавливаем, что ионная связь имеется в соединении под номером 3 (NaCl) и 5 (MgO).

Примечание*

Помимо указанного выше признака, о наличии ионной связи в соединении можно говорить, если в составе его структурной единицы содержится катион аммония (NH 4 +) или его органические аналоги - катионы алкиламмония RNH 3 + , диалкиламония R 2 NH 2 + , триалкиламмония R 3 NH + или тетраалкиламмония R 4 N + , где R - некоторый углеводородный радикал. Например, ионный тип связи имеет место в соединении (CH 3) 4 NCl между катионом (CH 3) 4 + и хлорид-ионом Cl − .

Задание №5

Из предложенного перечня выберите два вещества с одинаковым типом строения.

4) поваренная соль

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 23

Задание №8

Из предложенного перечня выберите два вещества немолекулярного строения.

2) кислород

3) белый фосфор

5) кремний

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 45

Задание №11

Из предложенного перечня выберите два вещества, в молекулах которых присутствует двойная связь между атомами углерода и кислорода.

3) формальдегид

4) уксусная кислота

5) глицерин

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 34

Задание №14

Из предложенного перечня выберите два вещества с ионной связью.

1) кислород

3) оксид углерода (IV)

4) хлорид натрия

5) оксид кальция

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 45

Задание №15

Из предложенного перечня выберите два вещества с таким же типом кристаллической решетки, как у алмаза.

1) кремнезем SiO 2

2) оксид натрия Na 2 O

3) угарный газ CO

4) белый фосфор P 4

5) кремний Si

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 15

Задание №20

Из предложенного перечня выберите два вещества, в молекулах которых есть одна тройная связь.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. C 2 H 2

Запишите в поле ответа номера выбранных соединений.

Ответ: 45

Пояснение:

Для того, чтобы найти правильный ответ, нарисуем структурные формулы соединений из представленного списка:

Таким образом, мы видим, что тройная связь имеется в молекулах азота и ацетилена. Т.е. правильные ответы 45

Задание №21

Из предложенного перечня выберите два вещества, в молекулах которых есть ковалентная неполярная связь.

Атом, молекула, ядерные свойства

Строение атома фтора.

В центре атома находится положительное заряженное ядро. Вокруг вращаются 9 отрицательно заряженных электронов.

Электронная формула: 1s2;2s2;2p5

m прот. = 1,00783 (а.е.м.)

m нейтр.= 1,00866 (а.е.м.)

m протона = m электрона

Изотопы фтора.

Изотоп: 18F

Краткая характеристика: Распространённость в природе: 0 %

Число протонов в ядре - 9. Число нейтронов в ядре - 9. Число нуклонов - 18.Е связи = 931,5(9*m пр.+9*m нейтр-М(F18)) = 138,24 (МЭВ)Е удельн. = Е связи/N нуклонов = 7,81 (МЭВ/нукл.)

Альфа-распад невозможенБета минус-распад невозможенПозитронный распад: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28(Мэв)Электронный захват: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(Мэв)

Изотоп: 19F

Краткая характеристика: Распространённость в природе: 100 %

Молекула фтора.

Свободный фтор состоит из двухатомных молекул. С химической стороны фтор может быть охарактеризован как одновалентный неметалл, и притом самый активный из всех неметаллов. Обусловлено это рядом причин, в том числе легкостью распада молекулы F2 на отдельные атомы - необходимая для этого энергия составляет лишь 159 кДж/моль (против 493 кДж/моль для О2 и 242 кДж/моль для С12). Атомы фтора обладают значительным сродством к электрону и сравнительно малыми размерами. Поэтому их валентные связи с атомами других элементов оказываются прочнее аналогичных связей прочих металлоидов (например, энергия связи Н-F составляет - 564 кДж/моль против 460 кДж/моль для связи Н-О и 431 кДж/моль для связи Н-С1).

Связь F-F характеризуется ядерным расстоянием 1,42 А. Для термической диссоциации фтора расчетным путем были получены следующие данные:

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

Степень диссоциации, % 5·10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Атом фтора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 2s22p5 и одновалентен. Связанное с переводом одного 2р-элсктрона на уровень 3s возбуждение трехвалентного состояния требует затраты 1225 кДж/моль и практически не реализуется. Сродство нейтрального атома фтора к электрону оценивается в 339 кДж/моль. Ион F- характеризуется эффективным радиусом 1,33 А и энергией гидратации 485 кДж/моль. Для ковалентного радиуса фтора обычно принимается значение 71 пм (т. е. половина межъядерного расстояния в молекуле F2).

Химические свойства фтора.

Так как фтористые производные м е т а л л о и д н ы х элементов обычно легколетучи образование их не предохраняет поверхность металлоида от дальнейшего действия фтора. Поэтому взаимодействие часто протекает значительно энергичнее, чем со многими металлами. Например, кремний, фосфор и сера воспламеняются в газообразном фторе. Аналогично ведет себя аморфный углерод (древесный уголь), тогда как графит реагирует лишь при температуре красного каления. С азотом и кислородом фтор непосредственно не соединяется.

От водородных соединений других элементов фтор отнимает водород. Большинство оксидов разлагается им с вытеснением кислорода. В частности, вода взаимодействует по схемеF2 + Н2О --> 2 НF + O

причем вытесняемые атомы кислорода соединяются не только друг с другом, но частично также с молекулами воды и фтора. Поэтому, помимо газообразного кислорода, при этой реакции всегда образуются пероксид водорода и оксид фтора (F2О). Последняя представляет собой бледно-желтый газ, похожий по запаху на озон.

Окись фтора (иначе - фтористый кислород - ОF2) может быть получена пропусканием фтора в 0,5 н. раствор NаОН. Реакция идет по уравнению:2 F2 + 2 NаОН = 2 NаF + Н2О + F2ОТак же для фтора характерны следующие реакции:

H2 + F2 = 2HF (со взрывом)