Rad sadrži zadatke o kemijskim vezama.

Pugacheva Elena Vladimirovna

Opis razvoja

6. Kovalentna nepolarna veza je karakteristična za

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

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

3) ionski 4) metalni

15. Tri zajednička elektronska para tvore kovalentnu vezu u molekuli

16. Između molekula stvaraju se vodikove veze

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

1) voda i dijamant 2) vodik i klor 3) bakar i dušik 4) brom i metan

19. Vodikova veza nije tipično za supstancu

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

1)SF 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. Atomi kemijskih elemenata druge periode periodnog sustava D.I. Mendeljejev tvore spojeve s ionskim kemijskim vezama sastava 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

1) ionski 2) metalni

43. Ionsku vezu tvore 1) H i S 2) P i C1 3) Cs i Br 4) Si i F

prilikom interakcije

1) ionski 2) metalni

1) ionski 2) metalni

NAZIV TVARI VRSTA KOMUNIKACIJE

1) cink A) ionski

2) dušik B) metal

62. Utakmica

VEZA VRSTE KOMUNIKACIJE

1) ionski A) H 2

2) metal B) Va

3) kovalentni polarni B) HF

66. Najjača kemijska veza javlja se u molekuli 1) F 2 2) Cl 2 3) O 2 4) N 2

67. Snaga veze raste u nizu 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. Navedite niz koji karakterizira povećanje duljine kemijske veze

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

Pogledajmo zadatke broj 3 iz Mogućnosti jedinstvenog državnog ispita za 2016. godinu.

Zadaci s rješenjima.

Zadatak br. 1.

Spojevi s kovalentnom nepolarnom vezom nalaze se u nizu:

1. O2, Cl2, H2

2. HCl, N2, F2

3. O3, P4, H2O

4.NH3, S8, NaF

Obrazloženje: moramo pronaći niz u kojem će biti samo jednostavne tvari, budući da se kovalentna nepolarna veza stvara samo između atoma istog elementa. Točan odgovor je 1.

Zadatak br. 2.

Tvari s kovalentnim polarnim vezama navedene su u sljedećem nizu:

1. CaF2, Na2S, N2

2. P4, FeCl2, NH3

3. SiF4, HF, H2S

4. NaCl, Li2O, SO2

Obrazloženje: ovdje morate pronaći niz u kojem su samo složene tvari i, štoviše, svi nemetali. Točan odgovor je 3.

Zadatak br. 3.

Vodikova veza je karakteristična za

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

Obrazloženje: Vodikova veza nastaje između vodikovog iona i elektronegativnog iona. Među navedenima samo alkoholi imaju takav set.

Točan odgovor je 3.

Zadatak br. 4.

Kemijska veza između molekula vode

1. Vodik

2. Ionski

3. Kovalentni polarni

4. Kovalentni nepolarni

Obrazloženje: U vodi se stvara polarna kovalentna veza između O i H atoma, budući da su to dva nemetala, ali između molekula vode postoji vodikova veza. Točan odgovor je 1.

Zadatak br. 5.

Svaka od dvije tvari ima samo kovalentne veze:

1. CaO i C3H6

2. NaNO3 i CO

3. N2 i K2S

4. CH4 i SiO2

Obrazloženje: veze se moraju sastojati samo od nemetala, tj točan odgovor je 4.

Zadatak br. 6.

Tvar s polarnom kovalentnom vezom je

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

Obrazloženje: Polarna kovalentna veza nastaje između atoma različitih nemetala. Točan odgovor je 3.

Zadatak br. 7.

Nepolarna kovalentna veza karakteristična je za svaku od dvije tvari:

1. Voda i dijamant

2. Vodik i klor

3. Bakar i dušik

4. Brom i metan

Obrazloženje: nepolarna kovalentna veza karakteristična je za spajanje atoma istog elementa nemetala. Točan odgovor je 2.

Zadatak br. 8.

Koja se kemijska veza stvara između atoma elemenata s atomskim brojevima 9 i 19?

1. Jonski

2. Metal

3. Kovalentni polarni

4. Kovalentni nepolarni

Obrazloženje: to su elementi - fluor i kalij, odnosno nemetal i metal, između takvih elemenata može nastati samo ionska veza. Točan odgovor je 1.

Zadatak br. 9.

Tvar s ionskom vrstom veze odgovara formuli

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

Obrazloženje: nastaje ionska veza između atoma metala i atoma nemetala tj točan odgovor je 4.

Zadatak br. 10.

Klorovodik i

1. Amonijak

2. Brom

3. Natrijev klorid

4. Magnezijev oksid

Obrazloženje: Klorovodik ima kovalentnu polarnu vezu, odnosno moramo pronaći tvar koja se sastoji od dva različita nemetala - to je amonijak.

Točan odgovor je 1.

Zadaci za samostalno rješavanje.

1. Između molekula stvaraju se vodikove veze

1. Fluorovodična kiselina

2. Metan klorid

3. Dimetil eter

4. Etilen

2. Spoj s kovalentnom vezom odgovara formuli

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

3. Tvar s kovalentnom nepolarnom vezom ima formulu

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

4. Tvar s ionskom vezom je

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

5. Između molekula stvaraju se vodikove veze

1. Metanol

3. Acetilen

4. Metil format

6. Kovalentna nepolarna veza karakteristična je za svaku od dvije tvari:

1. Dušik i ozon

2. Voda i amonijak

3. Bakar i dušik

4. Brom i metan

7. Kovalentna polarna veza karakteristična je za tvar

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

8. Kovalentna nepolarna veza je karakteristična za

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

9. Tvar s polarnom kovalentnom vezom je

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

10. Kovalentna nepolarna veza karakteristična je za svaku od dvije tvari:

1. Vodik i klor

2. Voda i dijamant

3. Bakar i dušik

4. Brom i metan

Ova bilješka koristi zadatke iz zbirke jedinstvenog državnog ispita 2016. koju je uredio A.A. Kaverina.

A4 Kemijska veza.

Kemijska veza: kovalentna (polarna i nepolarna), ionska, metalna, vodikova. Metode stvaranja kovalentnih veza. Značajke kovalentne veze: duljina i energija veze. Stvaranje ionske veze.

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

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

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

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

1. U amonijaku i barijevom kloridu kemijska je veza odn

1) ionski i kovalentni polarni

2) kovalentni polarni i ionski

3) kovalentni nepolarni i metalni

4) kovalentni nepolarni i ionski

2. Tvari samo s ionskim vezama navedene su u sljedećem nizu:

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. Spoj s ionskom vezom nastaje međudjelovanjem

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 HCI

4. U kojem nizu sve tvari imaju polarnu kovalentnu vezu?

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. U kojim nizovima su napisane formule tvari koje imaju samo polarnu kovalentnu vezu?

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. Kovalentna nepolarna veza je karakteristična za

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

7. Tvar s polarnom kovalentnom vezom je

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

8. Tvar s kovalentnom vezom je

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

9. Tvar s kovalentnom nepolarnom vezom ima formulu

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

10. Tvari s nepolarnom kovalentnom vezom su

11. Kemijska veza nastaje između atoma s istom elektronegativnošću

1) ionski 2) kovalentni polarni 3) kovalentni nepolarni 4) vodik

12. Kovalentne polarne veze su karakteristične za

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

13. Kemijski element u čijem su atomu elektroni raspoređeni po slojevima na sljedeći način: 2, 8, 8, 2 stvara kemijsku vezu s vodikom

1) kovalentni polarni 2) kovalentni nepolarni

3) ionski 4) metalni

14. U molekuli koje tvari veza između ugljikovih atoma ima najveću duljinu?

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

15. Tri zajednička elektronska para tvore kovalentnu vezu u molekuli

1) dušik 2) vodikov sulfid 3) metan 4) klor

16. Između molekula stvaraju se vodikove veze

1) dimetil eter 2) metanol 3) etilen 4) etil acetat

17. U molekuli je najizraženiji polaritet veze

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

18. Tvari s nepolarnom kovalentnom vezom su

1) voda i dijamant 2) vodik i klor 3) bakar i dušik 4) brom i metan

19. Vodikova veza nije tipično za supstancu

1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH

20. Kovalentna polarna veza karakteristična je za svaku od dviju tvari čije su formule

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. Najslabija kemijska veza u molekuli

22. Koja tvar ima najdužu kemijsku vezu u svojoj molekuli?

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

23. Svaka od tvari navedenih u nizu ima kovalentne veze:

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. Svaka od tvari navedenih u nizu ima kovalentnu vezu:

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. Svaka od tvari navedenih u nizu ima kovalentnu vezu:

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. Svaka od tvari navedenih u nizu ima kovalentne veze:

1) C 3 H a, 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. Polaritet veze je najizraženiji u molekulama

1) sumporovodik 2) klor 3) fosfin 4) klorovodik

28. U molekuli koje tvari su kemijske veze najčvršće?

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

29. Među tvarima NH 4 Cl, CsCl, NaNO 3, PH 3, HNO 3 - broj spojeva s ionskim vezama jednak je

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

30. Među tvarima (NH 4) 2 SO 4, Na 2 SO 4, CaI 2, I 2, CO 2 - broj spojeva s kovalentnom vezom jednak je

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

31. U tvarima koje nastaju spajanjem istih atoma kemijska veza

1) ionski 2) kovalentni polarni 3) vodikov 4) kovalentni nepolarni

32. Atomi kemijski elementi druga perioda periodnog sustava D.I. Mendeljejev tvore spojeve s ionskim kemijskim vezama sastava 1) LiF 2) CO 2 3) Al 2 O 3 4) BaS

33. Spojevi s kovalentnom polarnom i kovalentnom nepolarnom vezom su redom 1) voda i sumporovodik 2) kalijev bromid i dušik 3) amonijak i vodik 4) kisik i metan

34. Kovalentne nepolarne veze karakteristične su za 1) vodu 2) amonijak 3) dušik 4) metan

35. Kemijska veza u molekuli fluorovodika

1) kovalentni polarni 3) ionski

2) kovalentni nepolarni 4) vodik

36. Odaberite par tvari u kojima su sve veze kovalentne:

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

37. U kalijevom jodidu kemijska veza

1) kovalentni nepolarni 3) metalni

2) kovalentni polarni 4) ionski

38. U ugljikovom disulfidu CS 2 kemijska veza

1) ionski 2) metalni

3) kovalentni polarni 4) kovalentni nepolarni

39. U spoju se ostvaruje kovalentna nepolarna veza

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

40. Tvar s kovalentnom polarnom vezom ima formulu 1) KCl 2) HBr 3) P 4 4) CaCl 2

41. Spoj s ionskom kemijskom vezom

1) fosforov klorid 2) kalijev bromid 3) dušikov oksid (II) 4) barij

42. U amonijaku i barijevom kloridu kemijska je veza odn

1) ionski i kovalentni polarni 2) kovalentni polarni i ionski

3) kovalentni nepolarni i metalni 4) kovalentni nepolarni i ionski

43. Ionsku vezu tvore 1) H i S 2) P i C1 3) Cs i Br 4) Si i F

44. Koja je vrsta veze u molekuli H2?

1) Ionski 2) Vodik 3) Kovalentni nepolarni 4) Donor-akceptor

45. Tvari s kovalentnom polarnom vezom su

1) sumporov oksid (IV) 2) kisik 3) kalcijev hidrid 4) dijamant

46. ​​​​U molekuli fluora postoji kemijska veza

1) kovalentni polarni 2) ionski 3) kovalentni nepolarni 4) vodik

47. U kojem nizu su navedene tvari samo s kovalentnim polarnim vezama:

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. U kojem nizu sve tvari imaju polarnu kovalentnu vezu?

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. U kojem nizu su navedene tvari samo s ionskim vezama:

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. Nastaje spoj s ionskom vezom prilikom interakcije

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. Vodikova veza nastaje između molekula 1) etana 2) benzena 3) vodika 4) etanola

52. Koja tvar ima vodikove veze? 1) Vodikov sulfid 2) Led 3) Vodikov bromid 4) Benzen

53. Veza nastala između elemenata s rednim brojevima 15 i 53

1) ionski 2) metalni

3) kovalentni nepolarni 4) kovalentni polarni

54. Veza nastala između elemenata s rednim brojevima 16 i 20

1) ionski 2) metalni

3) kovalentni polarni 4) vodik

55. Između atoma elemenata s rednim brojevima 11 i 17 nastaje veza

1) metalni 2) ionski 3) kovalentni 4) donor-akceptor

56. Između molekula stvaraju se vodikove veze

1) vodik 2) formaldehid 3) octena kiselina 4) sumporovodik

57. U kojim nizovima su napisane formule tvari koje imaju samo polarnu kovalentnu vezu?

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. Koja tvar sadrži i ionsku i kovalentnu kemijsku vezu?

1) Natrijev klorid 2) Vodikov klorid 3) Natrijev sulfat 4) Fosforna kiselina

59. Kemijska veza u molekuli ima izraženiji ionski karakter

1) litijev bromid 2) bakrov klorid 3) kalcijev karbid 4) kalijev fluorid

60. U kojoj su tvari sve kemijske veze kovalentne nepolarne?

1) Dijamant 2) Ugljikov monoksid (IV) 3) Zlato 4) Metan

61. Uspostavite korespondenciju između tvari i vrste veze atoma u toj tvari.

NAZIV TVARI VRSTA KOMUNIKACIJE

1) cink A) ionski

2) dušik B) metal

3) amonijak B) kovalentni polarni

4) kalcijev klorid D) kovalentni nepolarni

62. Utakmica

VEZA VRSTE KOMUNIKACIJE

1) ionski A) H 2

2) metal B) Va

3) kovalentni polarni B) HF

4) kovalentni nepolarni D) BaF 2

63. U kojem spoju je kovalentna veza između atoma nastala donor-akceptorskim mehanizmom? 1) KCl 2) CCl 4 3) NH 4 Cl 4) CaCl 2

64. Označite molekulu u kojoj je energija vezanja najveća: 1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F

65. Označite molekulu u kojoj je kemijska veza najjača: 1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

Slobodni fluor se sastoji od dvoatomnih molekula. S kemijskog gledišta, fluor se može okarakterizirati kao jednovalentan nemetal, štoviše, najaktivniji od svih nemetala. To je zbog niza razloga, uključujući lakoću razgradnje molekule F 2 na pojedinačne atome - energija potrebna za to je samo 159 kJ/mol (u odnosu na 493 kJ/mol za O 2 i 242 kJ/mol za C 12). Atomi fluora imaju značajan afinitet prema elektronu i relativno male veličine. Stoga se njihove valentne veze s atomima drugih elemenata pokazuju jačima od sličnih veza drugih metaloida (na primjer, energija H-F spojevi je - 564 kJ/mol naspram 460 kJ/mol za H-O vezu i 431 kJ/mol za H-C1 vezu).

F-F vezu karakterizira nuklearna udaljenost od 1,42 A. Za toplinsku disocijaciju fluora računskim putem dobiveni su sljedeći podaci:

Atom fluora u svom osnovnom stanju ima strukturu vanjskog elektronskog sloja 2s 2 2p 5 i jednovalentan je. Ekscitacija trovalentnog stanja povezana s prijenosom jednog 2p elektrona na 3s razinu zahtijeva trošak od 1225 kJ/mol i praktički se ne ostvaruje.

Elektronski afinitet neutralnog atoma fluora procjenjuje se na 339 kJ/mol. Ion F - karakterizira ga efektivni polumjer od 1,33 A i energija hidratacije od 485 kJ/mol. Kovalentni radijus fluora obično se uzima kao 71 pm (tj. polovica međunuklearne udaljenosti u molekuli F 2 ).

Kemijska veza je elektronička pojava u kojoj se barem jedan elektron, koji je bio u polju sile svoje jezgre, nađe u polju sile druge jezgre ili više jezgri istovremeno.

Većina jednostavne tvari a sve složene tvari (spojevi) sastoje se od atoma koji međusobno djeluju na određeni način. Drugim riječima, između atoma se uspostavlja kemijska veza. Kada se kemijska veza stvara, uvijek se oslobađa energija, tj. energija nastale čestice mora biti manja od ukupne energije izvornih čestica.

Prijelaz elektrona s jednog atoma na drugi, što rezultira stvaranjem suprotno nabijenih iona sa stabilnim elektroničkim konfiguracijama, između kojih se uspostavlja elektrostatsko privlačenje, najjednostavniji je model ionske veze:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Hipotezu o nastanku iona i pojavi elektrostatskog privlačenja među njima prvi je iznio njemački znanstvenik W. Kossel (1916.).

Drugi model komunikacije je dijeljenje elektrona između dva atoma, što također rezultira stvaranjem stabilnih elektroničkih konfiguracija. Takva se veza naziva kovalentnom, a njezinu teoriju počeo je razvijati 1916. američki znanstvenik G. Lewis.

Zajednička točka u obje teorije bilo je stvaranje čestica sa stabilnom elektronskom konfiguracijom koja se podudara s elektronskom konfiguracijom plemenitog plina.

Na primjer, tijekom stvaranja litijeva fluorida ostvaruje se ionski mehanizam stvaranja veze. Atom litija (3 Li 1s 2 2s 1) gubi jedan elektron i postaje kation (3 Li + 1s 2) s elektronskom konfiguracijom helija. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) prihvaća elektron, stvarajući anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) s elektronskom konfiguracijom neona. Između iona litija Li + i iona fluora F - dolazi do elektrostatskog privlačenja, zbog čega nastaje novi spoj - litijev fluorid.

Kada nastaje fluorovodik, jedini elektron atoma vodika (1s) i nespareni elektron atoma fluora (2p) nalaze se u polju djelovanja obje jezgre - atoma vodika i atoma fluora. Na taj način nastaje zajednički elektronski par, što znači preraspodjelu elektronske gustoće i pojavu maksimalne elektronske gustoće. Kao rezultat toga, dva elektrona sada su povezana s jezgrom atoma vodika (elektronička konfiguracija atoma helija), a osam elektrona vanjske energetske razine sada je povezano s jezgrom fluora (elektronička konfiguracija atoma neona):

Veza stvorena preko jednog para elektrona naziva se jednostruka veza.

Označava se jednom crtom između simbola elemenata: H-F.

Tendencija stvaranja stabilne osmoelektronske ljuske prijenosom elektrona s jednog atoma na drugi (ionska veza) ili dijeljenjem elektrona (kovalentna veza) naziva se oktet pravilo.

Obrazovanje dvoje elektronske ljuske za litijev ion i atom vodika je poseban slučaj.

Postoje, međutim, spojevi koji ne zadovoljavaju ovo pravilo. Na primjer, atom berilija u berilijevom fluoridu BeF 2 ima samo četveroelektronsku ljusku; šest elektronskih ljuski karakteristično je za atom bora (točke označavaju elektrone vanjske energetske razine):

Istodobno, u spojevima kao što su fosfor (V) klorid i sumpor (VI) fluorid, jod (VII) fluorid, elektronske ljuske središnjih atoma sadrže više od osam elektrona (fosfor - 10; sumpor - 12; jod - 14):

Većina spojeva d-elementa također ne slijedi pravilo okteta.

U svim gore navedenim primjerima, kemijska veza nastaje između atoma različitih elemenata; naziva se heteroatomski. Međutim, kovalentna veza može nastati i između identičnih atoma. Na primjer, molekula vodika nastaje dijeljenjem 15 elektrona iz svakog atoma vodika, što rezultira time da svaki atom dobije stabilnu elektroničku konfiguraciju od dva elektrona. Oktet se formira kada se formiraju molekule drugih jednostavnih tvari, na primjer fluora:

Stvaranje kemijske veze također se može izvesti dijeljenjem četiri ili šest elektrona. U prvom slučaju nastaje dvostruka veza, a to su dva generalizirana para elektrona, a u drugom slučaju nastaje trostruka veza (tri generalizirana para elektrona).

Na primjer, kada se formira molekula dušika N2, kemijska veza nastaje dijeljenjem šest elektrona: tri nesparena p elektrona iz svakog atoma. Da bi se postigla konfiguracija od osam elektrona, formiraju se tri zajednička elektronska para:

Dvostruka veza označena je s dvije crtice, a trostruka s tri. Molekula dušika N2 može se prikazati na sljedeći način: N≡N.

U dvoatomnim molekulama koje čine atomi jednog elementa, najveća gustoća elektrona nalazi se u sredini međunuklearne linije. Budući da ne dolazi do razdvajanja naboja između atoma, ova vrsta kovalentne veze naziva se nepolarna. Heteroatomska veza uvijek je polarna u jednom ili drugom stupnju, budući da je maksimalna gustoća elektrona pomaknuta prema jednom od atoma, zbog čega dobiva djelomični negativni naboj (označeno σ-). Atom iz kojeg je istisnuta najveća elektronska gustoća dobiva djelomični pozitivni naboj (označava se σ+). Električni neutralne čestice kod kojih se središta djelomično negativnih i djelomično pozitivnih naboja ne poklapaju u prostoru nazivamo dipolima. Polaritet veze mjeri se dipolnim momentom (μ), koji je izravno proporcionalan veličini naboja i udaljenosti između njih.

Riža. Shematski prikaz dipola

Popis korištene literature

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. opća kemija: udžbenik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 str.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [S. 32-35]

Godine 1916. predložene su prve krajnje pojednostavljene teorije o građi molekula koje su koristile elektroničke pojmove: teorija američkog fizikalnog kemičara G. Lewisa (1875.-1946.) i njemačkog znanstvenika W. Kossela. Prema Lewisovoj teoriji, stvaranje kemijske veze u dvoatomnoj molekuli uključuje valentne elektrone dvaju atoma odjednom. Stoga su, na primjer, u molekuli vodika, umjesto valentne linije, počeli crtati elektronski par koji tvori kemijsku vezu:

Kemijska veza koju tvori elektronski par naziva se kovalentna veza. Molekula vodikovog fluorida prikazana je na sljedeći način:

Razlika između molekula jednostavnih tvari (H2, F2, N2, O2) i molekula složene tvari(HF, NO, H2O, NH3) je da prvi nemaju dipolni moment, dok ga drugi imaju. Dipolni moment m definiran je kao produkt apsolutna vrijednost naboj q prema udaljenosti između dva suprotna naboja r:

Dipolni moment m dvoatomne molekule može se odrediti na dva načina. Prvo, budući da je molekula električki neutralna, poznat je ukupni pozitivni naboj molekule Z" (to jednak zbroju naboji atomskih jezgri: Z" = ZA + ZB). Poznavajući međunuklearnu udaljenost re, možete odrediti mjesto težišta pozitivnog naboja molekule. Vrijednost m molekule nalazi se iz pokusa. Prema tome, možete pronaći r" - udaljenost između težišta pozitivnog i ukupnog negativnog naboja molekule:

Drugo, možemo pretpostaviti da kada se elektronski par koji tvori kemijsku vezu pomakne na jedan od atoma, neki višak negativnog naboja -q" pojavljuje se na tom atomu, a naboj +q" pojavljuje se na drugom atomu. Udaljenost između atoma je re:

Dipolni moment molekule HF je 6,4H 10-30 ClH m, internuklearni H-F udaljenost jednak je 0,917H 10-10 m. Izračun q" daje: q" = 0,4 elementarnog naboja (tj. naboja elektrona). Jednom kada se na atomu fluora pojavi višak negativnog naboja, to znači da je elektronski par koji tvori kemijsku vezu u molekuli HF pomaknut prema atomu fluora. Ova kemijska veza naziva se polarna kovalentna veza. Molekule tipa A2 nemaju dipolni moment. Kemijske veze koje te molekule stvaraju nazivaju se kovalentne nepolarne veze.

Kosselova teorija predloženo je za opisivanje molekula koje tvore aktivni metali (alkalijski i zemnoalkalijski) i aktivni nemetali (halogeni, kisik, dušik). Vanjski valentni elektroni atoma metala najudaljeniji su od jezgre atoma i stoga ih metalni atom relativno slabo drži. Za atome kemijskih elemenata koji se nalaze u istom retku periodnog sustava, kada se kreću slijeva nadesno, naboj jezgre stalno raste, a dodatni elektroni nalaze se u istom elektroničkom sloju. To dovodi do činjenice da je vanjska elektronska ljuska komprimirana i elektroni se sve čvršće drže u atomu. Stoga u molekuli MeX postaje moguće premjestiti slabo zadržani vanjski valentni elektron metala s utroškom energije jednakim potencijalu ionizacije u valentnu elektronsku ljusku atoma nemetala uz oslobađanje energije jednako afinitetu elektrona. Kao rezultat toga nastaju dva iona: Me+ i X-. Elektrostatska interakcija ovih iona je kemijska veza. Ova vrsta veze se zvala ionski.

Odredimo li dipolne momente molekula MeX u paru, ispada da se naboj s atoma metala ne prenosi u potpunosti na atom nemetala, a kemijsku vezu u takvim molekulama bolje je opisati kao kovalentnu, visokopolarnu vezu . Na mjestima kristalne rešetke kristala ovih tvari obično postoje pozitivni metalni kationi Me+ i negativni anioni atoma nemetala X-. Ali u ovom slučaju svaki pozitivni metalni ion prije svega elektrostatski djeluje s nemetalnim anionima koji su mu najbliži, zatim s metalnim kationima itd. To jest, u ionskim kristalima, kemijske veze su delokalizirane i svaki ion u konačnici stupa u interakciju sa svim ostalim ionima uključenim u kristal, koji je divovska molekula.

Uz jasno definirane karakteristike atoma, kao što su naboji atomskih jezgri, potencijali ionizacije, afinitet prema elektronu, u kemiji se koriste i manje definirane karakteristike. Jedan od njih je elektronegativnost. U znanost ga je uveo američki kemičar L. Pauling. Prvo, razmotrimo podatke o prvom ionizacijskom potencijalu i afinitetu za elektrone za elemente prve tri periode.

Pravilnosti u ionizacijskim potencijalima i afinitetu elektrona u potpunosti se objašnjavaju strukturom valentnih elektronskih ljuski atoma. Elektronski afinitet izoliranog atoma dušika mnogo je niži od atoma alkalijskih metala, iako je dušik aktivni nemetal. Upravo u molekulama, u interakciji s atomima drugih kemijskih elemenata, dušik dokazuje da je aktivni nemetal. To je pokušao učiniti L. Pauling uvodeći "elektronegativnost" kao sposobnost atoma kemijskih elemenata da pomaknu elektronski par prema sebi pri formiranju. kovalentne polarne veze. Ljestvica elektronegativnosti za kemijske elemente predložio je L. Pauling. Najveću elektronegativnost u konvencionalnim bezdimenzionalnim jedinicama pripisao je fluoru - 4,0, kisiku - 3,5, kloru i dušiku - 3,0, bromu - 2,8. Priroda promjene elektronegativnosti atoma u potpunosti odgovara obrascima izraženim u Periodni sustav elemenata. Stoga je primjena koncepta " elektronegativnost“jednostavno prevodi na drugi jezik one obrasce u promjenama svojstava metala i nemetala koji se već odražavaju u periodnom sustavu.

Mnogi metali u čvrstom stanju gotovo su savršeno oblikovani kristali. Na mjestima rešetke u kristalu nalaze se atomi ili pozitivni ioni metala. Elektroni onih atoma metala iz kojih su nastali pozitivni ioni, u obliku elektronskog plina, nalaze se u prostoru između čvorova kristalne rešetke i pripadaju svim atomima i ionima. Oni određuju karakterističan metalni sjaj, visoku električnu vodljivost i toplinsku vodljivost metala. Tip kemijska veza koju ostvaruju zajednički elektroni u metalnom kristalu naziva semetalna veza.

Godine 1819. francuski znanstvenici P. Dulong i A. Petit eksperimentalno su ustanovili da je molarni toplinski kapacitet gotovo svih metala u kristalnom stanju 25 J/mol. Sada možemo lako objasniti zašto je to tako. Atomi metala u čvorovima kristalne rešetke uvijek su u pokretu – vrše oscilatorna kretanja. Ovo složeno gibanje može se rastaviti na tri jednostavna oscilatorna gibanja u tri međusobno okomite ravnine. Svako oscilatorno gibanje ima svoju energiju i svoj zakon njezine promjene s porastom temperature – svoj toplinski kapacitet. Granična vrijednost toplinskog kapaciteta za bilo koje vibracijsko gibanje atoma jednaka je R - univerzalnoj plinskoj konstanti. Tri neovisna vibracijska kretanja atoma u kristalu odgovarat će toplinskom kapacitetu jednakom 3R. Kada se metali zagrijavaju, počevši od vrlo niskih temperatura, njihov toplinski kapacitet raste od nule. Na sobnoj i višim temperaturama toplinski kapacitet većine metala doseže svoj maksimalna vrijednost- 3R.

Zagrijavanjem se uništava kristalna rešetka metala i oni prelaze u rastaljeno stanje. Daljnjim zagrijavanjem metali isparavaju. U pari, mnogi metali postoje u obliku molekula Me2. U tim molekulama atomi metala mogu stvarati kovalentne nepolarne veze.

Fluor je kemijski element (simbol F, atomski broj 9), nemetal koji pripada skupini halogena. To je najaktivnija i najelektronegativnija tvar. Pri normalnoj temperaturi i tlaku, molekula fluora je blijedožute boje s formulom F 2 . Kao i drugi halogenidi, molekularni fluor je vrlo opasan i uzrokuje ozbiljne kemijske opekline u dodiru s kožom.

Korištenje

Fluor i njegovi spojevi naširoko se koriste, uključujući proizvodnju lijekova, agrokemikalija, goriva i maziva te tekstila. koristi se za jetkanje stakla, a fluorna plazma za proizvodnju poluvodiča i drugih materijala. Niske koncentracije F iona u pastama za zube i vodi za piće mogu pomoći u prevenciji zubnog karijesa, dok se veće koncentracije nalaze u nekim insekticidima. Mnogi opći anestetici su derivati ​​hidrofluorougljika. Izotop 18F je izvor pozitrona za medicinsko snimanje pomoću pozitronske emisijske tomografije, a uranov heksafluorid se koristi za odvajanje izotopa urana i njihovu proizvodnju za nuklearne elektrane.

Povijest otkrića

Minerali koji sadrže spojeve fluora bili su poznati mnogo godina prije izolacije ovog kemijskog elementa. Na primjer, mineral fluorit (ili fluorit), koji se sastoji od kalcijevog fluorida, opisao je 1530. George Agricola. Primijetio je da se može koristiti kao fluks, tvar koja pomaže sniziti točku taljenja metala ili rude i pomaže u pročišćavanju željenog metala. Stoga je fluor dobio svoje latinsko ime od riječi fluere (“teći”).

Godine 1670. staklopuhač Heinrich Schwanhard otkrio je da se staklo urezuje kalcijevim fluoridom (fluoridom) tretiranim kiselinom. Karl Scheele i mnogi kasniji istraživači, uključujući Humphryja Davyja, Joseph-Louisa Gay-Lussaca, Antoinea Lavoisiera, Louisa Thénarda, eksperimentirali su s fluorovodičnom kiselinom (HF), koja se lako pripremala tretiranjem CaF koncentriranom sumpornom kiselinom.

Na kraju je postalo jasno da HF sadrži prethodno nepoznati element. Ta se tvar, međutim, zbog svoje prevelike reaktivnosti nije mogla izolirati dugi niz godina. Ne samo da se teško odvaja od spojeva, već odmah reagira s njihovim ostalim komponentama. Izoliranje elementarnog fluora iz fluorovodične kiseline iznimno je opasno, a rani pokušaji zaslijepili su i ubili nekoliko znanstvenika. Ti su ljudi postali poznati kao "fluoridni mučenici".

Otkriće i proizvodnja

Konačno, 1886. godine francuski kemičar Henri Moissan uspio je izolirati fluor elektrolizom smjese rastaljenih kalijevih fluorida i fluorovodične kiseline. Za to je nagrađen Nobelova nagrada 1906. na polju kemije. Njegov elektrolitički pristup i danas se koristi za industrijsku proizvodnju ovog kemijskog elementa.

Prva velika proizvodnja fluora započela je tijekom Drugog svjetskog rata. Bio je potreban za jednu od faza stvaranja atomske bombe u sklopu projekta Manhattan. Fluor je korišten za proizvodnju uranovog heksafluorida (UF 6), koji je pak korišten za odvajanje dva izotopa, 235 U i 238 U. Danas je plin UF 6 potreban za proizvodnju obogaćenog urana za nuklearnu energiju.

Najvažnija svojstva fluora

U periodnom sustavu element je na vrhu skupine 17 (bivša skupina 7A), koja se naziva halogeni element. Ostali halogeni uključuju klor, brom, jod i astat. Osim toga, F je u drugoj periodi između kisika i neona.

Čisti fluor je korozivni plin ( kemijska formula F 2) s karakterističnim oštrim mirisom, koji se otkriva u koncentraciji od 20 nl po litri volumena. Kao najreaktivniji i najelektronegativniji od svih elemenata, lako stvara spojeve s većinom njih. Fluor je previše reaktivan da bi postojao u elementarnom obliku i ima takav afinitet prema većini materijala, uključujući silicij, da se ne može pripremiti ili pohraniti u staklenim posudama. U vlažnom zraku reagira s vodom, stvarajući jednako opasnu fluorovodičnu kiselinu.

Fluor, u interakciji s vodikom, eksplodira čak i pri niskim temperaturama iu mraku. Burno reagira s vodom pri čemu nastaje fluorovodična kiselina i plinoviti kisik. Razni materijali, uključujući fine metale i staklo, gore jakim plamenom u struji plina fluora. Osim toga, ovaj kemijski element stvara spojeve s plemenitim plinovima kriptonom, ksenonom i radonom. Međutim, ne reagira izravno s dušikom i kisikom.

Unatoč ekstremnoj aktivnosti fluora, sada su dostupne metode za njegovu sigurnu obradu i transport. Element se može skladištiti u spremnicima od čelika ili monela (legure bogate niklom), jer se na površini tih materijala stvaraju fluoridi koji sprječavaju daljnju reakciju.

Fluoridi su tvari u kojima je fluor prisutan kao negativno nabijeni ion (F -) u kombinaciji s nekim pozitivno nabijenim elementima. Spojevi fluora s metalima su među najstabilnijim solima. Kada se otope u vodi, razdvajaju se na ione. Ostali oblici fluora su kompleksi, na primjer, - i H 2 F +.

Izotopi

Postoji mnogo izotopa ovog halogena, u rasponu od 14 F do 31 F. Ali izotopski sastav fluora uključuje samo jedan od njih, 19 F, koji sadrži 10 neutrona, jer je jedini stabilan. Radioaktivni izotop 18 F vrijedan je izvor pozitrona.

Biološki učinci

Fluorid se u tijelu uglavnom nalazi u kostima i zubima u obliku iona. Fluorizacija vode za piće u koncentraciji manjoj od jednog dijela na milijun značajno smanjuje učestalost zubnog karijesa, prema Nacionalnom istraživačkom vijeću američke Nacionalne akademije znanosti. S druge strane, prekomjerno nakupljanje fluorida može dovesti do fluoroze, koja se manifestira mrljama na zubima. Ovaj se učinak obično opaža u područjima gdje sadržaj ovog kemijskog elementa u vodi za piće prelazi koncentraciju od 10 ppm.

Elementarni fluor i fluoridne soli su otrovni i njima treba postupati vrlo pažljivo. Treba pažljivo izbjegavati kontakt s kožom ili očima. Proizvodi reakciju s kožom koja brzo prodire u tkivo i reagira s kalcijem u kostima, trajno ih oštećujući.

Fluor u okolišu

Godišnja svjetska proizvodnja minerala fluorita je oko 4 milijuna tona, a ukupni kapacitet istraženih ležišta je unutar 120 milijuna tona.Glavna rudarska područja za ovaj mineral su Meksiko, Kina i zapadna Europa.

Fluor se prirodno pojavljuje u Zemljina kora, gdje se može naći u stijenama, ugljenu i glini. Fluoridi ulaze u zrak erozijom tla vjetrom. Fluor je 13. najzastupljeniji kemijski element u zemljinoj kori - njegov sadržaj je 950 ppm. U tlu je njegova prosječna koncentracija približno 330 ppm. Vodikov fluorid može se ispustiti u zrak kao rezultat procesa izgaranja u industriji. Fluoridi koji se nalaze u zraku na kraju ispadnu na tlo ili u vodu. Kada se fluor veže s vrlo malim česticama, može ostati u zraku dulje vrijeme.

U atmosferi je 0,6 ppb ovog kemijskog elementa prisutno u obliku slane magle i organskih spojeva klora. U urbanim sredinama koncentracije dosežu 50 dijelova na milijardu.

Veze

Fluor je kemijski element koji tvori širok raspon organskih i anorganskih spojeva. Kemičari njime mogu zamijeniti atome vodika i tako stvoriti mnoge nove tvari. Visoko reaktivni halogen stvara spojeve s plemenitim plinovima. Godine 1962. Neil Bartlett sintetizirao je ksenon heksafluoroplatinat (XePtF6). Također su dobiveni fluoridi kriptona i radona. Drugi spoj je argon fluorhidrid, koji je stabilan samo na ekstremno niskim temperaturama.

Industrijska primjena

U svom atomskom i molekularnom stanju, fluor se koristi za plazma jetkanje u proizvodnji poluvodiča, ravnih zaslona i mikroelektromehaničkih sustava. Fluorovodična kiselina se koristi za jetkanje stakla u svjetiljkama i drugim proizvodima.

Uz neke svoje spojeve, fluor je važna komponenta u proizvodnji lijekova, agrokemikalija, goriva i maziva te tekstila. Kemijski element neophodan je za proizvodnju halogeniranih alkana (halona), koji su zauzvrat naširoko korišteni u klimatizacijskim i rashladnim sustavima. Ova uporaba klorofluorougljika kasnije je zabranjena jer doprinose uništavanju ozonskog omotača u gornjoj atmosferi.

Sumporov heksafluorid je izuzetno inertan, netoksičan plin klasificiran kao staklenički plin. Bez fluora se ne može proizvesti plastika niskog trenja kao što je teflon. Mnogi anestetici (npr. sevofluran, desfluran i izofluran) su derivati ​​hidrofluorougljika. Natrijev heksafluoroaluminat (kriolit) koristi se u elektrolizi aluminija.

Spojevi fluora, uključujući NaF, koriste se u zubnim pastama za sprječavanje karijesa. Te se tvari dodaju u gradske zalihe vode kako bi se voda fluorizirala, no ta se praksa smatra kontroverznom zbog učinaka na ljudsko zdravlje. U većim koncentracijama NaF se koristi kao insekticid, posebice za suzbijanje žohara.

U prošlosti su se fluoridi koristili za smanjenje ruda i povećanje njihove fluidnosti. Fluor je važna komponenta u proizvodnji uranovog heksafluorida, koji se koristi za odvajanje njegovih izotopa. 18 F, radioaktivni izotop sa 110 minuta, emitira pozitrone i često se koristi u medicinskoj pozitronskoj emisijskoj tomografiji.

Fizikalna svojstva fluora

Osnovne karakteristike kemijskog elementa su sljedeće:

• Atomska masa 18,9984032 g/mol.
• Elektronička konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 5.
• Oksidacijsko stanje -1.
• Gustoća 1,7 g/l.
• Talište 53,53 K.
• Vrelište 85,03 K.
• Toplinski kapacitet 31,34 J/(K mol).

Kemijske čestice sastavljene od dva ili više atoma nazivamo molekule(stvarno ili uvjetno formulske jedinice višeatomne tvari). Atomi u molekulama su kemijski povezani.

Kemijsko vezivanje odnosi se na električne sile privlačenja koje drže čestice zajedno. Svaka kemijska veza u strukturne formulečini se valentna linija Na primjer:

H–H (veza između dva atoma vodika);

H 3 N – H + (veza između atoma dušika molekule amonijaka i kationa vodika);

(K +) – (I -) (veza između kalijevog kationa i jodidnog iona).

Kemijsku vezu tvori par elektrona (), koji se u elektroničkim formulama složenih čestica (molekula, složenih iona) obično zamjenjuje valentnim obilježjem, za razliku od vlastitih, usamljenih elektronskih parova atoma, na primjer:

Kemijska veza naziva se kovalentan, ako nastaje dijeljenjem para elektrona s oba atoma.

U molekuli F 2 oba atoma fluora imaju istu elektronegativnost, stoga im je posjedovanje elektronskog para jednako. Takva se kemijska veza naziva nepolarnom, budući da svaki atom fluora elektronska gustoća je isto u elektronska formula molekule se mogu uvjetno podijeliti na jednake dijelove:

U molekuli klorovodika HCl već je kemijska veza polarni, budući da je gustoća elektrona na atomu klora (elementu s većom elektronegativnošću) znatno veća nego na atomu vodika:

Kovalentna veza, na primjer H–H, može nastati dijeljenjem elektrona dvaju neutralnih atoma:

H · + · H > H – H

Ovaj mehanizam stvaranja veze naziva se razmjena ili ekvivalent.

Prema drugom mehanizmu, ista kovalentna H – H veza javlja se kada elektronski par hidridnog iona H dijeli vodikov kation H +:

H + + (:H) - > H – H

Kation H+ u ovom slučaju naziva se akceptor anion H – donator elektronski par. Mehanizam stvaranja kovalentne veze bit će donor-akceptor, ili koordinacija.

Jednostruke veze (H – H, F – F, H – CI, H – N) nazivaju se a-obveznice, određuju geometrijski oblik molekula.

Dvostruke i trostruke veze () sadrže jednu?-komponentu i jednu ili dvije?-komponente; ?-komponenta, koja je glavna i uvjetno nastala prva, uvijek je jača od ?-komponenti.

Fizičke (zapravo mjerljive) karakteristike kemijske veze su njezina energija, duljina i polaritet.

Energija kemijske veze (E sv) je toplina koja se oslobađa pri stvaranju određene veze i troši na njezino kidanje. Za iste atome, jednostruka veza je uvijek slabiji nego višestruki (dvostruki, trostruki).

Duljina kemijske veze (l sv) – međujezgrena udaljenost. Za iste atome, jednostruka veza je uvijek više, nego višestruko.

Polaritet komunikacija se mjeri električni dipolni moment str– umnožak stvarnog električnog naboja (na atomima dane veze) s duljinom dipola (tj. duljinom veze). Što je dipolni moment veći, to je veća polarnost veze. Stvaran električni naboji na atomima u kovalentnoj vezi uvijek manje vrijednosti od oksidacijskih stanja elemenata, ali se podudaraju u predznaku; na primjer, za H + I -Cl -I vezu, pravi naboji su H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (bipolarna čestica, ili dipol).

Molekularna polarnost određena njihovim sastavom i geometrijskim oblikom.

Nepolarni (p = O) bit će:

a) molekule jednostavan tvari, budući da sadrže samo nepolarne kovalentne veze;

b) poliatomski molekule kompleks tvari, ako je njihov geometrijski oblik simetričan.

Na primjer, molekule CO 2, BF 3 i CH 4 imaju sljedeće smjerove jednakih (po duljini) vektora veze:

Pri zbrajanju vektora veze njihov zbroj uvijek ide na nulu, a molekule kao cjelina su nepolarne, iako sadrže polarne veze.

Polar (str> O) bit će:

A) dvoatomski molekule kompleks tvari, budući da sadrže samo polarne veze;

b) poliatomski molekule kompleks tvari, ako je njihova struktura asimetrično, odnosno njihov geometrijski oblik je ili nepotpun ili iskrivljen, što dovodi do pojave ukupnog električnog dipola, npr. u molekulama NH 3, H 2 O, HNO 3 i HCN.

Složeni ioni, na primjer NH 4 +, SO 4 2- i NO 3 -, u načelu ne mogu biti dipoli, oni nose samo jedan (pozitivan ili negativan) naboj.

Ionska veza događa se tijekom elektrostatskog privlačenja kationa i aniona gotovo bez dijeljenja para elektrona, na primjer između K + i I -. Atom kalija ima manjak elektronske gustoće, dok atom joda ima višak. Ova veza se smatra ekstreman slučaj kovalentne veze, budući da je par elektrona praktički u posjedu aniona. Ova veza je najtipičnija za spojeve tipičnih metala i nemetala (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) i tvari iz klase soli (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Svi ovi spojevi u sobnim uvjetima su kristalne tvari, koje se zajedničkim nazivom ionski kristali(kristali građeni od kationa i aniona).

Poznata je još jedna vrsta veze, tzv metalna veza, u kojem su valentni elektroni tako labavo držani atomima metala da zapravo ne pripadaju određenim atomima.

Metalni atomi su otišli, a da im jasno ne pripadaju vanjski elektroni, postaju, takoreći, pozitivni ioni. Formiraju se metalna kristalna rešetka. Skup socijaliziranih valentnih elektrona ( elektronski plin) drži pozitivne metalne ione zajedno i na određenim mjestima rešetke.

Osim ionskih i metalnih kristala postoje i atomski I molekularni kristalne tvari u čijim se rešetkastim mjestima nalaze atomi, odnosno molekule. Primjeri: dijamant i grafit su kristali s atomskom rešetkom, jod I 2 i ugljikov dioksid CO 2 (suhi led) su kristali s molekularnom rešetkom.

Kemijske veze postoje ne samo unutar molekula tvari, već se mogu formirati i između molekula, na primjer, za tekući HF, vodu H 2 O i smjesu H 2 O + NH 3:

Vodikova veza nastaje zbog sila elektrostatskog privlačenja polarnih molekula koje sadrže atome najelektronegativnijih elemenata - F, O, N. Na primjer, vodikove veze postoje u HF, H 2 O i NH 3, ali ih nema u HCl, H 2 S i PH 3.

Vodikove veze su nestabilne i vrlo lako pucaju, na primjer, kada se led topi i voda ključa. Međutim, nešto dodatne energije troši se na kidanje tih veza, pa stoga temperature taljenja (tablica 5) i vrelišta tvari s vodikovom vezom

(na primjer, HF i H 2 O) znatno su veći nego za slične tvari, ali bez vodikovih veza (na primjer, HCl i H 2 S, redom).

Mnogi organski spojevi također tvore vodikove veze; Vodikova veza ima važnu ulogu u biološkim procesima.

Primjeri zadataka iz dijela A

1. Tvari samo s kovalentnom vezom su

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

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

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

2–4. Kovalentna veza

2. samac

3. dvostruki

4. utrostručiti

prisutan u tvari

5. U molekulama postoje višestruke veze

6. Čestice koje se nazivaju radikali su

7. Jedna od veza nastaje donor-akceptorskim mehanizmom u skupu iona

1) SO4 2-, NH4+

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NE 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Najizdržljiviji I kratak veza – u molekuli

9. Tvari samo s ionskom vezom – u skupu

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Kristalna rešetka materije

13. Ba(OH) 2

1) metal

Zadatak br. 1

S ponuđenog popisa odaberite dva spoja koji sadrže ionsku kemijsku vezu.

• 1. Ca(ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Odgovor: 13

U velikoj većini slučajeva, prisutnost ionskog tipa veze u spoju može se odrediti činjenicom da njegove strukturne jedinice istodobno uključuju atome tipičan metal i atomi nemetala.

Na temelju ove značajke utvrđujemo da u spoju broj 1 postoji ionska veza - Ca(ClO 2) 2, jer u njegovoj formuli možete vidjeti atome tipičnog metala kalcija i atome nemetala - kisika i klora.

Međutim, na ovom popisu više nema spojeva koji sadrže i metalne i nemetalne atome.

Među spojevima navedenim u zadatku je i amonijev klorid u kojem se ionska veza ostvaruje između amonijevog kationa NH 4 + i kloridnog iona Cl − .

Zadatak br. 2

S ponuđenog popisa odaberite dva spoja u kojima je tip kemijske veze isti kao u molekuli fluora.

1) kisik

2) dušikov oksid (II)

3) bromovodik

4) natrijev jodid

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 15

Molekula fluora (F2) sastoji se od dva atoma jednog nemetalnog kemijskog elementa, stoga je kemijska veza u ovoj molekuli kovalentna, nepolarna.

Kovalentna nepolarna veza može se ostvariti samo između atoma istog kemijskog elementa nemetala.

Od predloženih opcija, samo kisik i dijamant imaju kovalentnu nepolarnu vrstu veze. Molekula kisika je dvoatomna, sastoji se od atoma jednog nemetalnog kemijskog elementa. Dijamant ima atomsku strukturu iu svojoj strukturi svaki atom ugljika, koji je nemetal, vezan je za 4 druga atoma ugljika.

Dušikov oksid (II) je tvar koja se sastoji od molekula koje čine atomi dvaju različitih nemetala. Budući da je elektronegativnost različitih atoma uvijek različita, zajednički elektronski par u molekuli je usmjeren prema elektronegativnijem elementu, u ovom slučaju kisiku. Dakle, veza u molekuli NO je polarna kovalentna.

Bromovodik se također sastoji od dvoatomnih molekula koje se sastoje od atoma vodika i broma. Zajednički elektronski par koji tvori H-Br vezu pomaknut je prema elektronegativnijem atomu broma. Kemijska veza u molekuli HBr također je polarna kovalentna.

Natrijev jodid je tvar ionske strukture koju čine metalni kation i jodidni anion. Veza u molekuli NaI nastaje prijenosom elektrona s 3 s-orbitale atoma natrija (atom natrija se pretvara u kation) do nedovoljno ispunjenih 5 str-orbitala atoma joda (atom joda prelazi u anion). Ova kemijska veza naziva se ionska.

Zadatak br. 3

S ponuđenog popisa odaberite dvije tvari čije molekule grade vodikove veze.

• 1. C 2 H 6
• 2. C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 23

Obrazloženje:

U tvarima se javljaju vodikove veze molekularna struktura, u kojem su prisutne kovalentne veze H-O, H-N, H-F. Oni. kovalentne veze atoma vodika s atomima triju kemijskih elemenata s najvećom elektronegativnošću.

Dakle, očito, postoje vodikove veze između molekula:

2) alkoholi

3) fenoli

4) karboksilne kiseline

5) amonijak

6) primarni i sekundarni amini

7) fluorovodična kiselina

Zadatak br. 4

S ponuđenog popisa odaberite dva spoja s ionskim kemijskim vezama.

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

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 35

Obrazloženje:

U velikoj većini slučajeva zaključak o prisutnosti ionske vrste veze u spoju može se izvući iz činjenice da strukturne jedinice tvari istovremeno uključuju atome tipičnog metala i atome nemetala.

Na temelju ove značajke utvrđujemo postojanje ionske veze u spojevima pod brojevima 3 (NaCl) i 5 (MgO).

Bilješka*

Uz gornju karakteristiku, prisutnost ionske veze u spoju može se reći ako njegova strukturna jedinica sadrži amonijev kation (NH 4 +) ili njegove organske analoge - alkilamonijeve katione RNH 3 +, dialkilamonij R 2 NH 2 +, trialkilamonijevi kationi R 3 NH + ili tetraalkilamonij R 4 N +, gdje je R neki ugljikovodični radikal. Na primjer, ionski tip veze javlja se u spoju (CH 3) 4 NCl između kationa (CH 3) 4 + i kloridnog iona Cl −.

Zadatak br. 5

S ponuđenog popisa odaberite dvije tvari iste strukture.

4) kuhinjska sol

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 23

Zadatak br. 8

S predloženog popisa odaberite dvije tvari nemolekularne strukture.

2) kisik

3) bijeli fosfor

5) silicij

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 45

Zadatak br. 11

S predloženog popisa odaberite dvije tvari čije molekule sadrže dvostruku vezu između atoma ugljika i kisika.

3) formaldehid

4) octena kiselina

5) glicerin

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 34

Zadatak br.14

S ponuđenog popisa odaberite dvije tvari s ionskom vezom.

1) kisik

3) ugljični monoksid (IV)

4) natrijev klorid

5) kalcijev oksid

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 45

Zadatak br.15

S predloženog popisa odaberite dvije tvari s istom vrstom kristalne rešetke kao dijamant.

1) silicijev dioksid SiO 2

2) natrijev oksid Na 2 O

3) ugljikov monoksid CO

4) bijeli fosfor P 4

5) silicij Si

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 15

Zadatak br.20

S ponuđenog popisa odaberite dvije tvari čije molekule imaju jednu trostruku vezu.

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

U polje za odgovor upišite brojeve odabranih veza.

Odgovor: 45

Obrazloženje:

Kako bismo pronašli točan odgovor, nacrtajmo strukturne formule spojeva s prikazanog popisa:

Dakle, vidimo da postoji trostruka veza u molekulama dušika i acetilena. Oni. točni odgovori 45

Zadatak br.21

S predloženog popisa odaberite dvije tvari čije molekule sadrže kovalentnu nepolarnu vezu.

Kemijska priprema za rak i DPA
Sveobuhvatno izdanje

DIO I

OPĆA KEMIJA

KEMIJA ELEMENATA

HALOGENI

Jednostavne tvari

Kemijska svojstva fluora

Fluor je najjači oksidans u prirodi. Ne reagira izravno samo s helijem, neonom i argonom.

Tijekom reakcije s metalima nastaju fluoridi, ionski spojevi:

Fluor snažno reagira s mnogim nemetalima, čak i s nekim inertnim plinovima:

Kemijska svojstva klora. Interakcija sa složenim tvarima

Klor je jači oksidans od broma ili joda, pa klor istiskuje teške halogene iz njihovih soli:

Otapajući se u vodi, klor djelomično reagira s njom, što rezultira stvaranjem dviju kiselina: klorida i hipoklorita. U tom slučaju jedan atom klora povećava oksidacijsko stanje, a drugi ga smanjuje. Takve reakcije nazivamo reakcijama disproporcioniranja. Reakcije disproporcioniranja su reakcije samoiscjeljivanja-samooksidacije, tj. reakcije u kojima jedan element pokazuje svojstva i oksidatora i redukcionog sredstva. Tijekom disproporcioniranja istovremeno nastaju spojevi u kojima je element u više oksidiranom i reduciranom stanju u odnosu na izvorni. Oksidacijsko stanje atoma klora u molekuli hipokloritne kiseline je +1:

Slično se odvija i interakcija klora s otopinama lužina. U tom slučaju nastaju dvije soli: klorid i hipoklorit.

Klor stupa u interakciju s različitim oksidima:

Klor oksidira neke soli u kojima metal nije u svom maksimalnom oksidacijskom stanju:

Molekularni klor reagira s mnogim organski spojevi. U prisutnosti ferum(III) klorida kao katalizatora, klor reagira s benzenom u klorobenzen, a kada se obasja svjetlom, ista reakcija rezultira stvaranjem heksaklorocikloheksana:

Kemijska svojstva broma i joda

Obje tvari reagiraju s vodikom, fluorom i alkalijama:

Jod se oksidira raznim jakim oksidansima:

Metode ekstrakcije jednostavnih tvari

Ekstrakcija fluorida

Budući da je fluor najjači kemijski oksidans, nemoguće ga je izolirati kemijskim reakcijama iz spojeva u slobodnom obliku, pa se fluor ekstrahira fizikalno-kemijskom metodom - elektrolizom.

Za ekstrakciju fluora koriste se talina kalij fluorida i elektrode od nikla. Nikal se koristi zbog činjenice da je metalna površina pasivizirana fluorom zbog stvaranja netopljivih NiF2, dakle, same elektrode ne uništava tvar koja se oslobađa na njih:

Ekstrakcija klora

Klor se proizvodi u industrijskim razmjerima elektrolizom otopine natrijeva klorida. Kao rezultat ovog procesa nastaje i natrijev hidroksid:

Klor se proizvodi u malim količinama oksidacijom otopine klorovodika različitim metodama:

Klor je vrlo važan proizvod kemijske industrije.

Njegova globalna proizvodnja iznosi milijune tona.

Ekstrakti broma i joda

Za industrijsku upotrebu, brom i jod se dobivaju oksidacijom bromida, odnosno jodida. Za oksidaciju se najčešće koriste molekularni klor, koncentrirana sulfatna kiselina ili mangan dioksid:

Primjena halogena

Fluor i neki njegovi spojevi koriste se kao oksidans za raketno gorivo. Velike količine fluora koriste se za ekstrakciju raznih rashladnih tvari (freona) i nekih polimera koji se odlikuju kemijskom i toplinskom otpornošću (teflon i neki drugi). Fluor se koristi u nuklearnoj tehnologiji za odvajanje izotopa urana.

Većina klora koristi se za proizvodnju klorovodične kiseline, a također i kao oksidacijsko sredstvo za proizvodnju drugih halogena. U industriji se koristi za izbjeljivanje tkanina i papira. U većim količinama od fluora koristi se za proizvodnju polimera (PVC i dr.) i rashladnih sredstava. Dezinficirajte pomoću klora piti vodu. Također je potreban za ekstrakciju određenih otapala, kao što su kloroform, metilen klorid i ugljikov tetraklorid. Također se koristi za proizvodnju mnogih tvari, kao što je kalijev klorat (Bertholletova sol), izbjeljivač i mnogi drugi spojevi koji sadrže atome klora.

Brom i jod ne koriste se u industriji u istoj mjeri kao klor ili fluor, ali uporaba ovih tvari raste svake godine. Brom se koristi u proizvodnji raznih sedativa. Jod se koristi u proizvodnji antiseptičkih lijekova. Spojevi broma i joda naširoko se koriste za kvantitativna analiza tvari. Neki se metali pročišćavaju uz pomoć joda (ovaj proces se naziva rafiniranje joda), kao što su titan, vanadij i drugi.

Teme kodifikatora Jedinstvenog državnog ispita: Kovalentna kemijska veza, njezine sorte i mehanizmi nastanka. Značajke kovalentnih veza (polarnost i energija veze). Ionska veza. Metalni spoj. Vodikova veza

Intramolekulske kemijske veze

Prvo, pogledajmo veze koje nastaju između čestica unutar molekula. Takve veze nazivaju se intramolekularni.

Kemijska veza između atoma kemijskih elemenata ima elektrostatsku prirodu i nastaje zbog interakcija vanjskih (valentnih) elektrona, u većem ili manjem stupnju koju drže pozitivno nabijene jezgre vezanih atoma.

Ključni koncept ovdje je ELEKTRONEGATIVNOST. Upravo to određuje vrstu kemijske veze između atoma i svojstva te veze.

je sposobnost atoma da privuče (zadrži) vanjski(valencija) elektroni. Elektronegativnost je određena stupnjem privlačenja vanjskih elektrona prema jezgri i prvenstveno ovisi o polumjeru atoma i naboju jezgre.

Elektronegativnost je teško jednoznačno odrediti. L. Pauling je sastavio tablicu relativnih elektronegativnosti (na temelju energija veze dvoatomnih molekula). Najelektronegativniji element je fluor sa značenjem 4 .

Važno je napomenuti da u različitim izvorima možete pronaći različite ljestvice i tablice vrijednosti elektronegativnosti. Ovo ne treba biti zabrinuto, budući da stvaranje kemijske veze igra važnu ulogu atoma, a približno je isti u svakom sustavu.

Ako jedan od atoma u kemijskoj vezi A:B jače privlači elektrone, tada se elektronski par kreće prema njemu. Više razlika elektronegativnosti atoma, više se pomiče elektronski par.

Ako su elektronegativnosti atoma u interakciji jednake ili približno jednake: EO(A)≈EO(B), tada se zajednički elektronski par ne pomiče ni na jedan od atoma: A: B. Ova veza se zove kovalentni nepolarni.

Ako se elektronegativnosti atoma u interakciji razlikuju, ali ne jako (razlika u elektronegativnosti je otprilike od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tada je elektronski par pomaknut na jedan od atoma. Ova veza se zove kovalentni polarni .

Ako se elektronegativnosti atoma koji međusobno djeluju značajno razlikuju (razlika u elektronegativnosti je veća od 2: ΔEO>2), tada se jedan od elektrona gotovo potpuno prenosi na drugi atom, uz nastanak ioni. Ova veza se zove ionski.

Osnovni tipovi kemijskih veza − kovalentni, ionski I metal komunikacije. Pogledajmo ih pobliže.

Kovalentna kemijska veza

Kovalentna veza – to je kemijska veza , nastala zbog stvaranje zajedničkog elektronskog para A:B . Štoviše, dva atoma preklapanje atomske orbitale. Kovalentna veza nastaje međudjelovanjem atoma s malom razlikom u elektronegativnosti (obično između dva nemetala) odnosno atoma jednog elementa.

Osnovna svojstva kovalentnih veza

• usredotočenost,
• zasićenost,
• polaritet,
• polarizabilnost.

Ova svojstva vezivanja utječu na kemijska i fizikalna svojstva tvari.

Komunikacijski smjer karakterizira kemijsku strukturu i oblik tvari. Kutovi između dviju veza nazivaju se veznim kutovima. Na primjer, u molekuli vode vezni kut H-O-H je 104,45 o, stoga je molekula vode polarna, a u molekuli metana vezni kut H-C-H je 108 o 28′.

Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničeni broj kovalentnih kemijskih veza. Broj veza koje atom može stvoriti naziva se.

Polaritet do vezivanja dolazi zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće između dva atoma različite elektronegativnosti. Kovalentne veze se dijele na polarne i nepolarne.

Polarizabilnost veze su sposobnost elektrona veze da se pomaknu pod utjecajem vanjskog električnog polja(osobito električno polje druge čestice). Polarizabilnost ovisi o pokretljivosti elektrona. Što je elektron udaljeniji od jezgre, to je pokretljiviji, a samim time i molekula je polarizirajuća.

Kovalentna nepolarna kemijska veza

Postoje 2 tipa kovalentne veze – POLARNI I NEPOLARNI .

Primjer . Razmotrimo strukturu molekule vodika H2. Svaki atom vodika na svojoj vanjskoj energetskoj razini nosi 1 nespareni elektron. Za prikaz atoma koristimo Lewisovu strukturu - ovo je dijagram strukture vanjske energetske razine atoma, kada su elektroni označeni točkama. Modeli strukture Lewisove točke od velike su pomoći pri radu s elementima druge periode.

H. + . H = H:H

Dakle, molekula vodika ima jedan zajednički elektronski par i jednu H–H kemijsku vezu. Ovaj elektronski par ne prelazi ni na jedan atom vodika jer Atomi vodika imaju istu elektronegativnost. Ova veza se zove kovalentni nepolarni .

Kovalentna nepolarna (simetrična) veza je kovalentna veza koju tvore atomi jednake elektronegativnosti (obično isti nemetali) i, prema tome, s ravnomjernom raspodjelom gustoće elektrona između jezgri atoma.

Dipolni moment nepolarnih veza je 0.

Primjeri: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalentna polarna kemijska veza

Kovalentna polarna veza je kovalentna veza koja se javlja između atomi različite elektronegativnosti (obično, razni nemetali) i karakterizira se istisnina zajednički elektronski par prema elektronegativnijem atomu (polarizacija).

Gustoća elektrona je pomaknuta prema elektronegativnijem atomu - stoga se na njemu javlja djelomični negativni naboj (δ-), a na manje elektronegativnom atomu javlja se djelomični pozitivni naboj (δ+, delta +).

Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je veća polaritet veze i više dipolni trenutak . Između susjednih molekula i naboja suprotnog predznaka djeluju dodatne privlačne sile koje se povećavaju snaga komunikacije.

Polaritet veze utječe na fizikalna i kemijska svojstva spojeva. Mehanizmi reakcije, pa čak i reaktivnost susjednih veza ovise o polaritetu veze. Polaritet veze često određuje polaritet molekule i time izravno utječe na takva fizikalna svojstva kao što su vrelište i talište, topljivost u polarnim otapalima.

Primjeri: HCl, CO2, NH3.

Mehanizmi stvaranja kovalentne veze

Kovalentne kemijske veze mogu nastati putem 2 mehanizma:

1. Mehanizam razmjene formiranje kovalentne kemijske veze je kada svaka čestica daje jedan nespareni elektron da formira zajednički elektronski par:

A . + . B= A:B

2. Formiranje kovalentne veze je mehanizam u kojem jedna od čestica daje usamljeni par elektrona, a druga čestica daje praznu orbitalu za taj elektronski par:

A: + B= A:B

U ovom slučaju, jedan od atoma daje usamljeni par elektrona ( donator), a drugi atom daje praznu orbitalu za taj par ( akceptor). Kao rezultat stvaranja obiju veza, energija elektrona se smanjuje, tj. ovo je korisno za atome.

Kovalentna veza nastala mehanizmom donor-akceptor nije drugačije u svojstvima iz drugih kovalentnih veza nastalih mehanizmom izmjene. Stvaranje kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom tipično je za atome s velikim brojem elektrona na vanjskoj energetskoj razini (donori elektrona) ili, obrnuto, s vrlo malim brojem elektrona (akceptori elektrona). O valentnim sposobnostima atoma detaljnije se govori u odgovarajućem odjeljku.

Kovalentna veza nastaje donor-akceptorskim mehanizmom:

- u molekuli ugljikov monoksid CO(veza u molekuli je trostruka, 2 veze nastaju mehanizmom izmjene, jedna donor-akceptorskim mehanizmom): C≡O;

- V amonijev ion NH 4 +, u ionima organski amini, na primjer, u metilamonijevom ionu CH3-NH2+;

- V kompleksni spojevi, kemijska veza između središnjeg atoma i ligandnih skupina, na primjer, u natrijevom tetrahidroksoaluminatu Na veza između aluminija i hidroksidnih iona;

- V dušična kiselina i njezine soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, u nekim drugim dušikovim spojevima;

- u molekuli ozon O3.

Osnovne karakteristike kovalentnih veza

Kovalentne veze obično se stvaraju između atoma nemetala. Glavne karakteristike kovalentne veze su duljina, energija, višestrukost i usmjerenost.

Višestrukost kemijske veze

Višestrukost kemijske veze - Ovo broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma u spoju. Višestrukost veze može se vrlo lako odrediti iz vrijednosti atoma koji tvore molekulu.

Na primjer , u molekuli vodika H 2 mnogostrukost veze je 1, jer Svaki vodik ima samo 1 nespareni elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, stoga se formira jedan zajednički elektronski par.

U molekuli kisika O 2 mnogostrukost veze je 2 jer Svaki atom na vanjskoj energetskoj razini ima 2 nesparena elektrona: O=O.

U molekuli dušika N2 mnogostrukost veze je 3 jer između svakog atoma postoje 3 nesparena elektrona na vanjskoj energetskoj razini, a atomi tvore 3 zajednička elektronska para N≡N.

Duljina kovalentne veze

Duljina kemijske veze je udaljenost između središta jezgri atoma koji tvore vezu. Određuje se eksperimentalnim fizikalnim metodama. Duljina veze može se približno procijeniti korištenjem pravila aditivnosti, prema kojem je duljina veze u molekuli AB približno jednaka polovici zbroja duljina veza u molekulama A 2 i B 2:

Duljina kemijske veze može se grubo procijeniti atomskim radijusima stvaranje veze, ili komunikacijskom višestrukošću, ako polumjeri atoma nisu jako različiti.

Kako se polumjeri atoma koji tvore vezu povećavaju, duljina veze će se povećavati.

Na primjer

Kako se množina veza između atoma povećava (čiji se atomski polumjeri ne razlikuju ili se razlikuju malo), duljina veze će se smanjivati.

Na primjer . U nizu: C–C, C=C, C≡C duljina veze opada.

Komunikacijska energija

Mjera za jačinu kemijske veze je energija veze. Komunikacijska energija određena energijom potrebnom za prekid veze i uklanjanje atoma koji tvore tu vezu na beskonačno veliku udaljenost jedan od drugog.

Kovalentna veza je vrlo izdržljiva. Energija mu se kreće od nekoliko desetaka do nekoliko stotina kJ/mol. Što je veća energija veze, veća je i snaga veze, i obrnuto.

Snaga kemijske veze ovisi o duljini veze, polarnosti veze i višestrukosti veze. Što je kemijska veza duža, to se lakše prekida, a što je energija veze manja, to je njena čvrstoća manja. Što je kemijska veza kraća, to je ona jača, a energija veze veća.

Na primjer, u nizu spojeva HF, HCl, HBr s lijeva na desno, jakost kemijske veze smanjuje se, jer Duljina veze se povećava.

Ionska kemijska veza

Ionska veza je kemijska veza koja se temelji na elektrostatsko privlačenje iona.

Ioni nastaju u procesu prihvaćanja ili davanja elektrona od strane atoma. Na primjer, atomi svih metala slabo drže elektrone s vanjske energetske razine. Prema tome, atomi metala karakteriziraju restorativna svojstva- sposobnost doniranja elektrona.

Primjer. Atom natrija sadrži 1 elektron na energetskoj razini 3. Lako ga se odričući, atom natrija stvara mnogo stabilniji ion Na +, s elektronskom konfiguracijom plemenitog plina neona Ne. Natrijev ion sadrži 11 protona i samo 10 elektrona, pa je ukupni naboj iona -10+11 = +1:

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

Primjer. Atom klora na svojoj vanjskoj energetskoj razini sadrži 7 elektrona. Da bi dobio konfiguraciju stabilnog inertnog atoma argona Ar, klor mora dobiti 1 elektron. Nakon dodavanja elektrona nastaje stabilni ion klora koji se sastoji od elektrona. Ukupni naboj iona je -1:

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

Bilješka:

• Svojstva iona razlikuju se od svojstava atoma!
• Stabilni ioni mogu nastati ne samo atomi, ali također skupine atoma. Na primjer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2-, itd. Kemijske veze koje tvore takvi ioni također se smatraju ionskim;
• Ionske veze obično se stvaraju međusobno metali I nemetali(skupine nemetala);

Nastali ioni se privlače zbog električnog privlačenja: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Rezimirajmo vizualno razlika između tipova kovalentne i ionske veze:

Metalna kemijska veza

Metalni spoj je veza koja nastaje relativno slobodni elektroni između metalni ioni tvoreći kristalnu rešetku.

Atomi metala obično se nalaze na vanjskoj energetskoj razini jedan do tri elektrona. Polumjeri atoma metala u pravilu su veliki - stoga atomi metala, za razliku od nemetala, prilično lako odustaju od svojih vanjskih elektrona, tj. su jaki redukcijski agensi

Međumolekulske interakcije

Zasebno je vrijedno razmotriti interakcije koje nastaju između pojedinačnih molekula u tvari - međumolekularne interakcije . Međumolekulske interakcije su vrsta interakcije između neutralnih atoma u kojoj se ne pojavljuju nove kovalentne veze. Sile međudjelovanja između molekula otkrio je Van der Waals 1869. godine i po njemu su ih nazvali Van dar Waalsove snage. Van der Waalsove sile se dijele na orijentacija, indukcija I disperzivan . Energija međumolekulskih interakcija mnogo je manja od energije kemijskih veza.

Orijentacijske sile privlačenja javljaju se između polarnih molekula (dipol-dipol interakcija). Ove sile se javljaju između polarnih molekula. Induktivne interakcije je interakcija između polarne i nepolarne molekule. Nepolarna molekula je polarizirana djelovanjem polarne, što stvara dodatno elektrostatsko privlačenje.

Posebna vrsta međumolekularnog međudjelovanja su vodikove veze. - to su intermolekularne (ili intramolekularne) kemijske veze koje nastaju između molekula koje imaju visoko polarne kovalentne veze - H-F, H-O ili H-N. Ako postoje takve veze u molekuli, onda će ih biti i između molekula dodatne privlačne sile .

Obrazovni mehanizam vodikova veza je dijelom elektrostatska, a dijelom donor-akceptorska. U ovom slučaju donor elektronskog para je atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N), a akceptor su atomi vodika povezani s tim atomima. Vodikove veze karakteriziraju usredotočenost u prostoru i zasićenost

Vodikove veze mogu se označiti točkama: H ··· O. Što je veća elektronegativnost atoma spojenog na vodik, a što je njegova veličina manja, to je vodikova veza jača. Tipično je prvenstveno za veze fluor s vodikom , kao i do kisik i vodik , manje dušik s vodikom .

Vodikove veze se javljaju između sljedećih tvari:

— vodikov fluorid HF(plin, otopina fluorovodonika u vodi - fluorovodična kiselina), voda H 2 O (para, led, tekuća voda):

— otopina amonijaka i organskih amina- između molekula amonijaka i vode;

— organski spojevi u kojima su O-H ili N-H veze: alkoholi, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, fenoli, anilin i njegovi derivati, proteini, otopine ugljikohidrata - monosaharida i disaharida.

Vodikova veza utječe na fizikalna i kemijska svojstva tvari. Dakle, dodatno privlačenje između molekula otežava vrenje tvari. Tvari s vodikovim vezama pokazuju abnormalno povećanje vrelišta.

Na primjer U pravilu, s povećanjem molekularne težine, uočava se povećanje vrelišta tvari. Međutim, u nizu tvari H2O-H2S-H2Se-H2Te ne opažamo linearnu promjenu vrelišta.

Naime, kod vrelište vode je nenormalno visoko - ne manje od -61 o C, kako nam pokazuje ravna crta, ali mnogo više, +100 o C. Ova anomalija se objašnjava prisutnošću vodikovih veza između molekula vode. Stoga je u normalnim uvjetima (0-20 o C) voda tekućina po faznom stanju.