Määritä kemiallisen sidoksen tyyppi fluorimolekyylissä. Kemiallisten sidosten tyypit. Kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos
(ensimmäinen elektroni)
(Paulingin mukaan)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Fluori | |
Kemialliset ominaisuudet
Aktiivisin ei-metallinen, se on kiivaasti vuorovaikutuksessa melkein kaikkien aineiden kanssa (harvinaisia poikkeuksia ovat fluoroplastit) ja useimpien kanssa - palamisen ja räjähdyksen kanssa. Fluorin kosketus vedyn kanssa johtaa syttymiseen ja räjähdykseen jopa erittäin korkealla matalat lämpötilat(–252 °C:seen asti). Jopa vesi ja platina: ydinteollisuuden uraani palaa fluoriilmakehässä.
klooritrifluoridi ClF 3 - fluorausaine ja voimakas hapetin rakettipolttoainetta
rikkiheksafluoridi SF 6 - kaasumainen eriste sähköteollisuudessa
metallifluoridit (esimerkiksi W ja V), joilla on jonkin verran hyödyllisiä ominaisuuksia
freonit ovat hyviä kylmäaineita
teflon - kemiallisesti inertit polymeerit
natriumheksafluoroaluminaatti - alumiinin myöhempään tuotantoon elektrolyysillä
erilaisia yhdisteitä fluori
Ohjustekniikka
Fluoriyhdisteitä käytetään laajalti rakettitekniikassa ponneaineen hapettimina.Sovellus lääketieteessä
Fluoriyhdisteitä käytetään laajasti lääketieteessä veren korvikkeena.
Biologinen ja fysiologinen rooli
Fluori on elimistölle elintärkeä alkuaine. Ihmiskehossa fluoria löytyy pääasiassa hammaskiillestä osana fluorapatiittia - Ca 5 F (PO 4) 3 . Riittämättömällä (alle 0,5 mg / litra juomavesi) tai liiallinen (yli 1 mg / litra) fluorin käyttö voi aiheuttaa hammassairauksia: kariesta ja fluoroosia (täplikäs emali) ja osteosarkooman.
Karieksen ehkäisemiseksi on suositeltavaa käyttää fluorilisäaineita sisältäviä hammastahnoja tai juoda fluorattua vettä (pitoisuuteen 1 mg/l asti), tai käyttää paikallisesti 1-2 % natriumfluori- tai tinafluoridiliuosta. Tällaiset toimet voivat vähentää karieksen todennäköisyyttä 30-50%.
Suurin sallittu sitoutuneen fluorin pitoisuus teollisuustilojen ilmassa on 0,0005 mg/litra.
lisäinformaatio
Fluori, fluori, F(9)
Fluori (Fluorine, French and German Fluor) saatiin vapaana vuonna 1886, mutta sen yhdisteet ovat olleet tunnettuja pitkään ja niitä käytettiin laajasti metallurgiassa ja lasin valmistuksessa. Ensimmäinen maininta fluoriitista (CaP) nimellä fluorisälpä (Fliisspat) juontaa juurensa 1500-luvulta. Eräässä legendaarisen Vasily Valentinin teoksissa mainitaan eri väreillä maalatut kivet - sulatteet (Fliisse latinasta fluere - flow, pour), joita käytettiin sulatteena metallien sulatuksessa. Agricola ja Libavius kirjoittavat samasta. Jälkimmäinen ottaa käyttöön erityiset nimet tälle juoksuteelle - fluorisälpä (Flusspat) ja mineraalisula. Monet kemiallisten ja teknisten kirjoitusten kirjoittajat 1600- ja 1700-luvuilta. kuvata erilaisia tyyppejä fluorisälpä. Venäjällä näitä kiviä kutsuttiin plavikiksi, spaltiksi, sylkeiksi; Lomonosov luokitteli nämä kivet seleniiteiksi ja kutsui niitä sparraksi tai fluxiksi (kidevuoksi). Venäläiset mestarit sekä mineraalikokoelmien keräilijät (esimerkiksi 1700-luvulla prinssi P.F. Golitsyn) tiesivät, että tietyntyyppiset kylvyt kuumennettaessa (esim. kuuma vesi) hohtaa pimeässä. Kuitenkin jopa Leibniz fosforihistoriassaan (1710) mainitsee tässä yhteydessä termofosforin (Thermophosphorus).
Ilmeisesti kemistit ja käsityöläiset kemistit tutustuivat fluorivetyhappoon viimeistään 1600-luvulla. Vuonna 1670 Nürnbergin käsityöläinen Schwanhard käytti rikkihapon kanssa sekoitettua fluorisälpää etsatakseen kuvioita lasikuppeihin. Tuolloin fluorisälvän ja fluorivetyhapon luonne oli kuitenkin täysin tuntematon. Esimerkiksi piihapolla uskottiin olevan syövyttävä vaikutus Schwanhardin prosessissa. Tämän virheellisen mielipiteen Scheele poisti todistaen, että fluorisälvän ja rikkihapon vuorovaikutuksessa piihappoa saadaan tuloksena olevan fluorivetyhapon aiheuttaman lasiretortin eroosion seurauksena. Lisäksi Scheele totesi (1771), että fluorisälpä on kalkkipitoisen maan ja erityisen hapon yhdistelmä, jota kutsuttiin "ruotsalaiseksi hapoksi".
Lavoisier tunnisti fluorivetyhapporadikaalin (radikaali fluorique) yksinkertaiseksi kappaleeksi ja sisällytti sen yksinkertaisten kappaleiden taulukkoonsa. Enemmän tai vähemmän puhdas muoto fluorivetyhappoa saatiin vuonna 1809. Gay-Lussac ja Tenard tislaamalla fluorisälpää rikkihapolla lyijy- tai hopearetortissa. Tämän operaation aikana molemmat tutkijat myrkytettiin. Ampère vahvisti fluorivetyhapon todellisen luonteen vuonna 1810. Hän torjui Lavoisier'n mielipiteen, jonka mukaan fluorivetyhapon täytyy sisältää happea, ja osoitti tämän hapon analogian kloorivetyhapon kanssa. Ampère raportoi löydöstään Davylle, joka vähän ennen sitä oli selvittänyt kloorin alkuaineluonteen. Davy yhtyi täysin Amperen väitteisiin ja käytti paljon vaivaa vapaan fluorin saamiseksi fluorivetyhapon elektrolyysillä ja muilla tavoilla. Ottaen huomioon fluorivetyhapon voimakkaan syövyttävän vaikutuksen lasiin sekä kasvi- ja eläinkudoksiin, Ampere ehdotti sen sisältämän alkuaineen kutsumista fluoriksi (kreikaksi - tuho, kuolema, rutto, rutto jne.). Davy ei kuitenkaan hyväksynyt tätä nimeä ja ehdotti toista - fluoria (fluori) analogisesti kloorin silloisen nimen kanssa - kloori (Chlorine), molempia nimiä käytetään edelleen Englannin kieli. Venäjäksi Amperen antama nimi on säilynyt.
Lukuisia yrityksiä eristää vapaa fluori 1800-luvulla eivät johtaneet onnistuneisiin tuloksiin. Vasta vuonna 1886 Moissan onnistui tekemään tämän ja saamaan vapaata fluoria keltavihreän kaasun muodossa. Koska fluori on epätavallisen aggressiivinen kaasu, Moissan joutui voittamaan monia vaikeuksia ennen kuin hän löysi laitteistoon sopivan materiaalin fluorikokeissa. U-putki fluorivetyhapon elektrolyysiä varten 55 °C:ssa (jäähdytetty nestemäisellä metyylikloridilla) valmistettiin platinasta fluorisälpätulpilla. Kemikaalien jälkeen ja fyysiset ominaisuudet vapaata fluoria, se on löytänyt laajan sovelluksen. Nyt fluori on yksi niistä kriittiset komponentit laajan valikoiman fluoroorgaanisten aineiden synteesi. Venäjän kirjallisuudessa alku XIX V. fluoria kutsuttiin eri tavalla: fluorivetyhapon emäs, fluori (Dvigubsky, 1824), fluori (Iovsky), fluori (Shcheglov, 1830), fluori, fluori, fluori. Hess vuodelta 1831 otti käyttöön nimen fluori.
Tehtävä numero 1
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa on ioninen kemiallinen sidos.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Vastaus: 13
Suurimmassa osassa tapauksista ionityyppisen sidoksen esiintyminen yhdisteessä voidaan määrittää sillä, että sen rakenneyksiköt sisältävät samanaikaisesti tyypillisen metallin atomeja ja ei-metalliatomeja.
Tämän perusteella toteamme, että yhdisteessä numero 1 - Ca(ClO 2) 2 on ionisidos, koska sen kaavassa voidaan nähdä tyypillisen kalsiummetallin atomeja ja ei-metallien atomeja - happi ja kloori.
Tässä luettelossa ei kuitenkaan ole enää yhdisteitä, jotka sisältävät sekä metalli- että ei-metalliatomeja.
Tehtävässä mainittujen yhdisteiden joukossa on ammoniumkloridi, jossa ionisidos toteutuu ammoniumkationin NH 4 + ja kloridi-ionin Cl − välillä.
Tehtävä numero 2
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa tyyppi kemiallinen sidos sama kuin fluorimolekyylissä.
1) happi
2) typpioksidi (II)
3) bromivety
4) natriumjodidi
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 15
Fluorimolekyyli (F 2) koostuu yhden ei-metallisen kemiallisen alkuaineen kahdesta atomista, joten kemiallinen sidos tässä molekyylissä on kovalenttinen ei-polaarinen.
Kovalenttinen ei-polaarinen sidos voidaan toteuttaa vain ei-metallin saman kemiallisen alkuaineen atomien välillä.
Ehdotetuista vaihtoehdoista vain hapella ja timantilla on kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Happimolekyyli on kaksiatominen, koostuu ei-metallin yhden kemiallisen alkuaineen atomeista. Timantilla on atomirakenne ja sen rakenteessa jokainen hiiliatomi, joka on ei-metalli, on sitoutunut 4 muuhun hiiliatomiin.
Typpioksidi (II) on aine, joka koostuu molekyyleistä, jotka muodostuvat kahden eri epämetallin atomeista. Elektronegatiivisuudesta lähtien erilaisia atomeja ovat aina erilaisia, molekyylin yhteinen elektronipari siirtyy elektronegatiivisempaan alkuaineeseen, tässä tapauksessa happeen. Siten NO-molekyylin sidos on kovalenttinen polaarinen.
Bromivety koostuu myös kaksiatomisista molekyyleistä, jotka koostuvat vety- ja bromiatomeista. H-Br-sidoksen muodostava jaettu elektronipari siirtyy elektronegatiivisempaan bromiatomiin. HBr-molekyylin kemiallinen sidos on myös kovalenttinen polaarinen.
Natriumjodidi on ioninen aine, joka muodostuu metallikationista ja jodidianionista. Sidos NaI-molekyylissä muodostuu elektronin siirtymisen seurauksena 3:sta s-natriumatomin orbitaalit (natriumatomi muuttuu kationiksi) alitäytetyksi 5 s-jodiatomin orbitaali (jodiatomi muuttuu anioniksi). Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan ioniseksi.
Tehtävä numero 3
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyylien välillä muodostuu vetysidoksia.
- 1. C 2 H 6
- 2.C2H5OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 23
Selitys:
Vetysidoksia syntyy molekyylirakenteen omaavissa aineissa, joissa on koletaalia H-O-obligaatiot, H-N, H-F. Nuo. vetyatomin kovalenttiset sidokset kolmen atomin kanssa kemiallisia alkuaineita suurimmalla elektronegatiivisuudella.
Siten ilmeisesti molekyylien välillä on vetysidoksia:
2) alkoholit
3) fenolit
5) ammoniakki
6) primaariset ja sekundääriset amiinit
7) fluorivetyhappo
Tehtävä numero 4
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi yhdistettä, joissa on ioninen kemiallinen sidos.
- 1. PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4. H2S
- 5. MgO
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 35
Selitys:
Suurimmassa osassa tapauksista voidaan päätellä, että yhdisteessä on ionityyppinen sidos, koska aineen rakenneyksiköiden koostumus sisältää samanaikaisesti tyypillisen metallin atomeja ja ei-metalliatomeja.
Tämän perusteella toteamme, että yhdisteissä numero 3 (NaCl) ja 5 (MgO) on ionisidos.
Huomautus*
Yllä olevan piirteen lisäksi ionisidoksen olemassaolo yhdisteessä voidaan sanoa, jos sen rakenneyksikkö sisältää ammoniumkationin (NH 4 +) tai sen orgaaniset analogit - alkyyliammoniumin kationeja RNH 3 +, dialkyyliammonium R 2 NH 2 + , trialkyyliammonium R3NH+ tai tetraalkyyliammonium R4N+, jossa R on jokin hiilivetyradikaali. Esimerkiksi, ionityyppi sidos tapahtuu yhdisteessä (CH3)4NCl kationin (CH3)4+ ja kloridi-ionin Cl- välillä.
Tehtävä numero 5
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on samantyyppinen rakenne.
4) ruokasuola
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 23
Tehtävä numero 8
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on ei-molekyylirakenne.
2) happi
3) valkoinen fosfori
5) pii
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 45
Tehtävä numero 11
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on kaksoissidos hiili- ja happiatomien välillä.
3) formaldehydi
4) etikkahappo
5) glyseriini
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 34
Tehtävä numero 14
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joissa on ionisidos.
1) happi
3) hiilimonoksidi (IV)
4) natriumkloridi
5) kalsiumoksidi
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 45
Tehtävä numero 15
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joilla on samantyyppinen kidehila kuin timantilla.
1) piidioksidi SiO 2
2) natriumoksidi Na 2 O
3) hiilimonoksidi CO
4) valkoinen fosfori P 4
5) pii Si
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 15
Tehtävä numero 20
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on yksi kolmoissidos.
- 1. HCOOH
- 2. HCOH
- 3. C 2 H 4
- 4. N 2
- 5.C2H2
Kirjoita vastauskenttään valittujen yhteyksien numerot.
Vastaus: 45
Selitys:
Löytääksesi oikean vastauksen, piirrä rakennekaavat yhdisteet esitetystä luettelosta:
Näin ollen näemme, että kolmoissidos on olemassa typen ja asetyleenin molekyyleissä. Nuo. oikeat vastaukset 45
Tehtävä numero 21
Valitse ehdotetusta luettelosta kaksi ainetta, joiden molekyyleissä on kovalenttinen ei-polaarinen sidos.
USE-koodaajan aiheet: Kovalenttinen kemiallinen sidos, sen lajikkeet ja muodostumismekanismit. Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet (napaisuus ja sidoksen energia). Ionisidos. Metalliliitäntä. vetysidos
Molekyyliensisäiset kemialliset sidokset
Tarkastellaan ensin sidoksia, jotka syntyvät molekyylien sisällä olevien hiukkasten välillä. Tällaisia yhteyksiä kutsutaan molekyylin sisäinen.
kemiallinen sidos kemiallisten alkuaineiden atomien välillä on sähköstaattinen luonne ja se muodostuu ulkoisten (valenssi)elektronien vuorovaikutukset, enemmän tai vähemmän positiivisesti varautuneiden ytimien hallussa sitoutuneita atomeja.
Avainkäsite tässä on ELEKTRONEGNATIIVISUUS. Hän määrittää atomien välisen kemiallisen sidoksen tyypin ja tämän sidoksen ominaisuudet.
on atomin kyky vetää puoleensa (pitää) ulkoinen(valenssi) elektroneja. Elektronegatiivisuus määräytyy sen mukaan, kuinka paljon ulkopuoliset elektronit vetäytyvät ytimeen, ja se riippuu pääasiassa atomin säteestä ja ytimen varauksesta.
Elektronegatiivisuutta on vaikea määrittää yksiselitteisesti. L. Pauling laati taulukon suhteellisesta elektronegatiivisuudesta (perustuu diatomisten molekyylien sidosenergioihin). Elektronegatiivisin alkuaine on fluori merkityksen kanssa 4 .
On tärkeää huomata, että eri lähteistä löytyy erilaisia elektronegatiivisuusarvojen asteikkoja ja taulukoita. Tätä ei pidä pelätä, koska kemiallisen sidoksen muodostuminen on osansa atomeja, ja se on suunnilleen sama missä tahansa järjestelmässä.
Jos jokin kemiallisen sidoksen A:B atomeista vetää puoleensa elektroneja voimakkaammin, elektronipari siirtyy sitä kohti. Sitä enemmän elektronegatiivisuuden ero atomeja, sitä enemmän elektronipari on siirtynyt.
Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuusarvot ovat yhtä suuret tai suunnilleen yhtä suuret: EO(A)≈EO(V), silloin jaettua elektroniparia ei siirretä mihinkään atomeihin: A: B. Tällaista yhteyttä kutsutaan kovalenttinen ei-polaarinen.
Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuus eroaa, mutta ei paljon (ero elektronegatiivisuudessa on noin 0,4 - 2: 0,4<ΔЭО<2 ), sitten elektronipari siirtyy yhteen atomeista. Tällaista yhteyttä kutsutaan kovalenttinen polaarinen .
Jos vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronegatiivisuus eroaa merkittävästi (ero elektronegatiivisuudessa on suurempi kuin 2: ΔEO>2), sitten yksi elektroneista siirtyy lähes kokonaan toiseen atomiin muodostumisen myötä ioneja. Tällaista yhteyttä kutsutaan ioninen.
Kemiallisten sidosten päätyypit ovat − kovalenttinen, ioninen Ja metallinen yhteyksiä. Tarkastellaanpa niitä tarkemmin.
kovalenttinen kemiallinen sidos
kovalenttisidos – se on kemiallinen sidos muodostama yhteisen elektroniparin A:B muodostuminen . Tässä tapauksessa kaksi atomia päällekkäin atomikiertoradat. Kovalenttinen sidos muodostuu atomien vuorovaikutuksesta, joilla on pieni elektronegatiivisuuden ero (yleensä kahden ei-metallin välillä) tai yhden alkuaineen atomeja.
Kovalenttisten sidosten perusominaisuudet
- suuntautuminen,
- kylläisyys,
- vastakkaisuus,
- polarisoituvuus.
Nämä sidosominaisuudet vaikuttavat aineiden kemiallisiin ja fysikaalisiin ominaisuuksiin.
Viestinnän suunta luonnehtii aineiden kemiallista rakennetta ja muotoa. Kahden sidoksen välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi. Esimerkiksi vesimolekyylissä H-O-H-sidoskulma on 104,45 o, joten vesimolekyyli on polaarinen, ja metaanimolekyylissä H-C-H-sidoskulma on 108 o 28 ′.
Kyllästyvyys on atomien kyky muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia kemiallisia sidoksia. Sidosten lukumäärää, jonka atomi voi muodostaa, kutsutaan.
Vastakkaisuus sidokset syntyvät johtuen elektronitiheyden epätasaisesta jakautumisesta kahden atomin välillä, joilla on eri elektronegatiivisuus. Kovalenttiset sidokset jaetaan polaarisiin ja ei-polaarisiin.
Polarisoituvuus liitännät ovat sidoselektronien kyky syrjäyttää ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta(erityisesti toisen hiukkasen sähkökenttä). Polarisoituvuus riippuu elektronien liikkuvuudesta. Mitä kauempana elektroni on ytimestä, sitä liikkuvampi se on, ja vastaavasti molekyyli on polarisoituvampi.
Kovalenttinen ei-polaarinen kemiallinen sidos
Kovalenttisia sidoksia on 2 tyyppiä - POLAR Ja EI-POLAARI .
Esimerkki . Tarkastellaan vetymolekyylin H 2 rakennetta. Jokainen vetyatomi kantaa ulkoenergiatasollaan 1 parittoman elektronin. Atomin näyttämiseen käytämme Lewis-rakennetta - tämä on kaavio atomin ulkoisen energiatason rakenteesta, kun elektronit on merkitty pisteillä. Lewis-pisterakennemallit ovat hyvä apu toisen jakson elementtien kanssa työskentelyssä.
H. + . H=H:H
Siten vetymolekyylissä on yksi yhteinen elektronipari ja yksi H-H kemiallinen sidos. Tämä elektronipari ei ole syrjäytynyt mihinkään vetyatomiin, koska vetyatomien elektronegatiivisuus on sama. Tällaista yhteyttä kutsutaan kovalenttinen ei-polaarinen .
Kovalenttinen ei-polaarinen (symmetrinen) sidos - tämä on kovalenttinen sidos, jonka muodostavat atomit, joilla on yhtä suuri elektronegatiivisuus (yleensä samat epämetallit) ja siksi elektronitiheyden tasainen jakautuminen atomien ytimien välillä.
Ei-polaaristen sidosten dipolimomentti on 0.
Esimerkkejä: H2 (H-H), 02 (O=O), S8.
Kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos
kovalenttinen polaarinen sidos on kovalenttinen sidos, joka esiintyy välillä atomeja, joilla on erilainen elektronegatiivisuus (yleensä, erilaisia ei-metalleja) ja sille on tunnusomaista siirtymä yhteinen elektronipari elektronegatiivisempaan atomiin (polarisaatio).
Elektronitiheys siirtyy elektronegatiivisempaan atomiin - siksi siihen ilmestyy osittainen negatiivinen varaus (δ-) ja osittainen positiivinen varaus vähemmän elektronegatiiviselle atomille (δ+, delta +).
Mitä suurempi ero atomien elektronegatiivisuudessa on, sitä suurempi vastakkaisuus yhteyksiä ja vielä enemmän dipolimomentti . Vierekkäisten molekyylien ja vastakkaisten varausten välillä vaikuttavat lisävetovoimat, jotka lisääntyvät vahvuus yhteyksiä.
Sidospolariteetti vaikuttaa yhdisteiden fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin. Reaktiomekanismit ja jopa viereisten sidosten reaktiivisuus riippuvat sidoksen napaisuudesta. Sidoksen napaisuus määrää usein molekyylin polariteetti ja siten vaikuttaa suoraan sellaisiin fysikaalisiin ominaisuuksiin kuin kiehumispiste ja sulamispiste, liukoisuus polaarisiin liuottimiin.
Esimerkkejä: HCl, C02, NH3.
Kovalenttisen sidoksen muodostusmekanismit
Kovalenttinen kemiallinen sidos voi tapahtua kahdella mekanismilla:
1. vaihtomekanismi kovalenttinen kemiallinen sidos muodostuu, kun jokainen hiukkanen tarjoaa yhden parittoman elektronin yhteisen elektroniparin muodostamiseksi:
A . + . B = A:B
2. Kovalenttisen sidoksen muodostuminen on sellainen mekanismi, jossa yksi hiukkasista muodostaa jakamattoman elektroniparin ja toinen hiukkanen muodostaa vapaan kiertoradan tälle elektroniparille:
V: + B = A:B
Tässä tapauksessa yksi atomeista tarjoaa jakamattoman elektroniparin ( luovuttaja), ja toinen atomi tarjoaa vapaan kiertoradan tälle parille ( tunnustaja). Sidoksen muodostumisen seurauksena molempien elektronien energia vähenee, ts. tämä on hyödyllistä atomeille.
luovuttaja-akseptorimekanismin muodostama kovalenttinen sidos, ei ole erilainen muiden vaihtomekanismin muodostamien kovalenttisten sidosten ominaisuuksien perusteella. Kovalenttisen sidoksen muodostuminen luovuttaja-akseptorimekanismilla on tyypillistä atomeille, joilla on suuri määrä elektroneja ulkoisella energiatasolla (elektronin luovuttajat), tai päinvastoin, kun elektroneja on hyvin vähän (elektronin vastaanottajat). Atomien valenssimahdollisuuksia tarkastellaan tarkemmin vastaavassa.
Kovalenttinen sidos muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista:
- molekyylissä hiilimonoksidi CO(sidos molekyylissä on kolminkertainen, 2 sidosta muodostuu vaihtomekanismilla, yksi luovuttaja-akseptorimekanismilla): C≡O;
- V ammoniumioni NH4+, ioneina orgaaniset amiinit esimerkiksi metyyliammonium-ionissa CH3-NH2+;
- V monimutkaiset yhdisteet kemiallinen sidos keskusatomin ja ligandiryhmien välillä, esimerkiksi nNa alumiini- ja hydroksidi-ionien välinen sidos;
- V typpihappo ja sen suolat- nitraatit: HNO 3 , NaNO 3, joissakin muissa typpiyhdisteissä;
- molekyylissä otsoni O3.
Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet
Kovalenttinen sidos muodostuu pääsääntöisesti ei-metallien atomien välille. Kovalenttisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat pituus, energia, moninkertaisuus ja suuntaavuus.
Kemiallisen sidoksen monikertaisuus
Kemiallisen sidoksen monikertaisuus - Tämä yhdisteen kahden atomin välillä jaettujen elektroniparien lukumäärä. Sidosen moninkertaisuus voidaan määrittää melko helposti molekyylin muodostavien atomien arvosta.
Esimerkiksi , vetymolekyylissä H 2 sidoskerroin on 1, koska kullakin vedyllä on vain 1 pariton elektroni ulkoisella energiatasolla, joten muodostuu yksi yhteinen elektronipari.
Happimolekyylissä O 2 sidoskerroin on 2, koska Jokaisella atomilla on 2 paritonta elektronia sen ulkoenergiatasolla: O=O.
Typpimolekyylissä N 2 sidoskerroin on 3, koska kunkin atomin välissä on 3 paritonta elektronia uloimmalla energiatasolla ja atomit muodostavat 3 yhteistä elektroniparia N≡N.
Kovalenttisen sidoksen pituus
Kemiallisen sidoksen pituus
on etäisyys sidoksen muodostavien atomiytimien keskusten välillä. Se määritetään kokeellisilla fysikaalisilla menetelmillä. Sidospituus voidaan arvioida likimäärin additiivisuussäännön mukaan, jonka mukaan sidoksen pituus AB-molekyylissä on suunnilleen puolet A2- ja B2-molekyylien sidospituuksien summasta: 
Kemiallisen sidoksen pituus voidaan arvioida karkeasti atomien säteitä pitkin, muodostaen sidoksen tai viestinnän moninaisuuden vuoksi jos atomien säteet eivät ole kovin erilaisia.
Kun sidoksen muodostavien atomien säteet kasvavat, sidoksen pituus kasvaa.
Esimerkiksi
Kun atomien välisten sidosten moninkertaisuus kasvaa (joiden atomisäteet eivät eroa tai eroavat hieman), sidoksen pituus pienenee.
Esimerkiksi . Sarjassa: C–C, C=C, C≡C sidoksen pituus pienenee.
Sidosenergia
Kemiallisen sidoksen vahvuuden mitta on sidoksen energia. Sidosenergia Sen määrää energia, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja tämän sidoksen muodostavien atomien poistamiseen äärettömälle etäisyydelle toisistaan.
Kovalenttinen sidos on erittäin kestävä. Sen energia vaihtelee useista kymmenistä useisiin satoihin kJ/mol. Mitä suurempi sidosenergia, sitä suurempi sidoksen vahvuus ja päinvastoin.
Kemiallisen sidoksen vahvuus riippuu sidoksen pituudesta, sidoksen napaisuudesta ja sidoksen moninkertaisuudesta. Mitä pidempi kemiallinen sidos on, sitä helpompi se on katkaista, ja mitä pienempi sidosenergia, sitä pienempi sen lujuus. Mitä lyhyempi kemiallinen sidos on, sitä vahvempi se on ja sitä suurempi sidosenergia.
Esimerkiksi, yhdisteiden sarjassa HF, HCl, HBr vasemmalta oikealle kemiallisen sidoksen vahvuus vähenee, koska sidoksen pituus kasvaa.
Ioninen kemiallinen sidos
Ionisidos on kemiallinen sidos, joka perustuu ionien sähköstaattinen vetovoima.
ioneja muodostuu atomien vastaanottaessa tai luovuttaessa elektroneja. Esimerkiksi kaikkien metallien atomit pitävät heikosti ulkoisen energiatason elektroneja. Siksi metalliatomit karakterisoidaan korjaavia ominaisuuksia kyky luovuttaa elektroneja.
Esimerkki. Natriumatomi sisältää yhden elektronin kolmannella energiatasolla. Luovuttamalla sen helposti pois natriumatomi muodostaa paljon vakaamman Na + -ionin, jolla on jaloneonkaasun Ne elektronikonfiguraatio. Natrium-ioni sisältää 11 protonia ja vain 10 elektronia, joten ionin kokonaisvaraus on -10+11 = +1:
+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Esimerkki. Klooriatomin ulkoisessa energiatasossa on 7 elektronia. Saadakseen stabiilin inertin argonatomin Ar konfiguraation kloorin on kiinnitettävä yksi elektroni. Elektronin kiinnittymisen jälkeen muodostuu stabiili kloori-ioni, joka koostuu elektroneista. Ionin kokonaisvaraus on -1:
+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Huomautus:
- Ionien ominaisuudet eroavat atomien ominaisuuksista!
- Stabiileja ioneja voi muodostua paitsi atomeja, mutta myös atomiryhmiä. Esimerkiksi: ammoniumioni NH 4 +, sulfaatti-ioni SO 4 2- jne. Tällaisten ionien muodostamia kemiallisia sidoksia pidetään myös ionisina;
- Väliin muodostuu yleensä ionisidoksia metallit Ja epämetallit(ei-metallien ryhmät);
Tuloksena olevat ionit vetäytyvät sähköisen vetovoiman takia: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Yleistetään visuaalisesti ero kovalenttisten ja ionisten sidostyyppien välillä:
metallin kemiallinen sidos
metallinen liitos on suhteellinen suhde vapaita elektroneja välillä metalli-ionit muodostaen kidehilan.
Metallien atomeilla ulkoisella energiatasolla on yleensä yhdestä kolmeen elektronia. Metalliatomien säteet ovat pääsääntöisesti suuria - siksi metalliatomit, toisin kuin ei-metallit, luovuttavat melko helposti ulkoisia elektroneja, ts. ovat vahvoja pelkistäviä aineita
Molekyylien väliset vuorovaikutukset
Erikseen kannattaa tarkastella vuorovaikutuksia, joita esiintyy aineen yksittäisten molekyylien välillä - molekyylien välisiä vuorovaikutuksia . Molekyylien välinen vuorovaikutus on eräänlainen vuorovaikutus neutraalien atomien välillä, jossa uusia kovalenttisia sidoksia ei esiinny. Molekyylien väliset vuorovaikutusvoimat löysi van der Waals vuonna 1869, ja ne nimettiin hänen mukaansa. Van dar Waalsin joukot. Van der Waalsin joukot on jaettu suuntautuminen, induktio Ja dispersio . Molekyylien välisten vuorovaikutusten energia on paljon pienempi kuin kemiallisen sidoksen energia.
Suuntautumisvoimat syntyy polaaristen molekyylien välillä (dipoli-dipoli-vuorovaikutus). Nämä voimat syntyvät polaaristen molekyylien välillä. Induktiiviset vuorovaikutukset on polaarisen ja ei-polaarisen molekyylin välinen vuorovaikutus. Ei-polaarinen molekyyli polarisoituu polaarisen molekyylin vaikutuksesta, mikä synnyttää ylimääräisen sähköstaattisen vetovoiman.
Erityinen molekyylien välinen vuorovaikutustyyppi on vetysidokset. - nämä ovat molekyylien välisiä (tai molekyylinsisäisiä) kemiallisia sidoksia, jotka syntyvät molekyylien välillä, joissa on vahvasti polaarisia kovalenttisia sidoksia - H-F, H-O tai H-N. Jos molekyylissä on tällaisia sidoksia, niin molekyylien välillä on lisävetovoimat .
Koulutuksen mekanismi Vetysidos on osittain sähköstaattinen ja osittain luovuttaja-akseptori. Tässä tapauksessa vahvasti elektronegatiivisen alkuaineen (F, O, N) atomi toimii elektroniparin luovuttajana ja näihin atomeihin liittyvät vetyatomit akseptorina. Vetysidokset on karakterisoitu suuntautuminen avaruudessa ja kylläisyys.
Vetysidosta voidaan merkitä pisteillä: H ··· O. Mitä suurempi vetyyn kytketyn atomin elektronegatiivisuus on ja mitä pienempi sen koko, sitä vahvempi vetysidos on. Se on ensisijaisesti tyypillistä yhdisteille fluori vedyn kanssa , samoin kuin happea vedyn kanssa , vähemmän typpi vedyn kanssa .
Vetysidoksia esiintyy seuraavien aineiden välillä:
— fluorivety HF(kaasu, fluorivedyn liuos vedessä - fluorivetyhappo), vettä H 2 O (höyry, jää, nestemäinen vesi):
— ammoniakin ja orgaanisten amiinien liuos- ammoniakin ja vesimolekyylien välillä;
— orgaaniset yhdisteet, joissa O-H- tai N-H-sidoksia: alkoholit, karboksyylihapot, amiinit, aminohapot, fenolit, aniliini ja sen johdannaiset, proteiinit, hiilihydraattiliuokset - monosakkaridit ja disakkaridit.
Vetysidos vaikuttaa aineiden fysikaalisiin ja kemiallisiin ominaisuuksiin. Siten molekyylien välinen ylimääräinen vetovoima vaikeuttaa aineiden kiehumista. Aineilla, joissa on vetysidoksia, kiehumispiste nousee epänormaalisti.
Esimerkiksi Yleensä molekyylipainon kasvaessa havaitaan aineiden kiehumispisteen nousu. Kuitenkin useissa aineissa H2O-H2S-H2Se-H2Te emme havaitse lineaarista muutosta kiehumispisteissä.
Nimittäin klo veden kiehumispiste on epätavallisen korkea - vähintään -61 o C, kuten suora viiva osoittaa, mutta paljon enemmän, +100 o C. Tämä poikkeama selittyy vetysidosten läsnäololla vesimolekyylien välillä. Siksi normaaleissa olosuhteissa (0-20 o C) vesi on nestettä vaihetilan mukaan.
Vapaa fluori koostuu diatomisista molekyyleistä. Kemiallisesti fluoria voidaan luonnehtia yksiarvoiseksi ei-metalliksi ja lisäksi kaikista ei-metalleista aktiivisimmaksi. Tämä johtuu useista syistä, mukaan lukien F 2 -molekyylin helppo hajoaminen yksittäisiksi atomeiksi - tähän tarvittava energia on vain 159 kJ / mol (vastaa 493 kJ / mol O 2:lle ja 242 kJ / mol C:lle 12). Fluoriatomeilla on merkittävä elektroniaffiniteetti ja ne ovat kooltaan suhteellisen pieniä. Siksi niiden valenssisidokset muiden alkuaineiden atomien kanssa osoittautuvat vahvemmiksi kuin muiden metalloidien vastaavat sidokset (esimerkiksi H-F-sidosenergia on -564 kJ / mol vs. 460 kJ / mol H-O-sidokselle ja 431 kJ / mol H-C1-sidos).
F-F-sidokselle on tunnusomaista 1,42 A:n ydinetäisyys. Fluorin lämpödissosiaatiosta saatiin laskennalla seuraavat tiedot:
Perustilassa olevan fluoriatomin rakenne on ulomman elektronikerroksen 2s 2 2p 5 ja se on yksiarvoinen. Yhden 2p-elektronin 3s-tasolle siirtymiseen liittyvä kolmiarvoisen tilan viritys vaatii 1225 kJ/mol kulutuksen eikä käytännössä toteudu.
Neutraalin fluoriatomin elektroniaffiniteetiksi on arvioitu 339 kJ/mol. Ionille F - on ominaista tehollinen säde 1,33 A ja hydraatioenergia 485 kJ/mol. Fluorin kovalenttiselle säteelle otetaan yleensä arvo 71 pm (eli puolet ytimien välisestä etäisyydestä F2-molekyylissä).
Kemiallinen sidos on elektroninen ilmiö, jossa vähintään yksi ytimensä voimakentässä ollut elektroni joutuu toisen ytimen tai useiden ytimien voimakenttään samanaikaisesti.
Useimmat yksinkertaiset aineet ja kaikki monimutkaiset aineet (yhdisteet) koostuvat atomeista, jotka ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa tietyllä tavalla. Toisin sanoen atomien välille muodostuu kemiallinen sidos. Kun kemiallinen sidos muodostuu, vapautuu aina energiaa, eli muodostuneen hiukkasen energian tulee olla pienempi kuin alkuhiukkasten kokonaisenergia.
Elektronin siirtyminen atomista toiseen, mikä johtaa vastakkaisesti varautuneiden ionien muodostumiseen, joilla on vakaa elektroninen konfiguraatio ja joiden välille muodostuu sähköstaattinen vetovoima, on ionisidoksen yksinkertaisin malli:
X → X + + e-; Y + e- → Y-; X+Y-
Hypoteesi ionien muodostumisesta ja sähköstaattisen vetovoiman esiintymisestä niiden välillä esitti ensimmäisenä saksalainen tiedemies W. Kossel (1916).
Toinen sidosmalli on elektronien jakaminen kahden atomin kesken, minkä seurauksena muodostuu myös stabiileja elektronisia konfiguraatioita. Tällaista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi, ja vuonna 1916 amerikkalainen tiedemies G. Lewis alkoi kehittää teoriaansa.
Yhteinen kohta molemmissa teorioissa oli hiukkasten muodostuminen, joilla on vakaa elektroninen konfiguraatio ja samaan aikaan jalokaasun elektronisen konfiguraation kanssa.
Esimerkiksi litiumfluoridin muodostuksessa toteutuu sidoksen muodostumisen ionimekanismi. Litiumatomi (3 Li 1s 2 2s 1) menettää elektronin ja muuttuu kationiksi (3 Li + 1s 2), jolla on heliumin elektronikonfiguraatio. Fluori (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) hyväksyy elektronin muodostaen anionin (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6), jolla on neonin elektroninen konfiguraatio. Litium-ionin Li + ja fluori-ionin F - välille syntyy sähköstaattinen vetovoima, jonka seurauksena muodostuu uusi yhdiste - litiumfluoridi.
Kun fluorivetyä muodostuu, vetyatomin ainoa elektroni (1s) ja fluoriatomin pariton elektroni (2p) ovat molempien ytimien - vetyatomin ja fluoriatomin - toimintakentässä. Siten syntyy yhteinen elektronipari, mikä tarkoittaa elektronitiheyden uudelleenjakautumista ja maksimielektronitiheyden ilmaantumista. Tämän seurauksena vetyatomin ytimeen (heliumatomin elektroninen konfiguraatio) liittyy nyt kaksi elektronia ja fluoriytimeen (neonatomin elektroninen konfiguraatio) kahdeksan elektronia ulkoisesta energiatasosta:
Se osoitetaan yhdellä viivalla elementtimerkkien välissä: H-F.Yhden elektroniparin muodostamaa sidosta kutsutaan yksinkertaiseksi sidokseksi.
Kahden elektronin kuoren muodostuminen litiumionille ja vetyatomille on erikoistapaus.Taipumus muodostaa vakaa kahdeksan elektronin kuori siirtämällä elektroni atomista toiseen (ionisidos) tai jakamalla elektroneja (kovalenttinen sidos) kutsutaan oktettisääntöksi.
On kuitenkin yhdisteitä, jotka eivät noudata tätä sääntöä. Esimerkiksi berylliumfluoridin BeF2 berylliumatomilla on vain neljän elektronin kuori; kuusi elektronikuorta on ominaista booriatomille (pisteet osoittavat ulomman energiatason elektroneja):
Samanaikaisesti yhdisteissä, kuten fosfori (V) kloridi ja rikki (VI) fluoridi, jodi (VII) fluoridi, keskusatomien elektronikuoret sisältävät yli kahdeksan elektronia (fosfori - 10; rikki - 12; jodi - 14):
Useimmissa d-elementtikonjunktioissa oktettisääntöä ei myöskään noudateta.
Kaikissa yllä olevissa esimerkeissä kemiallinen sidos muodostuu eri alkuaineiden atomien välille; sitä kutsutaan heteroatomiksi. Kovalenttinen sidos voi kuitenkin muodostua myös identtisten atomien välille. Esimerkiksi vetymolekyyli muodostuu jakamalla 15 elektronia kustakin vetyatomista, minkä seurauksena jokainen atomi saa vakaan kahden elektronin elektronisen konfiguraation. Oktetti muodostuu muiden yksinkertaisten aineiden, kuten fluorin, molekyylien muodostumisen aikana:
Kemiallisen sidoksen muodostuminen voidaan suorittaa myös neljän tai kuuden elektronin sosialisoimalla. Ensimmäisessä tapauksessa muodostuu kaksoissidos, joka on kaksi yleistettyä elektroniparia, toisessa - kolmoissidos (kolme yleistettyä elektroniparia).
Esimerkiksi kun muodostuu typpimolekyyli N 2, muodostuu kemiallinen sidos kuuden elektronin sosiaalistumisen seurauksena: kolme paritonta p-elektronia kustakin atomista. Kahdeksan elektronin konfiguraation saavuttamiseksi muodostetaan kolme yhteistä elektroniparia:
Kaksoissidos on merkitty kahdella viivalla ja kolmoissidos kolmella. Typpimolekyyli N2 voidaan esittää seuraavasti: N≡N.
Yhden alkuaineen atomien muodostamissa diatomisissa molekyyleissä suurin elektronitiheys sijaitsee ytimien välisen linjan keskellä. Koska atomien välillä ei ole varausten erotusta, tämän tyyppistä kovalenttista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi. Heteroatomisidos on aina enemmän tai vähemmän polaarinen, koska maksimielektronitiheys siirtyy kohti yhtä atomia, minkä vuoksi se saa osittaisen negatiivisen varauksen (merkitty σ-). Atomi, josta elektronitiheysmaksimi siirtyy, saa osittaisen positiivisen varauksen (merkitty σ+). Sähköisesti neutraaleja hiukkasia, joissa negatiivisten ja positiivisten osittaisten varausten keskipisteet eivät ole samassa avaruudessa, kutsutaan dipoleiksi. Sidosen polariteetti mitataan dipolimomentilla (μ), joka on suoraan verrannollinen varausten suuruuteen ja niiden väliseen etäisyyteen.
Riisi. Kaavamainen esitys dipolista
Luettelo käytetystä kirjallisuudesta
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Yleinen kemia: oppikirja. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Kanssa. 32-35]
Vuonna 1916 ehdotettiin ensimmäisiä äärimmäisen yksinkertaistettuja teorioita molekyylien rakenteesta, joissa käytettiin elektronisia esityksiä: amerikkalaisen fysikaaliskemistin G. Lewisin (1875-1946) ja saksalaisen tiedemiehen W. Kosselin teoriaa. Lewisin teorian mukaan kemiallisen sidoksen muodostuminen kaksiatomisessa molekyylissä sisältää kahden atomin valenssielektronit kerralla. Siksi esimerkiksi vetymolekyylissä valenssialkuluvun sijasta he alkoivat piirtää elektroniparia, joka muodostaa kemiallisen sidoksen:
Elektroniparin muodostamaa kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi. Fluorivetymolekyyli on kuvattu seuraavasti:
Yksinkertaisten aineiden molekyylien (H2, F2, N2, O2) ja monimutkaisten aineiden molekyylien (HF, NO, H2O, NH3) välinen ero on se, että ensimmäisillä ei ole dipolimomenttia, kun taas jälkimmäisillä on. Dipolimomentti m määritellään varauksen q itseisarvon ja kahden vastakkaisen varauksen r välisen etäisyyden tulona:
Diatomisen molekyylin dipolimomentti m voidaan määrittää kahdella tavalla. Ensinnäkin, koska molekyyli on sähköisesti neutraali, tiedetään molekyylin positiivinen kokonaisvaraus Z" (se on yhtä suuri kuin atomiytimien varausten summa: Z" = ZA + ZB). Kun tiedät ytimien välisen etäisyyden re, voidaan määrittää molekyylin positiivisen varauksen painopisteen sijainti. M-molekyylin arvo saadaan kokeesta. Siksi voit löytää r" - molekyylin positiivisen ja negatiivisen kokonaisvarauksen painopisteiden välinen etäisyys:
Toiseksi voidaan olettaa, että kun kemiallisen sidoksen muodostava elektronipari siirtyy johonkin atomista, ylimääräinen negatiivinen varaus -q "ilmenee tälle atomille ja varaus + q" ilmestyy toiselle atomille. Atomien välinen etäisyys on re:
HF-molekyylin dipolimomentti on 6,4×10-30 Cl× m, ytimien välinen etäisyys H-F on 0,917×10-10 m. Laskettaessa q" saadaan: q" = 0,4 alkuvaraus (eli elektronivaraus). Koska fluoriatomiin ilmestyi ylimääräinen negatiivinen varaus, se tarkoittaa, että elektronipari, joka muodostaa kemiallisen sidoksen HF-molekyylissä, siirtyy fluoriatomiin. Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi. Tyypin A2 molekyyleillä ei ole dipolimomenttia. Näitä molekyylejä muodostavia kemiallisia sidoksia kutsutaan kovalenttiset ei-polaariset sidokset.
Kosselin teoria ehdotettiin kuvaamaan aktiivisten metallien (alkali ja maa-alkali) ja aktiivisten ei-metallien (halogeenit, happi, typpi) muodostamia molekyylejä. Metalliatomien ulommat valenssielektronit ovat kauimpana atomin ytimestä, ja siksi metalliatomi pidättää ne suhteellisen heikosti. Periodisen järjestelmän samassa rivissä sijaitsevien kemiallisten alkuaineiden atomeille siirrettäessä vasemmalta oikealle ytimen varaus kasvaa koko ajan ja lisäelektroneja sijaitsee samassa elektronikerroksessa. Tämä johtaa siihen, että ulompi elektronikuori kutistuu ja elektronit pysyvät yhä tiukemmin atomissa. Siksi MeX-molekyylissä on mahdollista siirtää metallin heikosti säilynyt ulompi valenssielektroni energiankulutuksella, joka on yhtä suuri kuin ionisaatiopotentiaali, ei-metalliatomin valenssielektronikuoreen vapauttamalla energiaa, joka on yhtä suuri kuin elektroniaffiniteetti . Tämän seurauksena muodostuu kaksi ionia: Me+ ja X-. Näiden ionien sähköstaattinen vuorovaikutus on kemiallinen sidos. Tämän tyyppistä yhteyttä kutsutaan ioninen.
Jos määritämme MeX-molekyylien dipolimomentit pareittain, käy ilmi, että metalliatomin varaus ei siirry kokonaan ei-metalliatomiin, ja kemiallinen sidos tällaisissa molekyyleissä kuvataan paremmin kovalenttiseksi erittäin polaariseksi sidokseksi. Positiiviset metallikationit Me + ja ei-metalliatomien negatiiviset anionit X- esiintyvät yleensä näiden aineiden kiteiden kidehilan paikoissa. Mutta tässä tapauksessa jokainen positiivinen metalli-ioni on ensinnäkin sähköstaattisessa vuorovaikutuksessa lähimpien ei-metallianionien kanssa, sitten metallikationien ja niin edelleen. Eli ionisissa kiteissä kemialliset sidokset siirretään, ja jokainen ioni on lopulta vuorovaikutuksessa kaikkien muiden ionien kanssa, jotka tulevat kiteen, joka on jättimäinen molekyyli.
Atomien hyvin määriteltyjen ominaisuuksien, kuten atomiytimien varausten, ionisaatiopotentiaalien, elektroniaffiniteetin, ohella kemiassa käytetään myös vähemmän määriteltyjä ominaisuuksia. Yksi niistä on elektronegatiivisuus. Sen toi tieteeseen amerikkalainen kemisti L. Pauling. Tarkastellaan ensin kolmen ensimmäisen jakson elementtien osalta tietoja ensimmäisestä ionisaatiopotentiaalista ja elektronien affiniteetista.
Ionisaatiopotentiaalien ja elektroniaffiniteetin säännöllisyydet selittyvät täysin atomien valenssielektronikuorten rakenteella. Eristetyn typpiatomin elektroniaffiniteetti on paljon pienempi kuin alkalimetalliatomien, vaikka typpi onkin aktiivinen ei-metalli. Molekyyleissä ollessaan vuorovaikutuksessa muiden kemiallisten alkuaineiden atomien kanssa typpi todistaa olevansa aktiivinen ei-metalli. Tätä L. Pauling yritti tehdä ja esitteli "elektronegatiivisuuden" kemiallisten alkuaineiden atomien kykynä siirtää elektroniparia itseään kohti muodostumisen aikana kovalenttisia polaarisia sidoksia. Kemiallisten alkuaineiden elektronegatiivisuusasteikon ehdotti L. Pauling. Hän katsoi korkeimman elektronegatiivisuuden mielivaltaisissa dimensiottomissa yksiköissä fluorille - 4,0, hapelle - 3,5, kloorille ja typelle - 3,0, bromille - 2,8. Atomien elektronegatiivisuuden muutoksen luonne vastaa täysin jaksollisessa järjestelmässä ilmaistuja lakeja. Siksi käsitteen käyttö elektronegatiivisuus"Kääntää yksinkertaisesti toiselle kielelle ne metallien ja ei-metallien ominaisuuksien muutosmallit, jotka jo näkyvät jaksollisessa järjestelmässä.
Monet kiinteässä olomuodossa olevat metallit ovat lähes täydellisesti muotoiltuja kiteitä.. Kiteen kidehilan solmukohdissa on atomeja tai positiivisia metalli-ioneja. Niiden metalliatomien elektronit, joista positiivisia ioneja muodostui, ovat elektronikaasun muodossa kidehilan solmujen välisessä tilassa ja kuuluvat kaikkiin atomeihin ja ioneihin. Ne määrittävät metallien ominaisen metallisen kiillon, korkean sähkönjohtavuuden ja lämmönjohtavuuden. Tyyppi kemiallista sidosta, jonka suorittavat sosiaalistuneet elektronit metallikiteessä, kutsutaanmetallinen sidos.
Vuonna 1819 ranskalaiset tiedemiehet P. Dulong ja A. Petit totesivat kokeellisesti, että lähes kaikkien metallien molaarinen lämpökapasiteetti kiteisessä tilassa on 25 J/mol. Nyt voimme helposti selittää, miksi näin on. Metallien atomit kidehilan solmuissa ovat aina liikkeessä - ne tekevät värähteleviä liikkeitä. Tämä monimutkainen liike voidaan jakaa kolmeksi yksinkertaiseksi värähteleväksi liikkeeksi kolmessa keskenään kohtisuorassa tasossa. Jokaisella värähtelevällä liikkeellä on oma energiansa ja oma lakinsa muutoksesta lämpötilan noustessa - oma lämpökapasiteetti. Lämpökapasiteetin raja-arvo mille tahansa atomien värähtelevälle liikkeelle on yhtä suuri kuin R - yleismaailmallinen kaasuvakio. Kolme riippumatonta atomien värähtelyliikettä kiteessä vastaa lämpökapasiteettia, joka on yhtä suuri kuin 3R. Kun metalleja kuumennetaan erittäin alhaisista lämpötiloista alkaen, niiden lämpökapasiteetti kasvaa nollasta. Huone- ja korkeammissa lämpötiloissa useimpien metallien lämpökapasiteetti saavuttaa maksimiarvon - 3R.
Kuumennettaessa metallien kidehila tuhoutuu ja ne siirtyvät sulaan tilaan. Lisäkuumentuessa metallit haihtuvat. Höyryissä monet metallit esiintyvät Me2-molekyyleina. Näissä molekyyleissä metalliatomit pystyvät muodostamaan kovalenttisia ei-polaarisia sidoksia.
Fluori on kemiallinen alkuaine (symboli F, atominumero 9), ei-metalli, joka kuuluu halogeeniryhmään. Se on aktiivisin ja elektronegatiivisin aine. Normaalissa lämpötilassa ja paineessa fluorimolekyyli on vaaleankeltainen kaavalla F 2 . Kuten muutkin halogenidit, molekyylifluori on erittäin vaarallista ja aiheuttaa vakavia kemiallisia palovammoja joutuessaan kosketuksiin ihon kanssa.
Käyttö
Fluoria ja sen yhdisteitä käytetään laajalti, myös lääkkeiden, maatalouskemikaalien, polttoaineiden ja voiteluaineiden sekä tekstiilien valmistuksessa. käytetään lasin etsaukseen, kun taas fluoriplasmaa käytetään puolijohteiden ja muiden materiaalien valmistukseen. Pienet F-ionien pitoisuudet hammastahnassa ja juomavedessä voivat auttaa estämään hammaskariesta, kun taas korkeampia pitoisuuksia löytyy joistakin hyönteismyrkkyistä. Monet yleisanesteetit ovat fluorihiilivetyjohdannaisia. 18F-isotooppi on positronien lähde lääketieteellisessä kuvantamisessa positroniemissiotomografialla, ja uraaniheksafluoridia käytetään uraani-isotooppien erottamiseen ja ydinvoimalaitosten tuotantoon.
Löytöhistoria
Fluoriyhdisteitä sisältävät mineraalit tunnettiin monta vuotta ennen tämän kemiallisen alkuaineen eristämistä. Esimerkiksi kalsiumfluoridista koostuvan mineraalifluorisälvän (tai fluoriitin) kuvasi vuonna 1530 George Agricola. Hän huomasi, että sitä voitaisiin käyttää juoksutteena, aineena, joka auttaa alentamaan metallin tai malmin sulamispistettä ja auttaa puhdistamaan haluttua metallia. Siksi fluori sai latinankielisen nimensä sanasta fluere ("virtaus").
Vuonna 1670 lasinpuhaltaja Heinrich Schwanhard havaitsi, että lasi etsattiin hapolla käsitellyn kalsiumfluoridin (fluorisälpä) vaikutuksesta. Carl Scheele ja monet myöhemmät tutkijat, mukaan lukien Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, kokeilivat fluorivetyhappoa (HF), jota saatiin helposti käsittelemällä CaF väkevällä rikkihapolla.
Lopulta kävi selväksi, että HF sisälsi aiemmin tuntemattoman elementin. Liiallisen reaktiivisuutensa vuoksi tätä ainetta ei kuitenkaan voitu eristää moniin vuosiin. Sitä ei ole vain vaikea erottaa yhdisteistä, vaan se reagoi välittömästi niiden muiden komponenttien kanssa. Alkuainefluorin eristäminen fluorivetyhaposta on erittäin vaarallista, ja varhaiset yritykset sokaisivat ja tappoivat useita tutkijoita. Nämä ihmiset tunnettiin "fluorimarttyyreinä".
Löytö ja tuotanto
Lopulta vuonna 1886 ranskalainen kemisti Henri Moissan onnistui eristämään fluorin elektrolyysillä sulan kaliumfluoridien ja fluorivetyhapon seoksesta. Tästä hänelle myönnettiin kemian Nobel-palkinto vuonna 1906. Hänen elektrolyyttistä lähestymistapaansa käytetään edelleen tämän kemiallisen alkuaineen teolliseen tuotantoon.
Ensimmäinen laajamittainen fluorin tuotanto alkoi toisen maailmansodan aikana. Sitä vaadittiin yhdessä Manhattan-projektin atomipommin luomisen vaiheista. Fluorista valmistettiin uraaniheksafluoridia (UF 6 ), jolla puolestaan erotettiin toisistaan kaksi isotooppia 235 U ja 238 U. Nykyään kaasumaista UF 6:ta tarvitaan rikastetun uraanin tuottamiseen ydinvoimaan.
Fluorin tärkeimmät ominaisuudet
Jaksotaulukossa alkuaine sijaitsee ryhmän 17 (entinen ryhmä 7A) yläosassa, jota kutsutaan halogeeniksi. Muita halogeeneja ovat kloori, bromi, jodi ja astatiini. Lisäksi F on toisessa jaksossa hapen ja neonin välillä.
Puhdas fluori on syövyttävää kaasua (kemiallinen kaava F 2 ), jolla on tyypillinen pistävä haju, jonka pitoisuus on 20 nl tilavuuslitraa kohti. Koska se on kaikista alkuaineista reaktiivisin ja elektronegatiivisin, se muodostaa helposti yhdisteitä useimpien kanssa. Fluori on liian reaktiivista ollakseen olemassa alkuainemuodossaan, ja sillä on sellainen affiniteetti useimpiin materiaaleihin, mukaan lukien pii, ettei sitä voida valmistaa tai varastoida lasisäiliöissä. Kosteassa ilmassa se reagoi veden kanssa muodostaen yhtä vaarallista fluorivetyhappoa.
Fluori vuorovaikutuksessa vedyn kanssa räjähtää jopa matalissa lämpötiloissa ja pimeässä. Se reagoi kiivaasti veden kanssa muodostaen fluorivetyhappoa ja happikaasua. Erilaiset materiaalit, mukaan lukien hienojakoiset metallit ja lasit, palavat kirkkaalla liekillä kaasumaisessa fluorisuihkussa. Lisäksi tämä kemiallinen alkuaine muodostaa yhdisteitä jalokaasujen kryptonin, ksenonin ja radonin kanssa. Se ei kuitenkaan reagoi suoraan typen ja hapen kanssa.
Huolimatta fluorin äärimmäisestä aktiivisuudesta, menetelmiä sen turvalliseen käsittelyyn ja kuljettamiseen on nyt saatavilla. Elementti voidaan varastoida teräs- tai monel-astioissa (rikas nikkeliseos), koska näiden materiaalien pinnalle muodostuu fluorideja, jotka estävät jatkoreaktion.
Fluorit ovat aineita, joissa fluori on läsnä negatiivisesti varautuneena ionina (F-) yhdessä joidenkin positiivisesti varautuneiden alkuaineiden kanssa. Fluoriyhdisteet metallien kanssa ovat stabiileimpia suoloja. Veteen liuotettuna ne jakautuvat ioneiksi. Muut fluorin muodot ovat komplekseja, kuten - ja H2F+.
isotoopit
Tällä halogeenilla on monia isotooppeja, jotka vaihtelevat välillä 14 F - 31 F. Mutta fluorin isotooppikoostumus sisältää vain yhden niistä, 19 F, joka sisältää 10 neutronia, koska se on ainoa, joka on stabiili. Radioaktiivinen isotooppi 18 F on arvokas positronilähde.
Biologinen vaikutus
Fluori on kehossa pääasiassa luissa ja hampaissa ionien muodossa. Juomaveden fluoraus pitoisuudella alle miljoonasosa vähentää merkittävästi karieksen ilmaantuvuutta - Yhdysvaltain kansallisen tiedeakatemian kansallisen tutkimusneuvoston mukaan. Toisaalta liiallinen fluorin kerääntyminen voi johtaa fluoroosiin, joka ilmenee laikkuina hampaissa. Tämä vaikutus havaitaan yleensä alueilla, joilla tämän kemiallisen alkuaineen pitoisuus juomavedessä ylittää 10 ppm:n.
Alkuainefluori ja fluoridisuolat ovat myrkyllisiä ja niitä on käsiteltävä erittäin huolellisesti. Kosketusta iholle tai silmiin tulee välttää huolellisesti. Reaktio ihon kanssa tuottaa joka tunkeutuu nopeasti kudoksiin ja reagoi luissa olevan kalsiumin kanssa vaurioittaen niitä pysyvästi.
Fluori ympäristössä
Mineraalifluoriitin maailmantuotanto on noin 4 miljoonaa tonnia ja tutkittujen esiintymien kokonaiskapasiteetti on 120 miljoonaa tonnia.Tämän mineraalin tärkeimmät louhintaalueet ovat Meksiko, Kiina ja Länsi-Eurooppa.
Fluoria esiintyy luonnollisesti maankuoressa, jossa sitä on kivissä, hiilessä ja savessa. Fluorideja vapautuu ilmaan maaperän tuulieroosion seurauksena. Fluori on maankuoren 13. yleisin alkuaine – sen pitoisuus on 950 ppm. Maaperässä sen keskimääräinen pitoisuus on noin 330 ppm. Fluorivetyä voi vapautua ilmaan teollisten polttoprosessien seurauksena. Ilmassa olevat fluorit päätyvät putoamaan maahan tai veteen. Kun fluori muodostaa sidoksen hyvin pienten hiukkasten kanssa, se voi pysyä ilmassa pitkiä aikoja.
Ilmakehässä 0,6 miljardia osaa tästä kemiallisesta alkuaineesta on suolasumun ja orgaanisten klooriyhdisteiden muodossa. Kaupunkialueilla pitoisuus saavuttaa 50 ppm.
Liitännät
Fluori on kemiallinen alkuaine, joka muodostaa laajan valikoiman orgaanisia ja epäorgaanisia yhdisteitä. Kemistit voivat korvata sillä vetyatomeja ja luoda siten monia uusia aineita. Erittäin reaktiivinen halogeeni muodostaa yhdisteitä jalokaasujen kanssa. Vuonna 1962 Neil Bartlett syntetisoi ksenonheksafluoroplatinaatin (XePtF6). Kryptonia ja radonfluorideja on myös saatu. Toinen yhdiste on argonfluorihydridi, joka on stabiili vain erittäin matalissa lämpötiloissa.
Teollinen sovellus
Atomi- ja molekyylitilassa fluoria käytetään plasmaetsaukseen puolijohteiden, litteiden näyttöjen ja mikroelektromekaanisten järjestelmien tuotannossa. Fluorivetyhappoa käytetään lasin syövytykseen lampuissa ja muissa tuotteissa.
Fluori on joidenkin yhdisteensä ohella tärkeä ainesosa lääkkeiden, maatalouskemikaalien, polttoaineiden ja voiteluaineiden sekä tekstiilien tuotannossa. Kemiallista alkuainetta tarvitaan halogenoitujen alkaanien (halonien) tuottamiseen, joita puolestaan käytettiin laajalti ilmastointi- ja jäähdytysjärjestelmissä. Myöhemmin tällainen kloorifluorihiilivetyjen käyttö kiellettiin, koska ne edistävät otsonikerroksen tuhoutumista yläilmakehässä.
Rikkiheksafluoridi on erittäin inertti, myrkytön kaasu, joka on luokiteltu kasvihuonekaasuksi. Ilman fluoria vähäkitkaisten muovien, kuten teflonin, valmistus ei ole mahdollista. Monet anesteetit (esim. sevofluraani, desfluraani ja isofluraani) ovat CFC-johdannaisia. Natriumheksafluoroaluminaattia (kryoliittia) käytetään alumiinin elektrolyysissä.
Fluoriyhdisteitä, mukaan lukien NaF, käytetään hammastahnoissa estämään hampaiden reikiintymistä. Näitä aineita lisätään kunnallisiin vesivaroihin veden fluoraamiseksi, mutta käytäntöä pidetään kiistanalaisena ihmisten terveyteen kohdistuvien vaikutusten vuoksi. Suuremmilla pitoisuuksilla NaF:ää käytetään hyönteismyrkkynä, erityisesti torakoiden torjuntaan.
Aiemmin fluorideja on käytetty malmien vähentämiseen ja niiden juoksevuuden lisäämiseen. Fluori on tärkeä komponentti uraaniheksafluoridin tuotannossa, jota käytetään sen isotooppien erottamiseen. 18 F, radioaktiivinen isotooppi, jonka pituus on 110 minuuttia, emittoi positroneja ja sitä käytetään usein lääketieteellisessä positroniemissiotomografiassa.
Fluorin fysikaaliset ominaisuudet
Kemiallisen alkuaineen perusominaisuudet ovat seuraavat:
- Atomimassa 18,9984032 g/mol.
- Elektroninen konfigurointi 1s 2 2s 2 2p 5 .
- Hapetusaste on -1.
- Tiheys 1,7 g/l.
- Sulamispiste 53,53 K.
- Kiehumispiste 85,03 K.
- Lämpökapasiteetti 31,34 J/(K mol).
Kahdesta tai useammasta atomista muodostuneita kemiallisia hiukkasia kutsutaan molekyylejä(todellinen tai ehdollinen kaavan yksiköt polyatomiset aineet). Molekyylien atomit ovat kemiallisesti sitoutuneita.
Kemiallinen sidos on sähköinen vetovoima, joka pitää hiukkaset yhdessä. Jokainen kemiallinen sidos rakennekaavat näyttää valenssiviiva, Esimerkiksi:
H - H (sidos kahden vetyatomin välillä);
H3N - H+ (sidos ammoniakkimolekyylin typpiatomin ja vetykationin välillä);
(K +) - (I -) (sidos kaliumkationin ja jodidi-ionin välillä).
Kemiallinen sidos muodostuu elektroniparista (), joka monimutkaisten hiukkasten (molekyylien, kompleksisten ionien) elektronisissa kaavoissa yleensä korvataan valenssiviivalla, toisin kuin niiden omat, jakamattomat atomiparit, esimerkiksi:
Kemiallista sidosta kutsutaan kovalenttinen, jos se muodostuu kummankin atomin elektroniparin sosialisoitumisesta.
F 2 -molekyylissä molemmilla fluoriatomeilla on sama elektronegatiivisuus, joten elektroniparin hallinta on niille sama. Tällaista kemiallista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi, koska jokaisella fluoriatomilla on elektronitiheys sama sisään elektroninen kaava molekyylit voidaan ehdollisesti jakaa niiden kesken tasapuolisesti:
HCl-molekyylissä kemiallinen sidos on jo olemassa napainen, koska elektronitiheys klooriatomilla (alkuaine, jolla on suurempi elektronegatiivisuus) on paljon suurempi kuin vetyatomilla:
Kovalenttinen sidos, esimerkiksi H-H, voidaan muodostaa jakamalla kahden neutraalin atomin elektronit:
H + H > H - H
Tätä sidosmekanismia kutsutaan vaihto tai vastaava.
Toisen mekanismin mukaan sama kovalenttinen sidos H - H syntyy, kun hydridi-ionin H elektronipari sosialisoituu vetykationilla H +:
H + + (:H) -> H - H
H+-kationia tässä tapauksessa kutsutaan tunnustaja ja anioni H - luovuttaja elektronipari. Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismi tässä tapauksessa on luovuttaja-vastaava, tai koordinoimalla.
Yksinkertaisia sidoksia (H - H, F - F, H - CI, H - N) kutsutaan a-linkit, ne määrittävät molekyylien geometrisen muodon.
Kaksois- ja kolmoissidokset () sisältävät yhden a-komponentin ja yhden tai kaksi a-komponenttia; ?-komponentti, joka on pää- ja ehdollisesti ensin muodostettu, on aina vahvempi kuin ?-komponentit.
Kemiallisen sidoksen fysikaaliset (todellisuudessa mitattavissa olevat) ominaisuudet ovat sen energia, pituus ja napaisuus.
Kemiallisen sidoksen energia (E cv) on lämpöä, joka vapautuu tämän sidoksen muodostumisen aikana ja kuluu sen katkaisemiseen. Samoille atomeille yksisidos on aina heikompi kuin monikerta (kaksinkertainen, kolminkertainen).
Kemiallisen sidoksen pituus (l s) - ytimien välinen etäisyys. Samoille atomeille yksisidos on aina kauemmin kuin monikerta.
Vastakkaisuus viestintää mitataan sähköinen dipolimomentti p- todellisen sähkövarauksen tulo (tietyn sidoksen atomeissa) dipolin pituudella (eli sidoksen pituudella). Mitä suurempi dipolimomentti, sitä suurempi on sidoksen polariteetti. Kovalenttisessa sidoksessa olevien atomien todelliset sähkövaraukset ovat aina arvoltaan pienempiä kuin alkuaineiden hapetustilat, mutta ne ovat etumerkissä samat; esimerkiksi H+I-Cl-I-sidokselle todelliset varaukset ovat H+0"17-Cl-0"17 (bipolaarinen hiukkanen tai dipoli).
Molekyylien polariteetti määräytyy niiden koostumuksen ja geometrisen muodon perusteella.
Ei-polaarinen (p = O) tulee olemaan:
a) molekyylejä yksinkertainen aineet, koska ne sisältävät vain ei-polaarisia kovalenttisia sidoksia;
b) polyatominen molekyylejä monimutkainen aineet, jos niiden geometrinen muoto symmetrinen.
Esimerkiksi CO2-, BF3- ja CH4-molekyyleillä on seuraavat samansuuntaiset (pitkän pituiset) sidosvektorit:
Kun sidosvektorit lisätään, niiden summa aina katoaa ja molekyylit ovat kokonaisuudessaan ei-polaarisia, vaikka ne sisältävät polaarisia sidoksia.
Polar (s> O) tulee olemaan:
A) kaksiatominen molekyylejä monimutkainen aineet, koska ne sisältävät vain polaarisia sidoksia;
b) polyatominen molekyylejä monimutkainen aineet, jos niiden rakenne epäsymmetrisesti, eli niiden geometrinen muoto on joko epätäydellinen tai vääristynyt, mikä johtaa kokonaissähköisen dipolin esiintymiseen esimerkiksi NH3-, H20-, HNO3- ja HCN-molekyyleissä.
Monimutkaiset ionit, kuten NH 4 +, SO 4 2- ja NO 3 -, eivät periaatteessa voi olla dipoleja, niissä on vain yksi (positiivinen tai negatiivinen) varaus.
Ionisidos syntyy kationien ja anionien sähköstaattisen vetovoiman aikana, jolloin elektronipari ei juuri sosialisoitu, esimerkiksi K +:n ja I -:n välillä. Kaliumatomilla on elektronitiheyden puute, jodiatomilla on ylimäärä. Tätä yhteyttä harkitaan rajoittava kovalenttisen sidoksen tapauksessa, koska elektronipari on käytännössä anionin hallussa. Tällainen yhteys on tyypillisin tyypillisten metallien ja epämetallien yhdisteille (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ja suolaluokan aineille (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Kaikki nämä yhdisteet huoneolosuhteissa ovat kiteisiä aineita, joita yhdistää yleinen nimi ioniset kiteet(kationeista ja anioneista rakennettuja kiteitä).
On olemassa toinen yhteystyyppi, jota kutsutaan nimellä metallinen sidos, jossa valenssielektroneja pidättelevät metalliatomit niin löyhästi, etteivät ne itse asiassa kuulu tiettyihin atomeihin.
Metallien atomeista, jotka jäävät ilman niihin selvästi kuuluvia ulkoisia elektroneja, tulee ikään kuin positiivisia ioneja. Ne muodostuvat metallikidehila. Sosialisoituneiden valenssielektronien joukko ( elektronikaasu) pitää positiiviset metalli-ionit yhdessä ja tietyissä hilakohdissa.
Ioni- ja metallikiteiden lisäksi on myös atomi- Ja molekyylinen kiteiset aineet, joiden hilakohdissa on atomeja tai molekyylejä, vastaavasti. Esimerkkejä: timantti ja grafiitti - kiteet, joissa on atomihila, jodi I 2 ja hiilidioksidi CO 2 (kuivajää) - kiteet, joissa on molekyylihila.
Kemiallisia sidoksia ei ole vain ainemolekyylien sisällä, vaan ne voivat muodostua myös molekyylien välille, esimerkiksi nestemäiselle HF:lle, vesi-H 2 O:lle ja H 2 O + NH 3 -seokselle:
vetysidos muodostuu polaaristen molekyylien sähköstaattisten vetovoimien vuoksi, jotka sisältävät elektronegatiivisimpien alkuaineiden - F, O, N - atomeja. Esimerkiksi HF:ssä, H 2 O:ssa ja NH 3:ssa on vetysidoksia, mutta niitä ei ole HCl:ssä, H 2 S ja PH 3.
Vetysidokset ovat epävakaita ja katkeavat melko helposti esimerkiksi jään sulaessa ja veden kiehuessa. Näiden sidosten ja siten vetysidoksia sisältävien aineiden sulamispisteiden (taulukko 5) ja kiehumispisteiden katkaisemiseen kuluu kuitenkin jonkin verran lisäenergiaa.
(esimerkiksi HF ja H 2 O) ovat huomattavasti korkeammat kuin vastaavilla aineilla, mutta ilman vetysidoksia (esimerkiksi HCl ja H 2 S, vastaavasti).
Monet orgaaniset yhdisteet muodostavat myös vetysidoksia; Vetysidoksella on tärkeä rooli biologisissa prosesseissa.
Esimerkkejä osan A tehtävistä1. Aineet, joissa on vain kovalenttisia sidoksia, ovat
1) SiH4, Cl20, CaBr2
2) NF3, NH4Cl, P205
3) CH4, HNO3, Na(CH30)
4) CCI 2O, I 2, N 2O
2–4. kovalenttisidos
2. sinkku
3. kaksinkertainen
4. kolminkertainen
läsnä aineessa
5. Molekyyleissä on useita sidoksia
6. Radikaaleiksi kutsuttuja hiukkasia ovat
7. Yksi sidoksista muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista ionijoukossa
1) S042-, NH4+
2) H30+, NH4+
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 + , SO 3 2-
8. Kaikkein kestävin Ja lyhyt sidos - molekyylissä
9. Aineet, joissa on vain ionisidoksia - sarjassa
2) NH4Cl, SiCl4
10–13. Aineen kidehila
13. Va (OH) 2
1) metalli
