Фторын молекулын холбоо. Фторын атом, молекул, цөмийн шинж чанар

Химийн холбоо гэдэг нь цөмийн хүчний талбарт байсан ядаж нэг электрон нь өөр нэг цөм эсвэл хэд хэдэн цөмийн хүчний талбарт нэгэн зэрэг орж ирдэг цахим үзэгдэл юм.

Олонхи энгийн бодисуудмөн бүх нарийн төвөгтэй бодисууд (нэгдлүүд) нь хоорондоо тодорхой байдлаар харилцан үйлчилдэг атомуудаас бүрддэг. Өөрөөр хэлбэл атомуудын хооронд химийн холбоо үүсдэг. Химийн холбоо үүсэх үед энерги үргэлж ялгардаг, өөрөөр хэлбэл үүссэн бөөмийн энерги нь анхны бөөмсийн нийт энергиээс бага байх ёстой.

Электрон нэг атомаас нөгөө атом руу шилжиж, тогтвортой электрон тохируулгатай эсрэг цэнэгтэй ионууд үүсэх ба тэдгээрийн хооронд электростатик таталцал үүсдэг. хамгийн энгийн загварионы холбоо:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Харилцааны өөр нэг загвар нь электронуудыг хоёр атомаар хуваах явдал бөгөөд энэ нь мөн тогтвортой электрон тохиргоог бий болгодог. Ийм холбоог ковалент гэж нэрлэдэг; түүний онолыг 1916 онд Америкийн эрдэмтэн Г.Льюис боловсруулж эхэлсэн.

Энэ хоёр онолын нийтлэг зүйл бол язгуур хийн электрон тохиргоотой давхцаж буй тогтвортой электрон бүтэцтэй бөөмс үүсэх явдал байв.

Жишээлбэл, литийн фтор үүсэх үед ионы механизмхарилцааны боловсрол. Лити атом (3 Li 1s 2 2s 1) электроноо алдаж, гелийн электрон тохиргоотой катион (3 Li + 1s 2) болж хувирдаг. Фтор (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) нь электроныг хүлээн авч, неоны электрон тохиргоотой анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) үүсгэдэг. Лити ион Li + ба фторын ион F - хооронд электростатик таталцал үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд шинэ нэгдэл - литийн фторид үүсдэг.

Устөрөгчийн фторид үүсэх үед устөрөгчийн атомын цорын ганц электрон (1s) ба фторын атомын хосгүй электрон (2p) нь устөрөгчийн атом ба фторын атомын аль алиных нь үйл ажиллагааны талбарт ордог. Ийм байдлаар нийтлэг электрон хос гарч ирдэг бөгөөд энэ нь электрон нягтын дахин хуваарилалт, хамгийн их электрон нягтралын харагдах байдлыг илэрхийлдэг. Үүний үр дүнд одоо хоёр электрон нь устөрөгчийн атомын цөмтэй (гелийн атомын электрон тохиргоо), найман гадаад электрон нь фторын цөмтэй холбоотой болсон. эрчим хүчний түвшин(неон атомын электрон тохиргоо):

Нэг хос электроноор дамжин үүссэн холбоог нэг холбоо гэнэ.

Нэг атомаас нөгөөд электрон шилжүүлэх (ионы холбоо) эсвэл электрон хуваах (ковалентын холбоо) замаар тогтвортой найман электрон бүрхүүл үүсгэх хандлагыг октет дүрэм гэж нэрлэдэг.

Гэсэн хэдий ч энэ дүрэмд нийцэхгүй нэгдлүүд байдаг. Жишээлбэл, бериллийн фтор BeF 2 дахь бериллийн атом нь зөвхөн дөрвөн электрон бүрхүүлтэй; зургаан электрон бүрхүүл нь борын атомын шинж чанар юм (цэгүүд нь гадаад энергийн түвшний электронуудыг заана):

Ихэнх d-элементийн нэгдлүүд октетийн дүрмийг бас дагаж мөрддөггүй.

Дээр дурдсан бүх жишээн дээр атомуудын хооронд химийн холбоо үүсдэг янз бүрийн элементүүд; үүнийг гетероатом гэж нэрлэдэг. Гэсэн хэдий ч ижил атомуудын хооронд ковалент холбоо үүсч болно. Жишээлбэл, устөрөгчийн атом бүрийн 15 электроныг хуваах замаар устөрөгчийн молекул үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд атом бүр тогтвортой байдлыг олж авдаг. цахим тохиргоохоёр электроноос. Бусад энгийн бодисын молекулууд, жишээлбэл фтор үүсэх үед октет үүсдэг.

Дөрөв, зургаан электроныг хуваалцах замаар химийн холбоо үүсэх боломжтой. Эхний тохиолдолд энэ нь үүсдэг давхар бонд, хоёр ерөнхий хос электроныг төлөөлдөг бол хоёр дахь нь гурвалсан холбоо (гурван ерөнхий электрон хос) байдаг.

Жишээлбэл, N2 азотын молекул үүсэхэд атом бүрээс гурван хосгүй р электрон гэсэн зургаан электроныг хуваалцах замаар химийн холбоо үүсдэг. Найман электрон тохиргоонд хүрэхийн тулд гурван нийтлэг электрон хос үүсдэг.

Давхар холбоосыг хоёр зураасаар, гурвалсан холбоосыг гурваар тэмдэглэнэ. N2 азотын молекулыг дараах байдлаар илэрхийлж болно: N≡N.

IN хоёр атомт молекулуудӨө, атомуудаас үүсдэгнэг элемент бол хамгийн их электрон нягт нь цөмийн хоорондын шугамын дунд байна. Атомуудын хооронд цэнэгийн хуваагдал үүсдэггүй тул ийм төрлийн ковалент холбоог туйлшралгүй гэж нэрлэдэг. Гетероатомын холбоо нь нэг градус эсвэл өөр туйлтай байдаг, учир нь электроны хамгийн их нягтрал нь атомуудын аль нэг рүү шилждэг тул энэ нь хэсэгчилсэн утгыг олж авдаг. сөрөг цэнэг(σ- гэж тэмдэглэсэн). Хамгийн их электрон нягтыг нүүлгэн шилжүүлсэн атом нь хэсэгчилсэн эерэг цэнэгийг (σ+ гэж тэмдэглэсэн) авдаг. Орон зайд хэсэгчилсэн сөрөг ба хэсэгчилсэн эерэг цэнэгийн төвүүд давхцдаггүй цахилгаан саармаг хэсгүүдийг диполь гэнэ. Бондын туйлшралыг диполь моментоор (μ) хэмждэг бөгөөд энэ нь цэнэгийн хэмжээ ба тэдгээрийн хоорондох зайтай шууд пропорциональ байна.

Цагаан будаа. Диполийн бүдүүвч дүрслэл

Ашигласан уран зохиолын жагсаалт

1. Попков В.А., Пузаков С.А. Ерөнхий хими: сурах бичиг. - М.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 х.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Хамт. 32-35]

1916 онд Америкийн физик химич Г.Льюис (1875-1946), Германы эрдэмтэн В.Коссел нарын электрон ойлголтуудыг ашигласан молекулын бүтцийн анхны туйлын хялбаршуулсан онолуудыг санал болгосон. Льюисийн онолоор бол хоёр атомт молекул дахь химийн холбоо үүсэхэд хоёр атомын валентийн электронууд нэгэн зэрэг оролцдог. Тиймээс, жишээлбэл, устөрөгчийн молекулд валентын шугамын оронд тэд химийн холбоо үүсгэдэг электрон хосыг зурж эхлэв.

Электрон хосоос үүссэн химийн холбоог ковалент холбоо гэнэ. Устөрөгчийн фторын молекулыг дараах байдлаар дүрсэлсэн байна.

Энгийн бодисын молекулууд (H2, F2, N2, O2) ба нийлмэл бодисын молекулууд (HF, NO, H2O, NH3) хоёрын ялгаа нь эхнийх нь диполь моментгүй байхад хоёр дахь нь байдаг. Диполь момент m нь бүтээгдэхүүн гэж тодорхойлогддог үнэмлэхүй үнэ цэнэ q цэнэгийг эсрэг хоёр цэнэгийн хоорондох зай r:

Хоёр атомт молекулын диполь момент m-ийг хоёр аргаар тодорхойлж болно. Нэгдүгээрт, молекул нь цахилгаан саармаг байдаг тул Z молекулын нийт эерэг цэнэгийг мэддэг (энэ нь нийлбэртэй тэнцүү байнаатомын цөмийн цэнэг: Z" = ZA + ZB). Цөм хоорондын зай re-г мэдсэнээр молекулын эерэг цэнэгийн хүндийн төвийн байрлалыг тодорхойлж болно. Молекулын m утгыг туршилтаар олно.Иймээс Та r" -ийг олж болно - молекулын эерэг ба нийт сөрөг цэнэгийн хүндийн төвүүдийн хоорондох зай:

Хоёрдугаарт, химийн холбоо үүсгэгч электрон хос атомын аль нэгэнд шилжсэнээр энэ атом дээр зарим илүүдэл сөрөг цэнэг -q, хоёр дахь атом дээр +q" цэнэг гарч ирнэ гэж бид үзэж болно. Атомуудын хоорондох зай дараах байдалтай байна.

HF молекулын диполь момент нь 6.4H 10-30 ClH m, цөмийн хоорондын H-F зай 0.917H 10-10 м-тэй тэнцүү q"-ийн тооцоолол нь: q" = 0.4 энгийн цэнэг (өөрөөр хэлбэл электрон цэнэг). Фторын атом дээр илүүдэл сөрөг цэнэг гарч ирвэл энэ нь HF молекул дахь химийн холбоо үүсгэдэг электрон хос фторын атом руу шилждэг гэсэн үг юм. Энэхүү химийн холбоог туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг. А2 төрлийн молекулуудад диполь момент байдаггүй. Эдгээр молекулуудын үүсгэсэн химийн холбоог нэрлэдэг.

ковалент туйлт бус холбооКосселийн онол үүссэн молекулуудыг дүрслэхийг санал болговидэвхтэй металлууд (шүлт ба шүлтлэг шороо) болон идэвхтэй металл бус (галоген, хүчилтөрөгч, азот). Металлын атомуудын гадаад валентийн электронууд атомын цөмөөс хамгийн алслагдсан байдаг тул металлын атомд харьцангуй сул байдаг. Атомууд дээрхимийн элементүүд Үелэх системийн нэг эгнээнд байрладаг, зүүнээс баруун тийш шилжих үед цөмийн цэнэг байнга нэмэгдэж, нэмэлт электронууд ижил байранд байрладаг.электрон давхарга . Энэ нь гаднах электрон бүрхүүлийг шахаж, электронууд атомын дотор илүү бат бөх баригдахад хүргэдэг..

Хэрэв бид MeX молекулуудын диполь моментийг хосоор нь тодорхойлох юм бол металлын атомаас цэнэг нь металл бус атом руу бүрэн шилждэггүй бөгөөд ийм молекул дахь химийн холбоо нь хүчтэй ковалент гэж илүү сайн тодорхойлогддог. туйлын холболт. Эерэг металлын катионууд Me+ ба металл бус X- атомын сөрөг анионууд нь эдгээр бодисын талстуудын талст торны хэсгүүдэд ихэвчлэн байдаг. Гэхдээ энэ тохиолдолд эерэг металлын ион бүр нь юуны түрүүнд түүнд хамгийн ойр орших металл бус анионуудтай, дараа нь металл катионуудтай электростатикаар харилцан үйлчилдэг. Өөрөөр хэлбэл, ионы талстуудад химийн бондууд задарч, ион бүр нь аварга молекул болох талст дахь бусад бүх ионуудтай харилцан үйлчилдэг.

Атомын цөмийн цэнэг, иончлолын потенциал, электроны хамаарал зэрэг атомын тодорхой тодорхойлогдсон шинж чанаруудын зэрэгцээ химийн хувьд бага тодорхойлогдсон шинж чанаруудыг ашигладаг. Тэдний нэг нь электрон сөрөг чанар юм. Үүнийг Америкийн химич Л.Паулинг шинжлэх ухаанд нэвтрүүлсэн. Эхлээд эхний гурван үеийн элементүүдийн эхний иончлолын потенциал ба электроны хамаарлын талаарх мэдээллийг авч үзье.

Иончлолын потенциал ба электроны хамаарлын зүй тогтлыг атомын валентийн электрон бүрхүүлийн бүтцээр бүрэн тайлбарладаг. Тусгаарлагдсан азотын атомын электрон хамаарал нь шүлтлэг металлын атомуудаас хамаагүй бага байдаг ч азот нь идэвхтэй металл бус байдаг. Молекулуудад бусад химийн элементүүдийн атомуудтай харилцан үйлчлэлцэх үед азот нь идэвхтэй металл биш гэдгийг нотолж байна. Химийн элементийн атомууд үүсэх үед электрон хосыг өөрсөд рүүгээ нүүлгэн шилжүүлэх чадвар болох “цахилгаан сөрөг чанарыг” нэвтрүүлснээр Л.Паулинг үүнийг хийхийг оролдсон юм. ковалент туйлын холбоо. Химийн элементүүдийн цахилгаан сөрөг байдлын хуваарийг Л.Паулинг санал болгосон. Тэрээр ердийн хэмжээсгүй нэгжийн хамгийн өндөр цахилгаан сөрөг чанарыг фтор - 4.0, хүчилтөрөгч - 3.5, хлор ба азот - 3.0, бром - 2.8 гэж тайлбарлав. Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын өөрчлөлтийн шинж чанар нь илэрхийлсэн загварт бүрэн нийцдэгҮелэх хүснэгт . Тиймээс үзэл баримтлалыг хэрэглэх "цахилгаан сөрөг чанар

"Үелэх системд аль хэдийн тусгагдсан металл ба металл бус шинж чанаруудын өөрчлөлтийн хэв маягийг өөр хэл рүү хөрвүүлдэг.. Кристал дахь болор торны зангилаанд атомууд эсвэл байдаг эерэг ионуудметаллууд Эерэг ионууд үүссэн металлын атомуудын электронууд нь электрон хий хэлбэрээр, болор торны зангилааны хоорондох зайд байрладаг бөгөөд бүх атом, ионуудад хамаардаг. Эдгээр нь металлын гялбаа, өндөр цахилгаан дамжуулалт, дулаан дамжуулалтыг тодорхойлдог. Төрөлдахь электронуудаар дамждаг химийн холбоометалл болор.

, дуудсан металл холбоо 1819 онд Францын эрдэмтэд П.Дюлонг, А.Пети нар талст төлөвт байгаа бараг бүх металлын молийн дулаан багтаамж 25 Ж/моль болохыг туршилтаар тогтоосон. Одоо бид яагаад ийм байдгийг хялбархан тайлбарлаж чадна. Кристал торны зангилааны металл атомууд үргэлж хөдөлгөөнд байдаг - тэд хэлбэлзлийн хөдөлгөөнийг гүйцэтгэдэг. Энэхүү нарийн төвөгтэй хөдөлгөөнийг харилцан перпендикуляр гурван хавтгайд гурван энгийн хэлбэлзэлтэй хөдөлгөөнд задалж болно. Хөдөлгөөн бүр өөрийн энергитэй, температур нэмэгдэхийн хэрээр өөрчлөгдөх өөрийн гэсэн хуультай байдаг - өөрийн дулаан багтаамжтай. Атомуудын ямар ч чичиргээний хөдөлгөөний дулаан багтаамжийн хязгаарлагдмал утга нь R-тэй тэнцүү байна - бүх нийтийн хийн тогтмол. Гурав бие даасанхэлбэлзлийн хөдөлгөөнүүд болор дахь атомууд 3R-тэй тэнцэх дулаан багтаамжтай байх болно. Металлыг халаахдаа маш ихбага температур

, тэдгээрийн дулааны багтаамж тэгээс нэмэгддэг. Өрөөний болон түүнээс дээш температурт ихэнх металлын дулааны багтаамж түүнд хүрдэг

хамгийн их утга - 3R.Халах үед металлын болор тор устаж, хайлсан төлөвт шилждэг. Цаашид халаахад металууд ууршдаг. Уурт олон металлууд Me2 молекул хэлбэрээр байдаг. Эдгээр молекулуудад металлын атомууд нь ковалент туйлт бус холбоо үүсгэх чадвартай байдаг.Хоёр ба түүнээс дээш атомаас үүссэн химийн бөөмсийг нэрлэдэг

молекулууд (бодит эсвэл нөхцөлттомъёоны нэгжүүд олон атомт бодис). Молекул дахь атомууд нь химийн холбоотой байдаг. Химийн холбоо гэдэг ньцахилгаан хүч бөөмсийг бие биедээ ойртуулдаг үзвэрүүд.Химийн холбоо бүр

бүтцийн томъёонууд

бололтой

валентын шугам

Химийн холбоо нь электрон томъёонд байдаг хос электроноор ( ) үүсдэг нарийн төвөгтэй хэсгүүд(молекулууд, нарийн төвөгтэй ионууд) нь ихэвчлэн валентын шинж чанараар солигддог бөгөөд энэ нь атомын дан электрон хосуудаас ялгаатай, жишээ нь:

Химийн холбоо гэж нэрлэдэг ковалент,хэрэв энэ нь хоёр атомтай хос электроныг хуваалцах замаар үүссэн бол.

F 2 молекул дахь фторын атом хоёулаа ижил цахилгаан сөрөг шинж чанартай байдаг тул электрон хосыг эзэмших нь тэдний хувьд ижил байдаг. Фторын атом бүрээс ийм химийн холбоог туйлтгүй гэж нэрлэдэг электрон нягт-д ижил байна цахим томъёо молекулуудыг хооронд нь тэнцүү хувааж болно:

Устөрөгчийн хлоридын молекул HCl-д химийн холбоо аль хэдийн бий болсон туйл,хлорын атом дээрх электрон нягт нь (илүү цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элемент) устөрөгчийн атомаас хамаагүй өндөр байдаг тул:

Хоёр төвийг сахисан атомын электронуудыг хуваалцах замаар ковалент холбоо, жишээ нь H-H үүсч болно.

H · + · H > H – H

Бонд үүсэх энэ механизм гэж нэрлэгддэг солилцохэсвэл тэнцүү.

Өөр нэг механизмын дагуу гидридийн ионы H электрон хосыг устөрөгчийн катион H + хуваах үед ижил ковалент H - H холбоо үүсдэг.

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

Энэ тохиолдолд H+ катионыг нэрлэдэг хүлээн авагчанион Х - донорэлектрон хос. Ковалентын холбоо үүсэх механизм нь байх болно хандивлагч хүлээн авагч,эсвэл зохицуулалт.

Ганц холбоог (H – H, F – F, H – CI, H – N) гэж нэрлэдэг а-бонд,Тэд молекулын геометрийн хэлбэрийг тодорхойлдог.

Давхар ба гурвалсан бонд () нэг?-бүрэлдэхүүн ба нэг эсвэл хоёр?-бүрэлдэхүүнийг агуулсан; ?-бүрэлдэхүүн хэсэг нь үндсэн бөгөөд хамгийн түрүүнд болзолтоор үүссэн ?-бүрэлдэхүүн хэсгүүдээс ямагт хүчтэй байдаг.

Химийн бондын физик (үнэндээ хэмжигдэхүйц) шинж чанарууд нь түүний энерги, урт, туйлшрал юм.

Химийн бондын энерги (Э sv) нь өгөгдсөн холбоо үүсэх явцад ялгарч, түүнийг таслахад зарцуулдаг дулаан юм. Ижил атомуудын хувьд нэг холбоо үргэлж байдаг илүү сулолон тооноос (давхар, гурав дахин).

Химийн холболтын урт (лсв) - цөмийн хоорондын зай. Ижил атомуудын хувьд нэг холбоо үргэлж байдаг илүү урт, олон тооноос илүү.

Туйлшралхарилцаа холбоог хэмждэг цахилгаан диполь момент х– бодит цахилгаан цэнэгийн үржвэр (өгөгдсөн бондын атомууд дээр) диполийн уртаар (өөрөөр хэлбэл бондын урт). Илүү их диполь момент, холболтын туйлшрал өндөр байна. Бодит цахилгаан цэнэгковалент холбоонд байгаа атомууд нь элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвөөс үргэлж бага утгатай боловч шинж тэмдгийн хувьд давхцдаг; жишээ нь, H + I -Cl -I бондын хувьд жинхэнэ цэнэгүүд нь H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (хоёр туйлт бөөмс буюу диполь) байна.

Молекулын туйлшралтэдгээрийн найрлага, геометрийн хэлбэрээр тодорхойлогддог.

Туйлшгүй (p = O) байх болно:

а) молекулууд энгийнбодисууд, учир нь тэдгээрт зөвхөн туйлшралгүй ко валентын холбоо;

б) олон атомтмолекулууд цогцолборбодисууд, хэрэв тэд геометрийн хэлбэртэгш хэмтэй.

Жишээлбэл, CO 2, BF 3 ба CH 4 молекулууд нь ижил (уртаар) бондын векторуудын дараах чиглэлтэй байна.

Бондын векторуудыг нэмэхэд тэдгээрийн нийлбэр үргэлж тэг болж, молекулууд нь туйлшралгүй боловч туйлын холбоо агуулсан байдаг.

Туйлт (х> O) байх болно:

A) хоёр атомтмолекулууд цогцолборбодисууд, учир нь тэдгээр нь зөвхөн туйлын холбоог агуулдаг;

б) олон атомтмолекулууд цогцолборбодисууд, хэрэв тэдгээрийн бүтэц тэгш бус,өөрөөр хэлбэл тэдний геометрийн хэлбэр нь бүрэн бус эсвэл гажуудсан бөгөөд энэ нь нийт харагдах байдалд хүргэдэг. цахилгаан дипольжишээлбэл, NH 3, H 2 O, HNO 3 ба HCN молекулуудад.

Нарийн төвөгтэй ионууд, жишээ нь NH 4 +, SO 4 2- ба NO 3 - нь зарчмын хувьд зөвхөн нэг (эерэг эсвэл сөрөг) цэнэгтэй байж чадахгүй.

Ионы холбооЭнэ нь катион ба анионуудын электростатик таталцлын үед тохиолддог, жишээлбэл, K + ба I - хооронд хос электрон бараг хуваагддаггүй. Калийн атомд электрон нягтрал дутагдалтай, харин иодын атом илүүдэлтэй байдаг. Энэ холболтыг авч үздэг туйлынХос электрон бараг л анионыг эзэмшдэг тул ковалент бондын тохиолдол. Энэ холболт нь ердийн металл ба металл бус (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) болон давсны ангиллын бодисуудын (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) нэгдлүүдэд хамгийн түгээмэл байдаг. Эдгээр бүх нэгдлүүд нь өрөөний нөхцөлд байдаг талст бодисууднэгддэг нийтлэг нэр ионы талстууд (катион ба анионоос үүссэн талстууд).

Өөр нэг төрлийн холболтыг мэддэг, гэж нэрлэдэг металл холбоо,валентийн электронууд нь металлын атомуудад маш сул байдаг тул тэдгээр нь үнэндээ тодорхой атомуудад хамаарахгүй.

Тэдэнд хамаарах гадаад электронгүй үлдсэн металлын атомууд нь эерэг ионууд болж хувирдаг. Тэд үүсгэдэг металл болор тор.Нийгэмшсэн бүхэл бүтэн байдал валентын электронууд (электрон хий) эерэг металл ионуудыг хамтад нь болон торны тодорхой газруудад барьдаг.

Ион ба металл талстуудаас гадна бас байдаг атомынТэгээд молекулторонд нь атом эсвэл молекулууд байдаг талст бодисууд. Жишээ нь: алмаз ба бал чулуу - талстуудтай атомын тор, иод I 2 ба нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2 (хуурай мөс) нь молекулын тортой талстууд юм.

Химийн холбоо нь зөвхөн бодисын молекул дотор байдаг төдийгүй молекулуудын хооронд үүсдэг, жишээлбэл, шингэн HF, ус H 2 O ба H 2 O + NH 3 хольцын хувьд:

Устөрөгчийн холбоонь хамгийн их цахилгаан сөрөг элементүүдийн атомуудыг агуулсан туйлын молекулуудын цахилгаан статик таталцлын хүчний улмаас үүсдэг - F, O, N. Жишээлбэл, устөрөгчийн холбоо нь HF, H 2 O, NH 3-д байдаг боловч HCl-д байдаггүй. H 2 S ба PH 3.

Устөрөгчийн холбоо нь тогтворгүй бөгөөд жишээлбэл, мөс хайлж, ус буцалгах үед амархан задардаг. Гэсэн хэдий ч эдгээр холбоог таслахад зарим нэмэлт энерги зарцуулагддаг тул устөрөгчийн холбоо бүхий бодисын хайлах температур (Хүснэгт 5) болон буцлах цэгүүд байдаг.

(жишээлбэл, HF ба H 2 O) нь ижил төстэй бодисуудаас хамаагүй өндөр боловч устөрөгчийн холбоогүй (жишээлбэл, HCl ба H 2 S тус тус).

Олон органик нэгдлүүдмөн устөрөгчийн холбоо үүсгэдэг; чухал үүрэгУстөрөгчийн холбоо нь биологийн процесст чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

1. Зөвхөн хамт байх бодис ковалент холбоо- Энэ

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

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

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

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

2–4. Ковалент холбоо

2. ганц бие

3. давхар

4. гурав дахин

бодист байдаг

5. Молекулуудад олон төрлийн холбоо байдаг

6. Радикал гэж нэрлэгддэг тоосонцор

7. Бондын нэг нь ионуудын багц дахь донор хүлээн авагч механизмаар үүсгэгддэг

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O +, NH 4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Хамгийн бат бөхТэгээд богинохолбоо - молекул дахь

9. Зөвхөн хамт байгаа бодис ионы холбоо- багцад багтсан

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Кристал торбодисууд

13. Ba(OH) 2

1) металл

3) атом

Фторын молекул.

Чөлөөт фтор нь хоёр атомт молекулуудаас бүрддэг. Химийн үүднээс авч үзвэл фторыг нэг валент металл бус, үүнээс гадна бүх металл бус хамгийн идэвхтэй нь гэж тодорхойлж болно. Энэ нь F 2 молекулыг бие даасан атом болгон задлахад хялбар байдаг зэрэг хэд хэдэн шалтгаантай холбоотой юм - үүнд шаардагдах энерги нь ердөө 159 ​​кЖ/моль (О 2-ийн хувьд 493 кЖ/моль, С-ийн хувьд 242 кЖ/моль). 12). Фторын атомууд нь электроны хувьд ихээхэн хамааралтай, харьцангуй жижиг хэмжээтэй байдаг. Тиймээс тэдгээрийн бусад элементийн атомуудтай валентийн холбоо нь бусад металлоидын ижил төстэй холбооноос илүү хүчтэй болдог (жишээлбэл, энергинь - 564 кЖ/моль эсрэг 460 кЖ/моль Үгүй холболтуудба H-C1 бондын хувьд 431 кЖ/моль).

F-F холбоо нь 1.42 А-ийн цөмийн зайгаар тодорхойлогддог. Фторын дулааны диссоциацийн хувьд дараах өгөгдлийг тооцоолсноор олж авсан.

Үндсэн төлөвт байгаа фторын атом нь гаднах электрон давхаргын 2s 2 2p 5 бүтэцтэй бөгөөд нэг валент юм. Нэг 2p электроныг 3s түвшинд шилжүүлэхтэй холбоотой гурвалсан төлөвийг өдөөхөд 1225 кЖ / моль зардал шаардагдах бөгөөд бараг хэрэгждэггүй.

Төвийг сахисан фторын атомын электроны хамаарлыг 339 кЖ/моль гэж тооцдог. Ион F - 1.33 А-ийн үр дүнтэй радиус, 485 кЖ/моль-ийн чийгшүүлэх эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Фторын ковалент радиусыг ихэвчлэн 71 pm (жишээ нь F 2 молекул дахь цөмийн хоорондын зайны тал) гэж авдаг.

Атом, молекул, цөмийн шинж чанар

Фторын атомын бүтэц.

Атомын төвд эерэг цэнэгтэй цөм байдаг. Эргэн тойронд 9 сөрөг цэнэгтэй электрон эргэлдэж байна.

Цахим томьёо: 1s2;2s2;2p5

м прот. = 1.00783 (аму)

m neutr.= 1.00866 (a.m.u.)

м протон = м электрон

Фторын изотопууд.

Изотоп: 18F

Товч шинж чанар: Байгальд тархалт: 0%

Цөм дэх протоны тоо 9. Цөм дэх нейтроны тоо 9. Нуклонуудын тоо 18. Е холбоо = 931.5(9*м пр.+9*м нейтрон-М(F18)) = 138.24 (MEV)E тодорхой = E холбоо/N нуклон = 7.81 (MEV/нуклон)

Альфа задрах боломжгүй Бета хасах задрал боломжгүй Позитрон задрал: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV)Электрон барих: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1.21(МеВ)

Изотоп: 19F

Товч шинж чанар: Байгальд тархалт: 100%

Фторын молекул.

Чөлөөт фтор нь хоёр атомт молекулуудаас бүрддэг. Химийн үүднээс авч үзвэл фторыг нэг валент металл бус, үүнээс гадна бүх металл бус хамгийн идэвхтэй нь гэж тодорхойлж болно. Энэ нь F2 молекул задрахад хялбар байдаг зэрэг олон шалтгаантай холбоотой юм бие даасан атомууд- үүнд шаардагдах энерги нь ердөө 159 ​​кЖ/моль (O2-ийн хувьд 493 кЖ/моль, С12-ийн хувьд 242 кЖ/моль). Фторын атомууд нь электроны хувьд ихээхэн хамааралтай, харьцангуй жижиг хэмжээтэй байдаг. Тиймээс бусад элементийн атомуудтай тэдгээрийн валентийн холбоо нь бусад металлоидын ижил төстэй холбооноос илүү хүчтэй болдог (жишээлбэл, H-F бондын энерги нь - 564 кЖ/моль, харин H-O бондын хувьд 460 кЖ/моль, 431 кЖ/моль байна. H-C1 холбоо).

F-F холбоо нь 1.42 А-ийн цөмийн зайгаар тодорхойлогддог. Фторын дулааны диссоциацийн хувьд дараах өгөгдлийг тооцоолсноор олж авсан.

Температур, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

Диссоциацийн зэрэг, % 5 10-3 0.3 4.2 22 60 88 97 99

Үндсэн төлөвт байгаа фторын атом нь гаднах электрон давхаргын 2s22p5 бүтэцтэй бөгөөд нэг валент юм. Нэг 2p электроныг 3s түвшинд шилжүүлэхтэй холбоотой гурвалсан төлөвийг өдөөхөд 1225 кЖ / моль зардал шаардагдах бөгөөд бараг хэрэгждэггүй. Төвийг сахисан фторын атомын электрон хамаарлыг 339 кЖ/моль гэж тооцдог. F-ион нь 1.33 А-ийн үр дүнтэй радиус, 485 кЖ/моль-ийн усжилтын эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Фторын ковалент радиусыг ихэвчлэн 71 pm (жишээ нь F2 молекул дахь цөмийн хоорондын зайны тал) гэж авдаг.

Фторын химийн шинж чанар.

Металоидын элементүүдийн фторын деривативууд нь ихэвчлэн маш их дэгдэмхий байдаг тул тэдгээрийн үүсэх нь металлоидын гадаргууг хамгаалдаггүй. цаашдын арга хэмжээфтор Тиймээс харилцан үйлчлэл нь олон металлтай харьцуулахад илүү эрч хүчтэй байдаг. Жишээлбэл, цахиур, фосфор, хүхэр нь фторын хийд гал авалцдаг. Аморф нүүрстөрөгч (нүүрс) ижил төстэй үйлдэл хийдэг бол бал чулуу нь зөвхөн улаан халуунд урвалд ордог. Фтор нь азот, хүчилтөрөгчтэй шууд нийлдэггүй.

-аас устөрөгчийн нэгдлүүдФтор нь бусад элементүүдээс устөрөгчийг зайлуулдаг. Ихэнх исэлүүд үүгээр задарч, хүчилтөрөгчийг нүүлгэн шилжүүлдэг. Ялангуяа ус нь F2 + H2O --> 2 HF + O схемийн дагуу харилцан үйлчилдэг.

Түүгээр ч барахгүй нүүлгэн шилжүүлсэн хүчилтөрөгчийн атомууд нь зөвхөн бие биетэйгээ төдийгүй хэсэгчлэн ус, фторын молекулуудтай нэгддэг. Тиймээс, үүнээс гадна хүчилтөрөгчийн хий, энэ урвал үргэлж устөрөгчийн хэт исэл ба фторын исэл (F2O) үүсгэдэг. Сүүлийнх нь озонтой төстэй цайвар шар өнгийн хий юм.

Фторын ислийг (өөрөөр хэлбэл хүчилтөрөгчийн фторид гэж нэрлэдэг - ОF2) фторыг 0.5 Н-ээр дамжуулж авч болно. NaOH уусмал. Хариу үйлдэл ирж байнатэгшитгэлийн дагуу: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О Мөн фторын шинж чанар нь дараах урвал юм.

H2 + F2 = 2HF (тэсрэлттэй)