Вид хімічного зв'язку у молекулі фтору. Хімічний зв'язок

§4. "Полярники" у світі молекул

Коли за допомогою ковалентного зв'язку утворюються молекули водню H 2, азоту N 2, кисню O 2, фтору F 2, хлору Cl 2, Електронні пари розташовуються точно посередині між ядрами двох однакових атомів. Ці атоми притягують електрони з однаковою силою, що цілком природно. Такий хімічний зв'язок ще називається неполярним ковалентним зв'язком.

Набагато частіше трапляється інше: зустріч різних атомів. Уявімо, що одного разу познайомилися, сподобалися один одному і вирішили потоваришувати. водню Hта атом фтору F. У кожного в запасі є по неспареному електрону, який, зачекавшись цікавих подійна своїй самотній атомної орбіталі, і рветься до нових вражень. Тільки ось біда - ці електрони знаходяться на орбіталях, різних за формою: s-електрон водню паморочиться в кулястій електронній хмарі, а р-електрон фтору гасає навколо ядра по витягнутій орбіталі, схожій на гантель.

Для наших електронів, майстрів кувати ковалентні зв'язки, різна формаорбіталей - не завада, вони легко зможуть зробити перекриття електронних хмар і утворення молекули фтороводню HF:

Ковалентний зв'язок тут утворюється, і дуже міцний. Але ось що цікаво: атом фторуз його електронами-домоседами, як кажуть хіміки, має великуелектронегативність. Що це таке?

Електронегативність - це властивість атома елементапритягувати до себе електронну хмару, що утворює хімічний зв'язок.

Якщо елемент фтор має велику електронегативність, то це означає, що не тільки власніелектрони фтору міцно тримаються поблизу ядра і не відриваються від атома, а й чужіелектрони для атома фтору завжди бажані гості. І тому він надходить з новим сусідом по молекулі (атомом водню) не дуже чесно, перетягуючи ближче до себе електрон. В результаті вся електронна пара, що утворює зв'язок, зміщуєтьсяв бік фтору

Між атомами воднюі фторуутворюється ковалентна полярнахімічний зв'язок. Молекула фтороводню HFстає диполем (часткою з двома електричними полюсами): вона набуває деякого позитивного електричного заряду на одному кінці (де атом водню) та деякий негативний - на іншому (де атом фтору):

Якщо нам захочеться подивитися, як влаштовано молекулу води, то доведеться насамперед згадати її склад. Є смішна приказка про діряве взуття: "Чоботи мої того - пропускають аш-два-о". Аш-два-о – це і є H 2 O(Формула води). У молекулі води головне дійова особа- атом кисню. Згадаймо його енергетичну діаграму:

Два неспарені р -електрон атома кисню Про- Такі довгорукі пронори! Вони завжди готові утворити хімічні зв'язки. Тим більше, що в ролі партнерів у їхнього господаря - кисневого атома будуть добрі та м'якосерцеві атоми. водню Hз пухкими та круглими, як колобки, електронними хмарами.

Оскільки атоми водню помітно відштовхуються один від одного, кут між хімічними зв'язками (лініями, що з'єднують ядра атомів) водень - кисеньне прямий (90 °), а трохи більше - 104,5 °. Хімічні зв'язки ці полярні: кисень набагато електронегативніший за водень і підтягує до себе електронні хмари, що утворюють хімічні зв'язки. Поблизу атома кисню накопичується надлишковий негативний заряд, А в атомів водню - позитивний. Тому і вся молекула водитеж потрапляє до загону "хімічних полярників" - речовин, молекули яких являють собою електричні диполі.

Хімічний зв'язок - електронний феномен, у тому, що, по крайнього заходу, один електрон, що у силовому полі свого ядра, перебувають у силовому полі іншого ядра чи кількох ядер одночасно.

Більшість простих речовині всі складні речовини (сполуки) складаються з атомів, які певним чином взаємодіють один з одним. Іншими словами, між атомами встановлюється хімічний зв'язок. При освіті хімічного зв'язкуенергія завжди виділяється, т. е. енергія частки, що утворюється, повинна бути менше сумарної енергії вихідних частинок.

Перехід електрона від одного атома до іншого, в результаті чого утворюються різноіменно заряджені іони зі стійкими електронними конфігураціями, між якими встановлюється електростатичне тяжіння найпростішою моделлюіонного зв'язку:

X → X + + e -; Y + e - → Y -; X + Y -

Гіпотеза утворення іонів та виникнення електростатичного тяжіння між ними була вперше висловлена німецьким ученим В. Косселем (1916).

Інший моделлю зв'язку є усуспільнення електронів двома атомами, у результаті також утворюються стійкі електронні конфігурації. Такий зв'язок називається ковалентним її теорію в 1916 р. почав розробляти американський вчений Г. Льюїс.

Загальним моментом в обох теоріях було утворення частинок із стійкою електронною конфігурацією, що збігається з електронною конфігурацією благородного газу.

Наприклад, при освіті фториду літію реалізується іонний механізм утворення зв'язку. Атом літію (3 Li 1s 2 2s 1) втрачає електрон і перетворюється на катіон (3 Li + 1s 2) з електронною конфігурацією гелію. Фтор (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) приймає електрон, утворюючи аніон (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) з електронною конфігурацією неону. Між іоном літію Li + та іоном фтору F - виникає електростатичне тяжіння, за рахунок чого утворюється нова сполука - фторид літію.

При утворенні фтороводню єдиний електрон атома водню (1s) і неспарений електрон атома фтору (2p) опиняються у полі обох ядер - атома водню і атома фтору. Таким чином виникає загальна електронна пара, що означає перерозподіл електронної густини та виникнення максимуму електронної густини. В результаті з ядром атома водню тепер пов'язані два електрони (електронна конфігурація атома гелію), а з ядром фтору - вісім електронів зовнішнього енергетичного рівня(електронна конфігурація атома неону):

Зв'язок, що здійснюється за допомогою однієї електронної париназивається одинарним зв'язком.

Вона позначається однією рисою між символами елементів: H-F.

Тенденція до утворення стійкої восьмиелектронної оболонки шляхом переходу електрона від одного атома до іншого (іонний зв'язок) або усуспільнення електронів (ковалентний зв'язок) називається правилом октету.

Утворення двоелектронних оболонок у іона літію та атома водню є окремим випадком.

Існують, однак, сполуки, які не відповідають цьому правилу. Наприклад, атом берилію у фториді берилію BeF 2 має лише чотириелектронну оболонку; шести електронні оболонкихарактерні для атома бору (точками позначені електрони зовнішнього енергетичного рівня):

У той же час у таких сполуках, як хлорид фосфору(V) та фторид сірки(VI), фторид йоду(VII), електронні оболонки центральних атомів містять більше восьми електронів (фосфор - 10; сірка - 12; йод - 14):

У більшості сполук d-елементів правило октету також не дотримується.

У всіх наведених вище прикладах хімічний зв'язок утворюється між атомами різних елементів; вона називається гетероатомною. Однак ковалентний зв'язок може утворитися між однаковими атомами. Наприклад, молекула водню утворюється за рахунок усуспільнення 15 електронів кожного атома водню, в результаті чого кожен атом набуває стійкої електронну конфігураціюіз двох електронів. Октет утворюється для утворення молекул інших простих речовин, наприклад фтору:

Утворення хімічного зв'язку може здійснюватися шляхом усуспільнення чотирьох або шести електронів. У першому випадку утворюється подвійний зв'язок, що являє собою дві узагальнені пари електронів, у другому - потрійний зв'язок (три узагальнені електронні пари).

Наприклад, при утворенні молекули азоту N 2 хімічний зв'язок утворюється шляхом усуспільнення шести електронів: по три неспарені p електрони від кожного атома. Для досягнення восьмиелектронної конфігурації утворюються три загальні електронні пари:

Подвійний зв'язок позначається двома рисками, потрійний - трьома. Молекулу азоту N 2 можна так: N≡N.

У двоатомних молекулах утворених атомамиодного елемента, максимум електронної густини знаходиться на середині між'ядерної лінії. Оскільки поділу зарядів між атомами не відбувається, такий різновид ковалентного зв'язку отримав назву неполярної. Гетероатомний зв'язок завжди є тією чи іншою мірою полярним, оскільки максимум електронної щільності зміщений у бік одного з атомів, за рахунок чого він набуває часткового негативного заряду (позначається σ-). Атом, від якого зміщений максимум електронної щільності, набуває часткового позитивного заряду (позначається σ+). Електронейтральні частинки, в яких центри часткового негативного та часткового позитивного зарядівне збігаються у просторі, називаються диполями. Полярність зв'язку вимірюється дипольним моментом (μ), який прямо пропорційний величині зарядів та відстані між ними.

Рис. Схематичне зображення диполя

Список використаної літератури

Попков В. А., Пузаков С. А. Загальна хімія: підручник. – М.: ГЕОТАР-Медія, 2010. – 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 32-35]

Фтор – хімічний елемент (символ F, атомний номер 9), неметал, який відноситься до групи галогенів. Це найактивніша та електронегативна речовина. При нормальній температуріі тиск молекула фтору є блідо-жовтого кольору з формулою F 2 . Як і інші галоїди, молекулярний фтор дуже небезпечний і при контакті зі шкірою спричиняє важкі хімічні опіки.

Використання

Фтор та його сполуки широко застосовуються, у т. ч. і для отримання фармацевтичних препаратів, агрохімікатів, паливно-мастильних матеріалівта текстилю. використовується для травлення скла, а плазма з фтору – для виробництва напівпровідникових та інших матеріалів. Низькі концентрації іонів F у зубній пасті та питну водуможуть допомогти запобігти карієсу зубів, у той час як вищі концентрації входять до складу деяких інсектицидів. Багато загальні анестетики є похідними фторвуглеводнів. Ізотоп 18 F є джерелом позитронів для отримання медичних зображень методом позитронно-емісійної томографії, а гексафторид урану використовується для розподілу ізотопів урану та отримання для атомних електростанцій.

Історія відкриття

Мінерали, що містять сполуки фтору, були відомі за багато років до виділення цього хімічного елемента. Наприклад, мінерал плавиковий шпат (або флюорит), що складається з фториду кальцію, був описаний в 1530 Георгієм Агриколою. Він зауважив, що його можна використовувати як флюс - речовину, яка допомагає знизити температуру плавлення металу або руди і допомагає очистити потрібний метал. Тому фтор назву свою латинську назву отримав від слова fluere (течі).

У 1670 році склодув Генріх Шванхард виявив, що скло труїться під дією фтористого кальцію (плавикового шпату), обробленого кислотою. Карл Шееле та багато пізніших дослідників, у тому числі Гемфрі Деві, Жозеф-Луї Гей-Люссак, Антуан Лавуазьє, Луї Тенар, експериментували з плавиковою кислотою (HF), яку було нескладно отримати шляхом обробки CaF концентрованою сірчаною кислотою.

Зрештою, стало зрозуміло, що HF містить раніше невідомий елемент. Цю речовину, однак, через її надмірну реактивність протягом багатьох років виділити не вдавалося. Його не тільки важко відокремити від з'єднань, але воно відразу вступає в реакцію з іншими їх компонентами. Виділення елементарного фтору з плавикової кислоти надзвичайно небезпечне, і ранні спроби засліпили та вбили кількох вчених. Ці люди стали відомі як "мученики фтору".

Відкриття та виробництво

Нарешті, 1886 року французькому хімікуАнрі Муассану вдалося виділити фтор шляхом електролізу суміші розплавлених фторидів калію та плавикової кислоти. За це він був удостоєний Нобелівської премії 1906 року у галузі хімії. Його електролітичний підхід продовжує використовуватися сьогодні для промислового отриманняцього хімічного елемента.

Перше масштабне виробництво фтору розпочалося під час Другої світової війни. Він був потрібен для одного з етапів створення атомної бомбиу рамках Манхеттенського проекту. Фтор використовувався для одержання гексафториду урану (UF 6), який, у свою чергу, застосовувався для відокремлення один від одного двох ізотопів 235 U та 238 U. Сьогодні газоподібний UF 6 необхідний для отримання збагаченого урану для ядерної енергетики.

Найважливіші властивості фтору

У періодичної таблиціелемент знаходиться у верхній частині 17 групи ( колишня група 7А), яку називають галогенною. До інших галогенів відносяться хлор, бром, йод та астат. Крім того, F знаходиться у другому періоді між киснем та неоном.

Чистий фтор – це корозійний газ ( хімічна формула F 2) з характерним різким запахом, який виявляється у концентрації 20 нл на літр об'єму. Як найбільш реактивний та електронегативний з усіх елементів, він легко утворює сполуки з більшістю з них. Фтор надто реактивний, щоб існувати в елементарній формі і має таку спорідненість з більшістю матеріалів, включаючи кремній, що його не можна готувати або зберігати у скляних ємностях. У вологому повітрі він реагує з водою, утворюючи не менш небезпечну плавикову кислоту.

Фтор, взаємодіючи з воднем, вибухає навіть за низької температури й у темряві. Він бурхливо реагує з водою, утворюючи плавикову кислоту та газоподібний кисень. Різні матеріали, у тому числі дрібнодисперсні метали та скла, у струмені газоподібного фтору горять яскравим полум'ям. Крім того, хімічний елемент утворює сполуки з благородними газами криптоном, ксеноном і радоном. Однак безпосередньо з азотом та киснем він не реагує.

Незважаючи на крайню активність фтору, сьогодні стали доступні методи його безпечної обробки та транспортування. Елемент може зберігатися в ємностях зі сталі або монелю (багатого на нікель сплаву), так як на поверхні цих матеріалів утворюються фториди, які перешкоджають подальшій реакції.

Фториди - це речовини, у яких фтор є у вигляді негативно зарядженого іона (F -) разом із деякими позитивно зарядженими елементами. З'єднання фтору з металами є одними із найбільш стабільних солей. При розчиненні у питній воді вони діляться на іони. Іншими формами фтору є комплекси, наприклад, - і H 2 F + .

Ізотопи

Існує безліч ізотопів даного галогену, починаючи від 14 F і закінчуючи 31 F. Але ізотопний склад фтору включає лише один з них, 19 F, який містить 10 нейтронів, оскільки тільки він є стабільним. Радіоактивний ізотоп 18 F - цінне джерело позитронів.

Біологічний вплив

Фтор в організмі в основному міститься в кістках та зубах у вигляді іонів. Фторування питної води в концентрації менше однієї частини на мільйон значно знижує частоту карієсу — так вважають у Національній дослідницькій раді Національної академіїнаук США. З іншого боку, надмірне накопичення фтору може призвести до флюорозу, який проявляється у крапчастості зубів. Цей ефект зазвичай спостерігається в місцевостях, де вміст хімічного елемента в питній воді перевищує концентрацію 10 проміле.

Елементарний фтор та фтористі солі токсичні і з ними слід поводитися з великою обережністю. Контакту зі шкірою чи очима слід ретельно уникати. Реакція з шкірним покривомвиробляє яка швидко проникає через тканини та реагує з кальцієм у кістках, пошкоджуючи їх назавжди.

Фтор у навколишньому середовищі

Щорічний світовий видобуток мінералу флюориту становить близько 4 млн т, а загальна потужність розвіданих родовищ перебуває в межах 120 млн т. Основними районами видобутку цього мінералу є Мексика, Китай та Західна Європа.

У природі фтор зустрічається в земної кори, де його можна знайти в гірських породах, вугілля та глина. Фториди потрапляють у повітря за вітрової ерозії грунтів. Фтор є 13-м за поширеністю хімічним елементом у земній корі - його вміст дорівнює 950 проміле. У ґрунтах його середня концентрація - приблизно 330 проміле. Фтороводород може виділятися у повітря внаслідок процесів горіння у промисловості. Фториди, що знаходяться у повітрі, зрештою випадають на землю або у воду. Коли фтор утворює зв'язок з дуже дрібними частинками, то може залишатися в повітрі протягом тривалого періодучасу.

В атмосфері 0,6 мільярдних часток даного хімічного елемента присутні у вигляді сольового туману та органічних сполук хлору. У міських умовах концентрація сягає 50 частин на мільярд.

З'єднання

Фтор - це хімічний елемент, який утворює широкий спектр органічних і неорганічних сполук. Хіміки можуть замінити їм атоми водню, цим створюючи безліч нових речовин. Високоактивний галоген утворює сполуки з благородними газами. 1962 року Ніл Бартлетт синтезував гексафторплатинат ксенону (XePtF6). Фториди криптону та радону також були отримані. Ще одним з'єднанням є фторгідрид аргону, стійкий лише за екстремально низьких температур.

Промислове застосування

В атомарному та молекулярному станіфтор використовується для плазмового травлення у виробництві напівпровідників, плоских дисплеїв та мікроелектромеханічних систем. Плавікова кислотазастосовується для травлення скла у лампах та інших виробах.

Поряд з деякими з його сполук, фтор - це важлива складова виробництва фармацевтичних препаратів, агрохімікатів, паливно-мастильних матеріалів та текстилю. Хімічний елемент необхідний отримання галогенованих алканів (галони), які, своєю чергою, широко використовувалися в системах кондиціонування повітря та охолодження. Пізніше таке застосування хлорфторвуглеців було заборонено, оскільки вони сприяють руйнуванню озонового шару верхніх шарахатмосфери.

Гексафторид сірки - надзвичайно інертний, нетоксичний газ, що відноситься до речовин, що викликає парниковий ефект. Без фтору неможливе виробництво пластмас з низьким коефіцієнтом тертя, таких як тефлон. Багато анестетики (наприклад, севофлуран, десфлуран та ізофлуран) є похідними фторвуглеводнів. Гексафторалюмінат натрію (кріоліт) застосовується в електроліз алюмінію.

З'єднання фтору, у тому числі NaF, використовуються в зубних пастах для запобігання карієсу. Ці речовини додаються до системи державного водопостачання для фторування води, проте через вплив на здоров'я людини ця практика вважається спірною. При більш високих концентраціях NaF використовуються як інсектицид, особливо для боротьби з тарганами.

У минулому фториди застосовувалися для зниження і руд та підвищення їхньої плинності. Фтор – це важливий компонентвиробництва гексафториду урану, який застосовується для поділу його ізотопів 18 F, радіоактивний ізотопз 110 хвилин, випромінює позитрони і часто використовується у медичній позитронно-емісійній томографії.

Фізичні властивості фтору

Базові характеристики хімічного елемента такі:

Атомна маса 18,9984032 г/моль.
Електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 5 .
Ступінь окиснення -1.
Щільність 1,7 г/л.
Температура плавлення 53,53 К.
Температура кипіння 85,03 К.
Теплоємність 31,34 Дж/(Кмоль).

Атом, молекула, ядерні властивості

Будова атома фтору.

У центрі атома знаходиться позитивне заряджене ядро. Навколо обертаються 9 негативно заряджених електронів.

Електронна формула: 1s2; 2s2; 2p5

m прот. = 1,00783 (а.е.м.)

m нейтр. = 1,00866 (а.е.м.)

m протона = m електрона

Ізотопи фтору.

Ізотоп: 18F

Коротка характеристика: Поширеність у природі: 0 %

Число протонів в ядрі - 9. Число нейтронів в ядрі - 9. Число нуклонів - 18.Е зв'язку = 931,5(9*m ін. питома. = Е зв'язку/N нуклонів = 7,81 (МЕВ/нукл.)

Альфа-розпад неможливийБета мінус-розпад неможливийПозитронний розпад: F(Z=9,M=18)->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28( Мев)Електронний захоплення: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(Мев)

Ізотоп: 19F

Коротка характеристика: Поширеність у природі: 100 %

Молекули фтору.

Вільний фтор складається із двоатомних молекул. З хімічної сторонифтор може бути охарактеризований як одновалентний неметал, і до того ж найактивніший з усіх неметалів. Зумовлено це низкою причин, у тому числі легкістю розпаду молекули F2 на окремі атоми- необхідна для цього енергія становить лише 159 кДж/моль (проти 493 кДж/моль для О2 та 242 кДж/моль для С12). Атоми фтору мають значну спорідненість до електрона і порівняно малими розмірами. Тому їх валентні зв'язки з атомами інших елементів виявляються міцнішими за аналогічні зв'язки інших металоїдів (наприклад, енергія зв'язку Н-Fскладає - 564 кДж/моль проти 460 кДж/моль для зв'язку Н-Ота 431 кДж/моль для зв'язку Н-С1).

Зв'язок F-F характеризується ядерною відстанню 1,42 А. Для термічної дисоціації фтору розрахунковим шляхом були отримані такі дані:

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

Ступінь дисоціації, % 5 · 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Атом фтору має в основному стані структуру зовнішнього електронного шару 2s22p5 і одновалентний. Пов'язане з переведенням одного 2р-элсктрона на рівень 3s збудження тривалентного стану вимагає витрати 1225 кДж/моль і практично не реалізується. Спорідненість нейтрального атомафтору до електрона оцінюється в 339 кДж/моль. Іон F-характеризується ефективним радіусом 1,33 А та енергією гідратації 485 кДж/моль. Для ковалентного радіусу фтору зазвичай приймається значення 71 пм (тобто половина між'ядерної відстані в молекулі F2).

Хімічні властивості фтору.

Так як фтористі похідні металоподібних елементів зазвичай легколетючі утворення їх не оберігає поверхню металоїду від подальшої діїфтору. Тому взаємодія часто протікає значно енергійніше, ніж із багатьма металами. Наприклад, кремній, фосфор і сірка займаються газоподібним фтором. Аналогічно поводиться аморфний вуглець (деревне вугілля), тоді як графіт реагує лише за температури червоного гартування. З азотом та киснем фтор безпосередньо не з'єднується.

Від водневих сполукінших елементів фтор забирає водень. Більшість оксидів розкладається з витісненням кисню. Зокрема, вода взаємодіє за схемою F2 + Н2О --> 2 НF + O

причому витісняються атоми кисню з'єднуються не тільки один з одним, але частково також з молекулами води та фтору. Тому, крім газоподібного кисню, при цій реакції завжди утворюються пероксид водню та оксид фтору (F2О). Остання є блідо-жовтим газом, схожим по запаху на озон.

Окис фтору (інакше - фтористий кисень - ОF2) може бути отримана пропусканням фтору 0,5 н. розчин NаОН. Реакція йде за рівнянням:2 F2 + 2 NаОН = 2 NаF + Н2О + F2Так само для фтору характерні наступні реакції:

H2 + F2 = 2HF (з вибухом)

Хімічні частинки, утворені з двох або кількох атомів, називаються молекулами(реальними чи умовними формульними одиницямибагатоатомних речовин). Атоми у молекулах хімічно пов'язані.

Під хімічним зв'язком розуміють електричні силитяжіння, що утримують частки один біля одного. Кожен хімічний зв'язок у структурні формулипредставляється валентною рисою,наприклад:

H – H (зв'язок між двома атомами водню);

H 3 N – Н + (зв'язок між атомом азоту молекули аміаку та катіоном водню);

(К +) – (I -) (зв'язок між катіоном калію та йодид-іоном).

Хімічний зв'язок утворюється парою електронів ( ), яка в електронних формулах складних частинок(молекул, складних іонів) зазвичай замінюється валентною рисою, на відміну власних, неподілених електронних пар атомів, наприклад:

Хімічний зв'язок називається ковалентний,якщо вона утворена шляхом узагальнення пари електронів обома атомами.

У молекулі F 2 обидва атоми фтору мають однакову електронегативність, отже, володіння електронною парою їм однаково. Такий хімічний зв'язок називають неполярним, тому що у кожного атома фтору. електронна щільністьоднакова і в електронної формули молекули може бути умовно розділена між ними порівну:

У молекулі хлороводню НСl хімічний зв'язок вже полярна,оскільки електронна щільність на атомі хлору (елемента з більшою електронегативністю) значно вища, ніж на атомі водню:

Ковалентний зв'язок, наприклад, Н – Н, може бути утворений шляхом узагальнення електронів двох нейтральних атомів:

H · + · H > H - H

Такий механізм утворення зв'язку називається обміннимабо рівноцінним.

За іншим механізмом той самий ковалентний зв'язок H – H виникає при усуспільненні електронної пари гідрид-іону H катіоном водню Н + :

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

Катіон Н+ у цьому випадку називають акцептором,а аніон Н - Доноромелектронної пари. Механізм утворення ковалентного зв'язку при цьому буде донорно-акцепторним,або координаційним.

Одинарні зв'язки (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) називаються а-зв'язками,вони визначають геометричну форму молекул.

Подвійні та потрійні зв'язки () містять одну?-складову та одну або дві?-складові; ?-складова, що є основною і умовно утворюється першою, завжди міцніше?-складових.

Фізичними (реально вимірюваними) характеристиками хімічного зв'язку є її енергія, довжина та полярність.

Енергія хімічного зв'язку (Есв) - це теплота, яка виділяється при утворенні даного зв'язку і витрачається на її розрив. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди слабшеніж кратна (подвійна, потрійна).

Довжина хімічного зв'язку (lсв) - міжядерна відстань. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди довшеніж кратна.

Полярністьзв'язку вимірюється електричним дипольним моментом р- Добутком реального електричного заряду (на атомах даного зв'язку) на довжину диполя (т. Е. Довжину зв'язку). Чим більше дипольний момент, Тим вище полярність зв'язку. Реальні електричні зарядина атомах у ковалентному зв'язку завжди менше за значенням, ніж ступеня окиснення елементів, але збігаються за знаком; наприклад, для зв'язку H + I -Cl -I реальні заряди дорівнюють Н +0 "17 -Сl -0" 17 (двополюсна частка, або диполь).

Полярність молекулвизначається їх складом та геометричною формою.

Неполярними (р = O) будуть:

а) молекули простихречовин, оскільки вони містять лише неполярні ковалентні зв'язки;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їх геометрична формасиметрична.

Наприклад, молекули СО 2 BF 3 і СН 4 мають наступні напрямкирівних (за довжиною) векторів зв'язків:

При складанні векторів зв'язків їх сума завжди перетворюється на нуль, і молекули загалом неполярні, хоча містять полярні зв'язку.

Полярними (р> O) будуть:

а) двоатомнімолекули складнихречовин, оскільки вони містять лише полярні зв'язки;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їхня будова асиметрично,тобто їх геометрична форма або незавершена, або спотворена, що призводить до появи сумарного електричного диполя, Наприклад, у молекул NH 3 , Н 2 Про, HNО 3 і HCN.

Складні іони, наприклад NH 4 + , SO 4 2- і NO 3 - не можуть бути диполями в принципі, вони несуть тільки один (позитивний або негативний) заряд.

Іонний зв'язоквиникає при електростатичному тяжінні катіонів та аніонів майже без узагальнення пари електронів, наприклад між К + та I - . У атома калію – нестача електронної щільності, у атома йоду – надлишок. Такий зв'язок вважають граничнимвипадком ковалентного зв'язку, оскільки пара електронів перебуває практично у володінні аніон. Такий зв'язок найбільш характерний для з'єднань типових металіві неметалів (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) та речовин класу солей (NaNО 3 , K 2 SО 4 СаСО 3). Всі ці сполуки за кімнатних умов є кристалічні речовини, які об'єднують загальною назвоюіонні кристали(кристали, побудовані з катіонів та аніонів).

Відомий ще один вид зв'язку, званого металевим зв'язком,в якій валентні електрони так неміцно утримуються атомами металів, що фактично не належать до конкретних атомів.

Атоми металів, що залишилися без належних їм зовнішніх електронів, стають хіба що позитивними іонами. Вони утворюють металеві кристалічні грати.Сукупність узагальнених валентних електронів (електронний газ)утримує позитивні іониметалу разом та у певних вузлах решітки.

Крім іонних та металевих кристалів існують ще атомніі молекулярнікристалічні речовини, у вузлах ґрат яких знаходяться атоми або молекули відповідно. Приклади: алмаз та графіт – кристали з атомними гратами, йод I 2 і діоксид вуглецю СО 2 (сухий лід) - кристали з молекулярними гратами.

Хімічні зв'язки існують не тільки всередині молекул речовин, але можуть утворюватися і між молекулами, наприклад, для рідкого HF, води Н 2 O і суміші H 2 O + NH 3:

Водневий зв'язокутворюється за рахунок сил електростатичного тяжіння полярних молекул, що містять атоми самих електронегативних елементів - F, О, N. Наприклад, водневі зв'язки є в HF, Н 2 O і NH 3 але їх немає в HCl, H 2 S і РН 3 .

Водневі зв'язки малостійкі і розриваються досить легко, наприклад, при плавленні льоду та кипінні води. Однак на розрив цих зв'язків витрачається деяка додаткова енергія, і тому температури плавлення (табл. 5) та кипіння речовин із водневими зв'язками