Opțiunea 1.

1. Sarcina nucleului unui atom +8 are atomi ai unui element chimic:
B. Oxigen.

2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de clor:
La ora trei.

3. O legătură polară covalentă există într-o moleculă a unei substanțe a cărei formulă este:
B. CO2.

4. Gradul de oxidare a azotului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt N2-NO-NO2-HNO3:
A. Crește de la 0 la +5.

5. Formula structurala compusul hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei VI a sistemului periodic:
V. N-E-N.

6. Ecuația reacției chimice H2S + C12 = 2HC1 + S corespunde schemei de conversie a clorului:
A.CI0→CI-1

7. Substanța X din seria transformărilor С02→ X→Са(НСО3)2→ CO2 are formula:
B. CaCO3.

8. Reactivul pentru anionul clorură este cationul:
B. Ag+.

D. H2S04 şi MgO.

10. Oxidul nitric (IV) se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. HNO3(conc) şi Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, oxidant
P -3 → P +5 - 8 e, agent reducător

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO43-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. Calculați masa (în kg) de acid clorhidric, care se obține prin reacția a 4,48 m3 de clor cu un exces de hidrogen.
n(Cl2) = 4480dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200mol
n (HCI) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) \u003d 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g \u003d 14,6 kg

15. Nume element chimic, care are un izotop care nu are neutroni în nucleul său.
hidrogen

Opțiunea 2.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

1. Sarcina nucleului unui atom +17 are atomi ai unui element chimic:
G. Clorul.

2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de hidrogen:
A. 1.

3. În molecula unei substanțe există o legătură covalentă nepolară, a cărei formulă este:
A. N2.

4. Starea de oxidare a fosforului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Crește de la -3 la +5.

5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei V a sistemului periodic:
G. N-E-N.
H

6. Ecuația reacției chimice 2SO2 + O2 = 2SO3 corespunde schemei de conversie a sulfului:
B. S+4 → S+6.

7. Substanța X din seria transformărilor N2 → NH3 → X → NO2 are formula:
B. NU.

8. Reactivul pentru anionul carbonat este cationul:
A. H+.

9. Reactie chimica posibil între substanțe ale căror formule sunt:
B. P2O5 și NaOH.

10. Oxidul de sulf (IV) nu se formează în timpul interacțiunii substanțelor, ale căror formule sunt:
D. CaCO3 şi H2SO4.

PARTEA B. Teme cu răspuns liber

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaS04 ↓+ 2NaCl

12. Luați în considerare transformarea 2 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4, -6e, agent reducător
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, agent oxidant

13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Calculați masa (în kg) de amoniac, care se obține prin reacția a 2 kmoli de azot cu un exces de hidrogen.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g \u003d 68 kg.

15. Numiți un element chimic care nu prezintă niciodată o stare de oxidare pozitivă în compuși.
Fluor

Opțiunea 3.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

1. Sarcina nucleului unui atom +14 are atomi ai unui element chimic:
V. Siliciu.

2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de brom:
A. 1.

3. O legătură polară covalentă există într-o substanță a cărei formulă este:
B. H2S.

4. Gradul de oxidare a sulfului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt SO3-SO2-S-H2S:
D. Scade de la +6 la -2.

5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei VII a sistemului periodic:
A. N-E.

6. Ecuația reacției chimice 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O corespunde schemei de conversie a azotului:
B. N-3 → N+2.

7. Substanța X din seria transformărilor PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 are formula:
A. H3PO4.

8. Reactivul pentru anionul sulfat este cationul:
B. Ba2+.

9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
A. CO2 și NaOH.

10. Monoxidul de carbon (IV) se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. CaCO3 și HC1.

PARTEA B. Teme cu răspuns liber

11. Notați ecuațiile de reacție cu care puteți efectua transformări după schema:
SiH4→ SiO2 →Na2SiO3→ H2SiO3 →SiO2→ Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO

12. Luați în considerare transformarea 5 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4e, oxidant
CO →C+2-2e, agent reducător

13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Si032- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Calculați masa (în kg) de clorură de amoniu, care se formează prin interacțiunea a 11,2 m3 de acid clorhidric cu un exces de amoniac.
HCl + NH3 = NH4CI
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g \u003d 28,250 kg.

15. Aranjați elementele chimice fosfor, oxigen, sulf, clor în ordine crescătoare a proprietăților nemetalice.
Fosfor, sulf, oxigen, clor

Opțiunea 4.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

1. Sarcina nucleului unui atom +16 are atomi ai unui element chimic:
V. Sulf.

2. Numărul de perechi de electroni comuni într-o moleculă de azot:
LA 3.

3. O legătură covalentă nepolară există într-o substanță a cărei formulă este:
B. O2.

4. Gradul de oxidare a carbonului într-un număr de substanțe, ale căror formule sunt CH4-C-CO-CO2:
B. Crește de la -4 la +4.

5. Formula structurală a compusului hidrogen al elementului E din subgrupa principală a grupei IV a sistemului periodic:
W. N-E-N

6. Ecuația reacției chimice Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O corespunde schemei de conversie a azotului:
D. N+5 → N+4.

7. Substanța X din seria transformărilor S → S02 → X → Na2SO3 are formula:
D. H2SO3.

8. Reactivul pentru anionul fosfat este cationul:
D. Ag+.

9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
B. CO2 și Ca(OH)2.

10. Acidul silicic se formează prin interacțiunea unor substanțe, ale căror formule sunt:
B. Na2SiO3 și HC1.

PARTEA B. Teme cu răspuns liber

11. Notați ecuațiile de reacție cu care puteți efectua transformări după schema:
N2 →NH3 →NO→NO2→ HNO3→ KNO3.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH = KNO3 + H2O

12. Luați în considerare transformarea 2 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, agent reducător
O20-> 2O-2,+ 2*2e, oxidant

13. Din sarcina 11, selectați reacția de schimb de ioni și scrieți-o sub formă de ioni.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Calculați masa (în kg) de oxid de sulf (IV) format în timpul arderii a 4,48 m3 de hidrogen sulfurat în exces de oxigen.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol * 64 g/mol = 128000 g = 128 kg

15. Care este cel mai comun element chimic:
A. În scoarța terestră:
oxigen
B. În Univers:
hidrogen

legătură covalentă format prin interacţiunea nemetalelor. Atomii nemetalelor au o electronegativitate mare și tind să umple stratul exterior de electroni în detrimentul electronilor străini. Doi astfel de atomi pot intra într-o stare stabilă dacă își combină electronii .

Luați în considerare apariția unei legături covalente în simplu substante.

1.Formarea unei molecule de hidrogen.

Fiecare atom hidrogen are un electron. Are nevoie de încă un electron pentru a ajunge la starea stabilă.

Când doi atomi se apropie unul de celălalt, norii de electroni se suprapun. Se formează o pereche de electroni comună, care leagă atomii de hidrogen într-o moleculă.

În spațiul dintre două nuclee, electronii comuni sunt mai des întâlniți decât în ​​alte locuri. Se formează o zonă cu densitate de electroni crescută si sarcina negativa. Nucleele încărcate pozitiv sunt atrase de el și se formează o moleculă.

În acest caz, fiecare atom primește un nivel extern complet de doi electroni și trece într-o stare stabilă.

O legătură covalentă datorată formării unei perechi de electroni comune se numește simplu.

Perechile de electroni comune (legături covalente) se formează datorită electroni nepereche, situate la nivelurile exterioare de energie ale atomilor care interacționează.

Hidrogenul are un electron nepereche. Pentru alte elemente, numărul lor este 8 - numărul grupului.

nemetale VIIȘi grupurile (halogeni) au un electron nepereche pe stratul exterior.

Nemetale VI DAR grupuri (oxigen, sulf) există doi astfel de electroni.

Nemetale VȘi grupuri (azot, fosfor) - trei electroni nepereche.

2.Formarea unei molecule de fluor.

Atom fluor Are șapte electroni la nivelul exterior. Șase dintre ele formează perechi, iar al șaptelea este nepereche.

Când atomii se combină, se formează o pereche de electroni comună, adică se formează o legătură covalentă. Fiecare atom primește un strat exterior complet de opt electroni. Legătura din molecula de fluor este, de asemenea, simplă. Aceleași legături simple există în molecule clor, brom și iod .

Dacă atomii au mai mulți electroni nepereche, atunci se formează două sau trei perechi comune.

3.Formarea unei molecule de oxigen.

La atom oxigen nivelul exterior are doi electroni nepereche.

Când doi atomi interacționează oxigen există două perechi de electroni comuni. Fiecare atom își umple nivelul exterior cu până la opt electroni. Legătura din molecula de oxigen este dublă.

Testul 4

Tema „Legătura covalentă”

Opțiunea 1

1. Valenta unui atom al unui element chimic in combinatie cu legaturi covalente este egala cu a) numarul de electroni din acest atom b) numarul de perechi de electroni comune formate de acest atom c) sarcina nucleului acestui atom atom d) numărul perioadei în care se află acest element

2. Formula moleculă dioxid de carbon se numeste CO2

a) formula moleculara b) formula grafica c) formula electronica d) formula fizica

3. Câți electroni lipsesc din atomul de clor înainte de finalizarea stratului de electroni exterior?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Un atom de carbon are atașați doi atomi de oxigen, formând astfel patru perechi comune de electroni. Indicați valența carbonului din acest compus.

a) I b) II c) III d) IV

5. Legătura chimică în molecula de brom Br 2

a) ionic b) metalic

c) nepolar covalent d) polar covalent

6. În perioada de la metalul alcalin la halogen, electronegativitatea unui atom, de regulă,

a) nu se modifică

c) scade

d) creşte

a) beriliu b) sodiu

c) magneziu d) litiu

8. Într-o serie de elemente, electronegativitatea elementelor se modifică (crește sau scade) în același mod ca și

a) proprietăţile lor metalice

b) razele atomilor lor

c) proprietăţile lor nemetalice

d) numărul de electroni la nivelul exterior al atomilor

9. Care este sarcina parțială a atomilor de azot și respectiv de oxigen din molecula de NO?

a) N2 b) NH3 c) H2 d) CI2

Opțiunea 2

1. O legătură covalentă este o legătură chimică datorată a) formării perechilor comune de electroni

b) formarea de perechi de electroni singuri

c) atracţia ionilor cu sarcini opuse

d)) interacțiunea dintre ionii metalici și electronii liberi

2. Ce formulă a moleculei de hidrogen sulfurat este formula sa electronică?

a) H2S b) H - S - H

c) H : : S : : H d) H : S : H

3. Câți electroni lipsesc din atomul de fosfor înainte de finalizarea stratului de electroni exterior?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Atomul de sulf a atașat trei atomi de oxigen, formând astfel șase perechi comune de electroni. Indicați valența sulfului în acest compus.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Formula unei substanțe cu o legătură covalentă nepolară

a) SO2 b) Br2 c) H2O d) NaCl

6. Într-un grup, în subgrupul principal, de sus în jos, electronegativitatea unui atom, de regulă,

a) nu se modifică

b) mai întâi crește, apoi scade

c) scade

d) creşte

7. Dintre elementele enumerate, selectați elementul cel mai puțin electronegativ

a) fluor b) oxigen

c) sulf d) clor

8. Care este sarcina parțială a atomilor de bor și respectiv fluor din moleculă

a) pozitive și negative

b) negativ și negativ

c) pozitive și pozitive

d) negativ și pozitiv

9. Alegeți o moleculă care conține o legătură covalentă polară

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Legătura chimică în molecula de amoniac NH 3

a) ionică

b) metal

c) nepolar covalent

d) polar covalent

Opțiunea 3 1. De regulă, o legătură covalentă se formează între:

a) atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui nemetal tipic

b) atomi de metal

c) atomi tipici de metal și atomi de gaz inert

d) atomi de nemetale

2. Formula moleculei de clor Cl : Cl este numit

a) formula moleculară

b) formula grafică

c) formula electronica

d) formula fizică

3. Câți electroni lipsesc din atomul de oxigen înainte de finalizarea stratului de electroni exterior?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Numărul de legături covalente formate de un atom al unui element chimic este

a) numărul de perechi comuni de electroni formate de acest atom

c) numărul de electroni perechi la nivelul exterior al atomului

d) numărul de alți atomi atașați unui atom dat

5. În grup, în subgrupul principal, de sus în jos, raza atomului, de regulă

6. Dintre elementele enumerate, selectați elementul al cărui atom are cea mai mare rază

a) bor b) siliciu c) aluminiu d) carbon

7. În cazul unei legături covalente nepolare, o pereche comună de electroni

d) lipsă

8. Care este sarcina parțială a atomilor de oxigen și respectiv de sulf din molecula de SO 2

b) negativ și negativ

9. Selectați o moleculă care conține o legătură covalentă nepolară:

a) NH3 b) H2O c) NO2 d) H2

10. Legătură chimică în molecula de sulfură de plumb PbS

a) covalent nepolar b) covalent polar

c) ionic d) metalic

Opțiunea 4

1. Care este natura forțelor care țin doi atomi de hidrogen într-o moleculă?

a) chimice b) fizice

c) electrice d) nucleare

2. Formula moleculei de apă H - O - H se numește

a) formula moleculară

b) formula grafică

c) formula electronica

d) formula fizică

3. Câți electroni lipsesc din atomul de siliciu înainte de finalizarea stratului de electroni exterior?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Numărul de electroni nepereche dintr-un atom de bor este

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Numărul de perechi comune formate de un atom al unui element chimic este

a) numărul total de electroni dintr-un atom

b) numărul de electroni la nivelul exterior al atomului

c) numărul de electroni nepereche la nivelul exterior al atomului

d) numărul de electroni perechi la nivelul exterior al atomului

6. În perioada de la metalul alcalin la halogen, raza atomului, de regulă,

a) crescător b) descrescător

c) nu se modifică d) mai întâi crește, apoi scade

7. Dintre elementele enumerate, selectați elementul al cărui atom are cea mai mică rază:

1) carbon b) fosfor c) siliciu d) azot

8. În cazul unei legături polare covalente, o pereche comună de electroni

a) deplasat spre un atom mai electronegativ

b) se află la o distanţă egală de nucleele atomilor

c) deținută în întregime de unul dintre atomi

d) lipsă

9. Care este sarcina parțială a atomilor de hidrogen și respectiv de azot din molecula de amoniac NH 3?

a) pozitiv și pozitiv

b) negativ și negativ

c) pozitive şi negative

d) negativ și pozitiv?

10. Alegeți o moleculă care conține o legătură covalentă polară

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Codificator

Opțiune

№ întrebare

1

2

3

4

Sulful (lat. Sulphur) este un element nemetal. Simbol chimic S, număr de serieîn tabelul periodic - 16. Valența sulfului a fost stabilită încă înainte de studiul structurii atomului. Valoarea sa a fost determinată pe baza proprietății de a înlocui, a atrage sau atașa un anumit număr de alți atomi sau grupuri. Mai târziu, cercetătorii au descoperit rolul particulelor încărcate negativ (electroni) în apariție

Valența sulfului: ce caracteristici ale atomilor îi afectează valoarea?

După prevalență pe Pământ, un element chimic se află pe locul 16. Apare sub formă de cristale galbene strălucitoare sau pulbere în roci aproape active și vulcani dispăruți. Cei mai cunoscuți compuși naturali sunt sulfurile și sulfații.

Caracteristicile elementului și substanței:

1. Nemetal puternic.
2. În ceea ce privește electronegativitatea (EO), sau capacitatea de a atrage electroni spre sine, sulful este al doilea după fluor, oxigen, azot, clor și brom.
3. Interacționează cu metale și nemetale, substanțe simple și complexe.

Diferențele de proprietăți depind de structura și starea atomului, diferența dintre valorile EO. Să aflăm ce valență poate avea sulful în compuși. Comportamentul lor chimic depinde de structura învelișurilor energetice, de numărul și aranjarea electronilor externi din atom.

De ce variază valența?

Stabili sunt izotopii naturali ai sulfului cu numerele de masă 32 (cel mai frecvent), 33, 34 și 36. Un atom din fiecare dintre acești nuclizi conține 16 protoni încărcați pozitiv. În spațiul din apropierea nucleului, 16 electroni se mișcă cu mare viteză. Sunt infinitezimale, încărcate negativ. Mai puțin atras de nucleu (mai liber) 6 particule exterioare. Unii sau toți dintre ei participă la diferite tipuri de educație. legătură chimică. Conform conceptelor moderne, valența sulfului este determinată de numărul de perechi de electroni comuni (de legătură) create. De obicei, în desene și diagrame, particulele externe care participă la acest proces sunt reprezentate ca puncte în jurul semnului chimic.

Cum depinde valența de structura unui atom?

Folosind diagrama energetică, puteți arăta structura nivelurilor și subnivelurilor (s, p, d), de care depinde formula valenței sulfului. Două săgeți direcționate diferit simbolizează electroni perechi, unul - nepereche. Spațiul exterior al atomului de sulf este format din orbitali a 6 particule, iar 8 sunt necesare pentru stabilitate conform regulii octetului. Configurația învelișului de valență este reflectată de formula 3s23p4. Electronii stratului incomplet au o rezervă mare de energie, ceea ce determină o stare instabilă a întregului atom. Pentru a obține stabilitate, atomul de sulf necesită două specii negative suplimentare. Ele pot fi obținute prin formarea cu alte elemente sau prin absorbția a doi electroni liberi. În acest caz, sulful prezintă valența II (-). Aceeași valoare poate fi obținută folosind formula: 8 - 6 = 2, unde 6 este numărul grupului în care se află elementul.

Unde se găsesc compuși la care valența sulfului este II (-)?

Un element atrage sau îndepărtează complet electronii din atomii cu o valoare mai mică a electronegativității pe scara Polling. Valența II (-) apare în sulfurile metalelor și nemetalelor. Un grup extins de compuși similari se găsește în compoziția celor cu o uriașă valoare practică. Acestea includ pirita (FeS), sfalerita (ZnS), galena (PbS) și alte substanțe. Cristalele de sulfură de fier au o frumoasă culoare și luciu maro gălbui. Pirita minerală este adesea denumită „aurul nebunului”. Pentru a obține metale din minereuri, acestea sunt prăjite sau reduse. Hidrogenul sulfurat H2S are aceeași structură electronică ca apa. Originea H2S:

• este eliberat în timpul degradarii proteinelor (de exemplu, un ou de găină);
• erupe cu gaze vulcanice;
• se acumulează în apele naturale, ulei;
• eliberat în golurile din scoarța terestră.

De ce formula oxidului de sulf tetravalent este SO2?

Formula pentru dioxid arată că un atom de sulf dintr-o moleculă este legat de doi atomi de oxigen, fiecare dintre care are nevoie de 2 electroni pentru un octet. Legătura rezultată este de natură polară covalentă (EO a oxigenului este mai mare). Valența sulfului în acest compus este IV (+), deoarece cei 4 electroni ai atomului de sulf sunt deplasați către doi atomi de oxigen. Formula poate fi scrisă astfel: S2O4, dar după reguli trebuie redusă cu 2. Dioxidul, dizolvat în apă, formează ioni de acid sulfuros slab. Sărurile sale - sulfiții - sunt agenți reducători puternici. Gazul SO2 servește ca produs intermediar în

În ce substanțe are sulful cea mai mare valență?

Oxidul SO3 sau S2O6 este un lichid incolor, la temperaturi sub 17 ° C se întărește. În compusul SO3, valența oxigenului este II (-), iar sulful este VI (+). se dizolvă în apă și formează un puternic dibazic acid sulfuric. Pentru un rol important în procesele de producție, substanța a fost numită „pâinea industriei chimice”. Rol importantîn economie și medicină aparține sărurilor acide - sulfați. Se folosesc hidrat de calciu (gips), magneziu (sare epsom sau sare amară).

1, 2, 3, 4, 6 electroni externi pot participa la formarea diferitelor tipuri de legături chimice. Hai sa sunăm valențe posibile sulf, dat fiind că există compuși rari și instabili: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Elementul capătă a doua valență pozitivă în monoxid de SO. Cele mai comune valori II (-), IV (+), VI (+) sunt prezentate de sulf ca parte a unui grup de substanțe de importanță industrială, agricolă și medicală. Compușii săi sunt utilizați la fabricarea artificiilor.

O mare problemă rămâne captarea gazelor reziduale, inclusiv a celor dăunătoare oamenilor și mediu inconjurator IV (+), VI (+) și hidrogen sulfurat. Au fost create tehnologii pentru prelucrarea acestor deșeuri gazoase și obținerea acidului sulfuric și a sulfaților din acestea. În acest scop, pe lângă uzine metalurgice sau în aceeași zonă se construiesc întreprinderi chimice. Ca urmare, volumul de poluare este redus, apar mai puține „ploi cu acid sulfuric”.

Legătură chimică.

determinarea unei legături chimice;

tipuri de legături chimice;

metoda legăturilor de valență;

principalele caracteristici ale legăturii covalente;

mecanisme pentru formarea unei legături covalente;

compuși complecși;

metoda orbitală moleculară;

interacțiuni intermoleculare.

DETERMINAREA LEGĂTURII CHIMICE

legătură chimică numită interacțiunea dintre atomi, ducând la formarea de molecule sau ioni și menținerea puternică a atomilor unul lângă celălalt.

Legătura chimică are o natură electronică, adică se realizează datorită interacțiunii electronilor de valență. În funcție de distribuția electronilor de valență într-o moleculă, se disting următoarele tipuri de legături: ionice, covalente, metalice etc. Legătură ionică poate fi considerat ca fiind cazul limitativ al unei legături covalente între atomi care diferă puternic în natură.

TIPURI DE LEGĂTURI CHIMICE

Legătură ionică.

Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturii ionice.

O legătură ionică se formează în timpul interacțiunii elementelor care diferă brusc unele de altele în proprietăți, adică între metale și nemetale.

Formarea unei legături chimice se explică prin efortul atomilor de a obține o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Ionii formați cu încărcare opusă sunt ținuți unul lângă celălalt datorită atracției electrostatice.

Legătura ionică nu este direcțională.

Nu există nicio legătură ionică pură. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronilor, tranziția completă a electronilor nu are loc nici măcar în cazul unei perechi de atomi cu o diferență mare de electronegativitate. Prin urmare, putem vorbi despre ponderea ionicității legăturii. Cea mai mare ionicitate a legăturilor apare în fluoruri și cloruri ale elementelor s. Astfel, în cristalele de RbCl, KCl, NaCl și NaF, este de 99, 98, 90 și, respectiv, 97%.

legătură covalentă.

Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturilor covalente.

O legătură covalentă se formează între elementele care au proprietăți similare, adică nemetale.

Fiecare element furnizează 1 electron pentru formarea legăturilor, iar spinurile electronilor trebuie să fie antiparalele.

Dacă o legătură covalentă este formată din atomi ai aceluiași element, atunci această legătură nu este polară, adică perechea de electroni comună nu este deplasată la niciunul dintre atomi. Dacă legătura covalentă este formată din doi atomi diferiți, atunci perechea de electroni comună este deplasată la atomul cel mai electronegativ, acesta legătură covalentă polară.

Când se formează o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor care interacționează se suprapun, ca urmare, în spațiul dintre atomi apare o zonă cu densitate electronică crescută, atrăgând nucleele încărcate pozitiv ale atomilor care interacționează și ținându-i unul lângă celălalt. Ca urmare, energia sistemului scade (Fig. 14). Cu toate acestea, cu o abordare foarte puternică a atomilor, repulsia nucleelor ​​crește. Prin urmare, există o distanță optimă între nuclee ( lungimea legăturii,l la care sistemul are energia minimă. În această stare, se eliberează energie, numită energie de legare - E St.

Orez. Fig. 14. Dependența energiei sistemelor a doi atomi de hidrogen cu spin paralel (1) și antiparalel (2) de distanța dintre nuclei (E este energia sistemului, Eb este energia de legare, r este distanța între nuclee, l este lungimea legăturii).

Două metode sunt utilizate pentru a descrie o legătură covalentă: metoda legăturii de valență (BC) și metoda orbitală moleculară (MMO).

METODA LEGĂTURII DE VALENCE.

Metoda VS se bazează pe următoarele prevederi:

1. O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini direcționați opus, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi. Combinațiile de astfel de legături cu doi electroni și două centre, care reflectă structura electronică a moleculei, se numesc scheme valente.

2. Cu cât legătura covalentă este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.

Pentru o reprezentare vizuală a schemelor de valență, se utilizează de obicei următoarea metodă: electronii aflați în stratul electronic exterior sunt notați prin puncte situate în jurul simbolului chimic al atomului. Electronii comuni a doi atomi sunt indicați prin puncte plasate între simbolurile lor chimice; o legătură dublă sau triplă este indicată, respectiv, prin două sau trei perechi de puncte comune:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Din diagramele de mai sus se poate observa că fiecare pereche de electroni care leagă doi atomi corespunde unei liniuțe care ilustrează o legătură covalentă în formulele structurale:

Numărul de perechi de electroni comuni care leagă un atom al unui element dat cu alți atomi sau, cu alte cuvinte, numărul de legături covalente formate de un atom, se numește covalenţa conform metodei VS. Deci, covalența hidrogenului este 1, azotul - 3.

După modul în care se suprapun norii electronici, există două tipuri de conexiuni:  - conexiune și  - conexiune.

 - conexiunea are loc atunci când doi nori de electroni se suprapun de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor.

Orez. 15. Schema educaţiei  - conexiuni.

 - legătura se formează atunci când norii de electroni se suprapun pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor care interacționează.

Orez. 16. Schema educaţiei  - conexiuni.

CARACTERISTICI PRINCIPALE ALE LEGĂTURII COVALENTE.

1. Lungimea legăturii, ℓ. Aceasta este distanța minimă dintre nucleele atomilor care interacționează, care corespunde celei mai stabile stări a sistemului.

2. Energia de legătură, E min - aceasta este cantitatea de energie care trebuie cheltuită pentru a rupe legătura chimică și pentru a elimina atomii din interacțiune.

3. Momentul dipol al legăturii, ,=qℓ. Momentul dipol servește ca măsură cantitativă a polarității unei molecule. Pentru moleculele nepolare, momentul dipol este 0, pentru moleculele nepolare nu este 0. Momentul dipol al unei molecule poliatomice este egal cu suma vectorială a dipolilor legăturilor individuale:

4. O legătură covalentă se caracterizează prin orientare. Orientarea legăturii covalente este determinată de necesitatea suprapunerii maxime în spațiu a norilor de electroni de atomi care interacționează, ceea ce duce la formarea celor mai puternice legături.

Deoarece aceste legături  sunt strict orientate în spațiu, în funcție de compoziția moleculei, ele pot fi la un anumit unghi unele față de altele - un astfel de unghi se numește unghi de valență.

Moleculele diatomice au o structură liniară. Moleculele poliatomice au o configurație mai complexă. Să luăm în considerare geometria diferitelor molecule folosind exemplul formării hidrurilor.

1. Grupa VI, subgrupa principală (cu excepția oxigenului), H2S, H2Se, H2Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Pentru hidrogen, un electron cu s-AO participă la formarea unei legături, pentru sulf, 3p y și 3p z. Molecula de H 2 S are o structură plană cu un unghi între legături de 90 0 . .

Fig 17. Structura moleculei H 2 E

2. Hidruri de elemente din grupa V, subgrupa principală: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R1s222s2R63s2R3.

La formarea legăturilor iau parte: în hidrogen s-AO, în fosfor - p y, p x și p z AO.

Molecula PH 3 are forma unei piramide trigonale (la baza este un triunghi).

Figura 18. Structura moleculei EN 3

5. Saturabilitatea legătura covalentă este numărul de legături covalente pe care le poate forma un atom. Este limitat, pentru că Un element are un număr limitat de electroni de valență. Numărul maxim de legături covalente pe care le poate forma un anumit atom în starea fundamentală sau excitată se numește al său covalenţa.

Exemplu: hidrogenul este monovalent, oxigenul este bivalent, azotul este trivalent etc.

Unii atomi își pot crește covalența într-o stare excitată datorită separării electronilor perechi.

Exemplu. Fii 0 1s 2 2s 2

Un atom de beriliu în stare excitată are un electron de valență pe 2p-AO și un electron pe 2s-AO, adică covalența Be 0 = 0 și covalența Be * = 2. În timpul interacțiunii, hibridizarea orbitalilor apare.

Hibridizare- aceasta este alinierea energiei diferitelor AO ca rezultat al amestecării înainte de interacțiunea chimică. Hibridizarea este o tehnică condiționată care face posibilă prezicerea structurii unei molecule folosind o combinație de AO. Acele AO ale căror energii sunt apropiate pot lua parte la hibridizare.

Fiecare tip de hibridizare corespunde unei anumite forme geometrice a moleculelor.

În cazul hidrurilor elementelor grupului II al subgrupului principal, la formarea legăturii participă doi orbitali sp-hibrizi identici. Acest tip de legătură se numește hibridizare sp.

Fig. 19. Moleculă de hibridizare VeH2.sp.

Orbitalii sp-hibrizi au o formă asimetrică, părțile alungite ale AO cu un unghi de legătură de 180 o sunt îndreptate spre hidrogen. Prin urmare, molecula BeH 2 are o structură liniară (Fig.).

Să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului III al subgrupului principal folosind exemplul formării unei molecule BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Covalența B 0 = 1, covalența B * = 3.

Trei orbitali sp-hibrizi iau parte la formarea legăturilor, care se formează ca urmare a redistribuirii densităților de electroni s-AO și doi p-AO. Acest tip de conexiune se numește sp 2 - hibridizare. Unghiul de legătură la sp 2 - hibridizare este egal cu 120 0, prin urmare, molecula BH 3 are o structură triunghiulară plată.

Fig.20. Moleculă BH3. sp 2 -Hibridare.

Folosind exemplul formării unei molecule de CH4, să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului IV al subgrupului principal.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Covalența C 0 = 2, covalența C * = 4.

În carbon, patru orbitali sp-hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice, formată ca urmare a redistribuirii densităților de electroni între s-AO și trei p-AO. Forma moleculei de CH 4 este un tetraedru, unghiul de legătură este de 109 o 28`.

Orez. 21. Molecula CH4.sp3-Hibridare.

Excepții de la regula generala sunt molecule de H2O şi NH3.

Într-o moleculă de apă, unghiurile dintre legături sunt de 104,5 o. Spre deosebire de hidruri ale altor elemente din acest grup, apa are proprietăți speciale, este polară, diamagnetică. Toate acestea se explică prin faptul că în molecula de apă tipul de legătură este sp 3 . Adică, patru orbitali sp - hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice. Doi orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali interacționează cu hidrogenul, ceilalți doi orbitali conțin o pereche de electroni. Prezența acestor doi orbitali explică proprietățile unice ale apei.

În molecula de amoniac, unghiurile dintre legături sunt de aproximativ 107,3 ​​o, adică forma moleculei de amoniac este un tetraedru, tipul de legătură este sp 3 . Patru orbitali hibrizi sp 3 iau parte la formarea unei legături într-o moleculă de azot. Trei orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali sunt asociați cu hidrogenul, al patrulea AO conține o pereche de electroni neîmpărțită, ceea ce determină unicitatea moleculei de amoniac.

MECANISME DE FORMARE LEGĂTURĂ COVALENTE.

MVS face posibilă distingerea a trei mecanisme pentru formarea unei legături covalente: schimb, donor-acceptor și dativ.

mecanism de schimb. Include acele cazuri de formare a unei legături chimice, când fiecare dintre cei doi atomi legați alocă un electron pentru socializare, ca și cum i-ar schimba. Pentru a lega nucleele a doi atomi, electronii trebuie să fie în spațiul dintre nuclee. Această zonă din moleculă se numește zonă de legare (zona în care perechea de electroni este cel mai probabil să rămână în moleculă). Pentru ca schimbul de electroni neperechi în atomi să aibă loc, este necesară suprapunerea orbitalilor atomici (Fig. 10.11). Aceasta este acțiunea mecanismului de schimb pentru formarea unei legături chimice covalente. Orbitii atomici se pot suprapune numai dacă au aceleași proprietăți de simetrie față de axa internucleară (Fig. 10, 11, 22).

Orez. 22. Suprapunere AO care nu duce la formarea unei legături chimice.

Mecanisme donator-acceptator și dativ.

Mecanismul donor-acceptor este asociat cu transferul unei perechi singure de electroni de la un atom la un orbital atomic vacant al altui atom. De exemplu, formarea unui ion -:

P-AO vacant din atomul de bor din molecula BF 3 acceptă o pereche de electroni de la ionul de fluor (donator). În anionul rezultat, patru legături covalente B-F sunt echivalente ca lungime și energie. În molecula originală, toate cele trei legături B-F au fost formate prin mecanismul de schimb.

Atomii, a cărui înveliș exterior este format doar din electroni s sau p, pot fi fie donatori, fie acceptori ai perechii de electroni. Atomii care au electroni de valență și pe d-AO pot acționa simultan atât ca donatori, cât și ca acceptori. Pentru a distinge aceste două mecanisme, au fost introduse conceptele de mecanism dativ de formare a legăturilor.

Cel mai simplu exemplu de mecanism dativ este interacțiunea a doi atomi de clor.

Doi atomi de clor dintr-o moleculă de clor formează o legătură covalentă de schimb prin combinarea electronilor lor 3p nepereche. În plus, atomul de Cl-1 transferă perechea singură de electroni 3p 5 - AO la atomul de Cl- 2 la 3d-AO vacant, iar atomul de Cl-2 transferă aceeași pereche de electroni la 3d-AO vacant al atomul de Cl- 1. Fiecare atom îndeplinește simultan funcțiile de acceptor și de donor. Acesta este mecanismul dativului. Acțiunea mecanismului dativ crește rezistența legăturii, astfel încât molecula de clor este mai puternică decât molecula de fluor.

CONEXIUNI COMPLEXE.

Conform principiului mecanismului donor-acceptor, o clasă uriașă de complex compuși chimici- compuși complecși.

Compușii complecși sunt compuși care au în compoziția lor ioni complecși capabili să existe atât sub formă cristalină, cât și în soluție, incluzând un ion central sau atom asociat cu ioni încărcate negativ sau molecule neutre prin legături covalente formate prin mecanismul donor-acceptor.

Structura compușilor complecși după Werner.

Compușii complecși constau dintr-o sferă interioară (ion complex) și o sferă exterioară. Conexiunea dintre ionii sferei interioare se realizează conform mecanismului donor-acceptor. Acceptorii sunt numiți agenți de complexare, ei pot fi adesea ioni metalici pozitivi (cu excepția metalelor din grupul IA) care au orbitali liberi. Capacitatea de formare complexă crește odată cu creșterea încărcăturii ionului și scăderea dimensiunii acestuia.

Donorii unei perechi de electroni se numesc liganzi sau aditivi. Liganzii sunt molecule neutre sau ioni încărcați negativ. Numărul de liganzi este determinat de numărul de coordonare al agentului de complexare, care, de regulă, este egal cu de două ori valența ionului de complexare. Liganzii sunt fie monodentati, fie polidentati. Dentanța unui ligand este determinată de numărul de situsuri de coordonare pe care le ocupă ligandul în sfera de coordonare a agentului de complexare. De exemplu, ligand F-- monodentat, S2032-- ligand bidentat. Sarcina sferei interioare este egală cu suma algebrică a sarcinilor ionilor ei constitutivi. Dacă sfera interioară are o sarcină negativă, este un complex anionic; dacă este pozitivă, este un complex cationic. Complexele cationice sunt numite în rusă cu numele ionului de complexare, în complexele anionice agentul de complexare este numit în latină cu adăugarea sufixului - la. Legătura dintre sferele exterioare și interioare într-un compus complex este ionică.

Exemplu: K 2 - tetrahidroxozincat de potasiu, un complex anionic.

2- - sfera interioara

2K+ - sfera exterioară

Zn 2+ - agent de complexare

OH - - liganzi

numărul de coordonare - 4

legătura dintre sferele exterioare și interioare este ionică:

K 2 \u003d 2K ++ 2-.

legătura dintre ionul Zn 2+ și grupările hidroxil este covalentă, formată prin mecanismul donor-acceptor: OH - - donatori, Zn 2+ - acceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Tipuri de compuși complecși:

1. Amoniac - liganzi ai moleculei de amoniac.

Cl2 - clorură de tetraaminocupru (II). Amoniacul se obține prin acțiunea amoniacului asupra compușilor care conțin un agent de complexare.

2. Compuși hidroxo - OH - liganzi.

Na este tetrahidroxoaluminat de sodiu. Complecșii hidroxo se obțin prin acțiunea unui exces de alcali asupra hidroxizilor metalici, care au proprietăți amfotere.

3. Acvacomplexe - liganzi ai moleculei de apă.

CI3 este clorură de hexaacvacrom (III). Acvacomplexele sunt obținute prin interacțiunea sărurilor anhidre cu apa.

4. Complexe acide - liganzi anioni ai acizilor - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - și altele.

K 4 - hexacianoferat de potasiu (II). Obținut prin interacțiunea unui exces de sare care conține un ligand cu o sare care conține un agent de complexare.

METODA ORBITALĂ MOLECULARĂ.

MVS explică destul de bine formarea și structura multor molecule, dar această metodă nu este universală. De exemplu, metoda legăturilor de valență nu oferă o explicație satisfăcătoare pentru existența ionului
, deși la sfârșitul secolului al XIX-lea s-a stabilit existența unui ion de hidrogen molecular destul de puternic
: energia de rupere a legăturilor aici este de 2,65 eV. Cu toate acestea, nu se poate forma nicio pereche de electroni în acest caz, deoarece compoziția ionului
este inclus doar un electron.

Metoda orbitală moleculară (MMO) face posibilă explicarea unui număr de contradicții care nu pot fi explicate folosind metoda legăturii de valență.

Dispoziții de bază ale OMI.

Când doi orbitali atomici interacționează, se formează doi orbitali moleculari. În consecință, atunci când orbitalii n-atomi interacționează, se formează orbitali n-moleculari.

Electronii dintr-o moleculă aparțin în mod egal tuturor nucleelor ​​moleculei.

Dintre cei doi orbitali moleculari formați, unul are o energie mai mică decât originalul, este orbitalul molecular de legătură, celălalt are o energie mai mare decât originalul, este orbital molecular antibondant.

MMO-urile folosesc diagrame energetice fără scară.

La umplerea subnivelurilor de energie cu electroni, se folosesc aceleași reguli ca și pentru orbitalii atomici:

principiul energiei minime, adică subnivelurile cu energie mai mică sunt umplute mai întâi;

principiul Pauli: la fiecare subnivel energetic nu pot exista mai mult de doi electroni cu spin antiparalel;

Regula lui Hund: subnivelurile de energie sunt umplute în așa fel încât rotația totală să fie maximă.

Multiplicitatea comunicării. Multiplicitatea comunicăriiîn IMO este determinat de formula:

când K p = 0, nu se formează nicio legătură.

Exemple.

1. Poate exista o moleculă de H 2?

Orez. 23. Schema formării moleculei de hidrogen H 2 .

Concluzie: molecula H 2 va exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp\u003e 0.

2. Poate exista o moleculă He 2?

Orez. 24. Schema de formare a moleculei de heliu He 2 .

Concluzie: molecula He 2 nu va exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp = 0.

3. Poate exista o particulă H 2 +?

Orez. 25. Schema formării particulei de H 2 +.

Particula H 2 + poate exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp > 0.

4. Poate exista o moleculă de O 2?

Orez. 26. Schema formării moleculei de O 2.

Molecula de O 2 există. Din fig. 26 rezultă că molecula de oxigen are doi electroni nepereche. Datorită acestor doi electroni, molecula de oxigen este paramagnetică.

Astfel, metoda orbitalilor moleculari explică proprietățile magnetice ale moleculelor.

INTERACȚIUNEA INTERMOLECULARĂ.

Toate interacțiunile intermoleculare pot fi împărțite în două grupe: universalși specific. Cele universale apar în toate moleculele fără excepție. Aceste interacțiuni sunt adesea numite conexiunea sau forțele van der Waals. Deși aceste forțe sunt slabe (energia nu depășește opt kJ/mol), ele sunt cauza trecerii majorității substanțelor din starea gazoasă în starea lichidă, adsorbția gazelor de către suprafețele solidelor și a altor fenomene. Natura acestor forțe este electrostatică.

Principalele forțe de interacțiune:

1). Interacțiunea dipol - dipol (orientare). există între moleculele polare.

Interacțiunea de orientare este cu atât mai mare, cu cât momentele dipolului sunt mai mari, cu atât distanța dintre molecule este mai mică și temperatura este mai mică. Prin urmare, cu cât energia acestei interacțiuni este mai mare, cu atât este mai mare temperatura la care substanța trebuie încălzită pentru ca aceasta să fiarbă.

2). Interacțiune inductivă apare atunci când există contact între moleculele polare și nepolare dintr-o substanță. Un dipol este indus într-o moleculă nepolară ca rezultat al interacțiunii cu o moleculă polară.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energia acestei interacțiuni crește odată cu creșterea polarizabilității moleculelor, adică a capacității moleculelor de a forma un dipol sub influența unui câmp electric. Energia interacțiunii inductive este mult mai mică decât energia interacțiunii dipol-dipol.

3). Interacțiunea de dispersie- aceasta este interacțiunea moleculelor nepolare din cauza dipolilor instantanei care apar din cauza fluctuațiilor densității electronilor în atomi.

Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunii atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe.

4) forțe de respingere se datorează interacțiunii norilor de electroni de molecule și apar atunci când sunt abordați în continuare.

Interacțiunile intermoleculare specifice includ toate tipurile de interacțiuni donor-acceptor, adică cele asociate cu transferul de electroni de la o moleculă la alta. Legătura intermoleculară rezultată are toate trăsăturile caracteristice ale unei legături covalente: saturație și direcționalitate.

O legătură chimică formată dintr-un hidrogen polarizat pozitiv care face parte dintr-o grupare sau moleculă polară și un atom electronegativ al altei sau aceleiași molecule se numește legătură de hidrogen. De exemplu, moleculele de apă pot fi reprezentate după cum urmează:

Liniile continue sunt legături covalente polare în interiorul moleculelor de apă între atomii de hidrogen și oxigen; punctele indică legături de hidrogen. Motivul formării legăturilor de hidrogen este că atomii de hidrogen sunt practic lipsiți de învelișuri de electroni: singurii lor electroni sunt deplasați către atomii de oxigen ai moleculelor lor. Acest lucru permite protonilor, spre deosebire de alți cationi, să se apropie de nucleele atomilor de oxigen ai moleculelor învecinate fără a experimenta repulsie din învelișurile de electroni ale atomilor de oxigen.

Legătura de hidrogen este caracterizată printr-o energie de legare de 10 până la 40 kJ/mol. Cu toate acestea, această energie este suficientă pentru a provoca asociere de molecule acestea. asocierea lor în dimeri sau polimeri, care în unele cazuri există nu numai în stare lichidă a unei substanțe, ci se păstrează și atunci când aceasta trece în vapori.

De exemplu, fluorura de hidrogen în fază gazoasă există ca dimer.

În moleculele organice complexe, există atât legături de hidrogen intermoleculare, cât și legături de hidrogen intramoleculare.

Moleculele cu legături de hidrogen intramoleculare nu pot intra în legături de hidrogen intermoleculare. Prin urmare, substanțele cu astfel de legături nu formează asociați, sunt mai volatile, au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.