Ryż. 2.1. Powstawaniu cząsteczek z atomów towarzyszy redystrybucja elektronów orbitali walencyjnych i prowadzi do zysk energii ponieważ energia cząsteczek jest mniejsza niż energia nieoddziałujących atomów. Rysunek pokazuje schemat tworzenia niepolarnego kowalencyjnego wiązania chemicznego między atomami wodoru.

§2 Wiązanie chemiczne

W normalnych warunkach stan molekularny jest bardziej stabilny niż stan atomowy. (rys.2.1). Powstawaniu cząsteczek z atomów towarzyszy redystrybucja elektronów na orbitali walencyjnych i prowadzi do przyrostu energii, ponieważ energia cząsteczek jest mniejsza niż energia nieoddziałujących atomów(Załącznik 3). Siły utrzymujące atomy w cząsteczkach otrzymały ogólną nazwę wiązanie chemiczne.

Wiązanie chemiczne między atomami realizowane jest za pomocą elektronów walencyjnych i ma charakter elektryczny . Istnieją cztery główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjny,joński,metal I wodór.

1 Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie chemiczne utworzone przez pary elektronów nazywa się atomowym lub kowalencyjnym. . Związki z wiązaniami kowalencyjnymi nazywane są atomowymi lub kowalencyjnymi. .

Kiedy powstaje wiązanie kowalencyjne, następuje nakładanie się chmur elektronów oddziałujących atomów, czemu towarzyszy uwolnienie energii (ryc. 2.1). W tym przypadku pomiędzy dodatnio naładowanymi jądrami atomowymi powstaje chmura o zwiększonej gęstości ładunku ujemnego. Ze względu na działanie sił przyciągania Coulomba pomiędzy przeciwległymi ładunkami, wzrost gęstości ładunku ujemnego sprzyja zbliżaniu się jąder.

Wiązanie kowalencyjne tworzą niesparowane elektrony w zewnętrznych powłokach atomów . W tym przypadku powstają elektrony o przeciwnych spinach para elektronów(ryc. 2.2), wspólne dla oddziałujących atomów. Jeśli między atomami powstało jedno wiązanie kowalencyjne (jedna wspólna para elektronów), wówczas nazywa się je pojedynczym, dwupodwójnym itp.

Energia jest miarą siły wiązania chemicznego. mi sv wydane na zniszczenie wiązania (zysk energii podczas tworzenia związku z poszczególnych atomów). Zwykle energię tę mierzy się na 1 mol Substancje i wyrażane są w kilodżulach na mol (kJ ∙ mol -1). Energia pojedynczego wiązania kowalencyjnego mieści się w przedziale 200–2000 kJmol–1.

Ryż. 2.2. Wiązanie kowalencyjne jest najbardziej ogólnym rodzajem wiązania chemicznego, które powstaje w wyniku socjalizacji pary elektronów poprzez mechanizm wymiany. (A), gdy każdy z oddziałujących atomów dostarcza jeden elektron lub poprzez mechanizm donor-akceptor (B) gdy para elektronów jest współdzielona przez jeden atom (donor) z innym atomem (akceptor).

Wiązanie kowalencyjne ma właściwości sytość i centrum . Przez nasycenie wiązania kowalencyjnego rozumie się zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań z sąsiadami, określonej przez liczbę ich niesparowanych elektronów walencyjnych. Kierunkowość wiązania kowalencyjnego odzwierciedla fakt, że siły utrzymujące atomy blisko siebie są skierowane wzdłuż linii prostej łączącej jądra atomowe. Oprócz, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne .

Gdy niepolarny W wiązaniu kowalencyjnym chmura elektronów utworzona przez wspólną parę elektronów jest rozmieszczona w przestrzeni symetrycznie względem jąder obu atomów. Niepolarne wiązanie kowalencyjne powstaje między atomami prostych substancji, na przykład między identycznymi atomami gazów, które tworzą cząsteczki dwuatomowe (O 2, H 2, N 2, Cl 2 itp.).

Gdy polarny wiązanie kowalencyjne wiązanie chmura elektronów jest przesunięte do jednego z atomów. Tworzenie polarnego wiązania kowalencyjnego między atomami jest charakterystyczne dla substancji złożonych. Przykładem mogą być cząsteczki lotnych związków nieorganicznych: HCl, H 2 O, NH 3 itp.

Stopień przemieszczenia wspólnej chmury elektronów do jednego z atomów podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego (stopień polaryzacji wiązania ) zdeterminowany głównie przez ładunek jąder atomowych i promień oddziałujących atomów .

Im większy ładunek jądra atomowego, tym silniej przyciąga ono chmurę elektronów. Jednocześnie im większy promień atomowy, tym słabiej zewnętrzne elektrony są utrzymywane w pobliżu jądra atomowego. Skumulowany efekt tych dwóch czynników wyraża się w różnej zdolności różnych atomów do „przyciągania” chmury wiązań kowalencyjnych do siebie.

Zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania elektronów nazywa się elektroujemnością. . Zatem elektroujemność charakteryzuje zdolność atomu do polaryzacji wiązania kowalencyjnego: im większa elektroujemność atomu, tym bardziej chmura elektronów wiązania kowalencyjnego jest przesunięta w jego stronę .

Zaproponowano szereg metod ilościowego określania elektroujemności. Jednocześnie metoda zaproponowana przez amerykańskiego chemika Roberta S. Mullikena, który określił elektroujemność  atom jako połowę sumy jego energii mi mi powinowactwa elektronowe i energetyczne mi I jonizacja atomu:

. (2.1)

Energia jonizacji atomu nazywa się energią, którą należy wydać, aby „wyrwać” z niego elektron i usunąć go na nieskończoną odległość. Energię jonizacji określa się poprzez fotojonizację atomów lub bombardowanie atomów elektronami przyspieszanymi w polu elektrycznym. Ta najmniejsza wartość energii fotonów lub elektronów, która staje się wystarczająca do jonizacji atomów, nazywa się ich energią jonizacji mi I. Zwykle energię tę wyraża się w elektronowoltach (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Atomy najchętniej oddają swoje zewnętrzne elektrony. metale, które zawierają niewielką liczbę niesparowanych elektronów (1, 2 lub 3) na zewnętrznej powłoce. Atomy te mają najniższą energię jonizacji. Zatem wartość energii jonizacji może służyć jako miara większej lub mniejszej „metaliczności” pierwiastka: im niższa energia jonizacji, tym silniej należy wyrazić metalnieruchomości element.

W tej samej podgrupie układu okresowego pierwiastków D.I. Mendelejewa wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka maleje jego energia jonizacji (tabela 2.1), co wiąże się ze wzrostem promienia atomowego (tabela 1.2) oraz w konsekwencji z osłabieniem wiązania elektronów zewnętrznych z rdzeniem. W przypadku pierwiastków z tego samego okresu energia jonizacji rośnie wraz ze wzrostem numeru seryjnego. Dzieje się tak na skutek zmniejszenia promienia atomowego i wzrostu ładunku jądrowego.

Energia mi mi, który jest uwalniany, gdy elektron jest przyłączony do wolnego atomu, nazywa się powinowactwo elektronowe(wyrażony także w eV). Uwalnianie (a nie pochłanianie) energii, gdy naładowany elektron jest przyłączony do niektórych neutralnych atomów, można wytłumaczyć faktem, że atomy z wypełnionymi powłokami zewnętrznymi są najbardziej stabilne z natury. Dlatego dla tych atomów, w których powłoki te są „nieznacznie niewypełnione” (tj. przed wypełnieniem brakuje 1, 2 lub 3 elektronów), energetycznie korzystne jest przyłączenie elektronów do siebie, zamieniając się w ujemnie naładowane jony 1 . Do takich atomów należą na przykład atomy halogenu (tabela 2.1) - elementy siódmej grupy (głównej podgrupy) układu okresowego D.I. Mendelejewa. Powinowactwo elektronowe atomów metali jest zwykle zerowe lub ujemne, tj. przyłączanie dodatkowych elektronów jest dla nich energetycznie niekorzystne, wymagana jest dodatkowa energia, aby utrzymać je wewnątrz atomów. Powinowactwo elektronowe atomów niemetali jest zawsze dodatnie i im większe, im bliżej gazu szlachetnego (obojętnego) znajduje się niemetal w układzie okresowym. Oznacza to wzrost właściwości niemetaliczne gdy zbliżamy się do końca okresu.

Z tego wszystkiego, co zostało powiedziane, jasne jest, że elektroujemność (2.1) atomów rośnie w kierunku od lewej do prawej dla elementów każdego okresu i maleje w kierunku od góry do dołu dla pierwiastków tej samej grupy okresowego Mendelejewa system. Nietrudno jednak zrozumieć, że dla scharakteryzowania stopnia polarności wiązania kowalencyjnego między atomami istotna jest nie bezwzględna wartość elektroujemności, ale stosunek elektroujemności atomów tworzących wiązanie. Dlatego w praktyce wykorzystują względne wartości elektroujemności(Tabela 2.1), przyjmując elektroujemność litu jako jednostkę.

Aby scharakteryzować polarność kowalencyjnego wiązania chemicznego, wykorzystuje się różnicę względnej elektroujemności atomów. Zwykle wiązanie między atomami A i B uważa się za czysto kowalencyjne, jeśli |  A – B|0,5.

Pomysł utworzenia wiązania chemicznego za pomocą pary elektronów należących do obu łączących się atomów wysunął w 1916 roku amerykański fizykochemik J. Lewis.

Wiązanie kowalencyjne istnieje pomiędzy atomami zarówno w cząsteczkach, jak i w kryształach. Zachodzi zarówno pomiędzy identycznymi atomami (np. w cząsteczkach H2, Cl2, O2, w krysztale diamentu), jak i pomiędzy różnymi atomami (np. w cząsteczkach H2O i NH3, w kryształach SiC). Prawie wszystkie wiązania w cząsteczkach związków organicznych są kowalencyjne (C-C, C-H, C-N itp.).

Istnieją dwa mechanizmy tworzenia wiązania kowalencyjnego:

1) wymiana;

2) dawca-akceptor.

Mechanizm wymiany w celu utworzenia wiązania kowalencyjnegopolega na tym, że każdy z łączących się atomów zapewnia utworzenie wspólnej pary elektronów (wiązania) przez jeden niesparowany elektron. Elektrony oddziałujących atomów muszą mieć przeciwne spiny.

Rozważmy na przykład utworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru. Kiedy atomy wodoru zbliżają się do siebie, ich chmury elektronów przenikają się, co nazywa się nakładaniem się chmur elektronów (ryc. 3.2), wzrasta gęstość elektronów pomiędzy jądrami. Jądra przyciągają się wzajemnie. W rezultacie energia układu maleje. Przy bardzo silnym zbliżaniu się atomów wzrasta odpychanie jąder. Istnieje zatem optymalna odległość między jądrami (długość wiązania l), przy której układ ma minimalną energię. W tym stanie uwalniana jest energia zwana energią wiązania E St.

Ryż. 3.2. Schemat nakładania się chmur elektronów podczas powstawania cząsteczki wodoru

Schematycznie tworzenie cząsteczki wodoru z atomów można przedstawić w następujący sposób (kropka oznacza elektron, kreska oznacza parę elektronów):

H + H → H: H lub H + H → H - H.

Ogólnie rzecz biorąc, dla cząsteczek AB innych substancji:

A + B = A: B.

Mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnychpolega na tym, że jedna cząstka – donor – przedstawia parę elektronów do utworzenia wiązania, a druga – akceptor – orbital swobodny:

A: + B = A: B.

akceptor dawcy

Rozważ mechanizmy powstawania wiązań chemicznych w cząsteczce amoniaku i jonie amonowym.

1. Edukacja

Atom azotu ma dwa sparowane i trzy niesparowane elektrony na swoim zewnętrznym poziomie energii:

Atom wodoru na podpoziomie s ma jeden niesparowany elektron.

W cząsteczce amoniaku niesparowane elektrony 2p atomu azotu tworzą trzy pary elektronów z elektronami 3 atomów wodoru:

.

W cząsteczce NH3 w wyniku mechanizmu wymiany powstają 3 wiązania kowalencyjne.

2. Tworzenie jonu złożonego - jonu amonowego.

NH3 + HCl = NH4Cl lub NH3 + H + = NH4 +

Atom azotu ma wolną parę elektronów, czyli dwa elektrony o antyrównoległych spinach na tym samym orbicie atomowej. Orbital atomowy jonu wodorowego nie zawiera elektronów (pusty orbital). Kiedy cząsteczka amoniaku i jon wodoru zbliżają się do siebie, samotna para elektronów atomu azotu i pusty orbital jonu wodorowego oddziałują. Niewspółdzielona para elektronów staje się wspólna dla atomów azotu i wodoru, powstaje wiązanie chemiczne zgodnie z mechanizmem donor-akceptor. Atom azotu cząsteczki amoniaku jest donorem, a jon wodoru jest akceptorem:

.

Należy zauważyć, że w jonie NH 4 + wszystkie cztery wiązania są równoważne i nierozróżnialne, dlatego w jonie ładunek jest zdelokalizowany (rozproszony) po całym kompleksie.

Rozważane przykłady pokazują, że zdolność atomu do tworzenia wiązań kowalencyjnych jest determinowana nie tylko przez chmury jednoelektronowe, ale także przez chmury 2-elektronowe czy obecność wolnych orbitali.

Zgodnie z mechanizmem donor-akceptor wiązania powstają w związkach złożonych: - ; 2+ ; 2- itd.

Wiązanie kowalencyjne ma następujące właściwości:

- sytość;

- orientacja;

- polaryzacja i polaryzowalność.

Kowalencyjne, jonowe i metaliczne to trzy główne typy wiązań chemicznych.

Dowiedzmy się więcej o kowalencyjne wiązanie chemiczne. Rozważmy mechanizm jego występowania. Weźmy jako przykład powstawanie cząsteczki wodoru:

Sferycznie symetryczna chmura utworzona przez elektron 1s otacza jądro wolnego atomu wodoru. Kiedy atomy zbliżają się do siebie na pewną odległość, ich orbitale częściowo się pokrywają (patrz ryc.), w rezultacie pomiędzy środkami obu jąder pojawia się molekularna chmura dwuelektronowa, która ma maksymalną gęstość elektronów w przestrzeni między jądrami. Wraz ze wzrostem gęstości ładunku ujemnego następuje silny wzrost sił przyciągania pomiędzy obłokiem molekularnym a jądrami.

Widzimy więc, że wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronów atomów, czemu towarzyszy uwalnianie energii. Jeżeli odległość między jądrami zbliżających się do dotyku atomów wynosi 0,106 nm, to po nałożeniu się chmur elektronów będzie wynosić 0,074 nm. Im większe nakładanie się orbitali elektronowych, tym silniejsze wiązanie chemiczne.

kowalencyjny zwany wiązania chemiczne realizowane przez pary elektronów. Związki posiadające wiązanie kowalencyjne nazywane są homeolarny Lub atomowy.

Istnieć dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych: polarny I niepolarny.

Z niepolarnym wiązanie kowalencyjne utworzone przez wspólną parę elektronów, chmura elektronów jest rozłożona symetrycznie względem jąder obu atomów. Przykładem mogą być cząsteczki dwuatomowe składające się z jednego pierwiastka: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i inne, w których para elektronów należy w równym stopniu do obu atomów.

Na polarnym W wiązaniu kowalencyjnym chmura elektronów przemieszcza się w kierunku atomu o wyższej względnej elektroujemności. Na przykład cząsteczki lotnych związków nieorganicznych, takich jak H2S, HCl, H2O i inne.

Tworzenie cząsteczki HCl można przedstawić w następujący sposób:

Ponieważ względna elektroujemność atomu chloru (2,83) jest większa niż atomu wodoru (2,1), para elektronów przesuwa się w stronę atomu chloru.

Oprócz mechanizmu wymiany w celu utworzenia wiązania kowalencyjnego - w wyniku nakładania się, istnieje również dawca-akceptor mechanizm jego powstawania. Jest to mechanizm, w którym powstawanie wiązania kowalencyjnego następuje w wyniku chmury dwuelektronowej jednego atomu (dawcy) i swobodnego orbitalu drugiego atomu (akceptora). Spójrzmy na przykład mechanizmu powstawania amonu NH 4 + W cząsteczce amoniaku atom azotu ma chmurę dwuelektronową:

Jon wodoru ma wolny orbital 1s, oznaczmy go jako .

W procesie powstawania jonów amonowych dwuelektronowa chmura azotu staje się wspólna dla atomów azotu i wodoru, co oznacza, że ​​przekształca się w molekularną chmurę elektronów. Dlatego pojawia się czwarte wiązanie kowalencyjne. Proces powstawania amonu można przedstawić w następujący sposób:

Ładunek jonu wodorowego jest rozproszony pomiędzy wszystkimi atomami, a dwuelektronowa chmura należąca do azotu staje się powszechna z wodorem.

Czy masz jakieś pytania? Nie wiesz jak odrobić pracę domową?
Aby skorzystać z pomocy korepetytora - zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

stronie, przy pełnym lub częściowym kopiowaniu materiału wymagany jest link do źródła.

Kiedy dwa atomy tego samego pierwiastka niemetalowego oddziałują ze sobą, powstaje między nimi kowalencyjne wiązanie chemiczne przy użyciu wspólnych par elektronów. To wiązanie kowalencyjne nazywa się niepolarnym, ponieważ wspólne pary elektronów należą do obu atomów w tym samym stopniu i żaden z nich nie będzie miał nadmiaru lub braku ładunku ujemnego przenoszonego przez elektrony.

Jeśli jednak między atomami różnych pierwiastków niemetalowych powstanie wiązanie kowalencyjne, obraz będzie nieco inny. Rozważmy na przykład utworzenie cząsteczki chlorowodoru H1 z atomów wodoru i chloru.

1. Atom wodoru ma jeden elektron na jednym poziomie, a przed jego skompletowaniem brakuje mu jeszcze jednego elektronu. Atom chloru ma siedem elektronów na poziomie zewnętrznym i brakuje mu również jednego elektronu do uzupełnienia.

2. Atomy wodoru i chloru łączą swoje niesparowane elektrony i tworzą jedną wspólną parę elektronów, tj. powstaje wiązanie kowalencyjne:

Wzór strukturalny cząsteczki chlorowodoru H-C1.

3. Ponieważ pomiędzy atomami różnych pierwiastków niemetalowych powstaje wiązanie kowalencyjne, wspólna para elektronów nie będzie już w równym stopniu należeć do oddziałujących atomów. Aby jakościowo określić, który z tych atomów będzie w większym stopniu należeć do wspólnej pary elektronów, stosuje się pojęcie elektroujemności.

EO można scharakteryzować jako miarę niemetaliczności pierwiastków chemicznych. W kolejności malejącej EO pierwiastki chemiczne ułożone są w następującym rzędzie:

Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem w tabeli D. I. Mendelejewa jest fluor. Jest to, że tak powiem, „złoty medalista” elektroujemności. „Srebrnym medalem” jest tlen, a „brązem” jest azot.

Wartość EC pierwiastka zależy od jego pozycji w tablicy Mendelejewa: w każdym okresie zwykle rośnie wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka, a w każdej podgrupie maleje.

Używając serii EO, można określić, gdzie przesunięte są wspólne pary elektronów. Są one zawsze przemieszczane w kierunku atomów pierwiastka o najwyższym EC. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru HC1 wspólna para elektronów jest przesunięta do atomu chloru, ponieważ jej EO jest większe niż wodoru. W rezultacie na atomach powstają cząstkowe ładunki , w cząsteczce pojawiają się dwa bieguny - dodatni i ujemny. Dlatego takie wiązanie kowalencyjne nazywa się polarnym.

Przemieszczenie wspólnych par elektronów w przypadku kowalencyjnego wiązania polarnego jest czasami oznaczone strzałkami, a ładunek cząstkowy grecką literą δ („delta”):

We wzorach związków jako pierwszy zapisywany jest znak chemiczny pierwiastka mniej elektroujemnego. Ponieważ kowalencyjne wiązanie polarne jest rodzajem wiązania kowalencyjnego, algorytm wnioskowania dla jego schematycznego przedstawienia jest taki sam, jak dla kowalencyjnego wiązania niepolarnego (patrz § 11), tylko w tym przypadku zostanie dodany jeszcze jeden krok - czwarty: określimy element bardziej elektroujemny i odzwierciedlimy polaryzację wiązania we wzorze strukturalnym za pomocą strzałki i oznaczenia ładunków cząstkowych.

Rozważmy na przykład algorytm schematycznego przedstawienia tworzenia wiązania dla związku OF2 – fluorku tlenu.

1. Tlen jest pierwiastkiem głównej podgrupy grupy VI (grupa VIA) układu okresowego D. I. Mendelejewa. Jego atomy mają sześć elektronów w najbardziej zewnętrznej warstwie elektronowej. Będą niesparowane elektrony: 8-6 = 2.

Fluor jest pierwiastkiem głównej podgrupy grupy VII (grupa VIIA) układu okresowego D. I. Mendelejewa. Jego atomy zawierają siedem elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej. Jeden elektron jest niesparowany.

2. Zapiszmy znaki pierwiastków chemicznych z oznaczeniem elektronów zewnętrznych:

3. Zapiszmy wzory elektroniczne i strukturalne powstałych cząsteczek:

4. Zgodnie z serią EO ustalamy, że wspólne pary elektronów zostaną przesunięte z tlenu do fluoru, jako do pierwiastka bardziej elektroujemnego, czyli wiązanie będzie kowalencyjne polarne: .

Podobnie powstają cząsteczki wody:

W rzeczywistości cząsteczka wody nie jest liniowa, ale kątowa (∠HOH = 104°27"). Strukturę cząsteczki wody można przedstawić na różne sposoby (ryc. 40).

Ryż. 40.
Różne modele cząsteczki wody

Atom wodoru tworzy tylko jedno wiązanie kowalencyjne z innymi atomami. Dlatego mówi się, że wodór jest jednowartościowy. Atom tlenu jest połączony z innymi atomami dwoma wiązaniami chemicznymi – jest dwuwartościowy. W tworzeniu cząsteczek atomy są połączone w taki sposób, że zaangażowane są wszystkie ich wartościowości. Oczywiste jest, że dwuwartościowy tlen musi łączyć się z dwoma jednowartościowymi atomami wodoru. Jeśli oznaczymy wartościowość myślnikiem, wówczas schemat tworzenia cząsteczki wody można przedstawić w następujący sposób:

Podobnie trójwartościowy azot łączy się z trzema jednowartościowymi atomami wodoru, tworząc cząsteczkę amoniaku.

Formuły, w których wartościowość pierwiastków są oznaczone myślnikami, jak wiadomo, nazywane są strukturalnymi.

Wzór strukturalny metanu CH 4 - związku czterowartościowego węgla z wodorem - będzie następujący:

A w jaki sposób atomy czterowartościowego węgla i dwuwartościowego tlenu łączą się w cząsteczkę dwutlenku węgla CO2? Oczywiście metoda ta może odzwierciedlać jedynie następujący wzór strukturalny:

Czy wartościowość jest stała? Okazuje się, że to stwierdzenie jest prawdziwe dla wodoru i tlenu, ale nie dla azotu i węgla, ponieważ pierwiastki te mogą wykazywać także inne wartości wartościowości. Na przykład azot może być jedno-, dwu-, trzy-, czterowartościowy. Jego związki z tlenem będą miały inny skład. Dlatego wyróżnia się:

• elementy o stałej wartościowości (na przykład jednowartościowe: H, F; dwuwartościowe: O, Be; trójwartościowe: B, A1);
• pierwiastki o zmiennej wartościowości (na przykład S ma wartościowość II, IV, VI; C1 - wartościowość I, III, V i VII).

Nauczmy się, jak wyprowadzać wzory na związki dwuelementowe na podstawie wartościowości.

Aby wyprowadzić wzór na związek fosforu z tlenem, w którym fosfor jest pięciowartościowy, należy postępować w następujący sposób:

Podobnie wyprowadzamy wzór na związek azotu z tlenem, w którym azot jest czterowartościowy.

Indeks 1 nie jest zapisywany we wzorach.

Aby poprawnie zapisać wzór substancji, konieczna jest znajomość wartościowości pierwiastków chemicznych. Jednak jest też odwrotnie: wartościowość jednego z pierwiastków można wyznaczyć ze wzoru substancji, jeśli znana jest wartościowość drugiego. Na przykład określmy wartościowość siarki w związku o wzorze SO 3:

Eksperyment laboratoryjny nr 4
Tworzenie modeli cząsteczek związków binarnych

Korzystając z zestawów kulek i kręgli, złóż modele molekularne następujących substancji:

• opcja 1 - chlorowodór HC1, czterochlorek węgla CC1 4;
• opcja 2 - dwutlenek siarki SO 2, chlorek glinu AlCl 3.

Słowa kluczowe i frazy

1. Kowalencyjne niepolarne i kowalencyjne polarne wiązania chemiczne.
2. Elektroujemność.
3. częściowe obciążenie.
4. Wartościowość.
5. Sporządzanie wzorów związków kowalencyjnych według wartościowości.
6. Wyznaczanie wartościowości za pomocą wzorów.

Pracuj z komputerem

1. Zapoznaj się z wnioskiem elektronicznym. Przestudiuj materiał lekcji i wykonaj sugerowane zadania.
2. Poszukaj w Internecie adresów e-mail, które mogą posłużyć jako dodatkowe źródła ujawniające treść słów kluczowych i wyrażeń zawartych w akapicie. Zaoferuj nauczycielowi swoją pomoc w przygotowaniu nowej lekcji - sporządź raport na temat kluczowych słów i zwrotów z następnego akapitu.

Pytania i zadania

1. Atomy wodoru i fosforu mają prawie identyczne wartości EO. Jaki jest rodzaj wiązania chemicznego w cząsteczce fosfiny PH 3?
2. Określ rodzaj wiązania chemicznego i zapisz schemat jego powstawania dla substancji o wzorach: a) S 2 , K 2 O i H 2 S; b) N2, Li3N i C13N.
3. W której z cząsteczek – chlorowodoru HC1 czy fluorowodoru HF – kowalencyjne wiązanie chemiczne jest bardziej polarne?
4. W poniższych zdaniach uzupełnij brakujące słowa i wyrażenia: „Kowalencyjne wiązanie chemiczne powstaje w wyniku…. W zależności od liczby wspólnych par elektronów dzieje się tak…. Według EO wiązanie kowalencyjne dzieli się w… i…”.
5. Określ wartościowość pierwiastków w związkach za pomocą wzorów: PbS, PbO 2, FeS 2, Fe 2 S 3, SF 6.
6. Zapisz wzory chlorków - związków pierwiastków zawierających jednowartościowy chlor: żelazo (III), miedź (I), miedź (II), mangan (IV), fosfor (V).