jednotná teória chemická väzba neexistuje, podmienečne sa chemická väzba delí na kovalentnú (univerzálny typ väzby), iónovú (špeciálny prípad kovalentnej väzby), kovovú a vodíkovú.

kovalentná väzba

Vznik kovalentnej väzby je možný tromi mechanizmami: výmenným, donorsko-akceptorovým a datívnym (Lewis).

Podľa výmenný mechanizmus tvorba kovalentnej väzby nastáva v dôsledku socializácie spoločných elektrónových párov. V tomto prípade má každý atóm tendenciu získať obal inertného plynu, t.j. získať dokončenú úroveň vonkajšej energie. Vznik chemickej väzby výmenného typu je znázornený pomocou Lewisových vzorcov, v ktorých je každý valenčný elektrón atómu znázornený bodkami (obr. 1).

Ryža. 1 Vznik kovalentnej väzby v molekule HCl mechanizmom výmeny

S rozvojom teórie štruktúry atómu a kvantovej mechaniky je vznik kovalentnej väzby reprezentovaný ako presah elektrónových orbitálov (obr. 2).

Ryža. 2. Vznik kovalentnej väzby v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov

Čím väčšie je prekrytie atómových orbitálov, tým silnejšia je väzba, tým kratšia je dĺžka väzby a tým väčšia je jej energia. Kovalentná väzba môže vzniknúť prekrývaním rôznych orbitálov. V dôsledku prekrývania orbitálov s-s, s-p, ako aj orbitálov d-d, p-p, d-p bočnými lalokmi vzniká väzba. Kolmo na čiaru spájajúcu jadrá 2 atómov vzniká väzba. Jedna - a jedna - väzba je schopná vytvárať viacnásobnú (dvojitú) kovalentnú väzbu, charakteristickú pre organickej hmoty trieda alkénov, alkadiénov atď. Jedna a dve väzby tvoria viacnásobnú (trojitú) kovalentnú väzbu, charakteristickú pre organické látky triedy alkínov (acetylény).

Tvorba kovalentnej väzby donor-akceptorový mechanizmus zvážte príklad amónneho katiónu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atóm dusíka má voľný osamelý pár elektrónov (elektróny, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe chemických väzieb v molekule) a katión vodíka má voľný orbitál, takže sú donorom a akceptorom elektrónov.

Uvažujme o datívnom mechanizme tvorby kovalentnej väzby na príklade molekuly chlóru.

17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atóm chlóru má voľný osamelý elektrónový pár aj voľné orbitály, preto môže vykazovať vlastnosti donoru aj akceptora. Preto, keď sa vytvorí molekula chlóru, jeden atóm chlóru pôsobí ako donor a druhý ako akceptor.

Hlavná charakteristiky kovalentnej väzby sú: nasýtenie (nasýtené väzby vznikajú, keď atóm na seba naviaže toľko elektrónov, koľko mu valenčné schopnosti dovoľujú; nenasýtené väzby vznikajú, keď je počet pripojených elektrónov menší ako valenčné schopnosti atómu); smerovosť (táto hodnota je spojená s geometriou molekuly a pojmom "valenčný uhol" - uhol medzi väzbami).

Iónová väzba

Neexistujú žiadne zlúčeniny s čistou iónovou väzbou, hoci sa tým rozumie taký chemicky viazaný stav atómov, v ktorom sa vytvorí stabilné elektrónové prostredie atómu s úplným prechodom celkovej elektrónovej hustoty na atóm elektronegatívnejšieho prvku. . Iónová väzba je možná len medzi atómami elektronegatívnych a elektropozitívnych prvkov, ktoré sú v stave opačne nabitých iónov - katiónov a aniónov.

DEFINÍCIA

Ión nazývané elektricky nabité častice vytvorené oddelením alebo pripojením elektrónu k atómu.

Pri prenose elektrónu majú atómy kovov a nekovov tendenciu vytvárať stabilnú konfiguráciu elektrónového obalu okolo svojho jadra. Atóm nekovu vytvára okolo svojho jadra obal z následného inertného plynu a atóm kovu vytvára obal z predchádzajúceho inertného plynu (obr. 3).

Ryža. 3. Vytvorenie iónovej väzby na príklade molekuly chloridu sodného

Molekuly, v ktorých existuje iónová väzba v čistej forme, sa nachádzajú v parnom stave látky. Iónová väzba je veľmi pevná, v súvislosti s tým majú látky s touto väzbou vysokú teplotu topenia. Na rozdiel od kovalentných väzieb nie sú iónové väzby charakterizované smerovosťou a saturáciou, pretože elektrické pole vytvorené iónmi pôsobí rovnako na všetky ióny v dôsledku sférickej symetrie.

kovová väzba

Kovová väzba sa realizuje iba v kovoch - ide o interakciu, ktorá drží atómy kovov v jednej mriežke. Na tvorbe väzby sa podieľajú len valenčné elektróny atómov kovu, ktoré patria do jeho celého objemu. V kovoch sú elektróny neustále oddeľované od atómov, ktoré sa pohybujú v celej hmote kovu. Atómy kovov, ktoré nemajú elektróny, sa menia na kladne nabité ióny, ktoré majú tendenciu prijímať pohybujúce sa elektróny smerom k nim. Tento nepretržitý proces vytvára vo vnútri kovu takzvaný „elektrónový plyn“, ktorý pevne spája všetky atómy kovu (obr. 4).

Kovová väzba je pevná, preto sa kovy vyznačujú vysokým bodom topenia a prítomnosť „elektrónového plynu“ dáva kovom kujnosť a ťažnosť.

vodíková väzba

Vodíková väzba je špecifická medzimolekulová interakcia, pretože jeho výskyt a sila závisí od chemickej povahy látky. Vzniká medzi molekulami, v ktorých je atóm vodíka naviazaný na atóm s vysokou elektronegativitou (O, N, S). Výskyt vodíkovej väzby závisí od dvoch dôvodov, po prvé, atóm vodíka spojený s elektronegatívnym atómom nemá elektróny a môže byť ľahko zavedený do elektrónových oblakov iných atómov, a po druhé, má valenčný s-orbitál, vodík. atóm je schopný prijať osamelý pár elektrónov elektronegatívneho atómu a vytvoriť s ním väzbu mechanizmom donor-akceptor.

chemická väzba

Všetky interakcie vedúce k zjednoteniu chemických častíc (atómov, molekúl, iónov atď.) do látok sa delia na chemické väzby a medzimolekulové väzby (medzimolekulové interakcie).

chemické väzby- väzby priamo medzi atómami. Existujú iónové, kovalentné a kovové väzby.

Medzimolekulové väzby- väzby medzi molekulami. Ide o vodíkovú väzbu, ión-dipólovú väzbu (vzhľadom na vznik tejto väzby dochádza napr. k vytvoreniu hydratačného obalu iónov), dipólovo-dipólovú väzbu (vzhľadom na vznik tejto väzby molekuly tzv. polárne látky sa spájajú napríklad v tekutom acetóne) atď.

Iónová väzba- chemická väzba vznikajúca v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov. V binárnych zlúčeninách (zlúčeniny dvoch prvkov) sa vytvára, keď sa veľkosti viazaných atómov navzájom výrazne líšia: niektoré atómy sú veľké, iné malé - to znamená, že niektoré atómy ľahko odovzdávajú elektróny, zatiaľ čo iné majú tendenciu akceptovať ich (spravidla ide o atómy prvkov, ktoré tvoria typické kovy a atómy prvkov tvoriace typické nekovy); elektronegativita takýchto atómov je tiež veľmi odlišná.
Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená.

kovalentná väzba- chemická väzba, ktorá vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného páru elektrónov. Medzi malými atómami s rovnakým alebo blízkym polomerom vzniká kovalentná väzba. Nevyhnutnou podmienkou je prítomnosť nespárovaných elektrónov v oboch viazaných atómoch (mechanizmus výmeny) alebo nezdieľaného páru v jednom atóme a voľného orbitálu v druhom (mechanizmus donor-akceptor):

A)	H + H H:H	H-H	H2	(jeden zdieľaný pár elektrónov; H je univalentný);
b)		NN	N 2	(tri spoločné páry elektrónov; N je trojmocný);
V)		H-F	HF	(jeden spoločný pár elektrónov; H a F sú univalentné);
G)			NH4+	(štyri zdieľané páry elektrónov; N je štvormocný)

Podľa počtu spoločných elektrónových párov sa kovalentné väzby delia na
• jednoduchý (jednoduchý)- jeden pár elektrónov
• dvojitý- dva páry elektrónov
• trojitý- tri páry elektrónov.

Dvojité a trojité väzby sa nazývajú viacnásobné väzby.

Podľa rozloženia hustoty elektrónov medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na nepolárne A polárny. Nepolárna väzba vzniká medzi rovnakými atómami, polárna väzba vzniká medzi rôznymi.

Elektronegativita- miera schopnosti atómu v látke priťahovať spoločné elektrónové páry.
Elektrónové páry polárnych väzieb sú zaujaté smerom k viac elektronegatívnym prvkom. Samotný posun elektrónových párov sa nazýva polarizácia väzby. Čiastočné (nadbytočné) náboje vznikajúce pri polarizácii sú označené + a -, napríklad: .

Podľa charakteru prekrývania elektrónových oblakov ("orbitálov") sa kovalentná väzba delí na -väzbu a -väzbu.
-väzba vzniká v dôsledku priameho prekrytia elektrónových oblakov (pozdĺž priamky spájajúcej jadrá atómov), -väzba - v dôsledku bočného prekrytia (na oboch stranách roviny, v ktorej ležia jadrá atómov).

Kovalentná väzba je smerová a saturovateľná, ako aj polarizovateľná.
Na vysvetlenie a predikciu vzájomného smeru kovalentných väzieb sa používa hybridizačný model.

Hybridizácia atómových orbitálov a elektrónových oblakov- predpokladané usporiadanie atómových orbitálov v energii a elektrónových oblakov v tvare pri vytváraní kovalentných väzieb atómom.
Tri najbežnejšie typy hybridizácie sú: sp-, sp 2 a sp 3 - hybridizácia. Napríklad:
sp-hybridizácia - v molekulách C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineárna štruktúra);
sp 2-hybridizácia - v molekulách C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (plochý trojuholníkový tvar);
sp 3-hybridizácia - v molekulách CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrická forma); NH3 (pyramídový tvar); H 2 O (rohový tvar).

kovové spojenie- chemická väzba vytvorená v dôsledku socializácie valenčných elektrónov všetkých viazaných atómov kryštálu kovu. V dôsledku toho sa vytvorí jediný elektrónový oblak kryštálu, ktorý sa pôsobením elektrického napätia ľahko premiestni - preto vysoká elektrická vodivosť kovov.
Kovová väzba sa vytvorí, keď sú viazané atómy veľké, a preto majú tendenciu darovať elektróny. Jednoduché látky s kovovou väzbou - kovy (Na, Ba, Al, Cu, Au a pod.), zložité látky - intermetalické zlúčeniny (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 a pod.).
Kovová väzba nemá smerovosť nasýtenia. Konzervuje sa aj v taveninách kovov.

vodíková väzba- medzimolekulová väzba vytvorená čiastočným prijatím páru elektrónov vysoko elektronegatívneho atómu atómom vodíka s veľkým kladným čiastkovým nábojom. Vzniká, keď je v jednej molekule atóm s osamelým elektrónovým párom a vysokou elektronegativitou (F, O, N) a v druhej je atóm vodíka viazaný silne polárnou väzbou s jedným z týchto atómov. Príklady medzimolekulových vodíkových väzieb:

H-O-H ··· OH2, H-O-H ··· NH3, H-O-H ··· F-H, H-F ··· H-F.

V molekulách polypeptidov existujú intramolekulárne vodíkové väzby, nukleových kyselín, proteíny atď.

Meradlom sily akejkoľvek väzby je energia väzby.
Energia väzby je energia potrebná na prerušenie danej chemickej väzby v 1 mole látky. Jednotkou merania je 1 kJ/mol.

Energie iónovej a kovalentnej väzby sú rovnakého rádu, energia vodíkovej väzby je rádovo menšia.

Energia kovalentnej väzby závisí od veľkosti viazaných atómov (dĺžky väzby) a od násobnosti väzby. Čím menšie sú atómy a čím väčšia je násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia.

Energia iónovej väzby závisí od veľkosti iónov a ich nábojov. Čím menšie sú ióny a čím väčší je ich náboj, tým väčšia je väzbová energia.

Štruktúra hmoty

Podľa typu štruktúry sú všetky látky rozdelené na molekulárne A nemolekulárne. Medzi organickými látkami prevládajú molekulárne látky, medzi anorganickými látkami nemolekulárne.

Podľa druhu chemickej väzby sa látky delia na látky s kovalentnými väzbami, látky s iónovými väzbami (iónové látky) a látky s kovovými väzbami (kovy).

Látky s kovalentnými väzbami môžu byť molekulárne alebo nemolekulárne. To výrazne ovplyvňuje ich fyzikálne vlastnosti.

Molekulové látky pozostávajú z molekúl navzájom prepojených slabými medzimolekulovými väzbami, patria sem: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 a iné jednoduché látky; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organické polyméry a mnoho ďalších látok. Tieto látky nemajú vysokú pevnosť, majú nízke teploty topenia a varu, neveďte elektriny niektoré z nich sú rozpustné vo vode alebo iných rozpúšťadlách.

Nemolekulárne látky s kovalentnými väzbami alebo atómové látky (diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC a iné) tvoria veľmi pevné kryštály (výnimkou je vrstvený grafit), sú nerozpustné vo vode a iných rozpúšťadlách, majú vysoké teploty topenia a varu, väčšina z nich nevedie elektrický prúd (okrem grafitu, ktorý má elektrickú vodivosť, a polovodičov - kremík, germánium atď.)

Všetky iónové látky sú prirodzene nemolekulárne. Sú to pevné žiaruvzdorné látky, ktorých roztoky a taveniny vedú elektrický prúd. Mnohé z nich sú rozpustné vo vode. Treba poznamenať, že v iónových látkach, ktorých kryštály pozostávajú z komplexných iónov, existujú aj kovalentné väzby, napríklad: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) atď. Atómy, ktoré tvoria komplexné ióny, sú viazané kovalentnými väzbami.

Kovy (látky s kovovou väzbou) veľmi rôznorodé vo svojich fyzikálnych vlastnostiach. Medzi nimi sú tekuté (Hg), veľmi mäkké (Na, K) a veľmi tvrdé kovy (W, Nb).

charakteristický fyzikálne vlastnosti kovov je ich vysoká elektrická vodivosť (na rozdiel od polovodičov klesá so zvyšujúcou sa teplotou), vysoká tepelná kapacita a ťažnosť (čisté kovy).

V pevnom stave sú takmer všetky látky zložené z kryštálov. Podľa typu štruktúry a typu chemickej väzby sa kryštály ("kryštálové mriežky") delia na atómový(kryštály nemolekulárnych látok s kovalentnou väzbou), iónový(kryštály iónových látok), molekulárne(kryštály molekulových látok s kovalentnou väzbou) a kov(kryštály látok s kovovou väzbou).

Úlohy a testy na tému "Téma 10. "Chemická väzba. Štruktúra hmoty."

• Typy chemickej väzby - Štruktúra hmoty 8-9 trieda

  Lekcie: 2 Zadania: 9 Testy: 1

Vonkajšie obaly všetkých prvkov, okrem vzácnych plynov, sú NEÚPLNÉ a v procese chemickej interakcie sú DOKONČENÉ.

Chemická väzba sa vytvára vďaka elektrónom vonkajších elektrónových obalov, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi.

Existujú tri hlavné typy chemických väzieb:

Kovalentná väzba a jej odrody: polárna a nepolárna kovalentná väzba;

iónová väzba;

Kovové spojenie.

Iónová väzba

Iónová chemická väzba je väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Iónová väzba vzniká medzi atómami, ktoré sa navzájom výrazne líšia v hodnotách elektronegativity, takže pár elektrónov tvoriacich väzbu je silne posunutý k jednému z atómov, takže ho možno považovať za patriaci k atómu tohto prvku.

Elektronegativita je schopnosť atómov chemických prvkov priťahovať svoje vlastné a cudzie elektróny.

Povaha iónovej väzby, štruktúra a vlastnosti iónových zlúčenín sú vysvetlené z hľadiska elektrostatickej teórie chemických väzieb.

Tvorba katiónov: M 0 - n e - \u003d M n +

Tvorba aniónu: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Napríklad: 2Na0 + Cl20 = 2Na + Cl -

Pri spaľovaní kovového sodíka v chlóre v dôsledku redoxnej reakcie vznikajú katióny silne elektropozitívneho prvku sodíka a anióny silne elektronegatívneho prvku chlór.

Záver: iónová chemická väzba vzniká medzi kovovými a nekovovými atómami, ktoré sa značne líšia v elektronegativite.

Napríklad: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 atď.

Kovalentné nepolárne a polárne väzby

Kovalentná väzba je väzba atómov pomocou spoločných (medzi nimi zdieľaných) elektrónových párov.

Kovalentná nepolárna väzba

Uvažujme o vzniku kovalentnej nepolárnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka. Tento proces je už typický chemická reakcia, pretože z jednej látky (atómového vodíka) vzniká ďalšia – molekulárny vodík. vonkajší znak energetická „ziskovosť“ tohto procesu je alokácia Vysoké číslo teplo.

Elektrónové obaly atómov vodíka (s jedným s-elektrónom pre každý atóm) sa spájajú do spoločného elektrónového oblaku (molekulárneho orbitálu), kde oba elektróny „slúžia“ jadrám bez ohľadu na to, či je toto jadro „vlastné“ alebo „cudzie“. Nový elektrónový obal je podobný dokončenému elektrónovému obalu inertného plynu hélia z dvoch elektrónov: 1s 2 .

V praxi viac ako jednoduchými spôsobmi. Napríklad americký chemik J. Lewis v roku 1916 navrhol označiť elektróny bodkami vedľa symbolov prvkov. Jedna bodka predstavuje jeden elektrón. V tomto prípade je tvorba molekuly vodíka z atómov napísaná takto:

Uvažujme väzbu dvoch atómov chlóru 17 Cl (jadrový náboj Z = 17) do dvojatómovej molekuly z hľadiska štruktúry elektrónových obalov chlóru.

Vonkajšia elektronická hladina chlóru obsahuje s 2 + p 5 = 7 elektrónov. Keďže elektróny nižších úrovní sa nezúčastňujú chemickej interakcie, bodkami označujeme len elektróny vonkajšej tretej úrovne. Tieto vonkajšie elektróny (7 kusov) môžu byť usporiadané vo forme troch elektrónových párov a jedného nepárového elektrónu.

Po spojení nepárových elektrónov dvoch atómov do molekuly sa získa nový elektrónový pár:

V tomto prípade je každý z atómov chlóru obklopený elektrónmi OCTETA. To je ľahké vidieť, ak zakrúžkujete niektorý z atómov chlóru.

Kovalentnú väzbu tvorí iba pár elektrónov umiestnených medzi atómami. Hovorí sa tomu rozdelená dvojica. Zostávajúce páry elektrónov sa nazývajú osamelé páry. Vypĺňajú škrupiny a nezúčastňujú sa viazania.

Atómy vytvárajú chemické väzby v dôsledku socializácie takého počtu elektrónov, aby nadobudli elektrónovú konfiguráciu podobnú dokončenej elektrónovej konfigurácii atómov ušľachtilých prvkov.

Podľa Lewisovej teórie a oktetového pravidla sa spojenie medzi atómami môže uskutočniť nie nevyhnutne jedným, ale aj dvoma alebo dokonca tromi rozdelenými pármi, ak to vyžaduje oktetové pravidlo. Takéto väzby sa nazývajú dvojité a trojité väzby.

Napríklad kyslík môže vytvoriť dvojatómovú molekulu s oktetom elektrónov pre každý atóm iba vtedy, keď sú medzi atómami umiestnené dva zdieľané páry:

Atómy dusíka (2s 2 2p 3 na poslednom obale) sa tiež viažu na dvojatómovú molekulu, ale aby mohli zorganizovať oktet elektrónov, musia medzi sebou usporiadať tri rozdelené páry:

Záver: kovalentná nepolárna väzba vzniká medzi atómami s rovnakou elektronegativitou, teda medzi atómami jedného chemického prvku - nekovu.

Napríklad: v molekulách H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - kovalentná nepolárna väzba.

kovalentná väzba

Polárna kovalentná väzba zaberá medzipolohu medzi čisto kovalentnou väzbou a iónovou väzbou. Rovnako ako iónové, môže vzniknúť iba medzi dvoma atómami rôznych typov.

Ako príklad uvažujme tvorbu vody pri reakcii medzi atómami vodíka (Z = 1) a kyslíka (Z = 8). Na tento účel je vhodné najskôr zapísať elektronické vzorce pre vonkajšie obaly vodíka (1s 1) a kyslíka (...2s 2 2p 4).

Ukazuje sa, že na to je potrebné vziať presne dva atómy vodíka na atóm kyslíka. Povaha je však taká, že akceptorové vlastnosti atómu kyslíka sú vyššie ako vlastnosti atómu vodíka (o dôvodoch sa bude diskutovať o niečo neskôr). Preto sú väzbové elektrónové páry v Lewisovom vzorci pre vodu mierne posunuté do jadra atómu kyslíka. Väzba v molekule vody je polárna kovalentná a na atómoch sa objavujú čiastočné kladné a záporné náboje.

Záver: kovalentná polárna väzba vzniká medzi atómami s rôznou elektronegativitou, teda medzi atómami rôznych chemických prvkov – nekovov.

Napríklad: v molekulách HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentná polárna väzba.

Štrukturálne vzorce

V súčasnosti je zvykom znázorňovať elektrónové páry (čiže chemické väzby) medzi atómami pomlčkami, pričom každá pomlčka je rozdelený pár elektrónov. V tomto prípade nám už známe molekuly vyzerajú takto:

Vzorce s pomlčkami medzi atómami sa nazývajú štruktúrne vzorce. Častejšie v štruktúrne vzorce nepredstavujú osamelé páry elektrónov

Na zobrazenie molekúl sú veľmi dobré štruktúrne vzorce: jasne ukazujú, ako sú atómy prepojené, v akom poradí, akými väzbami.

Väzbový pár elektrónov v Lewisových vzorcoch je rovnaký ako jedna pomlčka v štruktúrnych vzorcoch.

Dvojité a trojité väzby majú spoločný názov- viacero spojení. O molekule dusíka sa tiež hovorí, že má väzbový poriadok tri. V molekule kyslíka je poradie väzieb dva. Poradie väzieb v molekulách vodíka a chlóru je rovnaké. Vodík a chlór už nemajú násobnú, ale jednoduchú väzbu.

Poradie väzby je počet zdieľaných zdieľaných párov medzi dvoma viazanými atómami. Poradie komunikácie nad tri nenastane.

Chytiť odpoveď.
1. a) v molekule S2 je väzba kovalentná nepolárna, keďže je tvorený atómami toho istého prvku. Schéma vytvorenia spojenia bude nasledovná:
Síra je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI. Jeho atómy majú
6 elektrónov vo vonkajšom obale. Nespárované elektróny budú:
8-6 = 2.

Označte vonkajšie elektróny

alebo
S=S
b) v molekule K2O je väzba iónová, pretože je tvorený atómami prvkov
kovové a nekovové policajti.
Draslík je prvkom skupiny I hlavnej podskupiny, kovu. k jeho atómu


Kyslík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI, nekov. Jeho
pre atóm je jednoduchšie prijať 2 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie úrovne, ako dať 6 elektrónov:


iónov, rovná sa 2 (2∙1). Na to, aby atómy draslíka odovzdali 2 elektróny, musia vziať 2, aby atómy kyslíka mohli prijať 2 elektróny, je potrebný iba 1 atóm:

c) v molekule H2S je väzba kovalentná polárna, pretože je vzdelaná
atómov prvkov s rôznym EO. Schéma vytvorenia spojenia bude nasledovná:
Síra je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI. Jeho atómy sú
6 elektrónov na vonkajší plášť. Budú tam nepárové elektróny: 8-6=2.
Vodík je prvkom hlavnej podskupiny 1. skupiny. Jeho atómy obsahujú
1 elektrón na vonkajší plášť. 1 elektrón je nepárový (pre atóm vodíka je úplná dvojelektrónová hladina).

Označme vonkajšie elektróny:

alebo

Spoločné elektrónové páry sú posunuté k atómu síry, pretože sú viac elektrizované
trojzáporný

1. a) v molekule N2 je väzba kovalentná nepolárna, pretože je tvorený atómami toho istého prvku. Schéma vytvorenia spojenia je nasledovná:

5 elektrónov vo vonkajšom obale. Nespárované elektróny: 8-5 = 3.
Označme vonkajšie elektróny:

alebo

alebo

b) v molekule Li3N je väzba iónová, pretože je tvorený atómami prvkov
kovové a nekovové policajti.
Lítium je prvkom hlavnej podskupiny skupiny I, kovu. k jeho atómu
je jednoduchšie darovať 1 elektrón ako prijať chýbajúcich 7:

Dusík je prvok hlavnej podskupiny skupiny V, nekov. k jeho atómu
je jednoduchšie prijať 3 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako darovať päť elektrónov z vonkajšej úrovne:

Nájdime najmenší spoločný násobok medzi nábojmi, ktoré tvorili-
Xia ióny sa rovná 3 (3 1). Na to, aby atómy lítia darovali 3 elektróny, sú potrebné 3 atómy, na to, aby atómy dusíka boli schopné prijať 3 elektróny, je potrebný iba jeden atóm:

c) v molekule NCI3 je väzba kovalentná polárna, pretože je vzdelaná
atómy nekovových prvkov s rôzne významy EO. Schéma vytvorenia spojenia je nasledovná:
Dusík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny V. Jeho atómy sú
5 elektrónov na vonkajší plášť. Budú tam nepárové elektróny: 8-5=3.
Chlór je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VII. Jeho atómy obsahujú
zožať 7 elektrónov na vonkajšom obale. 1 elektrón zostáva nespárovaný.

Označme vonkajšie elektróny:

Spoločné elektrónové páry sú posunuté na atóm dusíka, pretože sú viac elektrizované
trojitý zápor:

možnosť 1

1. Vyberte chemické prvky-kovy a napíšte ich symboly: fosfor, vápnik, bór, lítium, horčík, dusík.

2. Určte chemický prvok s elektronickým obvodom atómu

3. Určte typ väzby v látkach: chlorid sodný NaCl vodík H2, chlorovodík HCl.

4. Nakreslite schému tvorby väzby pre jednu z látok uvedených v úlohe 3.

Možnosť 2

1. Vyberte nekovové chemické prvky a napíšte ich symboly: sodík, vodík, síra, kyslík, hliník, uhlík.

2. Zapíšte si obvod elektronická štruktúra atóm uhlíka.

3. Určte typ väzby v látkach: fluorid sodný NaF, chlór Cl₂, fluorovodík HF.

4. Nakreslite schému tvorby väzby pre dve z 3 látok uvedených v úlohe.

Možnosť 3

1. Usporiadajte znamienka chemických prvkov: Br, F, I, Cl v poradí zvyšujúcich sa nekovových vlastností. Vysvetlite odpoveď.

2. Doplňte schému elektrónovej štruktúry atómu
Určte chemický prvok, počet protónov a neutrónov v jadre jeho atómu.

3. Určte typy chemických väzieb a zapíšte schémy tvorby látok: chlorid horečnatý MgCl₂, fluór F₂, sírovodík H₂S.

Možnosť 4

1. Usporiadajte znamienka chemických prvkov: Li, K, Na, Mg v poradí zvyšujúcich sa kovových vlastností. Vysvetlite odpoveď.

2. Podľa elektrónovej schémy atómu určiť chemický prvok, počet protónov a neutrónov v jeho jadre.

3. Určte typ chemickej väzby a zapíšte schémy ich vzniku pre látky: chlorid vápenatý CaCl₂, dusík N₂, voda H₂O.