Valik 1.

2. Tavaliste elektronpaaride arv kloori molekulis:
Kell kolm.

3. Kovalentne polaarne side esineb aine molekulis, mille valem on:
B. CO2.

4. Lämmastiku oksüdatsiooniaste mitmes aines, mille valemid on N2-NO-NO2-HNO3:
A. Suureneb 0-lt +5-ni.

5. Perioodilise süsteemi VI rühma peamise alarühma elemendi E vesinikuühendi struktuurivalem:
V. N-E-N.

6. Keemilise reaktsiooni võrrand H2S + C12 = 2HC1 + S vastab kloori muundamise skeemile:
A.Cl0 → Cl-1

7. Aine X teisenduste reas С02→ X→Са(НСО3)2→ CO2 on järgmise valemiga:
B. CaCO3.

8. Kloriidianiooni reaktiiv on katioon:
B. Ag+.

D. H2SO4 ja MgO.

10. Lämmastikoksiid (IV) tekib ainete koosmõjul, mille valemid on:
B. HNO3(konts.) ja Ag.

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

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

14. Arvutage vesinikkloriidi mass (kg), mis saadakse 4,48 m3 kloori reageerimisel vesiniku liiaga.
n(Cl2) = 4480 dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) = 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g \u003d 14,6 kg

15. Nimetage keemiline element, mille tuumas on isotoop, mille tuumas ei ole neutroneid.
vesinik

2. variant.

A OSA. Valikvastustega testid

2. Ühiste elektronpaaride arv vesiniku molekulis:
A. 1.

3. Aine molekulis esineb kovalentne mittepolaarne side, mille valem on:
A. N2.

4. Fosfori oksüdatsiooniaste mitmetes ainetes, mille valemid on Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Suureneb -3 kuni +5.

5. Perioodilise süsteemi V rühma põhialarühma elemendi E vesinikuühendi struktuurivalem:
G. N-E-N.
H

6. Keemilise reaktsiooni võrrand 2SO2 + O2 = 2SO3 vastab väävli muundamise skeemile:
B. S+4 → S+6.

7. Aine X teisenduste reas N2 → NH3 → X → NO2 on järgmise valemiga:
B. EI.

8. Karbonaataniooni reagent on katioon:
A. H+.

9. Keemiline reaktsioon on võimalik ainete vahel, mille valemid on:
B. P2O5 ja NaOH.

10. Vääveloksiid (IV) ei moodustu ainete koosmõjul, mille valemid on:
D. CaCO3 ja H2SO4.

B OSA. Ülesanded vaba vastusega

12. Vaatleme ülesande 11 teisendust 2 OVR-i vaatenurgast.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4 , -6e, redutseerija
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, oksüdeeriv aine

13. Valige ülesandest 11 ioonivahetusreaktsioon ja kirjutage see iooni kujul üles.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Arvutage ammoniaagi mass (kg), mis saadakse 2 kmol lämmastiku reageerimisel vesiniku liiaga.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4 kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g = 68 kg.

15. Nimetage keemiline element, mis ei näita kunagi ühendites positiivset oksüdatsiooniastet.
Fluor

3. võimalus.

A OSA. Valikvastustega testid

2. Broomi molekuli ühiste elektronpaaride arv:
A. 1.

3. Kovalentne polaarne side esineb aines, mille valem on:
B. H2S.

4. Väävli oksüdatsiooniaste mitmetes ainetes, mille valemid on SO3-SO2-S-H2S:
D. Väheneb +6-lt -2-le.

5. Perioodilise süsteemi VII rühma põhialarühma elemendi E vesinikuühendi struktuurivalem:
A. N-E.

6. Keemilise reaktsiooni võrrand 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O vastab lämmastiku muundamise skeemile:
B. N-3 → N+2.

7. Aine X teisenduste reas PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 on järgmise valemiga:
A. H3PO4.

8. Sulfaadi aniooni reaktiiv on katioon:
B. Ba2+.

9. Keemiline reaktsioon on võimalik ainete vahel, mille valemid on:
A. CO2 ja NaOH.

10. Süsinikoksiid (IV) tekib ainete koosmõjul, mille valemid on:
B. CaCO3 ja HC1.

B OSA. Ülesanded vaba vastusega

12. Vaatleme ülesande 11 teisendust 5 OVR-i vaatenurgast.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, oksüdeerija
C0 →C+2 -2e, redutseerija

13. Valige ülesandest 11 ioonivahetusreaktsioon ja kirjutage see iooni kujul üles.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Arvutage ammooniumkloriidi mass (kg), mis tekib 11,2 m3 vesinikkloriidi koosmõjul ammoniaagi liiaga.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m (NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g = 28,250 kg.

15. Järjesta keemilised elemendid fosfor, hapnik, väävel, kloor mittemetalliliste omaduste suurenemise järjekorras.
Fosfor, väävel, hapnik, kloor

4. võimalus.

A OSA. Valikvastustega testid

2. Ühiste elektronpaaride arv lämmastiku molekulis:
KELL 3.

3. Kovalentne mittepolaarne side esineb aines, mille valem on:
B. O2.

4. Süsiniku oksüdatsiooniaste mitmes aines, mille valemid on CH4-C-CO-CO2:
B. Suureneb -4-lt +4-le.

5. Perioodilise süsteemi IV rühma peamise alarühma elemendi E vesinikuühendi struktuurivalem:
W. N-E-N

6. Keemilise reaktsiooni võrrand Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O vastab lämmastiku muundamise skeemile:
D. N+5 → N+4.

7. Aine X teisenduste reas S → S02 → X → Na2SO3 on järgmise valemiga:
D. H2SO3.

8. Fosfaatiooni reaktiiv on katioon:
D. Ag+.

9. Keemiline reaktsioon on võimalik ainete vahel, mille valemid on:
B. CO2 ja Ca(OH)2.

10. Ränihape tekib ainete koosmõjul, mille valemid on:
B. Na2SiO3 ja HC1.

B OSA. Ülesanded vaba vastusega

12. Vaatleme ülesande 11 teisendust 2 OVR-i vaatenurgast.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, redutseerija
O20-> 2O-2 ,+ 2*2e, oksüdeerija

13. Valige ülesandest 11 ioonivahetusreaktsioon ja kirjutage see iooni kujul üles.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Arvutage 4,48 m3 vesiniksulfiidi põletamisel liigses hapnikus tekkiva vääveloksiidi (IV) mass (kg).
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. Mis on kõige levinum keemiline element:
A. Maapõues:
hapnikku
B. Universumis:
vesinik

4. test

Teema "kovalentne side"

valik 1

1. Keemilise elemendi aatomi valents kombinatsioonis kovalentsete sidemetega võrdub a) elektronide arvuga selles aatomis b) selle aatomi poolt moodustatud ühiste elektronpaaride arvuga c) selle tuuma laenguga aatom d) perioodi number, milles see element paikneb

2. Süsinikdioksiidi molekuli CO 2 valemit nimetatakse

a) molekulaarvalem b) graafiline valem c) elektrooniline valem d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on klooriaatomil puudu enne välise elektronkihi valmimist?

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

4. Süsinikuaatom on sidunud kaks hapnikuaatomit, moodustades seega neli ühist elektronide paari. Märkige selle ühendi süsiniku valentsus.

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

5. Keemiline side broomi molekulis Br 2

a) ioonne b) metalliline

c) kovalentne mittepolaarne d) kovalentne polaarne

6. Ajavahemikul leelismetallist halogeenini on aatomi elektronegatiivsus reeglina

a) ei muutu

c) väheneb

d) suureneb

a) berüllium b) naatrium

c) magneesium d) liitium

8. Elementide reas muutub (suureneb või väheneb) elementide elektronegatiivsus samamoodi nagu

a) nende metallilised omadused

b) nende aatomite raadiused

c) nende mittemetallilised omadused

d) elektronide arv aatomite välistasandil

9. Milline on vastavalt lämmastiku- ja hapnikuaatomite osalaeng NO molekulis?

a) N2 b) NH3 c) H2 d) Cl2

2. variant

1. Kovalentne side on keemiline side, a) ühiste elektronpaaride moodustumise tõttu

b) üksikute elektronpaaride moodustumine

c) vastandlaengute ioonide külgetõmbejõud

d)) metalliioonide ja vabade elektronide vastastikmõju

2. Millise valemiga on vesiniksulfiidi molekuli elektrooniline valem?

a) H 2 S b) H - S - H

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

3. Mitu elektroni on fosfori aatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

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

4. Väävliaatom ühendas kolm hapnikuaatomit, moodustades nii kuus ühist elektronide paari. Märkige selle ühendi väävli valentsus.

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

5. Kovalentse mittepolaarse sidemega aine valem

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Rühmas põhialarühmas ülalt alla aatomi elektronegatiivsus reeglina

a) ei muutu

b) esmalt suureneb, seejärel väheneb

c) väheneb

d) suureneb

7. Valige loetletud elementide hulgast kõige vähem elektronegatiivne element

a) fluor b) hapnik

c) väävel d) kloor

8. Milline on vastavalt boori ja fluori aatomite osalaeng molekulis

a) positiivne ja negatiivne

b) negatiivne ja negatiivne

c) positiivne ja positiivne

d) negatiivne ja positiivne

9. Valige polaarset kovalentset sidet sisaldav molekul

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

10. Keemiline side ammoniaagi molekulis NH 3

a) iooniline

b) metallist

c) kovalentne mittepolaarne

d) kovalentne polaarne

3. võimalus 1. Reeglina moodustub kovalentne side:

a) tüüpilise metalli aatomid ja tüüpilise mittemetalli aatomid

b) metalli aatomid

c) tüüpilised metalliaatomid ja inertgaasi aatomid

d) mittemetallide aatomid

2. Kloori molekuli valem Cl : Cl nimetatakse

a) molekulaarne valem

b) graafiline valem

c) elektrooniline valem

d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on hapnikuaatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

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

4. Keemilise elemendi aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv on

a) selle aatomi poolt moodustatud ühiste elektronpaaride arv

c) paaritud elektronide arv aatomi välistasandil

d) antud aatomiga seotud teiste aatomite arv

5. Rühmas põhialarühmas ülalt alla aatomi raadius reeglina

6. Vali loetletud elementide hulgast element, mille aatomil on suurim raadius

a) boor b) räni c) alumiinium d) süsinik

7. Kovalentse mittepolaarse sideme korral ühine elektronide paar

d) puudub

8. Milline on vastavalt hapniku ja väävli aatomite osalaeng SO 2 molekulis

b) negatiivne ja negatiivne

9. Valige mittepolaarset kovalentset sidet sisaldav molekul:

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Keemiline side pliisulfiidi PbS molekulis

a) kovalentne mittepolaarne b) kovalentne polaarne

c) ioonne d) metalliline

4. võimalus

1. Millised on molekulis kahte vesinikuaatomit hoidvad jõud?

a) keemiline b) füüsikaline

c) elektriline d) tuumaenergia

2. Veemolekuli valemit H - O - H nimetatakse

a) molekulaarne valem

b) graafiline valem

c) elektrooniline valem

d) füüsikaline valem

3. Mitu elektroni on räni aatomist puudu enne välise elektronkihi valmimist?

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

4. Paaritute elektronide arv boori aatomis on

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

5. Keemilise elemendi aatomi poolt moodustatud ühispaaride arv on

a) elektronide koguarv aatomis

b) elektronide arv aatomi välistasandil

c) paaritute elektronide arv aatomi välistasandil

d) paaritud elektronide arv aatomi välistasandil

6. Ajavahemikul leelismetallist halogeenini on aatomi raadius reeglina

a) suureneb b) väheneb

c) ei muutu d) esmalt suureneb, siis väheneb

7. Valige loetletud elementide hulgast element, mille aatomil on väikseim raadius:

1) süsinik b) fosfor c) räni d) lämmastik

8. Kovalentse polaarsideme korral ühine elektronpaar

a) nihkunud elektronegatiivsema aatomi poole

b) asub aatomituumadest võrdsel kaugusel

c) kuulub täielikult ühele aatomitest

d) puudub

9. Milline on vastavalt vesiniku ja lämmastiku aatomite osalaeng ammoniaagi molekulis NH 3?

a) positiivne ja positiivne

b) negatiivne ja negatiivne

c) positiivne ja negatiivne

d) negatiivne ja positiivne?

10. Valige polaarset kovalentset sidet sisaldav molekul

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

Kodifitseerija

Võimalus

№ küsimus

1

2

3

4

5.1. kovalentne side

Keemiline side tekib siis, kui kaks või enam aatomit lähenevad üksteisele, kui nende vastastikmõju tulemusena toimub süsteemi koguenergia vähenemine. Aatomite väliste elektronkihtide kõige stabiilsemad elektroonilised konfiguratsioonid on väärisgaasi aatomite konfiguratsioonid, mis koosnevad kahest või kaheksast elektronist. Teiste elementide aatomite välised elektronkestad sisaldavad ühte kuni seitset elektroni, s.o. on puudulikud. Molekuli moodustumisel kipuvad aatomid omandama stabiilse kahe- või kaheksaelektronilise kesta. Aatomite valentselektronid osalevad keemilise sideme moodustamises.

Kovalentne side on kahe aatomi vaheline keemiline side, mille moodustavad nende kahe aatomi juurde üheaegselt kuuluvad elektronpaarid.

On kaks moodustamismehhanismi kovalentne side: vahetus ja doonor-vastuvõtja.

5.1.1. Vahetusmehhanism kovalentse sideme moodustamiseks

vahetusmehhanism Kovalentse sideme teke realiseerub tänu erinevatele aatomitele kuuluvate elektronide elektronpilvede kattumisele. Näiteks kui kaks vesinikuaatomit lähenevad üksteisele, kattuvad 1s elektroni orbitaalid. Selle tulemusena tekib ühine elektronide paar, mis kuulub samaaegselt mõlemasse aatomisse. Sel juhul moodustavad keemilise sideme elektronid, millel on antiparalleelsed spinnid, joonis fig. 5.1.

Riis. 5.1. Vesinikumolekuli moodustumine kahest H-aatomist

5.1.2. Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanism

Kovalentse sideme moodustamise doonor-aktseptor mehhanismiga tekib side ka elektronpaaride abil. Kuid sel juhul annab üks aatom (doonor) oma elektronpaari ja teine ​​aatom (aktseptor) osaleb oma vaba orbitaaliga sideme moodustamises. Doonor-aktseptor sideme rakendamise näide on ammooniumiooni NH 4 + moodustumine ammoniaagi NH 3 interaktsiooni käigus vesinikkatiooniga H +.

NH 3 molekulis moodustavad kolm elektronipaari kolm N - H sidet, neljas lämmastikuaatomile kuuluv elektronipaar on jagamata. See elektronpaar võib anda sideme vesinikiooniga, millel on vaba orbitaal. Tulemuseks on ammooniumiioon NH 4 +, joon. 5.2.

Riis. 5.2. Doonor-aktseptor sideme tekkimine ammooniumiooni moodustumisel

Tuleb märkida, et NH4 + ioonis olevad neli kovalentset N-H sidet on samaväärsed. Ammooniumioonis on doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustatud sidet võimatu eraldada.

5.1.3. Polaarne ja mittepolaarne kovalentne side

Kui kovalentse sideme moodustavad identsed aatomid, siis elektronpaar paikneb nende aatomite tuumade vahel samal kaugusel. Sellist kovalentset sidet nimetatakse mittepolaarseks. Mittepolaarse kovalentse sidemega molekulide näideteks on H 2, Cl 2, O 2, N 2 jne.

Polaarse kovalentse sideme korral nihkub jagatud elektronpaar suurema elektronegatiivsusega aatomi poole. Seda tüüpi side realiseerub erinevatest aatomitest moodustatud molekulides. Kovalentne polaarne side toimub HCl, HBr, CO, NO jne molekulides. Näiteks polaarse kovalentse sideme moodustumist HCl molekulis saab kujutada skeemiga, joonis fig. 5.3:

Riis. 5.3. Kovalentse polaarse sideme moodustumine HC1 molekulis

Vaadeldavas molekulis on elektronpaar nihkunud klooriaatomile, kuna selle elektronegatiivsus (2,83) on suurem kui vesinikuaatomi elektronegatiivsus (2,1).

5.1.4. Dipoolmoment ja molekulide struktuur

Sideme polaarsuse mõõt on selle dipoolmoment μ:

μ = e l,

kus e on elektroni laeng, l on positiivsete ja negatiivsete laengute keskpunktide vaheline kaugus.

Dipoolmoment on vektorsuurus. Mõisted "sideme dipoolmoment" ja "molekuli dipoolmoment" langevad kokku ainult kaheaatomiliste molekulide puhul. Molekuli dipoolmoment on võrdne kõigi sidemete dipoolmomentide vektorsummaga. Seega sõltub polüaatomilise molekuli dipoolmoment selle struktuurist.

Näiteks lineaarses CO 2 molekulis on iga C-O side polaarne. CO 2 molekul on aga üldiselt mittepolaarne, kuna sidemete dipoolmomendid kompenseerivad üksteist (joonis 5.4). Süsinikdioksiidi molekuli dipoolmoment on m = 0.

Nurgas H 2 O molekulis paiknevad polaarsed H-O sidemed 104,5 o nurga all. Kahe H–O sideme dipoolmomentide vektorsummat väljendab rööpküliku diagonaal (joon. 5.4). Selle tulemusena ei võrdu veemolekuli m dipoolmoment nulliga.

Riis. 5.4. CO 2 ja H 2 O molekulide dipoolmomendid

5.1.5. Elementide valents kovalentse sidemega ühendites

Aatomite valentsuse määrab paaritute elektronide arv, mis osalevad ühiste elektronpaaride moodustamisel teiste aatomite elektronidega. Kuna välisel elektronkihil on üks paaritu elektron, on F 2, HCl, PBr 3 ja CCl 4 molekulide halogeeniaatomid monovalentsed. Hapniku alarühma elemendid sisaldavad väliskihil kahte paaristamata elektroni, nii et sellistes ühendites nagu O 2, H 2 O, H 2 S ja SCl 2 on need kahevalentsed.

Kuna molekulides saab lisaks tavalistele kovalentsetele sidemetele tekkida side doonor-aktseptor mehhanismi abil, siis sõltub aatomite valents ka üksikute elektronpaaride ja vabade elektronide orbitaalide olemasolust neis. Valentsi kvantitatiivne mõõt on keemiliste sidemete arv, mille kaudu antud aatom on ühendatud teiste aatomitega.

Elementide maksimaalne valents ei tohi reeglina ületada selle rühma arvu, milles need asuvad. Erandiks on esimese rühma Cu, Ag, Au kõrvalalarühma elemendid, mille valents ühendites on suurem kui üks. Valentselektronid hõlmavad eelkõige väliskihtide elektrone, kuid sekundaarsete alarühmade elementide puhul võtavad keemilise sideme moodustamisest osa ka eelviimaste (eesmiste) kihtide elektronid.

5.1.6. Elementide valents normaal- ja ergastatud olekus

Valentsi enamus keemilised elemendid sõltub sellest, kas need elemendid on normaalses või ergastatud olekus. Li aatomi elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 1. Välistasandi liitiumi aatomil on üks paaritu elektron, s.t. liitium on monovalentne. Kolmevalentse liitiumi saamiseks on vaja väga suurt energiakulu, mis on seotud 1s elektroni üleminekuga 2p orbitaalile. See energiakulu on nii suur, et seda ei kompenseeri keemiliste sidemete tekkimisel vabanev energia. Sellega seoses pole kolmevalentse liitiumi ühendeid.

Berülliumi ns 2 alarühma elementide välise elektronkihi konfiguratsioon. See tähendab, et nende elementide välisel elektronkihil on ns raku orbitaalil kaks vastandliku spinniga elektroni. Berülliumi alamrühma elemendid ei sisalda paarituid elektrone, seega on nende valents normaalses olekus null. Ergastatud olekus on berülliumi alarühma elementide elektrooniline konfiguratsioon ns 1 nр 1, s.o. elemendid moodustavad ühendeid, milles nad on kahevalentsed.

Boori aatomi valentsivõimalused

Vaatleme boori aatomi elektroonilist konfiguratsiooni põhiolekus: 1s 2 2s 2 2р 1 . Põhiolekus olev boori aatom sisaldab ühte paaritut elektroni (joon. 5.5), s.o. ta on ühetaoline. Boorile ei ole aga iseloomulik selliste ühendite moodustumine, milles ta on monovalentne. Booriaatomi ergastamisel toimub ühe 2s-elektroni üleminek 2p-orbitaalile (joonis 5.5). Ergastatud olekus boori aatomil on 3 paaritut elektroni ja see võib moodustada ühendeid, milles selle valents on kolm.

Riis. 5.5. Boori aatomi valentsolekud normaal- ja ergastatud olekus

Aatomi üleminekuks ergastatud olekusse ühe energiataseme piires kulutatud energia kompenseeritakse reeglina liigselt täiendavate sidemete moodustumisel vabaneva energiaga.

Kuna boori aatomis on üks vaba 2p orbitaal, võib ühendites olev boor moodustada neljanda kovalentse sideme, toimides elektronpaari aktseptorina. Joonisel 5.6 on näha, kuidas BF molekul interakteerub F iooniga - , mille tulemusena tekib ioon -, milles boor moodustab neli kovalentset sidet.

Riis. 5.6. Doonor-aktseptor mehhanism neljanda kovalentse sideme moodustamiseks boori aatomi juures

Lämmastikuaatomi valentsivõimalused

Vaatleme lämmastikuaatomi elektronstruktuuri (joonis 5.7).

Riis. 5.7. Elektronide jaotus lämmastikuaatomi orbitaalidel

Esitatud diagrammil on näha, et lämmastikus on kolm paaristamata elektroni, see võib moodustada kolm keemilist sidet ja selle valents on kolm. Lämmastikuaatomi üleminek ergastatud olekusse on võimatu, kuna teine ​​energiatase ei sisalda d-orbitaale. Samal ajal võib lämmastikuaatom anda välise elektronide 2s 2 jagamata elektronpaari aatomile, millel on vaba orbitaal (aktseptor). Selle tulemusena tekib lämmastikuaatomi neljas keemiline side, nagu näiteks ammooniumioonis (joonis 5.2). Seega on lämmastikuaatomi maksimaalne kovalentsus (moodustunud kovalentsete sidemete arv) neli. Selle ühendites ei saa lämmastik erinevalt teistest viienda rühma elementidest olla viievalentne.

Fosfori, väävli ja halogeeni aatomite valentsivõimalused

Erinevalt lämmastiku-, hapniku- ja fluoriaatomitest on kolmanda perioodi fosfori-, väävli- ja klooriaatomitel vabad 3D-rakud, kuhu elektronid saavad üle kanda. Kui fosfori aatom on ergastatud (joonis 5.8), on selle välisel elektronikihil 5 paaristamata elektroni. Selle tulemusena võib fosfori aatom ühendites olla mitte ainult kolme-, vaid ka viievalentne.

Riis. 5.8. Valentselektronide jaotus orbiitidel fosfori aatomi jaoks ergastatud olekus

Ergastatud olekus näitab väävel lisaks kahe valentsile ka nelja ja kuue valentsi. Sel juhul toimub 3p ja 3s elektronide lagunemine järjestikku (joon. 5.9).

Riis. 5.9. Väävliaatomi valentsivõimalused ergastatud olekus

Ergastatud olekus on kõigi V rühma põhialarühma elementide puhul, välja arvatud fluor, võimalik esimeste p- ja seejärel s-elektronipaaride järjestikune lagunemine. Selle tulemusena muutuvad need elemendid kolme-, viie- ja heptavalentseks (joonis 5.10).

Riis. 5.10. Kloori, broomi ja joodi aatomite valentsivõimalused ergastatud olekus

5.1.7. Kovalentse sideme pikkus, energia ja suund

Kovalentne side moodustub reeglina mittemetallide aatomite vahel. Kovalentse sideme peamised omadused on pikkus, energia ja suund.

Kovalentse sideme pikkus

Sideme pikkus on selle sideme moodustavate aatomite tuumade vaheline kaugus. See määratakse eksperimentaalsete füüsikaliste meetoditega. Sideme pikkust saab hinnata liitmisreegli abil, mille kohaselt on sideme pikkus AB molekulis ligikaudu võrdne poolega sideme pikkuste summast molekulides A 2 ja B 2:

.

Elementide perioodilise süsteemi alarühmades ülalt alla suureneb keemilise sideme pikkus, kuna aatomite raadiused selles suunas suurenevad (tabel 5.1). Kui sideme kordsus suureneb, väheneb selle pikkus.

Tabel 5.1.

Mõne keemilise sideme pikkus

Sideme energia

Sideme tugevuse mõõt on sideme energia. Sideme energia on määratud energiaga, mis on vajalik sideme katkestamiseks ja selle sideme moodustavate aatomite eemaldamiseks üksteisest lõpmatusse kaugusesse. Kovalentne side on väga tugev. Selle energia ulatub mitmekümnest kuni mitmesajani kJ/mol. IСl 3 molekuli puhul näiteks Ebonds ≈40 ja N 2 ja CO molekulide puhul Ebonds ≈1000 kJ/mol.

Elementide perioodilise süsteemi alarühmades ülalt alla keemilise sideme energia väheneb, kuna sideme pikkus selles suunas suureneb (tabel 5.1). Ühenduse kordsuse suurenemisega suureneb selle energia (tabel 5.2).

Tabel 5.2.

Mõnede keemiliste sidemete energiad

Kovalentse sideme küllastus ja suunalisus

Kovalentse sideme olulisemad omadused on selle küllastus ja suunalisus. Küllastumist võib defineerida kui aatomite võimet moodustada piiratud arv kovalentseid sidemeid. Seega võib süsinikuaatom moodustada ainult neli kovalentset sidet ja hapnikuaatom võib moodustada kaks. Maksimaalne tavaliste kovalentsete sidemete arv, mida aatom võib moodustada (välja arvatud doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustatud sidemed), on võrdne paaritute elektronide arvuga.

Kovalentsetel sidemetel on ruumiline orientatsioon, kuna orbitaalide kattumine üksiksideme moodustumisel toimub piki aatomite tuumasid ühendavat joont. Molekuli elektronorbitaalide ruumiline paigutus määrab selle geomeetria. Keemiliste sidemete vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks.

Kovalentse sideme küllastus ja suunalisus eristab seda sidet ioonsest sidemest, mis erinevalt kovalentsest sidemest on küllastumata ja mittesuunaline.

H 2 O ja NH 3 molekulide ruumiline struktuur

Vaatleme kovalentse sideme orientatsiooni H 2 O ja NH 3 molekulide näitel.

H 2 O molekul moodustub hapnikuaatomist ja kahest vesinikuaatomist. Hapnikuaatomil on kaks paaristamata p-elektroni, mis hõivavad kaks orbitaali, mis asuvad üksteise suhtes täisnurga all. Vesinikuaatomitel on paardumata 1s elektronid. P-elektronide moodustatud sidemete vaheline nurk peaks olema p-elektronide orbitaalide vahelise nurga lähedal. Katseliselt leiti aga, et veemolekuli O-H sidemete vaheline nurk on 104,50. Nurga suurenemine võrreldes 90 o nurgaga on seletatav vesinikuaatomite vahel mõjuvate tõukejõududega, joon. 5.11. Seega on H 2 O molekulil nurkne kuju.

NH 3 molekuli moodustumisel osalevad kolm lämmastikuaatomi paaritut p-elektroni, mille orbitaalid paiknevad kolmes üksteisega risti asetsevas suunas. Seetõttu peavad kolm N–H sidet olema üksteise suhtes 90° lähedase nurga all (joonis 5.11). Sidemete vahelise nurga eksperimentaalne väärtus NH3 molekulis on 107,3°. Sidemete vaheliste nurkade väärtuste erinevus teoreetilistest väärtustest tuleneb, nagu ka veemolekuli puhul, vesinikuaatomite vastastikusest tõrjumisest. Lisaks ei võta esitatud skeemid arvesse võimalust, et 2s-orbitaalidel kaks elektroni osalevad keemiliste sidemete moodustamisel.

Riis. 5.11. Elektrooniliste orbitaalide kattumine keemiliste sidemete moodustumisel H 2 O (a) ja NH 3 (b) molekulides

Mõelge BeCl2 molekuli moodustumisele. Ergastatud olekus berülliumi aatomil on kaks paaristamata elektroni: 2s ja 2p. Võib eeldada, et berülliumi aatom peaks moodustama kaks sidet: ühe sideme moodustab s-elektron ja teise sideme, mille moodustab p-elektron. Need sidemed peavad olema erineva energiaga ja erineva pikkusega. BeCl 2 molekul ei tohiks sel juhul olla lineaarne, vaid nurkne. Kogemused näitavad aga, et BeCl2 molekulil on lineaarne struktuur ja mõlemad keemilised sidemed selles on samaväärsed. Sarnast olukorda täheldatakse ka BCl 3 ja CCl 4 molekulide struktuuri arvestades – kõik sidemed nendes molekulides on samaväärsed. BC1 3 molekul on tasapinnalise struktuuriga, CC1 4 on tetraeedriline.

Et selgitada selliste molekulide nagu BeCl 2, BCl 3 ja CCl 4 struktuuri, Pauling ja Slater(USA) tutvustas aatomiorbitaalide hübridisatsiooni kontseptsiooni. Nad tegid ettepaneku asendada mitu aatomiorbitaali, mis ei ole oma energia poolest väga erinevad, sama arvu samaväärsete orbitaalidega, mida nimetatakse hübriidorbitaalideks. Need hübriidorbitaalid koosnevad aatomiorbitaalidest nende lineaarse kombinatsiooni tulemusena.

Kui keemilisi sidemeid moodustab aatom, mille ühes kihis on erinevat tüüpi elektronid ja mis ei ole seetõttu väga erineva energiaga (näiteks s ja p), on L. Paulingu järgi võimalik muuta orbitaalide konfiguratsiooni. erinevat tüüpi, milles need on kuju ja energia poolest joondatud. Selle tulemusena tekivad hübriidorbitaalid, mis on asümmeetrilise kujuga ja on tuuma ühel küljel tugevalt piklikud. Oluline on rõhutada, et hübridisatsioonimudelit kasutatakse juhul, kui sidemete moodustumisel osalevad erinevat tüüpi elektronid, näiteks s ja p.

5.1.8.2. erinevad tüübid aatomiorbitaalide hübridisatsioon

sp hübridisatsioon

Ühe hübridiseerimine s- ja üks R- orbitaalid ( sp- hübridisatsioon) realiseerunud näiteks berülliumkloriidi moodustumisel. Nagu ülal näidatud, on ergastatud olekus Be aatomil kaks paaristamata elektroni, millest üks asub 2s orbitaalil ja teine, 2p orbitaal. Keemilise sideme moodustumisel muundatakse need kaks erinevat orbitaali kaheks identseks hübriidorbitaaliks, mis on suunatud üksteise suhtes 180° nurga all (joonis 5.12). Kahe hübriidorbitaali lineaarne paigutus vastab nende minimaalsele tõrjumisele üksteisest. Sellest tulenevalt on BeCl 2 molekul lineaarse struktuuriga – kõik kolm aatomit asuvad samal joonel.

Riis. 5.12. BeCl 2 molekuli moodustumise ajal kattuvate elektronorbitaalide skeem

Atsetüleeni molekuli struktuur; sigma ja pi sidemed

Vaatleme elektronide orbitaalide kattumise skeemi atsetüleeni molekuli moodustumisel. Atsetüleeni molekulis on iga süsinikuaatom sp-hübriidses olekus. Kaks sp-hübriidorbitaali asuvad üksteise suhtes 1800 nurga all; nad moodustavad süsinikuaatomite vahel ühe σ-sideme ja vesinikuaatomitega kaks σ-sidet (joon. 5.13).

Riis. 5.13. Atsetüleeni molekulis s-sidemete moodustumise skeem

σ-side on side, mis tekib elektronide orbitaalide kattumisel piki aatomituumi ühendavat joont.

Iga süsinikuaatom atsetüleeni molekulis sisaldab veel kahte p-elektroni, mis ei osale σ-sidemete moodustamises. Nende elektronide elektronpilved paiknevad üksteisega risti asetsevates tasapindades ja üksteisega kattudes moodustavad mittehübriidsete külgmiste kattumiste tõttu veel kaks π-sidemet süsinikuaatomite vahel. R-pilved (joon. 5.14).

π-side on kovalentne keemiline side, mis tekib elektrontiheduse suurenemise tulemusena mõlemal pool aatomituumasid ühendavat joont.

Riis. 5.14. Atsetüleeni molekulis σ - ja π -sidemete moodustumise skeem.

Seega tekib atsetüleeni molekulis süsinikuaatomite vahel kolmikside, mis koosneb ühest σ sidemest ja kahest π sidemest; σ -sidemed on tugevamad kui π-sidemed.

sp2 hübridisatsioon

BCl 3 molekuli struktuuri saab seletada terminitega sp 2- hübridisatsioon. Ergastatud olekus olev boori aatom sisaldab välisel elektronkihil ühte s-elektroni ja kahte p-elektroni, s.o. kolm paaritut elektroni. Need kolm elektronipilve saab teisendada kolmeks samaväärseks hübriidorbitaaliks. Kolme hübriidorbitaali minimaalne tõrjumine üksteisest vastab nende paiknemisele samal tasapinnal üksteise suhtes 120 o nurga all (joon. 5.15). Seega on BCl 3 molekulil tasapinnaline kuju.

Riis. 5.15. BCl 3 molekuli tasapinnaline struktuur

sp 3 - hübridisatsioon

Süsinikuaatomi valentsorbitaalid (s, p x, p y, p z) saab teisendada neljaks ekvivalentseks hübriidorbitaaliks, mis paiknevad ruumis üksteise suhtes 109,5 o nurga all ja on suunatud tetraeedri tippudele, mille keskpunkt on süsinikuaatomi tuum (joon. 5.16).

Riis. 5.16. Metaani molekuli tetraeedriline struktuur

5.1.8.3. Hübridisatsioon, mis hõlmab üksikuid elektronpaare

Hübridisatsioonimudeli abil saab selgitada molekulide struktuuri, milles lisaks sidumisele on ka jagamata elektronpaare. Vee ja ammoniaagi molekulides koguarv keskse aatomi elektronpaarid (O ja N) on neli. Sel juhul on veemolekulil kaks ja ammoniaagi molekulil üks jagamata elektronpaar. Keemiliste sidemete teket nendes molekulides saab seletada eeldusega, et üksikud elektronpaarid võivad täita ka hübriidorbitaale. Jagamata elektronide paarid võtavad ruumis palju rohkem ruumi kui siduvad paarid. Üksik- ja sideelektronipaaride vahel tekkiva tõuke tulemusena vähenevad sidenurgad vees ja ammoniaagi molekulides, mis osutuvad alla 109,5 o.

Riis. 5.17. sp 3 - hübridisatsioon, mis hõlmab üksikuid elektronpaare H 2 O (A) ja NH 3 (B) molekulides

5.1.8.4. Hübridisatsiooni tüübi tuvastamine ja molekulide struktuuri määramine

Hübridisatsiooni tüübi ja sellest tulenevalt molekulide struktuuri kindlaksmääramiseks tuleb kasutada järgmisi reegleid.

1. Tsentraalse aatomi hübridisatsiooni tüüp, mis ei sisalda jagamata elektronpaare, määratakse sigma sidemete arvu järgi. Kui selliseid sidemeid on kaks, toimub sp-hübridisatsioon, kolm - sp 2 -hübridisatsioon, neli - sp 3 -hübridisatsioon. Jagamata elektronpaarid (doonor-aktseptormehhanismi poolt moodustatud sidemete puudumisel) puuduvad berülliumi, boori, süsiniku, räni aatomitest moodustatud molekulides, s.t. põhialarühma II - IV rühma elemendid.

2. Kui keskaatom sisaldab jagamata elektronpaare, siis hübriidorbitaalide arv ja hübridisatsiooni tüüp määratakse sigmasidemete arvu ja jagamata elektronpaaride arvu summaga. Jagamata elektronpaare hõlmav hübridiseerumine toimub molekulides, mille moodustavad lämmastiku-, fosfori-, hapniku- ja väävliaatomid, s.t. V ja VI rühma põhialarühmade elemendid.

3. Molekulide geomeetrilise kuju määrab keskse aatomi hübridisatsiooni tüüp (tabel 5.3).

Tabel 5.3.

Valentsnurgad, molekulide geomeetriline kuju sõltuvalt hübriidorbitaalide arvust ja keskaatomi hübridisatsiooni tüübist

5.2. Iooniline side

Iooniline side toimub elektrostaatilise külgetõmbe abil vastupidiselt laetud ioonide vahel. Need ioonid tekivad elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele. Iooniline side tekib aatomite vahel, mille elektronegatiivsuse erinevused on suured (tavaliselt suurem kui 1,7 Paulingi skaalal), näiteks leelismetallide ja halogeenide vahel.

Vaatleme ioonse sideme tekkimist NaCl moodustumise näitel. Aatomite Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektroonilistest valemitest on lihtsam anda naatriumi aatomile üks elektron kui siduda seitse ja see on lihtsam klooriaatom kinnitab ühe, kui annab seitse. AT keemilised reaktsioonid naatriumi aatom loovutab ühe elektroni ja klooriaatom võtab selle vastu. Selle tulemusena muutuvad naatriumi- ja klooriaatomite elektronkestad väärisgaaside stabiilseteks elektronkihtideks (naatriumkatiooni elektrooniline konfiguratsioon on Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ja kloorianiooni Cl elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Ioonide elektrostaatiline interaktsioon viib NaCl molekuli moodustumiseni.

Ioonse sideme peamised omadused ja ioonsete ühendite omadused

1. Ioonne side on tugev keemiline side. Selle sideme energia on umbes 300–700 kJ/mol.

2. Erinevalt kovalentsest sidemest, ioonne side on mittesuunatud, kuna ioon võib vastupidise märgiga ioone enda poole meelitada igas suunas.

3. Erinevalt kovalentsest sidemest on ioonside küllastumata, kuna vastupidise märgiga ioonide vastastikmõju ei too kaasa nende jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist.

4. Ioonse sidemega molekulide moodustumise protsessis ei toimu elektronide täielikku ülekannet, mistõttu 100% ioonset sidet looduses ei eksisteeri. NaCl molekulis on keemiline side vaid 80% iooniline.

5. Ioonsed ühendid on kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga kristalsed tahked ained.

6. Enamik ioonseid ühendeid lahustub vees. Ioonsete ühendite lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.

5.3. metallist ühendus

Välise energiataseme metalliaatomid sisaldavad väikest arvu valentselektrone. Kuna metalliaatomite ionisatsioonienergia on madal, on valentselektronid nendes aatomites nõrgalt kinni. Selle tulemusena tekivad metallide kristallvõres positiivselt laetud ioonid ja vabad elektronid. Sel juhul asuvad metalli katioonid nende kristallvõre sõlmedes ja elektronid liiguvad vabalt positiivsete tsentrite väljas, moodustades nn "elektrongaasi". Negatiivse laenguga elektroni olemasolu kahe katiooni vahel viib selleni, et iga katioon interakteerub selle elektroniga. Seega on metalliline side metallikristallides leiduvate positiivsete ioonide vaheline side, mis toimub kristallis vabalt liikuvate elektronide külgetõmbe abil.

Kuna metallis olevad valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud, on metalliline side, nagu ioonne, suunamata side. Erinevalt kovalentsest sidemest on metalliside küllastumata side. Kovalentsest sidemest metalliline side erineb ka vastupidavuse poolest. Metallilise sideme energia on umbes kolm kuni neli korda väiksem kovalentse sideme energiast.

Tänu elektrongaasi suurele liikuvusele iseloomustab metalle kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.

5.4. vesinikside

Ühendite HF, H 2 O, NH 3 molekulides on tugevalt elektronegatiivse elemendiga (H–F, H–O, H–N) vesiniksidemed. Selliste ühendite molekulide vahel võib tekkida molekulidevahelised vesiniksidemed. Mõnedes orgaanilistes molekulides, mis sisaldavad H-O, H-N sidemeid, intramolekulaarsed vesiniksidemed.

Vesiniksideme moodustumise mehhanism on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptor. Sel juhul toimib tugevalt elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom elektronpaari doonorina ja nende aatomitega seotud vesinikuaatomid aktseptorina. Nagu kovalentsete sidemete puhul, iseloomustavad vesiniksidemeid orientatsiooni ruumis ja küllastatavus.

Vesiniksidet tähistatakse tavaliselt punktidega: H ··· F. Vesinikside on rohkem väljendunud, mida suurem on partneraatomi elektronegatiivsus ja seda väiksem on selle suurus. See on iseloomulik eelkõige fluoriühenditele, aga ka hapnikule, vähesel määral lämmastikule, veel vähemal määral kloorile ja väävlile. Vastavalt sellele muutub ka vesiniksideme energia (tabel 5.4).

Tabel 5.4.

Vesiniksidemete energiate keskmised väärtused

Molekulidevaheline ja intramolekulaarne vesinikside

Tänu vesiniksidemetele liidetakse molekulid dimeerideks ja keerulisemateks assotsiatsioonideks. Näiteks võib sipelghappe dimeeri moodustumist kujutada järgmise skeemi abil (joonis 5.18).

Riis. 5.18. Molekulidevaheliste vesiniksidemete moodustumine sipelghappes

Vees võivad tekkida pikad assotsieerunud ahelad (H 2 O) n (joonis 5.19).

Riis. 5.19. Assotsieerunud ahela moodustumine vedelas vees molekulidevaheliste vesiniksidemete tõttu

Iga H 2 O molekul võib moodustada neli vesiniksidet, samas kui HF molekul võib moodustada ainult kaks.

Vesiniksidemed võivad tekkida nii erinevate molekulide vahel (molekulidevaheline vesinikside) kui ka molekuli sees (molekulisisene vesinikside). Mõnede orgaaniliste ainete molekulisisese sideme moodustumise näited on näidatud joonisel fig. 5.20.

Riis. 5.20. Molekulisiseste vesiniksidemete moodustumine erinevate orgaaniliste ühendite molekulides

Vesiniksideme mõju ainete omadustele

Molekulidevahelise vesiniksideme olemasolu kõige mugavam indikaator on aine keemistemperatuur. Vee kõrgem keemistemperatuur (100 o C võrreldes hapniku alarühma elementide (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) vesinikuühenditega on tingitud vesiniksidemete olemasolust: molekulidevahelise hävitamiseks on vaja lisaenergiat. vesiniksidemed vees.

Vesinikside võib oluliselt mõjutada ainete struktuuri ja omadusi. Molekulidevaheliste vesiniksidemete olemasolu tõstab ainete sulamis- ja keemistemperatuure. Molekulaarse vesiniksideme olemasolu viib asjaolu, et desoksüribonukleiinhappe (DNA) molekul volditakse vees topeltheeliksiks.

Vesinikside mängib olulist rolli ka lahustumisprotsessides, kuna lahustuvus sõltub ka ühendi võimest moodustada lahustiga vesiniksidemeid. Selle tulemusena lahustuvad OH-rühmi sisaldavad ained, nagu suhkur, glükoos, alkoholid, karboksüülhapped, reeglina vees hästi.

5.5. Kristallvõrede tüübid

Tahketel ainetel on reeglina kristalne struktuur. Kristallidest koosnevad osakesed (aatomid, ioonid või molekulid) paiknevad ruumis rangelt määratletud punktides, moodustades kristallvõre. Kristallrakk koosneb elementaarrakkudest, mis säilitavad antud võrele iseloomulikud struktuuriomadused. Punkte, kus osakesed asuvad, nimetatakse võre sõlmed. Sõltuvalt võrekohtades paiknevate osakeste tüübist ja nendevahelise ühenduse iseloomust eristatakse 4 tüüpi kristallvõresid.

5.5.1. Aatomikristallvõre

Aatomite kristallvõrede sõlmedes on aatomid, mis on omavahel ühendatud kovalentsete sidemetega. Aatomvõrega ainete hulka kuuluvad teemant, räni, karbiidid, silitsiidid jne. Aatomikristalli struktuuris ei ole võimalik üksikuid molekule välja tuua, kogu kristalli peetakse üheks hiiglaslikuks molekuliks. Teemandi struktuur on näidatud joonisel fig. 5.21. Teemant koosneb süsinikuaatomitest, millest igaüks on seotud nelja naaberaatomiga. Tänu sellele, et kovalentsed sidemed on tugevad, on kõik aatomvõrega ained tulekindlad, tahked ja vähelenduvad. Need lahustuvad vees vähe.

Riis. 5.21. Teemantkristallvõre

5.5.2. Molekulaarkristallvõre

Molekulid paiknevad molekulaarsete kristallvõrede sõlmedes, olles omavahel ühendatud nõrkade molekulidevaheliste jõududega. Seetõttu on molekulaarvõrega ained madala kõvadusega, sulavad, neid iseloomustab märkimisväärne lenduvus, lahustuvad vees vähe ja nende lahused ei juhi reeglina elektrivoolu. Tuntud on palju molekulaarse kristallvõrega aineid. Need on tahke vesinik, kloor, süsinikmonooksiid (IV) ja muud ained, mis millal normaalne temperatuur on gaasilises olekus. Enamikul kristallilistest orgaanilistest ühenditest on molekulaarvõre.

5.5.3. Iooniline kristallvõre

Nimetatakse kristallvõresid, mille sõlmedes paiknevad ioonid iooniline. Neid moodustavad ioonse sidemega ained, näiteks leelismetallide halogeniidid. Ioonkristallides ei saa üksikuid molekule eristada, tervet kristalli võib pidada üheks makromolekuliks. Sidemed ioonide vahel on tugevad, seega on ioonvõrega ainete lenduvus madal, kõrged temperatuurid sulamine ja keemine. Naatriumkloriidi kristallvõre on näidatud joonisel fig. 5.22.

Riis. 5.22. Naatriumkloriidi kristallvõre

Sellel joonisel on heledad pallid Na + ioonid, tumedad pallid Cl - ioonid. Joonisel fig. 5.22 näitab NaCI ühikulist rakku.

5.5.4. metallist kristallvõre

Tahkes olekus metallid moodustavad metallikristallvõre. Selliste võre sõlmedes on positiivsed metalliioonid ja valentselektronid liiguvad nende vahel vabalt. Elektronid tõmbavad elektrostaatiliselt katioone, andes seeläbi metallvõre stabiilsuse. Selline võre struktuur määrab metallide kõrge soojusjuhtivuse, elektrijuhtivuse ja plastilisuse – mehaanilise deformatsiooni käigus sidemed ei katke ja kristall ei hävi, kuna selle moodustavad ioonid näivad hõljuvat elektrongaasi pilves. . Joonisel fig. 5.23 näitab naatriumi kristallvõre.

Riis. 5.23. Naatriumi kristallvõre

Vastus küsimusele 1(1).

Kuna vesiniku ja fosfori EO väärtused on samad, on PH 3 molekulis olev keemiline side kovalentne mittepolaarne.

Vastus küsimusele 2(2).

I. a) S 2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, sest selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Väävliaatomite väliskestas on 6 elektroni. Seal on kaks paaristamata elektroni (8-6 = 2).
Tähistame väliseid elektrone, siis näeb väävlimolekuli moodustumise skeem välja järgmine:

või S=S
b) K 2 O molekulis on side ioonne, kuna selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.
Kaalium on põhialarühma esimese rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvaid 7 elektroni:

2. Hapnik on mittemetall, VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest ei piisa välimise taseme lõpetamiseks, kui anda 6 elektroni välistasandilt:

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see on võrdne 2(2,1). Selleks, et kaaliumiaatomid loobuksid 2 elektronist, peate võtma 2 aatomit, et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, peate võtma 1 aatomi, nii et kaaliumoksiidi moodustumise skeem näeb välja järgmine:

c) H 2 S molekulis on side kovalentne polaarne, kuna selle moodustavad erineva EO-ga elementide aatomid. Keemilise sideme moodustamise skeem on järgmine:
Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 6 elektroni. Paarituid elektrone on 2 (8-6=2).
Vesinik on 1. rühma peamise alarühma element. Selle aatomid sisaldavad 1 elektroni väliskesta kohta. 1 elektron on paaritu (vesinikuaatomi puhul on kahe elektroodi tase täielik).
Tähistame vastavalt väävli- ja vesinikuaatomite väliseid elektrone:

Vesiniksulfiidi molekulis nihkuvad tavalised elektronipaarid elektronegatiivsema aatomi - väävli - poole:

1. a) N 2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, kuna selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Lämmastik on V rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Paarituid elektrone on kolm (8 -5 \u003d Z).
Tähistame lämmastikuaatomi väliseid elektrone punktidega:

b) Li 3 H molekulis on side ioonne, kuna selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.
Liitium on I rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvaid 7 elektroni:

Lämmastik on V rühma peamise alarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 3 elektroni, millest ei piisa välimise tasandi lõpetamiseks, kui välistasandilt viis elektroni ära anda:

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see on 3 (3: 1 = 3). Et liitiumiaatomid saaksid loovutada 3 elektroni, on vaja 3 aatomit, lämmastikuaatomite vastuvõtmiseks 3 elektroni on vaja ainult ühte aatomit:

c) NCl 3 molekulis on side kovalentne polaarne, sest selle moodustavad erineva EC väärtusega mittemetalliliste elementide aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:
Lämmastik on V rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Paarituid elektrone on kolm (8-5=3).
Kloor on VII rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 7 elektroni. 1 elektron jääb paarituks (8 - 7 = 1). Tähistame vastavalt lämmastiku- ja klooriaatomite väliseid elektrone:

Jagatud elektronide paarid nihutatakse lämmastikuaatomi poole, kuna need on elektronegatiivsemad:

Vastus küsimusele 3(3).

Side HCl molekulis on vähem polaarne kui HF molekulis, kuna EO seerias on kloor ja vesinik üksteisest vähem kaugel kui fluor ja vesinik.

Vastus küsimusele 4(4).

Kovalentne keemiline side tekib väliste elektronide üldistamisel. Tavaliste elektronpaaride arvu järgi võib see olla ühe-, kahe- või kolmekordne ning vastavalt seda moodustavate aatomite elektronegatiivsusele kovalentne polaarne ja kovalentne mittepolaarne.