1. iespēja.

2. Kopīgo elektronu pāru skaits hlora molekulā:
Pulksten trijos.

3. Kovalentā polārā saite atrodas vielas molekulā, kuras formula ir:
B. CO2.

4. Slāpekļa oksidācijas pakāpe virknē vielu, kuru formulas ir N2-NO-NO2-HNO3:
A. Palielinās no 0 līdz +5.

5. Strukturālā formula Periodiskās sistēmas VI grupas galvenās apakšgrupas elementa E ūdeņraža savienojums:
V. N-E-N.

6. Ķīmiskās reakcijas vienādojums H2S + C12 = 2HC1 + S atbilst hlora konversijas shēmai:
A.Cl0→Cl-1

7. Vielai X pārveidojumu virknē CO2→X→Ca(HCO3)2→CO2 ir formula:
B. CaCO3.

8. Katjons, kas reaģē uz hlorīda anjonu, ir:
B. Ag+.

D. H2SO4 un MgO.

10. Slāpekļa oksīds (IV) veidojas, mijiedarbojoties vielām, kuru formulas ir:
B. HNO3(konc) un Ag.

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

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

14. Aprēķināt hlorūdeņraža masu (kg), ko iegūst, reaģējot 4,48 m3 hlora ar ūdeņraža pārpalikumu.
n(Cl2) = 4480 dm3/22,4 dm3/mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) = 400 mol * 36,5 g/mol = 14600 g = 14,6 kg

15. Nosauciet ķīmisko elementu, kuram ir izotops, kura kodolā nav neitronu.
ūdeņradis

2. iespēja.

A DAĻA. Atbilžu variantu testi

2. Kopējo elektronu pāru skaits ūdeņraža molekulā:
A. 1.

3. Kovalentā nepolārā saite atrodas vielas molekulā, kuras formula ir:
A. N2.

4. Fosfora oksidācijas pakāpe virknē vielu, kuru formulas ir Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Palielinās no -3 līdz +5.

5. Periodiskās sistēmas V grupas galvenās apakšgrupas elementa E ūdeņraža savienojuma strukturālā formula:
G. N-E-N.
N

6. Ķīmiskās reakcijas vienādojums 2SO2 + O2 = 2SO3 atbilst sēra konversijas shēmai:
B. S+4→ S+6.

7. Vielai X transformāciju virknē N2→NH3→X→NO2 ir formula:
B. NĒ.

8. Karbonāta anjona reaģents ir katjons:
A. N+.

9. Iespējama ķīmiska reakcija starp vielām, kuru formulas ir:
B. P2O5 un NaOH.

10. Sēra (IV) oksīds neveidojas, mijiedarbojoties vielām, kuru formulas ir:
G. CaCO3 un H2SO4.

B DAĻA. Brīvas atbildes jautājumi

12. Aplūkosim 2. transformāciju no 11. uzdevuma no OVR viedokļa.
2 MgS-2 + 3О20 = 2MgО-2 + 2S+4О2-2,
S-2 → S+4 , -6e, reducētājs
O20 → 2O-2 +2*2е, oksidētājs

13. No 11. uzdevuma izvēlieties jonu apmaiņas reakciju un ierakstiet to jonu formā.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Aprēķināt amonjaka masu (kg), ko iegūst, reaģējot 2 kmol slāpekļa ar ūdeņraža pārpalikumu.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4kmol = 4000 mol
m(NH3) = 4000 mol * 17 g/mol = 68000 g = 68 kg.

15. Nosauciet ķīmisko elementu, kam savienojumi nekad neuzrāda pozitīvu oksidācijas pakāpi.
Fluors

3. iespēja.

A DAĻA. Atbilžu variantu testi

2. Kopīgo elektronu pāru skaits broma molekulā:
A. 1.

3. Kovalentā polārā saite atrodas vielā, kuras formula ir:
B. H2S.

4. Sēra oksidācijas pakāpe virknē vielu, kuru formulas ir SO3-SO2-S-H2S:
D. Samazinās no +6 uz -2.

5. Periodiskās sistēmas VII grupas galvenās apakšgrupas elementa E ūdeņraža savienojuma strukturālā formula:
A.N-E.

6. Ķīmiskās reakcijas vienādojums 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O atbilst slāpekļa transformācijas shēmai:
B. N-3→ N+2.

7. Vielai X transformāciju virknē РН3→ Р2О5 → X→ Ca3(РО4)2 ir formula:
A. H3PO4.

8. Sulfāta anjona katjonu reaģents ir:
B. Ba2+.

9. Iespējama ķīmiska reakcija starp vielām, kuru formulas ir:
A. CO2 un NaOH.

10. Oglekļa monoksīds (IV) veidojas, mijiedarbojoties vielām, kuru formulas ir:
B. CaCO3 un HC1.

B DAĻA. Brīvas atbildes jautājumi

12. Aplūkosim 5. transformāciju no 11. uzdevuma no OVR viedokļa.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4e, oksidētājs
C0 →C+2 -2e, reducētājs

13. No 11. uzdevuma izvēlieties jonu apmaiņas reakciju un ierakstiet to jonu formā.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Aprēķināt amonija hlorīda masu (kg), kas veidojas, mijiedarbojoties 11,2 m3 hlorūdeņraža ar amonjaka pārpalikumu.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) = 500 mol * 56,5 g/mol = 28250 g = 28,250 kg.

15. Sakārtot ķīmiskos elementus fosfors, skābeklis, sērs, hlors nemetālisko īpašību palielināšanas secībā.
Fosfors, sērs, skābeklis, hlors

4. iespēja.

A DAĻA. Atbilžu variantu testi

2. Kopējo elektronu pāru skaits slāpekļa molekulā:
3. plkst.

3. Kovalentā nepolārā saite atrodas vielā, kuras formula ir:
B. O2.

4. Oglekļa oksidācijas pakāpe virknē vielu, kuru formulas ir CH4-C-CO-CO2:
B. Palielinās no -4 līdz +4.

5. Periodiskās sistēmas IV grupas galvenās apakšgrupas elementa E ūdeņraža savienojuma strukturālā formula:
V. N-E-N

6. Ķīmiskās reakcijas vienādojums Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O atbilst slāpekļa transformācijas shēmai:
G. N+5 → N+4.

7. Vielai X transformāciju virknē S → S02 → X → Na2SO3 ir formula:
G. H2SO3.

8. Fosfāta anjona katjonu reaģents ir:
G. Ag+.

9. Iespējama ķīmiska reakcija starp vielām, kuru formulas ir:
B. CO2 un Ca(OH)2.

10. Silīcijskābe veidojas, mijiedarbojoties vielām, kuru formulas ir:
B. Na2SiO3 un HC1.

B DAĻA. Brīvas atbildes jautājumi

12. Aplūkosim 2. transformāciju 11. uzdevumā no OVR viedokļa.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, reducētājs
O20-> 2O-2,+ 2*2e, oksidētājs

13. No 11. uzdevuma izvēlieties jonu apmaiņas reakciju un ierakstiet to jonu formā.
HNO3 + KOH =KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Aprēķināt sēra (IV) oksīda masu (kg), kas veidojas, sadedzinot 4,48 m3 sērūdeņraža skābekļa pārpalikumā.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol * 64 g/mol = 128 000 g = 128 kg

15. Nosauciet visbiežāk sastopamo ķīmisko elementu:
A. Zemes garozā:
skābeklis
B. Visumā:
ūdeņradis

4. pārbaudījums

Tēma: kovalentā saite

1. iespēja

1. Ķīmiskā elementa atoma valence kombinācijā ar kovalentajām saitēm ir vienāda ar a) šī atoma elektronu skaitu b) šī atoma kopējo elektronu pāru skaitu c) šī atoma kodola lādiņu. atoms d) perioda numurs, kurā šis elements atrodas

2. Oglekļa dioksīda molekulas CO 2 formulu sauc

a) molekulārā formula b) grafiskā formula c) elektroniskā formula d) fizikālā formula

3. Cik elektronu pietrūkst hlora atomam pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas?

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

4. Oglekļa atoms piesaistīja divus skābekļa atomus, tādējādi veidojot četrus kopīgus elektronu pārus. Norādiet oglekļa valenci šajā savienojumā.

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

5. Ķīmiskā saite broma molekulā Br 2

a) jonu b) metālisks

c) kovalenti nepolāri d) kovalenti polāri

6. Laika posmā no sārmu metāla līdz halogēnam atoma elektronegativitāte, kā likums,

a) nemainās

c) samazinās

d) palielinās

a) berilijs b) nātrijs

c) magnijs d) litijs

8.Elementu virknē elementu elektronegativitāte mainās (palielinās vai samazinās) tāpat kā

a) to metāliskās īpašības

b) to atomu rādiusi

c) to nemetāliskās īpašības

d) elektronu skaits atomu ārējā līmenī

9. Kāds daļējais lādiņš ir attiecīgi slāpekļa un skābekļa atomam NO molekulā?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

2. iespēja

1. Kovalentā saite ir ķīmiskā saite, ko izraisa a) kopīgu elektronu pāru veidošanās

b) vientuļo elektronu pāru veidošanās

c) pretēju lādiņu jonu piesaiste

d)) metālu jonu un brīvo elektronu mijiedarbība

2. Kāda sērūdeņraža molekulas formula ir tās elektroniskā formula?

a) H 2 S b) H – S – H

c) H : : S : : H g) H : S : H

3. Cik elektronu pietrūkst fosfora atomam pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas?

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

4. Sēra atoms piesaistīja trīs skābekļa atomus, tādējādi veidojot sešus kopīgus elektronu pārus. Norādiet sēra valenci šajā savienojumā.

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

5. Vielas formula ar kovalentu nepolāru saiti

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

6. Grupā, galvenajā apakšgrupā, no augšas uz leju, atoma elektronegativitāte, kā likums, ir

a) nemainās

b) vispirms palielinās, tad samazinās

c) samazinās

d) palielinās

7. No uzskaitītajiem elementiem atlasiet vismazāk elektronegatīvo elementu

a) fluors b) skābeklis

c) sērs d) hlors

8. Kāds daļējais lādiņš ir attiecīgi bora un fluora atomam molekulā?

a) pozitīvi un negatīvi

b) negatīvs un negatīvs

c) pozitīvi un pozitīvi

d) negatīvs un pozitīvs

9. Izvēlieties molekulu, kas satur polāro kovalento saiti

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

10. Ķīmiskā saite amonjaka molekulā NH 3

a) jonu

b) metāls

c) kovalentā nepolārā

d) kovalentais polārs

3. iespēja 1. Parasti kovalentā saite veidojas starp:

a) tipiska metāla atomi un tipiska nemetāla atomi

b) metāla atomi

c) tipiska metāla atomi un inertas gāzes atomi

d) nemetālu atomi

2. Hlora molekulas Cl formula : Cl sauc

a) molekulārā formula

b) grafiskā formula

c) elektroniskā formula

d) fiziskā formula

3. Cik elektronu trūkst skābekļa atomam pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas?

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

4. Kovalento saišu skaits, ko veido ķīmiskā elementa atoms, ir vienāds ar

a) kopējo elektronu pāru skaits, ko veido šis atoms

c) pārī savienoto elektronu skaits atoma ārējā līmenī

d) citu šim atomam piesaistīto atomu skaits

5. Grupā, galvenajā apakšgrupā, no augšas uz leju, atoma rādiuss parasti ir

6. No uzskaitītajiem elementiem atlasiet elementu, kura atomam ir lielākais rādiuss

a) bors b) silīcijs c) alumīnijs d) ogleklis

7. Kovalentās nepolārās saites gadījumā kopīgs elektronu pāris

d) nav klāt

8. Kāds daļējais lādiņš ir attiecīgi skābekļa un sēra atomam SO 2 molekulā

b) negatīvs un negatīvs

9. Izvēlieties molekulu, kas satur nepolāru kovalento saiti:

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

10. Ķīmiskā saite svina sulfīda molekulā PbS

a) kovalenti nepolāri b) kovalenti polāri

c) jonu d) metālisks

4. iespēja

1. Kādi ir spēki, kas satur divus ūdeņraža atomus molekulā?

a) ķīmiskā b) fizikālā

c) elektriskā d) kodolenerģija

2. Ūdens molekulas formulu H – O – H sauc

a) molekulārā formula

b) grafiskā formula

c) elektroniskā formula

d) fiziskā formula

3. Cik elektronu pietrūkst silīcija atomam pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas?

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

4. Nepāra elektronu skaits bora atomā ir

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

5. Kopīgo pāru skaits, ko veido ķīmiskā elementa atoms, ir vienāds ar

a) kopējais elektronu skaits atomā

b) elektronu skaits atoma ārējā līmenī

c) nepāra elektronu skaits atoma ārējā līmenī

d) pārī savienoto elektronu skaits atoma ārējā līmenī

6. Laika posmā no sārmu metāla līdz halogēna atoma rādiuss parasti ir

a) palielinās b) samazinās

c) nemainās d) vispirms palielinās, tad samazinās

7. No uzskaitītajiem elementiem atlasiet elementu, kura atomam ir mazākais rādiuss:

1) ogleklis b) fosfors c) silīcijs d) slāpeklis

8. Kovalentās polārās saites gadījumā kopīgs elektronu pāris

a) novirzīts uz elektronnegatīvāku atomu

b) atrodas vienādā attālumā no atomu kodoliem

c) pilnībā pieder vienam no atomiem

d) nav klāt

9. Kāds daļējais lādiņš ir attiecīgi ūdeņraža un slāpekļa atomam amonjaka molekulā NH 3?

a) pozitīvs un pozitīvs

b) negatīvs un negatīvs

c) pozitīvi un negatīvi

d) negatīvs un pozitīvs?

10. Izvēlieties molekulu, kas satur polāro kovalento saiti

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

Kodētājs

Opcija

№ jautājums

1

2

3

4

5.1. Kovalentā saite

Ķīmiskā saite veidojas, saplūstot diviem vai vairākiem atomiem, ja to mijiedarbības rezultātā samazinās sistēmas kopējā enerģija. Atomu ārējo elektronu apvalku visstabilākās elektroniskās konfigurācijas ir cēlgāzes atomiem, kas sastāv no diviem vai astoņiem elektroniem. Citu elementu atomu ārējie elektronu apvalki satur no viena līdz septiņiem elektroniem, t.i. ir nepabeigti. Kad veidojas molekula, atomi mēdz iegūt stabilu divu vai astoņu elektronu apvalku. Atomu valences elektroni piedalās ķīmiskās saites veidošanā.

Kovalentā ir ķīmiska saite starp diviem atomiem, ko veido elektronu pāri, kas vienlaikus pieder pie šiem diviem atomiem.

Ir divi veidošanās mehānismi kovalentā saite: apmaiņa un donors-akceptors.

5.1.1. Kovalentās saites veidošanās apmaiņas mehānisms

Apmaiņas mehānisms Kovalentās saites veidošanās tiek realizēta dažādu atomu elektronu mākoņu pārklāšanās dēļ. Piemēram, kad divi ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, 1s elektronu orbitāles pārklājas. Rezultātā parādās kopīgs elektronu pāris, kas vienlaikus pieder abiem atomiem. Šajā gadījumā ķīmisko saiti veido elektroni ar pretparalēliem spiniem, att. 5.1.

Rīsi. 5.1. Ūdeņraža molekulas veidošanās no diviem H atomiem

5.1.2. Donora-akceptora mehānisms kovalento saišu veidošanai

Izmantojot kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānismu, saite tiek veidota arī, izmantojot elektronu pārus. Taču šajā gadījumā viens atoms (donors) nodrošina savu elektronu pāri, bet otrs atoms (akceptors) piedalās saites veidošanā ar savu brīvo orbitāli. Donora-akceptora saites ieviešanas piemērs ir amonija jona NH 4 + veidošanās amonjaka NH 3 mijiedarbības laikā ar ūdeņraža katjonu H +.

NH 3 molekulā trīs elektronu pāri veido trīs N – H saites, ceturtais slāpekļa atomam piederošais elektronu pāris ir vientuļš. Šis elektronu pāris var izveidot saiti ar ūdeņraža jonu, kuram ir neaizņemta orbitāle. Rezultāts ir amonija jons NH 4 +, att. 5.2.

Rīsi. 5.2. Donora-akceptora saites parādīšanās amonija jonu veidošanās laikā

Jāņem vērā, ka četras kovalentās N–H saites, kas atrodas NH 4 + jonos, ir līdzvērtīgas. Amonija jonā nav iespējams identificēt saiti, ko veido donora-akceptora mehānisms.

5.1.3. Polārā un nepolārā kovalentā saite

Ja kovalento saiti veido identiski atomi, tad elektronu pāris atrodas vienādā attālumā starp šo atomu kodoliem. Šādu kovalento saiti sauc par nepolāru. Molekulu ar nepolāru kovalento saiti piemēri ir H2, Cl2, O2, N2 utt.

Polārās kovalentās saites gadījumā dalītais elektronu pāris tiek novirzīts uz atomu ar lielāku elektronegativitāti. Šāda veida saites tiek realizētas molekulās, ko veido dažādi atomi. Polārā kovalentā saite rodas HCl, HBr, CO, NO uc molekulās. Piemēram, polārās kovalentās saites veidošanos HCl molekulā var attēlot ar diagrammu, att. 5.3:

Rīsi. 5.3. Kovalentās polārās saites veidošanās HC1 molekulā

Aplūkojamajā molekulā elektronu pāris ir nobīdīts uz hlora atomu, jo tā elektronegativitāte (2.83) ir lielāka par ūdeņraža atoma elektronegativitāti (2.1).

5.1.4. Dipola moments un molekulārā struktūra

Saites polaritātes mērs ir tās dipola moments μ:

μ = e l,

Kur e- elektronu lādiņš, l– attālums starp pozitīvo un negatīvo lādiņu centriem.

Dipola moments ir vektora lielums. Jēdzieni “saites dipola moments” un “molekulas dipola moments” sakrīt tikai diatomiskām molekulām. Molekulas dipola moments ir vienāds ar visu saišu dipola momentu vektoru summu. Tādējādi poliatomu molekulas dipola moments ir atkarīgs no tās struktūras.

Piemēram, lineārā CO 2 molekulā katra no C–O saitēm ir polāra. Tomēr CO 2 molekula parasti ir nepolāra, jo saišu dipola momenti viens otru dzēš (5.4. att.). Oglekļa dioksīda molekulas dipola moments ir m = 0.

Leņķiskajā H2O molekulā polārās H–O saites atrodas 104,5 o leņķī. Divu H–O saišu dipola momentu vektoru summu izsaka paralelograma diagonāle (5.4. att.). Rezultātā ūdens molekulas m dipola moments nav vienāds ar nulli.

Rīsi. 5.4. CO 2 un H 2 O molekulu dipola momenti

5.1.5. Elementu valence savienojumos ar kovalentajām saitēm

Atomu valenci nosaka nepāra elektronu skaits, kas piedalās kopīgu elektronu pāru veidošanā ar citu atomu elektroniem. Tā kā ārējā elektronu slānī ir viens nepāra elektrons, halogēna atomi F 2, HCl, PBr 3 un CCl 4 molekulās ir monovalenti. Skābekļa apakšgrupas elementi ārējā slānī satur divus nepāra elektronus, tāpēc tādos savienojumos kā O 2, H 2 O, H 2 S un SCl 2 tie ir divvērtīgi.

Tā kā bez parastajām kovalentajām saitēm molekulās var veidoties saite ar donora-akceptora mehānismu, atomu valence ir atkarīga arī no vientuļo elektronu pāru un brīvo elektronu orbitāļu klātbūtnes. Valences kvantitatīvais rādītājs ir ķīmisko saišu skaits, caur kurām dotais atoms ir savienots ar citiem atomiem.

Elementu maksimālā valence, kā likums, nevar pārsniegt tās grupas skaitu, kurā tie atrodas. Izņēmums ir pirmās grupas Cu, Ag, Au sekundārās apakšgrupas elementi, kuru valence savienojumos ir lielāka par vienu. Valences elektroni galvenokārt ietver ārējo slāņu elektronus, taču sānu apakšgrupu elementiem ķīmiskās saites veidošanā piedalās arī priekšpēdējo (pirms ārējo) slāņu elektroni.

5.1.6. Elementu valence normālā un ierosinātā stāvoklī

Vairākuma valence ķīmiskie elementi ir atkarīgs no tā, vai šie elementi atrodas normālā vai satrauktā stāvoklī. Li atoma elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 1. Litija atomam ārējā līmenī ir viens nepāra elektrons, t.i. litijs ir monovalents. Lai iegūtu trīsvērtīgo litiju, ir nepieciešami ļoti lieli enerģijas izdevumi, kas saistīti ar 1s elektrona pāreju uz 2p orbitāli. Šis enerģijas patēriņš ir tik liels, ka to nekompensē ķīmisko saišu veidošanās laikā izdalītā enerģija. Šajā sakarā nav trīsvērtīgu litija savienojumu.

Berilija apakšgrupas ns 2 elementu ārējā elektroniskā slāņa konfigurācija. Tas nozīmē, ka šo elementu ārējā elektronu slānī ns šūnas orbitālē atrodas divi elektroni ar pretējiem spiniem. Berilija apakšgrupas elementi nesatur nepāra elektronus, tāpēc to valence normālā stāvoklī ir nulle. Ierosinātā stāvoklī berilija apakšgrupas elementu elektroniskā konfigurācija ir ns 1 nр 1, t.i. elementi veido savienojumus, kuros tie ir divvērtīgi.

Bora atoma valences iespējas

Apskatīsim bora atoma elektronisko konfigurāciju pamatstāvoklī: 1s 2 2s 2 2p 1. Bora atoms pamatstāvoklī satur vienu nepāra elektronu (5.5. att.), t.i. tas ir monovalents. Tomēr boram nav raksturīgi tādu savienojumu veidošanās, kuros tas ir vienvērtīgs. Ierosinot bora atomu, viens 2s elektrons pāriet uz 2p orbitāli (5.5. att.). Bora atomam ierosinātā stāvoklī ir 3 nepāra elektroni, un tas var veidot savienojumus, kuros tā valence ir trīs.

Rīsi. 5.5. Bora atoma valences stāvokļi normālā un ierosinātā stāvoklī

Enerģiju, kas iztērēta atoma pārejai uz ierosinātu stāvokli vienā enerģijas līmenī, parasti vairāk nekā kompensē enerģija, kas izdalās papildu saišu veidošanās laikā.

Tā kā bora atomā ir viena brīva 2p orbitāle, savienojumos esošais bors var veidot ceturto kovalento saiti, kas darbojas kā elektronu pāra akceptors. 5.6. attēlā parādīts, kā BF molekula mijiedarbojas ar F – jonu, kā rezultātā veidojas – jons, kurā bors veido četras kovalentās saites.

Rīsi. 5.6. Donora-akceptora mehānisms ceturtās kovalentās saites veidošanai pie bora atoma

Slāpekļa atoma valences iespējas

Aplūkosim slāpekļa atoma elektronisko uzbūvi (5.7. att.).

Rīsi. 5.7. Elektronu sadalījums slāpekļa atoma orbitālēs

No attēlotās diagrammas ir skaidrs, ka slāpeklim ir trīs nepāra elektroni, tas var veidot trīs ķīmiskās saites un tā valence ir trīs. Slāpekļa atoma pāreja uz ierosinātu stāvokli nav iespējama, jo otrajā enerģijas līmenī nav d-orbitāļu. Tajā pašā laikā slāpekļa atoms var nodrošināt atsevišķu ārējo elektronu 2s 2 elektronu pāri atomam, kuram ir brīva orbitāle (akceptors). Rezultātā rodas ceturtā slāpekļa atoma ķīmiskā saite, kā tas notiek, piemēram, amonija jonā (5.2. att.). Tādējādi slāpekļa atoma maksimālā kovalente (izveidoto kovalento saišu skaits) ir četras. Savos savienojumos slāpeklis, atšķirībā no citiem piektās grupas elementiem, nevar būt piecvērtīgs.

Fosfora, sēra un halogēna atomu valences iespējas

Atšķirībā no slāpekļa, skābekļa un fluora atomiem, fosfora, sēra un hlora atomiem, kas atrodas trešajā periodā, ir brīvas 3D šūnas, uz kurām var pāriet elektroni. Kad fosfora atoms ir ierosināts (5.8. att.), uz tā ārējā elektronu slāņa ir 5 nepāra elektroni. Tā rezultātā savienojumos fosfora atoms var būt ne tikai trīs, bet arī piecvērtīgs.

Rīsi. 5.8. Valences elektronu sadalījums pa orbitālēm fosfora atomam ierosinātā stāvoklī

Uzbudinātā stāvoklī sēram papildus divu valencei ir arī četru un sešu valence. Šajā gadījumā 3p un 3s elektroni tiek secīgi savienoti pārī (5.9. att.).

Rīsi. 5.9. Sēra atoma valences iespējas ierosinātā stāvoklī

Ierosinātā stāvoklī visiem V grupas galvenās apakšgrupas elementiem, izņemot fluoru, ir iespējama pirmo p- un pēc tam s-elektronu pāru secīga savienošana. Rezultātā šie elementi kļūst par trīs-, piecvērtīgiem un septiņvērtīgiem (5.10. att.).

Rīsi. 5.10. Hlora, broma un joda atomu valences iespējas ierosinātā stāvoklī

5.1.7. Kovalentās saites garums, enerģija un virziens

Kovalentās saites parasti veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija un virziens.

Kovalentās saites garums

Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem, kas veido šo saiti. To nosaka eksperimentāli ar fizikālām metodēm. Saites garumu var novērtēt, izmantojot aditivitātes likumu, saskaņā ar kuru saites garums AB molekulā ir aptuveni vienāds ar pusi no saišu garumu summas A 2 un B 2 molekulās:

.

No augšas uz leju pa periodiskās elementu sistēmas apakšgrupām ķīmiskās saites garums palielinās, jo šajā virzienā palielinās atomu rādiusi (5.1. tabula). Palielinoties saišu daudzveidībai, tās garums samazinās.

5.1. tabula.

Dažu ķīmisko saišu garums

Komunikācijas enerģija

Saites stiprības mērs ir saites enerģija. Komunikācijas enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārtrauktu saiti un noņemtu šo saiti veidojošos atomus bezgalīgi lielā attālumā viens no otra. Kovalentā saite ir ļoti spēcīga. Tās enerģija svārstās no vairākiem desmitiem līdz vairākiem simtiem kJ/mol. Piemēram, IСl 3 molekulai Ebond ir ≈40, bet N 2 un CO molekulām Ebond ir ≈1000 kJ/mol.

No augšas uz leju pa periodiskās elementu sistēmas apakšgrupām ķīmiskās saites enerģija samazinās, jo saites garums palielinās šajā virzienā (5.1. tabula). Palielinoties saišu daudzveidībai, palielinās tās enerģija (5.2. tabula).

5.2. tabula.

Dažu ķīmisko saišu enerģijas

Kovalento saišu piesātinājums un virziens

Kovalentās saites svarīgākās īpašības ir tās piesātinājums un virziens. Piesātināmību var definēt kā atomu spēju veidot ierobežotu skaitu kovalento saišu. Tādējādi oglekļa atoms var veidot tikai četras kovalentās saites, bet skābekļa atoms var veidot divas. Maksimālais parasto kovalento saišu skaits, ko atoms var veidot (izņemot saites, ko veido donora-akceptora mehānisms), ir vienāds ar nepāra elektronu skaitu.

Kovalentajām saitēm ir telpiskā orientācija, jo orbitāļu pārklāšanās atsevišķas saites veidošanās laikā notiek pa līniju, kas savieno atomu kodolus. Molekulas elektronu orbitāļu telpiskais izvietojums nosaka tās ģeometriju. Leņķus starp ķīmiskajām saitēm sauc par saišu leņķiem.

Kovalentās saites piesātinājums un virziens atšķir šo saiti no jonu saites, kas atšķirībā no kovalentās saites ir nepiesātināta un bez virziena.

H 2 O un NH 3 molekulu telpiskā struktūra

Aplūkosim kovalentās saites virzienu, izmantojot H 2 O un NH 3 molekulu piemēru.

H 2 O molekula veidojas no skābekļa atoma un diviem ūdeņraža atomiem. Skābekļa atomam ir divi nepāra p elektroni, kas aizņem divas orbitāles, kas atrodas taisnā leņķī viena pret otru. Ūdeņraža atomos ir nepāra 1s elektroni. Leņķim starp saitēm, ko veido p-elektroni, jābūt tuvu leņķim starp p-elektronu orbitālēm. Tomēr eksperimentāli tika konstatēts, ka leņķis starp O-H saitēm ūdens molekulā ir 104,50. Leņķa palielināšanos salīdzinājumā ar 90 o leņķi var izskaidrot ar atgrūšanas spēkiem, kas darbojas starp ūdeņraža atomiem, att. 5.11. Tādējādi H 2 O molekulai ir leņķiska forma.

NH 3 molekulas veidošanā piedalās trīs nepāra slāpekļa atoma p-elektroni, kuru orbitāles atrodas trīs savstarpēji perpendikulāros virzienos. Tāpēc trim N–H saitēm jāatrodas vienai pret otru tuvu 90° leņķī (5.11. att.). Leņķa eksperimentālā vērtība starp saitēm NH 3 molekulā ir 107,3°. Atšķirība starp leņķiem starp saitēm un teorētiskajām vērtībām, tāpat kā ūdens molekulas gadījumā, ir saistīta ar ūdeņraža atomu savstarpēju atgrūšanu. Turklāt iesniegtajās shēmās nav ņemta vērā iespēja, ka ķīmisko saišu veidošanā var piedalīties divi elektroni 2s orbitālēs.

Rīsi. 5.11. Elektronisko orbitāļu pārklāšanās ķīmisko saišu veidošanās laikā H 2 O (a) un NH 3 (b) molekulās

Apskatīsim BeC1 2 molekulas veidošanos. Berilija atomam ierosinātā stāvoklī ir divi nepāra elektroni: 2s un 2p. Var pieņemt, ka berilija atomam ir jāveido divas saites: viena saite, ko veido s-elektrons, un viena saite, ko veido p-elektrons. Šīm saitēm jābūt ar dažādu enerģiju un dažādu garumu. BeCl 2 molekulai šajā gadījumā jābūt nevis lineārai, bet leņķiskai. Tomēr pieredze rāda, ka BeCl 2 molekulai ir lineāra struktūra un abas ķīmiskās saites tajā ir līdzvērtīgas. Līdzīga situācija vērojama, ja ņem vērā BCl 3 un CCl 4 molekulu struktūru – visas saites šajās molekulās ir līdzvērtīgas. BC1 3 molekulai ir plakana struktūra, CC1 4 ir tetraedriska struktūra.

Lai izskaidrotu tādu molekulu kā BeCl 2, BCl 3 un CCl 4 struktūru, Polings un Sleiters(ASV) ieviesa atomu orbitāļu hibridizācijas jēdzienu. Viņi ierosināja aizstāt vairākas atomu orbitāles, kuru enerģija ļoti neatšķiras, ar tādu pašu skaitu līdzvērtīgu orbitāļu, ko sauc par hibrīdām. Šīs hibrīdās orbitāles sastāv no atomu orbitālēm to lineārās kombinācijas rezultātā.

Pēc L. Paulinga domām, ja ķīmiskās saites veidojas atomam, kura vienā slānī ir dažāda veida elektroni un līdz ar to enerģētikā nav ļoti atšķirīgas (piemēram, s un p), ir iespējams mainīt orbitāļu konfigurāciju. dažādi veidi, kuros notiek to formas un enerģijas izlīdzināšana. Rezultātā veidojas hibrīdas orbitāles, kurām ir asimetriska forma un kuras ir ļoti izstieptas vienā kodola pusē. Svarīgi uzsvērt, ka hibridizācijas modelis tiek izmantots, ja saišu veidošanā ir iesaistīti dažāda veida elektroni, piemēram, s un p.

5.1.8.2. Dažādi veidi atomu orbitālā hibridizācija

sp hibridizācija

Viena hibridizācija s- un viens R- orbitāles ( sp- hibridizācija) tiek realizēts, piemēram, berilija hlorīda veidošanās laikā. Kā parādīts iepriekš, ierosinātā stāvoklī Be atomam ir divi nepāra elektroni, no kuriem viens aizņem 2s orbitāli, bet otrs aizņem 2p orbitāli. Veidojot ķīmisko saiti, šīs divas dažādās orbitāles tiek pārveidotas par divām identiskām hibrīdorbitālēm, kas vērstas viena pret otru 180° leņķī (5.12. att.). Divu hibrīdu orbitāļu lineārais izvietojums atbilst to minimālajai atgrūšanai viena no otras. Rezultātā BeCl 2 molekulai ir lineāra struktūra – visi trīs atomi atrodas uz vienas līnijas.

Rīsi. 5.12. Elektronu orbitāļu pārklāšanās diagramma BeCl 2 molekulas veidošanās laikā

Acetilēna molekulas struktūra; sigma un pi saites

Apskatīsim elektronisko orbitāļu pārklāšanās diagrammu acetilēna molekulas veidošanās laikā. Acetilēna molekulā katrs oglekļa atoms ir sp-hibrīda stāvoklī. Divas sp-hibrīda orbitāles atrodas viena pret otru 1800 leņķī; tie veido vienu σ saiti starp oglekļa atomiem un divas σ saites ar ūdeņraža atomiem (5.13. att.).

Rīsi. 5.13. S-saišu veidošanās shēma acetilēna molekulā

σ saite ir saite, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā pa līniju, kas savieno atomu kodolus.

Katrs oglekļa atoms acetilēna molekulā satur vēl divus p-elektronus, kas nepiedalās σ saišu veidošanā. Šo elektronu elektronu mākoņi atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs un, savstarpēji pārklājoties, veido vēl divas π saites starp oglekļa atomiem nehibrīda sānu pārklāšanās dēļ. R–mākoņi (5.14. att.).

π saite ir kovalenta ķīmiskā saite, kas veidojas elektronu blīvuma palielināšanās rezultātā abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus.

Rīsi. 5.14. σ - un π - saišu veidošanās shēma acetilēna molekulā.

Tādējādi acetilēna molekulā starp oglekļa atomiem veidojas trīskāršā saite, kas sastāv no vienas σ - saites un divām π - saitēm; σ -saites ir stiprākas par π-saitēm.

sp2 hibridizācija

BCl 3 molekulas uzbūvi var izskaidrot ar sp 2- hibridizācija. Bora atoms ierosinātā stāvoklī uz ārējā elektronu slāņa satur vienu s-elektronu un divus p-elektronus, t.i. trīs nepāra elektroni. Šos trīs elektronu mākoņus var pārvērst trīs līdzvērtīgās hibrīdorbitālēs. Trīs hibrīdu orbitāļu minimālā atgrūšanās viena no otras atbilst to atrašanās vietai vienā plaknē 120 o leņķī viena pret otru (5.15. att.). Tādējādi BCl 3 molekulai ir plakana forma.

Rīsi. 5.15. BCl 3 molekulas plakana struktūra

sp 3 - hibridizācija

Oglekļa atoma valences orbitāles (s, р x, р y, р z) var pārvērst četrās līdzvērtīgās hibrīdorbitālēs, kuras atrodas telpā 109,5 o leņķī viena pret otru un ir vērstas uz tetraedra virsotnēm. , kura centrā atrodas oglekļa atoma kodols (5.16. att.).

Rīsi. 5.16. Metāna molekulas tetraedriskā struktūra

5.1.8.3. Hibridizācija, kas ietver vientuļus elektronu pārus

Hibridizācijas modeli var izmantot, lai izskaidrotu molekulu struktūru, kuras papildus saistošajām satur arī atsevišķus elektronu pārus. Ūdens un amonjaka molekulās kopējais skaits centrālā atoma elektronu pāri (O un N) ir vienādi ar četriem. Tajā pašā laikā ūdens molekulai ir divi, un amonjaka molekulai ir viens vientuļš elektronu pāris. Ķīmisko saišu veidošanos šajās molekulās var izskaidrot, pieņemot, ka hibrīda orbitāles var aizpildīt arī vientuļi elektronu pāri. Vientuļie elektronu pāri telpā aizņem daudz vairāk vietas nekā savienojošie elektronu pāri. Atgrūšanās rezultātā, kas notiek starp vientuļajiem un savienojošajiem elektronu pāriem, ūdens un amonjaka molekulās samazinās saites leņķi, kas izrādās mazāki par 109,5 o.

Rīsi. 5.17. sp 3 – hibridizācija, kas ietver vientuļu elektronu pārus H 2 O (A) un NH 3 (B) molekulās

5.1.8.4. Hibridizācijas veida noteikšana un molekulu struktūras noteikšana

Lai noteiktu hibridizācijas veidu un līdz ar to arī molekulu struktūru, ir jāizmanto šādi noteikumi.

1. Centrālā atoma, kas nesatur vientuļus elektronu pārus, hibridizācijas veidu nosaka sigmasaišu skaits. Ja ir divas šādas saites, notiek sp-hibridizācija, trīs - sp 2 -hibridizācija, četras - sp 3 -hibridizācija. Vientuļo elektronu pāru (ja nav donora-akceptora mehānisma veidotu saišu) nav molekulās, kuras veido berilija, bora, oglekļa, silīcija atomi, t.i. galveno apakšgrupu II - IV grupas elementos.

2. Ja centrālais atoms satur vientuļus elektronu pārus, tad hibrīda orbitāļu skaitu un hibridizācijas veidu nosaka sigma saišu un vientuļo elektronu pāru skaita summa. Hibridizācija, kurā iesaistīti vientuļi elektronu pāri, notiek molekulās, kuras veido slāpekļa, fosfora, skābekļa, sēra atomi, t.i. V un VI grupas galveno apakšgrupu elementi.

3. Molekulu ģeometrisko formu nosaka centrālā atoma hibridizācijas veids (5.3. tabula).

5.3. tabula.

Saites leņķi, molekulu ģeometriskā forma atkarībā no hibrīda orbitāļu skaita un centrālā atoma hibridizācijas veida

5.2. Jonu saite

Jonu saite notiek ar elektrostatisko pievilcību starp pretēji lādētiem joniem. Šie joni veidojas elektronu pārnešanas rezultātā no viena atoma uz otru. Jonu saite veidojas starp atomiem, kuriem ir lielas elektronegativitātes atšķirības (parasti lielāka par 1,7 pēc Polinga skalas), piemēram, starp sārmu metālu un halogēna atomiem.

Apskatīsim jonu saites rašanos, izmantojot NaCl veidošanās piemēru. No atomu Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 un Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 elektroniskajām formulām ir skaidrs, ka, lai pabeigtu ārējo līmeni, nātrija atomam ir vieglāk atteikties no viena elektrona. nekā pievienot septiņus, un hlora atomam ir vieglāk pievienot vienu, nekā atdot septiņus. IN ķīmiskās reakcijas Nātrija atoms atdod vienu elektronu, un hlora atoms to pieņem. Rezultātā nātrija un hlora atomu elektroniskie apvalki tiek pārveidoti par stabiliem cēlgāzu elektroniskajiem apvalkiem (nātrija katjona elektroniskā konfigurācija ir Na + 1s 2 2s 2 2p 6, un hlora anjona elektroniskā konfigurācija Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Jonu elektrostatiskā mijiedarbība noved pie NaCl molekulas veidošanās.

Jonu saišu pamatīpašības un jonu savienojumu īpašības

1. Jonu saite ir spēcīga ķīmiskā saite. Šīs saites enerģija ir aptuveni 300–700 kJ/mol.

2. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir bez virziena, jo jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus jebkurā virzienā.

3. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir nepiesātināts, jo pretējās zīmes jonu mijiedarbība neizraisa pilnīgu to spēka lauku savstarpēju kompensāciju.

4. Veidojot molekulas ar jonu saiti, nenotiek pilnīga elektronu pārnešana, līdz ar to simtprocentīgas jonu saites dabā nepastāv. NaCl molekulā ķīmiskā saite ir tikai 80% jonu.

5. Savienojumi ar jonu saitēm ir cieti kristāliskas vielas, ar augstu kušanas un viršanas temperatūru.

6. Lielākā daļa jonu savienojumu šķīst ūdenī. Jonu savienojumu šķīdumi un kausējumi vada elektrisko strāvu.

5.3. Metāla savienojums

Metāla atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu valences elektronu. Tā kā metālu atomu jonizācijas enerģija ir zema, valences elektroni šajos atomos ir vāji saglabāti. Tā rezultātā metālu kristāliskajā režģī parādās pozitīvi lādēti joni un brīvie elektroni. Šajā gadījumā metāla katjoni atrodas to kristāla režģa mezglos, un elektroni brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā, veidojot tā saukto "elektronu gāzi". Negatīvi lādēta elektrona klātbūtne starp diviem katjoniem izraisa katra katjona mijiedarbību ar šo elektronu. Tādējādi metāliskā saite ir saite starp pozitīvajiem joniem metāla kristālos, kas notiek, piesaistot elektronus, kas brīvi pārvietojas pa visu kristālu.

Tā kā valences elektroni metālā ir vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu, metāliskā saite, tāpat kā jonu saite, ir nevirziena saite. Atšķirībā no kovalentās saites, metāliskā saite ir nepiesātināta saite. No kovalentās saites metāla savienojums Tas atšķiras arī ar izturību. Metāla saites enerģija ir aptuveni trīs līdz četras reizes mazāka nekā kovalentās saites enerģija.

Pateicoties elektronu gāzes augstajai mobilitātei, metāliem ir raksturīga augsta elektriskā un siltuma vadītspēja.

5.4. Ūdeņraža saite

Savienojumu HF, H 2 O, NH 3 molekulās ir ūdeņraža saites ar stipri elektronegatīvu elementu (H–F, H–O, H–N). Starp šādu savienojumu molekulām var veidoties starpmolekulārās ūdeņraža saites. Dažās organiskās molekulās, kas satur H-O, H-N saites, intramolekulāras ūdeņraža saites.

Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji donors-akceptors. Šajā gadījumā elektronu pāra donors ir spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms, un akceptors ir ar šiem atomiem saistītie ūdeņraža atomi. Tāpat kā kovalentās saites, arī ūdeņraža saites raksturo fokuss kosmosā un piesātināmība.

Ūdeņraža saites parasti apzīmē ar punktiem: H ··· F. Jo spēcīgāka ir ūdeņraža saite, jo lielāka ir partneratoma elektronegativitāte un jo mazāks ir tā izmērs. Tas galvenokārt raksturīgs fluora savienojumiem, kā arī skābeklim, mazākā mērā slāpeklim un vēl mazākā mērā hloram un sēram. Attiecīgi mainās arī ūdeņraža saites enerģija (5.4. tabula).

5.4. tabula.

Ūdeņraža saišu enerģijas vidējās vērtības

Starpmolekulārā un intramolekulāra ūdeņraža saite

Pateicoties ūdeņraža saitēm, molekulas apvienojas dimēros un sarežģītākos asociētos veidos. Piemēram, skudrskābes dimēra veidošanos var attēlot ar šādu diagrammu (5.18. att.).

Rīsi. 5.18. Starpmolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās skudrskābē

Ūdenī var parādīties garas (H 2 O) n asociēto savienojumu ķēdes (5.19. att.).

Rīsi. 5.19. Asociēto savienojumu ķēdes veidošanās šķidrā ūdenī starpmolekulāro ūdeņraža saišu dēļ

Katra H2O molekula var veidot četras ūdeņraža saites, bet HF molekula var veidot tikai divas.

Ūdeņraža saites var rasties gan starp dažādām molekulām (starpmolekulārā ūdeņraža saite), gan molekulas iekšienē (intramolekulārā ūdeņraža saite). Dažu organisko vielu intramolekulāro saišu veidošanās piemēri ir parādīti attēlā. 5.20.

Rīsi. 5.20. Intramolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās dažādu organisko savienojumu molekulās

Ūdeņraža saites ietekme uz vielu īpašībām

Ērtākais starpmolekulāro ūdeņraža saišu esamības rādītājs ir vielas viršanas temperatūra. Ūdens augstāka viršanas temperatūra (100 o C, salīdzinot ar skābekļa apakšgrupas elementu ūdeņraža savienojumiem (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) ir skaidrojama ar ūdeņraža saišu klātbūtni: starpmolekulāro iznīcināšanai ir jātērē papildu enerģija. ūdeņraža saites ūdenī.

Ūdeņraža saite var būtiski ietekmēt vielu struktūru un īpašības. Starpmolekulāro ūdeņraža saišu esamība paaugstina vielu kušanas un viršanas temperatūru. Intramolekulāras ūdeņraža saites klātbūtne izraisa dezoksiribonukleīnskābes (DNS) molekulas salocīšanu ūdenī dubultā spirālē.

Ūdeņraža saitei ir arī svarīga loma šķīdināšanas procesos, jo šķīdība ir atkarīga arī no savienojuma spējas veidot ūdeņraža saites ar šķīdinātāju. Tā rezultātā vielas, kas satur OH grupas, piemēram, cukurs, glikoze, spirti un karbonskābes, parasti labi šķīst ūdenī.

5.5. Kristālu režģu veidi

Cietām vielām parasti ir kristāliska struktūra. Daļiņas, kas veido kristālus (atomi, joni vai molekulas), atrodas stingri noteiktos telpas punktos, veidojot kristāla režģi. Kristālrežģis sastāv no elementāršūnām, kas saglabā konkrētajam režģim raksturīgās struktūras iezīmes. Punktus, kuros atrodas daļiņas, sauc kristāla režģa mezgli. Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas režģu vietās un no savienojuma veida starp tām, izšķir 4 kristāla režģu veidus.

5.5.1. Atomu kristāla režģis

Atomu kristāla režģu mezglos atrodas atomi, kas viens ar otru savienoti ar kovalentām saitēm. Vielas, kurām ir atomu režģis, ir dimants, silīcijs, karbīdi, silicīdi utt. Atomu kristāla struktūrā nav iespējams izolēt atsevišķas molekulas, viss kristāls tiek uzskatīts par vienu milzu molekulu. Dimanta struktūra ir parādīta attēlā. 5.21. Dimants sastāv no oglekļa atomiem, no kuriem katrs ir saistīts ar četriem blakus esošajiem atomiem. Sakarā ar to, ka kovalentās saites ir spēcīgas, visas vielas ar atomu režģi ir ugunsizturīgas, cietas un maz gaistošas. Tie nedaudz šķīst ūdenī.

Rīsi. 5.21. Dimanta kristāla režģis

5.5.2. Molekulārais kristāla režģis

Molekulāro kristāla režģu mezglos atrodas molekulas, kas savienotas viena ar otru ar vājiem starpmolekulāriem spēkiem. Tāpēc vielām ar molekulāro režģi ir zema cietība, tās ir kausējamas, tām raksturīga ievērojama nepastāvība, nedaudz šķīst ūdenī, un to šķīdumi, kā likums, nevada elektrisko strāvu. Ir zināmas daudzas vielas ar molekulāro kristālisko režģi. Tie ir cietais ūdeņradis, hlors, oglekļa monoksīds (IV) un citas vielas, kuras, kad normāla temperatūra atrodas gāzveida stāvoklī. Lielākajai daļai kristālisko organisko savienojumu ir molekulārais režģis.

5.5.3. Jonu kristāla režģis

Tiek saukti kristāla režģi, kuru mezglos ir joni jonu. Tos veido vielas ar jonu saitēm, piemēram, sārmu metālu halogenīdi. Jonu kristālos atsevišķas molekulas nevar atšķirt visu kristālu par vienu makromolekulu. Saites starp joniem ir spēcīgas, tāpēc vielām ar jonu režģi ir zema nepastāvība, augstas temperatūras kušana un vārīšana. Nātrija hlorīda kristāliskais režģis ir parādīts attēlā. 5.22.

Rīsi. 5.22. Nātrija hlorīda kristāla režģis

Šajā attēlā gaišās bumbiņas ir Na+ joni, tumšās – Cl – joni. Attēlā pa kreisi. 5.22. attēlā parādīta NaCl vienības šūna.

5.5.4. Metāla kristāla režģis

Cietā stāvoklī esošie metāli veido metāliskus kristāla režģus. Šādu režģu vietās ir pozitīvi metālu joni, un starp tiem brīvi pārvietojas valences elektroni. Elektroni elektrostatiski piesaista katjonus, tādējādi nodrošinot metāla režģa stabilitāti. Šī režģa struktūra nosaka metālu augsto siltumvadītspēju, elektrovadītspēju un plastiskumu - mehāniskās deformācijas laikā nenotiek saišu pārrāvums un kristāla iznīcināšana, jo joni, kas to veido, šķiet, peld elektronu gāzes mākonī. Attēlā 5.23. attēlā parādīts nātrija kristāliskais režģis.

Rīsi. 5.23. Nātrija kristāla režģis

Atbilde uz 1. (1) jautājumu.

Tā kā ūdeņraža un fosfora EO vērtības ir vienādas, ķīmiskā saite PH 3 molekulā būs kovalenta nepolāra.

Atbilde uz 2. (2) jautājumu.

es a) S2 molekulā saite ir kovalenta nepolāra, jo to veido viena un tā paša elementa atomi. Savienojuma izveides shēma būs šāda:
Sērs ir VI grupas galvenās apakšgrupas elements. Sēra atomu ārējā apvalkā ir 6 elektroni. Būs divi nepāra elektroni (8-6=2).
Apzīmēsim ārējos elektronus ar , tad sēra molekulas veidošanās shēma izskatīsies šādi:

vai S=S
b) K 2 O molekulā saite ir jonu, jo to veido metālu un nemetālu elementu atomi.
Kālijs ir galvenās apakšgrupas pirmās grupas elements, metāls. Tā atomam ir vieglāk atdot 1 elektronu, nekā pieņemt trūkstošos 7 elektronus:

2. Skābeklis ir nemetāls, VI grupas galvenās apakšgrupas elements. Tā atomam ir vieglāk pieņemt 2 elektronus, ar kuriem nepietiek, lai pabeigtu ārējo līmeni, nekā atdot 6 elektronus no ārējā līmeņa:

Atradīsim mazāko kopējo daudzkārtni starp izveidoto jonu lādiņiem, tas ir vienāds ar 2(2 . 1). Lai kālija atomi atdotu 2 elektronus, jums ir jāņem 2 atomi, lai skābekļa atomi varētu uzņemt 2 elektronus, jums ir jāņem 1 atoms, tāpēc kālija oksīda veidošanās shēma izskatīsies šādi:

c) H 2 S molekulā saite ir kovalentā polārā, jo to veido elementu atomi ar dažādu EO. Ķīmiskās saites veidošanās būs šāda:
Sērs ir VI grupas galvenās apakšgrupas elements. Tās atomu ārējā apvalkā ir 6 elektroni. Būs 2 nepāra elektroni (8-6=2).
Ūdeņradis ir 1. grupas galvenās apakšgrupas elements. Tās atomi ārējā apvalkā satur 1 elektronu. Viens elektrons ir nesapārots (ūdeņraža atomam divu elektrodu līmenis ir pilnīgs).
Apzīmēsim attiecīgi sēra un ūdeņraža atomu ārējos elektronus:

Sērūdeņraža molekulā kopīgie elektronu pāri tiek novirzīti uz elektronnegatīvāko atomu - sēru:

1. a) N2 molekulā kovalentā saite ir nepolāra, jo to veido viena un tā paša elementa atomi. Savienojuma izveides shēma ir šāda:
Slāpeklis ir V grupas galvenās apakšgrupas elements. Tās atomu ārējā apvalkā ir 5 elektroni. Ir trīs nepāra elektroni (8 -5 = 3).
Slāpekļa atoma ārējos elektronus apzīmēsim ar punktiem:

b) Li 3 H molekulā saite ir jonu, jo to veido metālu un nemetālu elementu atomi.
Litijs ir I grupas galvenās apakšgrupas elements, metāls. Tā atomam ir vieglāk atdot 1 elektronu, nekā pieņemt trūkstošos 7 elektronus:

Slāpeklis ir V grupas galvenās apakšgrupas elements, nemetāls. Tā atomam ir vieglāk pieņemt 3 elektronus, ar kuriem nepietiek, lai pabeigtu ārējo līmeni, nekā atdot piecus elektronus no ārējā līmeņa:

Atradīsim mazāko kopējo daudzkārtni starp izveidoto jonu lādiņiem, tas ir vienāds ar 3(3: 1 = 3). Lai litija atomi atdotu 3 elektronus, ir nepieciešami 3 atomi, lai slāpekļa atomi varētu pieņemt 3 elektronus, nepieciešams tikai viens atoms:

c) NCl 3 molekulā saite ir kovalentā polārā, jo to veido nemetālu elementu atomi ar dažādām EO vērtībām. Savienojuma izveides shēma ir šāda:
Slāpeklis ir V grupas galvenās apakšgrupas elements. Tās atomu ārējā apvalkā ir 5 elektroni. Būs trīs nepāra elektroni (8-5=3).
Hlors ir VII grupas galvenās apakšgrupas elements. Tās atomi ārējā apvalkā satur 7 elektronus. 1 elektrons paliek nesapārots (8 – 7 = 1). Apzīmēsim attiecīgi slāpekļa un hlora atomu ārējos elektronus:

Kopējie elektronu pāri tiek novirzīti uz slāpekļa atomu, jo tas ir elektronnegatīvāks:

Atbilde uz 3. (3) jautājumu.

Saite HCl molekulā ir mazāk polāra nekā HF molekulā, jo EO sērijā hlors un ūdeņradis atrodas mazāk tālu viens no otra nekā fluors un ūdeņradis.

Atbilde uz 4. (4) jautājumu.

Kovalentā ķīmiskā saite veidojas, daloties ar ārējiem elektroniem. Pēc kopējo elektronu pāru skaita tas var būt viens, dubults vai trīskāršs, un pēc to veidojošo atomu elektronegativitātes - kovalentais polārais un kovalentais nepolārs.