Opțiunea 1.

2. Numărul de perechi de electroni partajați într-o moleculă de clor:
B. Trei.

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

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

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

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

7. Substanța X din seria transformărilor CO2→ X→Ca(HCO3)2→ CO2 are formula:
B. CaCO3.

8. Cationul care reacţionează la anionul clorură este:
B. Ag+.

D. H2S04 şi MgO.

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

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

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

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

15. Numiți un element chimic care are un izotop al cărui nucleu este lipsit de neutroni.
hidrogen

Opțiunea 2.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

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

3. O legătură covalentă nepolară este prezentă într-o moleculă a unei substanțe a cărei formulă este:
A. N2.

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

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

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

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

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

9. Este posibilă o reacție chimică între substanțe ale căror formule sunt:
B. P2O5 și NaOH.

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

PARTEA B. Întrebări cu răspuns liber

12. Luați în considerare transformarea 2 din sarcina 11 din punctul de vedere al OVR.
2 MgS-2 + 3О20 = 2MgО-2 + 2S+4О2-2,
S-2 → S+4, -6e, agent reducător
O20 → 2O-2 +2*2е, agent oxidant

13. Din sarcina 11, selectați o reacție de schimb ionic și scrieți-o în formă ionică.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

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

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

Opțiunea 3.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

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

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

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

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

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

7. Substanța X din seria transformărilor РН3→ Р2О5 → X→ Ca3(РО4)2 are formula:
A. H3PO4.

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

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

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

PARTEA B. Întrebări cu răspuns liber

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

13. Din sarcina 11, selectați o reacție de schimb ionic și scrieți-o în formă ionică.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Si032- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Calculați masa (în kg) de clorură de amoniu, care se formează prin interacțiunea a 11,2 m3 de acid clorhidric cu excesul de amoniac.
HCl + NH3 = NH4CI
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. Aranjați elementele chimice fosfor, oxigen, sulf, clor în ordine crescătoare a proprietăților nemetalice.
Fosfor, sulf, oxigen, clor

Opțiunea 4.

PARTEA A. Teste cu alegere multiplă

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

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

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

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

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

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

8. Reactivul cationic pentru anionul fosfat este:
G. Ag+.

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

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

PARTEA B. Întrebări cu răspuns liber

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

13. Din sarcina 11, selectați o reacție de schimb ionic și scrieți-o în formă ionică.
HNO3 + KOH =KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

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

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

Testul 4

Subiect: Legături covalente

Opțiunea 1

1. Valența unui atom al unui element chimic în combinație cu legături covalente este egală cu a) numărul de electroni ai acestui atom b) numărul de perechi de electroni comune formate de acest atom c) sarcina nucleului acestui atom atom d) numărul perioadei în care se află acest element

2. Formula moleculei de dioxid de carbon CO 2 se numește

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

3. Câți electroni îi lipsesc atomului de clor înainte de a termina stratul exterior de electroni?

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

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

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

5. Legătura chimică în molecula de brom Br 2

a) ionic b) metalic

c) nepolar covalent d) polar covalent

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

a) nu se modifică

c) scade

d) creşte

a) beriliu b) sodiu

c) magneziu d) litiu

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

a) proprietăţile lor metalice

b) razele atomilor lor

c) proprietăţile lor nemetalice

d) numărul de electroni la nivelul exterior al atomilor

9. Ce sarcină parțială au atomii de azot și respectiv de oxigen în molecula de NO?

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

Opțiunea 2

1. O legătură covalentă este legătură chimică, cauzată de a) formarea de perechi de electroni în comun

b) formarea de perechi de electroni singuri

c) atracţia ionilor cu sarcini opuse

d)) interacțiunea dintre ionii metalici și electronii liberi

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

a) H 2 S b) H – S – H

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

3. Câți electroni îi lipsesc atomului de fosfor înainte de a termina stratul exterior de electroni?

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

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

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

5. Formula unei substanțe cu o legătură nepolară covalentă

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

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

a) nu se modifică

b) mai întâi crește, apoi scade

c) scade

d) creşte

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

a) fluor b) oxigen

c) sulf d) clor

8.Ce sarcină parțială au atomii de bor și, respectiv, de fluor în moleculă?

a) pozitive și negative

b) negativ și negativ

c) pozitive și pozitive

d) negativ și pozitiv

9. Selectați o moleculă care conține o legătură covalentă polară

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

10. Legătura chimică în molecula de amoniac NH 3

a) ionică

b) metal

c) covalent nepolar

d) polar covalent

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

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

b) atomi de metal

c) atomi ai unui metal tipic și atomi ai unui gaz inert

d) atomi nemetalici

2. Formula moleculei de clor Cl : Cl este numit

a) formula moleculară

b) formula grafică

c) formula electronica

d) formula fizică

3. Câți electroni îi lipsesc atomului de oxigen înainte de a termina stratul exterior de electroni?

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

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

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

c) numărul de electroni perechi la nivelul exterior al atomului

d) numărul altor atomi atașați de acest atom

5. Într-un grup, în subgrupul principal, de sus în jos, raza unui atom este de obicei

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

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

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

d) absent

8. Ce sarcină parțială au atomii de oxigen și respectiv de sulf în molecula de SO 2

b) negativ și negativ

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

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

10. Legătura chimică în molecula de sulfură de plumb PbS

a) covalent nepolar b) covalent polar

c) ionic d) metalic

Opțiunea 4

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

a) chimice b) fizice

c) electrice d) nucleare

2. Se numește formula unei molecule de apă H – O – H

a) formula moleculară

b) formula grafică

c) formula electronica

d) formula fizică

3. Câți electroni îi lipsesc unui atom de siliciu înainte de a termina stratul exterior de electroni?

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

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

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

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

a) numărul total de electroni dintr-un atom

b) numărul de electroni din nivelul exterior al atomului

c) numărul de electroni nepereche la nivelul exterior al atomului

d) numărul de electroni perechi la nivelul exterior al atomului

6. În perioada de la metalul alcalin la halogen, raza atomică este de obicei

a) crește b) scade

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

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

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

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

a) deplasat către un atom mai electronegativ

b) este situat la o distanta egala de nucleele atomilor

c) aparține în întregime unuia dintre atomi

d) absent

9. Ce sarcină parțială au atomii de hidrogen și respectiv de azot în molecula de amoniac NH 3?

a) pozitiv și pozitiv

b) negativ și negativ

c) pozitive și negative

d) negativ și pozitiv?

10. Selectați o moleculă care conține o legătură covalentă polară

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

Codificator

Opţiune

№ întrebare

1

2

3

4

5.1. Legătura covalentă

O legătură chimică se formează atunci când doi sau mai mulți atomi se unesc dacă, ca urmare a interacțiunii lor, energia totală a sistemului scade. Cele mai stabile configurații electronice ale învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor sunt cele ale atomilor de gaz nobil, constând din doi sau opt electroni. Învelișurile de electroni exterioare ale atomilor altor elemente conțin de la unu până la șapte electroni, adică sunt neterminate. Când se formează o moleculă, atomii tind să dobândească o înveliș stabilă de doi sau opt electroni. Electronii de valență ai atomilor participă la formarea unei legături chimice.

Covalenta este o legătură chimică între doi atomi, care este formată din perechi de electroni care aparțin simultan acestor doi atomi.

Există două mecanisme de formare legătură covalentă: schimb și donator-acceptator.

5.1.1. Mecanismul de schimb al formării legăturilor covalente

Mecanism de schimb Formarea unei legături covalente se realizează datorită suprapunerii norilor de electroni de electroni aparținând diferiților atomi. De exemplu, când doi atomi de hidrogen se apropie unul de celălalt, orbitalii electronilor 1s se suprapun. Ca urmare, apare o pereche comună de electroni, aparținând simultan ambilor atomi. În acest caz, o legătură chimică este formată din electroni cu spin antiparalel, Fig. 5.1.

Orez. 5.1. Formarea unei molecule de hidrogen din doi atomi de H

5.1.2. Mecanism donor-acceptor pentru formarea legăturilor covalente

Cu mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente, legătura se formează și folosind perechi de electroni. Cu toate acestea, în acest caz, un atom (donator) își oferă perechea de electroni, iar celălalt atom (acceptor) participă la formarea legăturii cu orbitalul său liber. Un exemplu de implementare a unei legături donor-acceptor este formarea ionului de amoniu NH 4 + în timpul interacțiunii amoniacului NH 3 cu cationul de hidrogen H +.

În molecula de NH 3, trei perechi de electroni formează trei legături N – H, a patra pereche de electroni aparținând atomului de azot este singură. Această pereche de electroni poate forma o legătură cu un ion de hidrogen care are un orbital neocupat. Rezultatul este ionul de amoniu NH4+, Fig. 5.2.

Orez. 5.2. Apariția unei legături donor-acceptor în timpul formării ionului de amoniu

Trebuie remarcat faptul că cele patru legături covalente N–H existente în ionul NH 4 + sunt echivalente. În ionul de amoniu este imposibil să se identifice o legătură formată prin mecanismul donor-acceptor.

5.1.3. Legături covalente polare și nepolare

Dacă o legătură covalentă este formată din atomi identici, atunci perechea de electroni este situată la aceeași distanță între nucleele acestor atomi. O astfel de legătură covalentă se numește nepolară. Exemple de molecule cu o legătură covalentă nepolară sunt H2, Cl2, O2, N2 etc.

În cazul unei legături covalente polare, perechea de electroni partajată este deplasată la atomul cu electronegativitate mai mare. Acest tip de legătură se realizează în molecule formate din diferiți atomi. O legătură covalentă polară are loc în moleculele de HCl, HBr, CO, NO etc. De exemplu, formarea unei legături covalente polare într-o moleculă de HCl poate fi reprezentată printr-o diagramă, Fig. 5.3:

Orez. 5.3. Formarea unei legături polare covalente în molecula HC1

În molecula luată în considerare, perechea de electroni este deplasată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa (2.83) este mai mare decât electronegativitatea atomului de hidrogen (2.1).

5.1.4. Momentul dipol și structura moleculară

O măsură a polarității unei legături este momentul ei dipol μ:

μ = e l,

Unde e- sarcina electronilor, l– distanța dintre centrele sarcinilor pozitive și negative.

Momentul dipol este o mărime vectorială. Conceptele de „moment de dipol de legătură” și „moment de dipol al moleculei” coincid numai pentru moleculele biatomice. Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor. Astfel, momentul dipol al unei molecule poliatomice depinde de structura acesteia.

Într-o moleculă de CO 2 liniară, de exemplu, fiecare dintre legăturile C–O este polară. Cu toate acestea, molecula de CO 2 este în general nepolară, deoarece momentele dipolare ale legăturilor se anulează reciproc (Fig. 5.4). Momentul dipolar al moleculei de dioxid de carbon este m = 0.

În molecula unghiulară de H2O, legăturile polare H–O sunt situate la un unghi de 104,5 o. Suma vectorială a momentelor dipolare a două legături H–O este exprimată prin diagonala paralelogramului (Fig. 5.4). Ca urmare, momentul dipol al moleculei de apă m nu este egal cu zero.

Orez. 5.4. Momentele dipolare ale moleculelor de CO 2 și H 2 O

5.1.5. Valența elementelor în compușii cu legături covalente

Valența atomilor este determinată de numărul de electroni nepereche care participă la formarea perechilor de electroni comuni cu electronii altor atomi. Având un electron nepereche pe stratul exterior de electroni, atomii de halogen din moleculele F2, HCl, PBr3 și CCl4 sunt monovalenți. Elementele subgrupului de oxigen conțin doi electroni nepereche în stratul exterior, prin urmare în compuși precum O2, H2O, H2S și SCl2 sunt divalenți.

Deoarece, pe lângă legăturile covalente obișnuite, o legătură poate fi formată în molecule printr-un mecanism donor-acceptor, valența atomilor depinde și de prezența perechilor de electroni singuri și a orbitalilor de electroni liberi. O măsură cantitativă a valenței este numărul de legături chimice prin care un anumit atom este conectat la alți atomi.

Valența maximă a elementelor, de regulă, nu poate depăși numărul grupului în care sunt situate. Excepție fac elementele subgrupului secundar al primului grup Cu, Ag, Au, a căror valență în compuși este mai mare de unu. Electronii de valență includ în primul rând electronii straturilor exterioare, cu toate acestea, pentru elementele subgrupurilor laterale, electronii penultimului strat (pre-exterior) participă și ei la formarea unei legături chimice.

5.1.6. Valența elementelor în stări normale și excitate

Valenta majoritatii elemente chimice depinde dacă aceste elemente sunt în stare normală sau excitată. Configurația electronică a atomului de Li: 1s 2 2s 1. Atomul de litiu de la nivelul exterior are un electron nepereche, adică. litiul este monovalent. Este necesară o cheltuială foarte mare de energie asociată cu tranziția electronului 1s la orbitalul 2p pentru a obține litiu trivalent. Această cheltuială de energie este atât de mare încât nu este compensată de energia eliberată în timpul formării legăturilor chimice. În acest sens, nu există compuși trivalenți de litiu.

Configurația stratului electronic exterior al elementelor subgrupului de beriliu ns 2. Aceasta înseamnă că în stratul exterior de electroni al acestor elemente din orbitalul celulei ns există doi electroni cu spini opuși. Elementele subgrupului de beriliu nu conțin electroni nepereche, deci valența lor în stare normală este zero. În starea excitată, configurația electronică a elementelor subgrupului de beriliu este ns 1 nр 1, adică. elementele formează compuși în care sunt divalenți.

Posibilitățile de valență ale atomului de bor

Să luăm în considerare configurația electronică a atomului de bor în starea fundamentală: 1s 2 2s 2 2p 1. Atomul de bor în starea fundamentală conține un electron nepereche (Fig. 5.5), adică. este monovalent. Totuși, borul nu se caracterizează prin formarea de compuși în care este monovalent. Când un atom de bor este excitat, un electron 2s trece la un orbital 2p (Fig. 5.5). Un atom de bor în stare excitată are 3 electroni nepereche și poate forma compuși în care valența sa este de trei.

Orez. 5.5. Stări de valență ale atomului de bor în stări normale și excitate

Energia cheltuită pentru trecerea unui atom la o stare excitată într-un singur nivel de energie, de regulă, este mai mult decât compensată de energia eliberată în timpul formării de legături suplimentare.

Datorită prezenței unui orbital 2p liber în atomul de bor, borul din compuși poate forma o a patra legătură covalentă, acționând ca un acceptor de pereche de electroni. Figura 5.6 arată modul în care molecula BF interacționează cu ionul F –, rezultând formarea ionului –, în care borul formează patru legături covalente.

Orez. 5.6. Mecanism donor-acceptor pentru formarea celei de-a patra legături covalente la atomul de bor

Posibilitățile de valență ale atomului de azot

Să luăm în considerare structura electronică a atomului de azot (Fig. 5.7).

Orez. 5.7. Distribuția electronilor în orbitalii atomului de azot

Din diagrama prezentată este clar că azotul are trei electroni nepereche, poate forma trei legături chimice și valența sa este de trei. Tranziția atomului de azot la o stare excitată este imposibilă, deoarece al doilea nivel de energie nu conține d-orbitali. În același timp, atomul de azot poate furniza o pereche de electroni singuri de electroni exteriori 2s 2 unui atom care are un orbital liber (acceptor). Ca urmare, apare o a patra legătură chimică a atomului de azot, așa cum este cazul, de exemplu, în ionul de amoniu (Fig. 5.2). Astfel, covalența maximă (numărul de legături covalente formate) a unui atom de azot este de patru. În compușii săi, azotul, spre deosebire de alte elemente din grupa a cincea, nu poate fi pentavalent.

Posibilitățile de valență ale atomilor de fosfor, sulf și halogen

Spre deosebire de atomii de azot, oxigen si fluor, atomii de fosfor, sulf si clor situati in a treia perioada au celule 3d libere catre care se pot transfera electronii. Când un atom de fosfor este excitat (Fig. 5.8), acesta are 5 electroni nepereche pe stratul său exterior de electroni. Ca rezultat, în compuși, atomul de fosfor poate fi nu numai tri-, ci și pentavalent.

Orez. 5.8. Distribuția electronilor de valență în orbitali pentru un atom de fosfor în stare excitată

În starea excitată, sulful, pe lângă o valență de două, prezintă și o valență de patru și șase. În acest caz, electronii 3p și 3s sunt perechi secvențial (Fig. 5.9).

Orez. 5.9. Posibilitățile de valență ale unui atom de sulf în stare excitată

În starea excitată, pentru toate elementele subgrupului principal al grupului V, cu excepția fluorului, este posibilă împerecherea secvențială a primelor perechi de electroni p- și apoi s-. Ca urmare, aceste elemente devin tri-, penta- și heptavalente (Fig. 5.10).

Orez. 5.10. Posibilitățile de valență ale atomilor de clor, brom și iod în stare excitată

5.1.7. Lungimea, energia și direcția unei legături covalente

Legăturile covalente se formează de obicei între atomi nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungimea, energia și direcția.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea unei legături este distanța dintre nucleele atomilor care formează această legătură. Se determină experimental prin metode fizice. Lungimea legăturii poate fi estimată folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A2 și B2:

.

De sus în jos, de-a lungul subgrupurilor sistemului periodic de elemente, lungimea legăturii chimice crește, deoarece razele atomilor cresc în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, lungimea acesteia scade.

Tabelul 5.1.

Lungimea unor legături chimice

Energia de comunicare

O măsură a rezistenței legăturii este energia legăturii. Energia de comunicare determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează acea legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt. Legătura covalentă este foarte puternică. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Pentru o moleculă IСl 3, de exemplu, Ebond este ≈40, iar pentru moleculele de N 2 și CO Ebond este ≈1000 kJ/mol.

De sus în jos, de-a lungul subgrupurilor sistemului periodic de elemente, energia unei legături chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește în această direcție (Tabelul 5.1). Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia acesteia crește (Tabelul 5.2).

Tabelul 5.2.

Energiile unor legături chimice

Saturația și direcționalitatea legăturilor covalente

Cele mai importante proprietăți ale unei legături covalente sunt saturația și direcționalitatea acesteia. Saturabilitatea poate fi definită ca fiind capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Astfel, un atom de carbon poate forma doar patru legături covalente, iar un atom de oxigen poate forma două. Numărul maxim de legături covalente obișnuite pe care le poate forma un atom (excluzând legăturile formate prin mecanismul donor-acceptor) este egal cu numărul de electroni nepereche.

Legăturile covalente au o orientare spațială, deoarece suprapunerea orbitalilor în timpul formării unei singure legături are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomice. Dispunerea spațială a orbitalilor de electroni ai unei molecule determină geometria acesteia. Unghiurile dintre legăturile chimice se numesc unghiuri de legătură.

Saturația și direcționalitatea unei legături covalente distinge această legătură de o legătură ionică, care, spre deosebire de o legătură covalentă, este nesaturată și nedirecțională.

Structura spațială a moleculelor de H 2 O și NH 3

Să luăm în considerare direcția unei legături covalente folosind exemplul moleculelor de H 2 O și NH 3.

Molecula de H 2 O este formată dintr-un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Atomul de oxigen are doi electroni p nepereche, care ocupă doi orbitali situati în unghi drept unul față de celălalt. Atomii de hidrogen au electroni 1s nepereche. Unghiul dintre legăturile formate de electroni p ar trebui să fie apropiat de unghiul dintre orbitalii electronilor p. Cu toate acestea, experimental, s-a descoperit că unghiul dintre legăturile O–H dintr-o moleculă de apă este de 104,50. Creșterea unghiului față de unghiul de 90 o poate fi explicată prin forțele de respingere care acționează între atomii de hidrogen, Fig. 5.11. Astfel, molecula de H 2 O are o formă unghiulară.

Trei electroni p neperechi ai atomului de azot, ai căror orbitali sunt localizați în trei direcții reciproc perpendiculare, participă la formarea moleculei de NH3. Prin urmare, cele trei legături N–H ar trebui să fie situate la unghiuri una față de cealaltă aproape de 90° (Fig. 5.11). Valoarea experimentală a unghiului dintre legăturile din molecula de NH3 este 107,3°. Diferența dintre unghiurile dintre legături și valorile teoretice se datorează, ca și în cazul moleculei de apă, respingerii reciproce a atomilor de hidrogen. În plus, schemele prezentate nu iau în considerare posibilitatea participării a doi electroni în orbitalii 2s la formarea legăturilor chimice.

Orez. 5.11. Suprapunerea orbitalilor electronici în timpul formării legăturilor chimice în moleculele de H 2 O (a) și NH 3 (b)

Să luăm în considerare formarea moleculei BeC1 2. Un atom de beriliu în stare excitată are doi electroni nepereche: 2s și 2p. Se poate presupune că atomul de beriliu ar trebui să formeze două legături: o legătură formată de electronul s și o legătură formată de electronul p. Aceste legături trebuie să aibă energii diferite și lungimi diferite. În acest caz, molecula de BeCl 2 nu ar trebui să fie liniară, ci unghiulară. Totuși, experiența arată că molecula de BeCl 2 are o structură liniară și ambele legături chimice din ea sunt echivalente. O situație similară se observă atunci când se consideră structura moleculelor BCl 3 și CCl 4 - toate legăturile din aceste molecule sunt echivalente. Molecula BC1 3 are o structură plată, CC1 4 are o structură tetraedrică.

Pentru a explica structura moleculelor precum BeCl 2, BCl 3 și CCl 4, Pauling și Slater(SUA) a introdus conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Ei au propus înlocuirea mai multor orbitali atomici, care nu diferă foarte mult în energia lor, cu același număr de orbitali echivalenti, numiți hibridi. Acești orbitali hibrizi sunt alcătuiți din orbitali atomici ca rezultat al combinației lor liniare.

Potrivit lui L. Pauling, atunci când legăturile chimice sunt formate de un atom având electroni de diferite tipuri într-un strat și, prin urmare, nu foarte diferiți în ceea ce privește energia lor (de exemplu, s și p), este posibilă modificarea configurației orbitalilor. de diferite tipuri, în care are loc alinierea lor în formă și energie . Ca rezultat, se formează orbitali hibrizi care au o formă asimetrică și sunt foarte alungiți pe o parte a nucleului. Este important de subliniat faptul că modelul de hibridizare este utilizat atunci când electroni de diferite tipuri, de exemplu s și p, sunt implicați în formarea legăturilor.

5.1.8.2. Diverse tipuri hibridizarea orbitalilor atomici

hibridizarea sp

Hibridizarea unuia s- și unul r- orbitali ( sp- hibridizare) se realizează, de exemplu, în timpul formării clorurii de beriliu. După cum se arată mai sus, într-o stare excitată, un atom Be are doi electroni nepereche, dintre care unul ocupă orbitalul 2s, iar celălalt ocupă orbitalul 2p. Când se formează o legătură chimică, acești doi orbitali diferiți sunt transformați în doi orbitali hibrizi identici, îndreptați la un unghi de 180° unul față de celălalt (Fig. 5.12). Aranjamentul liniar a doi orbitali hibrizi corespunde respingerii lor minime unul față de celălalt. Drept urmare, molecula BeCl 2 are o structură liniară - toți cei trei atomi sunt localizați pe aceeași linie.

Orez. 5.12. Diagrama suprapunerii orbitalelor electronilor în timpul formării unei molecule de BeCl2

Structura moleculei de acetilenă; legături sigma și pi

Să luăm în considerare o diagramă a suprapunerii orbitalilor electronici în timpul formării unei molecule de acetilenă. Într-o moleculă de acetilenă, fiecare atom de carbon este într-o stare sp-hibrid. Doi orbitali sp-hibrizi sunt situati la un unghi de 1800 unul fata de celalalt; ele formează o legătură σ între atomii de carbon și două legături σ cu atomii de hidrogen (Fig. 5.13).

Orez. 5.13. Schema de formare a legăturilor S într-o moleculă de acetilenă

O legătură σ este o legătură formată ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul unei linii care leagă nucleele atomilor.

Fiecare atom de carbon din molecula de acetilenă conține încă doi electroni p, care nu participă la formarea legăturilor σ. Norii de electroni ai acestor electroni sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și, suprapunându-se unul pe altul, formează încă două legături π între atomii de carbon datorită suprapunerii laterale a nehibrizilor. r–nori (Fig. 5.14).

O legătură π este o legătură chimică covalentă formată ca urmare a creșterii densității electronilor de ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor.

Orez. 5.14. Schema formării legăturilor σ - și π - în molecula de acetilenă.

Astfel, în molecula de acetilenă, între atomii de carbon se formează o legătură triplă, care constă dintr-o legătură σ - și două legături π -; σ -legăturile sunt mai puternice decât legăturile π.

hibridizare sp2

Structura moleculei de BCl 3 poate fi explicată în termeni de sp 2- hibridizare. Un atom de bor în stare excitată pe stratul exterior de electroni conține un electron s și doi electroni p, adică. trei electroni nepereche. Acești trei nori de electroni pot fi transformați în trei orbitali hibrizi echivalenti. Repulsia minimă a trei orbitali hibrizi unul față de celălalt corespunde locației lor în același plan la un unghi de 120 o unul față de celălalt (Fig. 5.15). Astfel, molecula de BCl 3 are o formă plată.

Orez. 5.15. Structura plată a moleculei de BCl 3

sp 3 - hibridizare

Orbitalii de valență ai atomului de carbon (s, р x, р y, р z) pot fi transformați în patru orbitali hibride echivalente, care sunt situați în spațiu la un unghi de 109,5 o unul față de celălalt și direcționați către vârfurile tetraedrului , în centrul căruia se află nucleul atomului de carbon (Fig. 5.16).

Orez. 5.16. Structura tetraedrică a moleculei de metan

5.1.8.3. Hibridarea implicând perechi de electroni singuri

Modelul de hibridizare poate fi folosit pentru a explica structura moleculelor care, pe lângă cele de legare, conțin și perechi de electroni singuri. În molecule de apă și amoniac numărul total perechile de electroni ale atomului central (O și N) sunt egale cu patru. În același timp, o moleculă de apă are doi, iar o moleculă de amoniac are o singură pereche de electroni. Formarea legăturilor chimice în aceste molecule poate fi explicată presupunând că perechile singure de electroni pot umple și orbitalii hibrizi. Perechile de electroni singuri ocupă mult mai mult spațiu în spațiu decât cele de legătură. Ca urmare a respingerii care apare între perechile de electroni singuri și de legătură, unghiurile de legătură din moleculele de apă și amoniac scad, care se dovedesc a fi mai mici de 109,5 o.

Orez. 5.17. sp 3 – hibridizare care implică perechi de electroni singuri în molecule H 2 O (A) și NH 3 (B)

5.1.8.4. Stabilirea tipului de hibridizare și determinarea structurii moleculelor

Pentru a stabili tipul de hibridizare și, în consecință, structura moleculelor, trebuie folosite următoarele reguli.

1. Tipul de hibridizare a atomului central, care nu conține perechi singure de electroni, este determinat de numărul de legături sigma. Dacă există două astfel de legături, are loc hibridizarea sp, hibridizarea trei - sp 2, hibridizarea patru - sp 3. Perechile de electroni singuri (în absența legăturilor formate prin mecanismul donor-acceptor) sunt absente în moleculele formate din atomi de beriliu, bor, carbon, siliciu, adică. în elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor II - IV.

2. Dacă atomul central conține perechi de electroni singuri, atunci numărul de orbitali hibrizi și tipul de hibridizare sunt determinate de suma numărului de legături sigma și a numărului de perechi de electroni singuri. Hibridizarea care implică perechi de electroni singuri are loc în molecule formate din atomi de azot, fosfor, oxigen, sulf, i.e. elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor V și VI.

3. Forma geometrică a moleculelor este determinată de tipul de hibridizare a atomului central (Tabelul 5.3).

Tabelul 5.3.

Unghiuri de legătură, forma geometrică a moleculelor în funcție de numărul de orbitali hibrizi și de tipul de hibridizare a atomului central

5.2. Legătura ionică

Legătura ionică are loc prin atracție electrostatică între ionii încărcați opus. Acești ioni se formează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul. O legătură ionică se formează între atomii care au diferențe mari de electronegativitate (de obicei mai mari de 1,7 pe scara Pauling), de exemplu, între atomii de metal alcalin și de halogen.

Să luăm în considerare apariția unei legături ionice folosind exemplul formării NaCl. Din formulele electronice ale atomilor Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 și Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 este clar că pentru a completa nivelul exterior, este mai ușor pentru atomul de sodiu să cedeze un electron decât să adauge șapte și este mai ușor pentru atomul de clor să adauge unul, decât să dea șapte. ÎN reactii chimice Atomul de sodiu cedează un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Ca urmare, învelișurile electronice ale atomilor de sodiu și clor sunt transformate în învelișuri de electroni stabile ale gazelor nobile (configurația electronică a cationului de sodiu este Na + 1s 2 2s 2 2p 6, iar configurația electronică a anionului de clor Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interacțiunea electrostatică a ionilor duce la formarea unei molecule de NaCl.

Caracteristicile de bază ale legăturilor ionice și proprietățile compușilor ionici

1. O legătură ionică este o legătură chimică puternică. Energia acestei legături este de ordinul 300 – 700 kJ/mol.

2. Spre deosebire de o legătură covalentă, legătură ionică este nedirectional, deoarece un ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.

3. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nesaturat, deoarece interacțiunea ionilor de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță.

4. În timpul formării moleculelor cu o legătură ionică, transferul complet de electroni nu are loc, prin urmare, legături ionice sută la sută nu există în natură. În molecula de NaCl, legătura chimică este doar 80% ionică.

5. Compușii cu legături ionice sunt solizi substanțe cristaline, având puncte de topire și de fierbere ridicate.

6. Majoritatea compuşilor ionici sunt solubili în apă. Soluțiile și topiturile compușilor ionici conduc curentul electric.

5.3. Conexiune metalica

Atomii de metal la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni de valență. Deoarece energia de ionizare a atomilor de metal este scăzută, electronii de valență sunt slab reținuți în acești atomi. Ca rezultat, ionii încărcați pozitiv și electronii liberi apar în rețeaua cristalină a metalelor. În acest caz, cationii metalici sunt localizați în nodurile rețelei lor cristaline, iar electronii se mișcă liber în câmpul centrilor pozitivi formând așa-numitul „gaz de electroni”. Prezența unui electron încărcat negativ între doi cationi face ca fiecare cation să interacționeze cu acest electron. Astfel, legătura metalică este legătura dintre ionii pozitivi din cristalele metalice, care are loc prin atracția electronilor care se mișcă liber în tot cristalul.

Deoarece electronii de valență dintr-un metal sunt distribuiți uniform în întregul cristal, o legătură metalică, ca o legătură ionică, este o legătură nedirecțională. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură metalică este o legătură nesaturată. Din legătura covalentă conexiune metalica Diferă și ca durabilitate. Energia unei legături metalice este de aproximativ trei până la patru ori mai mică decât energia unei legături covalente.

Datorită mobilității mari a gazului de electroni, metalele se caracterizează printr-o conductivitate electrică și termică ridicată.

5.4. Legătura de hidrogen

În moleculele compuşilor HF, H 2 O, NH 3, există legături de hidrogen cu un element puternic electronegativ (H–F, H–O, H–N). Între moleculele unor astfel de compuși se pot forma legături intermoleculare de hidrogen. În unele molecule organice care conțin legături H-O, H-N, legături de hidrogen intramoleculare.

Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Ca și legăturile covalente, legăturile de hidrogen se caracterizează prin se concentrezeîn spaţiu şi saturabilitate.

Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte: H ··· F. Cu cât legătura de hidrogen este mai puternică, cu atât electronegativitatea atomului partener este mai mare și dimensiunea acestuia este mai mică. Este caracteristic în primul rând compușilor cu fluor, precum și oxigenului, într-o măsură mai mică azotul și, într-o măsură și mai mică, clorului și sulfului. Energia legăturii de hidrogen se modifică, de asemenea, în consecință (Tabelul 5.4).

Tabelul 5.4.

Valorile medii ale energiilor legăturilor de hidrogen

Legături de hidrogen intermoleculare și intramoleculare

Datorită legăturilor de hidrogen, moleculele se combină în dimeri și asociați mai complexi. De exemplu, formarea unui dimer de acid formic poate fi reprezentată prin următoarea diagramă (Fig. 5.18).

Orez. 5.18. Formarea legăturilor de hidrogen intermoleculare în acidul formic

În apă pot apărea lanțuri lungi de (H 2 O) n asociați (Fig. 5.19).

Orez. 5.19. Formarea unui lanț de asociați în apa lichidă datorită legăturilor de hidrogen intermoleculare

Fiecare moleculă de H2O poate forma patru legături de hidrogen, dar o moleculă de HF poate forma doar două.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule (legături de hidrogen intermoleculare), cât și în interiorul unei molecule (legături de hidrogen intramoleculare). Exemple de formare a legăturilor intramoleculare pentru unele substanțe organice sunt prezentate în Fig. 5.20.

Orez. 5.20. Formarea legăturilor de hidrogen intramoleculare în molecule de diferiți compuși organici

Influența legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor

Cel mai convenabil indicator al existenței legăturilor de hidrogen intermoleculare este punctul de fierbere al unei substanțe. Punctul de fierbere mai mare al apei (100 o C în comparație cu compușii cu hidrogen ai elementelor din subgrupa oxigenului (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) se explică prin prezența legăturilor de hidrogen: trebuie cheltuită energie suplimentară pentru distrugerea intermoleculară. legături de hidrogen în apă.

Legăturile de hidrogen pot afecta semnificativ structura și proprietățile substanțelor. Existența legăturilor de hidrogen intermoleculare crește punctele de topire și de fierbere ale substanțelor. Prezența unei legături de hidrogen intramoleculară face ca molecula de acid dezoxiribonucleic (ADN) să fie pliată într-o dublă helix în apă.

Legăturile de hidrogen joacă, de asemenea, un rol important în procesele de dizolvare, deoarece solubilitatea depinde și de capacitatea unui compus de a forma legături de hidrogen cu solventul. Ca urmare, substanțele care conțin grupări OH, cum ar fi zahărul, glucoza, alcoolii și acizii carboxilici sunt, de regulă, foarte solubile în apă.

5.5. Tipuri de rețele cristaline

Solidele au de obicei o structură cristalină. Particulele care alcătuiesc cristalele (atomi, ioni sau molecule) sunt situate în puncte strict definite din spațiu, formând o rețea cristalină. Rețeaua cristalină este formată din celule elementare care păstrează caracteristicile structurale caracteristice unei rețele date. Se numesc punctele în care sunt localizate particulele nodurile rețelei cristaline. În funcție de tipul de particule situate la locurile rețelei și de natura conexiunii dintre ele, se disting 4 tipuri de rețele cristaline.

5.5.1. Rețea cristalină atomică

La nodurile rețelelor cristaline atomice există atomi legați între ei prin legături covalente. Substanțele care au o rețea atomică includ diamantul, siliciul, carburile, siliciurile etc. În structura unui cristal atomic este imposibil să se izoleze molecule individuale, întregul cristal este considerat o moleculă gigantică. Structura diamantului este prezentată în Fig. 5.21. Diamantul este format din atomi de carbon, fiecare fiind legat de patru atomi vecini. Datorită faptului că legăturile covalente sunt puternice, toate substanțele cu rețele atomice sunt refractare, dure și slab volatile. Sunt ușor solubile în apă.

Orez. 5.21. Rețea cristalină de diamant

5.5.2. Rețea cristalină moleculară

La nodurile rețelelor cristaline moleculare există molecule legate între ele prin forțe intermoleculare slabe. Prin urmare, substanțele cu o rețea moleculară au duritate scăzută, sunt fuzibile, caracterizate printr-o volatilitate semnificativă, sunt ușor solubile în apă, iar soluțiile lor, de regulă, nu conduc curentul electric. Sunt cunoscute o mulțime de substanțe cu o rețea cristalină moleculară. Acestea sunt hidrogen solid, clor, monoxid de carbon (IV) și alte substanțe care, când temperatura normala sunt în stare gazoasă. Majoritatea compușilor organici cristalini au o rețea moleculară.

5.5.3. Rețea cristalină ionică

Se numesc rețele de cristal care conțin ioni la nodurile lor ionic. Ele sunt formate din substanțe cu legături ionice, de exemplu, halogenuri de metale alcaline. În cristalele ionice, moleculele individuale nu pot fi distinse; întregul cristal poate fi considerat ca o singură macromoleculă. Legăturile dintre ioni sunt puternice, prin urmare substanțele cu o rețea ionică au volatilitate scăzută, temperaturi ridicate topindu-se si fierbinte. Rețeaua cristalină a clorurii de sodiu este prezentată în Fig. 5.22.

Orez. 5.22. Rețea cristalină de clorură de sodiu

În această figură, bilele luminoase sunt ioni Na +, bilele întunecate sunt ioni Cl –. În stânga în Fig. Figura 5.22 prezintă celula unitară a NaCl.

5.5.4. Rețea cristalină metalică

Metalele în stare solidă formează rețele cristaline metalice. Locurile unor astfel de rețele conțin ioni metalici pozitivi, iar electronii de valență se mișcă liber între ele. Electronii atrag electrostatic cationii, conferind astfel stabilitate rețelei metalice. Această structură de rețea determină conductivitatea termică ridicată, conductivitatea electrică și plasticitatea metalelor - în timpul deformării mecanice nu are loc ruperea legăturilor și distrugerea cristalului, deoarece ionii care îl alcătuiesc par să plutească într-un nor de electroni gazos. În fig. Figura 5.23 prezintă rețeaua cristalină de sodiu.

Orez. 5.23. Rețea cristalină de sodiu

Răspuns la întrebarea 1(1).

Deoarece valorile EO ale hidrogenului și fosforului sunt aceleași, legătura chimică din molecula PH 3 va fi covalentă nepolară.

Răspuns la întrebarea 2(2).

eu. a) în molecula S2 legătura este covalentă nepolară, deoarece este format din atomi ai aceluiasi element. Schema de formare a conexiunii va fi următoarea:
Sulful este un element al subgrupului principal al grupului VI. Atomii de sulf au 6 electroni în învelișul lor exterior. Vor fi doi electroni nepereche (8-6=2).
Să notăm electronii exteriori cu , apoi schema de formare a unei molecule de sulf va arăta astfel:

sau S=S
b) în molecula K 2 O legătura este ionică, deoarece este formată din atomi de metal și elemente nemetalice.
Potasiul este un element din primul grup al subgrupului principal, un metal. Este mai ușor pentru atomul său să dea 1 electron decât să accepte cei 7 electroni lipsă:

2. Oxigenul este un nemetal, un element al subgrupului principal al grupului VI. Este mai ușor pentru atomul său să accepte 2 electroni, care nu sunt suficienți pentru a finaliza nivelul exterior, decât să renunțe la 6 electroni de la nivelul exterior:

Să găsim cel mai mic multiplu comun dintre sarcinile ionilor formați este egal cu 2(2 . 1). Pentru ca atomii de potasiu să cedeze 2 electroni, trebuie să luați 2 atomi, astfel încât atomii de oxigen să poată lua 2 electroni, trebuie să luați 1 atom, astfel încât schema de formare a oxidului de potasiu va arăta astfel:

c) în molecula de H 2 S legătura este polară covalentă, deoarece este formată din atomi de elemente cu OE diferită. Formarea unei legături chimice va fi după cum urmează:
Sulful este un element al subgrupului principal al grupului VI. Atomii săi au 6 electroni în învelișul lor exterior. Vor fi 2 electroni nepereche (8-6=2).
Hidrogenul este un element al subgrupului principal al grupului 1. Atomii săi conțin 1 electron în învelișul exterior. Un electron este nepereche (pentru un atom de hidrogen, nivelul celor doi electrozi este complet).
Să notăm electronii exteriori ai atomilor de sulf și respectiv de hidrogen:

În molecula de hidrogen sulfurat, perechile de electroni comuni sunt deplasate către atomul mai electronegativ - sulful:

1. a) în molecula de N2 legătura covalentă este nepolară, deoarece este formată din atomi ai aceluiași element. Schema de formare a conexiunii este următoarea:
Azotul este un element al subgrupului principal al grupului V. Atomii săi au 5 electroni în învelișul exterior. Există trei electroni nepereche (8 -5 = 3).
Să notăm cu puncte electronii exteriori ai atomului de azot:

b) în molecula de Li 3 H legătura este ionică, deoarece este formată din atomi de metal și elemente nemetalice.
Litiul este un element al subgrupului principal al grupului I, un metal. Este mai ușor pentru atomul său să dea 1 electron decât să accepte cei 7 electroni lipsă:

Azotul este un element al subgrupului principal al grupului V, un nemetal. Este mai ușor pentru atomul său să accepte 3 electroni, care nu sunt suficienți pentru a finaliza nivelul exterior, decât să renunțe la cinci electroni de la nivelul exterior:

Să găsim cel mai mic multiplu comun dintre sarcinile ionilor formați este egal cu 3 (3: 1 = 3). Pentru ca atomii de litiu să cedeze 3 electroni, sunt necesari 3 atomi, astfel încât atomii de azot să poată accepta 3 electroni, este nevoie doar de un atom:

c) în molecula NCl 3 legătura este polară covalentă, deoarece este format din atomi de elemente nemetalice cu diferite valori EO. Schema de formare a conexiunii este următoarea:
Azotul este un element al subgrupului principal al grupului V. Atomii săi au 5 electroni în învelișul lor exterior. Vor fi trei electroni nepereche (8-5=3).
Clorul este un element al subgrupului principal al grupei VII. Atomii săi conțin 7 electroni în învelișul exterior. 1 electron rămâne nepereche (8 – 7 = 1). Să notăm electronii exteriori ai atomilor de azot și, respectiv, de clor:

Perechile de electroni comuni sunt mutate la atomul de azot, deoarece este mai electronegativ:

Răspuns la întrebarea 3(3).

Legătura din molecula de HCl este mai puțin polară decât în ​​molecula de HF, deoarece în seria EO, clorul și hidrogenul sunt mai puțin îndepărtate unul de celălalt decât fluorul și hidrogenul.

Răspuns la întrebarea 4(4).

O legătură chimică covalentă se formează prin împărțirea electronilor externi. În funcție de numărul de perechi de electroni comuni, acesta poate fi simplu, dublu sau triplu, iar în funcție de electronegativitatea atomilor care îl formează - polar covalent și nepolar covalent