В каком соединении ковалентная связь между атомами образуется по донорно: В каком соединении ковалентная связь между атомами образуется по донорно-акцепторному

Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь — Химическая связь и строение вещества

Тесты с выбором ответа с решениями

1. Между атомами одного и того же неметалла образуется связь

1) ковалентная полярная

2) водородная

3) ковалентная неполярная

4) ионная

2. Полярная ковалентная связь имеется в соединении

1) СO₂

2) KI

3) F₂

4) Н₂

3. Между активными металлами и активными неметаллами образуется связь

1) ковалентная полярная

2) ковалентная неполярная

3) металлическая

4) ионная

4. Ионная связь имеется в соединении

1) H₂SO₄

2) K₂SO₄

3) ССl₄

4) С₂Н₅ОН

5. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в

1) ацетате натрия

2) нитрате железа(III)

3) хлориде аммония

4) сульфате алюминия

6. Укажите два вещества, в каждом из которых имеются связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.

1) NH₃, [Ag(NH₃)₂]OH

2) (NH₄)₂SO₄, K₃[Fe(CN)₆]

3) Na[Al(OH)₄], (CuOH)₂CO₃

4) [CH₃NH₃]Cl, C₆H₅COONa

7. Водородная связь образуется между молекулами

1) этана

2) этаналя

3) этанола

4) ацетона

8. Общим для металлической и ковалентной связи является

1) наличие общих пар электронов

2) наличие молекул

3) наличие отрицательных ионов

4) обобществление электронов

9. Наименьшую длину связь Н — Э имеет в молекуле

1) HF

2) НСl

3) НВr

4) HI

10. В молекуле фенола

1) 12 σ-связей и 3 π-связи

2) 13 σ-связей и 3 π-связи

3) 8 σ-связей и 3 π-связи

4) 13 σ-связей и 6 π-связей

Тесты с выбором ответа для самостоятельного решения

11. Между атомами разных неметаллов образуется связь

1) ионная

2) ковалентная неполярная

3) водородная

4) ковалентная полярная

12. Неполярная ковалентная связь имеется в молекуле

1) НСl

2) NaCl

3) SiF₄

4) O₂

13. Связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, имеется в соединении

1) NH₄Cl

2) NH₃

3) N₂H₄

4) HNO₂

14. Водородная связь образуется между молекулами в каждом из двух соединений

1) СН₃ОН и СН₃ОСН₃

2) СН₃СООН и СН₃СОСН₃

3) С₂Н₅СООН и С₂Н

5ОН

4) НСНО и НСООН

15. Укажите два вещества, в каждом из которых имеются ковалентные полярные связи.

1) НСl, O₂

2) Н₂O, KI

3) NH₃, СO₂

4) H₂S, Na₂S

16. Укажите два вещества, в каждом из которых имеются только ионные связи.

1) NaCl, ССl₄

2) Na₂SO₄, KI

3) СаСО₃, AgCl

4) K₂S, CaF₂

17. Укажите два вещества, в каждом из которых имеются ковалентные неполярные связи.

1) Н₂O₂, С₂Н₆

2) N₂, СН₄

3) Cl₂, H₂SO₄

4) O₂, НСlO₄

18. Водородная связь образуется между молекулами

1) Н₂

2) HF

3) НВr

4) НСl

19.

Металлические связи образуются

1) между атомами активных металлов и активных неметаллов

2) между атомами неактивных металлов и неактивных неметаллов

3) между атомами разных неметаллов

4) в металлах

20. В молекуле ортофосфорной кислоты

1) 6 σ-связей и 2 π-связи

2) 8 σ-связей

3) 7 σ-связей и 1 π-связь

4) 5 σ-связей и 3 π-связи

Ответы на тесты раздела 1.3.1

1. 3 2. 1 3. 4 4. 2 5. 3 6. 2 7. 3 8. 4 9. 1 10. 2 11. 4 12. 4 13. 1 14. 3 15. 3 16. 4 17. 1 18. 2 19. 4 20. 3

Решения тестов раздела 1.3.1

Решение 1. Ковалентная неполярная связь обычно образуется между одинаковыми атомами неметаллов, например, в молекулах Н₂, O₂, N₂ и др. Ковалентная неполярная связь — это связь с помощью общей пары электронов, которая располагается на середине расстояния между двумя одинаковыми атомами.

Насыщаемость ковалентной связи состоит в том, что атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Направленность ковалентной связи обозначает, что связь образуется в определенном направлении — направлении максимального перекрывания орбиталей. В отличие от ковалентной связи ионная связь — ненасыщаемая и ненаправленная.

Таким образом, между атомами одного и того же неметалла образуется ковалентная неполярная связь.

Ответ: 3.

Решение 2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных неметаллов. Ковалентная полярная связь — это связь с помощью общей пары электронов, которая сдвинута в сторону более электроотрицательного атома. Такая связь имеется в молекуле СO₂. В KI имеются ионные связи, в F₂ и Н₂ — связи ковалентные неполярные.

Ответ: 1.

Решение 3. Ионная связь — это электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь образуется между атомами активных металлов и атомами активных неметаллов, например, в KI, СаСl

2 и др.

Ответ: 4.

Решение 4. Ионная связь образуется между атомами активных металлов и атомами активных неметаллов. Атом металла имеется только в сульфате калия. В этом соединении имеются ионные связи между катионами калия К⁺ и анионами SO₄^2-. Другие соединения (H₂SO₄, ССl₄, С₂Н₅ОН) образованы с помощью ковалентной полярной связи.

Ответ: 2.

Решение 5. По донорно-акцепторному механизму связь образуется с помощью общей пары электронов, образованной из свободной орбитали одного атома — акцептора и не поделенной орбитали другого атома — донора. Акцепторами являются катионы водорода Н⁺ и катионы металлов Fe³⁺, Cu²⁺, Ag⁺ и др. Донорами являются анионы ОН^—, CN^—, Сl^— и др. и нейтральные молекулы NH₃, Н₂О. Ион аммония NH₄

⁺ образуется с помощью донорно-акцепторной связи из катиона водорода и молекулы аммиака, поэтому все соли аммония образованы с участием донорно-акцепторной связи. Такой солью среди перечисленных веществ является хлорид аммония NH₄Cl.

Ответ: 2.

Решение 6. В координационных соединениях связи образованы по донорно-акцепторному механизму. Внешним признаком записи формул координационных соединений является наличие квадратных скобок, которые отделяют внутреннюю сферу комплекса от внешней сферы. Например: в формуле красной кровяной соли, или гексацианоферрата(III) калия, K₃[Fe(CN)₆]. Связь между ионами внешней сферы 3К⁺ и ионами внутренней сферы Fe(CN)₆³— ионная. Связь между центральным ионом Fe³⁺ и лигандами CN^— образована по донорно-акцепторному механизму. Кроме того, как отмечалось ранее, связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, характерны для солей аммония. Таким образом, связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, имеются в таких соединениях, как гидроксид диамин серебра(I) [Ag(NH

3)₂]OH, сульфат аммония (NH₄)₂SO₄, гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆], тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)₄], хлорид метиламмония [CH₃NH₃]Cl.

Ответ: 2.

Решение 7. Водородная связь образуется между положительно заряженными атомами водорода, с одной стороны, и электроотрицательными атомами (F, О, N), с другой стороны. Водородные связи отсутствует между молекулами алканов, алкенов и алкинов, поскольку в этих соединениях нет электроотрицательных атомов. Водородные связи отсутствует между молекулами альдегидов, кетонов, простых и сложных эфиров, хотя в этих соединениях есть электроотрицательные атомы кислорода, но атомы водорода соединены с атомами углерода и не несут достаточного положительного заряда. Водородные связи образуются между молекулами спиртов и кислот, поскольку в этих соединениях присутствуют электроотрицательные атомы кислорода и атомы водорода, соединенные с атомами кислорода и несущие значительный положительных заряд. Наличие водородных связей, более прочных, чем силы межмолекулярного взаимодействия, обуславливает более высокие температуры кипения спиртов и кислот по сравнению с альдегидами. Так, при обычных условиях метанол и метановая кислота — жидкости, а метаналь — газ.

Ответ: 3.

Решение 8. Металлическая связь образуется с помощью свободных электронов. Кристаллические решетки металлов построены из атомов и положительных ионов металлов и свободных электронов. Там нет молекул и отрицательных ионов. Металлическая связь сходна с ковалентной связью, так как в ее основе также лежит обобществление электронов, но в металлах электроны не связаны прочно с атомами, а свободно перемещаются по кристаллу. Поэтому металлы пластичны, проводят электрический ток, проводят тепло, имеют характерный металлический блеск и т.д.

Ответ: 4.

Решение 9. Длина связи, то есть расстояние между ядрами двух атомов, зависит от размеров этих атомов. Так, в ряду F — Cl — Br — I радиус атома увеличивается, поэтому длина связи в ряду молекул HF — НСl — HBr — HI также увеличивается. С увеличением длины связи энергия связи, как правило, уменьшается. Энергия связи — это энергия, необходимая для разрыва связи. Е(Н₂) = 436 кДж/моль, Е(Сl₂) = 242 кДж/моль, Е(N₂) = 946 кДж/моль. С увеличением кратности связи ее энергия увеличивается, а длина связи уменьшается. Таким образом, наименьшая длина связи Н — Э в молекуле HF.

Ответ: 1.

Решение 10. Ковалентные связи могут быть простыми (одинарными), двойными или тройными. Простые, двойные или тройные связи — это связи двух атомов с помощью одной, двух или трех общих пар электронов. Понятие “общая пара электронов” соответствует связывающему электронному облаку. Связь называется σ-связью (“сигма”-связью), если электронное облако этой связи располагается вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов. Простая связь — это всегда σ-связь. σ-Связь может быть дополнена одной или двумя π-связями (“пи”-связями). Электронная плотность я-связей состоит из двух частей, симметрично расположенных относительно линии, соединяющей ядра двух атомов. Двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π-связи. Тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π-связей. Для решения вопроса о числе связей необходимо написать структурную формулу фенола, не забыв написать связи между атомами углерода с атомами водорода. Записав бензольное кольцо в виде формулы Кекуле, можно увидеть, что имеются три двойные связи, а значит, имеются три π-связи. Из формулы видно, что имеются 13 σ-связей: шесть циклических связей С-С, пять связей С-Н, одна связь С-O и одна связь О-Н.

Ответ: 2.

Химические связи, подготовка к ЕГЭ по химии

Химическая связь — связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь ( лат. со — совместно + valens — имеющий силу)

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах нет «полюса» — электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl₂, O₂, H₂, N₂, I₂.

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной. В таких молекулах имеется «полюс» — электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH₃, H₂O.

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму — обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом «одинаково» вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N₂, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для создания связи.

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Рекомендую выучить список веществ, образованных по донорно-акцепторному механизму:

• NH₄⁺ — в ионе аммония
• NH₄⁺Cl, NH₄⁺Br — внутри иона аммония во всех его солях
• NO₃^— — в нитрат ионе
• KNO₃, LiNO₃ — внутри нитрат иона во всех нитратах
• O₃ — озон
• H₃O⁺ — ион гидроксония
• CO — угарный газ
• K[Al(OH)₄], Na₂[Zn(OH)₄] — во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь, возникшая по донорно-акцепторному механизму

Ионная связь

Ионная связь — один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами.

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

NaF, CaCl₂, MgF₂, Li₂S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH₄I, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

Металлическая связь — вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости — «электронного газа». По природе металлическая связь близка к ковалентной.

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородная связь — вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи — это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

• H₂O
• NH₃
• HF
• Органических спиртов: С₂H₅OH, C₃H₇OH
• Органических кислот: CH₃COOH, C₂H₅COOH

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Контр раб по хим 11 кл

1. Пара элементов, между которыми образуется ионная химическая связь:
а) углерод и сера б) водород и азот в) калий и кислород г) кремний и водород
2. Наименее полярной является связь:
а) C-H б) C-Cl в) C-F г) C-Br
3. Атомную кристаллическую решётку имеет:
а) сода б) вода в) алмаз г) парафин
4.Вещество, между атомами которого существует водородная связь:
а) этан б) фторид натрия в) этанол г) углекислый газ
5. Между атомами есть ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму в молекуле:
а) Ch4NO2 б) Nh5NO2 в) C5H8 г) h3O
6. Атом является структурной частицей в кристаллической решетке
а) метана б) водорода
в) кислорода г) кремния
7. Кристаллическая решетка графита
а) ионная б) молекулярная
в) атомная г) металлическая
8. В каком соединении ковалентная связь между атомами образуется по донорно- акцепторному механизму?
а) KCl б) CCl4 в) Nh5Cl г) CaCl2
9. Химические элементы расположены в порядке уменьшения электроотрицательности в ряду:
а) N — O — F — Ne б) B — Al — Ga — In
в) S — Se — P — O г) As — Se — S — Cl10. Соединением с ковалентной неполярной связью является:
а) N2O б) S8 в) Na2O г) SO2
11. В каком ряду все вещества имеют ковалентную полярную связь?
а) HCl, NaCl, Cl2 б) h3O, Nh4, Ch5
в) O2, h3O, CO2 г) NaBr, HBr, CO
12 Связь между атомами двух химических элементов, резко отличающихся по электроотрицательности, являются:
а) ковалентной неполярной б) ионной
в) ковалентной полярной г) металлической
13. Укажите вещество, которое в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку
а) хлорид натрия;
б) оксид кремния;
в) алмаз;
г) углекислый газ.
14. К веществам с атомной кристаллической решеткой относятся
а) натрий, фтор, оксид серы (IV)
б) свинец, азотная кислота, оксид магния
в) бор, алмаз, карбид кремния
г) хлорид калия, белый фосфор, йод.
15. Установите соответствие между видом связи в веществе и формулой вещества:
ВИД СВЯЗИ НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА
А) ковалентная неполярная 1) PCl3
Б) ковалентная полярная 2) P4
В) ионная 3) Mg
Г) металлическая 4) Na2O
16. Определите вид связи и напишите электронные и графические формулы веществ: C2h3, Br2, K3N.

Контрольная работа по химии

Контрольная работа №2 Химия 10 кл (профиль)

1. Число энергетических уровней и число внешних электронов алюминия равны соответственно: а) 2 и 1 б) 2 и 3 в) 3 и 3 г) 3 и 2

2. Число электронных энергетических уровней и число внешних электронов атома железа равно соответственно: а) 4, 8 б) 4, 2 в) 4, 6 г) 3, 6

3.Ковалентные связи образуются обычно:

а) за счет перехода электронов от одного атома к другому;

б) за счет взаимного притяжения ядер атомов;

в) за счет перекрывания атомных орбиталей и образования общих пар электронов.

4.Механизмы образования ковалентной связи:

а) радикальный;         б) обменный;           в) донорно-акцепторный.

5.Ковалентные связи обычно образуются:

а) между атомами двух неметаллов;

б) между атомами типичного металла и типичного неметалла;

в) между атомами в молекулах только газообразных веществ.

6. В ряду молекул НСl — НВr — НI полярность ковалентной связи:

а) усиливается;            б) уменьшается; в) остается практически неизменной.

7.В каком соединении между атомами образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму: а) КСl;             б) ССl₄;             в) NН₄Сl.

8. В молекуле фтороводорода образуются:

а) только  σ- связи;      б) только   π- связи;    в) как  π, так и  σ-связи.

9.Электроотрицательность – это  ….

а) способность атомов смещать общую электронную пару;

б) степень окисления атома; в) число отданных или принятых электронов;

г) число электронов, недостающее для получения электронной конфигурации ближайшего инертного газа.

10.Группа атомов, определяющая характерные свойства определенного класса органических соединений, называется … :

а) структурным звеном б) функциональной в)гомологической г)радикалом

11.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а)это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи получает один фрагмент молекулы;

б) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

в) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

г)пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из -образующихся частиц получает по одному электрону;

12.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а)это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в)пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и элктрофильная;

13.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в) пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

14.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

в) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

15.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

16.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

в) пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г)образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

17. Расположите изомерные амины по возрастанию температуры кипения:

а) CH₃ б) H₂N — CH₂ — CH₂ — CH₃ в₎ H₃C — NH₂ — CH₂ — CH₃

_l

H₃C — N — CH₃

18. Расположите вещества в порядке увеличения растворимости в воде:

a) HOOC — (CH₂)₄ — COOH б) H₃C — (CH₂)₄ — COOH в) HOOC — CH₂ — CH₂ — COOH

19. Согласно протолитической теории: кислота -……… ; основание — ………..

20. Чем отличаются сопряженные кислота и основание?

21. Укажите кислоту, сопряженную С₂Н₅ОН.

22. Укажите основание, сопряженное СН₃СООН.

23. Какая реакция: замещения или отщепления пойдет в указанных условиях, зная, что Br — слабое основание и слабый нуклеофил:

NaOH, t = 300

H₃C — CH₂ — CH₂ — CH₂ — Br

Допишите уравнение этой реакции.

Контрольная работа №2 Химия 10 кл (профиль)

1. Число энергетических уровней и число внешних электронов алюминия равны соответственно: а) 2 и 1 б) 2 и 3 в) 3 и 3 г) 3 и 2

2. Число электронных энергетических уровней и число внешних электронов атома железа равно соответственно: а) 4, 8 б) 4, 2 в) 4, 6 г) 3, 6

3.Ковалентные связи образуются обычно:

а) за счет перехода электронов от одного атома к другому;

б) за счет взаимного притяжения ядер атомов;

в) за счет перекрывания атомных орбиталей и образования общих пар электронов.

4.Механизмы образования ковалентной связи:

а) радикальный;         б) обменный;           в) донорно-акцепторный.

5.Ковалентные связи обычно образуются:

а) между атомами двух неметаллов;

б) между атомами типичного металла и типичного неметалла;

в) между атомами в молекулах только газообразных веществ.

6. В ряду молекул НСl — НВr — НI полярность ковалентной связи:

а) усиливается;            б) уменьшается; в) остается практически неизменной.

7.В каком соединении между атомами образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму: а) КСl;             б) ССl₄;             в) NН₄Сl.

8. В молекуле фтороводорода образуются:

а) только  σ- связи;      б) только   π- связи;    в) как  π, так и  σ-связи.

9.Электроотрицательность – это  ….

а) способность атомов смещать общую электронную пару;

б) степень окисления атома; в) число отданных или принятых электронов;

г) число электронов, недостающее для получения электронной конфигурации ближайшего инертного газа.

10.Группа атомов, определяющая характерные свойства определенного класса органических соединений, называется … :

а) структурным звеном б) функциональной в)гомологической г)радикалом

11.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а)это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи получает один фрагмент молекулы;

б) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

в) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

г)пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из -образующихся частиц получает по одному электрону;

12.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а)это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в)пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и элктрофильная;

13.Для ионных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в) пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

14.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи;

в) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

15.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) в результате гомолитического разрыва образуются свободные радикалы;

в) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

г) образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

16.Для радикальных реакций органических соединений характерно:

а) это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц;

б) в результате гетеролитического разрыва связи получаются заряженные частицы: нуклеофильная и электрофильная;

в) пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону;

г)образующаяся нуклеофильная частица(нуклеофил) имеет пару электронов на внешнем энергетическом уровне, а электрофильная частица (электрофил) имеет незаполенный валентный электронный уровень.

17. Расположите изомерные амины по возрастанию температуры кипения:

а) CH₃ б) H₂N — CH₂ — CH₂ — CH₃ в₎ H₃C — NH₂ — CH₂ — CH₃

_l

H₃C — N — CH₃

18. Расположите вещества в порядке увеличения растворимости в воде:

a) HOOC — (CH₂)₄ — COOH б) H₃C — (CH₂)₄ — COOH в) HOOC — CH₂ — CH₂ — COOH

19. Согласно протолитической теории: кислота -……… ; основание — ………..

20. Чем отличаются сопряженные кислота и основание?

21. Укажите кислоту, сопряженную С₂Н₅ОН.

22. Укажите основание, сопряженное СН₃СООН.

23. Какая реакция: замещения или отщепления пойдет в указанных условиях, зная, что Br — слабое основание и слабый нуклеофил:

NaOH, t = 300

H₃C — CH₂ — CH₂ — CH₂ — Br

Допишите уравнение этой реакции.

Контрольная работа по теме «Вещество» (профиль)

Контрольная работа по теме «Вещество» (в профильном классе).

Тип урока: урок контроля  знаний и умений учащихся

Вид урока: тематическая контрольная работа.

Цели:

• осуществить контроль обучения  учащихся;
• продолжить систематизацию знаний,
• выявить уровень усвоения материала, сформированности умений и навыков по данной теме.

Задачи:

образовательные: 

• выявить качество и уровень овладения знаниями и умениями, полученными на уроках темы: «Вещество»;
• обобщить материал по данной теме;
• проверить способность к творческому мышлению и самостоятельной деятельности;
• закрепить умение работать с тестовыми заданиями.

воспитательные:

• способствовать формированию ответственного отношения к учению, готовности и мобилизации усилий на безошибочное выполнение заданий, проявить наибольшую активность в их выполнении;
• воспитать культуру учебного труда, навыков самообразования, экономного расходования времени.

развивающие: 

• развить логическое мышление, память, способность к анализу и синтезу;
• формировать навыки самоконтроля.

Форма организации учебной деятельности: индивидуальная.

Методы обучения: письменное контрольное тестирование.

Структура урока:

1. Организационный момент – до 1 мин.
2. Постановка целей – до 1 мин.
3. Индивидуальная деятельность учащихся по выполнению тестовой контрольной работы в 2-х вариантах – до 43 мин.

Варианты тестовой контрольной работы:

Вариант 1.

1. Вещество с ионной связью:

а) РСl3 ;    б) С2Н2 ;   в) Na3Р;  г) ССl4.

2. Полярность связи больше в соединении:

а) Вг2;    б) LiBr;   в)   НВг;   г) КВг.

3. Ионный характер связей в ряду соединений Li2О — Na2О — К2О — Rb2O:

а) увеличивается; б) уменьшается;  в) не изменяется.

4. В каком соединении между атомами есть ковалентная связь, образованная по
донорно — акцепторному механизму?

а) А1(ОН)3;   б) [СН3Nh4]Сl;  в) С2Н5ОН;   г) С6Н12О6.

5. По способу перекрывания орбиталей различают связи:

а) двойные и тройные;  б) одинарные и кратные;  в) σ- и  π-связи;  г) ковалентные и ионные.

6. Укажите пару формул веществ, в молекулах которых есть только σ-связи:

а) СН4 и О2;     б) С2Н5ОН и Н2О;   в) N2 и СО2;     г) НВг и С2Н4.

7. Какая из связей прочнее?

а) С-Сl;    б) С-Вг;      в) C-F;       г) С-I.

8. Укажите группу соединений, имеющих сходную направленность связей, обусловленную
sp³ — гибридизацией электронных орбиталей:

а) СН4, С2Н4;  С2Н2;    б) Н20, С2Н6, С6 Н6;     b)Nh4, СН4, Н2О;   г) С3Н8 , ВСl3, ВеС12.

9. Молекулярную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:
а) СаО;    б) Сu;     в) СО2 ;    г) SiО2.

10.       Вещества с ионной кристаллической решеткой имеют, как правило:

а) хорошую растворимость в воде;      б) высокую температуру кипения; 

в) значительную электропроводность растворов;        г) летучесть.

11.       Водородная связь образуется между:

а) молекулами водорода;  б) атомами металлов;  в) молекулами метана;   г) молекулами спирта.

12.       Образование водородной связи между молекулами приводит к:

а) уменьшению температур кипения веществ; б) уменьшению растворимости веществ в воде;

в) увеличению температур кипения веществ;   г) увеличению летучести веществ.

13. Соотнесите: тип системы: 1) эмульсия; 2) суспензия; 3) пена;  4) дым;  5) туман;

дисперсионная среда/ дисперсная фаза: а) жидкость/жидкость; б) жидкость/газ;  в) газ/ жидкость;

г) газ/твердое вещество;  д) жидкость/твердое вещество.

14. Уксусная кислота в воде образует раствор:

а) молекулярный;  б) ионно-молекулярный;  в) ионный;  г) верного ответа среди перечисленных нет.

15. Решить задачу и выбрать номер правильного ответа.

К 150 г раствора, содержащего 20% гидроксида натрия, добавили 2 моль раствора хлорида железа (III). Рассчитайте массу полученного осадка, если его выход составляет 80% от теоретического.

Ответы: а) 26,75 г;   б) 21,4 г;   в) 214 г;  г) 171,2 г.

Вариант 2.

1.        Вещество с ковалентной связью является:

а) MgCl2;  б) СН4;  в) K3N;   г) NaBr.

2. Наиболее ярко выраженный ионный характер имеет химическая связь:

а) О-Вг;    б) Р-Вг;  в) К–Вг;   г) Вг-Вг.

3. Ковалентный характер связей в ряду соединений LiF — BeF2— BF3 — CF4—NF3 — OF2—F2:

а) уменьшается;  б) увеличивается;  в) сначала увеличивается, потом уменьшается;  г) не изменяется.

4. В каком соединении между атомами есть ковалентная связь, образованная по донорно — акцепторному механизму?

а) СНзNО2;   б) Nh5 NО2;   в) С5Н8;    г) Н2О.

5. Верным является утверждение, что σ- связь в отличие от π- связи:

а) является менее прочной;  б) образуется при боковом перекрывании атомных орбиталей;

в)  не является ковалентной;  г) образуется при осевом перекрывании атомных орбиталей.

6. Две π-связи есть в молекуле:

а) аммиака;  б) ацетилена;  в) хлороводорода,   г) этилена.

7.Связь С- Н прочнее, чем Si — Н, так как:

а) полярность связи больше;  б) полярность связи меньше;  в) длина связи больше; г)длина связи меньше.

8. Укажите группу соединений, имеющих сходную направленность связей, обусловленную
sp2 — гибридизацией электронных орбиталей:

а) С2Н4,  ВС1з,  СН4;      б) С2Н2,  ВеС12, С2Н6;       в) С6Н6,  ВСl 3, С2Н4;        г) Н2О, C3H8, Nh4.

9. Атомную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:
a) NaCl;      б) SiC;       в) I2;     г) Fe.

10. Общее свойство у веществ с молекулярной кристаллической решеткой:

а) растворимость в воде;  б)            высокую температуру кипения;  в) электропроводность растворов;

г) летучесть

11. Водородная связь образуется между:

а) молекулами фенола и воды;   б) молекулами этана;  в) молекулами бензола и спирта;  

г) атомами углевода и молекулами водорода.

12. Образование водородной связи можно объяснить:

а) растворимость уксусной кислоты в воде;    б)  кислотные свойства этанола;

в) высокую температуру плавления многих металлов;  г) нерастворимость метана в воде.

13. Соотнесите: тип дисперсной системы: 1) грубодисперсная;  2) коллоидный раствор;  3) истинный раствор;

размер частиц: а) менее 1 нм;  б) от 100 до 1 нм;   в) более 100 нм.

14. Глюкоза в воде образует раствор:

а) молекулярный;  б) ионно-молекулярный;  в) ионный;  г) верного ответа среди перечисленных нет.

15. Решить задачу и выбрать номер правильного ответа.

К 200 г раствора, содержащего 10% хлорида бария, прилили 0,5 моль раствора сульфата алюминия. Какую массу осадка можно получить, если его выход составляет 75% от теоретического.

Ответы: а) 22,4 г;  б) 16,8 г;   в) 116,5 г;  г) 87,4 г.

4. Подведение итогов, объявление оценок и коррекция знаний по теме «Вещество» проводится на следующем уроке.

Просмотр содержимого документа
«к р вещество (профиль)»

Контрольная работа по теме «Вещество» (в профильном классе).

Тип урока: урок контроля знаний и умений учащихся

Вид урока: тематическая контрольная работа.

Цели:

• осуществить контроль обучения учащихся;

• продолжить систематизацию знаний,

• выявить уровень усвоения материала, сформированности умений и навыков по данной теме.

Задачи:

образовательные: 

• выявить качество и уровень овладения знаниями и умениями, полученными на уроках темы: «Вещество»;

• обобщить материал по данной теме;

• проверить способность к творческому мышлению и самостоятельной деятельности;

• закрепить умение работать с тестовыми заданиями.

воспитательные:

• способствовать формированию ответственного отношения к учению, готовности и мобилизации усилий на безошибочное выполнение заданий, проявить наибольшую активность в их выполнении;

• воспитать культуру учебного труда, навыков самообразования, экономного расходования времени.

развивающие: 

• развить логическое мышление, память, способность к анализу и синтезу;

• формировать навыки самоконтроля.

Форма организации учебной деятельности: индивидуальная.

Методы обучения: письменное контрольное тестирование.

Структура урока:

1. Организационный момент – до 1 мин.

2. Постановка целей – до 1 мин.

3. Индивидуальная деятельность учащихся по выполнению тестовой контрольной работы в 2-х вариантах – до 43 мин.

Варианты тестовой контрольной работы:

Вариант 1.

1. Вещество с ионной связью:

а) РСl_{3 ;} б) С₂Н_{2 ;} в) Na₃Р_; г) ССl4.

2. Полярность связи больше в соединении:

а) Вг₂; б) LiBr; _{в) НВг; г) КВг.}

3. Ионный характер связей в ряду соединений Li₂О — Na₂О — К₂О — Rb2O:

а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется.

4. В каком соединении между атомами есть ковалентная связь, образованная по
донорно — акцепторному механизму?

а) А1(ОН)_3; б) [СН₃NH₃]Сl; _{в) С2Н5ОН; г) С6Н12О6.}

5. По способу перекрывания орбиталей различают связи:

а) двойные и тройные; б) одинарные и кратные; в) σ- и π-связи; г) ковалентные и ионные.

6. Укажите пару формул веществ, в молекулах которых есть только σ-связи:

а) СН4 и О_2; б) С₂Н₅ОН и Н₂О; _{в) N2 и СО2; г) НВг и С2Н4.}

7. Какая из связей прочнее?

а) С-Сl; б) С-Вг; в) C-F; г) С-I.

8. Укажите группу соединений, имеющих сходную направленность связей, обусловленную
sp³ — гибридизацией электронных орбиталей:

а) СН₄, С2Н4; С2Н2; б) Н₂0, С₂Н₆, С₆ Н_6; b)NH₃, СН4, Н₂О; г) С₃Н₈ , ВСl3, ВеС1_2.

9. Молекулярную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:
а) СаО; б) Сu; в) СО_{2 ;} г) SiО_2.

10. Вещества с ионной кристаллической решеткой имеют, как правило:

а) хорошую растворимость в воде; б) высокую температуру кипения;

в) значительную электропроводность растворов; г) летучесть.

11. Водородная связь образуется между:

а) молекулами водорода; б) атомами металлов; в) молекулами метана; г) молекулами спирта.

12. Образование водородной связи между молекулами приводит к:

а) уменьшению температур кипения веществ; б) уменьшению растворимости веществ в воде;

в) увеличению температур кипения веществ; г) увеличению летучести веществ.

13. Соотнесите: тип системы: 1) эмульсия; 2) суспензия; 3) пена; 4) дым; 5) туман;

дисперсионная среда/ дисперсная фаза: а) жидкость/жидкость; б) жидкость/газ; в) газ/ жидкость;

г) газ/твердое вещество; д) жидкость/твердое вещество.

14. Уксусная кислота в воде образует раствор:

а) молекулярный; б) ионно-молекулярный; в) ионный; г) верного ответа среди перечисленных нет.

15. Решить задачу и выбрать номер правильного ответа.

К 150 г раствора, содержащего 20% гидроксида натрия, добавили 2 моль раствора хлорида железа (III). Рассчитайте массу полученного осадка, если его выход составляет 80% от теоретического.

Ответы: а) 26,75 г; б) 21,4 г; в) 214 г; г) 171,2 г.

Вариант 2.

1. Вещество с ковалентной связью является:

а) MgCl2; б) СН4; в) K3N; г) NaBr.

2. Наиболее ярко выраженный ионный характер имеет химическая связь:

а) О-Вг; б) Р-Вг; в) К–Вг; г) Вг-Вг.

3. Ковалентный характер связей в ряду соединений LiF — BeF₂— BF3 — CF₄—NF3 — OF₂—F₂:

а) уменьшается; б) увеличивается; в) сначала увеличивается, потом уменьшается; г) не изменяется.

4. В каком соединении между атомами есть ковалентная связь, образованная по донорно — акцепторному механизму?

а) СНзNО_2; б) Nh5 NО_2; в) С₅Н_8; г) Н₂О.

5. Верным является утверждение, что σ- связь в отличие от π- связи:

а) является менее прочной; б) образуется при боковом перекрывании атомных орбиталей;

в) не является ковалентной; г) образуется при осевом перекрывании атомных орбиталей.

6. Две π-связи есть в молекуле:

а) аммиака; б) ацетилена; в) хлороводорода, г) этилена.

7.Связь С- Н прочнее, чем Si — Н, так как:

а) полярность связи больше; б) полярность связи меньше; в) длина связи больше; г)длина связи меньше.

8. Укажите группу соединений, имеющих сходную направленность связей, обусловленную
sp² — гибридизацией электронных орбиталей:

а) С₂Н4, ВС1з, СН_4; б) С₂Н₂, ВеС1₂, С₂Н6; в) С6Н6, ВСl ₃, С₂Н_4; г) Н₂О, C₃H8, NH_3.

9. Атомную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:
a) NaCl; б) SiC; в) I2; г) Fe.

10. Общее свойство у веществ с молекулярной кристаллической решеткой:

а) растворимость в воде; б) высокую температуру кипения; в) электропроводность растворов;

г) летучесть

11. Водородная связь образуется между:

а) молекулами фенола и воды; б) молекулами этана; в) молекулами бензола и спирта;

г) атомами углевода и молекулами водорода.

12. Образование водородной связи можно объяснить:

а) растворимость уксусной кислоты в воде; б) кислотные свойства этанола;

в) высокую температуру плавления многих металлов; г) нерастворимость метана в воде.

13. Соотнесите: тип дисперсной системы: 1) грубодисперсная; 2) коллоидный раствор; 3) истинный раствор;

размер частиц: а) менее 1 нм; б) от 100 до 1 нм; в) более 100 нм.

14. Глюкоза в воде образует раствор:

а) молекулярный; б) ионно-молекулярный; в) ионный; г) верного ответа среди перечисленных нет.

15. Решить задачу и выбрать номер правильного ответа.

К 200 г раствора, содержащего 10% хлорида бария, прилили 0,5 моль раствора сульфата алюминия. Какую массу осадка можно получить, если его выход составляет 75% от теоретического.

Ответы: а) 22,4 г; б) 16,8 г; в) 116,5 г; г) 87,4 г.

4. Подведение итогов, объявление оценок и коррекция знаний по теме «Вещество» проводится на следующем уроке.

Контрольная работа по химии для 11 класса по теме: «Теория строения химических веществ»

Категория: Химия.

Контрольная работа по химии для 11 класса по теме: «Теория строения химических веществ»

1. Пара элементов, между которыми образуется ионная химическая связь:

а) углерод и сера б) водород и азот в) калий и кислород г) кремний и водород

2. Наименее полярной является связь:

а) C-H б) C-Cl в) C-F г) C-Br

3. Атомную кристаллическую решётку имеет:

а) сода б) вода в) алмаз г) парафин

4. Вещество, между атомами которого существует водородная связь:

а) этан б) фторид натрия в) этанол г) углекислый газ

5. Между атомами есть ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму в молекуле:

а) CH₃NO₂ б) NH₄NO₂ в) C₅H₈ г) H₂O

6. Атом является структурной частицей в кристаллической решетке

а) метана б) водорода

в) кислорода г) кремния

7. Кристаллическая решетка графита

а) ионная б) молекулярная

в) атомная г) металлическая

8. В каком соединении ковалентная связь между атомами образуется по донорно– акцепторному механизму?

а) KCl б) CCl₄ в) NH₄Cl г) CaCl₂

9. Химические элементы расположены в порядке уменьшения электроотрицательности в ряду:

а) N – O – F – Ne б) B – Al – Ga – In

в) S – Se – P – O г) As – Se – S – Cl

10. Соединением с ковалентной неполярной связью является:

а) N₂O б) S₈ в) Na₂O г) SO₂

11. В каком ряду все вещества имеют ковалентную полярную связь?

а) HCl, NaCl, Cl₂ б) H₂O, NH₃, CH₄

в) O₂, H₂O, CO₂ г) NaBr, HBr, CO

12 Связь между атомами двух химических элементов, резко отличающихся по электроотрицательности, являются:

а) ковалентной неполярной б) ионной

в) ковалентной полярной г) металлической

13. Укажите вещество, которое в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку

а) хлорид натрия;

б) оксид кремния;

в) алмаз;

г) углекислый газ.

14. К веществам с атомной кристаллической решеткой относятся

а) натрий, фтор, оксид серы (IV)

б) свинец, азотная кислота, оксид магния

в) бор, алмаз, карбид кремния

г) хлорид калия, белый фосфор, йод.

15. Установите соответствие между видом связи в веществе и формулой вещества:

ВИД СВЯЗИ НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

А) ковалентная неполярная 1) PCl₃

Б) ковалентная полярная 2) P₄

В) ионная 3) Mg

Г) металлическая 4) Na₂O

16. Определите вид связи и напишите электронные и графические формулы веществ: C₂H₂, Br₂, K₃N.

В. Ю. Раскаткина, МБОУ «Ударная СОШ», Зубово-Полянский район, Республика Мордовия

Метки: Химия

Тест по теме «Химическая связь» — КиберПедия

Выберите один верный ответ в каждом задании.

1. В веществах, образованных путем соединения одинаковых атомов, химическая связь

1) ионная 3) ковалентная неполярная

2) ковалентная полярная 4) водородная

 

2. В нитриде калия химическая связь

1) ковалентная неполярная 3) металлическая

2) ковалентная полярная 4) ионная

 

3. Соединением с ковалентной неполярной связью является

1) HCl 2) O₂ 3) CaCl₂ 4) H₂O

 

4. Химическая связь в молекуле фтороводорода

1) ковалентная полярная 3) ионная

2) ковалентная неполярная 4) водородная

 

5. Ионный характер связи наиболее выражен в соединении

1) CCl₄ 2) SiO₂ 3) CaBr₂ 4) NH₃

 

6. В сероуглероде CS₂ химическая связь

1) ионная 3) ковалентная полярная

2) металлическая 4) ковалентная неполярная

 

7. Атомы химических элементов второго периода периодической системы Д.И.

Менделеева образуют соединения с ионной химической связью состава

1) BaS 2) CO₂ 3) Al₂O₃ 4) LiF

 

8. В каком соединении ковалентная связь между атомами образуется по донорно-

акцепторному механизму?

1) KCl 2) CCl₄ 3) NH₄Сl 4) CаСl₂

 

9. Между атомами элементов с порядковыми номерами 11 и 17 возникает связь

1) металлическая 3) ковалентная

2) ионная 4) донорно-акцепторная

 

10. В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной связью?

1) Cl₂, NH₃, HCl

2) HBr, NO, Br₂

3) H₂S, H₂O, S₈

4) HI, H₂O, PH₃

 

 

 

Тематический тест по теме «Скорость химических реакций. Катализ» (9 класс)

Выберите один верный ответ

1. Раздел химии, изучающий скорость протекания химических реакций:

1) химическая термодинамика

2) химическая кинетика

3) электрохимия

4) стереохимия

 

1. Скоростью гомогенной химической реакции называется:

1) изменение концентрации одного из веществ в единицу времени

2) отношение изменения концентрации продукта к изменению концентрации исходного вещества

3) время, за которое реакция полностью завершится

4) отношение числа моль прореагировавшего вещества к промежутку времени, за которое это изменение произошло

 

1. Единица измерения скорости химической реакции:

1) моль/л ∙ с

2) кмоль ∙ м³/ч

3) моль ∙ с/мл

4) л ∙ с/моль

 

1. Скорость химической реакции может принимать значения:

1) от нуля до плюс бесконечности

2) от нуля до минус бесконечности

3) как больше, так и меньше нуля

4) от нуля до единицы

 

1. Скорость любой химической реакции зависит от:

1) давления

2) температуры

3) площади соприкосновения реагирующих веществ

4) всех перечисленных факторов

 

1. Скорость гетерогенной химической реакции зависит от:

1) природы реагирующих веществ

2) температуры

3) площади соприкосновения реагирующих веществ

4) всех перечисленных факторов

 

1. Скорость химической реакции 2А_(г) + В_(г) → D_(г) выражается формулой:

1) υ = k ∙ С_А

2) υ = k ∙ С_А²

3) υ = k ∙ 2С_А

4) υ = k ∙ С_А²∙ С_В

 

1. Использование катализатора:

1) снижает энергию активации реакции

2) увеличивает энергию активации реакции

3) увеличивает тепловой эффект реакции

4) увеличивает концентрацию исходных веществ.

 

1. Ингибитор – это

1) вещество, которое не обладает каталитическим действием, но усиливает действие катализатора

2) вещество, которое значительно ускоряет протекание химической реакции, оставаясь после ее окончания без изменения

3) вещество, которое замедляет или прекращает протекание химической реакции

4) неизвестное вещество.

 

10. При повышении температуры на 50 ⁰С скорость реакции увеличилась в 243 раза. Температурный коэффициент равен:

1) 2

2) 2,5

3) 3

4) 4

 

 

 

Тематический тест «Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов. Характерные химические свойства кислот. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных»

Выберите один верный ответ в каждом задании

1. При взаимодействии железа с разбавленной ортофосфорной кислотой образуются вещества, формулы которых:

1) Fe(PO₃)₂ и Н₂

2) FePO₄ и H₂

3) Fe₃(PO₄)₂ и Н₂

4) FeH₂ и P₂O₅.

 

2. Магний при обычных условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) вода и хлорид кальция

2) гидроксид натрия и вода

3) соляная кислота и гидроксид кальция

4) серная кислота и раствор нитрата цинка

 

3. Друг с другом не взаимодействуют:

1) углерод и концентрированная серная кислота

2) цинк и кислород

3) угарный газ и углерод

4) кислород и азот

 

4. С оксидом меди (II) реагирует каждое из двух веществ:

1) оксид углерода (II) и водород

2) соляная кислота и вода

3) оксид серы (IV) и серебро

4) гидроксид натрия и хлорид магния

 

5. С оксидом серы (VI) реагируют все вещества в группе:

1) Al₂O₃; Rb₂O; ZnO

2) MgO; SO₃; CO

3) SO₂; P₂O₃; CO₂

4) K₂O; FeO; CrO₃

 

6. С основаниями не реагирует:

1) SiO₂

2) SO₂

3) Al₂O₃

4) NiO

 

7. Сколько веществ из указанных в ряду HNO₃; Ba(OH)₂; H₂O реагируют с оксидом углерода (IV) при комнатной температуре?

1) 1

2) 2

3) 3

4) 4

 

8. При взаимодействии 1 моль H₂SO₄ и 2 моль КОН образуется:

1) средняя соль

2) основная соль

3) кислая соль

4) вещества не реагируют

 

9. С раствором карбоната натрия не реагирует:

1) железо

2) оксид углерода (IV)

3) сульфат меди (II)

4) хлорид бария

 

10. Осуществить превращения CuCl₂ → CuS можно с помощью:

1) серы

2) оксида серы (IV)

3) серной кислоты

4) сульфида натрия

 

 

Ковалентная связь — обзор

1 Введение

Координационные соединения нашли свое применение задолго до создания координационной химии. Ярко-красные ализариновые красители применялись еще до пятнадцатого века. Этот ярко-красный краситель, теперь характеризуемый как хелатный комплекс гидроксиантрахинона с ионами металлов кальция и алюминия, показан на рисунке 1.

Рисунок 1. Структура ализаринового красителя.

Позже, в шестнадцатом веке, при контакте между латунным сплавом было зафиксировано образование хорошо известного члена сегодняшнего семейства координационной химии, тетраамминумерального иона [Cu (NH ₃ ) ₄ ] ⁺² . и хлорид аммония.Добавление берлинской синей Fe ₄ [Fe (CN) ₆ ] ₃ · x H ₂ O увеличило использование координационных соединений в красителях и пигментах. Комплекс платины K ₂ [PtCl ₆ ] предложил приложение для очистки металлической платины. Таким образом, до структурирования координационной химии координационные соединения, комплексы и хелаты нашли свое применение.

Систематическое исследование структуры и связей в координационной химии началось с любознательности Тассарта (1798), которое было расширено выдающимися химиками, такими как Вильгельм Бломстранд, Йоргенсен и Альфред Вернер [1], до конца девятнадцатого века.В результате координационная теория Вернера (1893 г.) стала основой современной координационной химии. Стоит отметить, что электрон был открыт после теории Вернера.

Связывание в таких соединениях, как CoCl ₃ и NH ₃ , было легко понять и объяснить, и, следовательно, такие соединения считались простыми соединениями. Например, формальное окисление кобальта в хлориде кобальта +3 уравновешивается тремя одноотрицательными ионами хлорида, и сосуществование этих ионных фрагментов с образованием молекулы понятно и объясняется.Точно так же валентная оболочка ( n = 2) азота (N = 7) содержит пять электронов и четыре орбитали (2s, 2p _x , 2p _y и 2p _z ). Сохранение пары электронов на одной из этих орбиталей, в то время как остальные три остаются заполненными наполовину, также можно объяснить возможностью для трех атомов водорода внести по одному электрону каждый для образования ковалентной связи с азотом. Таким образом, молекула аммиака имеет три ковалентные связи NH и одну неподеленную пару электронов над атомом азота.Здесь стоит отметить, что все валентности всех атомов в обеих молекулах полностью удовлетворены, и, следовательно, больше нет возможности связывания.

«Сложная» ситуация возникает, когда становится известно, что молекула CoCl ₃ может включать шесть молекул аммиака, в результате чего образуется третья независимая сущность. Эта ситуация была полностью понята и объяснена с помощью теории координации Вернера, за которой последовало определение объекта как «сложного».

1.1 Определения

Координационные соединения — это соединения, содержащие одну или несколько координационных ковалентных связей.

Координатные ковалентные связи — это ковалентные связи, в которых оба связывающих электрона вносятся одним из партнеров по связи. На рисунке 2 ковалентные связи отличаются от координационных ковалентных связей в NH ₃ BF ₃ . В то время как три ковалентные связи BF образуются из-за совместного использования электронных пар в результате вкладов как атомов бора, так и атомов фтора, связь NB ​​образуется из-за передачи неподеленной пары электронов из азота на пустые орбитали бора.Координатная ковалентная связь показана стрелкой с головкой, указывающей в направлении передачи пары электронов, как показано на рисунке 2.

Рисунок 2. Связывание в NH ₃ BF ₃ .

Комплекс представляет собой молекулу / ион, содержащую центральный атом / ион металла, окруженный определенным числом лигандов, удерживаемых вторичными валентностями или координированными ковалентными связями.

Первичная валентность относится к заряду над ионом металла e.г. Co (III) имеет заряд +3, который можно уравновесить -3 зарядообразующими соединениями, такими как CoCl ₃ . Первичная валентность является ионной и выполняется во второй координационной сфере, как показано на рисунке 3.

Рисунок 3. Первая и вторая координационные сферы в [Co (NH ₃ ) ₆ ] Cl ₃ .

Вторичная валентность — это количество пустых валентных орбиталей, как показано на рисунке для [Co (NH ₃ ) ₆ ] Cl ₃ .Ион Co (III) имеет шесть пустых валентных орбиталей. Следовательно, его вторичная валентность равна шести. Вторичная валентность — это координатная ковалентная валентность, и она выполняется в первой координационной сфере иона металла, как показано на рисунке 4.

Рисунок 4. Вторичная валентность Co (III) в [Co (NH ₃ ) ₆ ] Класс ₃ .

Координационное число — это свойство иона металла, представляющее общее количество донорных атомов, непосредственно связанных с центральным атомом.В приведенном выше случае координационное число Co (III) равно шести, поскольку шесть донорных атомов азота напрямую связаны с центральным ионом металла (кобальтом (III)).

Лиганд представляет собой любой атом, ион или нейтральную молекулу, способную отдавать электронную пару и связанную с центральным ионом или атомом металла посредством вторичной валентности.

Зубчатый знак — это свойство лиганда, представляющего ряд координирующих атомов.

В случае [Co (NH ₃ ) ₆ ] Cl ₃ , аммиак, NH ₃ лиганд содержит один донорный атом (N).Следовательно, его зубчатый характер является единым и классифицируется как монодентатный лиганд. Точно так же хлор (Cl ^— ) является анионным, одноатомным и монодентатным лигандом, а гидроксо (OH ^— ) — двухатомным, монодентатным и анионным лигандом. Aquo (OH ₂ ) представляет собой нейтральный трехатомный монодентатный лиганд. Несколько популярных лигандов и их характеристики показаны на рисунке 5.

Рисунок 5. Структуры и характеристики нескольких важных лигандов.

Из-за более зубчатого характера лигандов иногда также образуются различные комплексы, известные как хелаты. Хелат представляет собой соединение, образующееся, когда полидентатный лиганд использует более одного из своих координирующих атомов для образования замкнутой кольцевой структуры, которая включает центральный ион металла. Известно, что пяти- и шестичленные кольца придают хелатам дополнительную стабильность. Процесс образования хелатов известен как хелатирование. Полидентатный лиганд, участвующий в образовании хелата, также известен как хелатирующий лиганд. Хелаты обычно обладают более высокой стабильностью, чем аналогичные комплексы.

Полидентатный лиганд может быть присоединен к центральному иону металла через функциональные группы более чем одного типа.Таким образом, количество и вид связей, с помощью которых ион металла присоединяется к лигандам, могут стать критерием для классификации хелатов. Ковалентные связи образуются за счет замены одного или нескольких H-атомов, в то время как координационные ковалентные связи образуются за счет передачи электронной пары от лигандов. Некоторые хелаты, включающие множество полидентатных лигандов и связей, показаны на фиг. 6. Координатные ковалентные связи показаны тонкими нитевидными связями.

Рисунок 6.Структуры и характеристики некоторых хелатов.

Полиядерный комплекс представляет собой комплекс с более чем одним атомом / ионом металла. Эти ионы металлов иногда соединяются мостиковыми связями через соответствующие лиганды, что приводит к образованию мостиковых полиядерных комплексов.

Ионные и ковалентные связи — Химия LibreTexts

Существует много типов химических связей и сил, которые связывают молекулы вместе. Два основных типа связей характеризуются как ионные или ковалентные.При ионной связи атомы передают электроны друг другу. Для ионных связей требуется по крайней мере один донор электронов и один акцептор электронов. Напротив, атомы с одинаковой электроотрицательностью разделяют электроны в ковалентных связях, потому что ни один из атомов не привлекает или не отталкивает общие электроны.

Введение

Ионная связь — это полный перенос валентных электронов между атомами. Это тип химической связи, при которой образуются два противоположно заряженных иона. В ионных связях металл теряет электроны, чтобы стать положительно заряженным катионом, тогда как неметалл принимает эти электроны, чтобы стать отрицательно заряженным анионом.Ионные связи требуют донора электронов, часто металла, и акцептора электронов, неметалла.

Ионная связь наблюдается, потому что металлы имеют мало электронов на своих внешних орбиталях. Потеряв эти электроны, эти металлы могут достичь конфигурации благородного газа и соответствовать правилу октетов. Точно так же неметаллы, имеющие около 8 электронов в валентных оболочках, имеют тенденцию легко принимать электроны для достижения конфигурации благородного газа. При ионном связывании более 1 электрона может быть передано или получено, чтобы удовлетворить правилу октетов.Заряды аниона и катиона соответствуют количеству переданных или полученных электронов. В ионных связях чистый заряд соединения должен быть равен нулю.

Эта молекула натрия отдает неподеленный электрон на своей валентной орбитали для достижения октетной конфигурации. Это создает положительно заряженный катион из-за потери электрона.

Этот атом хлора получает один электрон для достижения своей октетной конфигурации, которая создает отрицательно заряженный анион.

Прогнозируемая общая энергия процесса ионного связывания, которая включает в себя энергию ионизации металла и сродство неметалла к электрону, обычно положительна, что указывает на то, что реакция эндотермическая и неблагоприятная. Однако эта реакция очень благоприятна из-за электростатического притяжения между частицами. На идеальном межатомном расстоянии притяжение между этими частицами высвобождает достаточно энергии для облегчения реакции. Большинство ионных соединений имеют тенденцию к диссоциации в полярных растворителях, потому что они часто полярны.Это явление связано с противоположными зарядами на каждом ионе.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): хлоридные соли

В этом примере атом натрия отдает свой 1 валентный электрон атому хлора. Это создает катион натрия и анион хлора. Обратите внимание, что чистый заряд полученного соединения составляет 0.

В этом примере атом магния отдает оба своих валентных электрона атомам хлора. Каждый атом хлора может принять только 1 электрон, прежде чем он сможет достичь своей конфигурации благородного газа; следовательно, 2 атома хлора необходимы, чтобы принять 2 электрона, подаренных магнием.Обратите внимание, что чистая стоимость соединения составляет 0.

Ковалентное соединение

Ковалентная связь — это обмен электронами между атомами. Этот тип связи происходит между двумя атомами одного и того же элемента или элементов, близких друг к другу в периодической таблице. Эта связь происходит прежде всего между неметаллами; однако это также может наблюдаться между неметаллами и металлами.

Если атомы имеют одинаковую электроотрицательность (одинаковое сродство к электронам), вероятнее всего возникнут ковалентные связи.Поскольку оба атома имеют одинаковое сродство к электронам и ни один из них не имеет тенденции отдавать их, они разделяют электроны, чтобы достичь октетной конфигурации и стать более стабильными. Кроме того, энергия ионизации атома слишком велика, а сродство атома к электрону слишком мало для возникновения ионной связи. Например: углерод не образует ионных связей, потому что у него 4 валентных электрона, половина октета. Чтобы образовать ионные связи, молекулы углерода должны либо получить, либо потерять 4 электрона. Это крайне неблагоприятно; следовательно, молекулы углерода разделяют свои 4 валентных электрона через одинарные, двойные и тройные связи, так что каждый атом может достигать конфигурации благородного газа.Ковалентные связи включают взаимодействия сигма- и пи-орбиталей; следовательно, ковалентные связи приводят к образованию одинарных, двойных, тройных и четверных связей.

Пример \ (\ PageIndex {2} \): \ (PCl_3 \)

В этом примере атом фосфора делит свои три неспаренных электрона с тремя атомами хлора. В конечном продукте все четыре молекулы имеют 8 валентных электронов и удовлетворяют правилу октетов.

Связь в органической химии

Ионные и ковалентные связи — две крайности связывания.Полярная ковалентность — это промежуточный тип связи между двумя крайностями. Некоторые ионные связи обладают ковалентными характеристиками, а некоторые ковалентные связи являются частично ионными. Например, большинство соединений на основе углерода ковалентно связаны, но также могут быть частично ионными. Полярность — это мера разделения зарядов в соединении. Полярность соединения зависит от симметрии соединения и различий в электроотрицательности между атомами. Полярность возникает, когда выталкивающие электроны элементы, расположенные в левой части таблицы Менделеева, обмениваются электронами с элементами, выталкивающими электроны, в правой части таблицы.Это создает спектр полярности, с ионной (полярной) с одной стороны, ковалентной (неполярной) с другой и полярной ковалентной в середине.

Обе эти связи важны в органической химии. Ионные связи важны, потому что они позволяют синтез определенных органических соединений. Ученые могут манипулировать ионными свойствами и этими взаимодействиями, чтобы формировать желаемые продукты. Ковалентные связи особенно важны, поскольку большинство молекул углерода взаимодействуют в основном посредством ковалентных связей.Ковалентная связь позволяет молекулам обмениваться электронами с другими молекулами, создавая длинные цепочки соединений и делая жизнь более сложной.

Список литературы

1. Воллхардт, К. Питер К. и Нил Э. Шор. Структура и функции органической химии . Нью-Йорк: У. Х. Фриман, 2007.
.
2. Петруччи, Ральф Х. Общая химия: принципы и современные приложения . Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Pearson Education, 2007.
3. Браун, Теодор Л., Юджин Х. Лемей и Брюс Э. Бурстен. Химия: центральные науки . 6-е изд. Englewood Cliffs, NJ: Prentice Hall, 1994.
.

Проблемы

1. Являются ли эти соединения ионными или ковалентными?

2. Укажите в следующих реакциях, связаны ли реагенты и продукты ионной или ковалентной связью.

а)

б) Уточнение: какова природа связи между натрием и амидом? Какая связь образуется между углеродной цепью аниона и натрием?

в)

Решения

• 1) Слева направо: ковалентный, ионный, ионный, ковалентный, ковалентный, ковалентный, ионный.
• 2a) Все продукты и реагенты ионные.
• 2b) Слева направо: ковалентный, ионный, ионный, ковалентный, ионный, ковалентный, ковалентный, ионный.
• 2c) Все продукты и реагенты ковалентны.

Ковалентная связь | Безграничная химия

Сравнение ковалентных и ионных соединений

Ковалентные и ионные соединения обладают различными физическими свойствами.

Цели обучения

Определить пары элементов, которые могут образовывать ионные или ковалентные связи

Ключевые выводы

Ключевые моменты

• Ионные соединения образуются в результате сильных электростатических взаимодействий между ионами, что приводит к более высоким температурам плавления и электропроводности по сравнению с ковалентными соединениями.
• Ковалентные соединения имеют связи, в которых электроны распределяются между атомами. Из-за совместного использования электронов они проявляют характерные физические свойства, которые включают более низкие температуры плавления и электрическую проводимость по сравнению с ионными соединениями.

Ключевые термины

• валентные электроны : электроны на внешнем основном энергетическом (валентном) уровне атома, которые могут участвовать в образовании химических связей с другими атомами.
• правило октета : Атомы теряют, приобретают или делятся электронами, чтобы иметь полный валентный уровень в восемь электронов.Исключение составляют водород и гелий, поскольку они могут удерживать максимум два валентных электрона.
• электроотрицательность : тенденция атома или молекулы притягивать электроны и образовывать связи.

Два класса соединений

Соединения определяются как вещества, содержащие два или более различных химических элемента. Они имеют различные химические структуры, характеризующиеся фиксированным соотношением атомов, удерживаемых вместе химическими связями. Здесь мы обсуждаем два класса соединений в зависимости от типа связи, которая удерживает атомы вместе: ионные и ковалентные.

Ковалентные соединения

Ковалентные связи характеризуются разделением электронов между двумя или более атомами. Эти связи в основном возникают между неметаллами или между двумя одинаковыми (или похожими) элементами. Два атома с одинаковой электроотрицательностью , а не обмениваются электроном со своей внешней оболочки; атомы вместо разделяют электрона, так что их валентная электронная оболочка заполнена.

Примерами соединений, содержащих только ковалентные связи, являются метан (CH ₄ ), монооксид углерода (CO) и монобромид йода (IBr).

Ковалентная связь между атомами водорода : Поскольку каждый атом водорода имеет один электрон, они могут заполнять свои внешние оболочки, разделяя пару электронов посредством ковалентной связи.

Ионные соединения

Ионная связь возникает, когда между двумя атомами существует большая разница в электроотрицательности. Эта большая разница приводит к потере электрона от менее электроотрицательного атома и усилению этого электрона более электроотрицательным атомом, в результате чего образуются два иона.Эти противоположно заряженные ионы испытывают притяжение друг к другу, и это электростатическое притяжение образует ионную связь.

Ионная связь возникает между неметаллом, который действует как акцептор электронов, и металлом, который действует как донор электронов. У металлов мало валентных электронов, тогда как у неметаллов их около восьми валентных электронов; Чтобы легко удовлетворить правилу октетов, неметалл примет электрон, подаренный металлом. Более одного электрона можно передать и получить в виде ионной связи.

Некоторые примеры соединений с ионной связью включают NaCl, KI, MgCl ₂ .

Образование фторида натрия (NaF) : При переносе электрона от нейтрального атома натрия к нейтральному атому фтора образуются два иона с противоположным зарядом: Na ⁺ и F ^— . Притяжение противоположно заряженных ионов является ионной связью между Na и F.

Влияние на физические свойства

Ковалентные и ионные соединения можно легко дифференцировать из-за их различных физических свойств в зависимости от природы их связывания.Вот некоторые отличия:

1. При комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении ковалентные соединения могут существовать в твердом, жидком или газообразном состоянии, тогда как ионные соединения существуют только в твердом виде.
2. Хотя твердые ионные соединения не проводят электричество из-за отсутствия свободных подвижных ионов или электронов, ионные соединения, растворенные в воде, образуют электропроводящий раствор. Напротив, ковалентные соединения не проявляют никакой электропроводности ни в чистом виде, ни при растворении в воде.
3. Ионные соединения существуют в стабильных кристаллических структурах. Следовательно, они имеют более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с ковалентными соединениями.

Одинарные ковалентные облигации

Одинарные ковалентные связи — это сигма-связи, которые возникают, когда одна пара электронов разделяется между атомами.

Цели обучения

Определите четыре типа орбиталей, используемых в образовании ковалентных связей.

Ключевые выводы

Ключевые моменты

• Ковалентные связи возникают, когда электроны делятся между двумя атомами.Одинарная ковалентная связь — это когда только одна пара электронов разделяется между атомами.
• Сигма-связь — это самый прочный тип ковалентной связи, при котором атомные орбитали непосредственно перекрываются между ядрами двух атомов.
• Сигма-связи могут возникать между атомными орбиталями любого типа; единственное требование состоит в том, чтобы перекрытие атомных орбиталей происходило непосредственно между ядрами атомов.

Ключевые термины

• сигма-связь : ковалентная связь, электронная плотность которой сосредоточена в области непосредственно между ядрами.
• ковалентная связь : Тип химической связи, при которой два атома соединяются друг с другом за счет совместного использования двух или более электронов.
• орбиталь атома : область в пространстве вокруг ядра атома, где есть вероятность найти электрон.

Иерархическая структура атома

Есть четыре иерархических уровня, которые описывают положение и энергию электронов в атоме. Здесь они перечислены вместе с некоторыми из возможных значений (или букв), которые они могут иметь:

1. Основные уровни энергии (1, 2, 3 и т. Д.)
2. Подуровни (s, p, d, f)
3. Орбитали
4. Электроны

Основные энергетические уровни состоят из подуровней, которые, в свою очередь, состоят из орбиталей, на которых находятся электроны.

Атомные орбитали

Орбиталь атома определяется как вероятность нахождения электрона в области вокруг ядра атома. Как правило, орбитальные формы нарисованы для описания области в космосе, в которой могут находиться электроны. Это называется «электронной плотностью».”

Атомные орбитали : Формы первых пяти атомных орбиталей показаны в следующем порядке: 1s, 2s и три 2p-орбитали. Обе области, заштрихованные синим и оранжевым цветом, представляют области в космосе, где электроны могут быть обнаружены «принадлежащими» этим орбиталям.

Сигма-облигации

Ковалентная связь возникает, когда две атомные орбитали сближаются в непосредственной близости и их электронные плотности перекрываются. Самым сильным типом ковалентных связей являются сигма-связи, которые образуются путем прямого перекрытия орбиталей каждого из двух связанных атомов.Независимо от типа атомной орбитали, сигма-связи могут возникать до тех пор, пока орбитали непосредственно перекрываются между ядрами атомов.

Орбитальные перекрытия и сигма-связи : Это все возможные перекрытия между различными типами атомных орбиталей, которые приводят к образованию сигма-связи между двумя атомами. Обратите внимание, что область перекрытия всегда возникает между ядрами двух связанных атомов.

Одинарные ковалентные связи возникают, когда одна пара электронов совместно используется атомами как часть молекулы или соединения.Одинарная ковалентная связь может быть представлена ​​одной линией между двумя атомами. Например, двухатомная молекула водорода H ₂ может быть записана как H-H для обозначения одинарной ковалентной связи между двумя атомами водорода.

Сигма-связь в молекуле водорода : Более высокая интенсивность красного цвета указывает на большую вероятность локализации связывающих электронов между ядрами.

Двойные и тройные ковалентные связи

Двойные и тройные связи, состоящие из сигма- и пи-связей, повышают стабильность и ограничивают геометрию соединения.

Цели обучения

Опишите типы перекрытия орбиталей, которые возникают в одинарных, двойных и тройных связях

Ключевые выводы

Ключевые моменты

• Двойные и тройные ковалентные связи прочнее одинарных ковалентных связей, и для них характерно разделение четырех или шести электронов между атомами, соответственно.
• Двойные и тройные связи состоят из сигма-связей между гибридизированными орбиталями и пи-связей между негибридизированными p-орбиталями.Двойные и тройные связи придают соединениям дополнительную стабильность и ограничивают любое вращение вокруг оси связи.
• Длины связей между атомами с кратными связями короче, чем между атомами с одинарными связями.

Ключевые термины

• Прочность связи : напрямую связана с количеством энергии, необходимой для разрыва связи между двумя атомами. Считается, что чем больше энергии требуется, тем прочнее связь.
• длина связи : расстояние между ядрами двух связанных атомов.Это можно определить экспериментально.
• орбитальная гибридизация : концепция смешения атомных орбиталей для образования новых гибридных орбиталей, подходящих для качественного описания свойств и геометрии атомных связей.
• атомные орбитали : физическая область в пространстве вокруг ядра, в которой, вероятно, находится электрон.

Двойные и тройные ковалентные облигации

Ковалентная связь возникает, когда электроны разделяются между атомами.Двойные и тройные ковалентные связи возникают, когда четыре или шесть электронов разделяются между двумя атомами, и они обозначены в структурах Льюиса путем рисования двух или трех линий, соединяющих один атом с другим. Важно отметить, что только атомы, которым необходимо получить или потерять как минимум два валентных электрона в результате обмена, могут участвовать в нескольких связях.

Концепции связи

Гибридизация

Двойные и тройные связи можно объяснить орбитальной гибридизацией или «смешиванием» атомных орбиталей с образованием новых гибридных орбиталей.Гибридизация описывает ситуацию связывания с точки зрения конкретного атома. Комбинация s- и p-орбиталей приводит к образованию гибридных орбиталей. Вновь образованные гибридные орбитали имеют одинаковую энергию и определенное геометрическое расположение в пространстве, которое согласуется с наблюдаемой геометрией связи в молекулах. Гибридные орбитали обозначены как sp ^x , где s и p обозначают орбитали, используемые для процесса смешивания, а значение верхнего индекса x находится в диапазоне от 1 до 3, в зависимости от того, сколько p орбиталей требуется для объяснения наблюдаемой связи.

Гибридные орбитали : схематическое изображение результирующей ориентации в пространстве гибридных орбиталей sp ³ . Обратите внимание, что сумма верхних индексов (1 для s и 3 для p) дает общее количество сформированных гибридных орбиталей. В этом случае образуются четыре орбитали, которые указывают в направлении вершин тетраэдра.

Облигации Пи

Pi, или [латекс] \ pi [/ латекс], связи возникают, когда существует перекрытие между негибридизованными p-орбиталями двух соседних атомов.Между ядрами атомов не происходит перекрытия, и это ключевое различие между сигма- и пи-связями. Для эффективного образования связи между негибридизованными p-орбиталями должно быть правильное геометрическое соотношение: они должны находиться в одной плоскости.

Образование связи Pi : перекрытие между соседними негибридизированными p-орбиталями дает пи-связь. Электронная плотность, соответствующая общим электронам, не сосредоточена вдоль межъядерной оси (т.е.е., между двумя атомами), в отличие от сигма-связей.

Множественные связи между атомами всегда состоят из сигма-связи, а любые дополнительные связи относятся к типу π.

Примеры Пи-облигаций

Простейшим примером органического соединения с двойной связью является этилен или этен, C ₂ H ₄ . Двойная связь между двумя атомами углерода состоит из сигма-связи и π-связи.

Этиленовая связь : Пример простой молекулы с двойной связью между атомами углерода.Указаны длины связей и углы (указывающие на геометрию молекулы).

С точки зрения атомов углерода, каждый имеет три гибридных орбитали sp ² и одну негибридизованную p-орбиталь. Три орбитали sp ² лежат в одной плоскости под углом 120 градусов. Когда атомы углерода приближаются друг к другу, их орбитали перекрываются и образуют связь. Одновременно p-орбитали сближаются и образуют связь. Для поддержания этой связи p-орбитали должны оставаться параллельными друг другу; следовательно, вращение невозможно.

Тройная связь включает в себя шесть электронов, сигма-связь и две [латексные] \ pi [/ латексные] связи. Простейшим органическим соединением с тройными связями является ацетилен, C ₂ H ₂ . Тройные связи сильнее двойных из-за наличия двух [латексных] \ pi [/ латексных] связей, а не одной. Каждый углерод имеет две sp-гибридные орбитали, и одна из них перекрывается со своей соответствующей от другого атома углерода, образуя sp-sp сигма-связь. Остальные четыре негибридизованных p-орбитали перекрываются друг с другом и образуют две [латексные] \ pi [/ латексные] связи.Подобно двойным связям, вращение вокруг оси тройной связи невозможно.

Наблюдаемые последствия множественных облигаций

Прочность связи

Ковалентные связи можно классифицировать по количеству энергии, необходимой для их разрыва. Основываясь на экспериментальном наблюдении, что для разрыва связи между двумя атомами кислорода в O ₂ требуется больше энергии, чем между двумя атомами водорода в H ₂ , мы делаем вывод, что атомы кислорода связаны друг с другом более прочно.Мы говорим, что связь между двумя атомами кислорода на сильнее, чем на , чем связь между двумя атомами водорода.

Эксперименты показали, что двойные связи прочнее одинарных, а тройные связи прочнее двойных. Следовательно, для разрыва тройной связи в N ₂ потребуется больше энергии по сравнению с двойной связью в O ₂ . Действительно, для разрушения молекулы O ₂ требуется 497 ккал / моль, а для разрушения молекулы N ₂ требуется 945 кДж / моль.

Длина связи

Еще одним следствием наличия кратных связей между атомами является разница в расстоянии между ядрами связанных атомов. Двойные связи имеют на меньшее расстояние на , чем одинарные связи, а тройные связи на короче, чем на , чем двойные связи.

Физические свойства ковалентных молекул

Модель ковалентной связи помогает предсказать многие физические свойства соединений.

Цели обучения

Обсудить качественные предсказания теории ковалентной связи относительно точек кипения и плавления, длины и прочности связи, а также проводимости молекул.

Ключевые выводы

Ключевые моменты

• Теория ковалентной связи Льюиса утверждает, что прочность двойных связей вдвое больше, чем у одинарных, что неверно.
• Общие физические свойства, которые можно объяснить с помощью модели ковалентной связи, включают точки кипения и плавления, электропроводность, прочность связи и длину связи.

Ключевые термины

• длина связи : расстояние между ядрами двух связанных атомов. Это можно определить экспериментально.
• межмолекулярные силы : Силы притяжения или взаимодействия между различными молекулами в образце вещества.Сила этих взаимодействий является важным фактором, определяющим физические свойства вещества.
• Прочность связи : напрямую связана с количеством энергии, необходимой для разрыва связи между двумя атомами. Считается, что чем больше энергии требуется, тем прочнее связь.
• правило октета : Атомы теряют, приобретают или делятся электронами, чтобы иметь полную валентную оболочку из восьми электронов. Водород является исключением, поскольку он может удерживать максимум два электрона на своем валентном уровне.

Впервые описанная Гилбертом Льюисом, ковалентная связь возникает, когда электроны разных атомов разделяются между двумя атомами. Эти случаи обмена электронами можно предсказать с помощью правила октетов. Правило октета — это химическое правило, которое обобщает, что атомы с низким атомным номером (<20) будут объединяться таким образом, что в их валентных оболочках будет 8 электронов. Наличие 8 валентных электронов способствует стабильности и аналогично электронной конфигурации инертных благородных газов.В ковалентной связи общие электроны вносят вклад в октет каждого атома и, таким образом, повышают стабильность соединения.

Теория связи Льюиса может объяснить многие свойства соединений. Например, теория предсказывает существование двухатомных молекул, таких как водород, H ₂ и галогены (F ₂ , Cl ₂ , Br ₂ , I ₂ ). Атому H нужен один дополнительный электрон, чтобы заполнить свой валентный уровень, а галогенам нужен еще один электрон, чтобы заполнить октет на своих валентных уровнях.Теория связи Льюиса утверждает, что эти атомы будут разделять свои валентные электроны, эффективно позволяя каждому атому создавать свой собственный октет.

Некоторые физические свойства молекул / соединений связаны с наличием ковалентных связей:

• Ковалентные связи между атомами довольно сильны, но притяжение между молекулами / соединениями или межмолекулярные силы могут быть относительно слабыми. Ковалентные соединения обычно имеют низкие температуры кипения и плавления и находятся во всех трех физических состояниях при комнатной температуре.
• Ковалентные соединения не проводят электричество; это потому, что ковалентные соединения не имеют заряженных частиц, способных переносить электроны.
• Теория Льюиса также учитывает длину облигации; чем прочнее связь и чем больше электронов разделено, тем короче длина связи.

Однако теория ковалентной связи Льюиса не учитывает некоторые наблюдения соединений в природе. Теория предсказывает, что чем больше общих электронов, тем сильнее связь между двумя атомами.Согласно теории, тройные связи прочнее двойных связей, а двойные связи прочнее одинарных. Это правда. Однако теория предполагает, что прочность двойных связей в два раза выше, чем у одинарных, что неверно. Таким образом, хотя модель ковалентной связи учитывает многие физические наблюдения, у нее есть свои ограничения.

Ковалентная связь — Энциклопедия Нового Света

Ранние концепции ковалентной связи предоставили этот тип изображения молекулы метана.Здесь четыре атома водорода связаны с центральным атомом углерода четырьмя ковалентными связями. Каждая ковалентная связь образована разделением двух электронов — одного от атома углерода и одного от атома водорода.

Ковалентная связь — это тип химической связи, характеризующийся тем, что разделяет пары электронов между двумя атомами. ^[1] Электронная пара взаимодействует с ядрами обоих атомов, и это притягивающее взаимодействие удерживает атомы вместе. Ковалентная связь намного прочнее водородной связи (между полярными молекулами) и аналогична по силе ионной связи или сильнее.

Ковалентная связь чаще всего возникает между атомами с близкими значениями электроотрицательности. Он играет особенно важную роль в построении структур органических соединений (соединений углерода). Каждый атом углерода может образовывать четыре ковалентные связи, которые ориентированы в определенных направлениях в пространстве, что приводит к различной геометрии органических молекул. Более того, многочисленные химические реакции как в живых, так и в неживых системах включают образование и разрушение ковалентных связей.

История и теоретические разработки

В электронно-точечной нотации точки представляют собой электроны, которые участвуют (или могут участвовать) в образовании ковалентных связей между атомами. В качестве альтернативы каждая ковалентная связь (электронная пара) может быть представлена ​​сплошной линией.

Идея ковалентной связи восходит к химику Гилберту Н. Льюису, который в 1916 году описал совместное использование электронных пар между атомами. Он ввел так называемую нотацию Льюиса или электронно-точечную нотацию , в которой валентные электроны (находящиеся на внешней оболочке каждого атома) представлены в виде точек вокруг атомных символов.Пары этих электронов, расположенные между атомами, представляют собой ковалентные связи. Множественные пары представляют собой множественные связи, такие как двойные и тройные связи. Некоторые примеры электронной точечной записи показаны на рисунке справа. Рядом показан альтернативный стиль, в котором пары электронов, образующих связь, представлены сплошными линиями.

Совместное использование электронов между атомами позволяет атомам достичь стабильной электронной конфигурации, подобной конфигурации благородного газа. Например, в молекуле водорода (H ₂ ) каждый атом водорода участвует в обмене двумя электронами, что соответствует количеству электронов в атоме гелия.В случае метана (CH ₄ ) каждый атом углерода разделяет электронную пару с каждым из четырех атомов водорода. Таким образом, каждый атом углерода в метане разделяет в общей сложности восемь электронов, что соответствует количеству электронов во внешней оболочке атома любого из других благородных газов (неона, аргона, криптона и радона).

Кроме того, каждая ковалентная связь в молекуле ориентирована в определенном направлении в пространстве, что придает молекуле ее характерную форму. Например, молекула метана имеет форму тетраэдра с атомом углерода в центре.

В то время как идея общих электронных пар обеспечивает эффективную качественную картину ковалентной связи, квантовая механика необходима для понимания природы этих связей и предсказания структур и свойств простых молекул. Уолтеру Хайтлеру и Фрицу Лондону приписывают первое успешное квантово-механическое объяснение химической связи, в частности молекулярного водорода, в 1927 году. Их работа была основана на модели валентной связи , согласно которой химическая связь образуется путем перекрытия между определенными атомными орбиталями (во внешних электронных оболочках) участвующих атомов.В теории валентных связей молекулярная геометрия объясняется образованием гибридных атомных орбиталей через комбинацию нормальных атомных орбиталей. Эти атомные орбитали, как известно, имеют определенные угловые отношения друг с другом, и, таким образом, модель валентной связи может успешно предсказывать валентные углы, наблюдаемые в простых молекулах.

Модель валентной связи была вытеснена моделью молекулярных орбиталей . Поскольку два атома объединяются для образования связи, считается, что их атомные орбитали взаимодействуют с образованием молекулярных орбиталей, которые проходят между ядрами этих атомов и вокруг них.Эти молекулярные орбитали могут быть построены математически на основе теории «линейной комбинации атомных орбиталей» (теория ЛКАО).

Используя квантовую механику, можно рассчитать электронную структуру, уровни энергии, валентные углы, расстояния связи, дипольные моменты и электромагнитные спектры простых молекул с высокой степенью точности. Расстояния и углы связи можно рассчитать так же точно, как и измерить (расстояния до нескольких пикометров и валентные углы до нескольких градусов).

Ковалентная связь отличается от ионной связи, которая характеризуется электростатическим притяжением между противоположно заряженными ионами. Тем не менее, даже в модели молекулярных орбиталей для ковалентной связи существует неявное притяжение между положительно заряженными атомными ядрами и отрицательно заряженными электронами — без атомных ядер не было бы орбиталей для заселения электронов.

Ковалентное связывание — это широкое понятие, охватывающее многие виды взаимодействий. В частности, он включает так называемые сигма (σ) связи, пи (π) связи, связи металл-металл, агостические взаимодействия и трехцентровые двухэлектронные связи (Smith and March, 2007; Miessler and Tarr, 2003). .

Облигация

Порядок связи — это термин, который описывает количество пар электронов, общих для атомов, образующих ковалентные связи.

1. Наиболее распространенным типом ковалентной связи является одинарная связь (порядок связи 1), которая предполагает совместное использование только одной пары электронов между двумя атомами. Обычно он состоит из так называемой «сигма-связи».
2. Совместное использование двух пар электронов (между двумя атомами) называется двойной связью .Примером может служить двойная связь между двумя атомами углерода этилена. Двойная связь обычно состоит из одной сигма-связи и одной «пи-связи».
3. Совместное использование трех пар электронов (между двумя атомами) называется тройной связью . Примером может служить тройная связь между атомами углерода и азота в цианистом водороде. Тройная связь обычно состоит из одной сигма-связи и двух пи-связей.
4. Некоторые переходные металлы, такие как молибден и рений, могут образовывать четверных связей .Пример четверной связи также встречается в тетради-вольфраме (hpp).
5. Пятикратные связи обнаружены в некоторых соединениях дихрома.
6. Шестидольные связи (порядок связи 6) чрезвычайно редки, но наблюдались в переходных металлах в газовой фазе при очень низких температурах.

В большинстве случаев ковалентной связи электроны не локализованы между парой атомов, поэтому приведенная выше классификация, хотя и мощная и широко распространенная, имеет ограниченную применимость.Кроме того, так называемая «трехцентровая связь» не всегда соответствует вышеуказанным соглашениям.

Полярность соединения

Есть два типа ковалентных связей: полярные ковалентные связи и неполярные (или «чистые») ковалентные связи. Чистая ковалентная связь образуется между двумя атомами, у которых нет разницы (или практически нет разницы) между их значениями электроотрицательности. (В некоторых текстах разница в значениях составляет менее 0,2). Полярная ковалентная связь (согласно наиболее широко принятому определению) — это связь, образованная между двумя атомами, разность электроотрицательностей которых меньше или равна 2.1, но больше или равно 0,5.

Когда между двумя атомами с разной электроотрицательностью образуется ковалентная связь, более электроотрицательный атом притягивает общие (связывающие) электроны ближе к себе. Это приводит к разделению заряда вдоль связи: менее электроотрицательный атом несет частичный положительный заряд, а более электроотрицательный атом несет частичный отрицательный заряд. В этой ситуации связь имеет дипольный момент и называется полярной.

Полярная ковалентная связь иногда рассматривается как сочетание ионного и ковалентного характера связи.Чем выше полярность ковалентной связи, тем сильнее ее ионный характер. Таким образом, ионная связь и неполярная ковалентная связь представляют собой две крайности связывания, при этом полярные связи образуют непрерывность между ними.

Координатные ковалентные связи

Модель аммиак-борана (H ₃ NBH ₃ ), в которой атом азота ( синий ) вносит вклад в пару электронов для образования координационной ковалентной связи с атомом бора (персик) . Атомы водорода показаны серым цветом.

Особый случай ковалентной связи называется координационной ковалентной связью или дативной связью . Это происходит, когда один атом вносит вклад в оба электрона, образуя ковалентную связь с другим атомом или ионом. Атом, который передает электронную пару, действует как «основание Льюиса», а атом, который принимает электроны, действует как «кислота Льюиса». Образование такого типа связи называется «координацией». Донор электронов приобретает положительный формальный заряд, а акцептор электронов — отрицательный формальный заряд.

После того, как этот тип связи сформирован, его сила и описание не отличаются от других полярных ковалентных связей. В этом смысле отличие от обычных ковалентных связей является искусственным, но терминология популярна в учебниках, особенно при описании координационных соединений (указано ниже).

Примеры

Любое соединение, содержащее неподеленную пару электронов, потенциально способно образовывать координатную связь. Различные химические соединения можно описать как имеющие координационные ковалентные связи.

• Классическим примером является боран аммиака (H ₃ NBH ₃ ), в котором атом азота вносит вклад в пару электронов для образования координационной ковалентной связи с атомом бора. Иллюстративная диаграмма выглядит следующим образом:

• Окись углерода (CO) можно рассматривать как содержащую одну координатную связь и две «нормальные» ковалентные связи между атомом углерода и атомом кислорода. Это необычное описание демонстрирует гибкость описания этого типа соединения.Таким образом, в координационной связи между углеродом и кислородом углерод является акцептором электронов, а кислород — донором электронов.
• Ион аммония (NH ₄ ⁺ ) можно представить как состоящий из четырех координатных ковалентных связей между четырьмя протонами (ионы H ⁺ ) и одним трианионом азота «N ^3- ».

Координационные соединения

Координатная связь широко используется для описания координационных комплексов, особенно с участием ионов металлов.В таких комплексах несколько оснований Льюиса «жертвуют» свои «свободные» пары электронов в остальном обнаженный катион металла, который действует как кислота Льюиса и «принимает» электроны. Образуются координационные связи, полученное соединение называется координационным комплексом , а доноры электронов называются лигандами . Координатная связь иногда представлена ​​стрелкой, указывающей от донора электронной пары к акцептору электронной пары. Более полезное описание связывания в координационных соединениях обеспечивается теорией поля лигандов, которая включает молекулярные орбитали при описании связывания в таких многоатомных соединениях.

Многие химические соединения могут служить лигандами. Они часто содержат атомы кислорода, серы или азота или галогенид-ионы. Наиболее распространенным лигандом является вода (H ₂ O), которая образует координационные комплексы с ионами металлов, например [Cu (H ₂ O) ₆ ] ²⁺ . Аммиак (NH ₃ ) также является обычным лигандом. Обычными лигандами являются анионы, особенно фторид (F ^— ), хлорид (Cl ^— ) и цианид (CN ^— ).

Резонанс

Молекулу бензола можно представить в виде двух гипотетических резонансных структур.В структуре озона каждая связь находится посередине между одинарной и двойной связью.

Многие ситуации связывания можно описать с помощью более чем одной допустимой точечной структуры Льюиса (LDS). Примером является бензол (C6H6), который состоит из кольца из шести атомов углерода, удерживаемых вместе ковалентными связями, с атомом водорода, присоединенным к каждому атому углерода. Если бы кто-то записал LDS для бензольного кольца, он бы получил две похожие структуры, каждая из которых имела бы чередующиеся одинарные и двойные связи между атомами углерода (как показано на рисунке).Каждая структура, если взять ее отдельно, предполагает, что связи между атомами углерода различаются по длине и силе. На самом деле все шесть связей между атомами углерода в кольце имеют одинаковую длину и одинаковую силу, что указывает на то, что связывающие электроны равномерно распределены внутри кольца. Чтобы принять во внимание эту ситуацию, две структуры рассматриваются как теоретические «резонансные» структуры, а фактическая структура называется гибридным резонансом из двух. Участие электронов в ароматической структуре часто представлено кружком внутри кольца атомов углерода.Бензольное кольцо является примером того, что называется ароматическим кольцом , а ароматические соединения составляют основной класс органических химических соединений.

Второй пример — структура озона (O ₃ ). На диаграмме LDS O ₃ центральный атом O будет иметь одинарную связь с одним соседним атомом и двойную связь с другим. Можно записать две возможные структуры, в которых одинарная и двойная связи меняют положение. Здесь снова две возможные структуры являются теоретическими «резонансными структурами», а структура озона называется их гибридным резонансом.В реальной структуре озона обе связи равны по длине и прочности. Каждая связь находится на полпути между одинарной связью и двойной связью, разделяя по три электрона в каждой связи.

См. Также

Банкноты

Список литературы

• Кларк, Джим. «Координатная (дательная ковалентная) связь». Chemguide, U.K., 2000. Дата обращения 5 мая 2020.
.
• Кларк, Джим. «Ковалентная связь — одинарные облигации». Chemguide, U.K., 2000. Дата обращения 5 мая 2020.
.
• Мисслер, Гэри Л.и Тарр, Дональд А. Неорганическая химия , 3-е изд. Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Pearson Prentice Hall, 2003. ISBN 0130354716
• Смит, Майкл Б. и Марч, Джерри. Мартовская продвинутая органическая химия: реакции, механизмы и структура , 6-е изд. Нью-Йорк: Wiley-Qnterscience, 2007. ISBN 0471720917

Внешние ссылки

Все ссылки получены 9 декабря 2017 г.

Кредиты

Энциклопедия Нового Света Писатели и редакторы переписали и завершили статью Википедия в соответствии со стандартами New World Encyclopedia .Эта статья соответствует условиям лицензии Creative Commons CC-by-sa 3.0 (CC-by-sa), которая может использоваться и распространяться с указанием авторства. Кредит предоставляется в соответствии с условиями этой лицензии, которая может ссылаться как на участников New World Encyclopedia, , так и на самоотверженных добровольцев Фонда Викимедиа. Чтобы процитировать эту статью, щелкните здесь, чтобы просмотреть список допустимых форматов цитирования. История более ранних публикаций википедистов доступна исследователям здесь:

История этой статьи с момента ее импорта в New World Encyclopedia :

Примечание. Некоторые ограничения могут применяться к использованию отдельных изображений, на которые распространяется отдельная лицензия.

Ковалентных связей между атомами может быть. Ковалентная коммуникация (COP)

Идею образования химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющим атомам, высказал в 1916 году американский физико-химик Дж. Льюис.

Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Это происходит как между одними и теми же атомами (например, в молекулах H 2, CL 2, O 2, в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах H 2 O и NN 3 в кристаллах SiC).Почти все звенья в молекулах органических соединений ковалентны (C-C, C-H, C-N и т. Д.).

Есть два механизма ковалентной связи:

1) обмен;

2) донорно-акцепторный.

Механизм ковалентного образования Это то, что каждый из соединяющихся атомов обеспечивает образование общей электронной пары (связи) одним неспаренным электроном. Электроны взаимодействующих атомов должны иметь противоположные спины.

Рассмотрим, например, образование ковалентной связи в молекуле водорода.Когда атомы водорода сливают свои электронные облака друг с другом, что называется перекрывающимися электронными облаками (рис. 3.2), электронная плотность между ядрами увеличивается. Ядра притягиваются друг к другу. В результате энергия системы снижается. При очень сильном сближении атомов толкание ядер увеличивается. Следовательно, существует оптимальное расстояние между ядрами (длина L), при котором система имеет минимальную энергию. При этом условии выделяется энергия, называемая энергией связи E C.

Рис. 3.2. Схема перекрытия электронных облаков при образовании молекулы водорода

Схематично образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон, пару электронов):

N + N → H: H или N + N → N — N.

В общем, для молекул АВ других веществ:

А + В = А: В.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи он заключается в том, что одна частица является донором — представляет собой электронную пару по образованию связи, а вторая — акцептор является свободной орбиталью:

А: + В = А: В.

донор-акцептор

Рассмотрим механизмы образования химических связей в молекуле аммиака и ионе аммония.

1. Образование

Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне два парных и три неспаренных электрона:

Атом водорода на S — подуровне имеет один неспаренный электрон.

В молекуле аммиака неспаренные 2p-электроны атома азота образуют три электронные пары с электронами 3-х атомов водорода:

В молекуле NH 3 образуются 3 ковалентные связи по механизму обмена.

2. Образование интегрального иона — иона аммония.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или NH 3 + H + = NH 4 +

Атом азота остается уязвимой парой электронов, то есть двумя электронами с антипараллельными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода возникает медленная пара электронов атома азота и вакантная орбита иона водорода.Существенная пара электронов становится общей для атомов азота и водорода, возникает химическая связь по донорно-акцепторному механизму. Атом нитроцева молекулы аммиака является донором, а ион водорода — акцептором:

Следует отметить, что в ионе NH 4 + + все четыре связи эквивалентны и неразличимы, следовательно, в ионе заряд делокализован (рассредоточен) по всему комплексу.

Рассмотренные примеры показывают, что способность атома образовывать ковалентные связи обусловлена ​​не только одноэлектронными, но и двухэлектронными облаками или наличием свободной орбитали.

По донорно-акцепторному механизму соединения образуются в комплексных соединениях: -; 2+; 2- пр.

Covalent Communication обладает следующими свойствами:

— насыщение;

— фокус;

— полярность и поляризуемость.

кс. — Связь осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Условия образования КС.: образуется между атомами с высокой электроотрицательностью. (Электроотротр — способность атомов притягивать к себе электроны).

Δχ — разница в электроотрицательности 2 атомов, если Δχ≤1,4, связь полярная

CS M.B. Образование:

1 — между любыми атомами неметалла (т.к. у всех неметаллов высокие значения Электротр-ТТ), Pr: HCl, значения электротрума — по таблицам, N = 2,1, в CL = 3,1, — Δχ \ u003d 3.1-2,1 = 1≤1,4, это ковалентная и полярная связь.

2 — между атомами неметалла и металла, если металл находится в высокой степени окисления, Pr: CRCl6 forcr = 2,4, δχ = 3,1-2,4 = 0,7≤1,4 — ковалентная полярная связь.

Механизмы образования КС. :

1 — механизм печи — 2 атома обмениваются электронами, образуя общую электронную пару, принадлежащую обоим и называемую «разделенной». Примером могут быть летучие молекулы неорганических соединений: HCL, H 2 O, H 2 S, NN 3 и др.Образование молекулы HCL можно представить схемой N. +. CL: = N: CL: Электронная пара смещена к атому хлора, так как относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

2 — донорно-акцепторный механизм : — Это то, что пара электронов одного атома (донора) занимает свободную орбиталь другого атома (акцептора), рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония. В молекуле аммиака атом азота имеет пару электронов, движущуюся по двухэлектронному облаку):.

Ион водорода является свободной (не заполненной) 1S-орбиталью, которую можно обозначить как □ H +. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. превращается в молекулярное электронное облако. Итак, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить по схеме

.

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, то есть рассредоточен между всеми атомами), и двухэлектронное облако (пара электронов пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом.

Ковалентная связь бывает полярной (сложные молекулы) и неполярной (простые молекулы).

Свойства ковалентной связи

Covalent Communication обладает рядом важных свойств. К ним относятся: сытость и сосредоточенность.

Насыщаемость — характерное свойство Covalent Communication. Он проявляется в способности атомов образовывать ограниченное количество ковалентных связей. Это связано с тем, что орбиталь одного атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи.Это свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Итак, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула H 2, а не H 3. Третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона будет параллельным спину одному из спаренных электронов в молекуле. Способность образовывать определенное количество ковалентных связей в атомах различных элементов ограничивается получением максимального количества неспаренных валентных электронов.

Пища — Свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы.Причина связи в том, что перекрытие электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, что обеспечивает наибольшую плотность электронов в области перекрытия. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

Ковалентная связь — это соединение, которое связывает наиболее часто атомы неметаллов молекул и кристаллов. Какое химическое соединение называется ковалентным, говорится в этой статье.

Что такое ковалентное химическое соединение?

Ковалентная химическая связь — это соединение, осуществляемое путем образования общих (связывающих) электронных пар.

Если между двумя атомами существует одна общая электронная пара, то такая связь называется одинарной (обыкновенной), если две — двойной, если три тройные.

Связь предназначена для обозначения горизонтальной черты между атомами. Например, в молекуле водорода одинарная связь: h-H; В молекуле кислорода двойная связь: O = O; В молекуле азота тройная связь:

Рис. 1. Тройное соотношение в молекуле азота.

Чем выше кратность связи, тем сильнее молекула: наличие тройной связи объясняет высокую химическую стабильность молекул азота.

Образование и виды ковалентных коммуникаций

Существует два механизма ковалентной связи: механизм и донорно-акцепторный механизм:

• сменный механизм . При обменном механизме образования общей электронной пары два связывающих атома обеспечивают один неспаренный электрон. Так происходит, например, при образовании молекулы водорода.

Рис. 2. Образование молекулы водорода.

Полная электронная пара принадлежит каждому из связанных атомов, то есть электронная оболочка завершена.

• донорно-акцепторный механизм . При донорно-акцепторном механизме обычная электронная пара представляет собой один из связывающих атомов, который является более электроотрицательным. Второй атом представляет собой свободную орбиталь для общей пары электронов.

Рис. 3. Образование иона аммония.

Так образуется ион аммония NH 4 +.Этот положительно заряженный ион (катион) образуется при взаимодействии газообразного аммиака с любой кислотой. В растворе кислоты существуют катионы водорода (протоны), в водородной среде образуя катион гидроксония H 3 O +. Формула аммиака NH 3: Молекула состоит из одного атома азота и трех атомов водорода, связанных одинарными ковалентными связями по механизму обмена. У атома азота остается одна отмеченная электронная пара. Он обеспечивает его в качестве донора, иона водорода H +, имеющего свободную орбиталь.

Ковалентное химическое соединение в химических веществах Может быть полярным и неполярным.Связь не имеет дипольного момента, то есть полярности, если соединены два атома одного и того же элемента, имеющие одинаковое значение электроотрицательности. Итак, в молекуле водорода связь нотолярная.

В молекуле хлорида HCl атомы с разной электроотрицательностью связаны ковалентной избирательной связью. Общая электронная пара оказывается смещенной в сторону хлора, который имеет более высокое сродство к электрону и электроотрицательность. Есть дипольный момент, соединение становится полярным.В этом случае происходит частичное разделение зарядов: атом водорода становится положительным концом диполя, а атом хлора — отрицательным.

Любая ковалентная связь имеет следующие характеристики: энергия, длина, множественность, полярность, поляризуемость, насыщенность, направление в пространстве

Что мы знали?

Ковалентная химическая связь образована перекрытием пары валентных электронных облаков. Этот тип связи может быть сформирован как донорно-акцепторным механизмом, так и механизмом обмена.Ковалентная связь бывает полярной и неполярной и характеризуется наличием длины, кратности, полярности, направления в пространстве.

Тест по теме

Отчет об оценке

Средняя оценка: 4,2. Всего получено оценок: 164.

Как уже упоминалось, обычная электронная пара, несущая ковалентную связь, может быть образована неспаренными электронами, существующими в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это происходит, например, при образовании таких молекул, как h3, NS1, CL2.Здесь каждый из атомов имеет по одному неспаренному электрону; При взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара — возникает ковалентная связь.

В невозбужденном атоме азота три неспаренных электрона:

Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это происходит, например, в молекулах N 2 или NH 3, в которых ковалентность азота равна 3.

Однако количество ковалентных связей может быть больше, чем у невозбужденного атома неспаренных электронов.Итак, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, изображенную на схеме:

Из-за наличия неспаренных электронов атом углерода может образовывать две ковалентные связи. Между тем углерод характеризуется соединениями, в которых каждый атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями (например, CO 2, CH 4 и т. Д.). Это оказывается возможным благодаря тому факту, что за счет некоторой энергии один из 2x-электронов, имеющихся в атоме, может перевести 2 r В результате атом переходит в возбужденное состояние, и количество количество неспаренных электронов увеличивается.Такой процесс возбуждения, сопровождающийся «щадящими» электронами, можно представить следующей схемой, в которой возбужденное состояние помечено знаком элемента из символа элемента:

Теперь во внешнем электронном слое атома углерода четыре неспаренных электрона; Следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четырех ковалентных связей. В то же время увеличение количества создаваемых ковалентных связей сопровождается высвобождением большего количества энергии, которая тратится на перевод атома в возбужденное состояние.

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа неспаренных электронов, связано с очень высокими энергетическими затратами, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей; Тогда этот процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Таким образом, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:

Здесь увеличение количества неспаренных электронов возможно только за счет перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т.е.е. В состоянии 3с. Однако такой переход сопряжен с очень высокой энергией, которая не покрывается энергией, выделяющейся в случае новых соединений. Следовательно, из-за неспаренных электронов атом кислорода может образовывать не более двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Ведь для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице — для фтора.

Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое «I-подлинию, при возбуждении по которой могут переходить s- и P-электроны внешнего слоя.Следовательно, есть дополнительные возможности для увеличения количества неспаренных электронов. Таким образом, атом хлора, находящийся в невозбужденном состоянии с одним неспаренным электроном

может быть переведено во время затрат некоторой энергии в возбужденные состояния (C), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспаренными электронами:

Следовательно, в отличие от атома фтора, атом хлора может участвовать в образовании не только одной, но и трех, пяти или семи ковалентных связей.Так, в хлористой кислоте HCLO 2 ковалентность хлора равна трем, в хлорноватистой кислоте HCLO 3 — пяти, а в хлорной кислоте HCLO 4 — семи. Точно так же атом серы, который также обладает незанятыми збсодуровами, может переходить в возбужденные состояния с четырьмя или шестью неспаренными электронами и, следовательно, участвовать в образовании не только двух, как в кислороде, но также четырех или шести ковалентных связей. Это может объяснить существование соединений, в которых сера ковалентно равна четырем (SO 2, SCL 4) или шести (SF 6).

Во многих случаях ковалентные связи возникают и из-за наличия парных электронов во внешнем электронном слое атома.Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:

Здесь точками обозначены электроны, изначально принадлежавшие атому азота, а крестиками — атомы водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют смешанную электронную пару. Такая пара электронов также может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь.Пустая LS-орбиталь доступна, например, у иона водорода H +, обычно лишенного электронов:

Следовательно, при взаимодействии молекулы NH 3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь; Существенная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммоний NH 4:

Здесь возникла ковалентная связь из-за пары электронов, изначально принадлежавших одному атому (донор. электронная пара), и свободные орбитали другого атома (акцепторная электронная пара ). Этот метод образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. В рассматриваемом примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — атом водорода.

Опыт установил, что четыре n-H связи. В Ion аммоний во всех отношениях равен. Из этого следует, что отношения, образованные донорно-акцепторным методом, по своим свойствам не отличаются от ковалентной связи, создаваемой неспаренными электронами взаимодействующих атомов.

Другим примером молекулы, в которой есть соединения, образованные донорно-акцепторным методом, может служить молекула оксида азота (I) N 2 O.

Ранее структурная формула этого соединения была изображена следующим образом:

Согласно этой формуле, центральный атом азота связан с соседними атомами пяти ковалентных связей, так что в его внешнем электронном слое (пять электронных пар) находится десять электронов. Но этот вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его внешний L-слой содержит только четыре орбитали (одна 5- и три p-орбиты) и не может вместить более восьми электронов.Следовательно, приведенная структурная формула не может быть распознана правильно.

Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I), и электроны отдельных атомов будут попеременно обозначаться точками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентные связи с центральным атомом азота:

Из-за неспаренного электрона, который остался у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота:

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота заполнены: здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации.Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов; Следовательно, этот атом может быть акцептором другой электронной пары. Соседний центральный атом азота имеет свободную электронную пару и может действовать как донор. Это приводит к образованию донорно-акцепторного метода другой ковалентной связи между атомами азота:

Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N 2 O, имеет стабильную восьмиэлектронную структуру внешнего слоя.Если ковалентная связь, образованная донорно-акцепторным методом, обозначается, как принято, стрелкой, направленной от донорного атома к акцепторному атому, структурная формула оксида азота (I) может быть представлена ​​следующим образом:

Таким образом, в оксиде азота (i) ковалентность центрального атома азота равна четырем, а крайнему — двум.

Рассмотренные примеры показывают, что у атомов есть различные возможности для образования ковалентных связей. Последние могут быть созданы и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, возникающих в результате возбуждения атома («искрения» электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному. метод.Тем не менее общее количество ковалентных связей, которые может образовывать этот атом, ограничено. Определяются общие числовые валентные орбитали, то есть те орбитали, использование которых для образования ковалентных связей является энергетически выгодным. Квантово-механический расчет показывает, что такие орбитали принадлежат S- и p-орбиталям внешнего электронного слоя и предшествующего слоя D-орбиталей; В некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, используемый внешний слой может использоваться как валентная орбиталь.-elners, в которых в образовании ковалентных связей участвуют s- и r -Внешний электронный слой и все пять

Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей была названа насыщенностью Ковалентная коммуникация.

• Ковалентная связь, образованная донорно-акцепторным методом, иногда укорачивается донорно-акцепторной связью. Под этим термином необходимо, однако, понимание особого вида общения, но только определенного способа образования ковалентной связи.

Химическая связка.

Различные вещества имеют разное строение. Из всех известных на сегодняшний день веществ только инертные газы существуют в виде свободных (изолированных) атомов, что связано с высокой устойчивостью их электронных структур. Все остальные вещества (а их на данный момент известно более 10 миллионов) состоят из связанных атомов.

Примечание: можно с теми частями текста, которые невозможно выучить и не разобрать.

Образование молекул из атомов приводит к выигрышной энергии, так как при нормальных условиях молекулярное состояние более стабильно, чем атомное.

В атоме на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если количество электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то этот уровень называется завершенным . Пройденные уровни отличаются большой силой. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: гелий на внешнем уровне два электрона (S 2), на остальном — восемь электронов (NS 2 NP 6). Внешние уровни атомов других элементов недоработаны и в процессе химического взаимодействия завершаются.

Химическая связь образована валентными электронами, но осуществляется она иначе. Различают три основных типа химических связей: ковалентных, ионных и металлических.

Ковалентная связь

Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

Н + Н = Н 2; Q = 436 кДж

Ядро свободного атома водорода окружено сферически-симметричным электронным облаком, образованным 1 s-электроном.При сближении атомов до определенного расстояния происходит частичное перекрытие их электронных облаков (орбиталей)

В результате молекулярное двухэлектронное облако имеет молекулярное двухэлектронное облако, которое имеет максимальную электронную плотность в пространстве между ядрами; Увеличение плотности отрицательного заряда способствует сильному увеличению сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрытия электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, самое близкое к касанию атомов водорода, то после перекрытия электронных облаков (образование молекулы H 2) составляет 0,074 нм. Наибольшее перекрытие электронных облаков осуществляется по линии, соединяющей ядра двух атомов (это происходит при образовании σ-связи). Химическая связь сильнее, чем перекрытие электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.

Изображение химические связи принимаются по-разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных от химического знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой

.

H ∙ + H ∙ → H: H

2) часто, особенно в органической химии, ковалентная связь изображается чертой (чертой) (например, nn), которая символизирует общую пару электронов.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов или электронной пары:

Экстрагированная пара электронов в атоме 3

← Локальная пара электронов,

В молекуле их 6.

неспаренный электрон электрон или разделенный электрон

Как видно, каждый атом хлора имеет три бессмысленные пары и один неспаренный электрон. Формирование химических связей происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Непарные электроны связаны с общей парой электронов, также называемой разделенной парой.

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; Если больше, то кратное двойное (две общие электронные пары), тройное (три общих электронных пары).

Одинарное соединение обозначается одним тире (чертой), двойное — двумя, тройное — тремя. Штрих между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего образовалась химическая связь. С помощью таких капель изображаются структурные формулы молекул.

Итак, в молекуле хлора каждый атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (S 2 P 6), причем два из них (электронный пар) в одинаковой степени принадлежат обоим атомам. Перекрытие электронных орбиталей во время образования молекулы показано на рис .:

.

В молекуле азота N 2 атомы имеют три основные электронные пары:

: N · + · n: →: n ::: n:

Очевидно, что молекула азота сильнее молекулы водорода или хлора, чем объясняется значительная инертность азота в химических реакциях.

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной.

Механизмы обучения ковалентной коммуникации.

Ковалентная связь формируется не только путем перекрытия одноэлектронных Облака — это общий механизм образования ковалентной связи.

При использовании механизма обмена атомы обычно используют одинаковое количество электронов.

Возможен другой механизм его образования — донорно-акцепторный.В этом случае химическая связь происходит благодаря действительной электронной паре одного атома и свободной орбитали к другому атому.

Рассмотрим в качестве примера механизма образования иона аммония NH 4 +

При взаимодействии аммиака с HCl происходит химическая реакция:

NH 3 + HCl = NH 4 CL или сокращенно ионная форма: NH 3 + H + = NH 4 +

В данном случае в молекуле аммиака атом азота имеет орошение Пара электронов ( двухэлектронное облако ):

Химическая связь — Образовательное партнерство по фармакологии алкоголя

Внутримолекулярные связи

Химические связи образуются, когда взаимодействие между двумя или более атомами требует меньше энергии, чем поддержание атомов по отдельности.Химические связи определяются силами притяжения между их ядрами и электронами и могут варьироваться в диапазоне от только преходящего притяжения до необратимого связывания. Существует несколько типов химических связей, которые можно классифицировать на основе задействованных атомов и распределения электронов между атомами. Внутримолекулярные связи — это связи, которые связывают атомы вместе с образованием соединений. Есть 3 типа внутримолекулярных связей: ковалентные, ионные и металлические.

Ковалентная связь: связь, в которой пара или пары электронов разделяются двумя атомами.

• Молекулярные соединения относятся к соединениям с ковалентными связями, как правило, с низкой молекулярной массой.
• Макромолекулярные соединения — это высокомолекулярные соединения, которые ковалентно связаны и линейны, разветвлены или сшиты.
• Сеть: соединения, в которых каждый атом ковалентно связан со всеми своими ближайшими соседями, так что весь кристалл представляет собой одну молекулу.

Ионная связь: связь, которая удерживает атомы вместе в соединении; электростатическое притяжение между заряженными ионами.Ионные соединения образуются между атомами, которые значительно различаются по электроотрицательности. Электрон (ы), участвующий в связывании, передается (передаются) от менее электроотрицательного атома (ов), образуя ионы. Донор электронов (катион) теперь несет чистый положительный заряд, а акцептор электронов (анион) теперь несет чистый отрицательный заряд.

Металлическая связь: связь, возникающая в результате притяжения между положительными ионами и окружающими мобильными электронами.

Межмолекулярные силы

Межмолекулярные силы — это силы, которые притягивают молекулы или частицы к подобным или непохожим молекулам или частицам.Обычно эти силы между молекулами образуют гораздо более слабые связи, чем связи, образующие соединения. Ниже описаны межмолекулярные силы. Они сгруппированы в 3 подкатегории в зависимости от типа внутримолекулярных связей, образующих соединение:

• Ионные соединения проявляют электростатические межмолекулярные силы, которые образуют прочные связи с другими ионными частицами.
• Ковалентные соединения проявляют межмолекулярные силы Ван-дер-Ваальса, которые образуют связи различной силы с другими ковалентными соединениями.Три типа ван-дер-Ваальсовых сил включают: 1) дисперсию (слабую), 2) диполь-дипольные (средние) и 3) водородные (сильные).
• Ион-дипольные связи (ионные соединения с ковалентными молекулами) образуются между ионами и полярными молекулами. Эти соединения обычно образуют связи от средней до сильной.

Ниже описаны пять видов межмолекулярных сил; Описанная сила связи варьируется от самой сильной до самой слабой (последние 3 являются примерами сил Ван-дер-Ваальса).Пожалуйста, помните, что это сравнение относится к другим межмолекулярным притяжениям, а не к силе ковалентной или ионной связи; есть многочисленные исключения, которые здесь не указаны.

• Электростатические: сил притяжения между ионами противоположного заряда; например, NaCl связан с другим NaCl с образованием кристалла соли.
• Ион-диполь: сил притяжения между катионом / анионом и молекулами растворителя при растворении в воде или других полярных молекулах; е.g., NaCl растворяется в h3O с образованием Na + и Cl-, окруженных молекулами воды.

Поскольку атомы и молекулы представляют собой трехмерные структуры, вращающиеся электроны редко равномерно распределены вокруг ядра. Как следствие, нейтральные атомы или молекулы испытывают мгновенные моменты полярности (называемые мгновенными диполями). В жидкостях близлежащие молекулы могут ощущать воздействие таких короткоживущих диполей и генерировать собственные мгновенные диполи. Сумма этих изменяющихся заряд-зарядовых взаимодействий представляет собой слабое притяжение или связь, называемую силами Ван-дер-Ваальса.

• Водородная связь: особый тип диполь-дипольного взаимодействия между атомом водорода в полярной связи, такой как OH или NH, и электроотрицательными атомами, N, O или F. Эти силы притяжения намного сильнее, чем другие дипольные. дипольные силы. В результате неравномерного распределения электронов водород приобретает чистый положительный заряд. Когда H, очень маленький атом, связан с другими очень маленькими атомами с высокой электроотрицательностью, они создают сильное притяжение к другим подобным атомам.Только N, O и F образуют водородные связи. Молекулы воды также образуют водородные связи с другими молекулами воды.
• Диполь-Диполь: сил притяжения между полярными молекулами. Например, одна молекула h3O притягивается к другой молекуле h3O, потому что h3O является полярной молекулой. Воду называют универсальным растворителем, потому что в ней растворяются многие ионные и ковалентные соединения.
• Дисперсия (силы Лондона): сил притяжения, возникающих между временными диполями и индуцированными диполями в атомах или молекулах; е.g., I2 связан с I2 с образованием жидкого или твердого йода. Чем крупнее молекула, тем сильнее дисперсионная сила.

Химические облигации и лекарства

Комбинации ковалентных, ионных и водородных связей необходимы для удержания больших макромолекул, таких как белки и нуклеиновые кислоты, в их функциональных формах. Например, отдельные основные молекулы каждой цепи ДНК связаны ковалентными связями (фосфодиэфир), в то время как две цепи удерживаются вместе водородными связями. В качестве альтернативы, большинство взаимодействий между лекарствами и их рецепторами-мишенями представляют собой комбинации ионных сил и сил Ван-дер-Ваальса, которые обеспечивают обратимость лекарственного ответа.Ковалентные взаимодействия между лекарством и его мишенью обычно нежелательны для терапевтических целей из-за необратимой природы ковалентной связи.

Молекулы удерживаются вместе химическими связями между отдельными атомами. Эти связи могут различаться по силе от слабо привлекательной до необратимой.

химических облигаций

химических облигаций

Химические связи

Когда атомы разных элементов соединяются вместе, они образуют соединений . Знакомые соединения включают обычную поваренную соль (хлорид натрия) и воду. Поваренная соль состоит из комбинации атомов натрия (Na) и хлора (Cl). в соотношении 1: 1 с образованием соединения NaCl. Вода — это комбинация водород (H) и кислород (O) в соотношении 2: 1, образуя соединение H ₂ O.

Существуют разные типы химических связей. Некоторые облигации включают перенос электронов. Другие связаны с разделением электронов. Еще другие связи являются слабым притяжением между молекулами.Посмотрим на каждую вид облигации.

1. Ионные связи .

Ионы образованы атомами, имеющими неполную внешние электронные оболочки, чтобы стать больше похожими на благородные газы в Группе 8 Периодической таблицы (см. Раздел об ионах). Некоторые атомы добавляют электроны, чтобы получить полную оболочку, становясь, таким образом, отрицательным ионом. Другие атомы вычитают электроны из своей внешней оболочки, оставляя полную оболочку. и общий положительный заряд на ионе. В предыдущем разделе мы видели что атомы с менее чем 4 электронами во внешней оболочке имеют тенденцию образовывать положительные ионы, а те, у которых более 4 электронов, как правило, образуют отрицательные ионы.Ионные связи образуются, когда атомы переносят электроны между собой, образуя ионы, которые электрически притягиваются друг к другу, образуя связь между ними. Хлорид натрия (NaCl) — типичное ионное соединение. На рисунке ниже показаны ионы натрия и хлора.

У натрия на внешней оболочке 1 электрон, а у хлора — 7. электроны. Натрию легче всего потерять свой электрон и образовать +1 ион, и для хлора, чтобы получить электрон, образуя ион -1. Если натрий может передать свой «запасной» электрон хлору (как показано выше), оба атомы будут полностью удовлетворять требованиям своей внешней оболочки, а ионная связь будет быть сформированным.Если таким образом связываются большие группы атомов натрия и хлора, Результат — трехмерная структура с чередованием натрия и хлора. ионы:

Синие точки — атомы натрия; бледно-зеленые точки — это более крупные атомы хлора. Ионные связи между каждым атомом образуют относительно прочная связь и трехмерная кубическая структура. Ниже представлен взгляд на всего один слой:

Обратите внимание, что каждый положительный ион натрия находится рядом с отрицательным ион хлора.А теперь представьте, что это расположение продолжается вовне во всех направления с тысячами миллиардов атомов. Вау!

2. Ковалентные связи .

Иногда атомы разделяют электроны вместо того, чтобы передавать их между двумя атомами. Это совместное использование позволяет обоим атомам заполнить свои внешняя оболочка, образуя очень прочную связь между атомами. Такие элементы, как углерод (C) и кремний (Si), образуют прочные ковалентные связи. Ниже приведено изображение, показывающее обмен электронами, который происходит в минерале. алмаз.Алмазы сделаны из чистого углерода, и углерод Атомы связаны, что делает алмаз самым твердым веществом.

Каждый атом углерода имеет 4 электрона (синие точки) на внешней стороне оболочка. Это позволяет атому делить электроны с 4 другими атомами углерода. окружая его (как это делает средний атом углерода). Каждый из них по очереди разделит оставшиеся 3 электрона с соседними атомами углерода рядом, выше и под ним, и те, у которых другие атомы углерода и т. д., образующие сцепление, трехмерная сеть из прочно связанных атомов углерода.Сходным образом, ковалентная связь между атомами кремния и кислорода создает прочные связи, которые образуют большая группа минералов, называемых силикатами (подробнее о них позже).

3. Металлические облигации и облигации Ван-дер-Ваальса .

Металлические связи образуются при совместном использовании электронов внешней оболочки между соседними атомами. Однако, в отличие от ковалентного связывания, существуют недостаточное количество электронов в большинстве атомов металлов (например, меди или серебра) с образованием чистых ковалентных связей. Следовательно, электроны распределяются между все ближайшие соседние ионы металлов, образующие металлическую связь.Это странно расположение «металлических ионов — море электронов» дает металлы их особые физические свойства.

Металлические связи также объясняются зонной теорией. Группа теория утверждает, что плотно упакованные атомы имеют перекрывающиеся уровни энергии электронов. приводя к «зоне» проводимости, в которой электроны свободны бродят между атомами, связывая их вместе. Для получения дополнительной информации о металлических связках и ленте теории, см. этот веб-сайт.

Связи Ван-дер-Ваальса — это слабые связи, которые образуются из-за притяжение положительных ядер и отрицательных электронных облаков плотно упакованных атомы.Этому притяжению противостоит сила отталкивания электрона. облака и сила отталкивания соседних ядер. Тем не менее притяжение сильнее, чем общие силы отталкивания, оставляя остаточный, слабый достопримечательности. Связка Ван-дер-Ваальса важна в таких минералах, как графит и глинистые минералы.

Проверьте свои знания с помощью викторины!
Вернуться в главное меню.