Вариант 1

1. Определите тип химической связи в соединениях N₂, KF, HF, NH₃ и H₂S. Напишите структурные и электронные формулы соединений NH₃ и HF.

2. Изобразите электронные формулы нейтрального атома и иона лития. Чем различается строение этих частиц?
Li: 1s2 2s1 – нейтральный атом лития
Катион лития (отдал один электрон): Li+: 1s2 2s0

3. Определите тип кристаллической решетки, характерной для каждого из следующих веществ: хлорида калия, графита, сахара, йода, алмаза.
KCl- ионная решетка, атомная, сахар – молекулярная, йод – молекулярная, алмаз – атомная.

Вариант 2

1. Из приведенных формул веществ выпишите только формулы соединений с ковалентной полярной связью: CO₂, PH₃, H₂, OF₂, O₂, KF, NaCl.
CO2, PH3, OF2

2. Составьте электронные формулы молекул хлора Cl₂, сероводорода H₂S и фосфина PH₃.

3. На конкретных примерах сравните физические свойства веществ, имеющих молекулярную и кристаллическую решетку.

Вариант 3

1. Определите вид химической связи в соединениях SO₃, NCl₃, ClF₃, Br₂, H₂O и NaCl.

2. Составьте электронные формулы молекул йода I₂, воды и метана CH₄.

3. На конкретных примерах покажите, как зависят некоторые физические свойства веществ от типа их кристаллической решетки.

Вариант 4

1. Из приведенных формул веществ выпишите только формулы соединений с ковалентной неполярной связью: I₂, HCl, O₂, NH₃, H₂O, N₂, Cl₂, PH₃, NaNO₃.
I2, O2, N2, Cl2

Пример 1. Установить, какие из перечисленных ниже молекул F 2 , HF, BeF 2 , BF 3 , PF 3 , CF 4 являются полярными .

Решение: Двухатомные молекулы, образованные одинаковыми атомами (F 2) – неполярны, а различными (HF) – полярны. Полярность молекул состоящих из трех и более атомов определяется их строением. Строение молекул BeF 2 , BF 3 , СF 4 объясняется с привлечением представлений о гибридизации атомных орбиталей (соответственно, sp-, sp 2 - и sp 3 - гибридизации). Геометрическая сумма дипольных моментов связей Э-F в этих молекулах равна нулю, поэтому они неполярны.

При образовании молекулы PF 3 имеет место перекрывание трех р-орбиталей атома фосфора с электронными р-орбиталями трех атомов фтора. В результате эта молекула имеет пирамидальное строение. К аналогичному выводу мы приходим, если использовать для объяснения строения молекулы PF 3 представлений о sp 3 - гибридизации с участием неподеленной электронной пары. Суммарный дипольный момент связей Р-F не равен нулю и эта молекула полярна. Окончательные результаты приведенного выше анализа представлены в таблице.

Пример 2. Охарактеризовать валентные возможности атомов кислорода и селена.

Решение. Электронная формула атома кислорода 1s 2 2s 2 2р 4 . На внешнем электронном слое этого атома находятся всего шесть электронов, два из которых являются неспаренными. Поэтому в своих соединениях кислород двухвалентен . Это единственно возможное валентное состояние атома кислорода, поскольку у элементов второго периода отсутствуют d -орбитали.

У находящегося в четвертом периоде атома селена на внешнем электронном слое помимо s - и р - орбиталей имеются также и d - орбитали, на которые при возбуждении могут переходить s - и р - электроны. В результате, как и в случае атома серы (рис. 5.9) селен в своих соединениях может быть не только двухвалентным , но также четырех - и шестивалентным .

Пример 3. Расположите молекулы NH 3 , H 2 O, SiH 4 , PH 3 в порядке увеличения длины химической связи элемент-водород.

Решение: Длина химической связи возрастает с увеличением радиуса атома, связанного с атомом водорода. В порядке увеличения длины связи располагаются следующим образом: H 2 O, NH 3 , PH 3 , SiH 4 .

Пример 4. Расположите молекулы O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 в порядке увеличения энергии химической связи.

Решение. Энергия связи возрастает при уменьшении ее длины и увеличения кратности связи. Поэтому одинарная связь в молекуле хлора более прочная, чем в молекуле брома. Двойная связь имеет место в молекуле кислорода. Эта связь прочнее одинарной связи молекулы хлора, но слабее тройной связи в молекуле азота. В результате энергия химической связи увеличивается в ряду: Br 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 .

Пример 5. Установить тип кристаллической решетки у следующих веществ: графит, цинк, хлорид цинка, твердый диоксид углерода.

Решение. Графит, как и алмаз, имеет атомную кристаллическую решетку, а цинк - металлическую кристаллическую решетку. Хлорид цинка имеет ионную кристаллическую решетку. В узлах кристаллической решетки твердого оксида углерода(IV) находятся молекулы СО 2 , поэтому это вещество в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

"Химия. 8 класс". О.С. Габриелян

Образование химической связи между атомами элементов

Вопрос 1 (1).
Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле PH 3 будет ковалентной неполярной.

Вопрос 2 (2).
І. а) в молекуле S 2 связь ковалентная неполярная , т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей: Сера - элемент главной подгруппы VI группы. Атомы серы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет два (8 - 6 = 2). Обозначим внешние электроны , тогда схема образования молекулы серы будет иметь вид:

б) в молекуле K 2 O связь ионная , потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Калий - элемент первой группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:

Кислород - элемент главной подгруппы шестой группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения уровня, чем отдать 6 электронов:

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 . 1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, их нужно взять 2, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходимо взять 1 атом, поэтому схема образования оксида калия будет иметь вид:

в) в молекуле H 2 S связь ковалентная полярная , потому что она образована атомами элементов с различной ЭО. Схема образования химической связи будет следующей:
Сера – элемент главной подгруппы VІ группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет 2 (8 - 6 =2).
Водород - элемент главной подгруппы 1 группы. Его атомы содержат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектродный уровень).
Обозначим внешние электроны атомов серы и водорода, соответственно:

или
H-S-H
В молекуле сероводорода общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома – серы:

1. а) в молекуле N 2 связь ковалентная неполярная, потому что она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:
Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Неспаренных электронов три (8 - 5 = З).
Обозначим внешние электроны атома азота точками:

б) в молекуле Li 3 N связь ионная, потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Литий - элемент главной подгруппы І группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:

Азот - элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять З электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно
равно 3(3: 1 = 3). Чтобы атомы лития отдали З электрона, необходимо З атома, чтобы атомы азота смогли принять З электрона, необходим только один атом:

в) в молекуле NCl 3 связь ковалентная полярная, т.к. она образована атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:
Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет три (8-5=3).
Хлор - элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содержат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается
1 электрон (8 – 7 = 1). Обозначим внешние электроны атомов азота и хлора, соответственно:

Общие электронные пары смещены к атому азота, как более электроотрицательному:

Вопрос 3 (3).
Связь в молекуле HCl менее полярна, чем в молекуле HF, потому что в ряду изменения ЭО хлор и водород менее удалены друг от друга, чем фтор и водород.

Вопрос 4 (4).
Ковалентная химическая связь образуется за счет обобщения внешних электронов. По числу общих электронных пар она бывает одинарной, двойной или тройной, а по электроотрицательности, образующих её атомов - ковалентную полярную и ковалентную неполярную.

Химические связи - химическая связь - взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов.

В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическаяКовалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H 2 O, NF 3 , CO 2 . Ковалентная связь образуется между атомами элементов, обладающих электроотрицательным характером

Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10 –29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na 0,8+ Cl 0,8– .

Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль –1 . Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла

Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль –1 .