Что такое электроотрицательность ковалентная полярная и неполярная?

8 ответов на вопрос “Что такое электроотрицательность ковалентная полярная и неполярная?”

  1. nemets1309 Ответить


    Начало

    Поиск по сайту

    ТОПы

    Учебные заведения

    Предметы

    Проверочные работы

    Обновления

    Новости

    Переменка
    Отправить отзыв

  2. igorko171088 Ответить

    Вода, кристалл, плазма


    В природе существует несколько видов связей: водородная, металлическая, ковалентная (полярная, неполярная), ионная. Связь задается строением незаполненной электронной оболочки и определяет как структуру, так и свойства вещества. Как следует из названия, металлическая связь присуща только кристаллам определенных химических веществ. Именно тип связи атомов металлов между собой задает их способность проводить электрический ток. Фактически современная цивилизация построена на этом свойстве. Вода, самое важное вещество для человека, является результатом соединения ковалентной связью одного атома кислорода и двух водорода. Угол между двумя этими соединениями и задает уникальные свойства воды. Многие вещества, помимо воды, обладают полезными свойствами только потому, что их атомы соединяет ковалентная связь (полярная и неполярная).
    Ионная связь чаще всего существует в кристаллах. Наиболее показательными являются полезные свойства лазеров. Сейчас они бывают разными: с рабочим телом в виде газа, жидкости, даже органического красителя. Но оптимальным соотношением мощности, размера и стоимости обладает все же твердотельный лазер. Однако ковалентная неполярная химическая связь, как и другие виды взаимодействия атомов в молекулах, присуща веществам в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком, газообразном. Для четвертого агрегатного состояния вещества, плазмы, говорить о связи бессмысленно. Фактически это сильно ионизированный разогретый газ. Однако в состоянии плазмы могут находиться молекулы твердых при нормальных условиях веществ – металлов, галогенов и т.д.
    Примечательно, что это агрегатное состояние вещества занимает наибольший объем Вселенной: звезды, туманности, даже межзвездное пространство представляют собой смешение разных видов плазмы. Мельчайшие частицы, которые способны пробить солнечные батареи спутников связи и вывести из строя систему GPS, являются пылевой низкотемпературной плазмой. Таким образом, привычный для людей мир, в котором важно знать тип химической связи веществ, представляет собой очень маленькую часть окружающей нас Вселенной.
    Источник: https://www.syl.ru/article/271892/new_svoystva-i-stroenie-veschestva-kovalentnaya-nepolyarnaya-svyaz-otlichie-ot-polyarnoy

    Ковалентные неполярные и полярные связи

    Общие электронные пары, образующиеся в простых веществах  H2,O2,Cl2,F2,N2, в одинаковой степени принадлежат обоим атомам. Такая ковалентная связь называется неполярной. Ковалентная неполярная связь соединяет атомы в простых веществах-неметаллах.
    Если ковалентная связь образуется между разными атомами, то общая электронная пара смещается к тому из них, который имеет более высокую электроотрицательность (ЭО). Он получает частичный отрицательный заряд. Атом, имеющий меньшую ЭО, становится заряжённым положительно. В этом случае образуется полярная ковалентная связь.
    Ковалентная полярная связь образуется между атомами неметаллов в сложных веществах. Рассмотрим образование ковалентных связей в сложных веществах:
    Образование молекулы хлороводорода.
    У атома водорода на внешнем уровне — один электрон. У хлора на внешнем уровне — семь электронов, один из которых неспаренный. Образуется одна общая электронная пара, которая смещена к атому хлора. В результате появляются частичные заряды: на атоме хлора — отрицательный, а на атоме водорода — положительный. Сдвиг электронной плотности принято обозначать греческой буквой дельта δ:
    Структурная формула хлороводорода H−Cl
    Подобным образом соединяются атомы в молекулах других галогеноводородов:
    H−F,H−Br,H−I.

    Образование молекулы воды.
    На внешнем уровне атома кислорода — шесть электронов, два из которых неспаренные. Атом кислорода образует две общие электронные пары с двумя атомами водорода.
    Электронная плотность этих общих пар сдвинута к более электроотрицательному кислороду. Атом кислорода имеет отрицательный заряд, а атомы водорода — положительный.

    Сходное строение имеет молекула сероводорода. Структурные формулы воды и сероводорода:
    H−OH−S||HH
    Образование молекулы аммиака.
    У атома азота — пять внешних электронов, три из которых неспаренные. Атом азота присоединяет к себе три атома водорода. Азот — более электроотрицательный элемент, поэтому на его атоме будет отрицательный заряд, а на атомах водорода — положительные заряды.

    Так же образуются связи в фосфине. Структурные формулы аммиака и фосфина:
    H−N−HH−P−H||HH
    Для того чтобы определить знаки частичных зарядов на атомах в веществе, надо сравнить ЭО неметаллов.
    Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/stroenie-veshchestva-18844/kovalentnaia-sviaz-40406/re-3dd841e0-8b6f-4f07-8b61-7c1ad27e7386

    Строение веществ. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая

    Химическая связь — электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.
    Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов — s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.
    Длина связи — среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.
    Энергия химической связи — количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.
    Валентный угол — угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.
    Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная.
    Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.
    Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью. Эта связь существует, например, в молекулах H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.
    В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F2, Cl2, Br2, I2, три — в молекуле азота N2).
    Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H2S, N2O и т. д.
    Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.
    Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов.

  3. Bigdri Ответить


    Содержание:
    Ковалентная связь – определение, характеристика. Что такое ковалентная связь?
    Типы ковалентной связи
    Ковалентная неполярная связь
    Ковалентная полярная связь
    Как определить ковалентную связь
    Ковалентная связь, видео

    Ковалентная связь – определение, характеристика. Что такое ковалентная связь?

    Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» – совместно и «vales» – имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим атомам (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.
    Впервые ковалентная химическая связь была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

    Типы ковалентной связи

    В целом есть два типа ковалентной связи:
    обменный,
    донорно-акцептный.
    При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).
    Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.
    Более наглядно это показано на картинке.

    Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор – свободную орбиталь.
    Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.

    Ковалентная неполярная связь

    Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.

    Схема ковалентной неполярной связи.
    В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле кислорода (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.
    Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.

    Ковалентная полярная связь

    Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и обобществленые электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени обобществленые электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там обобществленые электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.

    Так выглядит схема ковалентной полярной связи.
    Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

    Как определить ковалентную связь

    Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.

    Ковалентная связь, видео

    И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.

  4. dredwork Ответить

    Ковалентная связь (от латинского  «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.
    Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ионной связи) невозможен. В этом случае для выполнения правила октета необходимо объединение электронов.
    В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:
    H          1s1     — один электрон
    Cl           1s2 2s2 2p6 3s2 3p5       — семь электронов на внешнем уровне
    Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

    Образование ковалентной связи
    Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора — восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

    Неполярная ковалентная связь

    Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

    Образование ковалентной неполярной связи
    Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.
    Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О2 или азота N2. Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

  5. sveto.i.diod Ответить

    Механизм образования ковалентной связи для атомных частиц с разными значениями электроотрицательности сводится к формированию общей плотности электронной природы.
    Обычно она смещается к элементу, имеющему наибольший показатель электроотрицательности. Его можно определить по специальной таблице.
    Из-за смещения общей пары «электрончиков» в сторону элемента с большим значением электроотрицательности, на нем частично формируется отрицательный заряд.
    Соответственно другой элемент получит частичный положительный заряд. Вследствие этого образуется соединение с двумя разнозаряженными полюсами.
    Нередко при образовании полярной взаимосвязи используется акцепторный механизм или донорно-акцепторный механизм. Примером вещества, образованного по данному механизму, служит молекула аммиака. В нем азот наделен свободной орбиталью, а водород – свободным электроном. Образующая общая электронная пара занимает данную орбиталь азота, в результате чего один элемент становится донором, а другой акцептором.
    Описанный механизм образования ковалентной связи, как вид взаимодействия, характерен не для всех соединений с полярным связыванием. Примерами могут служить вещества органического, а также неорганического происхождения.

    О неполярной структуре

    Ковалентная неполярная связь связывает между собой элементы с неметаллическими свойствами, имеющими одинаковые значения электроотрицательности. Другими словами, вещества с ковалентной неполярной связью это соединения, состоящие из разного количества идентичных неметаллов.
    Формула вещества с ковалентной неполярной взаимосвязью:
    N2,
    Р4,
    О2.
    Примеры соединений, относящиеся к указанной категории являются веществами простого строения. В формировании этого типа взаимодействия, как и других неметаллических взаимосвязей, задействуются «крайние» электроны.
    В некоторой литературе их именуют валентными. Под валентностью подразумевают количество электронов, необходимых для завершения внешней оболочки. Атом может отдавать или принимать отрицательно заряженные частицы.
    Описанная взаимосвязь относится к категории двухэлектронных либо двухцентровых цепочек. При этом пара электронов занимает общее положение между двумя орбиталями элементов. В структурных формулах электронную пару записывают в виде горизонтальной черты или «-». Каждая такая черточка показывает количество общих электронных пар в молекуле.
    Для разрыва веществ с указанным видом взаимосвязи требуется затратить максимальное количество энергии, поэтому эти вещества являются одними из прочных по шкале прочности.
    Внимание! В данную категорию относят алмаз – одно из самых прочных соединений в природе.

    Как появляется

    По донорно-акцепторному механизму неполярные взаимосвязи практически не соединяются. Ковалентная неполярная связь это структура, формирующаяся посредством возникновения общих пар электронов. Данные пары в одинаковой степени принадлежат обоих атомам. Кратное связывание по формуле Льюиса точнее дает представление о механизме соединения атомов в молекуле.
    Сходством ковалентной полярной и неполярной связи является появление общей электронной плотности. Только во втором случае образующиеся электронные «копилки» в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, занимая центральное положение. В результате не образуются частичные положительные и отрицательные заряды, а значит образующиеся «цепи» являются неполярными.
    Важно! Неполярная взаимосвязь приводит к образованию общей электронной пары, за счет чего последний электронный уровень атома становится завершенным.
    Свойства веществ с описанными структурами существенно различаются от свойств веществ с металлической либо ионной взаимосвязью.
    Что такое ковалентная полярная связь
    Какие бывают виды химической связи

  6. Nikita020406 Ответить

    Что такое ковалентная полярная и неполярная связь? Если новое соединение образуется таким образом, то происходит обобществление электронных пар. Обычно такие вещества имеют молекулярное строение: Н2, О3, HCl, HF, CH4.
    Есть и немолекулярные вещества, в которых атомы связаны таким образом. Это так называемые атомные кристаллы: алмаз, диоксид кремния, карбид кремния. В них каждая частица связана с четырьмя другими, в результате получается очень прочный кристалл. Кристаллы с молекулярной структурой обычно не отличаются высокой прочностью.

    Свойства такого способа образования соединений:
    кратность,
    направленность,
    степень полярности,
    поляризуемость,
    сопряжение.
    Кратность — это количество поделенных электронных пар. Их может быть от одной до трех. У кислорода до заполнения оболочки двух электронов не хватает, поэтому она будет двойной. У азота в молекуле N2 она тройная.
    Это интересно! Как самостоятельно определить валентность по таблице Менделеева
    Поляризуемость — возможность образования ковалентной полярной связи и неполярной. При этом она может быть более или менее полярна, ближе к ионной или наоборот — в этом заключается свойство степени полярности.
    Направленность означает, что атомы стремятся соединиться таким образом, чтобы между ними осталась как можно большая электронная плотность. О направленности имеет смысл говорить тогда, когда соединяются p или d-орбитали. S-орбитали сферически симметричны, для них все направления равноценны. У p-орбиталей неполярная или полярная ковалентная связь направлена вдоль их оси, так что две «восьмерки» перекрываются вершинами. Это σ-связь. Существуют и менее прочные π-связи. В случае p-орбиталей «восьмерки» перекрываются боковыми сторонами вне оси молекулы. В двойном или тройном случае p-орбитали образуют одну σ-связь, а остальные будут типа π.
    Сопряжение — это чередование простых и кратных, делающее молекулу более стабильной. Такое свойство характерно для сложных органических соединений.
    Виды и способы образования химических связей

    Полярность

    Важно! Как определить, вещества с неполярной ковалентной или полярной связью перед нами? Это очень просто: первая всегда возникает между одинаковыми атомами, а вторая — между разными, имеющими неодинаковую электроотрицательность.
    Примеры ковалентной неполярной связи — простые вещества:
    водород Н2,
    азот N2,
    кислород О2,
    хлор Cl2.
    Схема образования ковалентной неполярной связи показывает, что с помощью объединения электронной пары атомы стремятся дополнить внешнюю оболочку до 8 или 2 электронов. Например, фтору не хватает одного электрона до восьмиэлектронной оболочки. После образования поделенной электронной пары она заполнится. Распространенная формула вещества с ковалентной неполярной связью — двухатомная молекула.

    Полярно обычно связываются только элементы-неметаллы:
    HСl,
    Н2О,
    HF,
    CH4.
    Но бывают и исключения, такие как AlCl3. Алюминий обладает свойством амфотерности, то есть в одних соединениях он ведет себя как металл, а в других — как неметалл. Разница в электроотрицательности в этом соединении небольшая, поэтому алюминий соединяется с хлором именно так, а не по ионному типу.
    В этом случае молекулу образуют разные элементы, но разница в электроотрицательности не так велика, чтобы электрон полностью перешел от одного атома к другому, как в веществах ионного строения.
    Схемы образования ковалентной структуры этого типа показывают, что электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому, то есть поделенная электронная пара находится к одному из них ближе, чем ко второму. Части молекулы приобретают заряд, который обозначается греческой буквой дельта. В хлороводороде, например, хлор становится заряжен более отрицательно, а водород — более положительно. Заряд будет частичный, а не целый, как у ионов.
    Важно! Не следует путать полярность связи и полярность молекулы. В метане СН4, например, атомы связаны полярно, а сама молекула неполярна.

    Полезное видео: полярная и неполярная ковалентная связь

    Механизм образования

  7. zan-milk Ответить

    Группа – это вертикальный столбик химических элементов, сходных по свойствам образуемых ими соединений.
    Период– это горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных масс, начинающийся щелочным металлическим элементом, а заканчивается инертным элементом.
    В таблице 119 хим. элементов, которые располагаются по периодам, рядам, группам и подгруппам.
    Место каждого химического элемента в периодической системе четко определено (исключение составляет Водород, его располагают и в первой, и в седьмой группах), за каждым элементом закреплен его порядковый номер.
    Основные сведения о строении атома.
    Атомы состоят из ядра и электронной оболочки. В ядренаходятся протоны и нейтроны.
    Согласно теории Бора, атом элемента состоит из электронов, протонов и нейтронов. Электрон (ē)- элементарная частица, с зарядом -1 и массой 1/1840 у.е. Протон (Р) входит в состав ядра атома элемента, имеет заряд +1 и массу 1 у.е.
    Число протонов соответствует порядковому номеру элемента и всегда равно числу электронов в атоме. Нейтрон (n) элементарная частица, входит в состав ядра атома элемента, имеет массу 1 у.е. и не имеет заряда. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от массы атома вычесть порядковый номер элемента. Например: найти число электронов, протонов и нейтронов у элемента с порядковым номером 15. Находим в таблице элемент под номеров 15- это фосфор. Его символ Р, т.к. число протонов и электронов равны, то пишем Р=15, ē=15, а нейтроны находим вычитанием из массы атомов -31 за минусом 15, получаем 16 нейтронов.
    Открытие физиками вначале ХХ в. сложного строения атома подтвердило гениальность Д. И. Менделеева как создателя периодического закона. Оказалось, что все без исключения химические элементы расположены в периодической системе за ростом заряда ядер их атомов. А периодическое изменение свойств элементов и их соединений связана с особенностями строения атомов химических элементов в пределах одной группы и одного периода. Это дало основания для современной формулировки периодического закона.
    Свойства химических элементов, а также образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
    Известно, что:
    • порядковый номер химического элемента указывает на величину заряда ядра атома, количество протонов в ядре – число электронов в электронной оболочке атома;
    • количество нейтронов в ядре атома равна разности между относительной атомной массой химического элемента и его порядковым номером;
    • номер периода совпадает с количеством энергетических уровней (электронных слоев) в электронной оболочке атома;
    • химические элементы одной подгруппы имеют одинаковую электронную формулу внешнего энергетического уровня (электронного слоя);
    • у элементов главных подгруппчисло электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы;
    • высшая валентность атомов химического элемента в оксидах равна номеру группы (существуют исключения);
    • количество неспаренных электронов в атомах неметаллических элементов V-VII групп можно определить действием вычитания: 8 – номер группы.
    Электронная формула атома – это запись распределения электронов в атоме, в котором числами обозначают энергетические уровни (1, 2 …), буквами – подуровня (s, p, d, f), а верхними индексами – количество электронов по подуровням. Например: 14Si 1s2 2s2 2p6 3s 23p2.
    На основе теории Бора была установлена тесная взаимосвязь с периодической системой,из которой следует,что порядковый номер элемента указывает на общее число электронов,которые располагаются по энергетическим уровням или слоям. Число электронов на уровне можно рассчитать по формуле. N=2 , где n- номер уровня. На первом уровне 2ē, На втором 8ē, на третьем 18ē, На четвертом 32ē,на пятом уровне 50ē. Уровни подразделяются на подуровни: S,P,d,f, которые составлены из орбиталей. Sподуровень составлен из одной 1Sорбитали, содержащий 2ē. Pподуровень составлен из 3Pорбиталей, содержащих 6ē. dподуровень составлен из 5dорбиталей, содержащих 10ē. fподуровень составлен из 7fорбиталей, содержащих 14ē.
    Чтобы составить электронную формулу любого хим. элемента, нужно помнить: 1 уровень может содержать максимально 2ē 1 2 уровень содержит 8ē 3 уровень содержит 18ē , , . 4 уровень содержит 32ē , , и т.д.. При составлении электронной формулы нужно знать положение хим.элементов в таблице, каков его заряд ядра (порядковый номер элемента), в каком периоде он находится(число энергетических уровней), и в главной или побочной подгруппе стоит данный элемент, потому что номер главной подгруппы показывает число электронов внешнего уровня. Если элемент находится в побочной подгруппе, то он будет содержать в основном 2 электрона, но есть исключения, у которых на последнем слое по одном электрону.Cu, Ag, Au, Nb, Mo, Cr, Ru, Rh, Pt.
      Графические электронные формулы дополняют информацию о строении электронной оболочки атома сведениями о количестве энергетических ячеек (каждую ячейку обозначают квадратиком) и заполнения их электронами. Два спаренные электроны одной ячейки обозначают двумя противоположно направленными стрелками, неспаренный электрон – одной.
    Графическая электронная формула – это отображение распределения электронов в электронной оболочке атома с помощью энергетических ячеек и стрелок.
    Современная формулировка закона доказывает прозорливость Д.И. Менделеева, т.к. до настоящего времени ею пользуются, не смотря на то что она все время пополняется новыми хим. элементами.
    Контроль знаний:
    1.Дайте определение понятия «химический эквивалент».
    Почему атомная масса элемента – величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента – переменная?
    2. Почему атомная масса элемента – величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента – переменная?
    3. Сформулируйте Закон сохранения массы.
    4. Радиус которого атома больше: Бора или кислорода, углерода или Силицию? Почему? Объясните.
    5. Какой объем при нормальных условиях занимает один грамм-эквивалент водорода? Кислорода?
    6. Какой из оксидов более кислотный: серы (VI) оксид или хлор (VII) оксид, азота (в) оксид или бор оксид? Почему? Объясните.
    7. Какой из оксидов более основной натрий оксид или магний оксид, бор оксид или алюминий оксид? Почему? Объясните.
    8. Определите, атом какого элемента имеет электронную формулу 1 s22s22pe3s23p1
         Домашнее задание:
    Проработать: Л2.стр 4-6,Л2.стр.10-15.16,пересказ конспекта лекции №1. Повторить периодический закон, материал о строении атома, химической связи.Составить электронные формулы элементов с порядковыми номерами:12,18,24,28,29,31,35.
    Лекция № 2.
    Тема: Ионная химическая связь. Классификация ионов. Ионные кристаллические решетки. Ковалентная химическая связь. Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.
    Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с этими типами кристаллических решеток.
    Металлическая химическая связь. Особенности строения атомов металлов. Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Свойства веществ с этим типом связи.
    Водородная химическая связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Значение водородной связи для организации структур биополимеров.
    Оборудование: таблица к занятию, наборы трафаретов моделей атомов.
    План изучения темы
    (перечень вопросов, обязательных к изучению):
    1. Виды химической связи.
    2.Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.
    3.Водородная химическая связь.
    4.Кристаллические решетки.
    Содержание лекции:
    Виды химической связи.
    Основой теории химической связи является положение о том, что образование химических связей сопровождается достижением атомами завершенной строения внешнего энергетического уровня.
    Внешний энергетический уровень считается завершенным, если он содержит 8 электронов (для Водорода и Гелия – 2). При образовании химических связей ядра атомов не изменяются; изменения происходят только в электронных оболочках.
    Химической связью называют взаимодействие между атомами, что приводит к образованию молекул и кристаллов.
    У Кислорода на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, то есть он близок к завершенному для него восьми электронного состава. Имея половину и более половины электронов, чем их есть на завершенном энергетическом уровне, атомам этих элементов энергетически выгоднее не отдавать электроны, а присоединять или образовывать общие электронные пары. Так, в молекуле водорода два атома Водорода достигают завершенности внешнего энергетического уровня за счет образования общей электронной пары, в молекуле кислорода. Неметаллические элементы характеризуются высокой, по сравнению с металлическими,электро- отрицательностью, поэтому между атомами неметаллических элементов химическая связь образуется за счет общих электронных пар, а не путем отдачи и присоединения электронов.
    При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.
    Механизм образования химической связи может быть смоделирован различными способами. Простейшим является метод валентных связей (ВС), предложенный Льюисом.
    Метод валентных связей рассматривает химическую связь как результат притяжения ядер двух атомов к одной или нескольким общим для них электронным парам.
    Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.
    Электроотрицательность – это периодическое свойство атома, которое выражается в способности атома в соединении с другим притягивать к себе электроны. Она напрямую зависит от радиуса или размера атома. Чем радиус меньше, тем сильнее он будет притягивать электроны от другого атома. Поэтому, чем выше и правее стоит элемент в периодической таблице, тем меньше у него радиус и больше электроотрицательность (самый электроотрицательный фтор). По существу, электроотрицательность определяет вид химической связи.
    Например, HCl. Хлор более электроотриц., он оттягивает общую эл. пару на себя, связь ковал.полярная.
    Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
    Полярность молекул.
    Молекулы, которые образованы атомами одного и того же элемента, как правило, будут неполярными, как неполярны и сами связи в них. Так, молекулы Н2, F2, N2 неполярны.Молекулы, которые образованы атомами разных элементов, могут быть полярными и неполярными. Это зависит от геометрической формы. Если форма симметрична, то молекула неполярна (BeH2, BF3, CH4, CO2, SO3), если асимметрична (из-за наличия неподелённых пар или неспаренных электронов), то молекула полярна (NH3, H2O, SO2, NO2).При замене одного из боковых атомов в симметричной молекуле на атом другого элемента также происходит искажение геометрической формы и появление полярности, например в хлорпроизводных метана CH3Cl, CH2Cl2 и CHCl3 (молекулы метана CH4 неполярны).
    Полярность несимметричной по форме молекулы вытекает из полярности ковалентных связей между атомами элементов с разной электроотрицательностью.
    Как отмечалось выше, происходит частичный сдвиг электронной плотности вдоль оси связи к атому более электроотрицательного элемента, например:
    Hδ+ →Clδ−
    Bδ+ →Fδ−
    Cδ− ←Hδ+
    Nδ− ←Hδ+
    (здесь δ – частичный электрический заряд на атомах).
    Чем больше разность электроотрицательностей элементов, тем выше абсолютное значение заряда δ и тем более полярной будет ковалентная связь.В симметричных по форме молекулах (например, BF3) “центры тяжести” отрицательного (δ−) и положительного (δ+) зарядов совпадают, а в несимметричных молекулах (например, NH3) – не совпадают. Вследствие этого в несимметричных молекулах образуется электрический диполь – разнесённые на некоторое расстояние в пространстве разноименные заряды, например, в молекуле воды.
    Химическую связь с помощью общих электронных пар называется ковалентной. Если общие электронные пары равноудалены от ядер обоих атомов, он – неполярный, а если смещены в сторону более электроотрицательного атома – полярный.
    Принципиально возможны два механизма образования ковалентной связи:
    1. спаривание электронов двух атомов при условии противоположной ориентации их спинов;
    2. донорно-акцепторное взаимодействие, при котором общей становится готовая электронная пара одного из атомов (донора) при наличии энергетически выгодной свободной орбитали другого атома (акцептора).
    Повторим образования ковалентной и ионной связей на примере соединений химических элементов с порядковыми номерами 1, 8, 11, 17.
    Сначала запишем электронные и графические электронные формулы атомов указанных элементов:

    Имеющийся в атоме Водорода 1 электрон составляет половину от количества, завершенного для него (двухэлектронного) внешнего энергетического уровня. У Кислорода на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, то есть он близок к завершенному для него восьмиэлектронному составу. Имея половину и более половины электронов, чем их есть на завершенном энергетическом уровне, атомам этих элементов энергетически выгоднее не отдавать электроны, а присоединять или образовывать общие электронные пары. Так, в молекуле водорода два атома Водорода достигают завершенности внешнего энергетического уровня за счет образования общей электронной пары, в молекуле кислорода – двух (рис. 2).
    ·електронегативність
    ім
    1.1
    электроотрицательность
    Додатково…

    Рис.2. Схемы образования химической связи между атомами одного
    химического элемента Водорода (а); Кислорода (б).
    В обеих молекулах общие электронные пары равноудалены от ядер атомов, между которыми образовалась химическая связь. Химическая связь с помощью общих электронных пар называется ковалентной. Если общие электронные пары равноудалены от ядер обоих атомов, он – неполярный, а если смещены в сторону более электроотрицательного атома – полярный.
    Натрий хлорид, в отличие от водорода, кислорода и воды, является веществом немолекулярного строения. Поэтому образование химической связи происходит по-другому. Атом Натрия отдает единственный электрон внешнего энергетического уровня и превращается в катион, у которого завершенный внешний энергетический уровень (им становится предпоследний энергетический уровень атома Натрия). Потому Хлору энергетически выгодно присоединить этот электрон на внешний энергетический уровень и завершить его. При этом нейтральные атомы Натрия и Хлора превращаются в заряженные частицы – ионы:
    електронегативність
    ім
    1.1
    электроотрицательность

    Связь, которая образуется в веществах за счет притяжения разноименно заряженных ионов, называется йонной связью.
    Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Её можно рассматривать как электростатическое притяжение, возникающее между разноименно заряженными ионами.
    Ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной, ненасыщенной, а координационные числа в ионных соединениях определяются соотношением радиусов взаимодействующих ионов.
    Водородная химическая связь.
    Водородная связь —
    форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, Oили F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.
    Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Тогда об этом говорят как о разновидности донорно-акцепторной связи, невалентном взаимодействии между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-Hмолекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR’. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H···BR′ различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR′.
    Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.
    В настоящее время в рамках теории молекулярных орбиталей водородная связь рассматривается как частный случай ковалентной с делокализацией электронной плотности по цепи атомов и образованием трёхцентровыхчетырёхэлектронных связей (например, -H···[F-H···F]-).
    Кристаллические решетки.
    В зависимости от вида частиц и от характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, молекулярные, атомные и металлические.
    Молекулярнаякристаллическая решетка, в узлах которой располагаются молекулы, например Cl2, I2, H2, Br2 и т. д.. Химические связи в них ковалентные, как полярные, так и неполярные. Связи в молекулах прочные, но между молекулами связи не прочные.Вещества с МКР имеют малую твёрдость, плавятся при низкой температуре, летучие, при обычных условиях находятся в газообразном или жидком состоянии.
    Атомнаякристаллическая решетка, в узлах которой находятся отдельные атомы, которые соединены очень прочными ковалентными связями, например, алмаз.
    Ионнаякристаллическая решетка в узлах которой находятся ионы, их образуют вещества с ионной связью. это соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов, самый простой пример NaCl, KI.Связи между ионами в кристалле очень прочные и устойчивые. Поэтому вещества с ионной решёткой обладают высокой твёрдостью и прочностью, тугоплавки и нелетучие.
    Металлическаякристаллическая решетка, в узлах которой располагаются атомы и ионы металла, ну это все металлы Na, K, Mg, Ca и другие.
    Металлическая связь. Связь в металлах между положительными ионами посредством обобществленных электронов. Дляметаллов характерны: блеск, электропроводность, теплопроводность, пластичность. Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся атомы и положительные ионы металлов, а в объеме кристалла свободно перемещаются валентные электроны. Электроны электростатически притягивают положительные ионы металлов. Этим объясняется стабильность решетки.
    Контроль знаний:
    1.Внешний и предпоследний уровень атома элемента имеет вид: 4s 4p 4d 5s . В каком периоде, и в какой группе и подгруппе находится этот элемент? К какому электронному семейству он относится? Его высшая степень окисления? Составьте формулу оксида, отвечающая высшей степени окисления этого элемента.
    2.Приведите примеры веществ, которые имеют ионную, атомную и молекулярную кристаллические решетки. Из этих веществ будет низкую температуру плавления, а какая – высшую? Почему?
    3.Кислород образует химические связи с натрием, хлором, азотом и Цинком. Запишите формулы этих соединений, укажите вид химической связи и тип кристаллической решетки. Объясните, связь будет наименее полярной.
    6.Какой из химических связей является наиболее полярной?
    Н-С1, Н-Вг, Н-І, Н-Р, Н-в.
    4. Приведите примеры веществ, в которых Флор образует ионную, ковалентную полярную и неполярную связи, укажите тип кристаллической решетки в этих соединениях.
    5.Металл массой 4,5 г, имеющий степень окисления в соединениях +3, прореагировал с соляной кислотой. При этом выделился водород объемом 5,6 л (н. У.). Назовите металл.
    ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ:
    Проработать:Л2.стр.32-34, Л2.стр.35-38,пересказ конспекта лекции №2,выучить термины.
    Лекция № 3.
    Тема: Классификация химических реакций. Реакции, идущие без изменения состава веществ. Аллотропия и аллотропные видоизменения. Причины аллотропии на примере модификаций кислорода, углерода и фосфора.
    Реакции, идущие с изменением состава веществ. Реакции соединения, разложения, замещения и обмена в неорганической и органической химии. Реакции экзо- и эндотермические. Тепловой эффект химической реакции и термохимические уравнения. Реакции горения, как частный случай экзотермических реакций.
    Обратимость химических реакций. Необратимые и обратимые химические реакции.

  8. Max211 Ответить

    -1ē
    7

    Na0  + Cl0                    Na+ + Cl-           Na+ Cl- .
    атом   атом             ион ион   ионное соединение
               
           Ионы– это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.
    Атомы, которые почти полностью отдают свои валентные электроны, превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), а атомы, которые эти электроны приобретают, – в отрицательно заряженные ионы (анионы).
    Na+ + Cl-             NaCl
    Na0 – 1 ē → Na+
    Cl0 + 1 ē  →    Cl-
    Разноименно заряженные ионы, притягиваясь друг к другу силой электростатического притяжения, образуют соединение – NaCl.
    Химическая связь, возникающая между катионами и анионами в результате действия электростатических сил притяжения, называется ионной связью.
    Соединения, которые при этом образуются, называются ионными соединениями.
    Соединения с ионным типом химической связи образуются в том случае, когда взаимодействуют атомы элементов с резко различной ЭО – типичного Ме (щелочными и щелочноземельными) и типичного НеМе (галогенами, кислородом). Классическим примером веществ с ионной связью являются галогениды и оксиды щелочных металлов.
    Ионные соединения – это не только бинарные соединения щелочных и щелочноземельных металлов. Это также соединения, образованные тремя и более элементами. Это все соли кислородсодержащих кислот, а также гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
    Классификация ионов по разным признакам:
    По составу
    простые                                сложные
    Na+, Cl-, Ca2+                        OH-, SO42-, NH4+
    По знаку заряда
    катионы                                 анионы
    Ме+, NH4+, H+                   OH-, анионы кислотных остатков

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *