≡× MENY

• Interiör
• Trädgård
• möbel
• byggmaterial
• Tak

Typer av kemiska bindningar av uppgiften. Typer av kemisk bindning

Atomer kan kombineras med varandra för att bilda både enkla och komplexa ämnen. I det här fallet bildas olika typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta (icke-polära och polära), metalliska.
En av de viktigaste egenskaperna hos grundämnenas atomer, som bestämmer vilken typ av bindning som bildas mellan dem, är elektronegativitet, d.v.s. förmågan hos atomer i en förening att attrahera elektroner till sig själv.
Ju starkare en atom drar till sig elektroner, desto högre är dess elektronegativitet. Elektronegativitet beror på atomens storlek och laddningen på dess kärna. Storleken på atomer av element från samma period minskar med ökande kärnladdning. Detta beror på att laddningen av en atoms kärna ökar från grundämne till grundämne, medan antalet elektronlager förblir detsamma. I det här fallet blir atomen mer kompakt, atomens storlek minskar mot slutet av perioden och attraktionskraften för elektroner från kärnan ökar. Därför ökar elementens elektronegativitet under perioden.
För element i huvudundergrupperna, med en ökning av kärnornas laddningar, ökar också antalet elektronlager, därför ökar storleken på atomerna. Attraktionen av yttre elektroner minskar. Därför minskar elektronegativiteten hos elementen i gruppen.
Icke-metalliska element har den högsta elektronegativiteten: fluor, syre, kväve och andra. Metallelement har lägre elektronegativitet. Den lägsta elektronegativiteten i sådana element som kalium, natrium, kalcium. I fallande elektronegativitetsordning kan elementen ordnas i en rad:
F, O, N, Cl, Br, S, I, C, Se, P, H, B, Si, Cu. Fe, Zn. Al, Mg, Li, Ca, Na, K
Elektronegativiteten för fluor tas konventionellt till 4,0; elektronegativiteten för kalium är 0,8.
Typen av kemisk bindning beror på hur stor skillnaden i elektronegativitetsvärdena för de anslutande atomerna i elementen är. Ju mer atomerna i de element som bildar bindningen skiljer sig åt i elektronegativitet, desto mer polär är den kemiska bindningen.
1. En jonbindning bildas under växelverkan mellan atomer som skiljer sig kraftigt från varandra i elektronegativitet. Till exempel bildar typiska metaller litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) en jonbindning med typiska icke-metaller. Den bildar en metalljon med en positiv laddning och en icke-metalljon med en negativ laddning.
2. Kovalent - detta är en bindning mellan atomerna av icke-metaller, som ett resultat av vilket vanliga elektronpar bildas.
Det finns opolära och polära kovalenta bindningar.
När atomer med samma elektronegativitet interagerar bildas molekyler med en kovalent icke-polär bindning. En sådan bindning finns i molekylerna av enkla ämnen: väte, syre, kväve, klor, etc. Kemiska bindningar i dessa bildas genom vanliga elektronpar, d.v.s. när motsvarande elektronmoln överlappar varandra på grund av elektron-kärnväxelverkan under närmandet av atomer.
När atomer interagerar, vars elektronegativitetsvärden skiljer sig åt, men inte skarpt, skiftar det gemensamma elektronparet till en mer elektronegativ atom och en kovalent polär bindning bildas. I detta fall bildas delladdningar. Detta är den vanligaste typen av kemisk bindning som finns i både oorganiska och organiska föreningar.
3. Metallisk - detta är en bindning som bildas som ett resultat av interaktionen av relativt fria elektroner med metalljoner. Denna typ av bindning är typisk för enkla ämnen - metaller och deras legeringar. Kärnan i processen för bildandet av en metallisk bindning är som följer: metallatomer ger lätt upp valenselektroner och förvandlas till positivt laddade joner. Relativt fria elektroner, lösgjorda från atomen, rör sig mellan de positiva metalljonerna. Det finns ett metalliskt band mellan dem.
Det är omöjligt att dra en skarp gräns mellan typerna av kemiska bindningar. I de flesta föreningar är typen av kemisk bindning mellanliggande; till exempel är en högpolär kovalent kemisk bindning nära en jonbindning. Beroende på vilket av de begränsande fallen som till sin natur är närmare den kemiska bindningen, kallas den antingen för en jonisk eller en kovalent polär bindning.

Huvudtyper av kemisk bindning.

Du vet att atomer kan kombineras med varandra för att bilda både enkla och komplexa ämnen. I det här fallet bildas olika typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta (icke-polära och polära), metalliska och väte. En av de viktigaste egenskaperna hos grundämnenas atomer, som bestämmer vilken typ av bindning som bildas mellan dem - jonisk eller kovalent, - är elektronegativiteten, dvs. förmågan hos atomer i en förening att attrahera elektroner till sig själv.

En villkorlig kvantitativ bedömning av elektronegativitet ges av skalan för relativ elektronegativitet.

I perioder finns det en allmän tendens till tillväxten av elementens elektronegativitet, och i grupper - deras nedgång. Elektronegativitetselement är ordnade i en rad, på basis av vilka det är möjligt att jämföra elements elektronegativitet under olika perioder.

Typen av kemisk bindning beror på hur stor skillnaden i elektronegativitetsvärdena för de anslutande atomerna i elementen är. Ju mer atomerna i de element som bildar bindningen skiljer sig åt i elektronegativitet, desto mer polär är den kemiska bindningen. Det är omöjligt att dra en skarp gräns mellan typerna av kemiska bindningar. I de flesta föreningar är typen av kemisk bindning mellanliggande; till exempel är en högpolär kovalent kemisk bindning nära en jonbindning. Beroende på vilket av de begränsande fallen som till sin natur är närmare den kemiska bindningen, hänvisas det till som antingen en jonisk eller en kovalent polär bindning.

Jonbindning.

En jonbindning bildas genom växelverkan mellan atomer som skiljer sig kraftigt från varandra i elektronegativitet. Exempelvis bildar typiska metaller litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) en jonbindning med typiska icke-metaller, främst halogener.

Förutom alkalimetallhalider bildas även jonbindningar i föreningar som alkalier och salter. Till exempel, i natriumhydroxid (NaOH) och natriumsulfat (Na 2 SO 4), existerar jonbindningar endast mellan natrium- och syreatomer (resten av bindningarna är kovalenta polära).

Kovalent icke-polär bindning.

När atomer interagerar med samma elektronegativitet, bildas molekyler med en kovalent icke-polär bindning. En sådan bindning finns i molekylerna av följande enkla ämnen: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kemiska bindningar i dessa gaser bildas genom vanliga elektronpar, d.v.s. när motsvarande elektronmoln överlappar varandra, på grund av elektron-kärnväxelverkan, som uppstår när atomerna närmar sig varandra.

När man sammanställer de elektroniska formlerna för ämnen bör man komma ihåg att varje vanligt elektronpar är en villkorlig bild av en ökad elektrontäthet som är ett resultat av överlappningen av motsvarande elektronmoln.

kovalent polär bindning.

Under interaktionen mellan atomer, vars värden för elektronegativiteten skiljer sig åt, men inte skarpt, sker en förskjutning av det gemensamma elektronparet till en mer elektronegativ atom. Detta är den vanligaste typen av kemisk bindning som finns i både oorganiska och organiska föreningar.

Kovalenta bindningar inkluderar helt de bindningar som bildas av donator-acceptormekanismen, till exempel i hydronium- och ammoniumjoner.

Metallanslutning.

Den bindning som bildas som ett resultat av interaktionen av relativt fria elektroner med metalljoner kallas en metallisk bindning. Denna typ av bindning är typisk för enkla ämnen - metaller.

Kärnan i processen för bildandet av en metallisk bindning är som följer: metallatomer ger lätt upp valenselektroner och förvandlas till positivt laddade joner. Relativt fria elektroner, lösgjorda från atomen, rör sig mellan positiva metalljoner. En metallisk bindning uppstår mellan dem, det vill säga elektronerna cementerar så att säga de positiva jonerna i kristallgittret av metaller.

En bindning som bildas mellan väteatomerna i en molekyl och en atom i ett starkt elektronegativt element(O, N, F) en annan molekyl kallas en vätebindning.

Frågan kan uppstå: varför exakt bildar väte en sådan specifik kemisk bindning?

Detta beror på att atomradien för väte är mycket liten. Dessutom, när en enstaka elektron förskjuts eller helt doneras, får väte en relativt hög positiv laddning, på grund av vilken vätet i en molekyl interagerar med atomer av elektronegativa element som har en partiell negativ laddning som är en del av andra molekyler (HF, H2O, NH3).

Låt oss titta på några exempel. Vanligtvis representerar vi vattensammansättningen med den kemiska formeln H 2 O. Detta är dock inte helt korrekt. Det skulle vara mer korrekt att beteckna vattensammansättningen med formeln (H 2 O) n, där n \u003d 2.3.4, etc. Detta beror på det faktum att individuella vattenmolekyler är sammankopplade genom vätebindningar.

Vätebindningar betecknas vanligtvis med prickar. Det är mycket svagare än en jonisk eller kovalent bindning, men starkare än den vanliga intermolekylära interaktionen.

Närvaron av vätebindningar förklarar ökningen av vattenvolymen med sjunkande temperatur. Detta beror på det faktum att när temperaturen sjunker blir molekylerna starkare och därför minskar tätheten av deras "packning".

När man studerade organisk kemi uppstod också följande fråga: varför är kokpunkterna för alkoholer mycket högre än för motsvarande kolväten? Detta förklaras av att vätebindningar också bildas mellan alkoholmolekyler.

En ökning av kokpunkten för alkoholer uppstår också på grund av förstoringen av deras molekyler.

Vätebindningen är också karakteristisk för många andra organiska föreningar (fenoler, karboxylsyror, etc.). Från kurserna i organisk kemi och allmän biologi vet du att närvaron av en vätebindning förklarar den sekundära strukturen hos proteiner, strukturen av DNA-dubbelhelixen, det vill säga fenomenet komplementaritet.

KOMMUNAL UTBILDNINGSINSTITUT

GYMNASIESKOLA № 63, BRYANSK

ÄMNEUTDELNING

"KEMISK BINDNING"

kemi

8: e klass

Kemilärare

MBOU gymnasieskola nr 63, Bryansk

Gaidukova Alexandra Pavlovna

Kemisk bindning. Huvudtyperna av kemiska bindningar.

Kom ihåg!

Vad är elektronegativitet? Hur förändras elementens elektronegativitet under en period? Hur förändras elementens elektronegativitet inom huvudundergrupperna?

Kör! Övning 1. Vilket av de två elementen har högst EO? Vänligen kryssa i ditt svar. a) Mg och Sr; b) S och Si; c) C och F; d) N och As; e) K och Fr
Uppgift 2. Bestäm vilket av de två elementen som har minst förmåga att attrahera elektroner från andra atomer. Vänligen kryssa i ditt svar. en tupplur; b) O och Se; c) Cl och Rb; d) Ca och Ba; e) Cs och Al
Uppgift 3. Ange ett par element som har samma EO-värde: Li-K; F, Br; Cl-Cl; Na-Cl Utforska! kemisk bindning- en sådan interaktion av atomer av kemiska element, vilket leder till bildandet av stabila strukturer (molekyler, joner, kristaller).

Typer av kemiska bindningar

kovalent bindning. Förekommer mellan atomer av icke-metalliska element. Det finns två typer av kovalenta bindningar: a) kovalent icke-polär en bindning uppstår mellan atomer av icke-metalliska element med samma EO-värde; b) kovalent polär en bindning uppstår mellan atomer av icke-metalliska grundämnen med olika EC-värden. Jonbindning. Förekommer mellan atomer av ett metallelement och ett icke-metallelement, vars EC-värden skiljer sig kraftigt åt. metallanslutning. Förekommer mellan atomerna i en given metall. vätebindning. Förekommer mellan väteatom en molekyl Och mer elektronegativt element en annan molekyl .

Kör! Uppgift 4. Gör ett diagram "Typer av kemisk bindning" i din anteckningsbok.Uppgift 5. Fyll i tabell 1 och dra en slutsats om typen av kemisk bindning i varje förening.*centimeter. bord 1 på intilliggande sida

Uppgift 6. jag alternativ). Bestäm typen av kemisk bindning i föreningar vars formler anges: SO 3 ________________________________________________________

ClF 3 __________________________________________

Br 2 ____________________________________________

(H 2 O) 3 ________________________________________________

CaCl 2 __________________________________

Cu__________________________________________

Uppgift 7. (Slutför den här uppgiften om du är på variant II). Bestäm typen av kemisk bindning i föreningarna, vars formler är givna: N 2 __________________________________________________________

CO2 ____________________________________________

KI__________________________________________

(NH 3) 2 ________________________________________________

HBr__________________________________________

Mg________________________________________________

Lärarutvärdering

kovalent kemisk bindning

Kom ihåg!

Vad är en kemisk bindning? Lista alla typer av kemiska bindningar. Vilken kemisk bindning kallas en kovalent bindning? Nämn två typer av kovalenta kemiska bindningar. Ge dem definitioner.

Kör! Övning 1. Från formlerna för ämnen nedan, skriv ut formlerna för föreningar med en kovalent polär bindning: C O2, PH3, H2, OF2, O2, CuO, NH3

Uppgift 2. Från följande formler för ämnen, skriv ut formlerna för föreningar med en kovalent icke-polär bindning: I 2; HCl, O2, NH3, H2O, N2, Cl2, Ag.
____________________________________________________________________ Utforska! En kovalent kemisk bindning är en bindning som uppstår mellan atomer av icke-metalliska element på grund av bildandet av ett eller flera vanliga elektronpar. Elektronpar mellan atomer bildas genom att kombinera de oparade elektronerna i varje atom. Antalet oparade elektroner i en icke-metallatom ( VA - grupp VIIA, IVA - exciterat tillstånd) kan beräknas med formeln:

Antalet oparade e \u003d 8 - N G ,

där N g är numret på gruppen där elementet är beläget

Kör! Uppgift 3. Fyll bordet:

Icke-metallelement

Fortsätt lära!

Mekanismen för bildandet av en kovalent icke-polär bindning

Betrakta mekanismen för bildandet av en kovalent opolär bindning med exemplet med en vätemolekyl H2. (Förklara varför det finns en kovalent icke-polär bindning i vätemolekylen?). Sammansättningen av H 2-molekylen inkluderar två väteatomer: H och H. Rita de elektrongrafiska formlerna för strukturen för varje atom:

N N

Som du kan se från de elektrongrafiska formlerna du byggde är antalet oparade elektroner i varje väteatom ________. Anslut de oparade elektronerna i varje atom med en vågig linje. Du har fått en schematisk representation av bildandet av en kovalent icke-polär bindning i en vätemolekyl.

Sammanfatta! Varje väteatom har en ______ oparad elektron placerad på energinivån _____. Endast två elektroner kan vara i denna energinivå. Därför behöver väteatomen ______ fler elektroner för att fullborda sin energinivå. Mellan väteatomerna i processen för bildandet av en kemisk bindning bildas ett gemensamt elektronpar, som i lika hög grad tillhör varje väteatom. Som ett resultat har varje atom ______ elektroner. Eftersom båda väteatomerna har samma EO-värde, skiftar det delade elektronparet inte mot någon av atomerna. Därför kallas denna typ av bindning en kovalent bindning. icke-polär förbindelse. Elektrisk krets bildandet av en kovalent opolär bindning i en vätemolekyl ser ut så här:

H . + . H H : N.Om du ersätter ett gemensamt elektronpar med en stapel får du strukturformeln för molekylen: H - H. Om det finns flera vanliga elektronpar ersätts varje par av en stapel.

Kör!

Uppgift 4. Skildra mekanismen för bildandet av en kovalent icke-polär bindning i molekyler Cl 2 , O 2 med användning av elektrongrafiska, elektroniska och strukturella formler. Bredvid diagrammen, ange: a) antalet oparade elektroner i varje atom; b) antalet elektroner i den yttre nivån av varje atom; c) antalet vanliga elektronpar i varje molekyl.

Slutför uppgiften på en tom sida 4

Fortsätt lära!

Mekanismen för bildandet av en kovalent polär bindning

Låt oss överväga mekanismen för bildandet av en kovalent opolär bindning med exemplet på en vätekloridmolekyl HCl (Förklara varför det finns en kovalent polär bindning i vätekloridmolekylen?). HCl-molekylen innehåller två atomer: _____ och ______. Rita de elektrongrafiska formlerna för strukturen för varje atom:

Som du kan se av formlerna du byggde har väteatomen en _____ oparad elektron, kloratomen har en _____ oparad elektron. Anslut de oparade elektronerna i varje atom med en vågig linje. Du har fått en schematisk representation av bildandet av en kovalent fältbindning i en vätekloridmolekyl.

Sammanfatta! Väteatomen har en ______ oparad elektron placerad på energinivån ______, medan kloratomen har en ______ oparad elektron belägen på energinivån ______. Därför behöver väteatomen och kloratomen ______ fler elektroner för att fullborda energinivån. Mellan väteatomer i processen för bildandet av en kemisk bindning bildas ett gemensamt elektronpar, som tillhör både väteatomen och kloratomen. Som ett resultat har varje atom ett komplett elektronskal. Ett vanligt elektronpar i fallet med en kovalent polär bindning förskjuts mot ett mer elektronegativt element. På grund av två atomer, H och Cl, _______-atomen har högst EO, sedan skiftar det gemensamma elektronparet mot _______-atomen. Elektrisk krets bildandet av en kovalent opolär bindning i en vätemolekyl ser ut så här:

H . + . Cl H : Cl ( på ett elektroniskt diagram avbildas ett vanligt elektronpar närmare en mer EO-atom). Om du ersätter det vanliga elektronparet med en linje får du strukturformeln för molekylen: H - Cl . I strukturformeln visas förskjutningen av ett vanligt elektronpar med en pil: HCl . Som ett resultat av förskjutningen av elektronparet får varje atom i molekylen en partiell laddning: väte - en partiell positiv laddning (det är lättare för den att "andas" efter förskjutningen av elektronparet), klor - en partiell negativ laddning (den drar "extra belastningen" på sig själv), d.v.s. två "poler" bildas. Därför kallas denna typ av bindning en kovalent bindning.polär förbindelse.

P.S. Om antalet oparade elektroner i atom 1 är större än antalet oparade elektroner i atom 2, är det nödvändigt att ta ett sådant antal atomer 2 att antalet oparade elektroner är detsamma.

Kör!

Uppgift 5. Beskriv mekanismen för bildandet av en kovalent polär bindning i molekyler HBr, H 2 S med användning av elektrongrafiska, elektroniska och strukturella formler. Bredvid diagrammen, ange: a) antalet oparade elektroner i varje atom; b) antalet elektroner i den yttre nivån av varje atom; c) mot vilken atom de gemensamma elektronparen är förskjutna. Förklara svaret.

Om det inte finns tillräckligt med utrymme, använd baksidan av arket.

Lärarutvärdering

Jonisk kemisk bindning

Utforska!

En jonbindning är en kemisk bindning som uppstår mellan joner på grund av krafterna från elektrostatisk attraktion.joner - laddade partiklar som bildas när elektroner doneras eller erhålls av en atom. Atomer av ett kemiskt element donerar elektroner endast från den externa energinivån, och accepterar följaktligen elektroner även till den externa energinivån. Om en atom av ett kemiskt grundämne ger upp elektroner, förvandlas den till en positivt laddad jon ("glädjer sig" över att den har kastat av sig "bördan"). Till exempel: Na 0 – 1е Na + . Positivt laddade joner kallaskatjoner . Laddningen av katjonen är lika med antalet donerade elektroner. (!atomer Allt metaller alltid bara ge bort elektroner och alltid förvandlas tillkatjoner !) Om en atom av ett kemiskt element fäster elektroner, förvandlas den till en negativt laddad jon (den tog på sig en "extra belastning" och är därför "upprörd"). Till exempel: S 0 + 2 eS -2 . Negativt laddade joner kallasanjoner . Laddningen av en anjon är lika med antalet accepterade elektroner.

Kör!

Övning 1. Skriv ner följande definitioner i din anteckningsbok: a) jonbindning; b) joner. Gör ett diagram "Klassificering av joner". Skriv ner förklaringarna.

Uppgift 2. Skriv ut i schemat från den föreslagna serien av joner katjoner och anjoner: Na+; S-2; N+5; Cl-; Ca+2; Al+3; P-3; O-2; S+4; F-.

Uppgift 3. Rita i din anteckningsbok och fyll i tabell 1.

Bord 1.

Atom av ett kemiskt element

Utforska!

Mekanism för bildande av jonbindningar

Betrakta mekanismen för bildandet av en jonbindning med hjälp av exemplet litiumklorid LiCl. Denna förening bildas av litiumjoner och kloridjoner. Låt oss visa bildandet av dessa joner med hjälp av elektrongrafiska formler:

Li 0 Li+

1 s 2 2s 1 1s 2 (elektronisk konfiguration av ädelgasatomen helium)

Cl 0 Cl - - 1е

Cl 0 Cl -

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

En jonbindning uppstår mellan de bildade litiumjonerna Li+ och klor Cl-. Det är tydligt att motsatt laddade partiklar attraheras av varandra och hålls kvar på grund av krafterna från elektrostatisk attraktion. Hela mekanismen för bildandet av en jonbindning kan visas i form av ett kort diagram:

Li 0 – 1 eLi + jonbindning

Cl 0 +1 eCl -

Kör! Slutför uppgifterna på baksidan i en anteckningsbok

Uppgift 4.(Slutför den här uppgiften om du är på jag alternativ). Visa bildandet av en jonbindning mellan Na- och S-atomer. Var uppmärksam på antalet elektroner som natrium ger upp och antalet elektroner som svavel tar emot ... En atom natrium räcker uppenbarligen inte ... (Det var en antydan). När du har slutfört denna uppgift, svara på följande frågor:

Hur många natriumatomer måste man ta för att bilda en jonbindning mellan den och svavel? Varför?

Vilken ädelgaskonfiguration tar svaveljonen?

Förklara varför en natriumatom donerar elektroner? Varför accepterar en svavelatom elektroner?

Uppgift 5.(Slutför den här uppgiften om du är på variant II). Visa bildandet av en jonbindning mellan Na- och N-atomer. Var uppmärksam på antalet elektroner som natrium ger upp och antalet elektroner som kväve accepterar ... En atom natrium är helt klart inte tillräckligt ... (Det var en antydan). När du har slutfört denna uppgift, svara på följande frågor:

Hur många natriumatomer måste tas för att bilda en jonbindning mellan den och kväve? Varför?

Vilken ädelgaskonfiguration tar natriumjonen?

Vilken ädelgaskonfiguration tar kvävejonen?

Förklara varför en natriumatom donerar elektroner? Varför accepterar en kväveatom elektroner?

Uppgift 6. Rita strukturdiagrammen för följande joner: Mg+2; O-2; Ca+2; F-. Skriv ner de förkortade elektroniska formlerna för dem och ange vilka ädelgaskonfigurationer som motsvarar konfigurationerna av dessa joner. Gör formler för alla möjliga föreningar som kan bildas av dessa joner.

Uppgift 7. Vilka joner kan ha konfiguration 1 s 2 2s 2 2p 6 (elektronisk konfiguration av neonatomen). Ge exempel på minst tre katjoner och tre anjoner.

Läxa! Lär dig ämnet "Jonisk kemisk bindning". Förbered dig för s / r om ämnena "Elektronegativitet av kemiska element", "Kovalent kemisk bindning", "Jonisk bindning".

FÖRTECKNING ÖVER ANVÄND LITTERATUR

Kemi. Oorganisk kemi. Årskurs 8: lärobok för allmän bildning. institutions / Rudzitis, Feldman - 13:e upplagan - M: enlightenment, 2009 - 176s

Här finns samlade uppgifter för avsnittet Kemisk bindning och molekylers struktur.

Uppgift 1. För natriumhydrosulfat, bygg en grafisk formel och ange typerna av kemiska bindningar i molekylen: jonisk, kovalent, polär, kovalent icke-polär, koordination, metallisk, väte.

Uppgift 2. Bygg en grafisk formel för ammoniumnitrit och ange vilka typer av kemiska bindningar i denna molekyl. Visa vilka (vilka) bindningar som "bryts" under dissociation. Förklara vad som är ? Ge exempel på dess inverkan på materiens egenskaper.

Lösning. Ammoniumnitrit - jonbindning

NH 4 NO 2 \u003d NH 4 + + NO 2 -

N-H– kovalent-polär bindning

Mellan NH 4 + och NO 2 - - jonbindning

Lösning. CH3 Br — . kovalent bindning förekommer mellan atomer med nära eller lika värden på elektronegativitet. Denna bindning kan betraktas som en elektrostatisk attraktion av två atomers kärnor till ett gemensamt elektronpar.

Till skillnad från joniska föreningar hålls kovalenta föreningar samman av "intermolekylära krafter", som är mycket svagare än kemiska bindningar. I detta avseende är den kovalenta bindningen karakteristisk mättnad – bildandet av ett begränsat antal obligationer.

Det är känt att atomära orbitaler är orienterade i rymden på ett visst sätt, därför, när en bindning bildas, sker överlappningen av elektronmoln i en viss riktning. De där. en sådan egenskap hos en kovalent bindning realiseras som orientering.

Lösning: Inbördes överlappning av moln kan uppstå på olika sätt på grund av deras olika former. Skilja på σ-, π- och δ-bindningar.

Sigma - anslutningar bildas när moln överlappar varandra längs en linje som går genom atomkärnorna.

Pi - anslutningar uppstår när moln överlappar varandra på båda sidor av linjen som förbinder atomkärnorna.

Delta - anslutningar utförs med överlappning av alla fyra bladen d - elektronmoln belägna i parallella plan.

Sigma - anslutning mer hållbar än Pi - anslutning.

C2H6 –sp 3 hybridisering.

S-S- σ-bindning (överlappande 2sp 3 -2sp 3)

S–N- σ-bindning (överlappande 2sp 3 -AO av kol och 1s-AO av väte)

C2H4 – sp 2 hybridisering.

dubbelbindning implementeras av närvaron av 2 typer av kommunikation - σ- och π-bindningar(även om det representeras av två identiska linjer, bör man alltid ta hänsyn till deras olikhet). σ-bindning bildas av den centrala överlappningen av sp 2 -hybridiserade orbitaler, och π bindning- med lateral överlappning av lober av p-orbitaler av angränsande sp 2 -hybridiserade kolatomer. Bildandet av bindningar i en etenmolekyl kan representeras av följande schema:

C=C- σ-bindning (överlappande 2sp 2 -2sp 2) och π-bindning (2pz-2pz)

S–N- σ-bindning (överlappande 2sp 2 -AO av kol och 1s-AO av väte)

C2H2 — sp-hybridisering

trippelbindning realiseras genom en kombination av σ- och två π-bindningar bildade av två sp-hybridiserade atomer.

σ-bindning uppstår från den centrala överlappningen av sp-hybridiserade orbitaler av angränsande kolatomer; π-bindningar bildas när loberna överlappar i sidled ry-orbitaler och pz-orbitaler. Bildandet av bindningar i acetylen H–C≡C–H-molekylen kan representeras som ett diagram:

C≡C- σ-bindning (överlappande 2sp-2sp);

π -kommunikation (2py-2py);

π -bindning (2pz-2pz);

S–N— σ-bindning (överlappande 2sp-AO av kol och 1s-AO av väte).

Uppgift 5. Vilka krafter för intermolekylär interaktion kallas dipol-dipol (orientering), induktions- och dispersionskrafter? Förklara karaktären hos dessa krafter. Vilken natur har de rådande krafterna av intermolekylär interaktion i vart och ett av följande ämnen: H 2 O, HBr, Ar, N 2, NH 3?

Lösning: Mellan molekyler kan förekomma elektrostatisk interaktion. Den mest mångsidiga dispersion , därför att det beror på interaktionen mellan molekyler med varandra på grund av deras momentana mikrodipoler. Deras samtidiga utseende och försvinnande i olika molekyler bidrar till deras attraktion. I frånvaro av synkronisering stöter molekylerna bort varandra.

Orienteringsinteraktion uppträder mellan polära molekyler. Ju större polaritet molekylen har, desto starkare är deras attraktionskraft till varandra, och därmed är den orienterande interaktionen större.

Induktiv interaktion molekyler uppstår på grund av deras inducerade dipoler. När två molekyler, polära och opolära, möts deformeras den opolära molekylen, vilket bidrar till uppkomsten av en dipol i den. Den inducerade dipolen kan attraheras till den permanenta dipolen hos en polär molekyl. Induktiv interaktion ju större, desto större är det elektriska momentet och molekylens polariserbarhet.

Det relativa bidraget från varje typ av interaktion beror på molekylernas polaritet och polariserbarhet. Ju högre polaritet en molekyl har, desto viktigare är riktningskrafternas roll; ju större polariserbarhet, desto större påverkan av spridningskrafter. De induktiva krafterna beror på båda faktorerna, men spelar vanligtvis en mindre roll själva.

Från dessa ämnen orienterande och induktiv interaktion sker i polära molekyler - H 2 O och NH 3. Dispersionsinteraktion— i opolära och lågpolära molekyler — HBr, Ar, N2

Uppgift 6. Ge två scheman för MO som fyller i interaktionen mellan två AOs med populationer: a) elektron + elektron (1+1) och b) elektron + ledig orbital (1+0). Bestäm kovalensen för varje atom och bindningsordningen. Vad är intervallet för bindningsenergi? Vilken av de angivna bindningarna i vätemolekylen H 2 och molekyljonen?

Lösning:

A) Betrakta till exempel K 2 och Li 2 . involverade i bildandet av förbindelser s - orbitaler:

Kommunikationsordning:

b) Betrakta till exempel K 2 + och Li 2 + . involverade i bildandet av förbindelser s - orbitaler:

Kommunikationsordning:

kovalens varje atom är lika med 1.

Bondenergi beror på antalet valenselektroner: ju färre elektroner, desto lägre bindningsenergi. I K 2 och Li 2 och K 2 + och Li 2 + är bindningsenergin i intervallet 200-1000 kJ/mol.

I H2-molekylen typanslutning implementeras elektron + elektron, A i molekyljonen H 2 + — elektron + ledig orbital.

Uppgift 7. Ge den elektroniska konfigurationen av NO-molekylen enligt MO-metoden. Hur förändras de magnetiska egenskaperna och bindningsstyrkan under övergången från NO-molekylen till NO+-molekyljonen?

Syftet med lektionen: att befästa elevernas kunskaper om typerna av kemiska bindningar.

Lektionens mål:

1) upprepa huvudtyperna av kemiska bindningar, egenskaper och mekanism för deras bildning;

2) att utveckla elevernas färdigheter och förmåga att utarbeta scheman för bildandet av olika typer av kemiska bindningar;

3) att utbilda studenter i organisation, självständighet, kommunikativa egenskaper, förmåga att generalisera kunskap och tillämpa den i praktiken.

Lektionstyp: kunskapskonsolideringslektion.

Tillämpad teknik: kontroll- och korrigerande utbildningsteknik, informations- och kommunikationsteknik.

Utrustning: tabell "Typer av kemisk bindning", kort med uppgifter för individuellt arbete (3 nivåer), testuppgifter på flera nivåer, interaktiv skrivtavla, multimediaprojektor.

Former för utbildningsverksamhet: frontal, pararbete, individuellt, arbete med lärobok med mera. litteratur.

Lektionens struktur:

1. Organisatoriskt ögonblick.

2. Upprepning av ämnet "Typer av kemisk bindning" (elektronisk presentation utarbetad av studenter).

3. Arbeta i par på kort.

4. Individuellt arbete på val av elever: muntlig kontroll - ett samtal med en lärare eller en konsult, utarbeta ett ämne från en lärobok eller ytterligare litteratur, göra provarbete, göra självständigt arbete.

5. Sammanfattning av lektionen, läxor.

Ladda ner:

Förhandsvisning:

Planen är en sammanfattning av en öppen kemilektion i årskurs 11.

Tema "Typer av kemisk bindning".

Syftet med lektionen: att befästa elevernas kunskaper om typerna av kemiska bindningar.

Lektionens mål:

1. upprepa huvudtyperna av kemiska bindningar, egenskaper och mekanism för deras bildning;
2. utveckla elevernas färdigheter och förmåga att utarbeta scheman för bildandet av olika typer av kemiska bindningar;
3. att utbilda elever i organisation, självständighet, kommunikativa egenskaper, förmåga att generalisera kunskap och tillämpa den i praktiken.

Lektionstyp: kunskapskonsolideringslektion.

Tillämpad teknik:kontroll- och korrigerande utbildningsteknik, informations- och kommunikationsteknik.

Utrustning: tabell "Typer av kemisk bindning", kort med uppgifter för individuellt arbete (3 nivåer), testuppgifter på flera nivåer, interaktiv skrivtavla, multimediaprojektor.

Former för utbildningsverksamhet:frontal, pararbete, individuellt, arbete med lärobok med mera. litteratur.

Lektionens struktur:

1. Att organisera tid.
2. Upprepning av ämnet "Typer av kemisk bindning" (elektronisk presentation utarbetad av studenter).
3. Arbeta i par på kort.
4. Individuellt arbete efter val av elever: muntlig kontroll - ett samtal med en lärare eller en konsult, utarbeta ett ämne från en lärobok eller ytterligare litteratur, göra provarbete, göra självständigt arbete.
5. Sammanfattning av lektionen, läxor.

Under lektionerna.

1 .Arrangera tid.Att sätta målet för lektionen.

2. Upprepning av huvudtyperna av kemisk bindning. En grupp studenter gör en elektronisk presentation "Typer of chemical bonds". En mediaprojektor och en interaktiv whiteboard används.

3. Arbeta i par. Varje elevpar får ett kort med en uppgift som de utför tillsammans, till exempel:

Kort nr 1

1. Bestäm typen av kemisk bindning i ämnen och rita upp bindningsmönster för dessa ämnen: MgBr 2, H2O, Na, H2.

2. Bestäm den intermolekylära kemiska bindningen för ämnet (CH 3OH)n , notera egenskaperna i detta ämnes egenskaper, i samband med denna typ av kemisk bindning.

4. Individuellt arbete av elever efter eget val.

Användningen av kontrollkorrigerande lärandeteknik gör det möjligt för varje elev att utveckla sin egen utbildningsbana. Eleverna för ett register över aktiviteter, där en markering görs för varje typ av kontroll.

Efter att ha studerat ämnet ska studenten klara en muntlig intervju med lärare eller konsult, genomföra provarbeten och självständigt arbete. Först efter det utför han det sista kontrollarbetet. Konsulterna utses av läraren, de är vanligtvis 2-3 personer som lärt sig ämnet tidigare än andra och klarat alla typer av kontroll.

Test (1:a nivå)

1. Ett par element mellan vilka en jonisk kemisk bindning bildas:

A) kol och svavel; c) kalium och syre;

b) väte och kväve; d) kisel och väte.

2. Formeln för ett ämne med en kovalent polär bindning:

A) NaCl; b) HCl; c) VAO; d) Ca 3 N 2.

3. Formeln för ett ämne med en kovalent icke-polär bindning:

a) Na; b) Br2; c) HBr; d) KCl.

4. Den minst polära är anslutningen:

a) C-H; b) C-Cl; c) C-F; d) C - Br.

5. Den mest hållbara är molekylen:

a) H2; b) N2; c) F2; d) O 2.

6. Atomkristallgittret har:

en läsk b) vatten; c) diamant; d) paraffin.

7. Kolatomen har ett oxidationstillstånd på -3 och en valens på IV i samband med formeln:

a) CO2; b) C2H6; c) CH3CI; d) CaS 2.

8. Ett ämne mellan molekylerna som det finns en vätebindning av:

a) etan; b) natriumfluorid; c) kolmonoxid (II); d) etanol.

9. Skälen till den skarpa skillnaden i egenskaperna hos vatten och vätesulfid är i funktionerna:

a) intramolekylär bindning; b) intermolekylär bindning.

Test (2:a nivå)

1. Formeln för ett ämne med en jonbindning:

a) NH3; b) C2H4; c) KH; d) CC14.

2. En kovalent icke-polär bindning bildas mellan atomer:

a) väte och syre; c) väte och klor;

b) väte och fosfor; d) magnesium.

3. Den mest polära är anslutningen:

a) H-C; b) H-O; c) H-S; d) H - I.

4. Antalet sigma- och pi-bindningar i propen, respektive:

a) 7-sigma, 2-pi; c) 6-sigma, 2-pi

b) 8-sigma, 1-pi; d) 8-sigma, 2-pi.

5. De starkaste bindningarna i molekylen av ett ämne vars formel är:

a) H2S; b) H2Se; c) H2O; d) H2Te.

6. Kväveatomen har valens III och oxidationstillstånd 0 i en molekyl av ett ämne vars formel är:

a)) NH3; b) N2; c) CH3NO2; d) N2O3.

7. Molekylstrukturen har ett ämne med formeln:

a) CH4; b) NaOH; c) Si02; d) Al.

8. Vätebindning bildas mellan:

a) vattenmolekyler c) vätemolekyler;

b) kolvätemolekyler; d) metallatomer och väteatomer.

9. Vilken anslutning har en riktning:

a) jonisk; b) kovalent; c) metall.

Test (3:e nivå)

1. Kemiska bindningar i ämnen vars formler är CH 4 och CaCl2 respektive:

a) jonisk och kovalent polär;

b) kovalent polär och jonisk;

c) kovalent icke-polär och jonisk;

d) kovalent polär och metallisk.

2. Bindningens polaritet är större i ett ämne med formeln:

a) Br2; b) LiBr; c) HBr; d) KBr.

3. Jonisk karaktär av bindningar i en serie föreningar

Li 2 O - Na 2 O - K 2 O - Rb 2 O:

a) ökar c) ändras inte;

b) minskar; d) minskar först, sedan ökar.

4. Det finns en kovalent bindning mellan atomer, bildad av donator-acceptormekanismen i ett ämne, vars formel är:

a) Al(OH)3; b) Cl; c) C2H5OH; d) C6H12O6.

5. Ett par formler för ämnen där det bara finns sigmabindningar:

a) CH4 och O2; b) C2H5OH och H2O; c) N2 och CO2; d) HBr och C2H4

6. Det starkaste bandet av följande:

a) C-Cl; b) C-F; c) C - Br; d) C - I.

7. Valensen och graden av kväve i ammoniumklorid är lika:

a) IV och +4; b) IV och -2; c) III och +2; d) IV och -3.

8. En gemensam egenskap för ämnen med ett molekylärt kristallgitter:

a) löslighet i vatten; c) elektrisk ledningsförmåga hos lösningar;

b) hög kokpunkt; d) volatilitet.

9. Bildandet av vätebindningar kan förklaras av:

a) ättiksyrans löslighet i vatten;

b) sura egenskaper hos etanol;

c) hög smältpunkt för många metaller;

d) olöslighet av metan i vatten.

5. Sammanfattning.Så idag har vi upprepat huvudtyperna av kemiska bindningar, deras egenskaper och mekanismen för bildning. Reflektera över vad du har lärt dig och vilka frågor som har gett dig problem. Arbeta vid behov igenom § 6 från läroboken igen.

Läxa:

Upprepa § 6;

Kör ex. 1-3 på s.34.