Строение и химическая связь веществ
20-Янв-2015 | Нет комментариев | Лолита Окольнова
Задание А3 ГИА (ОГЭ) по химии —
строение и химическая связь веществ:
ковалентная полярная и ковалентная неполярная, ионная, металлическая
1. Одинарная, двойная и тройная
Как известно, химическая связь это образование общей электронной пары между атомами (один от одного атома, другой от другого).
Если электронов несколько, то и связей больше, чем одна.
Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней.
- атомы одновалентных элементов образуют одинарную связь:
H2, Cl2
H-H, Cl-Cl
- двухвалентные — двойную: O2: O=O
- если валентность = 3, то тройную: N2: N≡N
И это применимо не только к простым веществам.
- если у атома валентность = 1, то он будет проявлять ее и в сложных веществах — образовывать три связи:
HCl H2S
H-Cl H-S-H;
- у S, как и у О валентность равна двум: H2O: это могут быть две одинарнеы связи: H-O-H или двойные: CO: C=O
- N, P, B и т.д. — 3: NH3 — три одинарные связи, HCN: H-C≡N — тройная связь
Ответ: 3) NH3 — три одинарные свзи
Ответ: 3) O2 — двойная связь
2. Ковалентная, ионная и т.д. …
- ковалентную связь образуют: неметаллы, неметаллы и водород;
- ионную — металлы и неметаллы, катионы ( в том числе и NH4+) и кислотные остатки;
- металлическую — металлы
1) PCl5 — два разных неметалла, значит, связь полярная ковалентная
2) CaCl2 — металл и неметалл, следовательно, ионная
3) Cl2 — два одинаковых неметалла — неполярная ковалентная
4) KCl — металл и неметалл, следовательно, ионная
Ответ: 1) PCl5
1) оксид серы — два неметалла, значит, будет ковалентная связь;
2) оксид бария — металл и неметалл — ионная
3) сероводород — неметалл и водород — ковалентная
4) аммиак — аналогично
Ответ: 2) BaO
1) все вещества образованы разными неметаллами и водородом — ковалентная поярная;
2) все вещества простые — значит, связь неполярная ковалентная
3) все вещества ионные
4) хлороводород и фосфин — ковалентная связь, соль — ионная
Ответ: 1)
Здесь важна последовательность — чтобы первое вещество было с ковалентной. а второй — с ионной, не наоборот. Такие каверзы редко, но встречаются в заданиях ГИА (ОГЭ).
1) Оксид фосфора — полярная ковалентная, оксид натрия — ионная;
2) хлорид натрия — ионная, хлор — ковалентная;
3) азот — ковалентная, неполярная, сульфид натрия — ионная;
4) хлорид кальция — ионная, хлороводород — ковалентная полярная
Ответ: 3)
Обсуждение: “Строение и химическая связь веществ”
(Правила комментирования)
From Wikipedia, the free encyclopedia
Lewis structure for methane. Note depiction of the four single bonds between the carbon and hydrogen atoms.
In chemistry, a single bond is a chemical bond between two atoms involving two valence electrons. That is, the atoms share one pair of electrons where the bond forms.[1] Therefore, a single bond is a type of covalent bond. When shared, each of the two electrons involved is no longer in the sole possession of the orbital in which it originated. Rather, both of the two electrons spend time in either of the orbitals which overlap in the bonding process. As a Lewis structure, a single bond is denoted as AːA or A-A, for which A represents an element.[2] In the first rendition, each dot represents a shared electron, and in the second rendition, the bar represents both of the electrons shared in the single bond.
A covalent bond can also be a double bond or a triple bond. A single bond is weaker than either a double bond or a triple bond. This difference in strength can be explained by examining the component bonds of which each of these types of covalent bonds consists (Moore, Stanitski, and Jurs 393).
Usually, a single bond is a sigma bond. An exception is the bond in diboron, which is a pi bond. In contrast, the double bond consists of one sigma bond and one pi bond, and a triple bond consists of one sigma bond and two pi bonds (Moore, Stanitski, and Jurs 396). The number of component bonds is what determines the strength disparity. It stands to reason that the single bond is the weakest of the three because it consists of only a sigma bond, and the double bond or triple bond consist not only of this type of component bond but also at least one additional bond.
The single bond has the capacity for rotation, a property not possessed by the double bond or the triple bond. The structure of pi bonds does not allow for rotation (at least not at 298 K), so the double bond and the triple bond which contain pi bonds are held due to this property. The sigma bond is not so restrictive, and the single bond is able to rotate using the sigma bond as the axis of rotation (Moore, Stanitski, and Jurs 396-397).
Another property comparison can be made in bond length. Single bonds are the longest of the three types of covalent bonds as interatomic attraction is greater in the two other types, double and triple. The increase in component bonds is the reason for this attraction increase as more electrons are shared between the bonded atoms (Moore, Stanitski, and Jurs 343).
Single bonds are often seen in diatomic molecules. Examples of this use of single bonds include H2, F2, and HCl.
Single bonds are also seen in molecules made up of more than two atoms. Examples of this use of single bonds include:
- Both bonds in H2O
- All 4 bonds in CH4
Single bonding even appears in molecules as complex as hydrocarbons larger than methane. The type of covalent bonding in hydrocarbons is extremely important in the nomenclature of these molecules. Hydrocarbons containing only single bonds are referred to as alkanes (Moore, Stanitski, and Jurs 334). The names of specific molecules which belong to this group end with the suffix -ane. Examples include ethane, 2-methylbutane, and cyclopentane (Moore, Stanitski, and Jurs 335).
See also[edit]
- Bond order
References[edit]
- ^ “covalent bonding – single bonds”. Chemguide.co.uk. Retrieved 2012-08-12.
- ^ Steehler, Jack K. (December 2001). “Chemistry: The Molecular Science (Moore, John W.; Stanitski, Conrad L.; Jurs, Peter C.)”. Journal of Chemical Education. 78 (12): 1598. doi:10.1021/ed078p1598. ISSN 0021-9584.
постараюсь объяснить по-простому. химические связи бывают ковалентная полярная(все элементы в веществе неметаллические, например, Н2О), ковалентная неполярная(элементы неметаллические и одинаковые, например О2), ионная (металлический и неметаллический элемент, например, К2О). Связи одинарные, если между элементами в соединении образовалась одна общая электронная пара. Соответственно, двойная связь – 2 общих электронных пар. Точки – это валентные электроны(т.е номер группы). Например, Хлор стоит в седьмой группе – значит у него 7 электронов. 1 электрон неспаренный. Вот я изобразила образование ковалентной полярной связи молекулы СІ2:
·· ·· ·· ··
:СІ· + ·СІ: = :СІ:СІ: и графическая(структурная) формула СІ-СІ
·· ·· ·· ··
теперь посмотри образование двойной связи в молекуле кислорода О2:
· ·
:О· + ·О: = :О::О: О=О
·· ·· ·· ··
Образование тройной связи в молекуле азота N2
· ·
:N·+·N: = :N:::N: N≡N
· ·
Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов. Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.
Ковалентная связь — это связь между атомами неметаллов, образованная за счёт общих электронных пар.
Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых веществах.
1. Образование молекулы водорода.
Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.
При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.
В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.
При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.
Рис. (1). Образование молекулы водорода
Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной.
Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов, расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов.
У водорода — один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно 8 – № группы.
Неметаллы VIIА группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.
У неметаллов VIА группы (кислород, сера) таких электронов два.
У неметаллов VА группы (азот, фосфор) — три неспаренных электрона.
2. Образование молекулы хлора.
Атом хлора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.
При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь. Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле хлора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах фтора, брома и иода.
Рис. (2). Образование молекулы хлора
Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.
3. Образование молекулы кислорода.
У атома кислорода на внешнем уровне — два неспаренных электрона.
При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная.
Рис. (3). Образование молекулы кислорода
4. Образование молекулы азота.
Атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне.
В молекуле образуются три общие электронные пары. Связь в молекуле азота тройная.
Рис. (4). Образование молекулы азота
Образование ковалентных связей показывают структурные (графические) формулы, в которых общая электронная пара обозначается чертой. Одна черта между атомами обозначает одинарную связь, две черты — двойную, три черты — тройную:
Источники:
Рис. 1. Образование молекулы водорода © ЯКласс
Рис. 2. Образование молекулы хлора © ЯКласс
Рис. 3. Образование молекулы кислорода © ЯКласс
Рис. 4. Образование молекулы азота © ЯКласс
Транскрипция к видео
Сегодня вы увидите, как строить структурные формулы простых органических молекул с одинарными связями. К примеру, возьмем метан с молекулярной формулой CH4 и построим структурную формулу его молекулы. Для этого обратимся к органическим элементам периодической таблицы и найдем углерод. Как видите, углерод относится к IV группе, следовательно, атом углерода имеет 4 валентных электрона. Поэтому атом углерода с 4 валентными электронами вокруг него можно изобразить следующим образом. Из курса общей химии известно, что валентные электроны располагаются на внешнем энергетическом уровне, следовательно, атом углерода имеет на внешнем энергетическом уровне 4 валентных электрона. Далее рассмотрим водород, который находится в I группе периодической таблицы. Следовательно, атом водорода имеет 1 валентный электрон, и его можно изобразить следующим образом. Необходимо добавить еще 3 атома водорода до общего количества в 4 атома. Добавим их в формулу вместе с их валентными электронами. Теперь точки можно соединить с тем условием, что 2 валентных электрона представляют собой одинарную ковалентную связь. Итак, обозначим ковалентные связи здесь и здесь, затем еще две и получаем завершенную структурную формулу метана. Атом углерода окружен 8 электронами. Выделим электроны вокруг атома углерода. Итак, 2, 4, 6… 8. Вот так. 8 электронов делают атом углерода очень устойчивым. И если мы обратимся к периодической таблице, то поймем почему. Если обратить внимание на II период, то увидим, что у атома углерода следующее количество валентных электронов: 1, 2, 3… 4. Дополним их число до восьми: 5, 6, 7… 8. Выходит, что если атом углерода окружить 8 электронами, он приобретет электронную конфигурацию инертного газа и станет очень устойчивым, поскольку все орбитали внешнего энергетического уровня будут заполнены. Следовательно, максимальное число электронов для атома углерода составляет восемь, или по-научному, октет электронов. Если взять водород, то каждый атом водорода окружен 2 электронами. Найдем водород – он имеет 1 энергетический уровень и 1 электрон, а гелий имеет 2 электрона. Т. к. на первом энергетическом уровне располагается только s-орбиталь, а s-орбиталь может содержать не более 2 электронов, то при 2 электронах атом приобретает конфигурацию инертного газа, поэтому атом водорода становится устойчивым, будучи окружен всего 2 электронами. Рассмотрим еще структурную формулу, содержащую на этот раз азот. Молекулярная формула выглядит как CH3NH2, и построение структурной формулы вновь начинается с атома углерода по центру с 4 валентными электронами вокруг него. Нам известно о наличии вокруг этого атома углерода 3 атомов водорода, имеющих по 1 валентному электрону, которые можно изобразить следующим образом. Справа изобразим азот. Найдём его в периодической таблице. Азот относится к V группе, следовательно, обладает 5 валентными электронами. Обозначим их: 1, 2, 3, 4… 5. Остались еще 2 не включенных в формулу атома водорода, которые может присоединить атом азота. Поэтому изобразим атомы водорода здесь и здесь, а затем соединим точки и получим структурную формулу. Также можно проверить, соблюдается ли правило октета: имеют ли углерод и азот по 8 электронов. Давайте проверим. Здесь 2 электрона. Итак, 2, 4… 6 и 8. Азот относится ко II периоду и также следует правилу октета согласно формуле. Рассмотрим пример с кислородом. К примеру, давайте построим структурную формулу метанола. Итак, молекулярная формула метанола – CH3OH. Вновь начнем с атома углерода, имеющего 4 валентных электрона, и 3 атомов водорода, имеющих по 1 валентному электрону. Изобразим эти атомы водорода. Затем нужно найти кислород в периодической таблице. Кислород находится в VI группе и обладает 6 валентными электронами, правда ведь? Посмотрите 6-я группа и 6 валентных электронов. Изобразим кислород и его 6 валентных электронов. Таким образом, 1, 2, 3, 4, 5… 6. Осталось изобразить 1 атом водорода. У атома кислорода остался 1 валентный электрон, куда его можно присоединить? Вновь можно соединить точки и увидеть одинарные ковалентные связи в молекуле. Вот одна связь, вот другая. Углерод связан с кислородом, а кислород – с водородом. Проверим соблюдение правила октета. Вокруг атома углерода 8 электронов, вокруг кислорода их 2, 4, 6 и 8. Кислород следует правилу октета. При построении структурных формул не обязательно начинать с изображения отдельных атомов и подсчета электронов. Просто рисуйте. Возьмем, к примеру, C2H6. Это этан. Используем другой метод, сразу начав рисовать связи. Есть 2 атома углерода, которые, скорее всего, соединены друг с другом. Есть также 6 атомов водорода. Если рассмотривать возможности их присоединения, то разместить их можно только вокруг атомов углерода следующим образом. При этом каждый атом углерода получит свой октет электронов. Это и есть структурная формула этана. Чтобы убедиться в правильности формулы, можно проверить число валентных электронов. Рассмотрим каждый атом углерода. Каждый атом углерода обладает 4 валентными электронами, а таких атомов в формуле два. Два атома углерода обладают 8 валентными электронами. Каждый атом водорода обладает 1 валентным электроном, а таких атомов 6. Следовательно, общее число валентных электронов у водорода – 6. Всего валентных электронов 14. Используя структурную формулу, можно убедиться в том, что она содержит верное число валентных электронов, а именно 14. Считаем. Здесь 2… 4, 6, 8, 10, 12… 14. Следовательно, число валентных электронов в структурной формуле правильное. Кроме того, каждый атом углерода окружен 8 электронами, что подтверждает правильность структурной формулы.
