Õppetunnis käsitletakse mitut tüüpi keemilisi sidemeid: metalli-, vesinik- ja van der Waalsi sidemeid, samuti saate teada, kuidas füüsikalised ja keemilised omadused sõltuvad erinevad tüübid keemilised sidemed aines.

Teema: Keemiliste sidemete tüübid

Õppetund: metalli ja vesiniku keemilised sidemed

Metallist ühendus see on metallide ja nende sulamite sidemete tüüp metallide aatomite või ioonide ja suhteliselt vabade elektronide (elektrongaasi) vahel kristallvõres.

Metallid on madala elektronegatiivsusega keemilised elemendid, mistõttu nad loobuvad kergesti oma valentselektronidest. Kui metallielemendi kõrval on mittemetall, siis lähevad metalli aatomi elektronid mittemetallile. Seda tüüpi ühendust nimetatakse iooniline(Joonis 1).

Riis. 1. Haridus

Millal lihtsad ained metallid või nende sulamid, olukord muutub.

Molekulide moodustumisel ei jää metallide elektronorbitaalid muutumatuks. Nad suhtlevad üksteisega, moodustades uue molekulaarorbitaali. Sõltuvalt ühendi koostisest ja struktuurist võivad molekulaarorbitaalid olla kas lähedased aatomiorbitaalide kogumile või neist oluliselt erinevad. Kui metalliaatomite elektronorbitaalid interakteeruvad, tekivad molekulaarorbitaalid. Selline, et metalli aatomi valentselektronid saaksid vabalt läbi nende molekulaarorbitaalide liikuda. Täielikku laengu eraldumist ei toimu, s.t. metallist- see ei ole ringi hõljuvate katioonide ja elektronide kogum. Kuid see ei ole aatomite kogum, mis mõnikord muundub katioonseks vormiks ja kannab oma elektroni teisele katioonile. Tegelik olukord on nende kahe äärmusliku variandi kombinatsioon.

Riis. 2

Metallsideme moodustumise olemus koosneb järgmiselt: metalliaatomid loovutavad väliseid elektrone ja mõned neist muutuvad positiivselt laetud ioonid. Aatomitest lahti rebitud elektronid tekkivate vahel suhteliselt vabalt liikuda positiivnemetalliioonid. Nende osakeste vahel tekib metalliline side, st elektronid näivad metallvõres positiivseid ioone tsementeerivat (joonis 2).

Metallsideme olemasolu määrab metallide füüsikalised omadused:

Kõrge elastsus

Soojus- ja elektrijuhtivus

Metalliline sära

Plastikust - see on materjali võime mehaanilise koormuse all kergesti deformeeruda. Metalliline side realiseerub kõigi metalliaatomite vahel üheaegselt, mistõttu metalli mehaanilisel toimel spetsiifilised sidemed ei katke, vaid muutub ainult aatomi asend. Metalli aatomid, mis pole omavahel jäikade sidemetega ühendatud, võivad justkui libiseda mööda elektrongaasikihti, nagu juhtub siis, kui üks klaas libiseb üle teise ja nende vahel on veekiht. Tänu sellele saab metalle kergesti deformeerida või õhukeseks fooliumiks rullida. Kõige plastilisemad metallid on puhas kuld, hõbe ja vask. Kõiki neid metalle leidub looduses natiivsel kujul erineva puhtusastmega. Riis. 3.

Riis. 3. Looduses leiduvad metallid looduslikul kujul

Nendest valmistatakse erinevaid ehteid, eriti kullast. Tänu oma hämmastavale plastilisusele kasutatakse kulda paleede kaunistamisel. Sellest saad rullida fooliumi, mille paksus on vaid 3. 10-3 mm. Seda nimetatakse kuldleheks ja kantakse krohvile, liistudele või muudele esemetele.

Soojus- ja elektrijuhtivus . Parim asi elektrit juhtima vaske, hõbedat, kulda ja alumiiniumi. Kuna aga kuld ja hõbe on kallid metallid, kasutatakse kaablite valmistamiseks odavamat vaske ja alumiiniumi. Halvimad elektrijuhid on mangaan, plii, elavhõbe ja volfram. Volframil on nii suur elektritakistus, et kui seda läbib elektrivool, hakkab see hõõguma. Seda omadust kasutatakse hõõglampide valmistamisel.

Kehatemperatuur on seda moodustavate aatomite või molekulide energia mõõt. Metalli elektrongaas suudab üsna kiiresti liigse energia ühelt ioonilt või aatomilt teisele üle kanda. Metalli temperatuur ühtlustub kiiresti kogu mahu ulatuses, isegi kui kuumenemine toimub ühel küljel. Seda täheldatakse näiteks siis, kui kastate metalllusika tee sisse.

Metalliline sära. Läige on keha võime peegeldada valguskiiri. Hõbedal, alumiiniumil ja pallaadiumil on kõrge valguspeegeldusvõime. Seetõttu kantakse esitulede, prožektorite ja peeglite valmistamisel just neid metalle õhukese kihina klaasipinnale.

Vesinikside

Võtke arvesse keemis- ja sulamistemperatuure vesinikuühendid kalkogeenid: hapnik, väävel, seleen ja telluur. Riis. 4.

Riis. 4

Kui ekstrapoleerida vaimselt väävli, seleeni ja telluuri vesinikühendite otsesed keemis- ja sulamistemperatuurid, näeme, et vee sulamistemperatuur peaks olema ligikaudu -100 0 C ja keemistemperatuur ligikaudu -80 0 C. See juhtub. sest veemolekulide interaktsiooni vahel on tühimik - vesinikside, mis ühendab vee molekulid ühingule . Nende kaaslaste hävitamiseks on vaja lisaenergiat.

Vesinikside moodustub tugevalt polariseeritud, tugevalt positiivselt laetud vesinikuaatomi ja teise väga kõrge elektronegatiivsusega aatomi vahel: fluori, hapniku või lämmastiku vahel . Näited ainete kohta, mis on võimelised moodustama vesiniksidemeid, on näidatud joonisel fig. 5.

Riis. 5

Mõelge vesiniksidemete moodustumisele vee molekulide vahel. Vesinikside on tähistatud kolme punktiga. Vesiniksideme tekkimine on tingitud vesinikuaatomi ainulaadsest eripärast. Kuna vesinikuaatom sisaldab ainult ühte elektroni, siis ühise elektronpaari eemaletõmbamisel teise aatomi poolt paljandub vesinikuaatomi tuum, mille positiivne laeng mõjub ainete molekulides leiduvatele elektronegatiivsetele elementidele.

Võrdleme omadusi etüülalkohol ja dimetüüleeter. Nende ainete struktuuri põhjal järeldub, et etüülalkohol võib moodustada molekulidevahelisi vesiniksidemeid. See on tingitud hüdroksorühma olemasolust. Dimetüüleeter ei saa moodustada molekulidevahelisi vesiniksidemeid.

Võrdleme nende omadusi tabelis 1.

Tabel 1

Keemistemperatuur, st., lahustuvus vees on etüülalkoholil kõrgem. See üldine muster ainete puhul, mille molekulid moodustavad vesiniksideme. Neid aineid iseloomustab kõrgem keemistemperatuur, sulamistemperatuur, vees lahustuvus ja väiksem lenduvus.

Füüsikalised omadused ühendid sõltuvad ka aine molekulmassist. Seetõttu on õigustatud võrrelda vesiniksidemetega ainete füüsikalisi omadusi ainult sarnase molekulmassiga ainete puhul.

Energiaüks vesinikside umbes 10 korda vähem energiat kovalentne side . Kui keerulise koostisega orgaanilistel molekulidel on mitu funktsionaalrühma, mis on võimelised moodustama vesiniksidemeid, siis võivad neis tekkida molekulisisesed vesiniksidemed (valgud, DNA, aminohapped, ortonitrofenool jne). Vesiniksideme tõttu tekib see sekundaarne struktuur valgud, DNA kaksikheeliks.

Van der Waalsi ühendus.

Meenutagem väärisgaase. Heeliumiühendeid pole veel saadud. See ei ole võimeline moodustama tavalisi keemilisi sidemeid.

Väga madalatel temperatuuridel on võimalik saada vedelat ja isegi tahket heeliumi. Vedelas olekus hoiavad heeliumi aatomid koos elektrostaatilise külgetõmbejõuga. Nendel jõududel on kolm varianti:

· orientatsioonijõud. See on interaktsioon kahe dipooli (HCl) vahel

· induktiivne külgetõmme. See on külgetõmme dipooli ja mittepolaarse molekuli vahel.

· dispersiooni atraktsioon. See on interaktsioon kahe mittepolaarse molekuli (He) vahel. See tekib elektronide ebaühtlase liikumise tõttu tuuma ümber.

Õppetunni kokkuvõte

Tund hõlmab kolme tüüpi keemilisi sidemeid: metalli-, vesinik- ja van der Waalsi sidemeid. Sõltuvus füüsilisest ja keemilised omadused erinevat tüüpi keemilistest sidemetest aines.

Bibliograafia

1. Rudzitis G.E. Keemia. Põhitõed üldine keemia. 11. klass: õpik for õppeasutused: algtase/ G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. väljaanne. - M.: Haridus, 2012.

2. Popel P.P. Keemia: 8. klass: üldõpetuse õpik õppeasutused/ P.P. Popel, L.S. Krivlja. - K.: IC "Akadeemia", 2008. - 240 lk.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Keemia. 11. klass. Põhitase. 2. väljaanne, kustutatud. - M.: Bustard, 2007. - 220 lk.

Kodutöö

1. Nr 2, 4, 6 (lk 41) Rudzitis G.E. Keemia. Üldkeemia alused. 11. klass: õpik üldharidusasutustele: algtase / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. väljaanne. - M.: Haridus, 2012.

2. Miks kasutatakse hõõglampide hõõgniite valmistamiseks volframit?

3. Mis seletab vesiniksidemete puudumist aldehüüdi molekulides?

Metallist ühendus. Metallilise sideme omadused.

Metallside on keemiline side, mis on põhjustatud suhteliselt vabade elektronide olemasolust. Iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka nende sulamitele ja intermetallilistele ühenditele.

Metallist ühendusmehhanism

Positiivsed metalliioonid asuvad kristallvõre kõigis sõlmedes. Nende vahel liiguvad valentselektronid juhuslikult, nagu gaasimolekulid, eraldudes ioonide moodustumise käigus aatomitest. Need elektronid toimivad tsemendina, hoides positiivseid ioone koos; vastasel juhul laguneks võre ioonidevaheliste tõukejõudude mõjul. Samal ajal hoiavad elektrone kristallvõres ioonid ja nad ei saa sealt lahkuda. Haakejõud ei ole lokaliseeritud ega suunatud. Sel põhjusel ilmuvad enamikul juhtudel suured koordinatsiooninumbrid (näiteks 12 või 8). Kui kaks metalliaatomit lähenevad lähestikku, kattuvad nende väliskesta orbitaalid, moodustades molekulaarorbitaalid. Kui läheneb kolmas aatom, kattub selle orbitaal kahe esimese aatomi orbitaalidega, mille tulemuseks on teine ​​molekulaarne orbitaal. Kui aatomeid on palju, tekib tohutu hulk kolmemõõtmelisi molekulaarorbitaale, mis ulatuvad igas suunas. Mitmete kattuvate orbitaalide tõttu mõjutavad iga aatomi valentselektronid paljud aatomid.

Iseloomulikud kristallvõred

Enamik metalle moodustab ühe järgmistest väga sümmeetrilistest võretest, mille aatomid on tihedalt pakitud: kehakeskne kuup, näokeskne kuup ja kuusnurkne.

Kehakeskses kuupvõres (bcc) paiknevad aatomid kuubi tippudes ja üks aatom kuubi ruumala keskel. Metallidel on kuupkehakeskne võre: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba jne.

Näokeskses kuupvõres (fcc) asuvad aatomid kuubi tippudes ja iga tahu keskel. Seda tüüpi metallidel on võre: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co jne.

Kuusnurkses võres paiknevad aatomid prisma kuusnurksete aluste tippudes ja keskpunktis ning kolm aatomit asuvad prisma kesktasandil. Metallidel on selline aatomite pakend: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca jne.

Muud omadused

Vabalt liikuvad elektronid põhjustavad kõrget elektri- ja soojusjuhtivust. Ained, millel on metalliline side, ühendavad sageli tugevuse plastilisusega, kuna aatomite üksteise suhtes nihkumisel sidemed ei purune. Samuti oluline vara on metalliline aromaatsus.

Metallid juhivad hästi soojust ja elektrit, on piisavalt tugevad ja võivad hävimata deformeeruda. Mõned metallid on tempermalmist (neid saab sepistada), mõned on tempermalmist (neist saab traati tõmmata). Neid ainulaadseid omadusi seletatakse spetsiaalse keemilise sidemega, mis ühendab metalliaatomeid üksteisega – metallilise sidemega.

Tahkes olekus metallid eksisteerivad positiivsete ioonide kristallide kujul, justkui "hõljudes" nende vahel vabalt liikuvate elektronide meres.

Metalliline side selgitab metallide omadusi, eelkõige nende tugevust. Deformeeriva jõu mõjul võib metallvõre erinevalt ioonkristallidest muuta oma kuju pragunemata.

Metallide kõrge soojusjuhtivus on seletatav sellega, et kui metallitükki ühelt poolt kuumutada, siis elektronide kineetiline energia suureneb. See energia suurenemine levib "elektronimeres" kogu proovis suurel kiirusel.

Selgeks saab ka metallide elektrijuhtivus. Kui metalliproovi otstele rakendada potentsiaalide erinevust, nihkub delokaliseeritud elektronide pilv positiivse potentsiaali suunas: see ühes suunas liikuv elektronide voog esindab tuttavat elektrivoolu.

Metallist ühendus. Metallilise sideme omadused. - mõiste ja liigid. Kategooria "Metalliline side. Metallilise sideme omadused" klassifikatsioon ja tunnused. 2017, 2018.

Metallist ühendus

Katiooni ja aniooni vahelise elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena moodustub molekul.

Iooniline side

Ioonse sideme teooria pakkus välja 1916 ᴦ. Saksa teadlane W. Kossel. See teooria selgitab vaheliste seoste teket tüüpiliste metallide ja aatomite aatomid tüüpiline mittemetallid: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O jne.

Selle teooria kohaselt loobuvad ioonse sideme moodustumisel tüüpiliste metallide aatomid elektronid ja tüüpiliste mittemetallide aatomid võtavad vastu elektrone.

Nende protsesside tulemusena muudetakse metalliaatomid positiivselt laetud osakesteks, mida nimetatakse positiivseteks ioonideks või katioonideks; ja mittemetallide aatomid muutuvad negatiivseteks ioonideks – anioonideks. Katiooni laeng võrdub ära antud elektronide arvuga.

Metalli aatomid loovutavad elektrone oma väliskihile ja saadud ioonidel on täielikud elektroonilised struktuurid (pre-välimine elektrooniline kiht).

Aniooni negatiivse laengu suurus on võrdne vastuvõetud elektronide arvuga.

Mittemetalliaatomid aktsepteerivad elektronide arvu, mis on nende jaoks äärmiselt olulised elektroonilise okteti valmimine (välimine elektrooniline kiht).

Näiteks: NaCl molekuli moodustamise üldskeem Na ja C1 aatomitest: Na°-le = Na +1 Ioonide moodustumine

Сl°+1е – = Сl –

Na +1 + Cl - = Na + Cl -

Na°+ Сl°= Na + Сl – ioonide ühend

· Ioonide vahelist sidet nimetatakse tavaliselt ioonsidemeks.

Ioonidest koosnevaid ühendeid nimetatakse ioonsed ühendid.

Ioonse ühendi molekulis olevate kõigi ioonide laengute algebraline summa peab olema võrdne nulliga, sest iga molekul on elektriliselt neutraalne osake.

Ioonsete ja kovalentsete sidemete vahel pole teravat piiri. Ioonilist sidet võib pidada polaarse kovalentse sideme äärmuslikuks juhuks, kus moodustub ühine elektronpaar täielikult liigub suurema elektronegatiivsusega aatomi poole.

Enamiku tüüpiliste metalliaatomite välises elektronkihis on väike arv elektrone (tavaliselt 1 kuni 3); neid elektrone nimetatakse valentselektronideks. Metalli aatomites on valentselektronide ja tuuma vahelise sideme tugevus madal, see tähendab, et aatomite ionisatsioonienergia on madal. See muudab valentselektronide kaotamise lihtsaks h metalliaatomite muundamine positiivselt laetud ioonideks (katioonideks):

Ме° -ne ® Ме n +

Metalli kristallstruktuuris on valentselektronitel võime kergesti liikuda ühest aatomist teise, mis viib elektronide jagamiseni kõigi naaberaatomite vahel. Lihtsustatult on metallikristalli struktuur kujutatud järgmiselt: kristallvõre sõlmedes on Me n+ ioonid ja Me° aatomid ning valentselektronid liiguvad nende vahel suhteliselt vabalt, luues ühendused kõikide aatomite ja ioonide vahel. metallist (joonis 3). See on spetsiaalne keemilise sideme tüüp, mida nimetatakse metallisidemeks.

· Metalliline side – side aatomite ja metallide ioonide vahel kristallvõres, mille teostavad jagatud valentselektronid.

Tänu seda tüüpi keemilisele sidemele on metallidel teatud füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogum, mis eristab neid mittemetallidest.

Riis. 3. Metallide kristallvõre skeem.

Metallsideme tugevus tagab kristallvõre stabiilsuse ja metallide plastilisuse (võime läbida mitmesuguseid töötlusi ilma hävitamiseta). Valentselektronide vaba liikumine võimaldab metallidel juhtida hästi elektrit ja soojust. Valguslainete (ᴛ.ᴇ. metalliline läige) peegeldamise võimet seletab ka metalli kristallvõre struktuur.

Kuid metallide kõige iseloomulikumad füüsikalised omadused, mis põhinevad metallilise sideme olemasolul, on:

■kristallstruktuur;

■metalliline läige ja läbipaistmatus;

■plastsus, tempermalmistavus, sulavus;

■kõrge elektri- ja soojusjuhtivus; ja kalduvus moodustada sulameid.

Metallside - kontseptsioon ja liigid. Kategooria "Metallühendus" klassifikatsioon ja omadused 2017, 2018.

- Metallist ühendus

- Metallist ühendus

Juba nimi "metalliline side" näitab, et me räägime metallide sisemisest struktuurist. Enamiku metallide aatomid välisel energiatasemel sisaldavad väikese arvu valentselektrone võrreldes koguarv väline energeetiliselt lähedal... .

- Metallist ühendus

Metalliline side põhineb valentselektronide jagamisel, mis ei kuulu mitte kahele, vaid peaaegu kõigile kristalli metalliaatomitele. Metallides on valentselektrone palju vähem kui vabadel orbitaalidel. See loob tingimused vabaks liikumiseks... .

- Metallist ühendus

Olulist teavet metallide keemiliste sidemete olemuse kohta saab kahe põhjal iseloomulikud tunnused võrreldes kovalentsete ja ioonsete ühenditega. Metallid erinevad teistest ainetest esiteks oma kõrge elektrijuhtivuse poolest ja... .

- Metallist ühendus

Olulist teavet metallide keemiliste sidemete olemuse kohta saab nende kahe iseloomuliku tunnuse põhjal võrreldes kovalentsete ja ioonsete ühenditega. Metallid erinevad teistest ainetest esiteks oma kõrge elektrijuhtivuse poolest ja... .

- Metallist ühendus

Orbitaalide hübridiseerumine ja molekulide ruumiline konfiguratsioon Molekuli tüüp Aatomi algorbitaalid A Hübridisatsiooni tüüp Aatomi hübriidorbitaalide arv A Molekuli ruumiline konfiguratsioon AB2 AB3 AB4 s + p s + p + p s + p + p + p sp sp sp2 sp3 ... .

- Metallist ühendus. Metallilise sideme omadused.

Metallside on keemiline side, mis on põhjustatud suhteliselt vabade elektronide olemasolust. Iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka nende sulamitele ja intermetallilistele ühenditele. Metallilise sideme mehhanism Kristallvõre kõikides sõlmedes on... .

- Molekuli struktuur. Keemilise sideme teooria. Iooniline side Metalliline side. Kovalentne side. Suhtlemise energia. Lingi pikkus. Ühenduse nurk. Keemiliste sidemete omadused.

Molekul on aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused. Keemilise sideme teooria kohaselt vastab elemendi stabiilne olek struktuurile, mille elektrooniline valem on välistaseme s2p6 (argoon, krüptoon, radoon jt). Hariduse ajal....

Ühtse riigieksami kodifitseerija teemad: Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentsete sidemete tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. Vesinikside

Intramolekulaarsed keemilised sidemed

Esiteks, vaatame sidemeid, mis tekivad molekulide sees olevate osakeste vahel. Selliseid ühendusi nimetatakse intramolekulaarne.

Keemiline side aatomite vahel keemilised elemendid on elektrostaatilise iseloomuga ja moodustub tänu väliste (valents)elektronide vastastikmõju, enam-vähem mida hoiavad positiivselt laetud tuumad seotud aatomid.

Võtmekontseptsioon on siin ELEKTRONEGATIIVSUS. Just see määrab aatomitevahelise keemilise sideme tüübi ja selle sideme omadused.

on aatomi võime meelitada (kinni hoida) välised(valents) elektronid. Elektronegatiivsuse määrab väliste elektronide tuuma külgetõmbeaste ja see sõltub eelkõige aatomi raadiusest ja tuuma laengust.

Elektronegatiivsust on raske üheselt määrata. L. Pauling koostas suhteliste elektronegatiivsuste tabeli (põhineb kaheaatomiliste molekulide sideme energiatel). Kõige elektronegatiivsem element on fluor tähendusega 4 .

Oluline on märkida, et erinevatest allikatest võib leida erinevaid elektronegatiivsuse väärtuste skaalasid ja tabeleid. Seda ei tohiks karta, kuna keemilise sideme moodustumine mängib rolli aatomitest ja see on igas süsteemis ligikaudu sama.

Kui üks keemilise sideme A:B aatomitest tõmbab elektrone tugevamini ligi, siis elektronpaar liigub selle poole. Rohkem elektronegatiivsuse erinevus aatomit, seda rohkem elektronpaar nihkub.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused on võrdsed või ligikaudu võrdsed: EO(A)≈EO(B), siis ühine elektronpaar ei nihku ühelegi aatomile: A: B. Seda ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused erinevad, kuid mitte väga (erinevus elektronegatiivsuses on ligikaudu 0,4 kuni 2): 0,4<ΔЭО<2 ), siis nihutatakse elektronpaar ühte aatomitest. Seda ühendust nimetatakse kovalentne polaarne .

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsused erinevad oluliselt (elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 2: ΔEO>2), siis kantakse üks elektronidest koos moodustumisega peaaegu täielikult üle teisele aatomile ioonid. Seda ühendust nimetatakse iooniline.

Keemiliste sidemete põhitüübid − kovalentne, iooniline Ja metallist side. Vaatame neid lähemalt.

Kovalentne keemiline side

Kovalentne side – see on keemiline side , mis on tekkinud tänu ühise elektronpaari A:B moodustumine . Pealegi kaks aatomit kattuvad aatomi orbitaalid. Kovalentne side tekib väikese elektronegatiivsuse erinevusega aatomite vastasmõjul (tavaliselt kahe mittemetalli vahel) või ühe elemendi aatomid.

Kovalentsete sidemete põhiomadused

• keskenduda,
• küllastatavus,
• polaarsus,
• polariseeritavus.

Need sidumisomadused mõjutavad ainete keemilisi ja füüsikalisi omadusi.

Suhtlemissuund iseloomustab ainete keemilist ehitust ja vormi. Kahe sideme vahelisi nurki nimetatakse sidenurkadeks. Näiteks veemolekulis on sidenurk H-O-H 104,45 o, seetõttu on veemolekul polaarne ja metaani molekulis sidenurk H-C-H on 108 o 28′.

Küllastus on aatomite võime moodustada piiratud arvu kovalentseid keemilisi sidemeid. Sidemete arvu, mida aatom võib moodustada, nimetatakse.

Polaarsus side tekib elektrontiheduse ebaühtlase jaotumise tõttu kahe erineva elektronegatiivsusega aatomi vahel. Kovalentsed sidemed jagunevad polaarseteks ja mittepolaarseteks.

Polariseeritavus ühendused on sideme elektronide võime nihkuda välise elektrivälja mõjul(eelkõige mõne teise osakese elektriväli). Polariseeritavus sõltub elektronide liikuvusest. Mida kaugemal elektron tuumast asub, seda liikuvam ta on ja vastavalt sellele on molekul polariseeritavam.

Kovalentne mittepolaarne keemiline side

Kovalentset sidet on kahte tüüpi - POLAR Ja MITTEPOLAAR .

Näide . Vaatleme vesiniku molekuli H2 struktuuri. Iga vesinikuaatom oma välisel energiatasemel kannab 1 paaristamata elektroni. Aatomi kuvamiseks kasutame Lewise struktuuri – see on diagramm aatomi välisenergia taseme struktuurist, kui elektronid on tähistatud punktidega. Lewise punktistruktuuri mudelid on teise perioodi elementidega töötamisel üsna abiks.

H. + . H = H:H

Seega on vesiniku molekulil üks ühine elektronpaar ja üks H-H keemiline side. See elektronpaar ei nihku ühelegi vesinikuaatomile, sest Vesinikuaatomitel on sama elektronegatiivsus. Seda ühendust nimetatakse kovalentne mittepolaarne .

Kovalentne mittepolaarne (sümmeetriline) side on kovalentne side, mille moodustavad võrdse elektronegatiivsusega aatomid (tavaliselt samad mittemetallid) ja seega ühtlase elektrontiheduse jaotusega aatomituumade vahel.

Mittepolaarsete sidemete dipoolmoment on 0.

Näited: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentne polaarne keemiline side

Kovalentne polaarne side on kovalentne side, mis tekib vahel erineva elektronegatiivsusega aatomid (tavaliselt, mitmesugused mittemetallid) ja seda iseloomustatakse nihe jagatud elektronpaar elektronegatiivsema aatomiga (polarisatsioon).

Elektrontihedus nihkub elektronegatiivsemale aatomile - seetõttu tekib sellele osaline negatiivne laeng (δ-) ja osaline positiivne laeng (δ+, delta +) vähem elektronegatiivsele aatomile.

Mida suurem on aatomite elektronegatiivsuse erinevus, seda suurem polaarsusühendused ja palju muud dipoolmoment . Naabermolekulide ja vastupidise märgiga laengute vahel toimivad täiendavad tõmbejõud, mis suureneb tugevus side.

Sidemete polaarsus mõjutab ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Reaktsioonimehhanismid ja isegi naabersidemete reaktsioonivõime sõltuvad sideme polaarsusest. Sageli määrab ühenduse polaarsus molekuli polaarsus ja seega mõjutab otseselt selliseid füüsikalisi omadusi nagu keemis- ja sulamistemperatuur, lahustuvus polaarsetes lahustites.

Näited: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid

Kovalentsed keemilised sidemed võivad tekkida kahel mehhanismil:

1. Vahetusmehhanism kovalentne keemiline side tekib siis, kui iga osake annab ühe paaritu elektroni, et moodustada ühine elektronpaar:

A . + . B = A:B

2. Kovalentse sideme moodustumine on mehhanism, milles üks osake annab üksiku elektronpaari ja teine ​​osake selle elektronipaari jaoks vaba orbitaali:

V: + B = A:B

Sel juhul annab üks aatomitest üksiku elektronpaari ( doonor) ja teine ​​aatom annab selle paari jaoks vaba orbitaali ( aktsepteerija). Mõlema sideme tekkimise tulemusena väheneb elektronide energia, s.o. see on aatomitele kasulik.

Doonor-aktseptor mehhanismi poolt moodustatud kovalentne side ei erine omadustes muudest vahetusmehhanismi poolt moodustatud kovalentsetest sidemetest. Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptormehhanismi abil on tüüpiline aatomitele, mille välisenergia tasemel on palju elektrone (elektronidoonorid) või vastupidi, väga väikese elektronide arvuga (elektronide aktseptorid). Aatomite valentsusvõimetest on täpsemalt juttu vastavas osas.

Kovalentne side moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:

- molekulis süsinikmonooksiid CO(side molekulis on kolmik, 2 sidet tekib vahetusmehhanismi, üks doonor-aktseptor mehhanismi abil): C≡O;

- V ammooniumi ioon NH 4 +, ioonides orgaanilised amiinid näiteks metüülammooniumioonis CH3-NH2+;

- V komplekssed ühendid keemiline side keskaatomi ja ligandirühmade vahel, näiteks naatriumtetrahüdroksoaluminaadis Na side alumiiniumi ja hüdroksiidioonide vahel;

- V lämmastikhape ja selle soolad- nitraadid: HNO 3, NaNO 3, mõnedes teistes lämmastikuühendites;

- molekulis osoon O3.

Kovalentsete sidemete põhiomadused

Kovalentsed sidemed tekivad tavaliselt mittemetallide aatomite vahel. Kovalentse sideme peamised omadused on pikkus, energia, paljusus ja suund.

Keemilise sideme paljusus

Keemilise sideme paljusus - See jagatud elektronpaaride arv ühendi kahe aatomi vahel. Sideme paljusust saab molekuli moodustavate aatomite väärtuste järgi üsna lihtsalt määrata.

Näiteks , vesiniku molekulis H 2 on sideme kordsus 1, sest Iga vesiniku välisel energiatasemel on ainult 1 paaritu elektron, seega moodustub üks jagatud elektronide paar.

O 2 hapniku molekulis on sideme kordsus 2, sest Igal välise energiataseme aatomil on 2 paaristamata elektroni: O=O.

Lämmastiku molekulis N2 on sideme kordsus 3, sest iga aatomi vahel on välisel energiatasemel 3 paaristamata elektroni ja aatomid moodustavad 3 ühist elektronpaari N≡N.

Kovalentse sideme pikkus

Keemilise sideme pikkus on sidet moodustavate aatomite tuumade tsentrite vaheline kaugus. See määratakse eksperimentaalsete füüsikaliste meetoditega. Sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata liitmisreegli abil, mille kohaselt on sideme pikkus AB molekulis ligikaudu võrdne poolega sideme pikkuste summast molekulides A 2 ja B 2:

Keemilise sideme pikkust saab ligikaudselt hinnata aatomiraadiuste järgi sideme moodustamine või suhtluse paljususe järgi, kui aatomite raadiused ei ole väga erinevad.

Kui sidet moodustavate aatomite raadiused suurenevad, suureneb sideme pikkus.

Näiteks

Kui aatomitevaheliste sidemete paljusus suureneb (mille aatomiraadiused ei erine või erinevad vaid veidi), sideme pikkus väheneb.

Näiteks . Reas: C–C, C=C, C≡C sideme pikkus väheneb.

Suhtlemisenergia

Keemilise sideme tugevuse mõõt on sideme energia. Suhtlemisenergia määratud energiaga, mis on vajalik sideme katkestamiseks ja sidet moodustavate aatomite eemaldamiseks üksteisest lõpmatult suurele kaugusele.

Kovalentne side on väga vastupidav. Selle energia ulatub mitmekümnest kuni mitmesaja kJ/mol. Mida suurem on sideme energia, seda suurem on sideme tugevus ja vastupidi.

Keemilise sideme tugevus sõltub sideme pikkusest, polaarsusest ja sideme kordsusest. Mida pikem on keemiline side, seda lihtsam on see puruneda ja mida madalam on sideme energia, seda väiksem on selle tugevus. Mida lühem on keemiline side, seda tugevam see on ja seda suurem on sideme energia.

Näiteks, ühendite reas HF, HCl, HBr vasakult paremale, keemilise sideme tugevus väheneb, sest Ühenduse pikkus suureneb.

Iooniline keemiline side

Iooniline side on keemiline side, mis põhineb ioonide elektrostaatiline külgetõmme.

Ioonid moodustuvad aatomite poolt elektronide vastuvõtmise või loovutamise protsessis. Näiteks hoiavad kõigi metallide aatomid nõrgalt elektrone väliselt energiatasemelt. Seetõttu iseloomustavad metalliaatomeid taastavad omadused- elektronide loovutamise võime.

Näide. Naatriumi aatom sisaldab 1 elektroni energiatasemel 3. Sellest kergesti loobudes moodustab naatriumi aatom palju stabiilsema Na + iooni, mille elektronkonfiguratsioon on väärisgaasi neoon Ne. Naatriumioon sisaldab 11 prootonit ja ainult 10 elektroni, seega on iooni kogulaeng -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Näide. Kloori aatom oma välisel energiatasemel sisaldab 7 elektroni. Stabiilse inertse argooni aatomi Ar konfiguratsiooni saamiseks peab kloor saama 1 elektroni. Pärast elektroni lisamist moodustub stabiilne klooriioon, mis koosneb elektronidest. Iooni kogulaeng on -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Märge:

• Ioonide omadused erinevad aatomite omadustest!
• Stabiilsed ioonid võivad tekkida mitte ainult aatomid, aga ka aatomite rühmad. Näiteks: ammooniumioon NH 4 +, sulfaat ioon SO 4 2- jne. Selliste ioonide poolt moodustatud keemilisi sidemeid loetakse samuti ioonseteks;
• Ioonsed sidemed tekivad tavaliselt üksteise vahel metallid Ja mittemetallid(mittemetallirühmad);

Saadud ioonid tõmbavad endasse elektrilise külgetõmbe tõttu: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Teeme visuaalselt kokkuvõtte Erinevused kovalentsete ja ioonsete sidemete vahel:

Metallist ühendus on ühendus, mis moodustub suhteliselt vabad elektronid vahel metalliioonid, moodustades kristallvõre.

Metalli aatomid asuvad tavaliselt välisel energiatasandil üks kuni kolm elektroni. Metalli aatomite raadiused on reeglina suured - seetõttu annavad metalliaatomid erinevalt mittemetallidest üsna kergesti ära oma välised elektronid, s.t. on tugevad redutseerivad ained.

Elektrone loovutades muutuvad metalliaatomid positiivselt laetud ioonid . Eraldunud elektronid on suhteliselt vabad liiguvad positiivselt laetud metalliioonide vahel. Nende osakeste vahel tekib seos, sest jagatud elektronid hoiavad koos kihtidesse paigutatud metallikatione , luues seega üsna tugeva metallist kristallvõre . Sellisel juhul liiguvad elektronid pidevalt kaootiliselt, s.t. Pidevalt ilmuvad uued neutraalsed aatomid ja uued katioonid.

Molekulidevahelised interaktsioonid

Eraldi tasub kaaluda interaktsioone, mis tekivad aine üksikute molekulide vahel - molekulidevahelised interaktsioonid . Molekulidevahelised interaktsioonid on neutraalsete aatomite vahelise interaktsiooni tüüp, milles uusi kovalentseid sidemeid ei teki. Molekulidevahelise vastasmõju jõud avastas Van der Waals 1869. aastal ja sai tema järgi nime Van dar Waalsi väed. Van der Waalsi väed jagunevad orientatsiooni, induktsioon Ja hajutav . Molekulidevaheliste interaktsioonide energia on palju väiksem kui keemiliste sidemete energia.

Orienteerumise tõmbejõud tekivad polaarsete molekulide vahel (dipool-dipool interaktsioon). Need jõud esinevad polaarsete molekulide vahel. Induktiivsed vastasmõjud on interaktsioon polaarse ja mittepolaarse molekuli vahel. Mittepolaarne molekul polariseerub polaarse toime tõttu, mis tekitab täiendava elektrostaatilise külgetõmbe.

Molekulidevahelise interaktsiooni eriliik on vesiniksidemed. - need on molekulidevahelised (või intramolekulaarsed) keemilised sidemed, mis tekivad molekulide vahel, millel on väga polaarsed kovalentsed sidemed - H-F, H-O või H-N. Kui molekulis on sellised sidemed, siis molekulide vahel on neid täiendavad atraktiivsed jõud .

Haridusmehhanism vesinikside on osaliselt elektrostaatiline ja osaliselt doonor-aktseptor. Sel juhul on elektronpaari doonoriks tugevalt elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom ja aktseptoriks nende aatomitega seotud vesinikuaatomid. Vesiniksidemeid iseloomustavad keskenduda ruumis ja küllastus

Vesiniksidemeid saab tähistada punktidega: H ··· O. Mida suurem on vesinikuga ühendatud aatomi elektronegatiivsus ja mida väiksem on selle suurus, seda tugevam on vesinikside. See on tüüpiline peamiselt ühenduste jaoks fluor vesinikuga , samuti hapnik ja vesinik , vähem lämmastik vesinikuga .

Vesiniksidemed tekivad järgmiste ainete vahel:

— vesinikfluoriid HF(gaas, vesinikfluoriidi lahus vees - vesinikfluoriidhape), vesi H2O (aur, jää, vedel vesi):

— ammoniaagi ja orgaaniliste amiinide lahus- ammoniaagi ja vee molekulide vahel;

— orgaanilised ühendid, milles O-H või N-H sidemed: alkoholid, karboksüülhapped, amiinid, aminohapped, fenoolid, aniliin ja selle derivaadid, valgud, süsivesikute lahused - monosahhariidid ja disahhariidid.

Vesinikside mõjutab ainete füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Seega muudab molekulide vaheline lisatõmme ainete keemise keeruliseks. Vesiniksidemetega ainete keemistemperatuur tõuseb ebanormaalselt.

Näiteks Reeglina täheldatakse molekulmassi suurenemisega ainete keemistemperatuuri tõusu. Samas mitmes aines H2O-H2S-H2Se-H2Te me ei tähelda keemispunktide lineaarset muutust.

Nimelt kl vee keemispunkt on ebatavaliselt kõrge - mitte vähem kui -61 o C, nagu sirgjoon meile näitab, aga palju rohkem, +100 o C. Seda anomaaliat seletatakse veemolekulide vaheliste vesiniksidemete olemasoluga. Seetõttu on tavatingimustes (0-20 o C) vesi vedel faasi oleku järgi.

Keemiline side

Kõik interaktsioonid, mis viivad keemiliste osakeste (aatomid, molekulid, ioonid jne) aineteks ühinemiseni, jagunevad keemilisteks sidemeteks ja molekulidevahelisteks sidemeteks (molekulidevahelised vastasmõjud).

Keemilised sidemed- sidemed otse aatomite vahel. Seal on ioonseid, kovalentseid ja metallilisi sidemeid.

Molekulidevahelised sidemed- molekulidevahelised ühendused. Need on vesiniksidemed, ioon-dipool sidemed (selle sideme tekkimise tõttu tekib näiteks ioonide hüdratatsioonikiht), dipool-dipool (selle sideme moodustumise tõttu ühendatakse polaarsete ainete molekulid näiteks vedelas atsetoonis) jne.

Iooniline side- keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise külgetõmbe tõttu. Binaarsetes ühendites (kahe elemendi ühendid) tekib see siis, kui seotud aatomite suurused on üksteisest väga erinevad: mõned aatomid on suured, teised väikesed - see tähendab, et mõned aatomid loovutavad kergesti elektrone, teised aga kalduvad aktsepteerige neid (tavaliselt on need elementide aatomid, mis moodustavad tüüpilisi metalle, ja elementide aatomid, mis moodustavad tüüpilisi mittemetalle); ka selliste aatomite elektronegatiivsus on väga erinev.
Iooniline side on mittesuunaline ega küllastumatu.

Kovalentne side- keemiline side, mis tekib ühise elektronpaari moodustumise tõttu. Sama või sarnase raadiusega väikeste aatomite vahel moodustub kovalentne side. Vajalik tingimus on paaritute elektronide olemasolu mõlemas seotud aatomis (vahetusmehhanism) või üksikpaar ühes aatomis ja vaba orbitaal teises (doonor-aktseptormehhanism):

A)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(üks jagatud elektronpaar; H on monovalentne);
b)		NN	N 2	(kolm jagatud elektronide paari; N on kolmevalentne);
V)		H-F	HF	(üks jagatud elektronpaar; H ja F on monovalentsed);
G)			NH4+	(neli jagatud elektronide paari; N on neljavalentne)

Jagatud elektronpaaride arvu põhjal jagatakse kovalentsed sidemed
• lihtne (üksik)- üks paar elektrone,
• kahekordne- kaks paari elektrone,
• kolmekordne- kolm paari elektrone.

Topelt- ja kolmiksidemeid nimetatakse mitmiksidemeteks.

Vastavalt elektrontiheduse jaotusele seotud aatomite vahel jagatakse kovalentne side mittepolaarne Ja polaarne. Mittepolaarne side moodustub identsete aatomite vahel, polaarne - erinevate aatomite vahel.

Elektronegatiivsus– aines oleva aatomi võime mõõdu järgi meelitada ligi ühiseid elektronpaare.
Polaarsete sidemete elektronpaarid on nihutatud elektronegatiivsemate elementide poole. Elektronpaaride nihkumist ennast nimetatakse sideme polarisatsiooniks. Polarisatsiooni käigus tekkivad osalised (liigsed) laengud on tähistatud + ja -, näiteks: .

Lähtudes elektronpilvede ("orbitaalide") kattuvuse olemusest, jagatakse kovalentne side -sidemeks ja -sidemeks.
-Side tekib elektronipilvede otsesel kattumisel (mööda aatomituumasid ühendavat sirgjoont), -side tekib külgmise kattumise tõttu (mõlemal pool tasandit, milles asuvad aatomituumad).

Kovalentne side on suunatud ja küllastatav, samuti polariseeritav.
Hübridisatsioonimudelit kasutatakse kovalentsete sidemete vastastikuse suuna selgitamiseks ja ennustamiseks.

Aatomiorbitaalide ja elektronpilvede hübridiseerumine- aatomiorbitaalide oletatav joondamine energias ja elektronpilvede kuju, kui aatom moodustab kovalentsed sidemed.
Kolm levinumat hübridisatsiooni tüüpi on: sp-, sp 2 ja sp 3 - hübridiseerimine. Näiteks:
sp-hübridisatsioon - molekulides C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineaarne struktuur);
sp 2-hübridisatsioon - molekulides C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (lame kolmnurkne kuju);
sp 3-hübridisatsioon - molekulides CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraeedriline vorm); NH 3 (püramiidi kuju); H 2 O (nurkne kuju).

Metallist ühendus- keemiline side, mis tekib metallikristalli kõigi seotud aatomite valentselektronide jagamisel. Selle tulemusena tekib kristallist üksik elektronipilv, mis elektripinge mõjul kergesti liigub – siit ka metallide kõrge elektrijuhtivus.
Metalliline side tekib siis, kui seotud aatomid on suured ja kipuvad seetõttu elektrone loobuma. Metallilise sidemega lihtained on metallid (Na, Ba, Al, Cu, Au jt), kompleksained on intermetallilised ühendid (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 jne).
Metallsidemel puudub suunalisus ega küllastus. Säilitatakse ka metallisulamites.

Vesinikside- molekulidevaheline side, mis moodustub suure positiivse osalaenguga vesinikuaatomi poolt suure elektronegatiivse aatomi elektronpaari osalise vastuvõtmise tõttu. See moodustub juhtudel, kui üks molekul sisaldab üksiku elektronpaari ja kõrge elektronegatiivsusega (F, O, N) aatomit, teine ​​aga vesinikuaatomit, mis on seotud ühe sellise aatomiga ülipolaarse sidemega. Molekulidevaheliste vesiniksidemete näited:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Intramolekulaarsed vesiniksidemed eksisteerivad polüpeptiidide, nukleiinhapete, valkude jne molekulides.

Mis tahes sideme tugevuse mõõt on sideme energia.
Suhtlemisenergia- energia, mis on vajalik antud keemilise sideme purustamiseks 1 moolis aines. Mõõtühik on 1 kJ/mol.

Ioonsete ja kovalentsete sidemete energiad on samas suurusjärgus, vesiniksidemete energia suurusjärgu võrra väiksem.

Kovalentse sideme energia oleneb seotud aatomite suurusest (sideme pikkusest) ja sideme paljususest. Mida väiksemad on aatomid ja mida suurem on sidemete kordsus, seda suurem on selle energia.

Ioonse sideme energia sõltub ioonide suurusest ja nende laengutest. Mida väiksemad on ioonid ja mida suurem on nende laeng, seda suurem on sidumisenergia.

Aine struktuur

Struktuuri tüübi järgi jagunevad kõik ained molekulaarne Ja mittemolekulaarne. Orgaanilistest ainetest on ülekaalus molekulaarsed ained, anorgaaniliste ainete hulgas on ülekaalus mittemolekulaarsed ained.

Keemilise sideme tüübi alusel jaotatakse ained kovalentsete sidemetega aineteks, ioonsete sidemetega aineteks (ioonsed ained) ja metallsidemetega aineteks (metallid).

Kovalentsete sidemetega ained võivad olla molekulaarsed või mittemolekulaarsed. See mõjutab oluliselt nende füüsikalisi omadusi.

Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest, mis on omavahel ühendatud nõrkade molekulidevaheliste sidemetega, nende hulka kuuluvad: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ja muud lihtsad ained; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, orgaanilised polümeerid ja paljud teised ained. Need ained ei ole suure tugevusega, neil on madal sulamis- ja keemistemperatuur, nad ei juhi elektrit ning mõned neist lahustuvad vees või muudes lahustites.

Mittemolekulaarsed ained, millel on kovalentsed sidemed või aatomained (teemant, grafiit, Si, SiO 2, SiC jt) moodustavad väga tugevaid kristalle (välja arvatud kihiline grafiit), need ei lahustu vees ja teistes lahustites, on kõrge sulamistemperatuuriga ja keemistemperatuurid, enamik neist ei juhi elektrivoolu (välja arvatud grafiit, mis on elektrit juhtiv, ja pooljuhid - räni, germaanium jne)

Kõik ioonsed ained on loomulikult mittemolekulaarsed. Need on tahked, tulekindlad ained, mille lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu. Paljud neist on vees lahustuvad. Tuleb märkida, et ioonsetes ainetes, mille kristallid koosnevad kompleksioonidest, on ka kovalentseid sidemeid, näiteks: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) jne. Keerulisi ioone moodustavad aatomid on omavahel ühendatud kovalentsete sidemetega.

Metallid (metalliliste sidemetega ained) oma füüsikaliste omaduste poolest väga mitmekesised. Nende hulgas on vedelaid (Hg), väga pehmeid (Na, K) ja väga kõvasid metalle (W, Nb).

Metallidele iseloomulikud füüsikalised omadused on nende kõrge elektrijuhtivus (erinevalt pooljuhtidest väheneb temperatuuri tõustes), kõrge soojusmahtuvus ja plastilisus (puhaste metallide puhul).

Tahkes olekus koosnevad peaaegu kõik ained kristallidest. Sõltuvalt struktuuri tüübist ja keemilise sideme tüübist jagatakse kristallid (“kristallvõred”) aatomi(kovalentsete sidemetega mittemolekulaarsete ainete kristallid), iooniline(ioonsete ainete kristallid), molekulaarne(kovalentsete sidemetega molekulaarsete ainete kristallid) ja metallist(metallilise sidemega ainete kristallid).

Ülesanded ja testid teemal "Teema 10. "Keemiline sidumine. Aine struktuur."

• Keemiliste sidemete tüübid - Aine ehitus hinne 8–9

  Tunnid: 2 Ülesanded: 9 Kontrolltööd: 1

• Ülesanded: 9 kontrolltööd: 1

Pärast selle teema läbitöötamist peaksite mõistma järgmisi mõisteid: keemiline side, molekulidevaheline side, ioonside, kovalentne side, metalliside, vesinikside, lihtside, kaksikside, kolmikside, mitmikside, mittepolaarne side, polaarne side , elektronegatiivsus, sideme polarisatsioon , - ja -side, aatomiorbitaalide hübridisatsioon, sidumisenergia.

Peate teadma ainete klassifikatsiooni struktuuri tüübi, keemilise sideme tüübi järgi, lihtsate ja keerukate ainete omaduste sõltuvust keemilise sideme tüübist ja "kristallvõre" tüübist.

Peate oskama: määrata aine keemilise sideme tüüpi, hübridisatsiooni tüüpi, koostada sidemete moodustumise diagramme, kasutada elektronegatiivsuse mõistet, mitmeid elektronegatiivsusi; teadma, kuidas elektronegatiivsus muutub sama perioodi keemilistes elementides ja ühes rühmas kovalentse sideme polaarsuse määramiseks.

Kui olete veendunud, et kõik vajalik on selgeks õpitud, jätkake ülesannete täitmisega. Soovime teile edu.

Soovitatav lugemine:

• O. S. Gabrieljan, G. G. Lysova. Keemia 11. klass. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Keemia 11. klass. M., Haridus, 2001.