Schema der Bildung von Magnesium und Fluor. Ionische chemische Bindung

Hilfe ist unterwegs, bitte schön.
a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und
Sauerstoff.
1. Natrium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, das I-Außenelektron abzugeben, als das fehlende 7 anzunehmen:

1. Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall.
Für sein Atom ist es einfacher, zwei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als sechs Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben.

1. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Na-Atome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 1 aufnehmen.
2. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium- und Sauerstoffatomen wie folgt geschrieben werden:

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.
I. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, als sieben Elektronen abzugeben:

2. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1, d. h. Damit ein Lithiumatom ein Elektron abgibt und ein Chloratom ein Elektron erhält, müssen Sie sie einzeln aufnehmen.
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Chloratomen wie folgt geschrieben werden:

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Atomen
Magnesium und Fluor.
1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe Metall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

2. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

Antwort auf Frage 5.

Das Element mit der Ordnungszahl 35 ist Brom (Br). Die Kernladung seines Atoms beträgt 35. Ein Bromatom enthält 35 Protonen, 35 Elektronen und 45 Neutronen.

§ 7. Veränderungen in der Zusammensetzung der Atomkerne chemischer Elemente. Isotope

Antwort auf Frage 1.

Die Isotope 40 19 K und 40 18 Ar weisen unterschiedliche Eigenschaften auf, da sie unterschiedliche Kernladungen und unterschiedliche Elektronenzahlen haben.

Antwort auf Frage 2.

Die relative Atommasse von Argon liegt nahe bei 40, weil Im Kern seines Atoms gibt es 18 Protonen und 22 Neutronen, und im Kern des Kaliumatoms gibt es 19 Protonen und 20 Neutronen, sodass seine relative Atommasse nahe bei 39 liegt. Da die Anzahl der Protonen im Kern des Ist das Kaliumatom größer, erscheint es in der Tabelle nach Argon.

Antwort auf Frage 3.

Isotope sind Atomarten desselben Elements, die die gleiche Anzahl an Protonen und Elektronen und eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen haben.

Antwort auf Frage 4.

Chlorisotope haben ähnliche Eigenschaften, weil Die Eigenschaften werden durch die Ladung des Kerns und nicht durch seine relative Masse bestimmt. Selbst wenn sich die relative Atommasse von Chlorisotopen um 1 oder 2 Einheiten ändert, ändert sich die Masse geringfügig, im Gegensatz zu Wasserstoffisotopen, bei denen ein oder zwei Neutronen hinzugefügt werden , die Masse des Kerns ändert sich um das Zwei- oder Dreifache.

Antwort auf Frage 5.

Deuterium (schweres Wasser) – eine Verbindung, bei der 1 Sauerstoffatom an zwei Atome des Wasserstoffisotops 2 1 D gebunden ist, Formel D2 O. Vergleich der Eigenschaften von D2 O und H2 O

Antwort auf Frage 6.

Das Element mit einem großen relativen Wert wird zuerst platziert

Atommasse im Dampf:

Te-I (Tellurjod) 128 Te und 127 I.

Th-Pa (Thorium-Protactinium) 232 90 Th und 231 91 Pa. U-Np (Uran-Neptunium) 238 92 U und 237 93 Np.

§ 8 . Struktur elektronischer Atomhüllen

Antwort auf Frage 1.

a) - Diagramm der Struktur des Aluminiumatoms; b) - Diagramm der Struktur des Phosphoratoms; c) - Diagramm der Struktur des Sauerstoffatoms.

Antwort auf Frage 2.

a) Vergleichen Sie die Struktur von Stickstoff- und Phosphoratomen.

Die Struktur der Elektronenhülle dieser Atome ist ähnlich; beide enthalten auf dem letzten Energieniveau 5 Elektronen. Allerdings hat Stickstoff nur zwei Energieniveaus, während Phosphor drei hat.

b) Vergleichen wir die Struktur von Phosphor- und Schwefelatomen.

Phosphor- und Schwefelatome haben 3 Energieniveaus mit jeweils unvollständigem letzten Energieniveau, aber Phosphor hat 5 Elektronen in seinem letzten Energieniveau und Schwefel hat 6.

Antwort auf Frage 3.

Ein Siliziumatom enthält in seinem Kern 14 Protonen und 14 Neutronen. Die Anzahl der Elektronen um den Kern herum sowie die Anzahl der Protonen sind gleich der Ordnungszahl des Elements. Die Anzahl der Energieniveaus wird durch die Periodenzahl bestimmt und beträgt 3. Die Anzahl der Außenelektronen wird durch die Gruppenzahl bestimmt und beträgt 4.

Antwort auf Frage 4.

Die Anzahl der in einer Periode enthaltenen Elemente ist gleich der maximal möglichen Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau und diese Anzahl wird durch die Formel 2n2 bestimmt, wobei n die Periodennummer ist.

Daher enthält die erste Periode nur 2 Elemente (2 12) und die zweite Periode enthält 8 Elemente (2 22).

Antwort auf Frage 5.

IN Astronomie - Die Rotationsperiode der Erde um ihre Achse beträgt 24 Stunden.

IN Geographie - Wechsel der Jahreszeiten mit einem Zeitraum von 1 Jahr.

IN Physik - Periodische Schwingungen eines Pendels.

IN Biologie – Jede Hefezelle unter optimalen Bedingungen einmal alle 20 Minuten. Anteile.

Antwort auf Frage 6.

Elektronen und die Struktur des Atoms wurden zu Beginn des 20. Jahrhunderts entdeckt, wenig später wurde dieses Gedicht geschrieben, das weitgehend die nukleare oder planetarische Theorie der Struktur des Atoms widerspiegelt, und der Autor gibt auch die Möglichkeit zu, dass dies der Fall ist Auch Elektronen sind komplexe Teilchen, deren Struktur wir einfach noch nicht verstanden haben.

Antwort auf Frage 7.

Die beiden im Lehrbuch enthaltenen Vierzeiler sprechen von V. Bryusovs enormem poetischem Talent und seinem flexiblen Geist, da er alle Errungenschaften der zeitgenössischen Wissenschaft sowie offenbar Aufklärung und Bildung auf diesem Gebiet so leicht verstehen und akzeptieren konnte.

§ 9 . Änderung der Elektronenzahl auf dem äußeren Energieniveau von Atomen chemischer Elemente

Antwort auf Frage 1.

a) Vergleichen wir die Struktur und Eigenschaften von Kohlenstoff- und Siliziumatomen

In Bezug auf den Aufbau der elektronischen Hülle sind diese Elemente ähnlich: Beide haben 4 Elektronen auf dem letzten Energieniveau, aber Kohlenstoff hat 2 Energieniveaus und Silizium hat 3. Denn Ist die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene gleich, dann sind die Eigenschaften dieser Elemente ähnlich, aber der Radius des Siliziumatoms ist größer und weist daher im Vergleich zu Kohlenstoff mehr metallische Eigenschaften auf.

b) Vergleichen wir die Struktur und Eigenschaften von Silizium- und Phosphoratomen:

Silizium- und Phosphoratome haben 3 Energieniveaus und jedes hat ein unvollständiges letztes Niveau, aber Silizium hat 4 Elektronen auf dem letzten Energieniveau und Phosphor hat 5, sodass der Radius des Phosphoratoms kleiner ist und es nichtmetallische Eigenschaften aufweist in größerem Ausmaß als Silizium.

Antwort auf Frage 2.

a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Aluminium und Sauerstoff.

1. Aluminium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe III, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, drei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden aufzunehmen

Al0 – 3e– → Al+ 3

2. Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als sechs Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben.

O0 + 2e– → O− 2

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 6(3 2). Damit Al-Atome 6 aufgeben

Elektronen müssen im Verhältnis 2(6:3) aufgenommen werden, damit die Sauerstoffatome 6 Elektronen aufnehmen können, müssen sie im Verhältnis 3(6:2) aufgenommen werden.

4. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Aluminium- und Sauerstoffatomen wie folgt geschrieben werden:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.

1. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Phosphor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 3 Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 5 Elektronen abzugeben:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3 1). Lithiumatome verschenken

3 Elektronen müssen Sie 3 (3: 1) nehmen, damit Phosphoratome 5 Elektronen aufnehmen können, müssen Sie nur 1 Atom (3: 3) nehmen.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt beschreiben:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Magnesium- und Fluoratomen.

1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden aufzunehmen

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

F0 + 1e– → F− 1

3. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen, es ist gleich 2(2 1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).

4. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Antwort auf Frage 3.

Die typischsten Metalle sind im Periodensystem angeordnet

V am Anfang der Perioden und am Ende der Gruppen, daher ist das typischste Metall Francium (Fr). Typische Nichtmetalle werden lokalisiert

V am Ende der Unterrichtsstunden und am Anfang der Gruppen. Daher ist Fluor (F) das typischste Nichtmetall. (Helium wird nicht angezeigt irgendwelche chemischen Eigenschaften).

Antwort auf Frage 4.

Inerte Gase wurden ebenso wie Metalle Edelgase genannt, da sie in der Natur ausschließlich in freier Form vorkommen und nur sehr schwer chemische Verbindungen bilden.

Antwort auf Frage 5.

Der Ausdruck „Die Straßen der Stadt wurden nachts mit Neon überflutet“ ist chemisch falsch, weil... Neon ist ein inertes, seltenes Gas; es kommt nur sehr wenig davon in der Luft vor. Neon ist jedoch mit Neonlampen und Leuchtstofflampen gefüllt, die häufig zur nächtlichen Beleuchtung von Schildern, Plakaten und Werbung verwendet werden.

§ 10 . Wechselwirkung von Atomen nichtmetallischer Elemente untereinander

Antwort auf Frage 1.

Das elektronische Schema zur Bildung eines zweiatomigen Halogenmoleküls sieht folgendermaßen aus:

a + a→ aa

Eine Strukturformel

Antwort auf Frage 2.

a) Schema der chemischen Bindungsbildung für AlCl3:

Aluminium ist ein Element der Gruppe III. Für sein Atom ist es einfacher, drei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden fünf aufzunehmen.

Al° - 3 e→ Al+3

Chlor ist ein Element der Gruppe VII. Für sein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben.

Сl° + 1 e → Сl–1

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3:1). Damit Aluminiumatome 3 Elektronen abgeben können, müssen sie nur 1 Atom aufnehmen (3:3), damit Chloratome 3 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 3 (3:1) aufnehmen.

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e –

Die Bindung zwischen Metall- und Nichtmetallatomen ist ionischer Natur. b) Schema der chemischen Bindungsbildung für Cl2:

Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII. Seine Atome haben in der äußeren Ebene 7 Elektronen. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen beträgt

Die Bindung zwischen Atomen desselben Elements ist kovalent.

Antwort auf Frage 3.

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben in der äußeren Ebene 6 Elektronen. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen beträgt (8–6)2. In S2-Molekülen sind die Atome durch zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden, es handelt sich also um eine Doppelbindung.

Das Bildungsschema für das S2-Molekül sieht folgendermaßen aus:

Antwort auf Frage 4.

Im S2-Molekül gibt es eine Doppelbindung, im Cl-Molekül eine Einfachbindung und im N2-Molekül eine Dreifachbindung. Daher wird das stärkste Molekül N2, das weniger starke S2 ​​und das noch schwächere Cl2 sein.

Die Bindungslänge ist im N2-Molekül am kürzesten, im S2-Molekül länger und im Cl2-Molekül sogar noch länger.

§ elf . Kovalente polare chemische Bindung

Antwort auf Frage 1.

Da die EO-Werte von Wasserstoff und Phosphor gleich sind, ist die chemische Bindung im PH3-Molekül kovalent unpolar.

Antwort auf Frage 2.

1. a) Im S2-Molekül ist die Bindung kovalent unpolar, weil es wird aus Atomen desselben Elements gebildet. Das Verbindungsbildungsschema sieht wie folgt aus:

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben 6 Elektronen in ihrer äußeren Hülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8 – 6 = 2.

Bezeichnen wir die äußeren Elektronen mit S

b) im K2 O-Molekül ist die Bindung ionisch, weil Es besteht aus Atomen metallischer und nichtmetallischer Elemente.

Kalium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

K0 – 1e– → K+ 1

Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 2 Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um das Level abzuschließen, als 6 Elektronen abzugeben:

O0 + 2e– → O− 2

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2 1). Damit Kaliumatome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, wird nur 1 Atom benötigt:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

c) im H2 S-Molekül ist die Bindung kovalent polar, weil Es besteht aus Atomen von Elementen mit unterschiedlichem EO. Das Verbindungsbildungsschema sieht wie folgt aus:

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben 6 Elektronen in ihrer äußeren Hülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8–6=2.

Wasserstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Seine Atome enthalten 1 Elektron in der Außenhülle. Ein Elektron ist ungepaart (bei einem Wasserstoffatom ist die Zwei-Elektronen-Ebene vollständig). Bezeichnen wir die äußeren Elektronen:

Gemeinsame Elektronenpaare werden zum Schwefelatom verschoben, da dieses elektronegativer ist

H δ+→ S 2 δ−← H δ+

1. a) Im N2-Molekül ist die Bindung kovalent unpolar, weil es wird aus Atomen desselben Elements gebildet. Das Verbindungsbildungsschema ist wie folgt:

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V. Seine Atome haben 5 Elektronen in der Außenhülle. Ungepaarte Elektronen: 8 – 5 = 3.

Bezeichnen wir die äußeren Elektronen: N

N ≡ N

b) im Li3 N-Molekül ist die Bindung ionisch, weil Es besteht aus Atomen metallischer und nichtmetallischer Elemente.

Lithium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, drei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als fünf Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

N0 + 3e– → N− 3

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3 1). Damit Lithiumatome 3 Elektronen abgeben können, werden 3 Atome benötigt, damit Stickstoffatome 3 Elektronen aufnehmen können, ist nur ein Atom nötig:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e–

c) im NCl3-Molekül ist die Bindung kovalent polar, weil Es besteht aus Atomen nichtmetallischer Elemente mit unterschiedlichen EO-Werten. Das Verbindungsbildungsschema ist wie folgt:

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V. Seine Atome haben 5 Elektronen in ihrer Außenhülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8– 5=3.

Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII. Seine Atome enthalten in der Außenhülle 7 Elektronen. Bleibt ungepaart

Fangen Sie die Antwort ein.
a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und
Sauerstoff.
1. Natrium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, das erste äußere Elektron abzugeben, als die fehlenden 7 zu akzeptieren:

2. Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall.
Für sein Atom ist es einfacher, zwei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als sechs Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben.

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Na-Atome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 1 aufnehmen.
4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium- und Sauerstoffatomen wie folgt schreiben:

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.
I. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, als sieben Elektronen abzugeben:

2. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1, d. h. Damit ein Lithiumatom ein Elektron abgibt und ein Chloratom ein Elektron erhält, müssen wir sie einzeln aufnehmen.
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Chloratomen wie folgt geschrieben werden:

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Atomen
Magnesium und Fluor.
1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe Metall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

2. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

Diese Lektion ist der Verallgemeinerung und Systematisierung des Wissens über die Arten chemischer Bindungen gewidmet. Im Unterricht werden Schemata zur Bildung chemischer Bindungen in verschiedenen Stoffen betrachtet. Die Lektion wird dazu beitragen, die Fähigkeit zu stärken, die Art der chemischen Bindung in einem Stoff anhand seiner chemischen Formel zu bestimmen.

Thema: Chemische Bindung. Elektrolytische Dissoziation

Lektion: Schemata zur Bildung von Stoffen mit unterschiedlichen Bindungsarten

Reis. 1. Schema der Bindungsbildung in einem Fluormolekül

Das Fluormolekül besteht aus zwei Atomen desselben nichtmetallischen chemischen Elements mit derselben Elektronegativität. Daher wird in dieser Substanz eine kovalente unpolare Bindung realisiert. Lassen Sie uns ein Diagramm der Bindungsbildung in einem Fluormolekül darstellen. Reis. 1.

Um jedes Fluoratom zeichnen wir mit Punkten sieben Valenzelektronen, also äußere Elektronen. Jedes Atom benötigt ein weiteres Elektron, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Dadurch entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar. Indem wir es durch einen Bindestrich ersetzen, zeigen wir die grafische Formel des Fluormoleküls F-F.

Abschluss:Zwischen Molekülen eines nichtmetallischen chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Bei dieser Art der chemischen Bindung entstehen gemeinsame Elektronenpaare, die beiden Atomen gleichermaßen angehören, das heißt, es kommt zu keiner Verschiebung der Elektronendichte zu einem der Atome des chemischen Elements

Reis. 2. Schema der Bindungsbildung in einem Wassermolekül

Ein Wassermolekül besteht aus Wasserstoff- und Sauerstoffatomen – zwei nichtmetallischen Elementen mit unterschiedlichen relativen Elektronegativitätswerten, daher weist dieser Stoff eine polare kovalente Bindung auf.

Da Sauerstoff ein elektronegativeres Element als Wasserstoff ist, sind die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung Sauerstoff ausgerichtet. An den Wasserstoffatomen entsteht eine Teilladung, am Sauerstoffatom eine teilweise negative Ladung. Indem wir beide gemeinsamen Elektronenpaare durch Striche bzw. Pfeile ersetzen, die die Verschiebung der Elektronendichte anzeigen, schreiben wir die grafische Formel von Wasser auf Abb. 2.

Abschluss:Eine kovalente polare Bindung entsteht zwischen Atomen verschiedener Nichtmetallelemente, also mit unterschiedlichen relativen Elektronegativitätswerten. Bei dieser Bindungsart entstehen gemeinsame Elektronenpaare, die zum elektronegativeren Element hin verschoben werden.

1. Nr. 5,6,7 (S. 145) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. 8. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmann. M.: Aufklärung. 2011, 176 S.: Abb.

2. Geben Sie das Teilchen mit dem größten und kleinsten Radius an: Ar-Atom, Ionen: K +, Ca 2+, Cl -.

3. Nennen Sie drei Kationen und zwei Anionen, die dieselbe Elektronenhülle wie das F - -Ion haben.