Ionenbindung zwischen Magnesium und Chlor. Schemata zur Bildung von Stoffen mit unterschiedlichen Bindungsarten. IV. Neues Material lernen

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

1. Sauerstoffelement Hauptuntergruppe der Gruppe VI, Nichtmetalle.
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. Zunächst ermitteln wir 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, 2 zu ergeben äußeres Elektron als die fehlenden 6 zu nehmen:

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, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen.
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 erläutert verschiedene Substanzen. Die Lektion wird dazu beitragen, die Fähigkeit zu festigen, die Art der chemischen Bindung in einem Stoff anhand seiner zu bestimmen chemische Formel.

Thema: Chemische Bindung. Elektrolytische Dissoziation

Lektion: Schemata zur Bildung von Stoffen mit verschiedene Typen Kommunikation

Reis. 1. Schema der Bindungsbildung in einem Fluormolekül

Das Fluormolekül besteht aus zwei Atomen eines nichtmetallisches chemisches Element Bei gleicher Elektronegativität wird in diesem Stoff daher 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. Wir ersetzen es durch einen Bindestrich und stellen es dar grafische Formel Fluormolekül F-F.

Abschluss:Zwischen Molekülen eines nichtmetallischen chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Bei dieser Art der chemischen Bindung kommt es häufig vor Elektronenpaare, welches in gleichermaßen gehören zu beiden Atomen, d. h. zu keinem der Atome des chemischen Elements kommt es zu einer Verschiebung der Elektronendichte

Reis. 2. Schema der Bindungsbildung in einem Wassermolekül

Das Wassermolekül besteht aus Wasserstoff- und Sauerstoffatomen – zwei nichtmetallischen Elementen mit unterschiedliche Bedeutungen relative Elektronegativität, daher gibt es in dieser Substanz eine kovalente polare Bindung.

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 verschoben werden.

1. Nr. 5,6,7 (S. 145) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. 8. Klasse: Lehrbuch für Bildungsinstitutionen: ein Grundniveau von/ 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 -. Begründen Sie Ihre Antwort.

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

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Lernziele:

• Bilden Sie am Beispiel einer Ionenbindung ein Konzept für chemische Bindungen. Gewinnen Sie ein Verständnis für die Bildung von Ionenbindungen letzter Ausweg Polar.
• Stellen Sie während des Unterrichts sicher, dass Sie die folgenden Grundkonzepte beherrschen: Ionen (Kation, Anion), Ionenbindung.
• Entwickeln geistige Aktivität Schüler durch die Schöpfung problematische Situation beim Erlernen neuer Materialien.

Aufgaben:

• lehren, Arten chemischer Bindungen zu erkennen;
• die Struktur eines Atoms wiederholen;
• den Mechanismus der Bildung ionischer chemischer Bindungen erforschen;
• lehren, wie man Bildungspläne erstellt und elektronische Formeln ionische Verbindungen, Reaktionsgleichungen mit Elektronenübergangsnotation.

Ausrüstung: Computer, Projektor, Multimedia-Ressource, Periodensystem chemische Elemente DI. Mendelejew, Tabelle „Ionische Bindung“.

Unterrichtsart: Bildung neuen Wissens.

Unterrichtsart: Multimedialektion.

X Lektion od

ICH.Zeit organisieren.

II . Hausaufgaben überprüfen.

Lehrer: Wie können Atome stabil werden? elektronische Konfigurationen? Welche Möglichkeiten gibt es, eine kovalente Bindung zu bilden?

Student: Polar und unpolar kovalente Bindungen durch einen Austauschmechanismus gebildet. Der Austauschmechanismus umfasst Fälle, in denen ein Elektron von jedem Atom an der Bildung eines Elektronenpaares beteiligt ist. Zum Beispiel Wasserstoff: (Folie 2)

Die Bindung erfolgt durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch Kombination ungepaarter Elektronen. Jedes Atom hat ein Elektron. Die H-Atome sind äquivalent und die Paare gehören gleichermaßen zu beiden Atomen. Daher tritt das gleiche Prinzip auf, wenn während der Bildung des F 2 -Moleküls gemeinsame Elektronenpaare (überlappende p-Elektronenwolken) gebildet werden. (Folie 3)

Rekord H · bedeutet, dass das Wasserstoffatom außen ist elektronische Schicht es gibt 1 Elektron. Die Aufnahme zeigt, dass sich auf der äußeren Elektronenschicht des Fluoratoms 7 Elektronen befinden.

Wenn das N 2 -Molekül entsteht. Es entstehen 3 gemeinsame Elektronenpaare. Die p-Orbitale überlappen. (Folie 4)

Die Bindung wird als unpolar bezeichnet.

Lehrer: Wir haben uns nun die Fälle angesehen, in denen Moleküle entstehen einfache Substanz. Aber es gibt viele Substanzen um uns herum, Komplexe Struktur. Nehmen wir ein Fluorwasserstoffmolekül. Wie entsteht in diesem Fall die Verbindung?

Student: Bei der Bildung eines Fluorwasserstoffmoleküls überlappen sich das Orbital des s-Elektrons von Wasserstoff und das Orbital des p-Elektrons Fluorid H-F. (Folie 5)

Das bindende Elektronenpaar wird zum Fluoratom verschoben, wodurch es zur Bildung kommt Dipol. Verbindung Polar genannt.

III. Wissen aktualisieren.

Lehrer: Eine chemische Bindung entsteht durch Veränderungen, die an den äußeren Elektronenhüllen der verbindenden Atome auftreten. Dies ist möglich, weil die äußeren Elektronenschichten in anderen Elementen als Edelgasen nicht vollständig sind. Die chemische Bindung wird durch den Wunsch der Atome erklärt, eine stabile elektronische Konfiguration anzunehmen, die der Konfiguration des ihnen „nächsten“ Inertgases ähnelt.

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm auf elektronische Struktur Natriumatom (an der Tafel). (Folie 6)

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Natriumatom entweder ein Elektron abgeben oder sieben aufnehmen. Natrium gibt leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm der Elektronenfreisetzung.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm der elektronischen Struktur des Fluoratoms auf (an der Tafel).

Lehrer: Wie vervollständigt man das Füllen der elektronischen Schicht?

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Fluoratom entweder sieben Elektronen abgeben oder eines aufnehmen. Für Fluor ist es energetisch günstiger, ein Elektron aufzunehmen.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm zum Empfang eines Elektrons.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Neues Material lernen.

Der Lehrer stellt der Klasse eine Frage, in der die Unterrichtsaufgabe gestellt wird:

Gibt es andere Möglichkeiten, wie Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen können? Welche Möglichkeiten gibt es, solche Verbindungen herzustellen?

Heute werden wir uns eine Art von Bindung ansehen – eine Ionenbindung. Vergleichen wir den Aufbau der Elektronenhüllen der bereits erwähnten Atome und Edelgase.

Gespräch mit der Klasse.

Lehrer: Welche Ladung hatten die Natrium- und Fluoratome vor der Reaktion?

Student: Die Natrium- und Fluoratome sind elektrisch neutral, weil Die Ladungen ihrer Kerne werden durch die um den Kern rotierenden Elektronen ausgeglichen.

Lehrer: Was passiert zwischen Atomen, wenn sie Elektronen abgeben und aufnehmen?

Student: Atome erhalten Ladungen.

Der Lehrer gibt Erklärungen: In der Formel eines Ions wird zusätzlich seine Ladung angegeben. Dafür verwenden sie hochgestellt. Es gibt die Höhe der Ladung mit einer Zahl (sie schreiben keine) und dann einem Vorzeichen (Plus oder Minus) an. Beispielsweise hat ein Natriumion mit einer Ladung von +1 die Formel Na + (sprich „Natrium-plus“), ein Fluoridion mit einer Ladung von -1 – F – („Fluor-minus“), ein Hydroxidion mit eine Ladung von -1 – OH - („o-Asche-Minus“), ein Carbonation mit einer Ladung -2 – CO 3 2- („tse-o-drei-zwei-minus“).

In den Formeln ionischer Verbindungen werden zunächst positiv geladene Ionen ohne Angabe von Ladungen und dann negativ geladene Ionen geschrieben. Wenn die Formel korrekt ist, ist die Summe der Ladungen aller darin enthaltenen Ionen Null.

Positiv geladenes Ion ein Kation genannt und ein negativ geladenes Ion ist ein Anion.

Lehrer: Wir schreiben die Definition in unsere Arbeitsbücher:

Und er ist ein geladenes Teilchen, in das sich ein Atom durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen verwandelt.

Lehrer: Wie bestimmt man den Ladungswert des Calciumions Ca 2+?

Student: Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen, das durch den Verlust oder die Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen durch ein Atom entsteht. Calcium hat das letzte elektronische Wasserwaage Es gibt zwei Elektronen, die Ionisierung des Calciumatoms erfolgt, wenn zwei Elektronen verloren gehen. Ca 2+ ist ein doppelt geladenes Kation.

Lehrer: Was passiert mit den Radien dieser Ionen?

Während des Übergangs Wenn ein elektrisch neutrales Atom in einen ionischen Zustand überführt wird, ändert sich die Partikelgröße stark. Atom gibt sein Valenzelektronen verwandelt sich in ein kompakteres Teilchen – ein Kation. Wenn sich beispielsweise ein Natriumatom in ein Na+-Kation umwandelt, das, wie oben erwähnt, die Struktur von Neon hat, verringert sich der Radius des Teilchens stark. Der Radius eines Anions ist immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms.

Lehrer: Was passiert mit unterschiedlich geladenen Teilchen?

Student: Gegensätzlich geladene Natrium- und Fluorionen, die durch die Übertragung eines Elektrons von einem Natriumatom auf ein Fluoratom entstehen, werden gegenseitig angezogen und bilden Natriumfluorid. (Folie 7)

Na + + F - = NaF

Das von uns betrachtete Schema der Ionenbildung zeigt, wie a chemische Bindung, was ionisch genannt wird.

Ionenverbindung– eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen zueinander entsteht.

Die dabei entstehenden Verbindungen nennt man ionische Verbindungen.

V. Konsolidierung von neuem Material.

Aufgaben zur Festigung von Wissen und Fähigkeiten

1. Vergleichen Sie den Aufbau der elektronischen Hüllen eines Calciumatoms und eines Calciumkations, eines Chloratoms und eines Chloridanions:

Kommentar zur Bildung ionischer Bindungen in Calciumchlorid:

2. Zur Ausführung dieser Aufgabe Es ist notwendig, sich in Gruppen von 3-4 Personen aufzuteilen. Jedes Gruppenmitglied betrachtet ein Beispiel und präsentiert die Ergebnisse der gesamten Gruppe.

Antwort der Studierenden:

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

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm zur Vervollständigung der äußeren Ebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 2 (2x1). Dann ermitteln wir, wie viele Calciumatome entnommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben, also ein Ca-Atom und zwei CI-Atome.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Calcium- und Chloratomen schreiben: (Folie 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2

Selbstkontrollaufgaben

1. Basierend auf dem Bildungsplan chemische Verbindung schreibe eine Gleichung chemische Reaktion: (Folie 9)

2. Erstellen Sie basierend auf dem Schema zur Bildung einer chemischen Verbindung eine Gleichung für die chemische Reaktion: (Folie 10)

3. Ein Schema zur Bildung einer chemischen Verbindung wird angegeben: (Folie 11)

Wählen Sie ein Paar chemischer Elemente aus, deren Atome nach diesem Schema interagieren können:

A) N / A Und Ö;
B) Li Und F;
V) K Und Ö;
G) N / A Und F

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 auf verschiedene Eigenschaften Weil sie haben unterschiedliche Ladung Kerne und unterschiedliche Mengen Elektronen.

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 haben und andere Nummer Neutronen.

Antwort auf Frage 4.

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

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.

Zuerst gibt es ein Element mit großer Wert relativ

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.

Der Aufbau der Elektronenhülle dieser Atome ist bei beiden letzteren ähnlich Energielevel enthalten 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 jeweils 3 Energieniveaus letztes Level unvollständig, aber Phosphor hat in seinem Endenergieniveau 5 Elektronen 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 ist ebenso wie die Anzahl der Protonen gleich Seriennummer Element. 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 in optimale Bedingungen einmal alle 20 Min. 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 komplexe Teilchen, dessen Struktur wir einfach noch nicht untersucht haben.

Antwort auf Frage 7.

Die beiden im Lehrbuch enthaltenen Vierzeiler sprechen von V. Bryusovs enormem poetischem Talent und flexiblem 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 auf der äußeren Ebene gleich, 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, also ist der Radius des Phosphoratoms kleiner, und das ist er auch in einem größeren Ausmaß zeigt an nichtmetallische Eigenschaften als Silizium.

Antwort auf Frage 2.

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

1. Aluminium – ein Element der Hauptuntergruppe Gruppe III, 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. Zunächst ermitteln wir 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) aufnehmen, damit Phosphoratome 5 Elektronen aufnehmen können, müssen Sie nur 1 Atom (3:3) aufnehmen.

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, das bis zur Vollendung der äußeren Ebene fehlt, 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, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen.

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 von Perioden und am Ende von Gruppen, also am meisten typisches Metall ist 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 und mit vorkommen mit großer Mühe bilden chemische Verbindungen.

Antwort auf Frage 5.

Der Ausdruck „Die Straßen der Stadt wurden nachts mit Neon überflutet“ ist chemisch falsch, denn... Neon ist ein inertes, seltenes Gas; in der Luft kommt nur sehr wenig davon 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 - Element III Gruppen. 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 pro Außenhülle. 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, wird nur ein Atom benötigt:

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 unterschiedliche Bedeutungen EO. 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 7 Elektronen in der Außenhülle. 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 aufzunehmen:

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. Zunächst ermitteln wir 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, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen.
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden: