Prvi od njih je formiranje jonske veze. (Drugo je obrazovanje, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija. Na primjer, razmotrite elektronsku strukturu atoma natrijuma i klora:
Na 1s 2 2s 2 2 p6 3 s 1 - jedan elektron u vanjskom nivou
Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p 5 — sedam elektrona na vanjskom nivou
Ako atom natrijuma donira svoj jedan 3s elektron atomu hlora, pravilo okteta vrijedi za oba atoma. Atom hlora će imati osam elektrona u vanjskom trećem sloju, a atom natrijuma će također imati osam elektrona u drugom sloju, koji je sada postao vanjski:
Na + 1s 2 2s 2 2 str 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p6 - osam elektrona u vanjskom nivou
Istovremeno, jezgro atoma natrijuma i dalje sadrži 11 protona, ali se ukupan broj elektrona smanjio na 10. To znači da je broj pozitivno nabijenih čestica za jedan veći od broja negativno nabijenih, pa je ukupan broj naboj "atoma" natrijuma je +1.
"Atom" hlora sada sadrži 17 protona i 18 elektrona i ima naboj od -1.
Nabijeni atomi nastali kao rezultat gubitka ili dobitka jednog ili više elektrona nazivaju se joni. Pozitivno nabijeni joni se nazivaju katjoni, a negativno nabijeni se nazivaju anjoni.
Kationi i anioni, koji imaju suprotan naboj, privlače se jedni drugima elektrostatičkim silama. Ovo privlačenje suprotno nabijenih jona naziva se ionsko vezanje.
. Javlja se u spojevi formirani od metala i jednog ili više nemetala.
Sljedeća jedinjenja ispunjavaju ovaj kriterij i jonske su prirode: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Postoji još jedan način predstavljanja jonskih jedinjenja:
U ovim formulama, tačke pokazuju samo elektrone koji se nalaze na vanjskim ljuskama ( valentnih elektrona ). Takve formule nazivaju se Lewisovim formulama u čast američkog hemičara G. N. Lewisa, jednog od osnivača (zajedno sa L. Paulingom) teorije hemijskog vezivanja.
Prijenos elektrona s atoma metala na atom nemetala i stvaranje iona mogući su zbog činjenice da nemetali imaju visoku elektronegativnost, a metali nisku.
Zbog jakog privlačenja jona jedni prema drugima, jonska jedinjenja su uglavnom čvrsta i imaju prilično visoku tačku topljenja.
Jonska veza nastaje prijenosom elektrona s atoma metala na atom nemetala. Nastali ioni se međusobno privlače elektrostatičkim silama.
Sva hemijska jedinjenja nastaju formiranjem hemijske veze. A ovisno o vrsti vezivnih čestica, razlikuje se nekoliko tipova. Najosnovnije- to su kovalentne polarne, kovalentne nepolarne, metalne i jonske. Danas ćemo pričati o jonskom.
U kontaktu sa
Šta su joni
Nastaje između dva atoma - po pravilu, pod uslovom da je razlika u elektronegativnosti između njih veoma velika. Elektronegativnost atoma i jona se procjenjuje prema Polling skali.
Zbog toga je, kako bi se pravilno sagledale karakteristike jedinjenja, uveden koncept ionnosti. Ova karakteristika vam omogućava da odredite koliko posto je određena veza ionska.
Jedinjenje sa najvećom jonskom koncentracijom je cezijum fluorid, u kojem je oko 97%. Karakteristična je jonska veza za supstance formirane od atoma metala koji se nalaze u prvoj i drugoj grupi tabele D.I. Mendeljejev i atomi nemetala u šestoj i sedmoj grupi iste tabele.
Bilješka! Vrijedi napomenuti da ne postoji spoj u kojem je odnos isključivo ionski. Za trenutno otkrivene elemente nemoguće je postići tako veliku razliku u elektronegativnosti da se dobije 100% jonsko jedinjenje. Stoga definicija ionske veze nije sasvim tačna, jer se zapravo razmatraju spojevi s parcijalnom ionskom interakcijom.
Zašto je uveden ovaj termin, ako takav fenomen zaista ne postoji? Činjenica je da je ovaj pristup pomogao da se objasne mnoge nijanse u svojstvima soli, oksida i drugih tvari. Na primjer, zašto su vrlo topljivi u vodi, i njihova rješenja su sposobna da provode električnu energiju. To se ne može objasniti ni sa jedne druge pozicije.
Mehanizam obrazovanja
Formiranje jonske veze moguće je samo ako su ispunjena dva uslova: ako je atom metala koji učestvuje u reakciji u stanju da lako donira elektrone koji su na poslednjem energetskom nivou, a atom nemetala je u stanju da prihvati te elektrone. Atomi metala su inherentno redukcioni agensi, odnosno sposobni su trzaj elektrona.
To je zbog činjenice da na posljednjem energetskom nivou u metalu može biti od jednog do tri elektrona, a radijus same čestice je prilično velik. Stoga je sila interakcije jezgra s elektronima na posljednjem nivou toliko mala da je lako mogu napustiti. Kod nemetala je situacija potpuno drugačija. Oni imaju mali radijus, a broj vlastitih elektrona na posljednjem nivou može biti od tri do sedam.
I interakcija između njih i pozitivnog jezgra je prilično jaka, ali svaki atom teži da završi energetski nivo, tako da atomi nemetala teže da dobiju elektrone koji nedostaju.
A kada se dva atoma sretnu - metalni i nemetalni, dolazi do prijelaza elektrona s atoma metala na atom nemetala i nastaje kemijska interakcija.
Dijagram povezivanja
Slika jasno pokazuje kako se vrši formiranje jonske veze. U početku postoje neutralno nabijeni atomi natrijuma i hlora.
Prvi ima jedan elektron na zadnjem energetskom nivou, drugi ima sedam. Zatim, elektron prelazi sa natrijuma u klor i formira se dva jona. Koje se međusobno kombinuju i formiraju supstancu. Šta je jon? Jon je naelektrisana čestica koja broj protona nije jednak broju elektrona.
Razlike od kovalentnog tipa
Jonska veza, zbog svoje specifičnosti, nema smjer. To je zbog činjenice da je električno polje jona sfera, dok se ravnomjerno smanjuje ili povećava u jednom smjeru, poštujući isti zakon.
Za razliku od kovalentnog, koji nastaje zbog preklapanja elektronskih oblaka.
Druga razlika je u tome kovalentna veza je zasićena. Šta to znači? Broj elektronskih oblaka koji mogu učestvovati u interakciji je ograničen.
A u ionskom, zbog činjenice da električno polje ima sferni oblik, može se kombinirati s neograničenim brojem jona. Dakle, možemo reći da nije zasićena.
Takođe se može okarakterisati sa nekoliko drugih svojstava:
- Energija veze je kvantitativna karakteristika i zavisi od količine energije koja se mora utrošiti da bi se ona prekinula. Zavisi od dva kriterijuma - dužina veze i naboj jona uključeni u njegovo formiranje. Veza je jača što je njena dužina kraća i što su joni koji je formiraju veći naboji.
- Dužina - ovaj kriterijum je već pomenut u prethodnom paragrafu. Zavisi isključivo od radijusa čestica uključenih u formiranje spoja. Poluprečnik atoma se menja na sledeći način: opada u periodu sa povećanjem serijskog broja i raste u grupi.
Supstance sa jonskom vezom
Karakterističan je za značajan broj hemijskih jedinjenja. To je veliki dio svih soli, uključujući i dobro poznatu kuhinjsku sol. Javlja se u svim spojevima gdje postoji direktna kontakt između metala i nemetala. Evo nekoliko primjera tvari s ionskom vezom:
- natrijum i kalijum hlorid,
- cezijum fluorid,
- magnezijum oksid.
Takođe se može pojaviti u kompleksnim jedinjenjima.
Na primjer, magnezijum sulfat.
Evo formule tvari s ionskom i kovalentnom vezom:
Jonska veza će se stvoriti između iona kisika i magnezija, ali sumpora i međusobno su povezani već uz pomoć kovalentne polarne.
Iz čega možemo zaključiti da je ionska veza karakteristična za složena hemijska jedinjenja.
Šta je jonska veza u hemiji
Vrste hemijskih veza - jonske, kovalentne, metalne
Zaključak
Svojstva direktno zavise od uređaja kristalna rešetka. Stoga su sva jedinjenja s jonskom vezom vrlo topljiva u vodi i drugim polarnim otapalima, provode i dielektrici su. U isto vrijeme, prilično su vatrostalni i lomljivi. Svojstva ovih supstanci često se koriste u konstrukciji električnih uređaja.
Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno komunicirati. U ovoj interakciji nastaju složenije čestice.
Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatičkih sila, koje su sile interakcije između električnih naboja. Takav naboj imaju elektroni i atomska jezgra.
Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektronskim nivoima (valentni elektroni), koji su najudaljeniji od jezgra, najslabije su u interakciji s njim i stoga su u stanju da se odvoje od jezgra. Oni su odgovorni za međusobno vezivanje atoma.
Vrste interakcija u hemiji
Tipovi hemijskih veza mogu se predstaviti u sledećoj tabeli:
Karakteristika jonske veze
Hemijska interakcija koja nastaje zbog jonska privlačnost koji imaju različite naboje naziva se jonski. To se događa ako povezani atomi imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide na elektronegativniji element. Rezultat takvog prijelaza elektrona s jednog atoma na drugi je formiranje nabijenih čestica - iona. Između njih postoji privlačnost.
imaju najmanju elektronegativnost tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni se tako formiraju interakcijama između tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Atomi metala postaju pozitivno nabijeni joni (katjoni), donirajući elektrone vanjskim elektronskim nivoima, a nemetali prihvataju elektrone, pretvarajući se u negativno naelektrisan joni (anjoni).
Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektronske konfiguracije.
Jonska veza je neusmjerena i nije zasićena, budući da se elektrostatička interakcija događa u svim smjerovima, odnosno, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.
Raspored jona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih jona. Koncept "molekula" za jonska jedinjenja nema smisla.
Primjeri obrazovanja
Formiranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl uz formiranje odgovarajućih iona:
Na 0 - 1 e \u003d Na + (kation)
Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)
U natrijum hloridu postoji šest hloridnih anjona oko kationa natrijuma i šest natrijumovih jona oko svakog hloridnog jona.
Kada se formira interakcija između atoma u barijum sulfidu, dešavaju se sledeći procesi:
Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+
S 0 + 2 e \u003d S 2-
Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih anjona S 2- i barijevih katjona Ba 2+.
hemijska veza metala
Broj elektrona u vanjskim energetskim nivoima metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgra. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni joni i slobodni elektroni. Ovi elektroni se nazivaju "elektronski gas". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.
Struktura metalne supstance je sljedeća: kristalna rešetka je okosnica tvari, a elektroni se mogu slobodno kretati između njenih čvorova.
Mogu se navesti sljedeći primjeri:
Mg - 2e<->Mg2+
Cs-e<->Cs +
Ca-2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe3+
Kovalentni: polarni i nepolarni
Najčešći tip hemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata u interakciji ne razlikuju se oštro, u vezi s tim dolazi samo do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.
Kovalentna interakcija se može formirati mehanizmom razmjene ili mehanizmom donor-akceptor.
Mehanizam razmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim nivoima, a preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskom elektronskom nivou, a drugi ima slobodnu orbitalu, onda kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se socijalizira i interakcija se odvija prema mehanizmu donor-akceptor.
Kovalentne se po višestrukosti dijele na:
- jednostavan ili pojedinačni;
- duplo;
- trostruko.
Dvostruki obezbeđuju socijalizaciju dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.
Prema raspodjeli elektronske gustine (polariteta) između povezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:
- nepolarni;
- polar.
Nepolarnu vezu formiraju isti atomi, a polarnu vezu je različita elektronegativnost.
Interakcija atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači nijedan atom, već podjednako pripada oba.
Interakcija elemenata koji se razlikuju po elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. Uobičajeni elektronski parovi s ovom vrstom interakcije privlače se elektronegativnijim elementom, ali se ne prenose u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat takvog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: na elektronegativnijem negativno, a na manje elektronegativnom pozitivno.
Svojstva i karakteristike kovalentnosti
Glavne karakteristike kovalentne veze:
- Dužina je određena rastojanjem između jezgara atoma u interakciji.
- Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka na jedan od atoma.
- Orijentacija - svojstvo da se formiraju prostorno orijentisane veze i, shodno tome, molekuli koji imaju određene geometrijske oblike.
- Zasićenost je određena sposobnošću formiranja ograničenog broja veza.
- Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
- Energija potrebna za prekid veze, koja određuje njenu snagu.
Molekuli vodonika (H2), hlora (Cl2), kiseonika (O2), dušika (N2) i mnogi drugi mogu biti primjer kovalentne nepolarne interakcije.
H + H → H-H molekula ima jednu nepolarnu vezu,
O: + :O → O=O molekul ima dvostruko nepolarno,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekul ima trostruki nepolarni.
Kao primjeri mogu se navesti molekule plina ugljičnog dioksida (CO2) i ugljičnog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), hlorovodonične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumporovog oksida (SO2) i mnogih drugih kovalentne veze hemijskih elemenata.
U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polarni, budući da elektronegativniji vodik privlači gustinu elektrona na sebe. Kiseonik ima dva nesparena elektrona na spoljašnjem nivou, dok ugljenik može da obezbedi četiri valentna elektrona za formiranje interakcije. Kao rezultat, nastaju dvostruke veze i molekul izgleda ovako: O=C=O.
Da bi se odredio tip veze u određenom molekulu, dovoljno je razmotriti njegove sastavne atome. Proste tvari metali formiraju metalnu, metali s nemetalima ionsku, jednostavne tvari nemetali formiraju kovalentnu nepolarnu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala nastaju kovalentnom polarnom vezom.
Nazad napred
Pažnja! Pregled slajda je samo u informativne svrhe i možda neće predstavljati puni obim prezentacije. Ako ste zainteresovani za ovaj rad, preuzmite punu verziju.
Ciljevi lekcije:
- Formirati koncept kemijskih veza na primjeru ionske veze. Da se postigne razumijevanje formiranja jonske veze kao ekstremnog slučaja polarne.
- U toku lekcije obezbediti asimilaciju sledećih osnovnih pojmova: joni (kation, anjon), jonska veza.
- Razvijati mentalnu aktivnost učenika kroz stvaranje problemske situacije prilikom proučavanja novog gradiva.
Zadaci:
- naučiti da prepoznaju vrste hemijskih veza;
- ponovite strukturu atoma;
- istražiti mehanizam nastanka jonske hemijske veze;
- naučiti kako se sastavljaju šeme formiranja i elektronske formule jonskih spojeva, jednadžbe reakcija sa oznakom prijelaza elektrona.
Oprema Ključne riječi: računar, projektor, multimedijalni resurs, periodični sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, tabela "Jonska veza".
Vrsta lekcije: Formiranje novih znanja.
Vrsta lekcije: multimedijalna lekcija.
X jedna lekcija
I.Organiziranje vremena.
II . Provjera domaćeg.
Učitelj: Kako atomi mogu poprimiti stabilne elektronske konfiguracije? Koji su načini formiranja kovalentne veze?
Učenik: Polarne i nepolarne kovalentne veze nastaju mehanizmom razmjene. Mehanizam razmjene uključuje slučajeve kada je jedan elektron uključen u formiranje elektronskog para iz svakog atoma. Na primjer, vodonik: (slajd 2)
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para zbog spajanja nesparenih elektrona. Svaki atom ima jedan s-elektron. H atomi su ekvivalentni i parovi podjednako pripadaju oba atoma. Zbog toga dolazi do formiranja zajedničkih elektronskih parova (preklapajućih oblaka p-elektrona) tokom formiranja F 2 molekula. (slajd 3)
H ulaz · znači da atom vodika ima 1 elektron na vanjskom elektronskom sloju. Zapis pokazuje da se na vanjskom elektronskom sloju atoma fluora nalazi 7 elektrona.
Tokom formiranja N 2 molekula. Formiraju se 3 zajednička elektronska para. P-orbitale se preklapaju. (slajd 4)
Veza se naziva nepolarna.
Učitelj: Sada smo razmotrili slučajeve kada se formiraju molekuli jednostavne supstance. Ali oko nas ima mnogo supstanci, složene strukture. Uzmimo molekul vodonik fluorida. Kako se u ovom slučaju odvija formiranje veze?
Student: Kada se formira molekul fluorovodonika, orbitala s-elektrona vodonika i orbitala p-elektrona fluora H-F se preklapaju. (slajd 5)
Vezni elektronski par se pomera na atom fluora, što rezultira formiranjem dipol. Veza naziva se polarnim.
III. Ažuriranje znanja.
Učitelj: Hemijska veza nastaje kao rezultat promjena koje se dešavaju na vanjskim elektronskim omotačima spojnih atoma. To je moguće jer vanjski slojevi elektrona nisu kompletni u elementima osim inertnih plinova. Hemijska veza se objašnjava željom atoma da steknu stabilnu elektronsku konfiguraciju, sličnu konfiguraciji njima "najbližeg" inertnog plina.
Učitelj: Zapišite dijagram elektronske strukture atoma natrijuma (kod table). (slajd 6)
Učenik: Da bi se postigla stabilnost elektronske ljuske, atom natrijuma mora ili odustati od jednog elektrona ili prihvatiti sedam. Natrijum će lako predati svoj elektron daleko od jezgra i slabo vezan za njega.
Učitelj: Napravite dijagram trzaja elektrona.
Na° - 1ē → Na+ = Ne
Učitelj: Zapišite dijagram elektronske strukture atoma fluora (na tabli).
Učitelj: Kako postići završetak popunjavanja elektronskog sloja?
Učenik: Da bi se postigla stabilnost elektronske ljuske, atom fluora mora ili odustati od sedam elektrona ili prihvatiti jedan. Energetski je povoljnije da fluor prihvati elektron.
Učitelj: Napravite šemu za primanje elektrona.
F° + 1ē → F- = Ne
IV. Učenje novog gradiva.
Nastavnik upućuje pitanje razredu u kojem je postavljen zadatak časa:
Postoje li druge opcije u kojima atomi mogu poprimiti stabilne elektronske konfiguracije? Koji su načini formiranja takvih veza?
Danas ćemo razmotriti jednu od vrsta veza - jonske veze. Uporedimo strukturu elektronskih ljuski već imenovanih atoma i inertnih plinova.
Razgovor sa razredom.
Učitelj: Kakav su naboj imali atomi natrijuma i fluora prije reakcije?
Učenik: Atomi natrijuma i fluora su električno neutralni, jer. naboji njihovih jezgara su uravnoteženi elektronima koji se okreću oko jezgra.
Učitelj: Šta se dešava između atoma kada daju i primaju elektrone?
Učenik: Atomi dobijaju naboje.
Nastavnik daje objašnjenja: U formuli jona dodatno se bilježi njegov naboj. Da biste to učinili, koristite superscript. U njemu broj označava iznos naplate (ne pišu jedinicu), a zatim znak (plus ili minus). Na primjer, natrijev ion sa nabojem od +1 ima formulu Na + (čitaj "natrijum plus"), jon fluora sa nabojem od -1 - F - ("fluor minus"), hidroksidni ion sa nabojem od -1 - OH - ("o-pepeo-minus"), karbonatni jon sa nabojem od -2 - CO 3 2- ("tse-o-tri-dva-minus").
U formulama ionskih spojeva prvo zapišite, bez navođenja naboja, pozitivno nabijene ione, a zatim - negativno nabijene. Ako je formula tačna, tada je zbroj naboja svih iona u njoj jednak nuli.
pozitivno nabijenog jona zove kation, i negativno nabijeni ion-anion.
Učitelj: Zapisujemo definiciju u radne sveske:
I on je nabijena čestica u koju se atom pretvara kao rezultat primanja ili davanja elektrona.
Učitelj: Kako odrediti naelektrisanje jona kalcijuma Ca 2+?
Student: Jon je električno nabijena čestica nastala kao rezultat gubitka ili dobitka jednog ili više elektrona od strane atoma. Kalcijum ima dva elektrona na poslednjem elektronskom nivou, jonizacija atoma kalcijuma se dešava kada se dva elektrona daju. Ca 2+ je dvostruko naelektrisani kation.
Učitelj: Šta se dešava sa poluprečnikima ovih jona?
Tokom tranzicije električni neutralni atom u ionsko stanje, veličina čestica se jako mijenja. Atom, odustajući od svojih valentnih elektrona, pretvara se u kompaktniju česticu - kation. Na primjer, tokom prijelaza atoma natrija u kation Na+, koji, kao što je gore navedeno, ima neonsku strukturu, radijus čestice se znatno smanjuje. Radijus anjona je uvijek veći od polumjera odgovarajućeg električno neutralnog atoma.
Učitelj: Šta se dešava sa suprotno naelektrisanim česticama?
Učenik: Suprotno nabijeni joni natrijuma i fluora, koji nastaju prijelazom elektrona sa atoma natrijuma u atom fluora, međusobno se privlače i formiraju natrijum fluorid. (slajd 7)
Na + + F - = NaF
Shema formiranja jona koju smo razmatrali pokazuje kako se formira kemijska veza između atoma natrija i atoma fluora, koja se naziva ionska.
Jonska veza- hemijska veza nastala elektrostatičkim privlačenjem suprotno nabijenih jona jedan prema drugom.
Jedinjenja koja nastaju u ovom slučaju nazivaju se jonska jedinjenja.
V. Konsolidacija novog materijala.
Zadaci za konsolidaciju znanja i vještina
1. Uporedite strukturu elektronske ljuske atoma kalcija i kationa kalcija, atoma klora i kloridnog anjona:
Komentirajte stvaranje jonske veze u kalcijum hloridu:
2. Da biste izvršili ovaj zadatak, morate se podijeliti u grupe od 3-4 osobe. Svaki član grupe razmatra jedan primjer i prezentira rezultate cijeloj grupi.
Odgovor učenika:
1. Kalcijum je element glavne podgrupe II grupe, metal. Njegovom atomu je lakše donirati dva vanjska elektrona nego prihvatiti šest nedostajućih:
2. Hlor je element glavne podgrupe VII grupe, nemetal. Njegovom atomu je lakše da prihvati jedan elektron koji mu nedostaje prije završetka vanjskog nivoa, nego da odustane od sedam elektrona sa vanjskog nivoa:
3. Prvo pronađite najmanji zajednički višekratnik između naboja formiranih jona, on je jednak 2 (2x1). Zatim odredimo koliko atoma kalcija treba uzeti da bi donirali dva elektrona, odnosno jedan atom Ca i dva CI atoma.
4. Šematski, formiranje jonske veze između atoma kalcija i hlora može se zapisati: (slajd 8)
Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2
Zadaci za samokontrolu
1. Na osnovu šeme za nastanak hemijskog jedinjenja sastavite jednačinu za hemijsku reakciju: (slajd 9)
2. Na osnovu šeme za nastanak hemijskog jedinjenja sastaviti jednačinu za hemijsku reakciju: (slajd 10)
3. Data je šema za formiranje hemijskog jedinjenja: (slajd 11)
Odaberite par hemijskih elemenata čiji atomi mogu komunicirati u skladu sa ovom šemom:
A) N / A I O;
b) Li I F;
V) K I O;
G) N / A I F
| Strukturna hemija | |
|---|---|
| hemijska veza: | Aromatičnost | Kovalentna veza | Jonska veza| Metalni spoj | Vodikova veza | Donator-akceptorska veza | Tautomerizam |
| Prikaz strukture: | Funkcionalna grupa | Strukturna formula | Hemijska formula | ligand |
| Elektronska svojstva: | Elektronegativnost | Elektronski afinitet | Energija ionizacije | Dipole | Pravilo okteta |
| Stereohemija: | Asimetrični atom | Izomerizam | Konfiguracija | Chirality | Konformacija |
Wikimedia fondacija. 2010 .
Pogledajte šta je "jonska hemijska veza" u drugim rječnicima:
Veza između atoma u molekulu ili molu. veze, koja nastaje kao rezultat ili prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi, ili socijalizacije elektrona od strane para (ili grupe) atoma. Sile koje vode do X. s. su Kulonove, ali X. s. opisati unutar... Physical Encyclopedia
HEMIJSKA VEZA- interakcija atoma, u kojoj elektroni koji pripadaju dva različita atoma (grupe) postaju zajednički (socijalizirani) za oba atoma (grupe), uzrokujući njihovu kombinaciju u molekule i kristale. Postoje dva glavna tipa X. s.: jonski ... ... Velika politehnička enciklopedija
HEMIJSKA VEZA Mehanizam kojim se atomi spajaju u molekule. Postoji nekoliko tipova takve veze, zasnovane ili na privlačenju suprotnih naelektrisanja, ili na formiranju stabilnih konfiguracija putem razmene elektrona. Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik
hemijska veza- HEMIJSKA VEZA, interakcija atoma, koja uzrokuje njihovo povezivanje u molekule i kristale. Sile koje djeluju tokom formiranja kemijske veze su uglavnom električne prirode. Formiranje hemijske veze je praćeno preuređivanjem ... ... Ilustrovani enciklopedijski rječnik
- ... Wikipedia
Uzajamno privlačenje atoma, što dovodi do stvaranja molekula i kristala. Uobičajeno je reći da se u molekulu ili u kristalu između susjednih atoma nalazi ch. Valencija atoma (o kojoj se detaljnije govori u nastavku) označava broj veza ... Velika sovjetska enciklopedija
hemijska veza- međusobno privlačenje atoma, što dovodi do stvaranja molekula i kristala. Valencija atoma pokazuje broj veza koje formira dati atom sa susjednim. Termin "hemijska struktura" uveo je akademik A. M. Butlerov u ... ... Enciklopedijski rečnik metalurgije
Interakcija atoma, koja određuje njihovu povezanost u molekule i kristale. Ova interakcija dovodi do smanjenja ukupne energije nastale molekule ili kristala u usporedbi s energijom atoma koji nisu u interakciji i temelji se na ... ... Veliki enciklopedijski politehnički rječnik
Kovalentna veza na primjeru molekule metana: potpuni vanjski energetski nivo za vodonik (H) 2 elektrona, a za ugljik (C) 8 elektrona. Veza kovalentne veze formirana oblacima usmjerenih valentnih elektrona. Neutralno ... ... Wikipedia
Hemijsko vezivanje je fenomen interakcije atoma, zbog preklapanja elektronskih oblaka, vezujućih čestica, što je praćeno smanjenjem ukupne energije sistema. Termin "hemijska struktura" prvi je uveo A. M. Butlerov 1861. ... ... Wikipedia
