Den första av dessa är bildandet av jonbindningar. (Den andra är utbildning, som kommer att diskuteras nedan). När en jonbindning bildas förlorar en metallatom elektroner och en icke-metallatom får elektroner. Tänk till exempel på den elektroniska strukturen av natrium- och kloratomer:
Na 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 1 - en elektron i den yttre nivån
Cl 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 2 3 p 5 — sju elektroner i den yttre nivån
Om en natriumatom donerar sin enda 3s-elektron till en kloratom, kommer oktettregeln att vara uppfylld för båda atomerna. Kloratomen kommer att ha åtta elektroner på det yttre tredje lagret, och natriumatomen kommer också att ha åtta elektroner på det andra lagret, som nu har blivit det yttre lagret:
Na+1s2 2s 2 2 sid 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 - åtta elektroner i den yttre nivån
I det här fallet innehåller natriumatomens kärna fortfarande 11 protoner, men det totala antalet elektroner har minskat till 10. Det betyder att antalet positivt laddade partiklar är en mer än antalet negativt laddade, så den totala laddningen av natrium "atomen" är +1.
Klor-"atomen" innehåller nu 17 protoner och 18 elektroner och har en laddning på -1.
Laddade atomer som bildas genom förlust eller förstärkning av en eller flera elektroner kallas joner. Positivt laddade joner kallas katjoner, och negativt laddade kallas anjoner.
Katjoner och anjoner, med motsatta laddningar, attraheras till varandra av elektrostatiska krafter. Denna attraktion av motsatt laddade joner kallas jonbindning.
. Det förekommer i föreningar bildade av en metall och en eller flera icke-metaller.
Följande föreningar uppfyller detta kriterium och är joniska till sin natur: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Det finns ett annat sätt att skildra joniska föreningar:
I dessa formler visar prickar endast elektroner som finns i de yttre skalen ( valenselektroner ). Sådana formler kallas Lewis-formler för att hedra den amerikanske kemisten G. N. Lewis, en av grundarna (tillsammans med L. Pauling) av teorin om kemisk bindning.
Överföringen av elektroner från en metallatom till en icke-metallatom och bildandet av joner är möjlig på grund av det faktum att icke-metaller har hög elektronegativitet och metaller har låg elektronegativitet.
På grund av den starka attraktionen av joner till varandra är joniska föreningar mestadels fasta och har en ganska hög smältpunkt.
En jonbindning bildas genom överföring av elektroner från en metallatom till en icke-metallatom. De resulterande jonerna attraheras till varandra av elektrostatiska krafter.
Alla kemiska föreningar bildas genom bildandet av en kemisk bindning. Och beroende på typen av anslutande partiklar urskiljs flera typer. Det mest grundläggande– dessa är kovalenta polära, kovalenta opolära, metalliska och joniska. Idag kommer vi att prata om joniska.
I kontakt med
Vad är joner
Det bildas mellan två atomer - som regel, förutsatt att skillnaden i elektronegativitet mellan dem är mycket stor. Elektronegativiteten hos atomer och joner bedöms med hjälp av Paulling-skalan.
Därför, för att korrekt överväga egenskaperna hos föreningar, introducerades begreppet jonicitet. Denna egenskap låter dig bestämma hur stor procentandel av en viss bindning som är jonisk.
Föreningen med högst jonicitet är cesiumfluorid, i vilken den är cirka 97 %. Jonbindning är karakteristisk för ämnen som bildas av metallatomer belägna i den första och andra gruppen i D.I.-tabellen. Mendeleev, och atomer av icke-metaller som ligger i den sjätte och sjunde gruppen i samma tabell.
Notera! Det är värt att notera att det inte finns någon förening där förhållandet uteslutande är joniskt. För för närvarande upptäckta grundämnen är det inte möjligt att uppnå en så stor skillnad i elektronegativitet för att få en 100% jonisk förening. Därför är definitionen av en jonbindning inte helt korrekt, eftersom man i verkligheten överväger föreningar med partiell joninteraktion.
Varför introducerades denna term om ett sådant fenomen inte verkligen existerar? Faktum är att detta tillvägagångssätt hjälpte till att förklara många av nyanserna i egenskaperna hos salter, oxider och andra ämnen. Till exempel, varför är de mycket lösliga i vatten, och varför är de det lösningar är kapabla att leda elektrisk ström. Detta kan inte förklaras från något annat perspektiv.
Utbildningsmekanism
Bildandet av en jonbindning är endast möjligt om två villkor är uppfyllda: om metallatomen som deltar i reaktionen lätt kan ge upp elektroner som ligger i den sista energinivån, och den icke-metalliska atomen kan acceptera dessa elektroner. Metallatomer är till sin natur reduktionsmedel, det vill säga de är kapabla till elektrondonation.
Detta beror på det faktum att den sista energinivån i en metall kan innehålla från en till tre elektroner, och själva partikelns radie är ganska stor. Därför är kraften av interaktion mellan kärnan och elektronerna på den sista nivån så liten att de lätt kan lämna den. Situationen med icke-metaller är helt annorlunda. De har liten radie, och antalet egna elektroner på den sista nivån kan vara från tre till sju.
Och interaktionen mellan dem och den positiva kärnan är ganska stark, men vilken atom som helst strävar efter att fullborda energinivån, så icke-metallatomer strävar efter att få de saknade elektronerna.
Och när två atomer - en metall och en icke-metall - möts, överförs elektroner från metallatomen till icke-metallatomen, och en kemisk interaktion bildas.
Kopplingsschema
Figuren visar tydligt hur exakt bildandet av en jonbindning sker. Inledningsvis finns det neutralt laddade natrium- och kloratomer.
Den första har en elektron på den sista energinivån, den andra sju. Därefter överförs en elektron från natrium till klor och bildandet av två joner. Som kombineras med varandra för att bilda ett ämne. Vad är en jon? En jon är en laddad partikel i vilken antalet protoner är inte lika med antalet elektroner.
Skillnader från kovalent typ
På grund av sin specificitet har en jonbindning ingen riktning. Detta beror på det faktum att jonens elektriska fält är en sfär, och det minskar eller ökar i en riktning jämnt, i enlighet med samma lag.
Till skillnad från kovalent, som bildas på grund av överlappning av elektronmoln.
Den andra skillnaden är att kovalent bindning är mättad. Vad betyder det? Antalet elektroniska moln som kan delta i interaktion är begränsat.
Och i den joniska, på grund av att det elektriska fältet har en sfärisk form, kan det anslutas till ett obegränsat antal joner. Det betyder att vi kan säga att den inte är mättad.
Det kan också kännetecknas av flera andra egenskaper:
- Bindningsenergi är en kvantitativ egenskap, och den beror på mängden energi som måste förbrukas för att bryta den. Det beror på två kriterier - bindningslängd och jonladdning engagerad i sin utbildning. Ju starkare bindningen är, desto kortare längd och desto större laddningar av jonerna som bildar den.
- Längd - detta kriterium har redan nämnts i föregående stycke. Det beror enbart på radien för de partiklar som är involverade i bildningen av föreningen. Atomernas radie ändras enligt följande: den minskar under perioden med ökande atomnummer och ökar i gruppen.
Ämnen med jonbindningar
Det är karakteristiskt för ett betydande antal kemiska föreningar. Detta är en stor del av alla salter, inklusive det välkända bordssaltet. Det förekommer i alla sammanhang där det finns en direkt kontakt mellan metall och icke-metall. Här är några exempel på ämnen med jonbindningar:
- natrium- och kaliumklorider,
- cesiumfluorid,
- magnesiumoxid.
Det kan också visa sig i komplexa föreningar.
Till exempel magnesiumsulfat.
Här är formeln för ett ämne med joniska och kovalenta bindningar:
En jonbindning kommer att bildas mellan syre- och magnesiumjoner, men svavel är kopplat till varandra med hjälp av en polär kovalent bindning.
Av vilken vi kan dra slutsatsen att jonbindningar är karakteristiska för komplexa kemiska föreningar.
Vad är en jonbindning i kemi
Typer av kemiska bindningar - joniska, kovalenta, metalliska
Slutsats
Egenskaperna beror direkt på enheten kristallgitter. Därför är alla föreningar med jonbindningar mycket lösliga i vatten och andra polära lösningsmedel, leder och är dielektriska. Samtidigt är de ganska eldfasta och ömtåliga. Egenskaperna hos dessa ämnen används ofta i utformningen av elektriska apparater.
Atomer av de flesta grundämnen existerar inte separat, eftersom de kan interagera med varandra. Denna interaktion ger mer komplexa partiklar.
Naturen hos en kemisk bindning är verkan av elektrostatiska krafter, som är krafterna för interaktion mellan elektriska laddningar. Elektroner och atomkärnor har sådana laddningar.
Elektroner som ligger på de yttre elektroniska nivåerna (valenselektroner), som är längst bort från kärnan, interagerar svagast med den och kan därför bryta sig loss från kärnan. De är ansvariga för att binda atomer till varandra.
Typer av interaktioner inom kemi
Typer av kemiska bindningar kan presenteras i följande tabell:
Egenskaper för jonbindning
Kemisk reaktion som uppstår pga jonattraktion att ha olika laddningar kallas jonisk. Detta händer om atomerna som binds har en signifikant skillnad i elektronegativitet (det vill säga förmågan att attrahera elektroner) och elektronparet går till det mer elektronegativa elementet. Resultatet av denna överföring av elektroner från en atom till en annan är bildningen av laddade partiklar - joner. En attraktion uppstår mellan dem.
De har de lägsta elektronegativitetsindexen typiska metaller, och de största är typiska icke-metaller. Joner bildas alltså genom interaktionen mellan typiska metaller och typiska icke-metaller.
Metallatomer blir positivt laddade joner (katjoner), donerar elektroner till deras yttre elektronnivåer, och icke-metaller tar emot elektroner och förvandlas därmed till negativt laddad joner (anjoner).
Atomer går in i ett mer stabilt energitillstånd och fullbordar sina elektroniska konfigurationer.
Jonbindningen är icke-riktad och icke-mättbar, eftersom den elektrostatiska interaktionen sker i alla riktningar; följaktligen kan jonen attrahera joner med motsatt tecken i alla riktningar.
Arrangemanget av jonerna är sådant att runt varje det finns ett visst antal motsatt laddade joner. Begreppet "molekyl" för joniska föreningar inte vettigt.
Exempel på utbildning
Bildandet av en bindning i natriumklorid (nacl) beror på överföringen av en elektron från Na-atomen till Cl-atomen för att bilda motsvarande joner:
Na 0 - 1 e = Na + (katjon)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anjon)
I natriumklorid finns det sex kloridanjoner runt natriumkatjonerna och sex natriumjoner runt varje kloridjon.
När interaktion bildas mellan atomer i bariumsulfid sker följande processer:
Bao-2e = Ba2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba donerar sina två elektroner till svavel, vilket resulterar i bildandet av svavelanjoner S 2- och bariumkatjoner Ba 2+.
Metall kemisk bindning
Antalet elektroner i metallernas yttre energinivåer är litet, de kan lätt separeras från kärnan. Som ett resultat av denna lösgöring bildas metalljoner och fria elektroner. Dessa elektroner kallas "elektrongas". Elektroner rör sig fritt genom metallens volym och är ständigt bundna och separerade från atomer.
Metallämnets struktur är som följer: kristallgittret är ämnets skelett, och mellan dess noder kan elektroner röra sig fritt.
Följande exempel kan ges:
Mg - 2e<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalent: polär och icke-polär
Den vanligaste typen av kemisk interaktion är en kovalent bindning. Elektronegativitetsvärdena för de element som interagerar skiljer sig inte skarpt, därför sker endast en förskjutning av det gemensamma elektronparet till en mer elektronegativ atom.
Kovalenta interaktioner kan bildas av en utbytesmekanism eller en donator-acceptormekanism.
Utbytesmekanismen realiseras om var och en av atomerna har oparade elektroner på de yttre elektroniska nivåerna och överlappningen av atomära orbitaler leder till uppkomsten av ett elektronpar som redan tillhör båda atomerna. När en av atomerna har ett par elektroner på den yttre elektroniska nivån och den andra har en fri omloppsbana, då när de atomära orbitaler överlappar, delas elektronparet och interagerar enligt donator-acceptor-mekanismen.
Kovalenta delas genom multiplicitet i:
- enkel eller enkel;
- dubbel;
- tredubblar.
Dubbla säkerställer delning av två elektronpar samtidigt, och tredubbla - tre.
Enligt fördelningen av elektrondensitet (polaritet) mellan bundna atomer delas en kovalent bindning in i:
- icke-polär;
- polär.
En opolär bindning bildas av identiska atomer, och en polär bindning bildas av olika elektronegativitet.
Interaktionen mellan atomer med liknande elektronegativitet kallas en opolär bindning. Det gemensamma elektronparet i en sådan molekyl attraheras inte av någon av atomerna, utan tillhör båda.
Interaktionen mellan element som skiljer sig i elektronegativitet leder till bildandet av polära bindningar. I denna typ av interaktion attraheras delade elektronpar till det mer elektronegativa elementet, men överförs inte fullständigt till det (det vill säga bildandet av joner sker inte). Som ett resultat av denna förskjutning i elektrontäthet uppstår partiella laddningar på atomerna: den mer elektronegativa har en negativ laddning och den mindre elektronegativa har en positiv laddning.
Egenskaper och egenskaper hos kovalens
Huvudegenskaper hos en kovalent bindning:
- Längden bestäms av avståndet mellan kärnorna av interagerande atomer.
- Polariteten bestäms av elektronmolnets förskjutning mot en av atomerna.
- Riktningsförmåga är egenskapen att bilda bindningar orienterade i rymden och följaktligen molekyler med vissa geometriska former.
- Mättnad bestäms av förmågan att bilda ett begränsat antal bindningar.
- Polariserbarhet bestäms av förmågan att ändra polaritet under påverkan av ett yttre elektriskt fält.
- Energin som krävs för att bryta en bindning avgör dess styrka.
Ett exempel på en kovalent icke-polär interaktion kan vara molekylerna väte (H2), klor (Cl2), syre (O2), kväve (N2) och många andra.
H· + ·H → H-H-molekylen har en enkel icke-polär bindning,
O: + :O → O=O-molekylen har en dubbel opolär,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekylen är trippel opolär.
Exempel på kovalenta bindningar av kemiska grundämnen inkluderar molekyler av koldioxid (CO2) och kolmonoxid (CO), vätesulfid (H2S), saltsyra (HCL), vatten (H2O), metan (CH4), svaveloxid (SO2) och många andra.
I CO2-molekylen är förhållandet mellan kol- och syreatomer kovalent polärt, eftersom det mer elektronegativa vätet drar till sig elektrontäthet. Syre har två oparade elektroner i sitt yttre skal, medan kol kan ge fyra valenselektroner för att bilda interaktionen. Som ett resultat bildas dubbelbindningar och molekylen ser ut så här: O=C=O.
För att bestämma typen av bindning i en viss molekyl räcker det att överväga dess ingående atomer. Enkla metallämnen bildar en metallisk bindning, metaller med icke-metaller bildar en jonbindning, enkla icke-metalliska ämnen bildar en kovalent opolär bindning och molekyler som består av olika icke-metaller bildas genom en polär kovalent bindning.
Tillbaka framåt
Uppmärksamhet! Förhandsvisningar av bilder är endast i informationssyfte och representerar kanske inte alla funktioner i presentationen. Om du är intresserad av detta arbete, ladda ner den fullständiga versionen.
Lektionens mål:
- Skapa ett koncept av kemiska bindningar med exemplet med en jonbindning. Att uppnå en förståelse för bildandet av jonbindningar som ett extremfall av polära bindningar.
- Se till att under lektionen behärska följande grundläggande begrepp: joner (katjon, anjon), jonbindning.
- Att utveckla elevernas mentala aktivitet genom att skapa en problemsituation när de lär sig nytt material.
Uppgifter:
- lära sig känna igen typer av kemiska bindningar;
- upprepa strukturen av en atom;
- utforska mekanismen för bildandet av joniska kemiska bindningar;
- lära ut hur man gör upp bildningsscheman och elektroniska formler för jonföreningar, reaktionsekvationer med beteckning för elektronövergångar.
Utrustning: dator, projektor, multimediaresurs, periodiska systemet för kemiska grundämnen D.I. Mendeleev, tabell "Jonisk bindning".
Lektionstyp: Bildande av ny kunskap.
Lektionstyp: Multimedialektion.
X lektion od
jag.Att organisera tid.
II . Kollar läxor.
Lärare: Hur kan atomer anta stabila elektroniska konfigurationer? Vilka är sätten att bilda en kovalent bindning?
Student: Polära och opolära kovalenta bindningar bildas av en utbytesmekanism. Utbytesmekanismen inkluderar fall då en elektron från varje atom deltar i bildandet av ett elektronpar. Till exempel väte: (bild 2)
Bindning sker genom bildandet av ett delat elektronpar genom att kombinera oparade elektroner. Varje atom har en elektron. H-atomerna är ekvivalenta och paren hör lika till båda atomerna. Därför uppstår samma princip när vanliga elektronpar bildas (överlappande p-elektronmoln) under bildandet av F 2-molekylen. (bild 3)
Spela in H · betyder att en väteatom har 1 elektron i sitt yttre elektronskikt. Registreringen visar att det finns 7 elektroner på det yttre elektronskiktet av fluoratomen.
När N 2-molekylen bildas. 3 vanliga elektronpar bildas. P-orbitalerna överlappar varandra. (bild 4)
Bindningen kallas icke-polär.
Lärare: Vi har nu tittat på fall då molekyler av en enkel substans bildas. Men runt omkring oss finns det många ämnen med komplexa strukturer. Låt oss ta en vätefluoridmolekyl. Hur uppstår kopplingen i detta fall?
Elev: När en vätefluoridmolekyl bildas överlappar omloppsbanan för s-elektronen av väte och omloppsbanan för p-elektronen för fluor H-F. (bild 5)
Det bindande elektronparet förskjuts till fluoratomen, vilket resulterar i bildningen dipol. Förbindelse kallas polär.
III. Uppdaterar kunskap.
Lärare: En kemisk bindning uppstår som ett resultat av förändringar som sker med de yttre elektronskalen hos de anslutande atomerna. Detta är möjligt eftersom de yttre elektronlagren inte är kompletta i andra element än ädelgaser. Den kemiska bindningen förklaras av atomernas önskan att få en stabil elektronisk konfiguration som liknar konfigurationen av den "närmast" inerta gasen till dem.
Lärare: Skriv ner diagrammet över natriumatomens elektroniska struktur (på tavlan). (bild 6)
Elev: För att uppnå stabilitet hos elektronskalet måste natriumatomen antingen ge upp en elektron eller acceptera sju. Natrium kommer lätt att ge upp sin elektron, som är långt från kärnan och svagt bunden till den.
Lärare: Gör ett diagram över elektronfrisättning.
Na° - 1° → Na+ = Ne
Lärare: Skriv ner diagrammet över fluoratomens elektroniska struktur (på tavlan).
Lärare: Hur slutför man fyllningen av det elektroniska lagret?
Elev: För att uppnå stabilitet hos elektronskalet måste fluoratomen antingen ge upp sju elektroner eller acceptera en. Det är energimässigt mer gynnsamt för fluor att acceptera en elektron.
Lärare: Gör ett diagram för att ta emot en elektron.
F° + 1ē → F- = Ne
IV. Att lära sig nytt material.
Läraren ställer en fråga till klassen där lektionens uppgift är satt:
Finns det andra möjliga sätt på vilka atomer kan anta stabila elektroniska konfigurationer? Vilka är sätten att skapa sådana kopplingar?
Idag ska vi titta på en typ av bindning - en jonbindning. Låt oss jämföra strukturen hos elektronskalen hos de redan nämnda atomerna och inerta gaserna.
Samtal med klassen.
Lärare: Vilken laddning hade natrium- och fluoratomerna före reaktionen?
Elev: Natrium- och fluoratomerna är elektriskt neutrala, eftersom laddningarna i deras kärnor balanseras av elektronerna som roterar runt kärnan.
Lärare: Vad händer mellan atomer när de ger och tar elektroner?
Elev: Atomer får laddningar.
Läraren ger förklaringar: I formeln för en jon är dess laddning dessutom nedskriven. För att göra detta, använd upphöjd skrift. Det indikerar laddningsbeloppet med ett nummer (de skriver inte en), och sedan ett tecken (plus eller minus). Till exempel har en natriumjon med en laddning på +1 formeln Na + (läs "natrium-plus"), en fluoridjon med en laddning på -1 - F - ("fluor-minus"), en hydroxidjon med en laddning av -1 – OH - (" o-aska-minus"), en karbonatjon med en laddning -2 - CO 3 2- ("tse-o-tre-två-minus").
I formlerna för joniska föreningar skrivs positivt laddade joner först, utan att ange laddningar, och sedan negativt laddade. Om formeln är korrekt är summan av laddningarna av alla joner i den noll.
Positivt laddad jon kallas en katjon, och en negativt laddad jon är en anjon.
Lärare: Vi skriver ner definitionen i våra arbetsböcker:
Och hanär en laddad partikel som en atom omvandlas till som ett resultat av att ta emot eller förlora elektroner.
Lärare: Hur bestämmer man laddningsvärdet för kalciumjonen Ca 2+?
Elev: En jon är en elektriskt laddad partikel som bildas till följd av att en atom förlorar eller vinner en eller flera elektroner. Kalcium har två elektroner i sin sista elektronnivå; jonisering av en kalciumatom sker när två elektroner går förlorade. Ca 2+ är en dubbelladdad katjon.
Lärare: Vad händer med radierna för dessa joner?
Under övergången När en elektriskt neutral atom omvandlas till ett joniskt tillstånd ändras partikelstorleken kraftigt. Atomen, som ger upp sina valenselektroner, förvandlas till en mer kompakt partikel - en katjon. Till exempel, när en natriumatom omvandlas till en Na+-katjon, som, som indikerat ovan, har strukturen av neon, minskar partikelns radie kraftigt. Radien för en anjon är alltid större än radien för motsvarande elektriskt neutrala atom.
Lärare: Vad händer med olika laddade partiklar?
Elev: Motsatt laddade natrium- och fluorjoner, till följd av överföringen av en elektron från en natriumatom till en fluoratom, attraheras ömsesidigt och bildar natriumfluorid. (bild 7)
Na++F- = NaF
Schemat för bildandet av joner som vi har övervägt visar hur en kemisk bindning bildas mellan en natriumatom och en fluoratom, vilket kallas en jonbindning.
Jonbindning– en kemisk bindning som bildas av den elektrostatiska attraktionen av motsatt laddade joner till varandra.
De föreningar som bildas i detta fall kallas joniska föreningar.
V. Konsolidering av nytt material.
Uppdrag för att konsolidera kunskaper och färdigheter
1. Jämför strukturen för de elektroniska skalen av en kalciumatom och en kalciumkatjon, en kloratom och en kloridanjon:
Kommentar om bildandet av jonbindningar i kalciumklorid:
2. För att slutföra denna uppgift måste du dela upp i grupper om 3-4 personer. Varje gruppmedlem tar ett exempel och presenterar resultatet för hela gruppen.
Elevens svar:
1. Kalcium är ett grundämne i huvudundergruppen av grupp II, en metall. Det är lättare för dess atom att ge bort två yttre elektroner än att acceptera de saknade sex:
2. Klor är ett element i huvudundergruppen i grupp VII, en icke-metall. Det är lättare för dess atom att acceptera en elektron, som den saknar för att fullborda den yttre nivån, än att ge bort sju elektroner från den yttre nivån:
3. Låt oss först hitta den minsta gemensamma multipeln mellan laddningarna för de resulterande jonerna, den är lika med 2 (2x1). Sedan bestämmer vi hur många kalciumatomer som behöver tas så att de ger upp två elektroner, det vill säga vi behöver ta en Ca-atom och två CI-atomer.
4. Schematiskt kan bildandet av en jonbindning mellan kalcium- och kloratomer skrivas: (bild 8)
Ca 2+ + 2CI - → CaCl 2
Självkontrolluppgifter
1. Baserat på schemat för bildandet av en kemisk förening, skapa en ekvation för den kemiska reaktionen: (bild 9)
2. Baserat på schemat för bildandet av en kemisk förening, skapa en ekvation för den kemiska reaktionen: (bild 10)
3. Ett schema för bildandet av en kemisk förening ges: (bild 11)
Välj ett par kemiska grundämnen vars atomer kan interagera i enlighet med detta schema:
A) Na Och O;
b) Li Och F;
V) K Och O;
G) Na Och F
| Strukturkemi | |
|---|---|
| Kemisk bindning: | Aromaticitet | Kovalent bindning | Jonbindning| Metallanslutning | Vätebindning | Donator-acceptor obligation | Tautomerism |
| Strukturdisplay: | Funktionsgrupp | Strukturformel | Kemisk formel | Ligand |
| Elektroniska egenskaper: | Elektronegativitet | Elektronaffinitet | Joniseringsenergi | Dipol | Oktettregel |
| Stereokemi: | Asymmetrisk atom | Isomerism | Konfiguration | Chiralitet | Gestaltning |
Wikimedia Foundation. 2010.
Se vad "jonisk kemisk bindning" är i andra ordböcker:
Bindningen mellan atomer i en molekyl eller mol. anslutning, som uppstår som ett resultat av antingen överföringen av elen från en atom till en annan, eller delning av elener av ett par (eller grupp) av atomer. De krafter som leder till X. s. är Coulomb, dock X. s. beskriv inom... Fysisk uppslagsverk
KEMISK BINDNING- växelverkan mellan atomer, där elektroner som tillhör två olika atomer (grupper) blir gemensamma (socialiserade) för båda atomerna (grupperna), vilket gör att de kombineras till molekyler och kristaller. Det finns två huvudtyper av X. s.: joniska... ... Big Polytechnic Encyclopedia
KEMISK BINDNING, mekanismen genom vilken atomer förenas för att bilda molekyler. Det finns flera typer av sådana bindningar, baserade antingen på attraktionen av motsatta laddningar, eller på bildandet av stabila konfigurationer genom utbyte av elektroner... ... Vetenskaplig och teknisk encyklopedisk ordbok
Kemisk bindning- KEMISK BINDNING, växelverkan mellan atomer, som orsakar deras kombination till molekyler och kristaller. De krafter som verkar under bildandet av en kemisk bindning är huvudsakligen elektriska till sin natur. Bildandet av en kemisk bindning åtföljs av en omstrukturering... ... Illustrerad encyklopedisk ordbok
- ... Wikipedia
Den ömsesidiga attraktionen av atomer, vilket leder till bildandet av molekyler och kristaller. Det är vanligt att säga att det i en molekyl eller i en kristall finns kemiska strukturer mellan angränsande atomer. Valensen av en atom (som diskuteras mer i detalj nedan) visar antalet bindningar... Stora sovjetiska encyklopedien
kemisk bindning- ömsesidig attraktion av atomer, vilket leder till bildandet av molekyler och kristaller. Valensen av en atom visar antalet bindningar som bildas av en given atom med närliggande. Termen "kemisk struktur" introducerades av akademiker A. M. Butlerov i... ... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy
Samspelet mellan atomer, vilket gör att de kombineras till molekyler och kristaller. Denna interaktion leder till en minskning av den totala energin för den resulterande molekylen eller kristallen jämfört med energin hos icke-interagerande atomer och är baserad på... ... Big Encyclopedic Polytechnic Dictionary
Kovalent bindning med exemplet med en metanmolekyl: fullständig yttre energinivå: väte (H) har 2 elektroner och kol (C) har 8 elektroner. Kovalent bindning är en bindning som bildas av riktade valenselektronmoln. Neutral... ... Wikipedia
Kemisk bindning är ett fenomen av interaktion mellan atomer orsakat av överlappning av elektronmoln av bindande partiklar, vilket åtföljs av en minskning av systemets totala energi. Termen "kemisk struktur" introducerades först av A. M. Butlerov 1861... ... Wikipedia
