نوع Pcl5 من الرابطة الكيميائية. اختبار في الكيمياء (الصف الثامن) "تركيب الذرة

"الأنواع الأساسية للرابطة الكيميائية" - الرابطة المعدنية. آليات كسر الرابطة التساهمية. الإلكترونات. Na + Cl. الرابطة الكيميائية الأيونية. الرابطة الكيميائية. قطبية الاتصال. معلمات الرابطة التساهمية. التشبع. رابطة الهيدروجين. آليات تكوين الرابطة التساهمية. خصائص الرابطة التساهمية. أنواع الرابطة التساهمية. تفاعل الذرات في المركبات الكيميائية.

"الرابطة الهيدروجينية" - الرابطة الهيدروجينية. 2) بين جزيئات الأمونيا. عنوان. درجات حرارة عالية. يحدث بين الجزيئات. العوامل التي تدمر رابطة الهيدروجين في جزيء البروتين (عوامل تغيير الطبيعة). 2) بعض الكحوليات والأحماض قابلة للذوبان في الماء بلا حدود. 1) بين جزيئات الماء. الاشعاع الكهرومغناطيسي. الرابطة الهيدروجينية داخل الجزيئية.

"الرابطة الكيميائية المعدنية" - الرابطة المعدنية لها أوجه تشابه مع الرابطة التساهمية. الرابطة الكيميائية المعدنية. معظم البلاستيك والذهب والنحاس والفضة. أفضل الموصلات هي النحاس والفضة. الاختلافات بين الرابطة المعدنية والرابطة الأيونية والتساهمية. الرابطة المعدنية هي رابطة كيميائية بسبب وجود إلكترونات حرة نسبيًا.

"الكيمياء" الرابطة الكيميائية "- المواد ذات الرابطة التساهمية. معلمات الرابطة التساهمية. الرابطة التساهمية. الرابطة الأيونية هي عامل جذب إلكتروستاتيكي بين الأيونات. تشكل المعادن شبكات بلورية معدنية. عدد أزواج الإلكترون المشتركة يساوي عدد الروابط بين ذرتين. الرابطة الكيميائية الهيدروجينية. أنواع الروابط الكيميائية وأنواع المشابك البلورية.

"الرابطة التساهمية" - طرق تكوين الرابطة. أ 3. الرابطة الكيميائية. يوجد في جزيء أكسيد الكبريت (IV) روابط 1) 1b و 1 P 2) 3b و 1 P 3) 4b 4) 2b و 2 P. درجة الأكسدة وتكافؤ العناصر الكيميائية. حالة الأكسدة هي صفر في المركبات: 1) Ca3P2 2) O3 3) P4O6 4) CaO 12. أعلى حالة أكسدة في المركب 1) SO3 2) Al2S3 3) H2S 4) NaHSO3 11.

"الرابطة الكيميائية وأنواعها" - الرابطة القطبية. التفاعل بين الذرات. تعريف المفهوم. عمل التحقق. أنواع الروابط الكيميائية في المواد غير العضوية. الرابطة التساهمية غير القطبية. خصائص أنواع الاتصال. مسار الفوز. اكمل المهمة. الرابطة الأيونية. معلمات خصائص الاتصال. عمل مستقل.

مجموع في الموضوع 23 عروض

61. ما هي الرابطة الكيميائية التي تسمى الرابطة الهيدروجينية؟ أعط ثلاثة أمثلة لمركبات مرتبطة بالهيدروجين. ارسم مخططات الكتلة الخاصة بالمساهمين المحددين. كيف يؤثر تكوين الرابطة الهيدروجينية على خواص المواد (اللزوجة ، نقاط الغليان والانصهار ، درجات حرارة الانصهار والتبخر؟

62. ما هي السندات التي تسمى السندات وأيها السندات p؟ أيهما أقل ديمومة؟ ارسم الصيغ الهيكلية للإيثان C 2 H 6 ، والإيثيلين C 2 H 4 والأسيتيلين C 2 H 2. ضع علامة على السندات s- و p على مخططات كتلة الهيدروكربون.

63. في الجزيئات F 2 و O 2 و H 2 SO 4 و HCl و CO 2 تشير إلى نوع الروابط وعدد الروابط s و p.

64. ما هي قوى التفاعل بين الجزيئات التي تسمى قوى ثنائي القطب (التوجيه) ، وقوى الاستقراء والتشتت؟ اشرح طبيعة هذه القوى. ما هي طبيعة القوى السائدة للتفاعل بين الجزيئات في كل من المواد التالية: H 2 O، HBr، Ar، N 2، NH 3؟

65. أعط مخططين لملء MO أثناء تكوين رابطة متبرع متقبل في أنظمة ذات تجمعات ذرية:

أ) زوج إلكترون - مدار حر (2 + 0) و

ب) زوج الإلكترون - إلكترون (2 + 1).

حدد ترتيب السندات ، وقارن بين طاقات السندات. أي من الروابط المدروسة يشارك في تكوين أيون الأمونيوم؟

66. استنادًا إلى بنية الذرات في الحالات العادية والمثيرة ، حدد التساهمية بين البريليوم والكربون في جزيئات BeCl 2 و (BeCl 2) n و CO و CO 2. ارسم الصيغ الهيكلية للجزيئات.

67. بناءً على أحكام نظرية النطاق للبلورات ، قم بتمييز المعادن والموصلات والعوازل الكهربائية. ما الذي يحدد فجوة النطاق؟ ما هي الشوائب التي يجب إضافتها إلى السيليكون لتحويله إلى:

أ) ن- أشباه الموصلات ؛ ب) ف- أشباه الموصلات؟

68. أعط التكوين الإلكتروني لجزيء NO وفقًا لطريقة MO. كيف تتغير الخصائص المغناطيسية وقوة الرابطة أثناء الانتقال من جزيء NO إلى أيون جزيئي NO؟

69. ما يسمى الرابطة الكيميائية الأيونية؟ ما هي آلية تشكيلها؟ ما هي خصائص الرابطة الأيونية التي تميزها عن الرابطة التساهمية؟ أعط أمثلة للجزيئات ذات الروابط الأيونية النموذجية وحدد نوع الشبكة البلورية. اكتب سلسلة isoelectronic من الزينون.

70. بناءً على بنية الذرات في الحالة الطبيعية والمتحركة ، حدد تكافؤ الليثيوم والبورون في المركبات: Li 2 Cl 2 ، LiF ، - ، BF 3.

71. ما هي الرابطة الكيميائية التي تسمى التنسيق أو متقبل المانح؟ تفكيك هيكل المجمع 2+. حدد المتبرع والمقبول. كيف تفسر طريقة روابط التكافؤ (BC) التركيب الرباعي السطوح لهذا الأيون؟

72. لماذا يوجد جزيء PCl 5 ، ولكن ليس جزيء NCl 5 ، على الرغم من وجود النيتروجين والفوسفور في نفس المجموعة الفرعية VA للنظام الدوري؟ ما نوع الرابطة بين ذرات الفوسفور والكلور؟ حدد نوع التهجين لذرة الفوسفور في جزيء PCl 5.

73 وصف أنواع الهياكل البلورية حسب طبيعة جزيئات المواقع الشبكية. ما هي التركيبات البلورية التي تمتلكها: CO 2 ، CH 3 COOH ، الماس ، الجرافيت ، NaCl ، Zn؟ رتبهم بالترتيب لزيادة طاقات المشابك البلورية. ما هو الإقحام؟

74. أعط أربعة أمثلة للجزيئات والأيونات ذات الروابط غير الموضعية. ارسم الصيغ الهيكلية الخاصة بهم.

75. ما نوع التهجين في جزيئات CCl 4 و H 2 O و NH 3؟ ارسم مخططات للترتيب المتبادل للسحب الهجينة ووضح الزوايا بينها.

76. قدم مخططين لملء MO في تفاعل اثنين من AOs مع المستوطنات:

أ) إلكترون + إلكترون (1 + 1) و

ب) إلكترون + مدار شاغر (1 + 0).

حدد تكافؤ كل ذرة وترتيب الرابطة. ما هو نطاق طاقة الرابطة؟ أي من الروابط المشار إليها في جزيء الهيدروجين H 2 والأيون الجزيئي؟

77. أعط التكوين الإلكتروني لجزيء النيتروجين وفقًا لطريقة MO. إثبات سبب امتلاك جزيء النيتروجين طاقة تفكك عالية.

78. ما هي لحظة ثنائي القطب؟ كيف يتغير في سلسلة من الجزيئات ذات التركيب المتشابه: HCl ، HBr ، HJ؟ ما نوع الرابطة التي يتم إجراؤها بين ذرات الهيدروجين والكلور والبروم واليود في الجزيئات المحددة؟ س- أو روابط p في هذه الجزيئات؟

79. ما هو التكافؤ المداري التهجين؟ ما هي البنية التي تمتلكها جزيئات النوع AB n إذا تم تشكيل الرابطة فيها بسبب sp-، sp 2 -، sp 3 - تهجين مدارات الذرة A؟ أعط أمثلة للجزيئات مع أنواع التهجين المشار إليها. حدد الزوايا بين الروابط.

80. يتم إعطاء أزواج من المواد: أ) H 2 O و CO ؛ ب) Br 2 و CH 4 ؛ ج) CaO و N 2 ؛ د) H 2 و NH 3. أي زوج من المواد يتميز برابطة تساهمية غير قطبية؟ ارسم المخططات الهيكلية للجزيئات المختارة ، وضح أشكال هذه الجزيئات والزوايا بين الروابط.

لحظات ثنائية القطب من الجزيئات

تعتمد طريقة رابطة التكافؤ على فرضية أن كل زوج من الذرات في جسيم كيميائي متماسك معًا بواسطة واحد أو أكثر من أزواج الإلكترونات. تنتمي أزواج الإلكترونات هذه إلى ذرتين مترابطتين ويتم توطينهما في الفراغ بينهما. بسبب جاذبية نوى الذرات المرتبطة بهذه الإلكترونات ، تنشأ رابطة كيميائية.

المدارات الذرية المتداخلة

عند وصف التركيب الإلكتروني لجسيم كيميائي ، يُشار إلى الإلكترونات ، بما في ذلك الإلكترونات الاجتماعية ، على أنها ذرات فردية ويتم وصف حالاتها بواسطة المدارات الذرية. عند حل معادلة شرودنغر ، يتم اختيار دالة الموجة التقريبية بحيث تعطي الحد الأدنى من الطاقة الإلكترونية للنظام ، أي أكبر قيمة لطاقة الربط. يتم تحقيق هذا الشرط مع أكبر تداخل بين المدارات التي تنتمي إلى رابطة واحدة. وهكذا ، فإن زوجًا من الإلكترونات التي تربط ذرتين في منطقة تداخل مداراتها الذرية.

يجب أن يكون للمدارات المتداخلة نفس التناظر حول المحور الداخلي.

يؤدي تداخل المدارات الذرية على طول الخط الذي يربط بين نوى الذرات إلى تكوين روابط σ. رابطة σ واحدة فقط ممكنة بين ذرتين في جسيم كيميائي. جميع روابط σ لها تناظر محوري حول المحور الداخلي. يمكن أن تدور أجزاء من الجسيمات الكيميائية حول المحور الداخلي دون انتهاك درجة تداخل المدارات الذرية التي تشكل روابط σ. تخلق مجموعة من الروابط σ الموجهة والموجهة بشكل مكاني بدقة بنية الجسيم الكيميائي.

مع تداخل إضافي للمدارات الذرية المتعامدة مع خط الرابطة ، تتشكل روابط.

نتيجة لذلك ، تظهر روابط متعددة بين الذرات:

واحد (σ)	مزدوج (σ + π)	ثلاثي (σ + π + π)
F − F.	س = س	لا

مع ظهور رابطة π التي لا تحتوي على تناظر محوري ، يصبح الدوران الحر لشظايا جسيم كيميائي حول الرابطة σ مستحيلًا ، لأنه يجب أن يؤدي إلى تمزق الرابطة π. بالإضافة إلى روابط-و ، يمكن تكوين نوع آخر من السندات - δ-bond:

عادة ، تتشكل هذه الرابطة بعد تكوين روابط σ- و بواسطة الذرات في وجود الذرات د- و Fالمداري بتداخل "بتلاتها" في أربعة أماكن في وقت واحد. نتيجة لذلك ، يمكن أن يزيد تعدد الاتصالات حتى 4-5.
على سبيل المثال ، في octachlorodirenate (III) -ion 2- ، تتشكل أربع روابط بين ذرات الرينيوم.

آليات تكوين الروابط التساهمية

هناك عدة آليات لتشكيل الرابطة التساهمية: تبادل(ما يعادل)، متقبل المانح, dative.

عند استخدام آلية التبادل ، يتم اعتبار تكوين الرابطة نتيجة لاقتران لفات الإلكترونات الحرة للذرات. في هذه الحالة ، يتداخل مداريان ذريان للذرات المجاورة ، كل منهما يشغلها إلكترون واحد. وهكذا ، تخصص كل من الذرات المترابطة أزواجًا من الإلكترونات للتنشئة الاجتماعية ، كما لو كانت تتبادلها. على سبيل المثال ، عندما يتكون جزيء ثلاثي فلوريد البورون من الذرات ، تتداخل ثلاث مدارات ذرية من البورون ، كل منها يحتوي على إلكترون واحد ، مع ثلاثة مدارات ذرية من ثلاث ذرات فلور (كل منها يحتوي أيضًا على إلكترون واحد غير مزدوج). نتيجة لإقران الإلكترونات ، تظهر ثلاثة أزواج من الإلكترونات في المناطق المتداخلة في المدارات الذرية المقابلة ، مما يؤدي إلى ربط الذرات بجزيء.

وفقًا لآلية متلقي المتبرع ، يتداخل مدار به زوج من إلكترونات ذرة واحدة ومدار حر لذرة أخرى. في هذه الحالة ، يظهر زوج من الإلكترونات أيضًا في منطقة التداخل. وفقًا لآلية متلقي المتبرع ، على سبيل المثال ، تحدث إضافة أيون الفلورايد إلى جزيء ثلاثي فلوريد البورون. شاغر ص-بورون المداري (متقبل زوج الإلكترون) في جزيء BF 3 يتداخل مع ص- مداري للأيون F ، والذي يعمل كمانح زوج الإلكترون. في الأيون الناتج ، تكون الروابط التساهمية الأربعة بين البورون والفلور متساوية في الطول والطاقة ، على الرغم من الاختلاف في آلية تكوينها.

الذرات التي يتكون غلافها الإلكتروني الخارجي فقط من س- و صيمكن أن تكون المدرات إما مانحة أو متقبلة لزوج إلكترون. الذرات التي يشمل غلافها الإلكتروني الخارجي ديمكن أن تعمل -orbitals كمانح ومقبول لأزواج الإلكترون. في هذه الحالة ، يتم النظر في آلية dative لتشكيل الرابطة. مثال على ظهور آلية الجر في تكوين الرابطة هو تفاعل ذرتين من الكلور. تشكل ذرتا كلور في جزيء Cl 2 رابطة تساهمية بواسطة آلية التبادل ، وتجمع بينهما 3 ص-الإلكترونات. بالإضافة إلى ذلك ، هناك تداخل 3 ص-الذرة المدارية Cl-1 ، التي يوجد عليها زوج من الإلكترونات ، والشاغرة 3 د- المدارات من ذرة Cl-2 ، وكذلك تتداخل 3 ص-الذرة المدارية Cl-2 ، والتي بها زوج من الإلكترونات ، والشاغرة 3 دمداري ذرة Cl-1. يؤدي عمل آلية الجر إلى زيادة قوة الرابطة. لذلك ، يكون جزيء Cl 2 أقوى من جزيء F 2 ، حيث تتشكل الرابطة التساهمية فقط بواسطة آلية التبادل:

تهجين المدارات الذرية

عند تحديد الشكل الهندسي لجسيم كيميائي ، يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن أزواج الإلكترونات الخارجية للذرة المركزية ، بما في ذلك تلك التي لا تشكل رابطة كيميائية ، توجد في الفضاء بعيدًا عن بعضها البعض قدر الإمكان.

عند التفكير في الروابط الكيميائية التساهمية ، غالبًا ما يتم استخدام مفهوم تهجين مدارات الذرة المركزية - محاذاة طاقتها وشكلها. التهجين هو أسلوب رسمي يستخدم في الوصف الكمي الكيميائي لإعادة ترتيب المدارات في الجسيمات الكيميائية مقارنة بالذرات الحرة. يتمثل جوهر تهجين المدارات الذرية في أن الإلكترون القريب من نواة ذرة مرتبطة لا يتميز بمدار ذري واحد ، ولكن بمزيج من المدارات الذرية لها نفس العدد الكمي الأساسي. يسمى هذا المزيج المداري الهجين (المهجن). كقاعدة عامة ، يؤثر التهجين فقط على المدارات الذرية ذات الطاقة الأعلى والقريبة التي تشغلها الإلكترونات.

نتيجة للتهجين ، تظهر مدارات هجينة جديدة (الشكل 24) ، والتي يتم توجيهها في الفضاء بطريقة تجعل أزواج الإلكترونات (أو الإلكترونات غير المزدوجة) الموجودة عليها بعيدة عن بعضها البعض قدر الإمكان ، والذي يتوافق مع الحد الأدنى من الطاقة للتنافر بين الإلكترونات. لذلك ، يحدد نوع التهجين هندسة الجزيء أو الأيون.

أنواع التهجين

نوع التهجين	شكل هندسي	الزاوية بين الروابط	أمثلة
ص	خطي	180 درجة	BeCl2
ص 2	الثلاثي	120 درجة	BCl 3
ص 3	رباعي السطوح	109.5 درجة	CH 4
ص 3 د	ثلاثي الزوايا ثنائي الهرمية	90 درجة ؛ 120 درجة	PCl 5
ص 3 د 2	ثماني السطوح	90 درجة	SF6

لا يشمل التهجين ربط الإلكترونات فحسب ، بل يشمل أيضًا أزواج الإلكترونات غير المشتركة. على سبيل المثال ، يحتوي جزيء الماء على رابطتين كيميائيتين تساهمية بين ذرة أكسجين واثنين من ذرات الهيدروجين.

بالإضافة إلى زوجين من الإلكترونات الشائعة مع ذرات الهيدروجين ، تحتوي ذرة الأكسجين على زوجين من الإلكترونات الخارجية التي لا تشارك في تكوين الرابطة (أزواج الإلكترون الوحيدة). تشغل أزواج الإلكترونات الأربعة مناطق معينة في الفراغ حول ذرة الأكسجين.
نظرًا لأن الإلكترونات تتنافر ، فإن سحب الإلكترون تكون متباعدة قدر الإمكان. في هذه الحالة ، نتيجة للتهجين ، يتغير شكل المدارات الذرية ، فهي ممدودة وموجهة نحو رؤوس رباعي الوجوه. لذلك ، جزيء الماء له شكل زاوي ، والزاوية بين روابط الأكسجين والهيدروجين هي 104.5 o.

للتنبؤ بنوع التهجين ، فهو مناسب للاستخدام آلية المتبرع المتلقيتكوين الرابطة: المدارات الفارغة لعنصر أقل كهرسلبية ومدارات عنصر أكثر كهرسلبية تتداخل مع أزواج الإلكترونات الموجودة عليها. عند تجميع التكوينات الإلكترونية للذرات ، يتم أخذها في الاعتبار الأكسدةهو رقم شرطي يميز شحنة الذرة في المركب ، محسوبًا على أساس افتراض التركيب الأيوني للمادة.

لتحديد نوع التهجين وشكل الجسيم الكيميائي ، تابع ما يلي:

ابحث عن الذرة المركزية وحدد عدد روابط (وفقًا لعدد الذرات الطرفية) ؛

تحديد حالات أكسدة الذرات في الجسيم ؛

تكوين التكوين الإلكتروني للذرة المركزية في حالة الأكسدة المطلوبة ؛

إذا لزم الأمر ، افعل الشيء نفسه بالنسبة للذرات الطرفية ؛

تصور مخطط توزيع إلكترونات التكافؤ للذرة المركزية في المدارات ، بينما ، على عكس قاعدة هوند ، تتزاوج الإلكترونات قدر الإمكان ؛

لاحظ المدارات المشاركة في تكوين الروابط مع الذرات الطرفية ؛

تحديد نوع التهجين ، مع مراعاة جميع المدارات المشاركة في تكوين الروابط ، وكذلك الإلكترونات غير المشتركة ؛ في حالة عدم وجود مدارات تكافؤ كافية ، يتم استخدام مدارات مستويات الطاقة اللاحقة ؛

يحدد نوع التهجين هندسة الجسيمات الكيميائية.

لا يؤثر وجود روابط على نوع التهجين. ومع ذلك ، فإن وجود روابط إضافية يمكن أن يؤدي إلى تغيير في زوايا الرابطة ، لأن إلكترونات الروابط المتعددة تتنافر بقوة أكبر. لهذا السبب ، على سبيل المثال ، زاوية الرابطة في جزيء NO 2 ( ص 2-التهجين) يزيد من 120 درجة إلى 134 درجة.

تعدد رابطة النيتروجين والأكسجين في هذا الجزيء هو 1.5 ، حيث يقابل المرء رابطة σ واحدة ، و 0.5 يساوي نسبة عدد مدارات ذرة النيتروجين غير المشاركة في التهجين (1) إلى عدد تبقى أزواج الإلكترون النشطة المتبقية في ذرة الأكسجين ، وتشكل روابط (2). وبالتالي ، لوحظ عدم تموضع روابط π (الروابط غير المحددة هي روابط تساهمية ، لا يمكن التعبير عن تعددها كعدد صحيح).

متي ص, ص 2 , ص 3 , ص 3 د 2 تهجين رأس في متعدد الوجوه يصف هندسة جسيم كيميائي متكافئ ، وبالتالي يمكن للروابط المتعددة والأزواج المنفردة من الإلكترونات أن تشغل أيًا منها. لكن ص 3 د- التهجين هو المسؤول مثلث ثنائي الهرمون، حيث تكون زوايا الرابطة للذرات الموجودة عند قاعدة الهرم (المستوى الاستوائي) 120 درجة ، وزوايا الرابطة التي تتضمن الذرات الموجودة في قمم الهرم الثنائي هي 90 درجة. تُظهر التجربة أن أزواج الإلكترونات غير المشتركة توجد دائمًا في المستوى الاستوائي للبيراميد الثلاثي الزوايا. على هذا الأساس ، استنتج أنها تتطلب مساحة خالية أكبر من أزواج الإلكترونات المشاركة في تكوين الرابطة. مثال على جسيم بهذا الترتيب لزوج إلكترون وحيد هو الكبريت رباعي فلوريد (الشكل 27). إذا كانت الذرة المركزية تحتوي في وقت واحد على أزواج وحيدة من الإلكترونات وتشكل روابط متعددة (على سبيل المثال ، في جزيء XeOF 2) ، فعندئذٍ في الحالة ص 3 د- التهجين ، وهي تقع في المستوى الاستوائي للبيبيراميد ثلاثي الزوايا (الشكل 28).

لحظات ثنائية القطب من الجزيئات

توجد الرابطة التساهمية المثالية فقط في الجسيمات التي تتكون من ذرات متطابقة (H 2 ، N 2 ، إلخ). إذا تم تشكيل رابطة بين ذرات مختلفة ، فإن كثافة الإلكترون تنتقل إلى إحدى نوى الذرات ، أي أن الرابطة مستقطبة. تتميز قطبية السندات بعزمها ثنائي القطب.

تساوي العزم ثنائي القطب للجزيء مجموع متجه لحظات ثنائي القطب لروابطه الكيميائية (مع الأخذ في الاعتبار وجود أزواج وحيدة من الإلكترونات). إذا كانت الروابط القطبية موجودة بشكل متماثل في الجزيء ، فإن الشحنات الموجبة والسالبة تعوض بعضها البعض ، ويكون الجزيء ككل غير قطبي. يحدث هذا ، على سبيل المثال ، مع جزيء ثاني أكسيد الكربون. تكون الجزيئات متعددة الذرات ذات الترتيب غير المتماثل للروابط القطبية (وبالتالي كثافة الإلكترون) قطبية بشكل عام. هذا ينطبق بشكل خاص على جزيء الماء.

يمكن أن تتأثر القيمة الناتجة للعزم ثنائي القطب للجزيء بالزوج الوحيد من الإلكترونات. لذلك ، جزيئات NH 3 و NF 3 لها هندسة رباعية السطوح (مع الأخذ في الاعتبار الزوج الوحيد من الإلكترونات). درجات الأيونية للروابط النيتروجينية - الهيدروجينية - النيتروجينية - الفلورية هي 15٪ و 19٪ على التوالي ، وطولها 101 و 137 م على التوالي. بناءً على ذلك ، يمكن للمرء أن يستنتج أن العزم ثنائي القطب NF 3 أكبر. ومع ذلك ، تظهر التجربة عكس ذلك. مع توقع أكثر دقة للعزم ثنائي القطب ، يجب مراعاة اتجاه العزم ثنائي القطب للزوج الوحيد (الشكل 29).

الخيار 1

2) الإشارة إلى رقم الفترة ورقم المجموعة في النظام الدوري للعناصر الكيميائية D.I. منديليف ، حيث يوجد هذا العنصر ؛

حدد موضع الكبريت في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.

اختر من قائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على رابطة تساهمية غير قطبية:PCl 5 , CH 4 , ح 2 , كو 2 , ا 2 , س 8 , SCl 2 , SiH 4 .

2 يا س 2 ، نيو هامبشاير 3 .

اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"

الخيار 2

يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة بعض العناصر الكيميائية.

بناءً على تحليل النموذج المقترح ، قم بتنفيذ المهام التالية:

1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تحتوي ذرته على مثل هذا التركيب الإلكتروني ؛

3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي تنتمي إلى معادن أو غير فلزية.

حدد موضع النيتروجين في النظام الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.

اختر من قائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على رابطة أيونية:ناف, ن 2 ا 5 , ح 2 س, كي, النحاس, لذا 3 , بكالوريوس.

حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخططات تكوينها للمواد: Cl 2 ، MgCl 2 ، NCl 3 .

حدد لكل نظير:

اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"

الخيار 3

يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة بعض العناصر الكيميائية.

بناءً على تحليل النموذج المقترح ، قم بتنفيذ المهام التالية:

1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تحتوي ذرته على مثل هذا التركيب الإلكتروني ؛

2) تشير إلى عدد الفترة وعدد المجموعة في النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، حيث يقع هذا العنصر ؛

3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي تنتمي إلى معادن أو غير فلزية.

حدد موضع الألومنيوم في النظام الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.

اختر من قائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على رابطة قطبية تساهمية:ا 3 , ص 2 ا 5 , ص 4 , ح 2 لذا 4 , CsF, HF, HNO 3 , ح 2 .

حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخططات تكوينها للمواد: H 2 على 2 ، نا 3 س.

حدد لكل نظير:

اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"

الخيار 4

يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة بعض العناصر الكيميائية.

بناءً على تحليل النموذج المقترح ، قم بتنفيذ المهام التالية:

1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تحتوي ذرته على مثل هذا التركيب الإلكتروني ؛

2) تشير إلى عدد الفترة وعدد المجموعة في النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، حيث يقع هذا العنصر ؛

3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي تنتمي إلى معادن أو غير فلزية.

حدد موضع الأكسجين في النظام الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.

3. يتم سرد المواد ذات الروابط الأيونية فقط في السلسلة:

1) و 2 , SSل 4 , كانساس1;

2) نبر ، نا 2 O ، KI ؛

3) SO 2 ، ص 4 ، كاف 2 ;

4) ح 2 S ، Br 2 ، ك 2 س.

4. حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخططات تكوينها للمواد: CaCl 2 يا 2 ، إتش إف.

5. حدد لكل نظير:

اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"

الخيار 5

يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة بعض العناصر الكيميائية.

بناءً على تحليل النموذج المقترح ، قم بتنفيذ المهام التالية:

1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تحتوي ذرته على مثل هذا التركيب الإلكتروني ؛

2) تشير إلى عدد الفترة وعدد المجموعة في النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، حيث يقع هذا العنصر ؛

3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي تنتمي إلى معادن أو غير فلزية.

2. حدد موضع الكربون في النظام الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.

3. في أي سلسلة تحتوي جميع المواد على رابطة قطبية تساهمية؟

1) حمض الهيدروكلوريك ، كلوريد الصوديوم ، Cl 2 ;

2) يا 2 ، ح 2 أوه ، كو 2 ;

3) ح 2 أوه ، نيو هامبشاير 3 ، CH 4 ;

4) نبر ، هبر ، كو.

4. حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخططات تكوينها للمواد: Li 2 يا س 2 ، نيو هامبشاير 3 .

5. حدد لكل نظير: