Pcl5 type chemische binding. Test in de chemie (graad 8) "Structuur van het atoom
"Basistypen chemische binding" - Metaalbinding. Mechanismen voor het verbreken van een covalente binding. elektronen. Na+Cl. Ionische chemische binding. Chemische binding. Communicatie polariteit. Covalente binding parameters. verzadigbaarheid. Waterstofbinding. Mechanismen voor de vorming van een covalente binding. Eigenschappen van een covalente binding. Soorten covalente bindingen. Interactie van atomen in chemische verbindingen.
"Waterstofbinding" - Waterstofbinding. 2) tussen ammoniakmoleculen. Onderwerp. Hoge temperaturen. Komt voor tussen moleculen. Factoren die de waterstofbinding in een eiwitmolecuul vernietigen (denaturerende factoren). 2) sommige alcoholen en zuren zijn oneindig oplosbaar in water. 1) tussen watermoleculen. Electromagnetische straling. Intramoleculaire waterstofbrug.
"Metal chemische binding" - Een metalen binding heeft overeenkomsten met een covalente binding. Metaal chemische binding. Het meest plastic goud, koper, zilver. De beste geleiders zijn koper en zilver. Verschillen tussen een metaalbinding en een ionische en covalente binding. Een metaalbinding is een chemische binding vanwege de aanwezigheid van relatief vrije elektronen.
"Chemie "Chemische binding"" - Stoffen met een covalente binding. Covalente binding parameters. covalente binding. Een ionbinding is een elektrostatische aantrekking tussen ionen. Metalen vormen metalen kristalroosters. Het aantal gedeelde elektronenparen is gelijk aan het aantal bindingen tussen twee atomen. Waterstof chemische binding. Soorten chemische bindingen en soorten kristalroosters.
"Covalente binding" - Manieren om een binding te vormen. A 3. Chemische binding. In het molecuul zwaveloxide (IV) zijn er bindingen 1) 1b en 1 P 2) 3b en 1 P 3) 4b 4) 2b en 2 P. De mate van oxidatie en valentie van chemische elementen. De oxidatietoestand is nul in de verbindingen: 1) Ca3P2 2) O3 3) P4O6 4) CaO 12. De hoogste oxidatietoestand is in de verbinding 1) SO3 2) Al2S3 3) H2S 4) NaHSO3 11.
"Chemische binding en zijn typen" - Polaire binding. Interactie tussen atomen. Conceptdefinitie. Verificatie werk. Soorten chemische bindingen in anorganische stoffen. Covalente niet-polaire binding. Kenmerken van communicatietypes. Winnende weg. Voltooi de taak. Ionbinding. Communicatie kenmerken parameters. Onafhankelijk werk.
Totaal in het onderwerp 23 presentaties
61. Welke chemische binding wordt een waterstofbinding genoemd? Geef drie voorbeelden van waterstofgebonden verbindingen. Teken de blokschema's van de gegeven medewerkers. Hoe beïnvloedt de vorming van een waterstofbrug de eigenschappen van stoffen (viscositeit, kook- en smeltpunten, smeltwarmte en verdamping?
62. Welke binding wordt een s-binding genoemd en welke is een p-binding? Welke is minder duurzaam? Teken de structuurformules van ethaan C 2 H 6 , ethyleen C 2 H 4 en acetyleen C 2 H 2 . Markeer de s- en p-bindingen op de koolwaterstofblokdiagrammen.
63. In de moleculen geven F 2 , O 2 , H 2 SO 4 , HCl, CO 2 het type bindingen aan, het aantal s- en p-bindingen.
64. Welke krachten van intermoleculaire interactie worden dipool-dipool (oriëntatie), inductie- en dispersiekrachten genoemd? Leg de aard van deze krachten uit. Wat is de aard van de heersende krachten van intermoleculaire interactie in elk van de volgende stoffen: H 2 O, HBr, Ar, N 2, NH 3?
65. Geef twee schema's voor MO-vulling tijdens de vorming van een donor-acceptorbinding in systemen met atomaire populaties:
a) een elektronenpaar - een vrije orbitaal (2 + 0) en
b) elektronenpaar - elektron (2 + 1).
Bepaal de bindingsvolgorde, vergelijk de bindingsenergieën. Welke van de beschouwde bindingen is betrokken bij de vorming van het ammoniumion +?
66. Bepaal op basis van de structuur van atomen in de normale en aangeslagen toestand de covalentie van beryllium en koolstof in BeCl 2 , (BeCl 2) n , CO en CO 2 -moleculen. Teken de structuurformules van moleculen.
67. Op basis van de bepalingen van de bandtheorie van kristallen, karakteriseren metalen, geleiders en diëlektrica. Wat bepaalt de bandgap? Welke onzuiverheden moeten aan silicium worden toegevoegd om het om te zetten in:
a) n-halfgeleider; b) p-halfgeleider?
68. Geef de elektronische configuratie van het NO-molecuul volgens de MO-methode. Hoe veranderen de magnetische eigenschappen en bindingssterkte tijdens de overgang van het NO-molecuul naar het NO+-moleculaire ion?
69. Welke chemische binding wordt ionisch genoemd? Wat is het mechanisme van zijn vorming? Welke eigenschappen van een ionische binding onderscheiden deze van een covalente binding? Geef voorbeelden van moleculen met typisch ionische bindingen en geef het type kristalrooster aan. Schrijf de iso-elektronische reeks van xenon.
70. Bepaal op basis van de structuur van atomen in de normale en aangeslagen toestand de covalentie van lithium en boor in de verbindingen: Li 2 Cl 2, LiF, -, BF 3.
71. Welke chemische binding wordt coördinatie of donor-acceptor genoemd? Demonteer de structuur van het complex 2+. Geef de donor en acceptor op. Hoe verklaart de methode van valentiebindingen (BC) de tetraëdrische structuur van dit ion?
72. Waarom bestaat het PCl 5 molecuul wel, maar niet het NCl 5 molecuul, hoewel stikstof en fosfor in dezelfde subgroep VA van het periodiek systeem zitten? Wat voor soort binding is er tussen fosfor- en chlooratomen? Specificeer het type hybridisatie van het fosforatoom in het PCl 5-molecuul.
73 Karakteriseer de soorten kristalstructuren volgens de aard van deeltjes van roosterplaatsen. Welke kristalstructuren hebben: CO 2, CH 3 COOH, diamant, grafiet, NaCl, Zn? Rangschik ze in volgorde van toenemende energieën van kristalroosters. Wat is intercalatie?
74. Geef vier voorbeelden van moleculen en ionen met gedelokaliseerde bindingen. Teken hun structuurformules.
75. Welk type hybridisatie in CCl 4 , H 2 O, NH 3 moleculen? Teken diagrammen van de onderlinge rangschikking van hybride wolken en geef de hoeken ertussen aan.
76. Geef twee schema's voor het invullen van de MO in de interactie van twee AO's met nederzettingen:
a) elektron + elektron (1+1) en
b) elektron + lege orbitaal (1+0).
Bepaal de covalentie van elk atoom en de bindingsvolgorde. Wat is het bereik van bindingsenergie? Welke van de aangegeven bindingen in het waterstofmolecuul H 2 en het moleculaire ion?
77. Geef de elektronische configuratie van het stikstofmolecuul volgens de MO-methode. Bewijs waarom het stikstofmolecuul een hoge dissociatie-energie heeft.
78. Wat is een dipoolmoment? Hoe verandert het in een reeks gelijkaardige geconstrueerde moleculen: HCl, HBr, HJ? Welk type binding wordt uitgevoerd tussen de atomen waterstof, chloor, broom en jodium in de gegeven moleculen? s- of p-bindingen in deze moleculen?
79. Wat is valentie-orbitale hybridisatie? Welke structuur hebben moleculen van het type AB n als de binding daarin wordt gevormd door sp-, sp 2 -, sp 3 - hybridisatie van de orbitalen van het atoom A? Geef voorbeelden van moleculen met de aangegeven soorten hybridisatie. Geef de hoeken tussen de koppelingen op.
80. Er worden paren van stoffen gegeven: a) H 2 O en CO; b) Br2 en CH4; c) CaO en N2; d) H2 en NH3. Welk paar stoffen wordt gekenmerkt door een covalente niet-polaire binding? Teken de structuurdiagrammen van de geselecteerde moleculen, geef de vormen van deze moleculen en de hoeken tussen de bindingen aan.
Dipoolmomenten van moleculen
De valentiebindingsmethode is gebaseerd op het uitgangspunt dat elk paar atomen in een chemisch deeltje bij elkaar wordt gehouden door een of meer elektronenparen. Deze elektronenparen behoren tot twee gebonden atomen en zijn gelokaliseerd in de ruimte ertussen. Door de aantrekking van de kernen van de gebonden atomen tot deze elektronen ontstaat een chemische binding.
Overlappende atomaire orbitalen
Bij het beschrijven van de elektronische structuur van een chemisch deeltje, worden elektronen, inclusief gesocialiseerde, individuele atomen genoemd en hun toestanden worden beschreven door atomaire orbitalen. Bij het oplossen van de Schrödingervergelijking wordt de geschatte golffunctie zo gekozen dat deze de minimale elektronische energie van het systeem geeft, dat wil zeggen de grootste waarde van de bindingsenergie. Deze voorwaarde wordt bereikt met de grootste overlap van orbitalen die tot één binding behoren. Een elektronenpaar dat twee atomen bindt, bevindt zich dus in het overlapgebied van hun atomaire orbitalen.
De overlappende orbitalen moeten dezelfde symmetrie hebben rond de internucleaire as.
De overlap van atomaire orbitalen langs de lijn die de kernen van atomen verbindt, leidt tot de vorming van σ-bindingen. Er is slechts één σ-binding mogelijk tussen twee atomen in een chemisch deeltje. Alle σ-bindingen hebben axiale symmetrie rond de internucleaire as. Fragmenten van chemische deeltjes kunnen rond de internucleaire as roteren zonder de mate van overlap van atomaire orbitalen die σ-bindingen vormen te schenden. Een reeks gerichte, strikt ruimtelijk georiënteerde σ-bindingen creëert de structuur van een chemisch deeltje.
Met extra overlapping van atomaire orbitalen loodrecht op de bindingslijn, worden π-bindingen gevormd.
Als gevolg hiervan verschijnen er meerdere bindingen tussen atomen:
| Single (σ) | Dubbel (σ + π) | Drievoudig (σ + π + π) |
| F−F | O=O | NN |
Met het verschijnen van een π-binding die geen axiale symmetrie heeft, wordt de vrije rotatie van fragmenten van een chemisch deeltje rond de σ-binding onmogelijk, omdat dit zou moeten leiden tot het verbreken van de π-binding. Naast σ- en π-bindingen is de vorming van een ander type binding mogelijk - δ-binding:
Typisch wordt een dergelijke binding gevormd na de vorming van σ- en π-bindingen door atomen in aanwezigheid van atomen d- en f-orbitalen door hun "bloemblaadjes" op vier plaatsen tegelijk te overlappen. Als gevolg hiervan kan de veelheid aan communicatie toenemen tot 4-5.
In het octachloordirenate(III)-ion 2- worden bijvoorbeeld vier bindingen gevormd tussen de rheniumatomen.
Mechanismen voor de vorming van covalente bindingen
Er zijn verschillende mechanismen voor de vorming van een covalente binding: aandelenbeurs(gelijkwaardig), donor-acceptor, datief.
Bij gebruik van het uitwisselingsmechanisme wordt de vorming van een binding beschouwd als een resultaat van de paring van spins van vrije elektronen van atomen. In dit geval overlappen twee atomaire orbitalen van naburige atomen, die elk worden ingenomen door één elektron. Dus elk van de gebonden atomen wijst elektronenparen toe voor socialisatie, alsof ze ze uitwisselen. wanneer bijvoorbeeld een boortrifluoridemolecuul wordt gevormd uit atomen, overlappen drie atomaire orbitalen van boor, die elk één elektron hebben, drie atomaire orbitalen van drie fluoratomen (elk van hen heeft ook één ongepaard elektron). Als resultaat van elektronenparen verschijnen drie elektronenparen in de overlappende gebieden van de overeenkomstige atomaire orbitalen, die atomen in een molecuul binden.
Volgens het donor-acceptormechanisme overlappen een orbitaal met een elektronenpaar van het ene atoom en een vrije baan van een ander atoom. In dit geval verschijnt ook een elektronenpaar in het overlapgebied. Volgens het donor-acceptormechanisme vindt bijvoorbeeld de toevoeging van een fluoride-ion aan een boortrifluoridemolecuul plaats. Vrijgekomen R-boororbitaal (elektronenpaaracceptor) in het BF3-molecuul overlapt met R-orbitaal van het F ion, dat fungeert als een elektronenpaardonor. In het resulterende ion zijn alle vier de covalente borium-fluorbindingen even lang als qua energie, ondanks het verschil in het mechanisme van hun vorming.
Atomen waarvan de buitenste elektronenschil alleen bestaat uit s- en R-orbitalen kunnen zowel donoren als acceptoren zijn van een elektronenpaar. Atomen waarvan de buitenste elektronenschil bevat d-orbitalen kunnen zowel als donor als acceptor van elektronenparen fungeren. In dit geval wordt het datief mechanisme van bindingsvorming overwogen. Een voorbeeld van de manifestatie van het datiefmechanisme bij de vorming van een binding is de interactie van twee chlooratomen. Twee chlooratomen in het Cl2-molecuul vormen een covalente binding door het uitwisselingsmechanisme, waarbij hun ongepaarde 3 . wordt gecombineerd R-elektronen. Daarnaast is er overlap 3 R-orbitalen atoom Cl-1, waarop een elektronenpaar zit, en vacant 3 d-orbitalen van het Cl-2-atoom, evenals overlappen 3 R-orbitalen atoom Cl-2, dat een elektronenpaar heeft, en vacant 3 d-orbitalen van het Cl-1-atoom. De werking van het datiefmechanisme leidt tot een toename van de bindingssterkte. Daarom is het Cl2-molecuul sterker dan het F2-molecuul, waarin de covalente binding alleen wordt gevormd door het uitwisselingsmechanisme:
Hybridisatie van atomaire orbitalen
Bij het bepalen van de geometrische vorm van een chemisch deeltje moet er rekening mee worden gehouden dat paren externe elektronen van het centrale atoom, inclusief die welke geen chemische binding vormen, zich zo ver mogelijk van elkaar in de ruimte bevinden.
Bij het overwegen van covalente chemische bindingen, wordt vaak het concept van hybridisatie van de orbitalen van het centrale atoom gebruikt - de uitlijning van hun energie en vorm. Hybridisatie is een formele techniek die wordt gebruikt voor de kwantumchemische beschrijving van de herschikking van orbitalen in chemische deeltjes in vergelijking met vrije atomen. De essentie van hybridisatie van atomaire orbitalen is dat een elektron nabij de kern van een gebonden atoom niet wordt gekenmerkt door een afzonderlijke atomaire orbitaal, maar door een combinatie van atomaire orbitalen met hetzelfde hoofdkwantumgetal. Deze combinatie wordt een hybride (gehybridiseerde) orbitaal genoemd. In de regel beïnvloedt hybridisatie alleen de atomaire orbitalen met de hoogste en meest nabije energie die door elektronen worden ingenomen.
Als resultaat van hybridisatie verschijnen nieuwe hybride orbitalen (Fig. 24), die zo in de ruimte zijn georiënteerd dat de elektronenparen (of ongepaarde elektronen) die zich erop bevinden zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn, wat overeenkomt met de minimale energie van interelektronenafstoting. Daarom bepaalt het type hybridisatie de geometrie van het molecuul of ion.
SOORTEN HYBRIDISATIE
| Type hybridisatie | geometrische vorm | Hoek tussen bindingen | Voorbeelden |
| sp | lineair | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | driehoekig | 120o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraëdrische | 109.5o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonaal-bipyramidaal | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | octaëdrische | 90o | SF6 |
Hybridisatie omvat niet alleen het binden van elektronen, maar ook ongedeelde elektronenparen. Een watermolecuul bevat bijvoorbeeld twee covalente chemische bindingen tussen een zuurstofatoom en twee waterstofatomen.
Naast twee elektronenparen die waterstofatomen gemeen hebben, heeft het zuurstofatoom twee paren externe elektronen die niet deelnemen aan de vorming van bindingen (lone elektronenparen). Alle vier de elektronenparen bezetten bepaalde gebieden in de ruimte rond het zuurstofatoom.
Omdat de elektronen elkaar afstoten, bevinden de elektronenwolken zich zo ver mogelijk uit elkaar. In dit geval, als gevolg van hybridisatie, verandert de vorm van atomaire orbitalen, ze zijn langwerpig en gericht naar de hoekpunten van de tetraëder. Daarom heeft het watermolecuul een hoekige vorm en is de hoek tussen de zuurstof-waterstofbindingen 104,5 o.
Om het type hybridisatie te voorspellen, is het handig om te gebruiken donor-acceptor mechanisme bindingsvorming: de lege orbitalen van een minder elektronegatief element en de orbitalen van een meer elektronegatief element overlappen de elektronenparen erop. Bij het samenstellen van de elektronische configuraties van atomen wordt hiermee rekening gehouden oxidatietoestanden is een voorwaardelijk getal dat de lading van een atoom in een verbinding karakteriseert, berekend op basis van de aanname van de ionische structuur van de stof.
Ga als volgt te werk om het type hybridisatie en de vorm van een chemisch deeltje te bepalen:
De aanwezigheid van π-bindingen heeft geen invloed op het type hybridisatie. De aanwezigheid van extra binding kan echter leiden tot een verandering in bindingshoeken, omdat de elektronen van meerdere bindingen elkaar sterker afstoten. Om deze reden is bijvoorbeeld de bindingshoek in het NO 2 -molecuul ( sp 2-hybridisatie) stijgt van 120 o naar 134 o.
De veelvoud van de stikstof-zuurstofbinding in dit molecuul is 1,5, waarbij één overeenkomt met één σ-binding, en 0,5 is gelijk aan de verhouding van het aantal orbitalen van het stikstofatoom dat niet deelneemt aan hybridisatie (1) tot het aantal resterende actieve elektronenparen bij het zuurstofatoom, vormen π-bindingen (2). Zo wordt delokalisatie van π-bindingen waargenomen (gedelokaliseerde bindingen zijn covalente bindingen, waarvan de veelvoud niet kan worden uitgedrukt als een geheel getal).
Wanneer sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 hybridisaties van een hoekpunt in een veelvlak dat de geometrie van een chemisch deeltje beschrijft, zijn equivalent, en daarom kunnen meerdere bindingen en eenzame elektronenparen elk van hen bezetten. Echter sp 3 d-hybridisatie is verantwoordelijk trigonale bipyramide, waarin de bindingshoeken voor atomen aan de basis van de piramide (equatoriaal vlak) 120 o zijn, en de bindingshoeken met atomen die zich aan de toppen van de bipyramide bevinden 90 o zijn. Het experiment laat zien dat ongedeelde elektronenparen zich altijd in het equatoriale vlak van de trigonale bipyramide bevinden. Op basis hiervan wordt geconcludeerd dat ze meer vrije ruimte nodig hebben dan de elektronenparen die betrokken zijn bij de vorming van bindingen. Een voorbeeld van een deeltje met zo'n opstelling van een eenzaam elektronenpaar is zwaveltetrafluoride (Fig. 27). Als het centrale atoom tegelijkertijd eenzame elektronenparen heeft en meerdere bindingen vormt (bijvoorbeeld in het XeOF 2-molecuul), dan in het geval sp 3 d-hybridisatie, ze bevinden zich in het equatoriale vlak van de trigonale bipyramide (Fig. 28).
Dipoolmomenten van moleculen
Een ideale covalente binding bestaat alleen in deeltjes die uit identieke atomen bestaan (H 2 , N 2 , etc.). Als er een binding wordt gevormd tussen verschillende atomen, verschuift de elektronendichtheid naar een van de kernen van de atomen, dat wil zeggen, de binding is gepolariseerd. De polariteit van een binding wordt gekenmerkt door zijn dipoolmoment.
Het dipoolmoment van een molecuul is gelijk aan de vectorsom van de dipoolmomenten van zijn chemische bindingen (rekening houdend met de aanwezigheid van eenzame elektronenparen). Als de polaire bindingen symmetrisch in het molecuul liggen, compenseren de positieve en negatieve ladingen elkaar en is het molecuul als geheel niet-polair. Dit gebeurt bijvoorbeeld met het koolstofdioxidemolecuul. Polyatomaire moleculen met een asymmetrische rangschikking van polaire bindingen (en dus elektronendichtheid) zijn over het algemeen polair. Dit geldt in het bijzonder voor het watermolecuul.
De resulterende waarde van het dipoolmoment van het molecuul kan worden beïnvloed door het eenzame elektronenpaar. De NH3- en NF3-moleculen hebben dus een tetraëdrische geometrie (rekening houdend met het eenzame elektronenpaar). De ioniciteitsgraden van de stikstof-waterstof- en stikstof-fluorbindingen zijn respectievelijk 15 en 19% en hun lengtes zijn respectievelijk 101 en 137 pm. Op basis hiervan zou men kunnen concluderen dat het dipoolmoment NF 3 groter is. Experimenten tonen echter het tegendeel aan. Bij een nauwkeurigere voorspelling van het dipoolmoment moet rekening worden gehouden met de richting van het dipoolmoment van het eenzame paar (Fig. 29).
Optie 1
2) geef het periodenummer en groepsnummer aan in het Periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev, waarin dit element zich bevindt;
Geef de positie van zwavel in het periodiek systeem aan. Geef zijn elektronische formule.
Kies uit de lijst met stoffen waarvan de moleculen een covalente niet-polaire binding bevatten:PCl 5 , CH 4 , H 2 , CO 2 , O 2 , S 8 , SCl 2 , SiH 4 .
2 O, S 2 , NH 3 .
Test "Atomen van chemische elementen"
Optie 2
De figuur toont een model van de elektronische structuur van een atoom van een chemisch element.
Voer op basis van de analyse van het voorgestelde model de volgende taken uit:
1) bepaal het chemische element waarvan het atoom zo'n elektronische structuur heeft;
3) bepalen of een eenvoudige stof die dit chemische element vormt tot metalen of niet-metalen behoort.
Geef de positie van stikstof in het Periodiek systeem aan. Geef zijn elektronische formule.
Kies uit de lijst met stoffen waarvan de moleculen een ionbinding bevatten:NaF, N 2 O 5 , H 2 S, KI, Cu, DUS 3 , BaS.
Bepaal het type chemische binding en noteer de schema's van de vorming ervan voor stoffen: Cl 2 , MgCl 2 , NCl 3 .
Bepaal voor elke isotoop:
Test "Atomen van chemische elementen"
Optie 3
De figuur toont een model van de elektronische structuur van een atoom van een chemisch element.
Voer op basis van de analyse van het voorgestelde model de volgende taken uit:
1) bepaal het chemische element waarvan het atoom zo'n elektronische structuur heeft;
2) geef het nummer van de periode en het nummer van de groep aan in het periodiek systeem van chemische elementen van D. I. Mendelejev, waarin dit element zich bevindt;
3) bepalen of een eenvoudige stof die dit chemische element vormt tot metalen of niet-metalen behoort.
Geef de positie van aluminium in het Periodiek systeem aan. Geef zijn elektronische formule.
Kies uit de lijst met stoffen waarvan de moleculen een covalente polaire binding bevatten:O 3 , P 2 O 5 , P 4 , H 2 DUS 4 , CsF, HF, HNO 3 , H 2 .
Bepaal het type chemische binding en noteer de schema's van de vorming ervan voor stoffen: H 2 AAN 2 , Nee 3 S.
Bepaal voor elke isotoop:
Test "Atomen van chemische elementen"
Optie 4
De figuur toont een model van de elektronische structuur van een atoom van een chemisch element.
Voer op basis van de analyse van het voorgestelde model de volgende taken uit:
1) bepaal het chemische element waarvan het atoom zo'n elektronische structuur heeft;
2) geef het nummer van de periode en het nummer van de groep aan in het periodiek systeem van chemische elementen van D. I. Mendelejev, waarin dit element zich bevindt;
3) bepalen of een eenvoudige stof die dit chemische element vormt tot metalen of niet-metalen behoort.
Geef de positie van zuurstof in het Periodiek systeem aan. Geef zijn elektronische formule.
3. Stoffen met alleen ionische bindingen staan vermeld in de reeks:
1) F 2 , SSik 4 , KS1;
2) NaBr, Na 2 O, KI;
3) ZO 2 , P 4 , CaF 2 ;
4) H 2 S, Br 2 , K 2 S.
4. Bepaal het type chemische binding en noteer de schema's van de vorming ervan voor stoffen: CaCl 2 , O 2 , H.F.
5. Bepaal voor elke isotoop:
Test "Atomen van chemische elementen"
Optie 5
De figuur toont een model van de elektronische structuur van een atoom van een chemisch element.
Voer op basis van de analyse van het voorgestelde model de volgende taken uit:
1) bepaal het chemische element waarvan het atoom zo'n elektronische structuur heeft;
2) geef het nummer van de periode en het nummer van de groep aan in het periodiek systeem van chemische elementen van D. I. Mendelejev, waarin dit element zich bevindt;
3) bepalen of een eenvoudige stof die dit chemische element vormt tot metalen of niet-metalen behoort.
2. Geef de positie van koolstof in het Periodiek systeem aan. Geef zijn elektronische formule.
3. In welke reeksen hebben alle stoffen een covalente polaire binding?
1) HCl, NaCl, Cl 2 ;
2) Uit 2 , H 2 Oh, CO 2 ;
3) H 2 O, NH 3 , CH 4 ;
4) NaBr, HBr, CO.
4. Bepaal het type chemische binding en noteer de schema's van de vorming ervan voor stoffen: Li 2 O, S 2 , NH 3 .
5. Bepaal voor elke isotoop:
Informatiemateriaal "jonge lezershoek"
Dokter die ver te vernietigen is?
Waar zwavelzuur kopen?