Lidhja kimike. Rrjeta kristalore
Lidhjet kimike kuptohen si lloje të ndryshme ndërveprimesh që përcaktojnë ekzistencën e qëndrueshme të komponimeve di- dhe poliatomike: molekulat, jonet, substancat kristalore. Nga natyra e saj, një lidhje kimike është ndërveprimi midis bërthamave të ngarkuara pozitivisht dhe elektroneve të ngarkuar negativisht, si dhe elektroneve me njëri-tjetrin. Llojet kryesore të lidhjeve kimike: kovalente, jonike, metalike. Për të përshkruar lidhjet kovalente, përdoren dy metoda - metoda e lidhjes valente (VBC) dhe metoda orbitale molekulare (MMO).
Metoda BC bazohet në dispozitat e mëposhtme:
1. Në formimin e një lidhjeje kovalente marrin pjesë vetëm elektronet e paçiftuara të dy atomeve me rrotullime të kundërta (mekanizmi i shkëmbimit të formimit të lidhjes), ose një çift elektronik i një atomi.
Dhurues dhe orbital i lirë i një atomi tjetër - pranues (mekanizmi dhurues-pranues).
2. Një lidhje kimike kovalente midis dy atomeve lind si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve atomike me formimin e çifteve elektronike (ndarja e dy elektroneve).
Sipas teorisë së lidhjeve valente, një lidhje kovalente drejtohet drejt mbivendosjes maksimale të orbitaleve atomike të atomeve ndërvepruese.
Struktura gjeometrike (hapësinore) e një molekule që përbëhet nga më shumë se dy atome përcaktohet nga rregullimi relativ i orbitaleve atomike të përfshira në formimin e lidhjeve kimike. Molekula AB 2 mund të ketë një linjë 
, ose strukturë këndore (a). Molekula AB 3 mund të ketë formën e një trekëndëshi të rregullt (b), një piramide trigonale (c). Molekula AB 4 – formë tetraedrale (d).
A) 
b) 
V) 
G) 
Struktura hapësinore e molekulës përcaktohet nga lloji i hibridizimit të orbitaleve të valencës së atomit qendror dhe numri i çifteve të vetme të elektroneve që përmbahen në shtresën e elektroneve të valencës.
Shembulli 1. Përshkruani strukturën e molekulave nga pikëpamja e metodës së lidhjes valente: a) PH 3, b) BBr 3. Cilat orbitale atomike përfshihen në formimin e lidhjeve kimike? Tregoni llojin e hibridizimit (nëse ndodh hibridizimi). Cila është struktura hapësinore e këtyre molekulave?
Zgjidhje. a) Formimi i një molekule PH 3.
Le të shkruajmë formulat elektronike të atomeve që formojnë molekulën PH 3 në gjendjen tokësore (normale): 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; 1 N 1s 1
Formulat grafike elektronike të nivelit të jashtëm të këtyre atomeve:
Në këtë molekulë, atomi qendror është atomi i fosforit, në të cilin vetëm orbitalet p, të vendosura në të njëjtin nënnivel dhe që kanë të njëjtën formë dhe të njëjtën energji, marrin pjesë në formimin e tre lidhjeve kimike. Rrjedhimisht, nuk ka hibridizim në molekulën PH 3.
Për të vizualizuar skemat e valencës, mund të përdorni metodën e mëposhtme. Elektronet e vendosura në shtresën e jashtme elektronike tregohen me pika të vendosura rreth simbolit kimik të atomit. Elektronet e ndarë nga dy atome tregohen me pika të vendosura midis simboleve të tyre kimike; një lidhje e dyfishtë ose e trefishtë tregohet nga dy ose tre palë pika të përbashkëta, përkatësisht. Duke përdorur këto shënime, formimi i molekulës PH 3 mund të përfaqësohet si më poshtë:
H
ê
Kjo skemë mund të shkruhet ndryshe: H – P – H, ku çdo çift elektronesh që lidh dy atome korrespondon me një vijë që përfaqëson një lidhje kovalente në formulat strukturore.
3.3.1 Lidhja kovalente është një lidhje me dy qendra, me dy elektrone, e formuar për shkak të mbivendosjes së reve elektronike që bartin elektrone të paçiftëzuara me rrotullime antiparalele. Si rregull, ajo formohet midis atomeve të një elementi kimik.
Nga ana sasiore karakterizohet nga valenca. Valenca e elementit - kjo është aftësia e tij për të formuar një numër të caktuar lidhjesh kimike për shkak të elektroneve të lira të vendosura në brezin e valencës atomike.
Një lidhje kovalente formohet vetëm nga një palë elektrone të vendosura midis atomeve. Quhet një çift i ndarë. Çiftet e mbetura të elektroneve quhen çifte të vetme. Mbushin lëvozhgat dhe nuk marrin pjesë në lidhje. Lidhja midis atomeve mund të kryhet jo vetëm nga një, por edhe nga dy dhe madje tre çifte të ndara. Lidhje të tilla quhen dyfishtë etj tufë - lidhje të shumta.
3.3.1.1 Lidhja kovalente jopolare. Një lidhje e arritur përmes formimit të çifteve elektronike që u përkasin njëlloj të dy atomeve quhet jopolare kovalente. Ndodh midis atomeve me elektronegativitet praktikisht të barabartë (0.4 > ΔEO > 0) dhe, për rrjedhojë, një shpërndarje uniforme e densitetit të elektroneve midis bërthamave të atomeve në molekulat homobërthamore. Për shembull, H 2, O 2, N 2, Cl 2, etj. Momenti dipol i lidhjeve të tilla është zero. Lidhja CH në hidrokarburet e ngopura (për shembull, në CH 4) konsiderohet praktikisht jopolare, sepse ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Lidhja polare kovalente. Nëse një molekulë formohet nga dy atome të ndryshme, atëherë zona e mbivendosjes së reve elektronike (orbitaleve) zhvendoset drejt njërit prej atomeve, dhe një lidhje e tillë quhet polare . Me një lidhje të tillë, probabiliteti për të gjetur elektrone pranë bërthamës së një prej atomeve është më i lartë. Për shembull, HCl, H2S, PH 3.
Lidhja kovalente polare (josimetrike). - lidhja ndërmjet atomeve me elektronegativitet të ndryshëm (2 > ΔEO > 0.4) dhe shpërndarje asimetrike të çiftit elektronik të përbashkët. Në mënyrë tipike, ajo formohet midis dy jometaleve.
Dendësia e elektroneve të një lidhjeje të tillë zhvendoset drejt një atomi më elektronegativ, gjë që çon në shfaqjen e një ngarkese të pjesshme negative (delta minus) në të dhe një ngarkesë të pjesshme pozitive (delta plus) në më pak. atom elektronegativ.
C .
Drejtimi i zhvendosjes së elektroneve tregohet gjithashtu me një shigjetë:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Sa më i madh të jetë ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve të lidhura, aq më i lartë është polariteti i lidhjes dhe aq më i madh është momenti i saj dipol. Forca të tjera tërheqëse veprojnë ndërmjet ngarkesave të pjesshme të shenjës së kundërt. Prandaj, sa më polare të jetë lidhja, aq më e fortë është.
Përveç polarizueshmëria lidhje kovalente ka pronën ngopje – aftësia e një atomi për të formuar aq lidhje kovalente sa ka orbitale atomike të disponueshme energjikisht. Vetia e tretë e një lidhje kovalente është e saj drejtimin.
3.3.2 Lidhja jonike. Forca lëvizëse pas formimit të saj është e njëjta dëshirë e atomeve për guaskën oktet. Por në disa raste, një guaskë e tillë "oktet" mund të lindë vetëm kur elektronet transferohen nga një atom në tjetrin. Prandaj, si rregull, një lidhje jonike formohet midis një metali dhe një jometali.
Konsideroni, si shembull, reagimin midis atomeve të natriumit (3s 1) dhe fluorit (2s 2 3s 5). Dallimi i elektronegativitetit në përbërjen NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natriumi, pasi i ka dhënë 3s 1 elektronin e tij fluorit, bëhet një jon Na + dhe mbetet me një shtresë të mbushur 2s 2 2p 6, e cila korrespondon me konfigurimin elektronik të atomit të neonit. Fluori fiton saktësisht të njëjtin konfigurim elektronik duke pranuar një elektron të dhuruar nga natriumi. Si rezultat, forcat e tërheqjes elektrostatike lindin midis joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt.
Lidhja jonike - një rast ekstrem i lidhjes kovalente polare, bazuar në tërheqjen elektrostatike të joneve. Një lidhje e tillë ndodh kur ka një ndryshim të madh në elektronegativitetin e atomeve të lidhura (EO > 2), kur një atom më pak elektronegativ heq dorë pothuajse plotësisht nga elektronet e tij valente dhe kthehet në një kation, dhe një atom tjetër, më elektronegativ, ngjitet. këto elektrone dhe bëhet një anion. Ndërveprimi i joneve të shenjës së kundërt nuk varet nga drejtimi dhe forcat e Kulonit nuk kanë vetinë e ngopjes. Për shkak të kësaj lidhje jonike nuk ka hapësirë fokusi Dhe ngopje , meqenëse çdo jon shoqërohet me një numër të caktuar kundërjonesh (numri i koordinimit të joneve). Prandaj, komponimet me lidhje jonike nuk kanë strukturë molekulare dhe janë substanca të ngurta që formojnë rrjeta kristalore jonike, me pika të larta shkrirjeje dhe vlimi, ato janë shumë polare, shpesh të ngjashme me kripën dhe përçuese elektrike në tretësirat ujore. Për shembull, MgS, NaCl, A 2 O 3. Praktikisht nuk ka komponime me lidhje thjesht jonike, pasi një sasi e caktuar kovalence mbetet gjithmonë për shkak të faktit se nuk vërehet një transferim i plotë i një elektroni në një atom tjetër; në substancat më "jonike", përqindja e jonikitetit të lidhjes nuk kalon 90%. Për shembull, në NaF polarizimi i lidhjes është rreth 80%.
Në përbërjet organike, lidhjet jonike janë mjaft të rralla, sepse Një atom karboni nuk priret as të humbasë dhe as të fitojë elektrone për të formuar jone.
Valence elementet në përbërjet me lidhje jonike karakterizohen shumë shpesh gjendja e oksidimit , e cila, nga ana tjetër, korrespondon me vlerën e ngarkesës së jonit të elementit në një përbërje të caktuar.
Gjendja e oksidimit - kjo është një ngarkesë konvencionale që një atom fiton si rezultat i rishpërndarjes së densitetit të elektroneve. Në mënyrë sasiore, karakterizohet nga numri i elektroneve të zhvendosur nga një element më pak elektronegativ në një element më elektronegativ. Një jon i ngarkuar pozitivisht formohet nga elementi që hoqi dorë nga elektronet e tij, dhe një jon negativ formohet nga elementi që pranoi këto elektrone.
Elementi i vendosur në gjendja më e lartë e oksidimit (maksimumi pozitiv), tashmë ka hequr dorë nga të gjitha elektronet e valencës të vendosura në AVZ. Dhe meqenëse numri i tyre përcaktohet nga numri i grupit në të cilin ndodhet elementi, atëherë gjendja më e lartë e oksidimit për shumicën e elementeve dhe do të jenë të barabarta numri i grupit . në lidhje me gjendja më e ulët e oksidimit (maksimumi negativ), atëherë shfaqet gjatë formimit të një guaskë me tetë elektron, domethënë në rastin kur AVZ është plotësisht i mbushur. Për jometalet llogaritet me formulë Numri i grupit - 8 . Për metalet e barabartë me zero , pasi nuk mund të pranojnë elektrone.
Për shembull, AVZ e squfurit ka formën: 3s 2 3p 4. Nëse një atom heq dorë nga të gjitha elektronet e tij (gjashtë), ai do të fitojë gjendjen më të lartë të oksidimit +6 , e barabartë me numrin e grupit VI , nëse duhen dy të nevojshme për të përfunduar guaskën e qëndrueshme, ajo do të fitojë gjendjen më të ulët të oksidimit –2 , e barabartë me Numri i grupit – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Lidhja metalike. Shumica e metaleve kanë një sërë vetive që janë të përgjithshme në natyrë dhe ndryshojnë nga vetitë e substancave të tjera. Karakteristikat e tilla janë temperaturat relativisht të larta të shkrirjes, aftësia për të reflektuar dritën dhe përçueshmëri e lartë termike dhe elektrike. Këto veçori shpjegohen me ekzistencën e një lloji të veçantë ndërveprimi në metale – lidhje metalike.
Në përputhje me pozicionin e tyre në tabelën periodike, atomet e metaleve kanë një numër të vogël elektronesh valente, të cilat janë mjaft të lidhura me bërthamat e tyre dhe mund të shkëputen lehtësisht prej tyre. Si rezultat, jonet e ngarkuar pozitivisht shfaqen në rrjetën kristalore të metalit, të lokalizuar në pozicione të caktuara të rrjetës kristalore dhe një numër i madh elektronesh të delokalizuara (të lira), që lëvizin relativisht lirshëm në fushën e qendrave pozitive dhe komunikojnë midis të gjithë metaleve. atomet për shkak të tërheqjes elektrostatike.
Ky është një ndryshim i rëndësishëm midis lidhjeve metalike dhe lidhjeve kovalente, të cilat kanë një orientim të rreptë në hapësirë. Forcat e lidhjes në metale nuk janë të lokalizuara ose të drejtuara, dhe elektronet e lira që formojnë një "gaz elektronik" shkaktojnë përçueshmëri të lartë termike dhe elektrike. Prandaj, në këtë rast është e pamundur të flitet për drejtimin e lidhjeve, pasi elektronet e valencës shpërndahen pothuajse në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin. Kjo është ajo që shpjegon, për shembull, plasticitetin e metaleve, pra mundësinë e zhvendosjes së joneve dhe atomeve në çdo drejtim.
3.3.4 Lidhja donator-pranues. Përveç mekanizmit të formimit të lidhjes kovalente, sipas të cilit një çift elektronik i përbashkët lind nga bashkëveprimi i dy elektroneve, ekziston edhe një mekanizmi dhurues-pranues . Ai qëndron në faktin se një lidhje kovalente është formuar si rezultat i kalimit të një çifti elektronik tashmë ekzistues (të vetmuar). donator (furnizuesi i elektroneve) për përdorim të përbashkët të dhuruesit dhe pranues (furnizues i orbitales atomike të lirë).
Pasi të formohet, nuk ndryshon nga kovalenti. Mekanizmi dhurues-pranues ilustrohet mirë nga skema për formimin e një joni të amonit (Figura 9) (yjet tregojnë elektronet e nivelit të jashtëm të atomit të azotit):
Figura 9 - Skema e formimit të jonit të amoniumit
Formula elektronike e ABZ-së së atomit të azotit është 2s 2 2p 3, domethënë ka tre elektrone të paçiftëzuara që hyjnë në një lidhje kovalente me tre atome hidrogjeni (1s 1), secila prej të cilave ka një elektron valencë. Në këtë rast, formohet një molekulë amoniaku NH 3, në të cilën mbahet çifti i vetëm elektronik i azotit. Nëse një proton hidrogjeni (1s 0), i cili nuk ka elektrone, i afrohet kësaj molekule, atëherë azoti do të transferojë çiftin e tij të elektroneve (dhurues) në këtë orbitale atomike të hidrogjenit (pranues), duke rezultuar në formimin e një jon amoniumi. Në të, çdo atom hidrogjeni është i lidhur me një atom azoti me anë të një çifti elektronik të përbashkët, njëri prej të cilëve zbatohet nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Është e rëndësishme të theksohet se lidhjet H-N të formuara nga mekanizma të ndryshëm nuk kanë ndonjë ndryshim në vetitë. Ky fenomen është për faktin se në momentin e formimit të lidhjes, orbitalet e elektroneve 2s dhe 2p të atomit të azotit ndryshojnë formën e tyre. Si rezultat, shfaqen katër orbitale me të njëjtën formë.
Dhuruesit janë zakonisht atome me një numër të madh elektronesh, por me një numër të vogël elektronesh të paçiftuara. Për elementët e periudhës II, përveç atomit të azotit, një mundësi e tillë është e disponueshme për oksigjenin (dy çifte të vetme) dhe fluorin (tre çifte të vetme). Për shembull, joni i hidrogjenit H + në tretësirat ujore nuk është kurrë në gjendje të lirë, pasi joni i hidroniumit H 3 O + formohet gjithmonë nga molekulat e ujit H 2 O dhe joni H + është i pranishëm në të gjitha tretësirat ujore , edhe pse për lehtësinë e shkrimit është ruajtur simboli H+.
3.3.5 Lidhja hidrogjenore. Një atom hidrogjeni i lidhur me një element fort elektronegativ (azoti, oksigjeni, fluori, etj.), i cili "tërheq" një çift elektronik të përbashkët mbi vete, përjeton mungesë elektronesh dhe fiton një ngarkesë pozitive efektive. Prandaj, është në gjendje të ndërveprojë me çiftin e vetëm të elektroneve të një atomi tjetër elektronegativ (i cili fiton një ngarkesë negative efektive) të të njëjtit (lidhja intramolekulare) ose një molekule tjetër (lidhja ndërmolekulare). Si rezultat, lind lidhje hidrogjenore , e cila tregohet grafikisht me pika:
Kjo lidhje është shumë më e dobët se lidhjet e tjera kimike (energjia e formimit të saj është 10 – 40 kJ/mol) dhe kryesisht ka karakter pjesërisht elektrostatik, pjesërisht dhurues-pranues.
Lidhja hidrogjenore luan një rol jashtëzakonisht të rëndësishëm në makromolekulat biologjike, komponime të tilla inorganike si H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Për shembull, lidhjet O-H në H2O janë dukshëm polare në natyrë, me një tepricë të ngarkesës negative – në atomin e oksigjenit. Atomi i hidrogjenit, përkundrazi, fiton një ngarkesë të vogël pozitive + dhe mund të ndërveprojë me çiftet e vetme të elektroneve të atomit të oksigjenit të një molekule uji fqinje.
Ndërveprimi ndërmjet molekulave të ujit rezulton mjaft i fortë, i tillë që edhe në avujt e ujit ka dimerë dhe trimerë të përbërjes (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 etj. Ky lloj mund të shfaqet:
sepse atomi i oksigjenit ka dy çifte të vetme elektronesh.
Prania e lidhjeve hidrogjenore shpjegon temperaturat e larta të vlimit të ujit, alkooleve dhe acideve karboksilike. Për shkak të lidhjeve hidrogjenore, uji karakterizohet nga temperatura kaq të larta të shkrirjes dhe vlimit në krahasim me H 2 E (E = S, Se, Te). Nëse nuk do të kishte lidhje hidrogjeni, atëherë uji do të shkrihej në -100 °C dhe do të vlonte në -80 °C. Raste tipike të lidhjes vërehen për alkoolet dhe acidet organike.
Lidhjet e hidrogjenit mund të ndodhin si midis molekulave të ndryshme ashtu edhe brenda një molekule nëse kjo molekulë përmban grupe me aftësi dhuruese dhe pranuese. Për shembull, janë lidhjet intramolekulare të hidrogjenit që luajnë rolin kryesor në formimin e zinxhirëve peptidikë, të cilët përcaktojnë strukturën e proteinave. Lidhjet H ndikojnë në vetitë fizike dhe kimike të një substance.
Atomet e elementeve të tjerë nuk formojnë lidhje hidrogjeni , meqenëse forcat e tërheqjes elektrostatike midis skajeve të kundërta të dipoleve të lidhjeve polare (O-H, N-H, etj.) janë mjaft të dobëta dhe veprojnë vetëm në distanca të shkurtra. Hidrogjeni, duke pasur rreze atomike më të vogël, lejon që dipole të tilla të afrohen aq shumë sa forcat tërheqëse të bëhen të dukshme. Asnjë element tjetër me një rreze të madhe atomike nuk është në gjendje të krijojë lidhje të tilla.
3.3.6 Forcat e ndërveprimit ndërmolekular (forcat van der Waals). Në 1873, shkencëtari holandez I. van der Waals sugjeroi se ka forca që shkaktojnë tërheqje midis molekulave. Këto forca më vonë u quajtën forcat van der Waals – lloji më universal i lidhjes ndërmolekulare. Energjia e lidhjes van der Waals është më e vogël se lidhja hidrogjenore dhe arrin në 2–20 kJ/∙mol.
Në varësi të metodës së shfaqjes, forcat ndahen në:
1) orientues (dipol-dipol ose jon-dipol) - ndodhin midis molekulave polare ose midis joneve dhe molekulave polare. Ndërsa molekulat polare i afrohen njëra-tjetrës, ato orientohen në mënyrë që ana pozitive e njërit dipol të orientohet drejt anës negative të dipolit tjetër (Figura 10).
|
Figura 10 - Ndërveprimi orientues |
||||
2) induksioni (dipol - dipol i induktuar ose jon - dipol i induktuar) - lindin midis molekulave ose joneve polare dhe molekulave jopolare, por të afta për polarizim. Dipolet mund të ndikojnë në molekulat jopolare, duke i kthyer ato në dipole të indikuara (të induktuara). (Figura 11).
|
Figura 11 - Ndërveprimi induktiv |
||||
3) dispersive (dipol i induktuar - dipol i induktuar) - lindin midis molekulave jopolare të afta për polarizim. Në çdo molekulë ose atom të një gazi fisnik, ndodhin luhatje në densitetin elektrike, duke rezultuar në shfaqjen e dipoleve të menjëhershme, të cilat nga ana e tyre nxisin dipole të menjëhershme në molekulat fqinje. Lëvizja e dipoleve të menjëhershme bëhet e qëndrueshme, pamja dhe prishja e tyre ndodhin në mënyrë sinkrone. Si rezultat i ndërveprimit të dipoleve të menjëhershme, energjia e sistemit zvogëlohet (Figura 12).
|
Figura 12 - Ndërveprimi i dispersionit |
|||||||
opsioni 1
1. Përcaktoni llojin e lidhjes kimike në përbërjet N2, KF, HF, NH3 dhe H2S. Shkruani formulat strukturore dhe elektronike të përbërjeve NH3 dhe HF.
2. Vizatoni formulat elektronike të një atomi dhe joni neutral të litiumit. Si ndryshojnë strukturat e këtyre grimcave?
Li: 1s2 2s1 – atomi neutral i litiumit
Kation i litiumit (ka hequr dorë nga një elektron): Li+: 1s2 2s0
3. Përcaktoni llojin e rrjetës kristalore karakteristike për secilën nga substancat e mëposhtme: klorur kaliumi, grafit, sheqer, jod, diamant.
KCl është një rrjetë jonike, atomike, sheqeri është molekular, jodi është molekular, diamanti është atomik.
Opsioni 2
1. Nga formulat e dhëna të substancave shkruani vetëm formulat e përbërjeve me lidhje polare kovalente: CO2, PH3, H2, OF2, O2, KF, NaCl.
CO2, PH3, OF2
2. Krijoni formula elektronike për molekulat e klorit Cl2, sulfurit të hidrogjenit H2S dhe fosfinës PH3. 
3. Duke përdorur shembuj specifikë, krahasoni vetitë fizike të substancave me rrjetat molekulare dhe kristalore. 
Opsioni 3
1. Përcaktoni llojin e lidhjes kimike në përbërjet SO3, NCl3, ClF3, Br2, H2O dhe NaCl.
2. Krijoni formula elektronike për molekulat e jodit I2, ujit dhe metanit CH4. 
3. Duke përdorur shembuj specifikë, tregoni se si disa veti fizike të substancave varen nga lloji i rrjetës së tyre kristalore. 
Opsioni 4
1. Nga formulat e dhëna të substancave, shkruani vetëm formulat e përbërjeve me lidhje kovalente jopolare: I2, HCl, O2, NH3, H2O, N2, Cl2, PH3, NaNO3.
I2, O2, N2, Cl2
№2 . Cilat prej këtyre përbërjeve formohen nga kovalente polare lidhje dhe të cilat janë kovalente jo polare lidhje: F2, NO, NH3, H2O, O2, CO2, Cl2, NaCl, SO2.
№3 . Molekulat e çfarë substancash formohen kovalente polare lidhja: NH3, H2O, N2, HCl, SO3, Al, Cl.
№4. Përcaktoni llojin e lidhjes kimike (kovalente polare, kovalente jopolare, jonike) në substancat: NO, HF, NaF, O2, CO2, Cl2, FeCl3, NaCl, KBr, CaF2, H2, CH4.
№5 . Përbëni formula kimike dhe tregoni zhvendosjen e densitetit të elektroneve në përbërjet: 1) natriumi me azot, 2) kalciumi me klor, 3) hidrogjeni me fluorin.
Shumë faleminderit për të gjithë ata që do të ndihmojnë! Me:
1) Bëni diagrame të formimit të lidhjeve kimike në molekulat H2 dhe NH3. Tregoni llojin e lidhjes kimike dhe valencën e atomit të secilit element.2) Nga lista shkruani formulat e substancave me lidhje kovalente jopolare: H2O, H2, H2S, HCI.CI2.
Shkruani formulat e tyre strukturore elektronike.
3) Shkruani formulat strukturore elektronike të molekulave OF2 dhe H2O Në cilën molekulë lidhja kimike është më polare dhe drejt cilit atom zhvendoset çifti elektronik i përbashkët?
a) fluor F2; b) fluori hidrogjen HF; c) sulfid hidrogjeni H2S.
Shkruani formulat elektronike dhe strukturore të këtyre molekulave. Tregoni llojin e lidhjes kimike dhe valencën e atomit të secilit element.
Faleminderit shume paraprakisht )))
jonet e aluminit4) molekulat diatomike të aluminit
2. Tregoni se cilat produkte formohen kur hekuri reagon me acidin sulfurik1) Fe2(SO4)3, SO2, H2O2) FeSO4, SO2, H2O3) Fe2(SO4)3, H2O4) FeSO4, H2
3. Tregoni se cili metal nuk ndërvepron me ujin në kushte normale1) Na 2) Ba 3) Cu 4) K
4. Cili nga pohimet është i vërtetë?1) lidhja kimike në rrjetën kristalore të një metali është metalike2) në reaksionet me jometalet, metalet janë agjentë oksidues3) metalet relativisht lehtë heqin dorë nga elektronet e jashtme dhe kthehen në katione4) të gjitha metalet ndërveprojnë me tretësirat e acideve
5. Renditni substancat sipas renditjes së vetive metalike në rritje1) Mg 2) Ba 3) Be 4) Ca 5) Sr
MË NDIHMO TË LUTEM!!! SHUM URGJENT FALEMINDERIT PARAPARARISHT
a) Zgjidhni një substancë me një rrjetë kristalore jonike
1. kripë gjelle 2. rrëshirë
3. naftalinë 4. diamant
b) Rrjetë kristalore metalike e një lënde të thjeshtë
1.Se 2.Fe 3.F2 4.Te
c) Substanca me një lloj molekulare të rrjetës kristalore
1.jonike 2.molekulare 3.atomike 4.metalike
d) Substancat e falsifikuara, plastike, përçuese elektrike dhe termike me një lloj rrjete
1.jonike 2.molekulare 3.atomike 4.metal
e) Kontrolloni pohimin e saktë
1. grilat kristalore metalike kanë substanca me lidhje metalike
2.Rrjetat atomike quhen rrjeta kristalore në nyjet ku ndodhen jonet
3. akull i thatë, naftalinë, sheqer - substanca me rrjeta kristalore jonike
4.kripa e tryezës, kuarci - substanca të shkrirë
Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike