أنواع الروابط الكيميائية. الرابطة الكيميائية Hcl ما الرابطة الكيميائية

169338 0

كل ذرة لديها عدد من الإلكترونات.

عند الدخول في تفاعلات كيميائية ، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تجعلها اجتماعية ، لتصل إلى التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. الأكثر استقرارًا هو التكوين بأقل طاقة (كما في ذرات الغازات النبيلة). يسمى هذا النمط "قاعدة الثمانيات" (الشكل 1).

تين. واحد.

هذه القاعدة تنطبق على الجميع أنواع الروابط... تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات لهم بتكوين هياكل مستقرة ، من أبسط البلورات إلى الجزيئات الحيوية المعقدة ، مما يؤدي في النهاية إلى تكوين أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات من خلال عملية التمثيل الغذائي المستمر. علاوة على ذلك ، تستمر العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات التحويل الإلكترونيالتي تلعب دورًا أساسيًا في عمليات الطاقة في الجسم.

الرابطة الكيميائية هي القوة التي تحمل ذرتين أو أكثر أو أيونات أو جزيئات أو أي مزيج منهم معًا.

إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: إنها القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الإلكترونات سالبة الشحنة والأنوية الموجبة الشحنة ، والتي يتم تحديدها من خلال تكوين الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية التكافؤ، أو حالة الأكسدة... يرتبط مفهوم التكافؤ إلكترونات التكافؤ - الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية ، أي أنها في مدارات ذات أعلى طاقة. وفقًا لذلك ، يُطلق على الغلاف الخارجي للذرة التي تحتوي على هذه المدارات التكافؤ مدار... في الوقت الحاضر ، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية ، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني ، تساهمي ، ثنائي القطب ، معدني.

النوع الأول من الاتصال هوأيوني الإتصال

وفقًا للنظرية الإلكترونية لتكافؤ لويس وكوسيل ، يمكن للذرات أن تحقق تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا بطريقتين: الأولى ، بفقدان الإلكترونات ، والتحول إلى الايونات الموجبة، وثانيًا ، اكتسابها ، وتحويلها إلى الأنيونات... نتيجة لانتقال الإلكترون بسبب القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الأيونات بشحنات الإشارة المعاكسة ، يتم تكوين رابطة كيميائية تسمى كوسيل " كهربية"(الآن يسمى أيوني).

في هذه الحالة ، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من الكاتيونات من مجموعات T و II من النظام الدوري وأنيونات العناصر غير المعدنية للمجموعات السادسة والسابعة (16 و 17 مجموعة فرعية - على التوالي ، الكالكوجيناتو الهالوجينات). روابط المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية ، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. في التين. يوضح الشكلان 2 و 3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

تين. 2.

تين. 3. الرابطة الأيونية في جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl)

من المناسب هنا تذكر بعض الخصائص التي تشرح سلوك المواد في الطبيعة ، على وجه الخصوص ، للنظر في مفهوم الأحماضو أسباب.

المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بطرق مختلفة المؤشرات... تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. اوستوالد. وبيّن أن المؤشرات عبارة عن أحماض أو قواعد ضعيفة ، يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمفصولة.

القواعد قادرة على تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال ، بعض المركبات العضوية التي لا تحتوي - مجموعات OH غير قابلة للذوبان ، على وجه الخصوص ، ثلاثي إيثيل أمين N (C 2 H 5) 3)؛ تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.

تدخل المحاليل المائية للأحماض في تفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء ؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين ؛

ج) بالكربونات - مع تكوين الملح ، كو 2 و ح 2 ا.

وصفت عدة نظريات خصائص الأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية S.A. أرهينيوس ، حمض مادة تنفصل لتكوين أيونات ح + ، بينما تشكل القاعدة أيونات هل هو -. لا تأخذ هذه النظرية بعين الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات هيدروكسيل.

في الخط مع بروتوننظرية برونستيد ولوري ، الحمض مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تتبرع بالبروتونات ( المتبرعينالبروتونات) ، والقاعدة عبارة عن مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( يقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية ، توجد أيونات الهيدروجين في شكل رطب ، أي في شكل أيونات الهيدرونيوم H 3 O +. تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع أيونات الماء والهيدروكسيد ، ولكن أيضًا يتم إجراؤها في حالة عدم وجود مذيب أو باستخدام مذيب غير مائي.

على سبيل المثال ، في التفاعل بين الأمونيا نيو هامبشاير 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي يشكل كلوريد الأمونيوم الصلب ، وفي خليط التوازن من مادتين هناك دائمًا 4 جسيمات ، اثنان منها عبارة عن أحماض ، والاثنان الآخران عبارة عن قاعدتين:

يتكون خليط التوازن هذا من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1) نيو هامبشاير 4 + و نيو هامبشاير 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Сl ‑

هنا ، في كل زوج متقارن ، يختلف الحمض والقاعدة ببروتون واحد. كل حمض له قاعدة مقترنة به. يتوافق الحمض القوي مع قاعدة مترافقة ضعيفة ، والحمض الضعيف يتوافق مع قاعدة مترافقة قوية.

تتيح نظرية برونستيد-لوري شرح الطابع الفريد لدور الماء في حياة المحيط الحيوي. يمكن للمياه ، اعتمادًا على المادة التي تتفاعل معها ، أن تظهر خصائص حمض أو قاعدة. على سبيل المثال ، في التفاعلات مع المحاليل المائية لحمض الأسيتيك ، يكون الماء قاعدة ، ومع المحاليل المائية للأمونيا ، فهو حمض.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -. هنا ، يتبرع جزيء حمض الخليك ببروتون إلى جزيء ماء ؛

2) NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + هل هو -. هنا ، يقبل جزيء الأمونيا بروتونًا من جزيء الماء.

وبالتالي ، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) H 2 O (حمض) و هل هو - (القاعدة المترافقة)

2) H 3 O + (حمض) و H 2 O(القاعدة المترافقة).

في الحالة الأولى ، يتبرع الماء بالبروتون ، وفي الحالة الثانية يقبله.

هذه الخاصية تسمى amphiprotonicity... المواد التي يمكن أن تتفاعل مثل الأحماض والقواعد تسمى مذبذب... في الطبيعة الحية ، غالبًا ما توجد هذه المواد. على سبيل المثال ، الأحماض الأمينية قادرة على تكوين أملاح مع كل من الأحماض والقواعد. لذلك ، تشكل الببتيدات بسهولة مركبات التنسيق مع وجود أيونات المعادن.

وبالتالي ، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الحركة الكاملة لسرير الإلكترونات الرابطة بإحدى النوى. هذا يعني أن هناك منطقة بين الأيونات حيث كثافة الإلكترون تقارب الصفر.

النوع الثاني من الاتصالتساهمية الإتصال

يمكن أن تشكل الذرات تكوينات إلكترونية مستقرة عن طريق مشاركة الإلكترونات.

تتشكل هذه الرابطة عندما يتم تكوين زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر من كل ذرة. في هذه الحالة ، يتم توزيع إلكترونات الرابطة الاجتماعية بالتساوي بين الذرات. تتضمن أمثلة الروابط التساهمية متجانس النوىثنائي الذرة جزيئات H. 2 , ن 2 , F 2. Allotropes لها نفس نوع الاتصال. ا 2 والأوزون ا 3 والجزيء متعدد الذرات س 8 ، وكذلك جزيئات غير متجانسة كلوريد الهيدروجين هكل، نشبع كو 2 ، الميثان CH 4 ، الإيثانول من 2 ح 5 هل هو، سادس فلوريد الكبريت سادس 6 ، الأسيتيلين من 2 ح 2. تشترك جميع هذه الجزيئات في نفس الإلكترونات ، وتكون روابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).

من المهم لعلماء الأحياء أن يتم تقليل أنصاف الأقطار التساهمية للذرات في الروابط المزدوجة والثلاثية مقارنة برابطة واحدة.

تين. أربعة. الرابطة التساهمية في جزيء Cl 2.

أنواع الروابط الأيونية والتساهمية هما حالتان مقيّدتان للعديد من الأنواع الموجودة من الروابط الكيميائية ، وفي الممارسة العملية ، تكون معظم الروابط وسيطة.

المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لفترة واحدة أو فترات مختلفة من نظام منديليف تشكل في الغالب روابط أيونية. مع اقتراب العناصر من بعضها البعض خلال هذه الفترة ، يقل الطابع الأيوني لمركباتها ، ويزداد الطابع التساهمي. على سبيل المثال ، تشكل هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري في الغالب روابط أيونية ( كلوريد الصوديوم ، AgBr ، BaSO 4 ، CaCO 3 ، KNO 3 ، CaO ، هيدروكسيد الصوديوم) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4الفينول ج 6 ح 5 أوهالجلوكوز ج 6 س 12 س 6، الإيثانول ج 2 ح 5 يا).

الرابطة التساهمية ، بدورها ، لها تعديل آخر.

في الأيونات متعددة الذرات وفي الجزيئات البيولوجية المعقدة ، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط من واحدذرة. يدعي جهات مانحةزوج إلكتروني. تسمى الذرة التي تجعل هذا الزوج من الإلكترونات مع المتبرع متقبلزوج إلكتروني. يسمى هذا النوع من الرابطة التساهمية التنسيق (المتبرع المتقبل, أوdative) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية في علم الأحياء والطب ، حيث يتم وصف كيمياء العناصر الأكثر أهمية في التمثيل الغذائي إلى حد كبير عن طريق روابط التنسيق.

تين. خمسة.

كقاعدة عامة ، في مركب معقد ، تعمل ذرة فلز كمستقبل لزوج إلكترون ؛ على العكس من ذلك ، في الروابط الأيونية والتساهمية ، تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

يمكن توضيح جوهر الرابطة التساهمية وتنوعها - رابطة التنسيق - باستخدام نظرية أخرى للأحماض والقواعد التي اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع مفهوم المصطلحين "حمض" و "قاعدة" وفقًا لنظرية برونستيد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة تكوين الأيونات المعقدة ومشاركة المواد في تفاعلات الاستبدال النووي ، أي في تكوين CS.

وفقًا لـ Lewis ، فإن الحمض مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية بقبول زوج إلكترون من قاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج إلكترون وحيد ، والذي ، من خلال التبرع بالإلكترونات ، يشكل رابطة تساهمية مع حمض لويسيك.

أي أن نظرية لويس توسع نطاق تفاعلات القاعدة الحمضية للتفاعلات التي لا تشارك فيها البروتونات على الإطلاق. علاوة على ذلك ، فإن البروتون نفسه ، وفقًا لهذه النظرية ، هو أيضًا حمض ، لأنه قادر على قبول زوج الإلكترون.

لذلك ، وفقًا لهذه النظرية ، الكاتيونات هي أحماض لويس ، والأنيونات هي قواعد لويس. مثال على ذلك هو ردود الفعل التالية:

لقد لوحظ أعلاه أن التقسيم الفرعي للمواد إلى مواد أيونية وتساهمية نسبي ، حيث لا يحدث الانتقال الكامل للإلكترون من ذرات المعدن إلى الذرات المستقبلة في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الروابط الأيونية ، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات من الإشارة المعاكسة ، لذلك يتم استقطابها بشكل متبادل ، وتشوه قذائفها.

الاستقطابيحددها الهيكل الإلكتروني وشحنة وحجم الأيونات ؛ إنه أعلى بالنسبة للأنيونات منه في الكاتيونات. أعلى قابلية للاستقطاب بين الكاتيونات هي الكاتيونات ذات الشحنة الأكبر والحجم الأصغر ، على سبيل المثال ، لـ Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+... له تأثير استقطاب قوي ح +. نظرًا لأن تأثير الاستقطاب الأيوني ثنائي الجانب ، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.

النوع الثالث من الاتصال هوثنائي القطب ثنائي القطب الإتصال

بالإضافة إلى أنواع الاتصالات المدرجة ، هناك أيضًا ثنائي القطب ثنائي القطب بين الجزيئاتالتفاعلات ، وتسمى أيضًا فان دير فال .

تعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطب جاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم المستحث ( الحث جاذبية)؛ ثنائي أقطاب لحظي مستحث ( مشتت الجاذبية ، أو قوى لندن. تين. 6).

تين. 6.

فقط الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية ( حمض الهيدروكلوريك ، NH 3 ، SO 2 ، H 2 O ، C 6 H 5 Cl) ، وقوة الرابطة هي 1-2 ديباية(1D \u003d 3.338 × 10 30 كولوم متر - سم × م).

في الكيمياء الحيوية ، يتم تمييز نوع آخر من الروابط - هيدروجين الحد من السندات ثنائي القطب ثنائي القطب جاذبية. تتشكل هذه الرابطة عن طريق التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة كهربية ، غالبًا الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس القدرة الكهربية (على سبيل المثال ، مع الكلور والكبريت) ، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تختلف ذرة الهيدروجين في ميزة أساسية واحدة: عندما يتم سحب الإلكترونات الرابطة للخلف ، تنكشف نواتها - البروتون - وتتوقف الإلكترونات عن الغربلة.

لذلك ، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

تتشكل الرابطة الهيدروجينية ، على عكس رابطة فان دير فال ، ليس فقط أثناء التفاعلات بين الجزيئات ، ولكن أيضًا داخل جزيء واحد - ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئرابطة الهيدروجين. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في الكيمياء الحيوية ، على سبيل المثال ، لتثبيت بنية البروتينات في شكل حلزون a ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).

الشكل 7.

روابط الهيدروجين وفان دير فال أضعف بكثير من الروابط الأيونية والتساهمية والتنسيق. يشار إلى طاقة الروابط بين الجزيئات في الجدول. واحد.

الجدول 1. طاقة القوى الجزيئية

ملحوظة: درجة التفاعلات الجزيئية تعكس المحتوى الحراري للذوبان والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري لذوبان المركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.

النوع الرابع من الاتصال هورابطة معدنية

أخيرًا ، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - فلز: توصيل الأيونات الموجبة لشبكة المعادن بالإلكترونات الحرة. هذا النوع من الاتصال غير موجود في الكائنات البيولوجية.

من نظرة عامة موجزة عن أنواع الروابط ، يتضح أحد التفاصيل: معلمة مهمة لذرة أو أيون معدني - مانح إلكترون ، وكذلك ذرة - متقبل إلكترون ، هو الحجم.

دون الخوض في التفاصيل ، نلاحظ أن أنصاف الأقطار التساهمية للذرات ، ونصف القطر الأيوني للمعادن ، وأنصاف أقطار فان دير فالس للجزيئات المتفاعلة تزداد كلما زاد عددها الترتيبي في مجموعات النظام الدوري. في هذه الحالة ، تكون قيم أنصاف أقطار الأيونات هي الأصغر ، وتكون قيم نصف قطر فان دير فال هي الأكبر. كقاعدة عامة ، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة ، يزداد أنصاف أقطار جميع العناصر ، التساهمية و van der Waals.

الأكثر أهمية لعلماء الأحياء والأطباء التنسيق(متقبل المانح) تعتبر الوصلات من خلال كيمياء التنسيق.

المواد العضوية الحيوية الطبية. ك. بارشكوف

رقم المهمة 1

من القائمة المقترحة ، حدد مركبين يوجد فيهما رابطة كيميائية أيونية.

• 1.Ca (ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3. NH 4 Cl
• 4. HClO 4
• 5. Cl 2 O 7

الجواب: 13

في الغالبية العظمى من الحالات ، من الممكن تحديد وجود نوع أيوني من الرابطة في مركب من خلال حقيقة أن تكوين وحداته الهيكلية يتضمن في نفس الوقت ذرات من معدن نموذجي وذرات غير فلزية.

على هذا الأساس ، نثبت أن هناك رابطة أيونية في المركب تحت الرقم 1 - Ca (ClO 2) 2 ، لأن في صيغته يمكنك رؤية ذرات معدن كالسيوم نموذجي وذرات غير فلزية - أكسجين وكلور.

ومع ذلك ، لم يعد هناك المزيد من المركبات التي تحتوي على ذرات معدنية وغير معدنية في هذه القائمة.

من بين المركبات المحددة في المهمة هناك كلوريد الأمونيوم ، حيث تتحقق الرابطة الأيونية بين كاتيون الأمونيوم NH 4 + وأيون الكلوريد Cl -.

رقم المهمة 2

من القائمة المقدمة ، حدد مركبين يكون فيهما نوع الرابطة الكيميائية هو نفسه الموجود في جزيء الفلور.

1) الأكسجين

2) أكسيد النيتريك (II)

3) بروميد الهيدروجين

4) يوديد الصوديوم

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

يتكون جزيء الفلور (F 2) من ذرتين من عنصر كيميائي واحد من مادة غير فلزية ، وبالتالي فإن الرابطة الكيميائية في هذا الجزيء تكون تساهمية غير قطبية.

لا يمكن تحقيق الرابطة التساهمية غير القطبية إلا بين ذرات نفس العنصر الكيميائي في مادة غير فلزية.

من بين الخيارات المقترحة ، فقط الأكسجين والماس لهما رابطة تساهمية غير قطبية. جزيء الأكسجين ثنائي الذرة ، ويتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد من مادة غير معدنية. الماس له تركيب ذري وفي بنيته ، كل ذرة كربون ، وهي غير معدنية ، مرتبطة بأربع ذرات كربون أخرى.

أكسيد النيتريك (II) مادة تتكون من جزيئات تتكون من ذرات من نوعين مختلفين من غير المعادن. نظرًا لأن الكهرسلبية للذرات المختلفة دائمًا ما تكون مختلفة ، فإن مجموع زوج الإلكترون في الجزيء يتحول نحو عنصر كهرسلبي أكثر ، وهو الأكسجين في هذه الحالة. وبالتالي ، فإن الرابطة في جزيء NO هي قطبية تساهمية.

يتكون بروميد الهيدروجين أيضًا من جزيئات ثنائية الذرة تتكون من ذرات الهيدروجين والبروم. يتم إزاحة زوج الإلكترون الشائع الذي يشكل رابطة H-Br نحو ذرة البروم الكهربية. الرابطة الكيميائية في جزيء HBr هي أيضًا قطبية تساهمية.

يوديد الصوديوم مادة أيونية تتكون من كاتيون معدني وأنيون يوديد. تتشكل الرابطة في جزيء NaI بسبب انتقال الإلكترون من 3 س-محور من ذرة الصوديوم (تتحول ذرة الصوديوم إلى كاتيون) إلى غير ممتلئ 5 ص- مداري ذرة اليود (تتحول ذرة اليود إلى أنيون). تسمى هذه الرابطة الكيميائية الأيونية.

رقم المهمة 3

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين بين الجزيئات التي تتكون منها روابط الهيدروجين.

• 1.C 2 H 6
• 2.C 2 H 5 OH
• 3. H 2 O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5.CH 3 COCH 3

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

خاطئة:

تحدث الروابط الهيدروجينية في مواد ذات بنية جزيئية ، حيث توجد روابط تساهمية HO و HN و HF. أولئك. الروابط التساهمية لذرة الهيدروجين مع ذرات ثلاثة عناصر كيميائية ذات أعلى كهرسلبية.

وبالتالي ، من الواضح أن هناك روابط هيدروجينية بين الجزيئات:

2) الكحوليات

3) الفينولات

4) الأحماض الكربوكسيلية

5) الأمونيا

6) الأمينات الأولية والثانوية

7) حمض الهيدروفلوريك

رقم المهمة 4

حدد مركبين مع روابط كيميائية أيونية من القائمة.

• 1.PCl 3
• 2.CO 2
• 3. كلوريد الصوديوم
• 4.H 2 S.
• 5. MgO

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 35

خاطئة:

في الغالبية العظمى من الحالات ، من الممكن استخلاص استنتاج حول وجود نوع أيوني من الرابطة في مركب من حقيقة أن الوحدات الهيكلية للمادة تشتمل في نفس الوقت على ذرات من معدن نموذجي وذرات غير فلزية .

على هذا الأساس ، أثبتنا وجود رابطة أيونية في المركب المرقّم 3 (NaCl) و 5 (MgO).

ملحوظة*

بالإضافة إلى الإشارة أعلاه ، يمكن ذكر وجود رابطة أيونية في مركب إذا كانت وحدته الهيكلية تحتوي على كاتيون أمونيوم (NH 4 +) أو نظائرها العضوية - كاتيونات ألكيلامونيوم RNH 3 + ، Dialkylammonium R 2 NH 2 + ، تجربة الأيلامونيوم R 3 NH + أو رباعي ألكيل الأمونيوم R 4 N + ، حيث R عبارة عن بعض جذور الهيدروكربون. على سبيل المثال ، يحدث النوع الأيوني للرابطة في المركب (CH 3) 4 NCl بين الكاتيون (CH 3) 4 + وأيون الكلوريد Cl -.

رقم المهمة 5

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين من نفس النوع من الهيكل.

4) ملح الطعام

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

رقم المهمة 8

اختر مادتين من التركيب غير الجزيئي من القائمة المقترحة.

2) الأكسجين

3) الفسفور الأبيض

5) السيليكون

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

رقم المهمة 11

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة مزدوجة بين ذرات الكربون والأكسجين.

3) الفورمالديهايد

4) حمض الخليك

5) الجلسرين

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 34

رقم المهمة 14

من القائمة المقترحة ، اختر مادتين لهما رابطة أيونية.

1) الأكسجين

3) أول أكسيد الكربون (IV)

4) كلوريد الصوديوم

5) أكسيد الكالسيوم

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

رقم المهمة 15

من القائمة المتوفرة ، حدد مادتين بنفس نوع الشبكة البلورية مثل الماس.

1) السيليكا SiO 2

2) أكسيد الصوديوم Na 2 O

3) أول أكسيد الكربون CO

4) الفسفور الأبيض ص 4

5) السيليكون سي

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

رقم المهمة 20

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة ثلاثية واحدة.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3.C 2 H4
• 4.N 2
• 5.C 2 H 2

اكتب أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

خاطئة:

للعثور على الإجابة الصحيحة ، دعنا نرسم الصيغ الهيكلية للمركبات من القائمة المعروضة:

وهكذا نرى أن هناك رابطة ثلاثية في جزيئات النيتروجين والأسيتيلين. أولئك. الإجابات الصحيحة 45

رقم المهمة 21

من القائمة المقترحة ، حدد مادتين في الجزيئات التي يوجد بها رابطة تساهمية غير قطبية.

1- معادن الأرض القلوية

5) إلى عناصر s

6) إلى ف - العناصر

7) د - العناصر

8) إلى و - العناصر

2. كم عدد الإلكترونات التي تحتويها ذرات الفلزات القلوية الأرضية على مستوى الطاقة الخارجية؟

1) واحد 2) اثنان 3) ثلاثة 4) أربعة

3. في التفاعلات الكيميائية ، تظهر ذرات الألومنيوم

3) الخواص المؤكسدة 2) الخواص الحمضية

4) 3) اختزال الخصائص 4) الخصائص الأساسية

4. تفاعل الكالسيوم مع الكلور يشير إلى التفاعلات

1) التحلل 2) المركبات 3) البدائل 4) التبادل

5. الوزن الجزيئي لبيكربونات الصوديوم هو:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. أي ذرة أثقل - حديد أم سيليكون - وكم مرة؟

4. تحديد الأوزان الجزيئية النسبية للمواد البسيطة: الهيدروجين ، الأكسجين ، الكلور ، النحاس ، الماس (الكربون). تذكر أي منها يتكون من جزيئات ثنائية الذرة والتي تتكون من ذرات.
5- احسب الأوزان الجزيئية النسبية للمركبات التالية لثاني أكسيد الكربون CO2 حامض الكبريتيك H2SO4 السكر C12H22O11 كحول الإيثيل C2H6O الرخام CaCPO3
6. في بيروكسيد الهيدروجين ، توجد ذرة هيدروجين واحدة لذرة أكسجين واحدة. حدد معادلة بيروكسيد الهيدروجين ، إذا كان معروفًا أن وزنه الجزيئي النسبي هو 34. ما هي نسبة كتلة الهيدروجين والأكسجين في هذا المركب؟
7. كم مرة يكون جزيء ثاني أكسيد الكربون أثقل من جزيء الأكسجين؟

مساعدة pozhzhzhzhaluysta ، مهمة الصف 8.