3.3.1 Wiązanie kowalencyjne jest dwucentrowym wiązaniem dwuelektronowym powstałym w wyniku nakładania się chmur elektronów przenoszących niesparowane elektrony o spinach antyrównoległych. Z reguły powstaje pomiędzy atomami jednego pierwiastka chemicznego.
Ilościowo charakteryzuje się wartościowością. Wartościowość pierwiastka - jest to jego zdolność do tworzenia określonej liczby wiązań chemicznych dzięki wolnym elektronom znajdującym się w atomowym paśmie walencyjnym.
Wiązanie kowalencyjne tworzy tylko para elektronów znajdujących się pomiędzy atomami. Nazywa się to rozdzieloną parą. Pozostałe pary elektronów nazywane są samotnymi parami. Wypełniają muszle i nie biorą udziału w wiązaniu. Połączenie między atomami może być realizowane nie tylko przez jedną, ale także przez dwie, a nawet trzy podzielone pary. Takie połączenia nazywane są podwójnie itp rój - wiele połączeń.
3.3.1.1 Kowalencyjne wiązanie niepolarne. Nazywa się wiązanie powstałe poprzez utworzenie par elektronów, które w równym stopniu należą do obu atomów kowalencyjne niepolarne. Zachodzi pomiędzy atomami o praktycznie równej elektroujemności (0,4 > ΔEO > 0), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów w cząsteczkach homojądrowych. Na przykład H 2, O 2, N 2, Cl 2 itp. Moment dipolowy takich wiązań wynosi zero. Wiązanie CH w węglowodorach nasyconych (na przykład w CH 4) uważa się za praktycznie niepolarne, ponieważ ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kowalencyjne wiązanie polarne. Jeśli cząsteczkę tworzą dwa różne atomy, wówczas strefa nakładania się chmur elektronów (orbitali) przesuwa się w stronę jednego z atomów i takie wiązanie nazywa się polarny . Przy takim wiązaniu prawdopodobieństwo znalezienia elektronów w pobliżu jądra jednego z atomów jest większe. Na przykład HCl, H 2 S, PH 3.
Wiązanie kowalencyjne polarne (niesymetryczne). - wiązanie pomiędzy atomami o różnej elektroujemności (2 > ΔEO > 0,4) i asymetrycznym rozkładzie wspólnej pary elektronów. Zwykle tworzy się pomiędzy dwoma niemetalami.
Gęstość elektronowa takiego wiązania jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego, co powoduje pojawienie się na nim częściowego ładunku ujemnego (delta minus), a na mniejszym częściowego ładunku dodatniego (delta plus). atom elektroujemny.
C? .
Kierunek przemieszczenia elektronów jest również wskazany strzałką:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Im większa różnica elektroujemności połączonych atomów, tym większa polarność wiązania i większy jego moment dipolowy. Pomiędzy ładunkami cząstkowymi o przeciwnych znakach działają dodatkowe siły przyciągające. Dlatego im bardziej polarne jest wiązanie, tym jest ono silniejsze.
Z wyjątkiem polaryzowalność wiązanie kowalencyjne ma nieruchomość nasycenie – zdolność atomu do tworzenia tylu wiązań kowalencyjnych, ile ma energetycznie dostępnych orbitali atomowych. Trzecią właściwością wiązania kowalencyjnego jest jego kierunek.
3.3.2 Wiązanie jonowe. Siłą napędową jego powstania jest to samo pragnienie atomów posiadania powłoki oktetu. Ale w niektórych przypadkach taka powłoka „oktetu” może powstać tylko wtedy, gdy elektrony zostaną przeniesione z jednego atomu na drugi. Dlatego z reguły powstaje wiązanie jonowe między metalem i niemetalem.
Rozważmy jako przykład reakcję pomiędzy atomami sodu (3s 1) i fluoru (2s 2 3s 5). Różnica elektroujemności w związku NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Sód, oddawszy swój elektron 3s 1 fluorowi, staje się jonem Na + i pozostaje z wypełnioną powłoką 2s 2 2p 6, co odpowiada konfiguracji elektronicznej atomu neonu. Fluor uzyskuje dokładnie tę samą konfigurację elektroniczną, przyjmując jeden elektron oddany przez sód. W rezultacie pomiędzy przeciwnie naładowanymi jonami powstają elektrostatyczne siły przyciągania.
Wiązanie jonowe - skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego, oparty na elektrostatycznym przyciąganiu jonów. Wiązanie takie zachodzi wtedy, gdy występuje duża różnica w elektroujemności połączonych atomów (EO > 2), gdy mniej elektroujemny atom prawie całkowicie oddaje swoje elektrony walencyjne i zamienia się w kation, a inny, bardziej elektroujemny atom przyłącza się te elektrony i staje się anionem. Oddziaływanie jonów o przeciwnym znaku nie zależy od kierunku, a siły Coulomba nie mają właściwości nasycenia. Z tego powodu wiązanie jonowe nie ma przestrzeni centrum I nasycenie , ponieważ każdy jon jest powiązany z pewną liczbą przeciwjonów (liczba koordynacyjna jonu). Dlatego związki z wiązaniami jonowymi nie mają struktury molekularnej i są substancjami stałymi tworzącymi jonowe sieci krystaliczne, o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia, są silnie polarne, często mają charakter soli i przewodzą prąd elektryczny w roztworach wodnych. Na przykład MgS, NaCl, A 2 O 3. Praktycznie nie ma związków z wiązaniami czysto jonowymi, ponieważ zawsze pozostaje pewna ilość kowalencji, ponieważ nie obserwuje się całkowitego przeniesienia jednego elektronu na drugi atom; w najbardziej „jonowych” substancjach udział jonowości wiązania nie przekracza 90%. Na przykład w NaF polaryzacja wiązania wynosi około 80%.
W związkach organicznych wiązania jonowe są dość rzadkie, ponieważ Atom węgla nie ma tendencji ani do utraty, ani do zyskania elektronów, tworząc jony.
Wartościowość Pierwiastki w związkach z wiązaniami jonowymi są bardzo często charakteryzowane stan utlenienia , co z kolei odpowiada wartości ładunku jonu pierwiastkowego w danym związku.
Stan utlenienia - jest to konwencjonalny ładunek, który atom uzyskuje w wyniku redystrybucji gęstości elektronów. Ilościowo charakteryzuje się liczbą elektronów przesuniętych z elementu mniej elektroujemnego do elementu bardziej elektroujemnego. Dodatnio naładowany jon powstaje z pierwiastka, który oddał swoje elektrony, a jon ujemny powstaje z pierwiastka, który przyjął te elektrony.
Element znajdujący się w najwyższy stopień utlenienia (maksymalnie dodatni), oddał już wszystkie swoje elektrony walencyjne znajdujące się w AVZ. A ponieważ ich liczba jest określona przez numer grupy, w której znajduje się element najwyższy stopień utlenienia dla większości elementów i będzie równa numer grupy . Dotyczący najniższy stopień utlenienia (maksymalnie ujemny), pojawia się podczas tworzenia powłoki ośmioelektronowej, to znaczy w przypadku całkowitego wypełnienia AVZ. Dla niemetale oblicza się to ze wzoru Numer grupy – 8 . Dla metale równy zero , ponieważ nie mogą przyjmować elektronów.
Na przykład AVZ siarki ma postać: 3s 2 3p 4. Jeśli atom odda wszystkie swoje elektrony (sześć), osiągnie najwyższy stopień utlenienia +6 , równy numerowi grupy VI , jeśli potrzeba dwóch niezbędnych do ukończenia stabilnej powłoki, uzyska ona najniższy stopień utlenienia –2 , równy Numer grupy – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Wiązanie metaliczne. Większość metali ma szereg właściwości, które mają charakter ogólny i różnią się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te tłumaczy się istnieniem specjalnego rodzaju interakcji w metalach – połączenie metalowe.
Zgodnie z ich położeniem w układzie okresowym atomy metali posiadają niewielką liczbę elektronów walencyjnych, które są raczej słabo związane z ich jądrami i można je łatwo od nich odłączyć. W rezultacie w sieci krystalicznej metalu pojawiają się dodatnio naładowane jony, zlokalizowane w określonych pozycjach sieci krystalicznej oraz duża liczba zdelokalizowanych (wolnych) elektronów, poruszających się stosunkowo swobodnie w polu ośrodków dodatnich i komunikujących się pomiędzy wszystkimi metalami atomy wskutek przyciągania elektrostatycznego.
Jest to ważna różnica między wiązaniami metalicznymi a wiązaniami kowalencyjnymi, które mają ścisłą orientację w przestrzeni. Siły wiązania w metalach nie są zlokalizowane ani ukierunkowane, a wolne elektrony tworzące „gaz elektronowy” powodują wysoką przewodność cieplną i elektryczną. Dlatego w tym przypadku nie można mówić o kierunku wiązań, ponieważ elektrony walencyjne są rozmieszczone prawie równomiernie w całym krysztale. Tym właśnie tłumaczy się na przykład plastyczność metali, czyli możliwość przemieszczania jonów i atomów w dowolnym kierunku
3.3.4 Więź dawca-akceptor. Oprócz mechanizmu powstawania wiązań kowalencyjnych, zgodnie z którym w wyniku oddziaływania dwóch elektronów powstaje wspólna para elektronów, istnieje również szczególny mechanizm dawca-akceptor . Polega ona na tym, że wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku przejścia już istniejącej (samotnej) pary elektronów dawca (dostawca elektronów) do wspólnego użytku dawcy oraz akceptor (dostawca wolnego orbitalu atomowego).
Po utworzeniu nie różni się od kowalencyjnego. Mechanizm donor-akceptor dobrze ilustruje schemat tworzenia jonu amonowego (ryc. 9) (gwiazdki wskazują elektrony zewnętrznego poziomu atomu azotu):
Rysunek 9 - Schemat powstawania jonu amonowego
Wzór elektroniczny ABZ atomu azotu to 2s 2 2p 3, to znaczy ma trzy niesparowane elektrony, które wchodzą w wiązanie kowalencyjne z trzema atomami wodoru (1s 1), z których każdy ma jeden elektron walencyjny. W tym przypadku powstaje cząsteczka amoniaku NH3, w której zachowywana jest samotna para elektronów azotu. Jeśli proton wodoru (1s 0), który nie ma elektronów, zbliży się do tej cząsteczki, wówczas azot przeniesie swoją parę elektronów (donor) na ten orbital atomowy wodoru (akceptor), w wyniku czego powstanie jon amonowy. W nim każdy atom wodoru jest połączony z atomem azotu wspólną parą elektronów, z których jeden jest realizowany poprzez mechanizm donor-akceptor. Należy zauważyć, że wiązania H-N utworzone w wyniku różnych mechanizmów nie mają żadnych różnic we właściwościach. Zjawisko to wynika z faktu, że w momencie tworzenia wiązania orbitale elektronów 2s i 2p atomu azotu zmieniają swój kształt. W rezultacie pojawiają się cztery orbitale o dokładnie tym samym kształcie.
Donorami są zwykle atomy z dużą liczbą elektronów, ale z małą liczbą niesparowanych elektronów. Dla pierwiastków okresu II, oprócz atomu azotu, taka możliwość istnieje dla tlenu (dwie samodzielne pary) i fluoru (trzy wolne pary). Na przykład jon wodorowy H + w roztworach wodnych nigdy nie jest w stanie wolnym, ponieważ jon hydroniowy H 3 O + zawsze powstaje z cząsteczek wody H 2 O i jonu H +. Jon hydroniowy występuje we wszystkich roztworach wodnych , choć dla ułatwienia zapisu zachowano symbol H+.
3.3.5 Wiązanie wodorowe. Atom wodoru związany z pierwiastkiem silnie elektroujemnym (azot, tlen, fluor itp.), który „przyciąga” do siebie wspólną parę elektronów, doświadcza braku elektronów i uzyskuje efektywny ładunek dodatni. Dlatego jest w stanie oddziaływać z wolną parą elektronów innego atomu elektroujemnego (który uzyskuje efektywny ładunek ujemny) tej samej (wiązanie wewnątrzcząsteczkowe) lub innej cząsteczki (wiązanie międzycząsteczkowe). W rezultacie istnieje wiązanie wodorowe , co jest graficznie oznaczone kropkami:
Wiązanie to jest znacznie słabsze niż inne wiązania chemiczne (energia jego powstania wynosi 10 – 40 kJ/mol) i ma głównie charakter częściowo elektrostatyczny, częściowo donorowo-akceptorowy.
Wiązanie wodorowe odgrywa niezwykle ważną rolę w makrocząsteczkach biologicznych, takich jak związki nieorganiczne, takie jak H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na przykład wiązania OH w H2O mają wyraźnie polarny charakter, z nadmiarem ładunku ujemnego – na atomie tlenu. Przeciwnie, atom wodoru uzyskuje niewielki ładunek dodatni + i może oddziaływać z samotnymi parami elektronów atomu tlenu sąsiedniej cząsteczki wody.
Oddziaływanie między cząsteczkami wody okazuje się dość silne, tak że nawet w parze wodnej występują dimery i trimery o składzie (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 itd. W roztworach długie łańcuchy towarzyszeń ten typ może pojawić się:
ponieważ atom tlenu ma dwie wolne pary elektronów.
Obecność wiązań wodorowych wyjaśnia wysokie temperatury wrzenia wody, alkoholi i kwasów karboksylowych. Dzięki wiązaniom wodorowym woda charakteryzuje się tak wysokimi temperaturami topnienia i wrzenia w porównaniu do H 2 E (E = S, Se, Te). Gdyby nie było wiązań wodorowych, woda topiłaby się w temperaturze –100°C i wrzała w –80°C. Typowe przypadki asocjacji obserwuje się dla alkoholi i kwasów organicznych.
Wiązania wodorowe mogą występować zarówno pomiędzy różnymi cząsteczkami, jak i w obrębie cząsteczki, jeśli cząsteczka ta zawiera grupy posiadające zdolności donorowe i akceptorowe. Na przykład to wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe odgrywają główną rolę w tworzeniu łańcuchów peptydowych, które determinują strukturę białek. Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji.
Atomy innych pierwiastków nie tworzą wiązań wodorowych , ponieważ siły przyciągania elektrostatycznego przeciwległych końców dipoli wiązań polarnych (O-H, N-H itp.) są raczej słabe i działają tylko na krótkich dystansach. Wodór, posiadający najmniejszy promień atomowy, pozwala takim dipolom zbliżyć się tak blisko, że zauważalne stają się siły przyciągania. Żaden inny pierwiastek o dużym promieniu atomowym nie jest w stanie utworzyć takich wiązań.
3.3.6 Siły oddziaływań międzycząsteczkowych (siły van der Waalsa). W 1873 roku holenderski naukowiec I. Van der Waals zasugerował, że istnieją siły powodujące przyciąganie między cząsteczkami. Siły te nazwano później siłami van der Waalsa – najbardziej uniwersalny rodzaj wiązania międzycząsteczkowego. Energia wiązania van der Waalsa jest mniejsza niż wiązania wodorowego i wynosi 2–20 kJ/∙mol.
W zależności od sposobu występowania siły dzielimy na:
1) orientacyjne (dipol-dipol lub jon-dipol) - występują między cząsteczkami polarnymi lub między jonami a cząsteczkami polarnymi. Gdy cząsteczki polarne zbliżają się do siebie, orientują się tak, że dodatnia strona jednego dipola jest skierowana w stronę ujemnej strony drugiego dipola (Rysunek 10).
|
Rysunek 10 – Interakcja orientacji |
||||
2) indukcja (dipol indukowany dipolem lub dipol indukowany jonem) – powstają pomiędzy cząsteczkami lub jonami polarnymi i cząsteczkami niepolarnymi, ale zdolnymi do polaryzacji. Dipole mogą wpływać na cząsteczki niepolarne, zamieniając je we wskazane (indukowane) dipole. (Rysunek 11).
|
Rysunek 11 - Oddziaływanie indukcyjne |
||||
3) dyspersyjne (dipol indukowany - dipol indukowany) - powstają pomiędzy cząsteczkami niepolarnymi zdolnymi do polaryzacji. W dowolnej cząsteczce lub atomie gazu szlachetnego występują wahania gęstości elektrycznej, w wyniku czego pojawiają się chwilowe dipole, które z kolei indukują chwilowe dipole w sąsiednich cząsteczkach. Ruch chwilowych dipoli staje się spójny, ich pojawianie się i zanik następuje synchronicznie. W wyniku oddziaływania chwilowych dipoli, energia układu maleje (rys. 12).
|
Rysunek 12 - Oddziaływanie dyspersji |
|||||||
Wiązania chemiczne rozumiane są jako różnego rodzaju oddziaływania warunkujące trwałe istnienie związków dwu- i wieloatomowych: cząsteczek, jonów, substancji krystalicznych. Ze swojej natury wiązanie chemiczne to oddziaływanie między dodatnio naładowanymi jądrami i ujemnie naładowanymi elektronami, a także elektronami między sobą. Główne rodzaje wiązań chemicznych: kowalencyjne, jonowe, metaliczne. Do opisu wiązań kowalencyjnych stosuje się dwie metody – metodę wiązań walencyjnych (VBC) i metodę orbitali molekularnych (MMO).
Metoda BC opiera się na następujących założeniach:
1. W tworzeniu wiązania kowalencyjnego uczestniczą tylko niesparowane elektrony dwóch atomów o przeciwnie skierowanych spinach (mechanizm wymiany tworzenia wiązania) lub para elektronów jednego atomu
Donor i wolny orbital innego atomu - akceptora (mechanizm donor-akceptor).
2. Kowalencyjne wiązanie chemiczne między dwoma atomami powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych z utworzeniem par elektronów (wspólność dwóch elektronów).
Zgodnie z teorią wiązań walencyjnych, wiązanie kowalencyjne jest skierowane w stronę maksymalnego nakładania się orbitali atomowych oddziałujących atomów.
O strukturze geometrycznej (przestrzennej) cząsteczki składającej się z więcej niż dwóch atomów decyduje względne ułożenie orbitali atomowych biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Cząsteczka AB 2 może mieć charakter liniowy 
lub struktura kątowa (a). Cząsteczka AB 3 może mieć kształt regularnego trójkąta (b), piramidy trygonalnej (c). Cząsteczka AB 4 – kształt czworościenny (d).
A) 
B) 
V) 
G) 
O strukturze przestrzennej cząsteczki decyduje rodzaj hybrydyzacji orbitali walencyjnych atomu centralnego oraz liczba wolnych par elektronów zawartych w warstwie elektronów walencyjnych.
Przykład 1. Opisz budowę cząsteczek z punktu widzenia metody wiązań walencyjnych: a) PH 3, b) BBr 3. Które orbitale atomowe biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych? Wskazać rodzaj hybrydyzacji (jeśli hybrydyzacja występuje). Jaka jest struktura przestrzenna tych cząsteczek?
Rozwiązanie. a) Tworzenie cząsteczki PH 3.
Napiszmy wzory elektroniczne atomów tworzących cząsteczkę PH 3 w stanie podstawowym (normalnym): 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; 1 N 1s 1
Elektronowe wzory graficzne poziomu zewnętrznego tych atomów:
W tej cząsteczce centralnym atomem jest atom fosforu, w którym tylko orbitale p, znajdujące się na tym samym podpoziomie i mające ten sam kształt i tę samą energię, biorą udział w tworzeniu trzech wiązań chemicznych. W konsekwencji nie ma hybrydyzacji w cząsteczce PH 3.
Aby zwizualizować schematy wartościowości, możesz zastosować następującą metodę. Elektrony znajdujące się w zewnętrznej warstwie elektronowej są oznaczone kropkami umieszczonymi wokół symbolu chemicznego atomu. Elektrony wspólne dla dwóch atomów są oznaczone kropkami umieszczonymi pomiędzy ich symbolami chemicznymi; wiązanie podwójne lub potrójne jest oznaczone odpowiednio dwiema lub trzema parami punktów wspólnych. Stosując te oznaczenia, powstawanie cząsteczki PH 3 można przedstawić w następujący sposób:
H
ê
Schemat ten można zapisać inaczej: H – P – H, gdzie każdej parze elektronów łączących dwa atomy odpowiada jedna linia reprezentująca wiązanie kowalencyjne we wzorach strukturalnych.
opcja 1
1. Określ rodzaj wiązania chemicznego w związkach N₂, KF, HF, NH₃ i H₂S. Zapisz wzory strukturalne i elektroniczne związków NH₃ i HF.
2. Narysuj wzory elektroniczne obojętnego atomu i jonu litu. Czym różnią się struktury tych cząstek?
Li: 1s2 2s1 – obojętny atom litu
Kation litu (oddał jeden elektron): Li+: 1s2 2s0
3. Określ rodzaj sieci krystalicznej charakterystycznej dla każdej z następujących substancji: chlorek potasu, grafit, cukier, jod, diament.
KCl to sieć jonowa, atomowa, cukier jest molekularny, jod jest molekularny, diament jest atomowy.
Opcja 2
1. Z podanych wzorów substancji wypisz tylko wzory związków z kowalencyjnym wiązaniem polarnym: CO₂, PH₃, H₂, OF₂, O₂, KF, NaCl.
CO2, PH3, OF2
2. Ułóż wzory elektroniczne na cząsteczki chloru Cl₂, siarkowodoru H₂S i fosfiny PH₃. 
3. Na konkretnych przykładach porównać właściwości fizyczne substancji o sieciach molekularnych i krystalicznych. 
Opcja 3
1. Określ rodzaj wiązania chemicznego w związkach SO₃, NCl₃, ClF₃, Br₂, H₂O i NaCl.
2. Ułóż wzory elektroniczne na cząsteczki jodu I₂, wody i metanu CH₄. 
3. Na konkretnych przykładach pokaż, jak niektóre właściwości fizyczne substancji zależą od rodzaju ich sieci krystalicznej. 
Opcja 4
1. Z podanych wzorów substancji wypisz tylko wzory związków z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym: I₂, HCl, O₂, NH₃, H₂O, N₂, Cl₂, PH₃, NaNO₃.
I2, O2, N2, Cl2
№2 . Które z tych związków są utworzone przez kowalencyjne polarny wiązanie i które są kowalencyjne niepolarny wiązanie: F2, NO, NH3, H2O, O2, CO2, Cl2, NaCl, SO2.
№3 . Cząsteczki jakich substancji powstają kowalencyjny polarny wiązanie: NH3, H2O, N2, HCl, SO3, Al, Cl.
№4. Określ rodzaj wiązania chemicznego (kowalencyjne polarne, kowalencyjne niepolarne, jonowe) w substancjach: NO, HF, NaF, O2, CO2, Cl2, FeCl3, NaCl, KBr, CaF2, H2, CH4.
№5 . Ułóż wzory chemiczne i wskaż przesunięcie gęstości elektronowej w związkach: 1) sodu z azotem, 2) wapnia z chlorem, 3) wodoru z fluorem.
Wielkie dzięki wszystkim, którzy pomogą! Z:
1) Sporządź diagramy powstawania wiązań chemicznych w cząsteczkach H2 i NH3.Wskaż rodzaj wiązania chemicznego oraz wartościowość atomu każdego pierwiastka.2) Z listy zapisz wzory substancji posiadających kowalencyjne wiązanie niepolarne: H2O, H2, H2S, HCI.CI2.
Napisz ich elektroniczne wzory strukturalne.
3) Napisz elektroniczne wzory strukturalne cząsteczek OF2 i H2O.W której cząsteczce wiązanie chemiczne jest najbardziej polarne i w stronę jakiego atomu przesuwa się wspólna para elektronów?
a) fluor F2; b) fluorowodór HF; c) siarkowodór H2S.
Zapisz wzory elektronowe i strukturalne tych cząsteczek. Wskaż rodzaj wiązania chemicznego i wartościowość atomu każdego pierwiastka.
Z góry bardzo dziękuję )))
jony glinu4) dwuatomowe cząsteczki glinu
2. Wskaż, jakie produkty powstają podczas reakcji żelaza z kwasem siarkowym1) Fe2(SO4)3, SO2, H2O2) FeSO4, SO2, H2O3) Fe2(SO4)3, H2O4) FeSO4, H2
3. Wskaż, który metal nie wchodzi w interakcję z wodą w normalnych warunkach1) Na 2) Ba 3) Cu 4) K
4. Które ze stwierdzeń jest prawdziwe?1) wiązanie chemiczne w sieci krystalicznej metalu jest metaliczne2) w reakcjach z niemetalami metale są utleniaczami3) metale stosunkowo łatwo oddają elektrony zewnętrzne i zamieniają się w kationy4) wszystkie metale oddziałują z roztworami kwasów
5. Uporządkuj substancje według rosnących właściwości metalicznych1) Mg 2) Ba 3) Be 4) Ca 5) Sr
POMÓŻ MI PROSZĘ!!! BARDZO PILNE Z GÓRY DZIĘKUJĘ
a) Wybierz substancję posiadającą jonową sieć krystaliczną
1. sól kuchenna 2. żywica
3. naftalen 4. diament
b) Metaliczna sieć krystaliczna prostej substancji
1.Se 2.Fe 3.F2 4.Te
c) Substancja o molekularnym typie sieci krystalicznej
1.jonowy 2.molekularny 3.atomowy 4.metaliczny
d) Materiały kute, plastikowe, przewodzące prąd elektryczny i termiczny typu siatkowego
1.jonowy 2.molekularny 3.atomowy 4.metal
e) Zaznacz poprawne stwierdzenie
1. sieci krystaliczne metali zawierają substancje z wiązaniami metalicznymi
2.Sieci atomowe nazywane są sieciami krystalicznymi w węzłach, w których znajdują się jony
3.suchy lód, naftalen, cukier – substancje posiadające jonowe sieci krystaliczne
4. sól kuchenna, kwarc - substancje topliwe