الإجابة على السؤال 5.

العنصر ذو العدد الذري 35 هو البروم (Br). الشحنة النووية لذرته هي 35. تحتوي ذرة البروم على 35 بروتونًا و35 إلكترونًا و45 نيوترونًا.

§ 7. التغيرات في تكوين نوى ذرات العناصر الكيميائية. النظائر

الإجابة على السؤال 1.

يُظهر النظائر 4019 K و4018 Ar خصائص مختلفة لأن لهما شحنات نووية مختلفة وأعدادًا مختلفة من الإلكترونات.

الإجابة على السؤال 2.

الكتلة الذرية النسبية للأرجون تقترب من 40، لأن في نواة ذرته 18 بروتونا و 22 نيوترونا، وفي نواة ذرة البوتاسيوم 19 بروتونا و 20 نيوترونا، لذا فإن كتلته الذرية النسبية تقترب من 39. حيث أن عدد البروتونات في نواة العنصر ذرة البوتاسيوم أكبر وتظهر في الجدول بعد الأرجون.

الإجابة على السؤال 3.

النظائر هي أنواع مختلفة من ذرات العنصر نفسه التي تحتوي على نفس عدد البروتونات والإلكترونات وأعداد مختلفة من النيوترونات.

الإجابة على السؤال 4.

نظائر الكلور متشابهة في الخصائص يتم تحديد الخصائص من خلال شحنة النواة، وليس من خلال كتلتها النسبية، فحتى عندما تتغير الكتلة الذرية النسبية لنظائر الكلور بمقدار وحدة أو وحدتين، فإن الكتلة تتغير قليلاً، على عكس نظائر الهيدروجين، حيث عند إضافة نيوترون واحد أو اثنين ، تتغير كتلة النواة بمقدار 2 أو 3 مرات.

الإجابة على السؤال 5.

الديوتيريوم (الماء الثقيل) - مركب حيث ترتبط ذرة أكسجين واحدة بذرتين من نظير الهيدروجين 2 1 D، الصيغة D2 O. مقارنة خصائص D2 O و H2 O

الإجابة على السؤال 6.

يتم وضع العنصر ذو القيمة النسبية الكبيرة أولاً

الكتلة الذرية في البخار:

Te-I (يود التيلوريوم) 128 Te و127 I.

Th-Pa (ثوريوم - بروتكتينيوم) 232 90 ث و 231 91 باسكال. U-Np (اليورانيوم - النبتونيوم) 238 92 U و 237 93 Np.

§ 8 . هيكل الأصداف الإلكترونية للذرات

الإجابة على السؤال 1.

أ) - رسم تخطيطي لهيكل ذرة الألومنيوم؛ ب) - رسم تخطيطي لهيكل ذرة الفوسفور؛ ج) - رسم تخطيطي لبنية ذرة الأكسجين.

الإجابة على السؤال 2.

أ) قارن بين تركيب ذرات النيتروجين والفوسفور.

ويتشابه هيكل الغلاف الإلكتروني لهذه الذرات؛ فكلاهما يحتوي على 5 إلكترونات في مستوى الطاقة الأخير. ومع ذلك، يحتوي النيتروجين على مستويين من الطاقة فقط، بينما يحتوي الفوسفور على 3.

ب) دعونا نقارن بنية ذرات الفسفور والكبريت.

تحتوي ذرات الفوسفور والكبريت على 3 مستويات طاقة، كل منها بمستوى أخير غير مكتمل، لكن الفوسفور لديه 5 إلكترونات في مستوى الطاقة الأخير، والكبريت لديه 6.

الإجابة على السؤال 3.

تحتوي ذرة السيليكون على 14 بروتونًا و14 نيوترونًا في نواتها. عدد الإلكترونات حول النواة، وكذلك عدد البروتونات، يساوي العدد الذري للعنصر. يتم تحديد عدد مستويات الطاقة من خلال رقم الفترة ويساوي 3. ويتم تحديد عدد الإلكترونات الخارجية من خلال رقم المجموعة ويساوي 4.

الإجابة على السؤال 4.

عدد العناصر الموجودة في الدورة يساوي أكبر عدد ممكن من الإلكترونات عند مستوى الطاقة الخارجي ويتم تحديد هذا العدد بالصيغة 2n2، حيث n هو رقم الدورة.

ولذلك فإن الفترة الأولى تحتوي على عنصرين فقط (2 12)، والدورة الثانية تحتوي على 8 عناصر (2 22).

الإجابة على السؤال 5.

في علم الفلك - مدة دوران الأرض حول محورها هي 24 ساعة.

في الجغرافيا - تغير الفصول بفترة سنة واحدة.

في الفيزياء - التذبذبات الدورية للبندول.

في علم الأحياء - كل خلية خميرة في الظروف المثالية مرة كل 20 دقيقة. تشارك.

الإجابة على السؤال 6.

تم اكتشاف الإلكترونات وبنية الذرة في بداية القرن العشرين، وبعد ذلك بقليل تمت كتابة هذه القصيدة، والتي تعكس إلى حد كبير النظرية النووية أو الكوكبية لبنية الذرة، ويعترف المؤلف أيضًا بإمكانية ذلك الإلكترونات هي أيضًا جسيمات معقدة، لم يتم دراسة بنيتها بعد.

الإجابة على السؤال 7.

تتحدث الرباعيتان الواردتان في الكتاب المدرسي عن الموهبة الشعرية الهائلة لـ V. Bryusov وعقله المرن، حيث يمكنه بسهولة فهم وقبول جميع إنجازات العلوم المعاصرة، وكذلك التنوير والتعليم في هذا المجال على ما يبدو.

§ 9 . التغير في عدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة الخارجي لذرات العناصر الكيميائية

الإجابة على السؤال 1.

أ) دعونا نقارن بين تركيب وخصائص ذرات الكربون والسيليكون

من حيث هيكل الغلاف الإلكتروني، فإن هذه العناصر متشابهة: كلاهما يحتوي على 4 إلكترونات في مستوى الطاقة الأخير، ولكن الكربون لديه مستويان من الطاقة، والسيليكون لديه 3. لأن إذا كان عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي هو نفسه، فإن خصائص هذه العناصر ستكون متشابهة، ولكن نصف قطر ذرة السيليكون أكبر، وبالتالي، بالمقارنة مع الكربون، فإنها ستظهر خصائص معدنية أكثر.

ب) دعونا نقارن بنية وخصائص ذرات السيليكون والفوسفور:

تحتوي ذرات السيليكون والفوسفور على 3 مستويات طاقة، ولكل منهما مستوى أخير غير مكتمل، لكن السيليكون يحتوي على 4 إلكترونات في مستوى الطاقة الأخير، والفوسفور لديه 5، لذا فإن نصف قطر ذرة الفسفور أصغر وتظهر خصائص غير معدنية بدرجة أكبر من السيليكون.

الإجابة على السؤال 2.

أ) فكر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين الألومنيوم والأكسجين.

1. الألومنيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثالثة، وهو المعدن. من الأسهل على ذرته أن تتخلى عن ثلاثة إلكترونات خارجية بدلاً من قبول الإلكترونات المفقودة

آل0 – 3ه– → آل+ 3

2. الأكسجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة، وهو عنصر غير معدني. فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل إلكترونين، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن 6 إلكترونات من المستوى الخارجي.

O0 + 2e– → O− 2

3. أولا، دعونا نجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات الناتجة وهو يساوي 6(3 2). لكي تتخلى الذرات عن 6

الإلكترونات، يجب أن تؤخذ 2(6:3)، حتى تتمكن ذرات الأكسجين من قبول 6 إلكترونات، يجب أن تؤخذ 3(6:2).

4. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الألومنيوم والأكسجين على النحو التالي:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6ه-

ب) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور.

1. الليثيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترون خارجي واحد بدلاً من قبول الإلكترون المفقود السبعة:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. الفوسفور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة، وهو عنصر غير معدني. فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل 3 إلكترونات، وهي غير كافية لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن 5 إلكترونات:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. لنجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 3(31). للتخلي عن ذرات الليثيوم

3 إلكترونات، عليك أن تأخذ 3 (3:1)، لكي تتمكن ذرات الفوسفور من أخذ 5 إلكترونات، عليك أن تأخذ ذرة واحدة فقط (3:3).

4. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور على النحو التالي:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

ج) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات المغنيسيوم والفلور.

1. المغنيسيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترونين خارجيين بدلاً من قبول الإلكترونات المفقودة

ملغ0 - 2e– → ملغ + 2

2. الفلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. من الأسهل على ذرتها أن تستقبل إلكترونًا واحدًا مفقودًا حتى اكتمال المستوى الخارجي، بدلاً من التخلي عن 7 إلكترونات:

F0 + 1e– → F− 1

3. دعونا نجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 2(1 2). لكي تتخلى ذرات المغنيسيوم عن إلكترونين، هناك حاجة إلى ذرة واحدة فقط؛ ولكي تقبل ذرات الفلور إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 2 (2: 1).

4. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور على النحو التالي:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

الإجابة على السؤال 3.

يتم ترتيب المعادن الأكثر شيوعًا في الجدول الدوري

الخامس في بداية الفترات وفي نهاية المجموعات، وبالتالي فإن المعدن الأكثر شيوعا هو الفرانسيوم (Fr). توجد اللافلزات النموذجية

الخامس في نهاية الفترات وفي بداية المجموعات. وبالتالي، فإن اللافلزات الأكثر شيوعًا هي الفلور (F). (الهيليوم لا يظهرأي خصائص كيميائية).

الإجابة على السؤال 4.

بدأت تسمى الغازات الخاملة بالغازات النبيلة، تمامًا مثل المعادن، لأنها موجودة في الطبيعة حصريًا في شكل حر وتشكل مركبات كيميائية بصعوبة كبيرة.

الإجابة على السؤال 5.

عبارة "شوارع المدينة ليلا غمرتها النيون" غير صحيحة كيميائيا، لأن... النيون هو غاز خامل ونادر، ويوجد القليل منه في الهواء. ومع ذلك، يمتلئ النيون بمصابيح النيون ومصابيح الفلورسنت، والتي غالبًا ما تستخدم لإضاءة اللافتات والملصقات والإعلانات في الليل.

§ 10 . تفاعل ذرات العناصر غير المعدنية مع بعضها البعض

الإجابة على السؤال 1.

سيبدو المخطط الإلكتروني لتكوين جزيء الهالوجين ثنائي الذرة كما يلي:

أ + أ → أأ

صيغة هيكلية

الإجابة على السؤال 2.

أ) مخطط تكوين الرابطة الكيميائية لـ AlCl3:

الألومنيوم هو عنصر المجموعة الثالثة. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن ثلاثة إلكترونات خارجية بدلاً من أن تستقبل الإلكترونات الخمسة المفقودة.

آل° - 3 ه→ آل+3

الكلور هو أحد عناصر المجموعة السابعة. فمن الأسهل على ذرتها أن تستقبل إلكترونًا واحدًا، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، بدلاً من التخلي عن 7 إلكترونات.

Сl° + 1 e → Сl–1

لنجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات المتكونة وهو 3(3:1). لكي تتخلى ذرات الألومنيوم عن 3 إلكترونات، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ ذرة واحدة فقط (3:3)، ولكي تتمكن ذرات الكلور من أن تأخذ 3 إلكترونات، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 3 (3:1)

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 ه –

الرابطة بين الذرات المعدنية وغير المعدنية هي أيونية بطبيعتها. ب) مخطط تكوين الرابطة الكيميائية لـ Cl2:

الكلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة. تحتوي ذراته على 7 إلكترونات في المستوى الخارجي. عدد الإلكترونات غير المتزاوجة هو

الرابطة بين ذرات نفس العنصر تكون تساهمية.

الإجابة على السؤال 3.

الكبريت هو أحد عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة. تحتوي ذراته على 6 إلكترونات في المستوى الخارجي. عدد الإلكترونات غير المتزاوجة هو (8-6)2. في جزيئات S2، ترتبط الذرات بواسطة زوجين من الإلكترونات المشتركة، وبالتالي فإن الرابطة مزدوجة.

سيبدو مخطط تكوين جزيء S2 كما يلي:

الإجابة على السؤال 4.

في جزيء S2 هناك رابطة مزدوجة، في جزيء Cl هناك رابطة واحدة، في جزيء N2 هناك رابطة ثلاثية. ولذلك، فإن أقوى جزيء سيكون N2، وأقل قوة S2، وحتى الأضعف Cl2.

يكون طول الرابطة أقصر في جزيء N2، وأطول في جزيء S2، وأطول في جزيء Cl2.

§ أحد عشر . الرابطة الكيميائية القطبية التساهمية

الإجابة على السؤال 1.

وبما أن قيم EO للهيدروجين والفوسفور هي نفسها، فإن الرابطة الكيميائية في جزيء PH3 ستكون تساهمية غير قطبية.

الإجابة على السؤال 2.

1. أ) في جزيء S2 تكون الرابطة تساهمية غير قطبية، لأن ويتكون من ذرات نفس العنصر. سيكون مخطط تكوين الاتصال كما يلي:

الكبريت هو أحد عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة. تحتوي ذراتها على 6 إلكترونات في غلافها الخارجي. سيكون هناك إلكترونات غير متزاوجة: 8 - 6 = 2.

دعونا نشير إلى الإلكترونات الخارجية S

ب) في جزيء K2 O تكون الرابطة أيونية، لأن ويتكون من ذرات العناصر المعدنية وغير المعدنية.

البوتاسيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترون واحد بدلاً من أن تقبل السبعة المفقودة:

K0 – 1e– → K+ 1

الأكسجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة، وهو عنصر غير معدني. من الأسهل على ذرته أن تقبل إلكترونين، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى، بدلاً من التخلي عن 6 إلكترونات:

O0 + 2e– → O− 2

لنجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 2(21). لكي تتخلى ذرات البوتاسيوم عن إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ إلكترونين، ولكي تتمكن ذرات الأكسجين من قبول إلكترونين، تحتاج إلى ذرة واحدة فقط:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

ج) في جزيء H2S تكون الرابطة قطبية تساهمية، لأن يتكون من ذرات العناصر ذات EO المختلفة. سيكون مخطط تكوين الاتصال كما يلي:

الكبريت هو أحد عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة. تحتوي ذراتها على 6 إلكترونات في غلافها الخارجي. سيكون هناك إلكترونات غير متزاوجة: 8–6=2.

الهيدروجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى. تحتوي ذراتها على إلكترون واحد في الغلاف الخارجي. إلكترون واحد غير مزدوج (بالنسبة لذرة الهيدروجين، يكون مستوى الإلكترونين مكتملًا). دعونا نشير إلى الإلكترونات الخارجية:

تنتقل أزواج الإلكترونات المشتركة إلى ذرة الكبريت، لأنها أكثر سالبية كهربية

ح δ+→ S 2 δ−← ح δ+

1. أ) في جزيء N2 تكون الرابطة تساهمية غير قطبية، لأن يتكون من ذرات نفس العنصر. مخطط تشكيل الاتصال هو كما يلي:

النيتروجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة. تحتوي ذراته على 5 إلكترونات في الغلاف الخارجي. الإلكترونات غير الزوجية: 8 - 5 = 3.

لنشير إلى الإلكترونات الخارجية: N

ن ≡ ن

ب) في جزيء Li3 N تكون الرابطة أيونية، لأن ويتكون من ذرات العناصر المعدنية وغير المعدنية.

الليثيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى، وهو معدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترون واحد بدلاً من أن تقبل السبعة المفقودة:

Li0 – 1e– → Li+ 1

النيتروجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة، وهو عنصر غير معدني. فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل ثلاثة إلكترونات لا تكفي لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن خمسة إلكترونات من المستوى الخارجي:

N0 + 3e– → N− 3

لنجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 3(31). لكي تتخلى ذرات الليثيوم عن 3 إلكترونات، تحتاج إلى 3 ذرات، ولكي تستقبل ذرات النيتروجين 3 إلكترونات، تحتاج إلى ذرة واحدة فقط:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3ه–

ج) في جزيء NCl3 تكون الرابطة قطبية تساهمية، لأن يتكون من ذرات عناصر غير معدنية ذات قيم EO مختلفة. مخطط تشكيل الاتصال هو كما يلي:

النيتروجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة. تحتوي ذراتها على 5 إلكترونات في غلافها الخارجي. سيكون هناك إلكترونات غير متزاوجة: 8– 5=3.

الكلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة. تحتوي ذراته على 7 إلكترونات في الغلاف الخارجي. يبقى غير مقترن

قبض على الجواب.
أ) فكر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين الصوديوم و
الأكسجين.
1. الصوديوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن الإلكترون الخارجي الأول بدلاً من قبول الإلكترون المفقود 7:

2. الأكسجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة، وهو عنصر غير معدني.
فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل إلكترونين، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن 6 إلكترونات من المستوى الخارجي.

3. أولا، دعونا نجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 2(2∙1). لكي تتخلى ذرات الصوديوم عن إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 2 (2:1)، ولكي تتمكن ذرات الأكسجين من أن تأخذ إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 1.
4. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الصوديوم والأكسجين على النحو التالي:

ب) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور.
I. الليثيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترون خارجي واحد بدلاً من قبول الإلكترون المفقود السبعة:

2. الكلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. له
من الأسهل للذرة أن تستقبل إلكترونًا واحدًا بدلاً من أن تتخلى عن 7 إلكترونات:

2. المضاعف المشترك الأصغر للعدد 1، أي لكي تتخلى ذرة ليثيوم واحدة وتستقبل ذرة الكلور إلكترونًا واحدًا، يجب أن نأخذهما واحدًا تلو الآخر.
3. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والكلور على النحو التالي:

ج) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين الذرات
المغنيسيوم والفلور.
1. المغنيسيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية، المعدن. له
من الأسهل على الذرة أن تتخلى عن إلكترونين خارجيين بدلاً من قبول الإلكترونات الستة المفقودة:

2. الفلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. له
من الأسهل على الذرة أن تستقبل إلكترونًا واحدًا، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، بدلاً من التخلي عن 7 إلكترونات:

2. لنجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 2(2∙1). لكي تتخلى ذرات المغنيسيوم عن إلكترونين، هناك حاجة إلى ذرة واحدة فقط، ولكي تتمكن ذرات الفلور من قبول إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أخذ 2 (2: 1).
3. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور على النحو التالي:

هذا الدرس مخصص لتعميم وتنظيم المعرفة حول أنواع الروابط الكيميائية. سيتم خلال الدرس النظر في مخططات تكوين الروابط الكيميائية في المواد المختلفة. سيساعد الدرس في تعزيز القدرة على تحديد نوع الرابطة الكيميائية في المادة بناءً على صيغتها الكيميائية.

الموضوع: الرابطة الكيميائية. التفكك الكهربائي

الدرس: مخططات تكوين المواد ذات أنواع مختلفة من الروابط

أرز. 1. مخطط تكوين الرابطة في جزيء الفلور

يتكون جزيء الفلور من ذرتين من نفس العنصر الكيميائي اللافلزية ولهما نفس السالبية الكهربية، وبالتالي تتحقق رابطة تساهمية غير قطبية في هذه المادة. دعونا نرسم رسمًا تخطيطيًا لتكوين الروابط في جزيء الفلور. أرز. 1.

حول كل ذرة فلور، باستخدام النقاط، سنرسم سبعة تكافؤ، أي إلكترونات خارجية. تحتاج كل ذرة إلى إلكترون واحد إضافي للوصول إلى حالة مستقرة. وهكذا يتكون زوج إلكترون مشترك واحد. من خلال استبدالها بشرطة، نصور الصيغة الرسومية لجزيء الفلور F-F.

خاتمة:تتشكل رابطة تساهمية غير قطبية بين جزيئات عنصر كيميائي غير معدني واحد. وبهذا النوع من الروابط الكيميائية تتشكل أزواج إلكترونات مشتركة تنتمي بالتساوي إلى الذرتين، أي أنه لا يحدث تحول في كثافة الإلكترون إلى أي من ذرات العنصر الكيميائي

أرز. 2. مخطط تكوين الروابط في جزيء الماء

يتكون جزيء الماء من ذرات الهيدروجين والأكسجين - عنصرين غير معدنيين لهما قيم سالبية كهربية نسبية مختلفة، وبالتالي فإن هذه المادة لها رابطة تساهمية قطبية.

نظرًا لأن الأكسجين عنصر أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين، فإن أزواج الإلكترونات المشتركة تنحاز نحو الأكسجين. وتظهر شحنة جزئية على ذرات الهيدروجين، وتظهر شحنة جزئية سالبة على ذرة الأكسجين. باستبدال أزواج الإلكترون المشتركة بشرطات، أو بالأحرى أسهم، توضح التحول في كثافة الإلكترون، نكتب الصيغة الرسومية للماء في الشكل. 2.

خاتمة:تحدث الرابطة القطبية التساهمية بين ذرات العناصر اللافلزية المختلفة، أي ذات قيم سالبية كهربية نسبية مختلفة. مع هذا النوع من الروابط، يتم تشكيل أزواج الإلكترونات المشتركة، والتي تتحول نحو العنصر الأكثر سالبية كهربية.

1. أرقام 5،6،7 (ص 145) رودزيتيس ج. الكيمياء غير العضوية والعضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. فيلدمان. م: التنوير. 2011، 176 ص.: مريض.

2. حدد الجسيم الذي له أكبر وأصغر نصف قطر: ذرة Ar، الأيونات: K +، Ca 2+، Cl -.

3. قم بتسمية ثلاثة كاتيونات واثنين من الأنيونات التي لها نفس الغلاف الإلكتروني مثل أيون F.

الجزء الأول

1. تتحول ذرات المعدن، التي تتخلى عن الإلكترونات الخارجية، إلى أيونات موجبة:

حيث n هو عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للذرة، وهو ما يتوافق مع رقم مجموعة العنصر الكيميائي.

2. الذرات غير المعدنية، تلتقط الإلكترونات المفقودة قبل اكتمال طبقة الإلكترون الخارجية، تتحول إلى أيونات سالبة:

3. تحدث رابطة بين الأيونات المشحونة بشكل متضاد وهذا ما يسمىأيوني.

4. أكمل الجدول "الترابط الأيوني".

الجزء الثاني

1. أكمل مخططات تكوين الأيونات الموجبة الشحنة. من الحروف المقابلة للإجابات الصحيحة، ستشكل اسم أحد أقدم الأصباغ الطبيعية: النيلي.

2. العب لعبة تيك تاك تو. أظهر المسار الفائز لصيغ المواد ذات الروابط الكيميائية الأيونية.

3. هل العبارات التالية صحيحة؟

3) فقط ب هو الصحيح

4. ضع خطًا تحت أزواج العناصر الكيميائية التي تتشكل بينها رابطة كيميائية أيونية.
1) البوتاسيوم والأكسجين
3) الألومنيوم والفلور
قم بعمل مخططات لتكوين الروابط الكيميائية بين العناصر المختارة.

5. قم بإنشاء رسم فكاهي يصور عملية تكوين رابطة كيميائية أيونية.

6. قم بعمل رسم تخطيطي لتكوين مركبين كيميائيين برابطة أيونية باستخدام الترميز التقليدي:

اختر العنصرين الكيميائيين "أ" و"ب" من القائمة التالية:
الكالسيوم، الكلور، البوتاسيوم، الأكسجين، النيتروجين، الألومنيوم، المغنيسيوم، الكربون، البروم.
مناسبة لهذا المخطط الكالسيوم والكلور والمغنيسيوم والكلور والكالسيوم والبروم والمغنيسيوم والبروم.

7. كتابة عمل أدبي قصير (مقالة أو قصة قصيرة أو قصيدة) عن إحدى المواد ذات الروابط الأيونية التي يستخدمها الإنسان في الحياة اليومية أو في العمل. لإكمال المهمة، استخدم الإنترنت.
كلوريد الصوديوم مادة ذات رابطة أيونية، وبدونها لا توجد حياة، على الرغم من وجود الكثير منها، فهذا أيضًا ليس جيدًا. بل إن هناك حكاية شعبية تقول إن الأميرة أحبت والدها الملك بقدر حبها للملح، مما أدى إلى طردها من المملكة. ولكن عندما جرب الملك ذات يوم الطعام بدون ملح وأدرك أنه من المستحيل تناوله، أدرك بعد ذلك أن ابنته تحبه كثيرًا. وهذا يعني أن الملح هو الحياة، ولكن استهلاكه يجب أن يكون فيه
يقيس. لأن الإفراط في تناول الملح مضر جداً بالصحة. تؤدي زيادة الملح في الجسم إلى أمراض الكلى، وتغير لون الجلد، واحتباس السوائل الزائدة في الجسم، مما يؤدي إلى تورم القلب وإجهاده. لذلك، عليك التحكم في كمية الملح التي تتناولها. محلول كلوريد الصوديوم 0.9% هو محلول ملحي يستخدم لحقن الأدوية في الجسم. لذلك، من الصعب جدًا الإجابة على السؤال: هل الملح مفيد أم سيء؟ نحن في حاجة إليها في الاعتدال.