Τα εξωτερικά κελύφη όλων των στοιχείων, εκτός από τα ευγενή αέρια, είναι ΗΛΙΜΕΝΑ και στη διαδικασία της χημικής αλληλεπίδρασης ΟΛΟΚΛΗΡΩΘΗΚΑΝ.
Ένας χημικός δεσμός σχηματίζεται από τα ηλεκτρόνια των εξωτερικών φλοιών ηλεκτρονίων, αλλά πραγματοποιείται με διαφορετικούς τρόπους.
Υπάρχουν τρεις κύριοι τύποι χημικός δεσμός:
Ομοιοπολικός δεσμός και οι ποικιλίες του: πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός.
Ιοντικός δεσμός;
Μεταλλική σύνδεση.
Ιοντικός δεσμός
Ένας ιοντικός χημικός δεσμός είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης κατιόντων προς ανιόντα.
Ένας ιοντικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν έντονα διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ τους, έτσι το ζεύγος ηλεκτρονίων που σχηματίζει τον δεσμό είναι έντονα πολωμένο προς ένα από τα άτομα, έτσι ώστε να μπορεί να θεωρηθεί ότι ανήκει στο άτομο αυτού του στοιχείου.
Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων χημικά στοιχείαπροσελκύετε τα δικά σας και τα ηλεκτρόνια των άλλων ανθρώπων.
Η φύση του ιοντικού δεσμού, η δομή και οι ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων εξηγούνται από τη θέση της ηλεκτροστατικής θεωρίας των χημικών δεσμών.
Σχηματισμός κατιόντων: M 0 - n e - = M n+
Σχηματισμός ανιόντων: HeM 0 + n e - = HeM n-
Για παράδειγμα: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -
Όταν το μεταλλικό νάτριο καίγεται σε χλώριο, ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης οξειδοαναγωγής, σχηματίζονται κατιόντα του ισχυρά ηλεκτροθετικού στοιχείου νατρίου και ανιόντα του έντονα ηλεκτραρνητικού στοιχείου χλώριο.
Συμπέρασμα: σχηματίζεται ένας ιοντικός χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου και μη μετάλλου που διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα.
Για παράδειγμα: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, κ.λπ.
Ομοιοπολικοί μη πολικοί και πολικοί δεσμοί
Ομοιοπολικός δεσμός είναι ο δεσμός ατόμων χρησιμοποιώντας κοινά (κοινά μεταξύ τους) ζεύγη ηλεκτρονίων.
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός
Ας εξετάσουμε την εμφάνιση ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου υδρογόνου από δύο άτομα υδρογόνου. Αυτή η διαδικασία είναι ήδη μια τυπική χημική αντίδραση, γιατί από μια ουσία (ατομικό υδρογόνο) σχηματίζεται μια άλλη - μοριακό υδρογόνο. Εξωτερική πινακίδαΤο ενεργειακό «όφελος» αυτής της διαδικασίας είναι η απελευθέρωση μεγάλη ποσότηταζεστασιά.
Τα ηλεκτρονιακά κελύφη των ατόμων υδρογόνου (με ένα s-ηλεκτρόνιο για κάθε άτομο) συγχωνεύονται σε ένα κοινό σύννεφο ηλεκτρονίων (μοριακό τροχιακό), όπου και τα δύο ηλεκτρόνια «εξυπηρετούν» τους πυρήνες, ανεξάρτητα από το αν είναι ο «μας» πυρήνας ή «ξένος». Το νέο κέλυφος ηλεκτρονίων είναι παρόμοιο με το ολοκληρωμένο κέλυφος ηλεκτρονίων του αδρανούς αερίου ηλίου δύο ηλεκτρονίων: 1s 2.
Στην πράξη, περισσότερα από απλούς τρόπους. Για παράδειγμα, ο Αμερικανός χημικός J. Lewis το 1916 πρότεινε να δηλωθούν τα ηλεκτρόνια με κουκκίδες δίπλα στα σύμβολα των στοιχείων. Μια τελεία αντιπροσωπεύει ένα ηλεκτρόνιο. Σε αυτή την περίπτωση, ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου από άτομα γράφεται ως εξής:
Ας εξετάσουμε τη δέσμευση δύο ατόμων χλωρίου 17 Cl (πυρηνικό φορτίο Z = 17) σε ένα διατομικό μόριο από τη σκοπιά της δομής των κελυφών ηλεκτρονίων του χλωρίου.
Το εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο του χλωρίου περιέχει s 2 + p 5 = 7 ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια των χαμηλότερων επιπέδων δεν συμμετέχουν σε χημικές αλληλεπιδράσεις, θα υποδηλώσουμε μόνο τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού τρίτου επιπέδου με τελείες. Αυτά τα εξωτερικά ηλεκτρόνια (7 τεμάχια) μπορούν να διαταχθούν με τη μορφή τριών ζευγών ηλεκτρονίων και ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου.
Αφού συνδυαστούν τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια δύο ατόμων σε ένα μόριο, προκύπτει ένα νέο ζεύγος ηλεκτρονίων:
Σε αυτή την περίπτωση, καθένα από τα άτομα χλωρίου βρίσκεται περικυκλωμένο από ένα OCTET ηλεκτρονίων. Αυτό μπορεί να φανεί εύκολα κυκλώνοντας οποιοδήποτε από τα άτομα χλωρίου.
Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μόνο από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που βρίσκεται μεταξύ των ατόμων. Ονομάζεται split pair. Τα υπόλοιπα ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται μοναχικά ζεύγη. Γεμίζουν τα κοχύλια και δεν παίρνουν μέρος στο δέσιμο.
Τα άτομα σχηματίζουν χημικούς δεσμούς μοιράζοντας αρκετά ηλεκτρόνια για να αποκτήσουν ηλεκτρονική διαμόρφωση παρόμοια με την πλήρη ηλεκτρονική διαμόρφωση ατόμων ευγενών στοιχείων.
Σύμφωνα με τη θεωρία Lewis και τον κανόνα της οκτάδας, η επικοινωνία μεταξύ των ατόμων μπορεί να πραγματοποιηθεί όχι απαραίτητα από ένα, αλλά από δύο ή και τρία διαιρεμένα ζεύγη, εάν απαιτείται από τον κανόνα της οκτάδας. Τέτοιοι δεσμοί ονομάζονται διπλοί και τριπλοί δεσμοί.
Για παράδειγμα, το οξυγόνο μπορεί να σχηματίσει ένα διατομικό μόριο με μια οκτάδα ηλεκτρονίων από κάθε άτομο μόνο όταν τοποθετηθούν δύο κοινά ζεύγη μεταξύ των ατόμων:
Τα άτομα αζώτου (2s 2 2p 3 στο τελευταίο κέλυφος) συνδέονται επίσης σε ένα διατομικό μόριο, αλλά για να οργανώσουν μια οκτάδα ηλεκτρονίων πρέπει να τακτοποιήσουν τρία κοινά ζεύγη μεταξύ τους:
Συμπέρασμα: ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή μεταξύ ατόμων του ίδιου χημικού στοιχείου - ενός μη μετάλλου.
Για παράδειγμα: στα μόρια H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.
Ομοιοπολικό δεσμό
Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός είναι ενδιάμεσος μεταξύ ενός αμιγώς ομοιοπολικού δεσμού και ενός ιοντικού δεσμού. Ακριβώς όπως το ιοντικό, μπορεί να προκύψει μόνο μεταξύ δύο ατόμων διαφορετικών τύπων.
Ως παράδειγμα, θεωρήστε το σχηματισμό νερού στην αντίδραση μεταξύ ατόμων υδρογόνου (Z = 1) και οξυγόνου (Z = 8). Για να γίνει αυτό, είναι βολικό να γράψετε πρώτα τους ηλεκτρονικούς τύπους για τα εξωτερικά κελύφη υδρογόνου (1s 1) και οξυγόνου (...2s 2 2p 4).
Αποδεικνύεται ότι για αυτό είναι απαραίτητο να ληφθούν ακριβώς δύο άτομα υδρογόνου ανά ένα άτομο οξυγόνου. Ωστόσο, η φύση είναι τέτοια που οι ιδιότητες δέκτη του ατόμου οξυγόνου είναι υψηλότερες από αυτές του ατόμου υδρογόνου (οι λόγοι για αυτό θα συζητηθούν λίγο αργότερα). Επομένως, τα δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων στον τύπο Lewis για το νερό μετατοπίζονται ελαφρώς προς τον πυρήνα του ατόμου οξυγόνου. Ο δεσμός σε ένα μόριο νερού είναι πολικός ομοιοπολικός και μερικώς θετικά και αρνητικά φορτία εμφανίζονται στα άτομα.
Συμπέρασμα: ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή μεταξύ ατόμων διαφορετικών χημικών στοιχείων - μη μετάλλων.
Για παράδειγμα: στα μόρια HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Δομικοί τύποι
Επί του παρόντος, είναι σύνηθες να απεικονίζονται ζεύγη ηλεκτρονίων (δηλαδή, χημικοί δεσμοί) μεταξύ ατόμων με παύλες. Κάθε παύλα είναι ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Σε αυτήν την περίπτωση, τα ήδη γνωστά σε εμάς μόρια μοιάζουν με αυτό:
Οι τύποι με παύλες μεταξύ των ατόμων ονομάζονται δομικοί τύποι. Τα μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων συχνά δεν εμφανίζονται σε δομικούς τύπους.
Οι δομικοί τύποι είναι πολύ καλοί για την απεικόνιση μορίων: δείχνουν ξεκάθαρα πώς συνδέονται τα άτομα μεταξύ τους, με ποια σειρά, με ποιους δεσμούς.
Ένα συνδετικό ζεύγος ηλεκτρονίων στους τύπους Lewis είναι το ίδιο με μια παύλα σε δομικούς τύπους.
Οι διπλοί και οι τριπλοί δεσμοί έχουν ένα κοινό όνομα - πολλαπλοί δεσμοί. Το μόριο του αζώτου λέγεται επίσης ότι έχει τάξη δεσμού τριών. Σε ένα μόριο οξυγόνου, η σειρά δεσμών είναι δύο. Η σειρά δεσμών στα μόρια υδρογόνου και χλωρίου είναι η ίδια. Το υδρογόνο και το χλώριο δεν έχουν πλέον πολλαπλό δεσμό, αλλά απλό.
Η σειρά δεσμών είναι ο αριθμός των κοινόχρηστων ζευγών μεταξύ δύο συνδεδεμένων ατόμων. Δεν προκύπτει εντολή σύνδεσης μεγαλύτερη από τρεις.
Αυτό το μάθημα είναι αφιερωμένο στη γενίκευση και τη συστηματοποίηση της γνώσης σχετικά με τους τύπους των χημικών δεσμών. Κατά τη διάρκεια του μαθήματος, σχήματα για το σχηματισμό χημικών δεσμών σε διάφορες ουσίες. Το μάθημα θα βοηθήσει στην ενίσχυση της ικανότητας προσδιορισμού του τύπου χημικού δεσμού σε μια ουσία με βάση τον χημικό τύπο της.
Θέμα: Χημικός δεσμός. Ηλεκτρολυτική διάσταση
Μάθημα: Σχέδια σχηματισμού ουσιών με ΔΙΑΦΟΡΕΤΙΚΟΙ ΤΥΠΟΙδιαβιβάσεις
Ρύζι. 1. Σχήμα σχηματισμού δεσμού σε μόριο φθορίου
Το μόριο φθορίου αποτελείται από δύο άτομα του ίδιου μη μεταλλικού χημικού στοιχείου με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, επομένως, δημιουργείται ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. Ας απεικονίσουμε ένα διάγραμμα σχηματισμού δεσμού σε ένα μόριο φθορίου. Ρύζι. 1.
Γύρω από κάθε άτομο φθορίου, χρησιμοποιώντας τελείες, θα σχεδιάσουμε επτά σθένους, δηλαδή εξωτερικά ηλεκτρόνια. Κάθε άτομο χρειάζεται ένα ακόμη ηλεκτρόνιο για να φτάσει σε μια σταθερή κατάσταση. Έτσι, σχηματίζεται ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Αντικαθιστώντας το με μια παύλα, απεικονίζουμε τον γραφικό τύπο μόριο φθορίου F-F.
Συμπέρασμα:ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ μορίων ενός μη μεταλλικού χημικού στοιχείου. Με αυτόν τον τύπο χημικού δεσμού, σχηματίζονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων που ανήκουν εξίσου και στα δύο άτομα, δηλαδή δεν υπάρχει μετατόπιση της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε κανένα από τα άτομα του χημικού στοιχείου
Ρύζι. 2. Σχήμα σχηματισμού δεσμού σε μόριο νερού
Το μόριο του νερού αποτελείται από άτομα υδρογόνου και οξυγόνου - δύο μη μεταλλικά στοιχεία με διαφορετικές έννοιεςσχετική ηλεκτραρνητικότητα, επομένως, σε αυτή την ουσία υπάρχει ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Δεδομένου ότι το οξυγόνο είναι ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο από το υδρογόνο, τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων στρέφονται προς το οξυγόνο. Ένα μερικό φορτίο εμφανίζεται στα άτομα υδρογόνου και ένα μερικό αρνητικό φορτίο εμφανίζεται στο άτομο οξυγόνου. Αντικαθιστώντας και τα δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων με παύλες, ή μάλλον βέλη, που δείχνουν τη μετατόπιση της πυκνότητας ηλεκτρονίων, γράφουμε τον γραφικό τύπο του νερού Εικ. 2.
Συμπέρασμα:Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων διαφορετικών μη μεταλλικών στοιχείων, δηλαδή με διαφορετικές τιμές σχετικής ηλεκτραρνητικότητας. Με αυτόν τον τύπο δεσμού, σχηματίζονται κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, τα οποία μετατοπίζονται προς το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο.
1. Αρ. 5,6,7 (σελ. 145) Ρουτζίτης Γ.Ε. Ανόργανο και οργανική χημεία. 8η τάξη: εγχειρίδιο για ιδρύματα γενικής εκπαίδευσης: ένα βασικό επίπεδο/ Γ. Ε. Ρουτζίτης, Φ. Γ. Φέλντμαν. Μ.: Διαφωτισμός. 2011, 176 σελ.: ill.
2. Να αναφέρετε το σωματίδιο με τη μεγαλύτερη και τη μικρότερη ακτίνα: άτομο Ar, ιόντα: K +, Ca 2+, Cl -.
3. Ονομάστε τρία κατιόντα και δύο ανιόντα που έχουν την ίδια ηλεκτρονιακή στιβάδα με το ιόν F -.
Τύποι χημικών δεσμών.
Ιοντικός δεσμός
8η τάξη
Έχοντας υπάρξει συνδρομητής σας για πολλά χρόνια, πάντα γνωρίζω με ενδιαφέρον τις δημοσιεύσεις των εξελίξεων των μαθημάτων, εξωσχολικές δραστηριότητες, διδακτικό υλικό. Από πολλές δημοσιεύσεις είναι δυνατό να σταχυολογήσουμε ενδιαφέρουσες ιδέες, βάσει των οποίων αναπτύσσω τα δικά μου μαθήματα.
Έχοντας την ευκαιρία να προσδιορίσω ανεξάρτητα την ακολουθία μελέτης του υλικού σε ένα μάθημα χημείας, μετά τη μελέτη του θέματος "Περιοδικός νόμος και το περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων του D.I Mendeleev με βάση τη δομή των ατόμων", θεωρώ απαραίτητο να μελετήσω το υλικό με θέμα «Δομή της Ύλης». Η εξέταση του θέματος "Δομή της ύλης" στην 8η τάξη σάς επιτρέπει να μελετήσετε τα επόμενα θέματα του μαθήματος σε βαθύτερο επίπεδο, για παράδειγμα, "Αλογόνα", "Μέταλλα Αλκαλίων" κ.λπ.
Φέρνω στην προσοχή σας την ανάπτυξη ενός μαθήματος με θέμα "Ιωνικός δεσμός". Το μάθημα είναι δομημένο με τέτοιο τρόπο ώστε οι μαθητές, αφού επαναλάβουν το υλικό που είχαν μάθει προηγουμένως, να κατακτήσουν με επιτυχία νέα. Ελπίζω ότι η ανάπτυξη του μαθήματος θα είναι χρήσιμη στους συναδέλφους καθηγητές χημείας, θα κάνει τα μαθήματα ενδιαφέροντα και θα οργανώσει ανεξάρτητα δημιουργική εργασίαΠαιδιά.
Στόχοι μαθήματος. Εκπαιδευτικός:επανάληψη, διόρθωση και εμπέδωση της γνώσης σχετικά με το θέμα "Δομή των ατόμων". ενοποίηση των εννοιών της «ηλεκτραρνητικότητας», «ομοιοπολικός πολικός δεσμός» και «ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός». Εισαγωγή των εννοιών «ιόντα», «ιονικός δεσμός». μελέτη ενός νέου τύπου χημικού δεσμού - ιοντικού δεσμού, τη φύση και τις συνθήκες σχηματισμού του. εκπαίδευση στις δεξιότητες σύγκρισης δομικών διαγραμμάτων ουδέτερων ατόμων και ιόντων.
Εκπαιδευτικός:ανάπτυξη δεξιοτήτων στη σύνταξη ηλεκτρονικών διαγραμμάτων για το σχηματισμό χημικών δεσμών, ενώσεων με ιοντικό τύπο δεσμού και προσδιορισμό του αριθμού ηλεκτρονίων στα ιόντα. ανάπτυξη δεξιοτήτων στον προσδιορισμό του τύπου του δεσμού με βάση την ανάλυση της σύστασης μιας χημικής ένωσης.
Εξοπλισμός.Περιοδικός πίνακας χημικών στοιχείων, κάρτες με τύπους ουσιών (H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8), φυλλάδια, έγχρωμες κάρτες σήμανσης με αριθμούς: κόκκινο – 1, μπλε – 2, μωβ – 3.
Τύπος μαθήματος.Συνδυασμένο (80 λεπτά)
ΚΑΤΑ ΤΑ ΜΑΘΗΜΑΤΑ
Επανάληψη υλικού που μελετήθηκε προηγουμένως
Δάσκαλος. Σήμερα εσείς και εγώ πρέπει να κατακτήσουμε μια από τις πιο σημαντικές κορυφές στην επιστήμη της χημείας - την κορυφή του «Χημικού Δεσμού». Για να ξεκινήσετε την ανάβαση, πρέπει να προετοιμαστείτε για αυτό, να συλλέξετε σακίδια στα οποία θα βάλετε όλες τις απαραίτητες γνώσεις. Αρχικά, ας δούμε πώς το κάνετε μόνοι σας.
Μαζεύουμε τα σακίδια μας.Οι μαθητές καλούνται να συμπληρώσουν ανεξάρτητη εργασίαακολουθούμενο από αυτοέλεγχο. Η ανεξάρτητη εργασία λύνει το πρόβλημα της ενημέρωσης της γνώσης, παίζει το ρόλο της διάγνωσης εισόδου (καθορίζοντας την ετοιμότητα των μαθητών για περισσότερη δουλειαπανω σε αυτο το θεμα).
Οι μαθητές λαμβάνουν την εργασία σε κάρτες. Δύο μαθητές με καλό επίπεδο εκπαίδευσης εργάζονται σε ξεχωριστό τραπέζι, κάνοντας εργασία με μαρκαδόρους σε φύλλα Α4. Όταν τελειώσουν, τα αναρτούν στον πίνακα. Δύο καλά προετοιμασμένοι μαθητές σχολιάζουν τη δουλειά που έγινε και απαντούν σε διευκρινιστικές ερωτήσεις του δασκάλου και των συμμαθητών. Η υπόλοιπη τάξη ελέγχει τη δουλειά τους ανεξάρτητα καθώς σχολιάζει.
Οι μαθητές που ολοκληρώνουν την εργασία και τη σχολιάζουν λαμβάνουν βαθμούς.
Ανεξάρτητη εργασία
Ασκηση 1. Χρησιμοποιώντας τον ηλεκτρονικό τύπο, προσδιορίστε τη θέση του στοιχείου στον περιοδικό πίνακα και ονομάστε το.
Επιλογή Ι. 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 4 .
Επιλογή II. 1 μικρό 2 2μικρό 1 .
Εργασία 2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στο Περιοδικός Πίνακας, συγκρίνετε την ηλεκτραρνητικότητα τους και βάλτε ένα σημάδι μεταξύ τους<, >, =.
Επιλογή Ι.
1) EO (Br) * EO (Li);
2) EO (Al) * EO (Cl);
3) ΕΟ (Σ) * ΕΟ (Ο).
Επιλογή II.
1) EO (Mg) * EO (F);
2) EO (C) * EO (O);
3) ΕΟ (Ι) * ΕΟ (Κλ).
Εργασία 3. Προσδιορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο σε άτομα.
Παραλλαγή I. Cl, K, P.
Επιλογή II. Ca, S, F.
Εργασία 4. Προσδιορίστε πόσα ηλεκτρόνια λείπουν από κάθε άτομο πριν ολοκληρώσετε το εξωτερικό επίπεδο.
Επιλογή I. C, S, Cl.
Επιλογή II. Ο, Π, Ι.
Εργασία 5. Τελειώστε την πρόταση.
Επιλογή I. Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ……………………. .
Επιλογή II. Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ……………………….
Απαντήσεις σε ανεξάρτητη εργασία
Ασκηση 1.
Επιλογή I. Ηλεκτρονικός τύπος 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3ΠΤο 4 αντιστοιχεί σε ένα άτομο θείου. Το στοιχείο είναι στην 3η περίοδο στον όμιλο VI.
Επιλογή II. Ηλεκτρονικός τύπος 1 μικρό 2 2μικρόΤο 1 αντιστοιχεί σε ένα άτομο λιθίου. Το στοιχείο βρίσκεται στη 2η περίοδο στον όμιλο Ι.
Εργασία 2.
Επιλογή Ι.
1) EO (Br) > EO (Li);
2) ΕΟ (Αλ)< ЭО (Cl);
3) EO (S)< ЭО (O).
Επιλογή II.
1) EO (Mg)< ЭО (F);
2) ΕΟ (Γ)< ЭО (O);
3) ΕΟ (Ι)< ЭО (Сl).
Εργασία 3.
Παραλλαγή I. Cl – 7, K – 1, P – 5.
Επιλογή II. Ca – 2, S – 6, F – 7.
Εργασία 4.
Επιλογή Ι. C – 4, S – 2, Cl – 1.
Επιλογή II. O – 2, P – 3, I – 1.
Εργασία 5.
Επιλογή I. Σχηματίζεται ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός μεταξύ άτομα με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, για παράδειγμα μεταξύ ατόμων του ίδιου μη μεταλλικού χημικού στοιχείου.
Επιλογή II. Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ άτομα των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει ελαφρώς μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.
Δάσκαλος. Το έργο ολοκληρώθηκε καλά, αλλά κάποια παιδιά έκαναν λάθη. Ας αναθεωρήσουμε ξανά τις βασικές έννοιες και ας δοκιμάσουμε τις δεξιότητές σας στη σύνθεση. ηλεκτρονικά κυκλώματασχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού ώστε το σακίδιο μας να συναρμολογηθεί σωστά.
1η ομάδα. Οι μαθητές που ολοκληρώνουν ανεξάρτητη εργασία χωρίς λάθη (με βάση τα αποτελέσματα του αυτοδιαγνωστικού ελέγχου) εκτελούν ένα τεστ για αξιολόγηση.
Στόχος. Εφαρμογή της γνώσης σε μια νέα κατάσταση.
Εργασίες επαλήθευσης
Επιλογή Ι.
1. Να σχηματίσετε τύπους για ουσίες που αποτελούνται από δύο στοιχεία, των οποίων οι ηλεκτρονικοί τύποι των ατόμων είναι: α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 3; β) 1 μικρό 1 .
2. Να αναφέρετε το είδος του χημικού δεσμού σε αυτά τα μόρια και να συντάξετε ηλεκτρονικά διαγράμματα σχηματισμού του.
Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, τακτοποιήστε τα κατά σειρά αυξανόμενης ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων τους:
Επιλογή II.
1. α) S, Cl, O, K; β) F, P, Ca, N. μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3ΠΝα σχηματίσετε τύπους για πιθανές ουσίες που αποτελούνται από δύο στοιχεία, των οποίων οι ηλεκτρονικοί τύποι των ατόμων είναι: α) 1 μικρό 4 ;
2. β) 1
1 . Να αναφέρετε το είδος του χημικού δεσμού σε αυτά τα μόρια και να συντάξετε ηλεκτρονικά διαγράμματα σχηματισμού του. Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, τακτοποιήστε τα κατά σειρά αυξανόμενης ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων τους: α) Cl, I, Li, Al; β) C, N, Si, Ba.
2η ομάδα.
Οι μαθητές που κάνουν λάθη φτιάχνουν μια ιστορία συμπληρώνοντας τα κενά με τις προτεινόμενες λέξεις και φράσεις. Σε περίπτωση δυσκολίας, χρησιμοποιήστε ένα σχολικό βιβλίο ή σημειώσεις σε ένα τετράδιο.
Στόχος. Επανάληψη, διόρθωση και εμπέδωση γνώσεων.
Κλισέ ιστορίας
Στον περιοδικό πίνακα, τα στοιχεία ταξινομούνται σε ομάδες και περιόδους. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι ......... . Ο αριθμός περιόδου αντιστοιχεί σε...... . Ο αριθμός της ομάδας δείχνει………. . Το ολοκληρωμένο εξωτερικό στρώμα περιέχει ........... .
Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια από άλλα άτομα. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, η ηλεκτραρνητικότητα είναι ..........., στις κύριες υποομάδες από πάνω προς τα κάτω - ....................
1) Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ …………………. Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ............... .
2) Λέξεις και φράσεις:
3) μεταξύ ατόμων του ίδιου χημικού στοιχείου - μη μετάλλου,
4) αριθμός ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο των στοιχείων των κύριων υποομάδων,
5) αυξάνει,
6) τον σειριακό αριθμό του στοιχείου,
7) οκτώ ηλεκτρόνια,
8) μειώνεται,
αριθμός ενεργειακών επιπέδων,
μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.
Η 1η ομάδα υποβάλλει την εργασία της στον δάσκαλο για έλεγχο οι βαθμοί θα ανακοινωθούν στο επόμενο μάθημα.
Η ομάδα 2 ελέγχει την εργασία της ενώ ακούει την απάντηση ενός από τους μαθητές. Παρέχονται εξηγήσεις εάν είναι απαραίτητο. Επιλογή Ι.
1. Απαντήσεις σε δοκιμαστική εργασία μικρό 2 2μικρό 2 2Π 1η ομάδα μικρό 1 – άτομο υδρογόνου. Αυτά τα στοιχεία σχηματίζουν τις ακόλουθες ενώσεις - N 2, H 2, NH 3. Στα μόρια N 2, το H 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. στο μόριο NH 3 υπάρχει ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται με την ακόλουθη σειρά: α) K, S, Cl, O; β) Ca, P, N, F.
Επιλογή II.
1. Οι ηλεκτρονικοί τύποι αντιστοιχούν σε α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 4 – άτομο θείου. β) 1 μικρό 1 – άτομο υδρογόνου. Αυτά τα στοιχεία σχηματίζουν τις ακόλουθες ενώσεις: S 2 , H 2 , H 2 S. Στα μόρια S 2 , το H 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. στο μόριο H 2 S υπάρχει ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Ηλεκτρονικά εκπαιδευτικά κυκλώματα.
S2*:
H 2 S:
2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται με την ακόλουθη σειρά: α) Li, Al, I, Cl; β) Ba, Si, C, N.
2η ομάδα Στον περιοδικό πίνακα, τα στοιχεία ταξινομούνται σε ομάδες και περιόδους. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι σειριακός αριθμός στοιχείου. Ο αριθμός περιόδου αντιστοιχεί αριθμός ενεργειακών επιπέδων.Εμφανίζεται ο αριθμός ομάδας αριθμός ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο για στοιχεία των κύριων υποομάδων.Το ολοκληρωμένο εξωτερικό στρώμα περιέχει οκτώ ηλεκτρόνια.
Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια από άλλα άτομα. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, ηλεκτραρνητικότητα αυξάνει,στις κύριες υποομάδες από πάνω προς τα κάτω – μειώνεται.
Σχηματίζεται ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός μεταξύ ατόμων του ίδιου μη μεταλλικού χημικού στοιχείου.Σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.
Δάσκαλος. Έτσι, τα σακίδια μας γεμίζουν, ξεκινάμε την ανάβασή μας. Ωστόσο, στην πορεία μας περιμένουν εμπόδια. Και το πρώτο εμπόδιο είναι ένας «καταρράκτης» ουσιών.
Στον πίνακα είναι μια εικόνα ενός καταρράκτη. Στον καταρράκτη είναι προσαρτημένες κάρτες με χημικούς τύπους: H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8.
Ασκηση. Για να ξεπεραστεί ο καταρράκτης, προτείνεται η διανομή ουσιών ανάλογα με τους τύπους των χημικών δεσμών.
Επιλογή I. Γράψτε στο τετράδιό σας ουσίες με ομοιοπολικό πολικό δεσμό.
Επιλογή II. Καταγράψτε ουσίες με ομοιοπολικούς μη πολικούς δεσμούς.
Ο έλεγχος πραγματοποιείται μετωπικά.
Απάντηση. Ουσίες με ομοιοπολικό πολικό δεσμό - H 2 O, CO 2, HCl, HNO 3, CS 2, H 2 SO 4.
Ουσίες με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό - Br 2, O 3, P 4, S 8.
Δάσκαλος. Υπέροχα, ξεπεράσαμε με επιτυχία τον καταρράκτη, αλλά ένα νέο εμπόδιο μας περιμένει μπροστά. Ένα «μπλοκάρισμα» ηλεκτρονικών κυκλωμάτων έχει σχηματιστεί σε ένα στενό ορεινό μονοπάτι.
Ασκηση. Προσδιορίστε ποιο από τα διαγράμματα αντικατοπτρίζει σωστά τον μηχανισμό σχηματισμού χημικών δεσμών.
Επιλογή I. ΑΠΟ 2
Επιλογή II. BCl 3
Τα ηλεκτρονικά κυκλώματα είναι γραμμένα στο πίσω μέρος της πλακέτας. Κάθε μαθητής έχει τρεις χρωματιστές κάρτες σήμανσης με αριθμούς. Οι μαθητές κρατούν κάρτες με τον αριθμό της σωστής απάντησης. Εάν γίνουν λάθη, εκτελούνται διορθωτικές εργασίες.
Δάσκαλος. Μπράβο, καταφέραμε να περπατήσουμε σε ένα στενό ορεινό μονοπάτι, και συνεχίζουμε να ανεβαίνουμε. Προσοχή! Μια σπηλιά φάνηκε μπροστά. Περίεργοι ορειβάτες ανακάλυψαν ένα ενδιαφέρον εύρημα σε αυτό - ένα μικρό σεντούκι και ένα μυστηριώδες γράμμα.
Θα μπορέσουμε να συνεχίσουμε το ταξίδι μας μόνο όταν μαντέψουμε τι υπάρχει σε αυτό το φέρετρο. Λοιπόν, ας σταματήσουμε για ένα διάλειμμα και ας διαβάσουμε το γράμμα.
Στο γραφείο του δασκάλου υπάρχει ένα «φέρετρο» σφραγισμένο με κερί σφραγίδα. Δίπλα του ένα διπλωμένο γράμμα. Ο μαθητής καλείται να διαβάσει την επιστολή.
Μαθητής (διαβάζει το κείμενο της επιστολής). Από την ουσία που κρύβεται σε αυτό το κουτί, μπορείτε να πάρετε μέταλλο που κόβεται εύκολα με ένα μαχαίρι, τσαλακώνεται σαν πλαστελίνη και αποθηκεύεται μόνο κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Από αυτό μπορείτε επίσης να αποκτήσετε ένα ασφυκτικό και δηλητηριώδες κιτρινοπράσινο αέριο, το οποίο χρησιμοποιείται για την απολύμανση του νερού. Συνήθως όμως χρησιμοποιούμε αυτή την ουσία διαφορετικά. Είναι σε κάθε σπίτι, σε κάθε τραπέζι. Στην αρχαιότητα έλεγαν ότι είναι πιο πολύτιμο από τον χρυσό, γιατί μπορείς να ζήσεις χωρίς χρυσό, αλλά δεν μπορείς να ζήσεις χωρίς αυτόν. Σύμφωνα με το ρωσικό έθιμο, οι αγαπητοί επισκέπτες καλωσορίζονται με αυτήν την ουσία, τους εύχονται έτσι υγεία και η έκχυση σημαίνει απώλεια υγείας, αποτυχία.
Δάσκαλος. Για ποια μυστηριώδη ουσία μιλάει η επιστολή; Ποιες ουσίες λαμβάνονται από αυτό;
Οι μαθητές μαντεύουν την ουσία και της δίνουν μια χημική ονομασία - επιτραπέζιο αλάτι, χλωριούχο νάτριο. Υποδεικνύεται ότι από αυτό μπορεί να ληφθεί μέταλλο νάτριο και αέριο χλώριο. Ένα δείγμα του ορυκτού λαμβάνεται από το «φέρετρο» και παρουσιάζεται στους μαθητές.
Δάσκαλος. Τι σχέση έχει αυτή η ουσία με το μάθημά μας;
Μαθητης σχολειου. Δεδομένου ότι μελετάμε το θέμα "Χημικός δεσμός", είναι απαραίτητο να μάθουμε πώς σχηματίζεται μεταξύ ατόμων σε χλωριούχο νάτριο και σε ποιον τύπο πρέπει να ταξινομηθεί.
Εκμάθηση νέου υλικού
Δάσκαλος. Μπράβο. Σκοπός του μαθήματός μας είναι να εξοικειωθούμε με έναν νέο τύπο χημικού δεσμού - ιοντικό, να μάθουμε τη φύση και τις συνθήκες σχηματισμού του. Θα μάθουμε πώς να κατασκευάζουμε ηλεκτρονικά κυκλώματα για το σχηματισμό ενώσεων με ιοντικό τύπο χημικού δεσμού, να προσδιορίσουμε σύνολοηλεκτρόνια σε ιόντα.
Θέμα και τύπος μαθήματος επιτραπέζιο αλάτιείναι γραμμένα σε ένα τετράδιο.
Δάσκαλος. Ας εξετάσουμε το σχηματισμό ενός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας ως παράδειγμα χλωριούχο νάτριο. Ας γράψουμε μια εξίσωση που αντικατοπτρίζει την αλληλεπίδραση ατόμων νατρίου και χλωρίου:
Φτιάξτε τα δικά σας διαγράμματα της δομής των ατόμων νατρίου και χλωρίου στα τετράδιά σας. Προσδιορίστε τον αριθμό των ζευγαρωμένων και ασύζευκτων ηλεκτρονίων στο τελευταίο επίπεδο σε άτομα.
Na +11 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 1 ;
Сl +17 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 5 .
Τα άτομα νατρίου και χλωρίου έχουν το καθένα ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Όταν αυτά τα άτομα πλησιάζουν σε μια ορισμένη απόσταση, τα νέφη ηλεκτρονίων των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων επικαλύπτονται και σχηματίζεται ένα σύννεφο ηλεκτρονίων κοινό για τα δύο άτομα. Επειδή όμως η ηλεκτραρνητικότητα του χλωρίου είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή του νατρίου, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται πλήρως στο άτομο χλωρίου. Ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου σε ένα άτομο χλωρίου, εμφανίζονται αντίθετα φορτισμένα σωματίδια: το άτομο χλωρίου αποκτά αρνητικό φορτίο και το άτομο νατρίου αποκτά θετικό φορτίο.
(Εισάγεται η έννοια του "ιόντος", "ιονικός δεσμός", οι ορισμοί καταγράφονται σε ένα σημειωματάριο.)
Τα σωματίδια που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο ονομάζονται ιόντων.
Na 0 – 1 μι-> Na 1+, Cl 0 + 1 μι-> Cl 1– .
Το φορτίο ενός ιόντος καθορίζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δίνονται ή λαμβάνονται. Το αρνητικά φορτισμένο ιόν περικλείεται σε αγκύλες.
Ο χημικός δεσμός που προκύπτει μεταξύ ιόντων ως αποτέλεσμα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης ονομάζεται ιωνικός.
Ας δούμε τη δομή των ιόντων νατρίου και χλωρίου και ας προσδιορίσουμε τον συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων σε κάθε ιόν:
Na 1+ +11 , 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 0 (10 ηλεκτρόνια);
Cl 1– +17, 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 (18 ηλεκτρόνια).
Ας ελέγξουμε τα κύρια μας συμπεράσματα.
Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια που γίνονται τα άτομα ως αποτέλεσμα της απώλειας ή κέρδους ηλεκτρονίων.
Ένας δεσμός που προκύπτει ως αποτέλεσμα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης μεταξύ ιόντων ονομάζεται ιοντικός.
Εμφανίζεται ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου και μη μετάλλου, η ηλεκτραρνητικότητα του οποίου είναι πολύ διαφορετική (κατά περισσότερες από δύο μονάδες). Ένας ιονικός δεσμός είναι μια ακραία περίπτωση πολικού ομοιοπολικού δεσμού.
Στην πορεία, η βάση γνώσεών μας επεκτάθηκε. Ας συνεχίσουμε να προχωράμε προς την κορυφή. Ξαφνικά όμως εμφανίζεται ένα νέο εμπόδιο. Μπροστά είναι πυκνά «χοντρά» του χημικούς τύπους, μέσω του οποίου μπορείτε να περάσετε εάν αφαιρέσετε ουσίες με ιοντικό τύπο χημικού δεσμού.
Οι τύποι είναι γραμμένοι στον πίνακα:
CCl 4, Na 2 SO 4, I 2, LiBr, F 2, CaCl 2, KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2, SO 2, Cl 2, BaO, I 2, N 2, MgS.
Ζητείται από τους μαθητές να γράψουν στο τετράδιό τους ενώσεις με ιοντικό δεσμό.
Μετωπικός έλεγχος. Ένας μαθητής διαβάζει τους τύπους που έγραψε στο τετράδιό του και οι υπόλοιποι μαθητές τους ελέγχουν. Ο δάσκαλος δίνει εξηγήσεις για ουσίες που αποτελούνται από τρία χημικά στοιχεία και έχουν δύο τύπους δεσμών.
Απάντηση. Na2SO4, LiBr, CaCl2, KI, Na2S, Mg(NO 3) 2, BaO, MgS.
Δάσκαλος. Καταφέραμε να κάνουμε ένα μονοπάτι μέσα από τα πυκνά αλσύλλια, είμαστε πολύ κοντά στον στόχο μας. Ας συγκεντρώσουμε όλες μας τις γνώσεις και ας ανεβούμε στην κορυφή.
Υπό την καθοδήγηση του δασκάλου, η ικανότητα κατάρτισης διαγραμμάτων για το σχηματισμό ιοντικών δεσμών, ο προσδιορισμός των φορτίων των ιόντων και ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα ιόντα ενοποιούνται χρησιμοποιώντας το παράδειγμα των ενώσεων: α) KF; β) Na2S; γ) BeO.
Στη συνέχεια, οι μαθητές συμπληρώνουν παρόμοια εργασίαανεξάρτητα, επιλέγοντας δύο από τους προτεινόμενους τύπους: α) LiBr; β) CaCl 2; γ) MgS; δ) Mg 3 N 2 *. Τρεις μαθητές εργάζονται ταυτόχρονα στον πίνακα. Η εργασία με έναν αστερίσκο (*) δεν επεξηγείται ούτε ελέγχεται σε αυτό το μάθημα, θα δοθεί εξήγηση στη συνάντηση της ομάδας χημείας.
Τα αποτελέσματα ελέγχονται μετωπικά.
Διόρθωση του υλικού
Δάσκαλος. Έχουμε διανύσει ένα δύσκολο αλλά ενδιαφέρον μονοπάτι, η κορυφή του “Chemical Bond” έχει κατακτηθεί. Σας συγχαίρω, κάνατε μεγάλη προσπάθεια για να το πετύχετε, δείξατε τις γνώσεις σας, δείξατε επινοητικότητα, ήσασταν φιλικοί, βοηθήσατε ο ένας τον άλλον σε δύσκολες στιγμές. Και τώρα ήρθε η ώρα να επιστρέψουμε.
Οι μαθητές καλούνται να ολοκληρώσουν ένα τεστ. Στόχος: λειτουργικός έλεγχοςη γνώση.
Εργασίες επαλήθευσης
1. Τα αποτελέσματα της εφαρμογής θα χρησιμοποιηθούν κατά τον σχεδιασμό ατομικής διορθωτικής εργασίας με μαθητές.
Προσδιορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο σε άτομα.
Επιλογή I. F, B, Ca.
2. Επιλογή II. Se, Al, C.
Δηλώστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που θα δεχτεί το άτομο για να ολοκληρώσει το εξωτερικό του επίπεδο.
Επιλογή I. S, P, Si.
3. Επιλογή II. F, N, O.
Αναφέρετε το είδος του χημικού δεσμού στις ενώσεις.
Επιλογή I. CH 4, K 2 O, F 2.
4. Επιλογή II. PCl 3, O 3, Al 2 O 3.
Να φτιάξετε ηλεκτρονικά διαγράμματα για το σχηματισμό χημικού δεσμού, να υποδείξετε τα φορτία των ιόντων και να προσδιορίσετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων σε κάθε τύπο ατόμου και ιόντος.
Επιλογή I. α) KBr; β) AlCl 3.
Επιλογή II. α) MgI 2; β) NaBr.
Γεμίστε τον πίνακα.
| Τραπέζι | Ατομο | Αριθμός ηλεκτρονίων | Ατομο |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
5*. Και αυτος
Αναλύστε το σχέδιο και συμπληρώστε τους τύπους που λείπουν. Απαντήσεις σε
Ασκηση 1.
δοκιμαστική εργασία
Παραλλαγή I. F – 7, B – 3, Ca – 2.
Εργασία 2.
Επιλογή II. Se – 6, Al – 3, C – 4.
Επιλογή I. S – 2, P – 3, Si – 4.
Εργασία 3.
Επιλογή I. Στις ενώσεις: Το CH 4 είναι ένας ομοιοπολικός πολικός χημικός δεσμός, το K 2 O είναι ένας ιοντικός δεσμός, ο F 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.
Επιλογή II. Σε ενώσεις: Το PCl 3 είναι ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός, το O 3 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός, το Al 2 O 3 είναι ένας ιοντικός δεσμός.
Εργασία 4.
Επιλογή Ι.
α) Για KBr:
Κ 0 – 1 μι-> K 1+ , Br 0 + 1 μι-> Br 1– .
β) Για το AlCl 3:
Al 0 – 3 μι-> Al 3+, Cl 0 + 1 μι-> Cl 1– .
Τραπέζι Ατομο Αριθμός ηλεκτρονίων Ατομο Αλ 0 13 Al 3+ 10 Cl 0 17 Cl 1- 18 Κ 0 19 Κ 1+ 18 Br 0 35 Br 1 - 36 Επιλογή II.
α) Για MgF 2:
Mg 0 – 2 μι-> Mg 2+, F 0 + 1 μι-> F 1– .
β) Για NaBr:
Na 0 – 1 μι-> Na 1+, Br 0 + 1 μι-> Br 1– .
Τραπέζι Ατομο Αριθμός ηλεκτρονίων Ατομο Mg 0 12 Mg 2+ 10 Εγώ 0 53 Ι 1- 54 Na 0 11 Na 1+ 10 Br 0 35 Br 1 - 36 Εργασία 5* (συζητήθηκε σε συνεδρίαση του κύκλου της χημείας).
Οι απαντήσεις μπορεί να είναι οι εξής: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (μπορεί να υπάρχουν και άλλες μεταλλικές ενώσεις με τα αμέταλλα που φαίνονται στο κεντρικό τμήμα του σχήματος, δηλαδή ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς).
Συνοψίζοντας.
Βαθμολόγηση.
Εργασία για το σπίτι. Guzey L.S.Χημεία. Ερωτήσεις. Καθήκοντα. Γυμνάσια. 8-9 τάξεις. § 18.3, εξ. 1, 2, 3 - γραπτώς.
* Τα διατομικά μόρια S2 σχηματίζονται όταν ο ατμός του θείου θερμαίνεται σε υψηλή θερμοκρασία. – Σημείωση εκδ.
Χημικός δεσμός
Όλες οι αλληλεπιδράσεις που οδηγούν στο συνδυασμό χημικών σωματιδίων (άτομα, μόρια, ιόντα κ.λπ.) σε ουσίες χωρίζονται σε χημικούς δεσμούς και σε διαμοριακούς δεσμούς (διαμοριακές αλληλεπιδράσεις).
Χημικοί δεσμοί- δεσμούς απευθείας μεταξύ ατόμων. Υπάρχουν ιοντικοί, ομοιοπολικοί και μεταλλικοί δεσμοί.
Διαμοριακούς δεσμούς- συνδέσεις μεταξύ μορίων. Αυτοί είναι δεσμοί υδρογόνου, δεσμοί ιόντος-διπόλου (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, για παράδειγμα, συμβαίνει ο σχηματισμός ενός κελύφους ενυδάτωσης ιόντων), δίπολο-δίπολο (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, συνδυάζονται μόρια πολικών ουσιών , για παράδειγμα, σε υγρή ακετόνη) κ.λπ.
Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Σε δυαδικές ενώσεις (ενώσεις δύο στοιχείων), σχηματίζεται όταν τα μεγέθη των συνδεδεμένων ατόμων είναι πολύ διαφορετικά μεταξύ τους: ορισμένα άτομα είναι μεγάλα, άλλα είναι μικρά - δηλαδή, ορισμένα άτομα εγκαταλείπουν εύκολα ηλεκτρόνια, ενώ άλλα τείνουν να αποδεχτείτε τα (συνήθως αυτά είναι άτομα των στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά μέταλλα και άτομα στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά αμέταλλα). η ηλεκτραρνητικότητα τέτοιων ατόμων είναι επίσης πολύ διαφορετική.
Ο ιοντικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός και μη κορεσμένος.
Ομοιοπολικό δεσμό- ένας χημικός δεσμός που προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ μικρών ατόμων με την ίδια ή παρόμοια ακτίνα. Απαραίτητη προϋπόθεση είναι η παρουσία μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και στα δύο συνδεδεμένα άτομα (μηχανισμός ανταλλαγής) ή ενός μοναχικού ζεύγους στο ένα άτομο και ενός ελεύθερου τροχιακού στο άλλο (μηχανισμός δότη-δέκτη):
| ΕΝΑ) | H· + ·H H:H | H-H | H 2 | (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, το Η είναι μονοσθενές). |
| σι) |  |
NN | Ν 2 | (τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το Ν είναι τρισθενές). |
| V) | H-F | HF | (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, τα H και F είναι μονοσθενή). | |
| ΣΟΛ) |  |
NH4+ | (τέσσερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το N είναι τετρασθενές) |
- Με βάση τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε
- απλό (μονό)- ένα ζεύγος ηλεκτρονίων,
- διπλό- δύο ζεύγη ηλεκτρονίων,
- τριπλάσια- τρία ζεύγη ηλεκτρονίων.
Οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί ονομάζονται πολλαπλοί δεσμοί.
Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων, ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε μη πολικόΚαι πολικός. Ένας μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων, ένας πολικός - μεταξύ διαφορετικών.
Ηλεκτραρνητικότητα- ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου σε μια ουσία να έλκει κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.
Τα ζεύγη ηλεκτρονίων των πολικών δεσμών μετατοπίζονται προς πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία. Η ίδια η μετατόπιση των ζευγών ηλεκτρονίων ονομάζεται πόλωση δεσμού. Τα μερικά (υπερβάλλοντα) φορτία που σχηματίζονται κατά την πόλωση χαρακτηρίζονται + και -, για παράδειγμα: .
Με βάση τη φύση της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων ("τροχιακά"), ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε -δεσμός και -δεσμός.
-Σχηματίζεται δεσμός λόγω της άμεσης επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων (κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες), -Σχηματίζεται δεσμός λόγω πλευρικής επικάλυψης (και στις δύο πλευρές του επιπέδου στο οποίο βρίσκονται οι ατομικοί πυρήνες).
Ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι κατευθυντικός και κορεσμένος, καθώς και πολικός.
Το μοντέλο υβριδοποίησης χρησιμοποιείται για να εξηγήσει και να προβλέψει την αμοιβαία κατεύθυνση των ομοιοπολικών δεσμών.
Υβριδισμός ατομικών τροχιακών και νεφών ηλεκτρονίων- την υποτιθέμενη ευθυγράμμιση των ατομικών τροχιακών σε ενέργεια και των νεφών ηλεκτρονίων σε σχήμα όταν ένα άτομο σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς.
Οι τρεις πιο συνηθισμένοι τύποι υβριδισμού είναι: sp-, sp 2 και sp 3 -υβριδισμός. Για παράδειγμα:
sp-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (γραμμική δομή).
sp 2-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (επίπεδο τριγωνικό σχήμα).
sp 3-υβριδισμός - σε μόρια CCl 4, SiH 4, CH 4 (τετραεδρική μορφή). NH 3 (πυραμιδικό σχήμα); H 2 O (γωνιακό σχήμα).
Μεταλλική σύνδεση- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται με την κοινή χρήση των ηλεκτρονίων σθένους όλων των συνδεδεμένων ατόμων ενός μεταλλικού κρυστάλλου. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένα μόνο ηλεκτρονιακό νέφος του κρυστάλλου, το οποίο κινείται εύκολα υπό την επίδραση του ηλεκτρική τάση- εξ ου και η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων.
Ένας μεταλλικός δεσμός σχηματίζεται όταν τα άτομα που συνδέονται είναι μεγάλα και επομένως τείνουν να εγκαταλείψουν ηλεκτρόνια. Απλές ουσίες με μεταλλικό δεσμό είναι τα μέταλλα (Na, Ba, Al, Cu, Au κ.λπ.), πολύπλοκες ουσίες είναι διαμεταλλικές ενώσεις (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 κ.λπ.).
Ο μεταλλικός δεσμός δεν έχει κατευθυντικότητα ή κορεσμό. Διατηρείται και σε τήγματα μετάλλων.
Δεσμός υδρογόνου- ένας διαμοριακός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της μερικής αποδοχής ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από ένα εξαιρετικά ηλεκτραρνητικό άτομο από ένα άτομο υδρογόνου με μεγάλο θετικό μερικό φορτίο. Σχηματίζεται σε περιπτώσεις όπου το ένα μόριο περιέχει ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων και υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (F, O, N) και το άλλο περιέχει ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με έναν εξαιρετικά πολικό δεσμό σε ένα από αυτά τα άτομα. Παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου:
H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.
Ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν στα μόρια των πολυπεπτιδίων, των νουκλεϊκών οξέων, των πρωτεϊνών κ.λπ.
Ένα μέτρο της ισχύος οποιουδήποτε δεσμού είναι η ενέργεια του δεσμού.
Ενέργεια επικοινωνίας- την ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση ενός δεδομένου χημικού δεσμού σε 1 mole μιας ουσίας. Η μονάδα μέτρησης είναι 1 kJ/mol.
Οι ενέργειες των ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών είναι της ίδιας τάξης, η ενέργεια των δεσμών υδρογόνου είναι μια τάξη μεγέθους μικρότερη.
Η ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού εξαρτάται από το μέγεθος των δεσμευμένων ατόμων (μήκος δεσμού) και από την πολλαπλότητα του δεσμού. Όσο μικρότερα είναι τα άτομα και όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα του δεσμού, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργειά του.
Η ενέργεια του ιοντικού δεσμού εξαρτάται από το μέγεθος των ιόντων και τα φορτία τους. Όσο μικρότερα είναι τα ιόντα και όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο τους, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια δέσμευσης.
Δομή της ύλης
Ανάλογα με τον τύπο της δομής, όλες οι ουσίες χωρίζονται σε μοριακόςΚαι μη μοριακό. Αναμεταξύ οργανική ύληΟι μοριακές ουσίες κυριαρχούν μεταξύ των ανόργανων ουσιών, οι μη μοριακές ουσίες.
Με βάση τον τύπο του χημικού δεσμού, οι ουσίες χωρίζονται σε ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς, σε ουσίες με ιοντικούς δεσμούς (ιονικές ουσίες) και σε ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς (μέταλλα).
Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να είναι μοριακές ή μη. Αυτό επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές τους ιδιότητες.
Οι μοριακές ουσίες αποτελούνται από μόρια που συνδέονται μεταξύ τους με ασθενείς διαμοριακούς δεσμούς, όπως: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 και άλλες απλές ουσίες. CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, οργανικά πολυμερή και πολλές άλλες ουσίες. Αυτές οι ουσίες δεν έχουν υψηλή αντοχή, έχουν χαμηλές θερμοκρασίεςτήξη και βρασμό, δεν αγώγουν ηλεκτρισμό, μερικά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό ή σε άλλους διαλύτες.
Μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς ή ατομικές ουσίες (διαμάντι, γραφίτης, Si, SiO 2, SiC και άλλα) σχηματίζουν πολύ ισχυρούς κρυστάλλους (με εξαίρεση τον στρωματοποιημένο γραφίτη), είναι αδιάλυτες στο νερό και σε άλλους διαλύτες, έχουν υψηλή τήξη και σημεία βρασμού, τα περισσότερα από αυτά δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, που είναι ηλεκτρικά αγώγιμο, και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.)
Όλες οι ιοντικές ουσίες είναι εκ φύσεως μη μοριακές. Πρόκειται για στερεές, πυρίμαχες ουσίες, διαλύματα και τήγματα των οποίων μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Πολλά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό. Πρέπει να σημειωθεί ότι σε ιοντικές ουσίες, οι κρύσταλλοι των οποίων αποτελούνται από σύμπλοκα ιόντα, υπάρχουν και ομοιοπολικοί δεσμοί, για παράδειγμα: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), κ.λπ. Τα άτομα που αποτελούν σύμπλοκα ιόντα συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς.
Μέταλλα (ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς)πολύ διαφορετικές ως προς τις φυσικές τους ιδιότητες. Ανάμεσά τους υπάρχουν υγρά (Hg), πολύ μαλακά (Na, K) και πολύ σκληρά μέταλλα (W, Nb).
Χαρακτηριστικό γνώρισμα φυσικές ιδιότητεςμέταλλα είναι η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητά τους (σε αντίθεση με τους ημιαγωγούς, μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας), η υψηλή θερμοχωρητικότητα και η ολκιμότητα (για τα καθαρά μέταλλα).
Στη στερεή κατάσταση, σχεδόν όλες οι ουσίες αποτελούνται από κρυστάλλους. Με βάση τον τύπο της δομής και τον τύπο του χημικού δεσμού, οι κρύσταλλοι ("κρυσταλλικά πλέγματα") χωρίζονται σε ατομικός(κρύσταλλοι μη μοριακών ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς), ιωνικός(κρύσταλλοι ιοντικών ουσιών), μοριακός(κρύσταλλοι μοριακών ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς) και μέταλλο(κρύσταλλοι ουσιών με μεταλλικό δεσμό).
Εργασίες και δοκιμές με θέμα «Θέμα 10. «Χημικός δεσμός. Δομή της ύλης».
- Τύποι χημικών δεσμών - Δομή ύλης βαθμού 8–9
Μαθήματα: 2 Εργασίες: 9 Τεστ: 1
Δεν υπάρχει ενοποιημένη θεωρία για τους χημικούς δεσμούς. καθολική εμφάνισηδεσμούς), ιοντικό (μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού), μέταλλο και υδρογόνο.
Ομοιοπολικό δεσμό
Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι δυνατός με τρεις μηχανισμούς: ανταλλαγή, δότη-δέκτη και δοτικό (Lewis).
Σύμφωνα με μεταβολικό μηχανισμόΟ σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει λόγω της κοινής χρήσης κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Σε αυτή την περίπτωση, κάθε άτομο τείνει να αποκτήσει ένα κέλυφος αδρανούς αερίου, δηλ. αποκτήσετε ένα ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού ανά τύπο ανταλλαγής απεικονίζεται χρησιμοποιώντας τύπους Lewis, στους οποίους κάθε ηλεκτρόνιο σθένους ενός ατόμου αντιπροσωπεύεται με τελείες (Εικ. 1).
Ρύζι. 1 Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού στο μόριο HCl από τον μηχανισμό ανταλλαγής
Με την ανάπτυξη της θεωρίας της ατομικής δομής και της κβαντικής μηχανικής, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού αναπαρίσταται ως η επικάλυψη ηλεκτρονικών τροχιακών (Εικ. 2).
Ρύζι. 2. Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού λόγω επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων
Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του δεσμού και τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του δεσμού. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί με την επικάλυψη διαφορετικών τροχιακών. Ως αποτέλεσμα της επικάλυψης τροχιακών s-s, s-p, καθώς και τροχιακών d-d, p-p, d-p με πλευρικούς λοβούς, εμφανίζεται ο σχηματισμός δεσμών. Σχηματίζεται δεσμός κάθετος στη γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των 2 ατόμων. Ένας και ένας δεσμός είναι ικανοί να σχηματίσουν πολλαπλό (διπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό οργανικών ουσιών της κατηγορίας αλκενίων, αλκαδιενίων κ.λπ. Ένας και δύο δεσμοί σχηματίζουν πολλαπλό (τριπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό των οργανικών ουσιών της κατηγορίας αλκυνίων (ακετυλένια).
Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού από μηχανισμός δότη-δέκτηΑς δούμε το παράδειγμα του κατιόντος αμμωνίου:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Το άτομο αζώτου έχει ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων (ηλεκτρόνια που δεν εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών μέσα στο μόριο) και το κατιόν υδρογόνου έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, επομένως είναι δότης και δέκτης ηλεκτρονίων, αντίστοιχα.
Ας εξετάσουμε τον δοτικό μηχανισμό του σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός μορίου χλωρίου.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Το άτομο χλωρίου έχει και ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων και κενά τροχιακά, επομένως, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες τόσο ενός δότη όσο και ενός δέκτη. Επομένως, όταν σχηματίζεται ένα μόριο χλωρίου, το ένα άτομο χλωρίου δρα ως δότης και το άλλο ως δέκτης.
Κύριος χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμούείναι: κορεσμός (κορεσμένοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ένα άτομο συνδέει τόσα ηλεκτρόνια με τον εαυτό του όσα του επιτρέπουν οι ικανότητες σθένους του· ακόρεστοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ο αριθμός των συνδεδεμένων ηλεκτρονίων είναι μικρότερος από τις δυνατότητες σθένους του ατόμου). κατευθυντικότητα (αυτή η τιμή σχετίζεται με τη γεωμετρία του μορίου και την έννοια της "γωνίας δεσμού" - η γωνία μεταξύ των δεσμών).
Ιοντικός δεσμός
Δεν υπάρχουν ενώσεις με καθαρό ιοντικό δεσμό, αν και αυτό νοείται ως μια χημικά συνδεδεμένη κατάσταση ατόμων στην οποία δημιουργείται ένα σταθερό ηλεκτρονικό περιβάλλον του ατόμου όταν η συνολική πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως στο άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου. Ο ιοντικός δεσμός είναι δυνατός μόνο μεταξύ ατόμων ηλεκτραρνητικών και ηλεκτροθετικών στοιχείων που βρίσκονται σε κατάσταση αντίθετα φορτισμένων ιόντων - κατιόντων και ανιόντων.
ΟΡΙΣΜΟΣ
Ιόνείναι ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται με την αφαίρεση ή την προσθήκη ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο.
Κατά τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, τα άτομα μετάλλου και μη μετάλλου τείνουν να σχηματίζουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονιακού κελύφους γύρω από τον πυρήνα τους. Ένα άτομο μη μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του επόμενου αδρανούς αερίου γύρω από τον πυρήνα του και ένα άτομο μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του προηγούμενου αδρανούς αερίου (Εικ. 3).
Ρύζι. 3. Σχηματισμός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μορίου χλωριούχου νατρίου
Τα μόρια στα οποία υπάρχουν ιοντικοί δεσμοί στην καθαρή τους μορφή βρίσκονται σε κατάσταση ατμού της ουσίας. Ο ιονικός δεσμός είναι πολύ ισχυρός και επομένως οι ουσίες με αυτόν τον δεσμό έχουν υψηλό σημείο τήξης. Σε αντίθεση με τους ομοιοπολικούς δεσμούς, οι ιοντικοί δεσμοί δεν χαρακτηρίζονται από κατευθυντικότητα και κορεσμό, αφού ηλεκτρικό πεδίο, που δημιουργείται από ιόντα, δρα εξίσου σε όλα τα ιόντα λόγω σφαιρικής συμμετρίας.
Μεταλλική σύνδεση
Ο μεταλλικός δεσμός πραγματοποιείται μόνο σε μέταλλα - αυτή είναι η αλληλεπίδραση που συγκρατεί τα μεταλλικά άτομα σε ένα μόνο πλέγμα. Μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων μετάλλου που ανήκουν σε ολόκληρο τον όγκο του συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού. Στα μέταλλα, τα ηλεκτρόνια απογυμνώνονται συνεχώς από τα άτομα και κινούνται σε ολόκληρη τη μάζα του μετάλλου. Τα άτομα μετάλλου, που στερούνται ηλεκτρόνια, μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία τείνουν να δέχονται κινούμενα ηλεκτρόνια. Αυτή η συνεχής διαδικασία σχηματίζει το λεγόμενο «αέριο ηλεκτρονίων» μέσα στο μέταλλο, το οποίο δεσμεύει σταθερά όλα τα άτομα μετάλλου μεταξύ τους (Εικ. 4).
Ο μεταλλικός δεσμός είναι ισχυρός, επομένως τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από υψηλό σημείο τήξης και η παρουσία «αερίου ηλεκτρονίων» δίνει στα μέταλλα ελαττότητα και ολκιμότητα.
Δεσμός υδρογόνου
Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια συγκεκριμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση, επειδή η εμφάνιση και η ισχύς του εξαρτώνται από χημική φύσηουσίες. Σχηματίζεται μεταξύ μορίων στα οποία ένα άτομο υδρογόνου συνδέεται με ένα άτομο με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (O, N, S). Η εμφάνιση ενός δεσμού υδρογόνου εξαρτάται από δύο λόγους: πρώτον, το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με ένα ηλεκτραρνητικό άτομο δεν έχει ηλεκτρόνια και μπορεί εύκολα να ενσωματωθεί στα νέφη ηλεκτρονίων άλλων ατόμων και, δεύτερον, έχοντας ένα s-τροχιακό σθένους, το Το άτομο υδρογόνου είναι σε θέση να δεχθεί ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου και να σχηματίσει δεσμό μαζί του μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη.