Строение атома. Химическая связь
Скачать 0.62 Mb.
|
4.7. Химическая связь.Химическая связь состояние взаимодействующих атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков их валентных электронов и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы. Химическая связь удерживает атомы или группы атомов друг около друга. Строение и свойства молекул или других частиц ха-рактеризуются рядом параметров химической связи – энергией связи, длиной связи (межатомные расстояния), валентным углом (угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра атомов). Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергий связи и измеряется в кДж/моль. Энергия связи является мерой ее прочности: чем выше энергия связи, тем прочнее молекула. Различают несколько видов химической связи: ковалентную (полярную и неполярную), ионную, металлическую, водородную. Ковалентная связь это связь, возникающая за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов (образования общих электронных пар возникающих при объединении валентных электронов разных атомов). Количество электронов, которое атом может использовать для образования химических связей, определяется валентностью элемента. Номер группы, в которой находится элемент, обычно совпадает с максимальным количеством валентных электронов. Исключение азот, кислород, фтор, гелий, неон. У элементов главных подгрупп все валентные электроны расположены на внешнем энергетическом уровне. У элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены на внешнем и частично на предвнешнем энергетическом уровнях. Существуют два механизма образования ковалентной связи – обычный (обменный) механизм и донорно-акцепторный механизм. Обычный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что по одному неспаренному электрону двух разных атомов образуют общее электронное облако, которое окружает ядра обоих атомов. Эти электроны должны иметь различное значение квантовых чисел. Графически это можно представить по-разному. 1) с помощью записи внешних электронов в виде точек, окружающих химический знак элемента (так называемая электронно-точечная формула). Например, молекула хлора Cl2 образуется из двух атомов хлора, имеющих следующее строение электронных оболочек:  17Сl (1s22s22p6 3s23p5)  17Сl (1s22s22p6 3s23p5) В результате обобществления валентных электронов, каждый из атомов получает устойчивую восьмиэлектронную оболочку: О  бщая э   лектроннаяпара 2) Строение молекулы можно отображать с помощью так называемых структурных формул. Каждая химическая связь, символизирующая общую электронную пару, изображается в виде черточки: Н — Н 3) Химическую связь можно обозначить с помощью условного обозначения атомных орбиталей, на которых находятся электроны, участвующие в образовании химической связи: Атомные орбитали    Н Н 1s 1s НМолекулярная орбиталь Более низкое расположение молекулярной орбитали с двумя элект-ронами, по сравнению с отдельными атомными орбиталями, указывает на то, что общее электронное облако имеет меньшую «потенциаль-ную» энергию. Волнистая линия изображает спаривание электронов. 4) Химическую связь часто изображают с помощью рисунка, показывающего перекрывание атомных орбиталей валентных электронов взаимодействующих атомов (см рис. 4.10). Связь между атомами может быть образована и несколькими электронными парами, и при увеличении числа общих электронных пар прочность ее увеличивается. Н Н Cl Cl       s s p p Зоны повышенной электронной плотности Рис. 4.10. Образование молекул водорода и хлора при перекрывании двух сферических s и двух гантелеобразных р атомных орбиталей. Так, атом азота ( 7N …2s22p3) имеет 3 неспаренных электрона:  2 s p Тогда в молекуле азота N2 между двумя атомами элемента азота будет три пары общих электронов или произойдет перекрывание трех атомных орбиталей:    N N электронно-точечная формула молекулы азота N N структурная формула молекулы азота 2 Перекрывающиеся атомные орбитали в молекуле азота 2 При образовании ковалентной связи по другому (донорно-акцепторному) механизму один атом предоставляет в общее пользование пару электронов, а другой «втягивает» ее на свою свободную атомную орбиталь. Спаренные электроны атома донора  Свободная орбиталь атома акцептора Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а принимающий ее на свою свободную орбиталь акцептором. Примером возникновения ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму является образование иона аммония из молекулы аммиака и иона водорода: NH3 + H+ → NH4+. В молекуле аммиака 3 неспаренных электрона атома азота образуют три валентных связи с тремя атомами водорода по обычному механизму образования ковалентной связи. Неподеленная электронная пара 2s атома азота (донор) заняла свободную орбиталь иона водорода (акцептор), образующегося при диссоциации молекулы кислоты, например, HCI. 2s 2p  Nдонорно-акцепторный обычный механизм механизм образования образования химической х    имической связи связи 1s H+ H H H Рис. 4.11. Образование иона аммония по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, в ионе аммония у азота 4 общие электронные пары с четырьмя атомами водорода, все четыре связи ковалентные, но одна возникла по донорно-акцепторному механизму. По донорно-акцепторному механизму также образуется тетрафторборат aнион  и некоторые другие.По характеру распределения общего электронного облака относительно ядер двух атомов ковалентную связь подразделяют на: ковалентную неполярную, ковалентную полярную, ионную (часто ионную связь рассматривают как крайний случай ковалентной полярной связи). Ковалентной неполярной называется связь, образуемая электронным облаком, симметрично расположенным относительно ядер обоих атомов. Очевидно, что такие атомы должны быть одинаковыми, т.е. иметь одинаковую величину электроотрицательности и характеризоваться одинаковой способностью смещать на себя электронную плотность. Разность относительных электроотрицательностей (см. табл. 14 приложения) в этом случае будет равна нулю. Если ∆ОЭО = 0, то связь является ковалентной неполярной. В первую очередь ковалентную неполярную связь имеют атомы в молекулах, состоящих из одинаковых атомов (молекулы типа А2): H2, O2, CI2 и т.д. При образовании ковалентной полярной связи общее электронное облако смещено к более электроотрицательному атому. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. При этом, атом с меньшей электроотрицательностью приобретает такой же по величине положительный заряд. В этом случае разница в величинах относительных электоотрицательностей атомов (ΔОЭО), образующих химическую связь, должна иметь значение больше нуля, но меньше 1,7 (по Поллингу). Если 0 > ∆ОЭО < 1,7, то связь является ковалентной полярной. Обычно ковалентная полярная связь возникает между двумя неметаллами, например в соединениях: Н2О, NH3, CH4, СО2, НСl. Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью и направленностью. Направленность выражается значениями валентных углов, определяемых расположением атомных орбиталей в пространстве. Насыщаемость определяется количеством электронов, способных участвовать в образовании связи. Ионная связь химическая связь, образующаяся между атомами, характеризующимися большой разницой в величинах относительных электроотрицательностей. При этом общая электронная пара (общая электронная плотность) практически полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью и образуются ионы, между которыми возникает электростатическое притяжение: А+В А+[:В]. Разница в величинах относительных электоотрицательностей атомов (ΔОЭО), образующих ионную химическую связь, обычно имеет значение больше 1,7 (по Поллингу). Если ∆ОЭО > 1,7, то связь считается ионной (степень ионности составляет более 50 %). Обычно ионная связь возникает между типичными металлами (малая величина относительной электроотрицательности) и типичными неметаллами (большая величина относительной электроотрицательности). На самом деле, ионная связь между атомами в чистом виде практи-чески не реализуется, а химическая связь, считающаяся ионной, фактически носит частично ионный, а частично ковалентный характер. Например, в соединении цезия с фтором CsF: ΔОЭО = ОЭО (F) – ОЭО (Cs) = 4,0 – 0,7 = 3,3. Cтепень ионности составляет 97 %. Электростатическое взаимодействие между ионами не направлено в пространстве и поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной связи, характеризуется ненаправленостью и ненасыщаемостью. 4.8. Водородная связь Атом водорода, соединенный в молекуле вещества с атомом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), способен к образованию еще одной химической связи с другим сильно электроотрицательным атомом этой же (внутримолекулярная) или другой молекулы (межмолекулярная водородная связь). Например, в молекуле фтороводорода HF атом с большой электроотрицательностью фтор смещает на себя электронное облако, приобретая значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) практически лишается электронного облака и приобретает эффективный положительный заряд. Между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи (см. рис. 4.12).   Fδ ― Н+δ Fδ ― Н+δ  H+δ водородная связь между молекулами фтороводорода | F –δ Рис. 4.12. Схема образования водородных связей в молекулах фтороводорода. Водородные связи, хотя и слабее ковалентных связей, тем не менее играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. Наличие водородной связи способствует процессу ассоциации молекул (объединению в димеры или полимеры), обусловливающим повышенной вязкость, аномально высокие температуры плавления и кипения таких веществ, как вода (см. рис. 4.13), фтороводород, аммиак. Атом водорода   Водородная связь   Атом кислорода Рис. 4.13. Возникновение водородной связи в молекуле воды Водородная связь, в значительной мере, определяет свойства спиртов, карбоновых кислот, сложных эфиров, белков и некоторых других органических веществ. 4.9. Описание строения некоторых молекул Для объяснения строение и свойств молекул с ковалентной связью используются два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО). Рассмотрим один из них. Метод валентных связей (ВС) 1. По методу ВС химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания атомных орбиталей (АО) с образованием общих электронных пар. 2. Возникающая при этом зона повышенной электронной плотности локализована между двумя атомами. Такая связь является двухцентровой и двухэлектронной. 3. Связь может образоваться только при взаимодействии электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел (антипараллельными спинами). 4. Характер перекрывания атомных орбиталей определяют такие параметры химической связи, как энергия связи, длина связи, полярность, валентные углы между связями. 5. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания атомных орбиталей взаимодействующих атомов. В образовании ковалентной связи могут принимать участие АО как одинаковой, так и различной симметрии. При перекрывании АО вдоль линии соединения центров атомов образуется -связь (рис. 4.144.16).   Рис. 4.14. Образование -связи при перекрывании двух s-атомных орбиталей  Рис. 4.15. Образование -связи при перекрывании двух p-атомных орбиталей    Рисунки орбиталей с сайта http://w.w.w.hybridation.ru/site/htm Рис. 4.16. Образование -связи при перекрывании двух d атомных орбиталей Если при перекрывании атомных орбиталей зона повышенной электронной плотности возникает по обе стороны от линии соединения центров атомов, то образуется -связь (рис. 4.17 и рис. 4.18).   Две зоны повышенной электронной плотности   Рис. 4.17. Образование -связи при перекрывании двух p-атомных орбиталей  Две зоны повышенной электронной плотности    Рис. 4.18. Образование -связи при перекрывании двух d-атомных орбиталей Если между двумя атомами в молекуле возникают кратные связи (двойные или тройные), одна из связей будет -связью, т.е образована перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, а все остальные -связями, т.е образованы перекрыванием электронных облаков по обе стороны оси, соединяющей центры атомов. В молекуле этилена С2Н4 между атомами углерода имеется двойная связь СН2=СН2. Одна из них, более прочная, является σ-связью, вторая, менее прочная, является -связью. В линейной молекуле ацетилена Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н) имеются σ-связи между атомами углерода и водорода. Атомы углерода связаны одной σ-связью и двумя π-связями. Следует заметить, что энергия двойной и тройной связей больше, чем энергия одинарной связи, а длина, соответственно, меньше. 4.9. Представление о гибридизации атомных орбиталей. Рассмотрим строение молекулы соединения бериллия с водоро-дом BeH2 (гидрид бериллия), в котором водород имеет валентность I, а бериллий валентность II. Графическое изображение молекулы BeH2 : HI ― BeII― HI. В этом соединении атом водорода 1H 1s1 , в котором единственный электрон расположен на сферической атомной орбитали, соединяется с атомом бериллия.  Электронно-графическая формула атома водорода : Форма орбитали атома водорода:  Электронная формула атома бериллия: 4 Bе 1s2 2s2   Электронно-графическая формула и форма орбитали атома бериллия: Как видно из электронно-графической формулы, атом бериллия не имеет неспаренных электронов и валентность бериллия в основном состоянии равна нулю. Валентность, равную двум, атом бериллия, проявляет в возбужденном состоянии 4 Bе٭ 1s2 2s1 2р1:   Электронно-графическая формула атома бериллия в возбужденном состоянии: Валентность II 2 1 S p s Таким образом, у атома бериллия в образовании химической связи должны были бы участвовать электроны, находящиеся на двух разных атомных орбиталях 2s и 2p и имеющих различную форму и различную энергию. Однако, энергии каждой из двух связей в мо-лекуле BeH2 имеют одинаковые значения. Выравнивание энергий различных атомных орбиталей обусловлено явлением гибридиза- ции. Гибридизация это явление, при котором из двух или большего числа атомных орбиталей различных энергий и различной формы образуется такое же число видоизмененных орбиталей, обладающих одинаковой энергией. В нашем случае, в гибридизации участвуют атомные орбитали одного s- и одного p-электронов sp-гибридизация (рис. 4.19).  s-орбиталь p-орбиталь две sp-гибридных орбитали Рис. 4.19. Формы исходных и гибридизованных орбиталей атома бериллия. При такой гибридизации образуются 2 гибридные орбитали, которые расположены на одной оси и ориентированы друг к другу под углом 180° (рис. 4.20).  180 0   Рис. 4.20. Расположение двух и sp- гибридизованных орбиталей в пространстве. Такое расположение гибридных орбиталей определяет линейную форму молекулы. Две сферических орбитали двух атомов водорода перекрываются с двумя sp-гибридными орбиталями бериллия (рис. 4.21).   Рис. 4.21. Перекрывание атомных орбиталей в молекуле BeH2 П  римеры химических соединений, для которых характерна sp-гибридизация: BeCl2, BeH2, CO, CO2, HCN. Также sp-гибридизация наблюдается во всех ацетиленовых углеводородах (алкинах) и некоторых других органических соединениях.В sp2-гибридизации участвуют атомные орбитали одного s- и двух p-электронов (рис. 4.22).  s-орбиталь две p- орбитали три sp2-гибридных орбитали Рис. 4.22. Формы орбиталей при sp2-гибридизации. В  результате гибридизации образуются три гибридные sp2-орби-тали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рис. 4.23).    1200 Рис. 4.23. Расположение орбиталей в пространстве при sp2- гибридизации. Форма молекулы, имеющей три гибридные sp2-орбитали представляет собой плоский треугольник. Такую форму имеет, например, молекула хлорида алюминия AlCl3. Схема перекрывания электронных орбиталей в этой молекулы показана на рис. 4.24. Примерами других соединений, в которых имеет место sp2-гиб-ридизация, являются молекулы:BCl3, SO3, BF3 и ионы:  ,  . Кроме того, sp2-гибридизация характерна для всех этиленовых углеводородов (алкенов), карбоновых кислот, ароматических углеводородов (аренов) и других органических соединений.   Рис. 4.24. Перекрывание атомных орбиталей в молекуле AlCl3 Например в молекуле этилена (C2H4), оба атома углерода, находящиеся в возбужденном состоянии (sp2-гибридизация) связаны друг с другом двойными химическими связями, образуя одну σ-связь и одну π-связь. Еще по две σ-связи каждый атом углерода образует при соединении с атомами водорода. В sp3-гибридизации принимают участие одна s- и три p- атомные орбитали (рис.4.25).    Рис. 4.25. Образование sp3-гибридных орбиталей. Из четырех обычных атомных орбиталей образуется такое же число видоизмененных гибридных орбиталй, которые симметрично ориентированны в пространстве под углом 109°28'. Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp3-гибридными орбиталями – тетраэдр. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле метана (CH4), в которой атом углерода находится в sp3-гибридизации представлена на рис. 4.26. Примеры соединений, для которых характерна sp3-гибридизация: NH3, POCl3, SO2F2, SOBr2, NH4+, H3O+. Также sp3-гибридизация наблюдается во всех предельных углеводородах (алканы, циклоалканы), некоторых других органических соединениях.  Рис. 4.26. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле метана CH4 Следует иметь в виду, что не всегда пространственная конфигурация молекулы, имеющей sp3 тип гибридизации соответствует тетраэдру. Например, в молекуле аммиака (NH3) валентность атома азота равна III и его пять электронов внешнего уровня занимают четыре орбитали (одну s и три p). Все они принимают участие в гибридизации (тип гибридизации – sp3), но только три орбитали (р-орбитали) принимают участие в образовании химической связи. Тетраэдр без одной вершины превращается в пирамиду. Поэтому у молекулы аммиака форма молекулы пирамидальная, угол связи искажается до 107°30′. Аналогичные рассуждения о строении молекулы воды (H2O) приводят нас к тому, что кислород находится в sp3 гибридном состоянии, а форма молекулы угловая, угол связи составляет 104°27′. 4.10. Кристаллические решетки твердых тел. Твердые тела могут быть кристаллическими и аморфными. Кристаллическими называются твердые тела, для которых характерно строго упорядоченное расположение частиц, приводящее к образованию периодически повторяющейся в пространстве структуры – кристаллической решетки. В отличие от них, аморфные твердые тела не имеют такого расположения частиц. Свойства твердых кристаллических веществ во многом зависят от характера связи между образующими его кристаллическую решетку частицами – атомами, молекулами, ионами. В зависимости от вида частиц, образующих кристаллическую решетку твердого тела, различают кристаллы с молекулярной, атомной, ионной и металлической структурой. Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллической решетки могут служить алмаз, кристаллический бор, кремний и германий, а также сложные вещества, например, такие, в состав которых входит оксид кремния: кремнезем, кварц, горный хрусталь и др. Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления, они прочны и тверды, практически нерастворимы. Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными, и неполярными. Примерами веществ с молекулярными кристаллическими решетками могут быть все вещества, которые при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии, а при низких температурах – твердыми: вода Н2О (лед), оксид углерода (IV) СО2 (сухой лед), хлороводород, сероводород, твердые простые вещества, образованные одно (благородные газы), двух (Н2, О2 , Cl2, N2, I2), трех (О3), четырех (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами. Большинство твердых органических соединений (исключая соли карбоновых кислот) имеют молекулярные кристаллические решетки. Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, высокую летучесть. Молекулярные вещества с малым размером молекул плавятся и кипят при более низких температурах, чем вещества с большими молеку-лами. Следует иметь в виду, что реакционная способность веществ с молекулярными кристаллическими решетками зависит не от прочности кристаллической решетки, а от прочности ковалентных связей внутри молекулы. В узлах ионных кристаллических решеток находятся катионы металлов и анионы неметаллов или сложные анионы, например, гидроксид – ион ОН–. Связь между ионами имеет ионный характер. Примерами соединений с ионными кристаллическими решетками являются оксиды металлов, основания, соли. В этих кристаллах нельзя выделить отдельные молекулы, и весь кристалл рассматривается как одна гигантская молекула. По прочности ионные кристаллические решетки уступают атомным, но превосходят молекулярные. Им свойственны сравнительно высокие температуры плавления, малая летучесть, большая твердость. Соединения с ионными кристаллическими решетками обычно хорошо растворимы в воде. Металлическая кристаллическая решетка характерна для металлов. В металлах существует особый вид химической связи между атомами в кристаллической решетке, называемый металлической связью (рис. 4.27).  Рис. 4.27. Металлическая связь Металлическая связь это химическая связь, при которой валентные электроны принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла, причем эти электроны способны относительно свободно перемещаться в кристалле металла. Электроны, способные к перемещению в кристалле металла называют «электронным газом». Между атомами и ионами, находящимися в узлах кристаллической решетки металла, существует динамическое равновесие: Me Me +n + ne– атом металла ион металла Металлическая связь обусловливает особые свойства металлов, например: высокая электропроводность, высокая теплопроводность, способность отражать электромагнитные волны (металлический блеск), пластичность. Следует заметить, что реальные металлы и сплавы чаще характеризуются смешанным видом химической связи между атомами. Например, повышение прочности при легировании или при деформации металлов связано с появлением, наряду с металлической связью, ковалентной связи. При этом происходит определенное понижение пластичности. Существуют также вещества, в кристаллах которых значительную роль играют различные виды взаимодействия между частицами. Например, в графите атомы углерода связаны друг с другом в одних направлениях ковалентной связью, в других – металлической. 4.11. Вопросы для самоконтроля. 1. Как сформулировал периодический закон Д.И. Менделеев? 2. Чем определяется индивидуальность химического элемента? 3. Приведите современную формулировку периодического закона Д.И. Менделеева? 4. Назовите известные Вам частицы, входящие в состав ядра. 5. Какую массу покоя имеет протон, каков его заряд? 6. Какую массу покоя имеет нейтрон, каков его заряд? 7. Какую массу покоя имеет электрон, каков его заряд? 8. Что такое массовое число атома? 9. Что такое изобары? 10.Что такое изотопы? 11. Что такое орбиталь? 12. Что такое энергетический уровень? 13. Что такое главное квантовое число, какие значения оно может принимать? 14. Что в периодической системе соответствует числу заполняемых энергетических уровней? 15. По какой формуле определяется максимальное число электронов на данном энергетическом уровне? 16. Что характеризует орбитальное квантовое число, какие значения оно может принимать? 17. Сколько подуровней энергии может быть на каждом энергетическом уровне? 18. Какую форму имеют s-, p- и d – орбитали? 19. Что характеризует магнитное квантовое число, какие значения оно может принимать? 20. Что характеризует спиновое квантовое число, какие значения оно может принимать? 21. Чему равно число орбиталей на s-, p-, d- и f-подуровнях? 22. Чему равно максимальное число электронов, необходимых для заполнения s-, p-, d- и f-подуровней? 23. Что такое «спаренные электроны», «неспаренный электрон»? 24. Чему равно максимальное число электронов, находящихся на I, II и III энергетических уровнях? 25. Какой энергетический уровень считается завершенным? 26. Как формулируется принцип (запрет) Паули? 27. Как формулируется правило Гунда? 28. Каков порядок заполнения первых четырех энергетических уровней? 29. Чем определяется периодичность свойств простых веществ и соединений элементов? 30. Что такое период в периодической системе элементов? 31. Чем определяются химические свойства простых веществ? 32. Чем обусловлены и как изменяются металлические свойства в периодической системе элементов? 33. С чем связаны и как изменяются неметаллические свойства элементов в периодической системе элементов? 34. Почему водород занимает особое место в периодической системе элементов? 35. Что такое «возбужденное состояние атома»? 36. Что такое «валентность элемента»? 37. Чем определяется максимальная валентность элемента? 38. Дайте определение понятию «энергия ионизации». 39. Дайте определение понятию «сродство к электрону». 40. Как образуется ковалентная связь между атомами? 41. Что такое «электроотрицательность»? 42. Что такое «ковалентная полярная» и « ковалентная неполярная» связи? 43. В чем заключается донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи? 44. Что такое «дипольный момент»? 45. Чем определяется полярность многоатомных молекул, если связи между атомами ковалентные полярные? 46. Чем отличается ионная связь от ковалентной полярной? 47.Что такое «гибридизация атомных орбиталей»? 48. Что такое «-связь» и «-связь»? 49. Дайте определение понятию «энергия связи». 50. Какие типы кристаллических решеток твердых тел вам известны? 51. Что такое «металлическая кристаллическая решетка»? 52. Какие свойства характерны для веществ с атомной кристаллической решеткой? 53. Какие свойства характерны для веществ с молекулярной кристаллической решеткой? 4.12. Тесты для контроля знаний по теме «Строение атома» Вариант № 1 1. Под каким номером указано число энергетических уровней, на которых расположены электроны у атомов с порядковыми номерами 10, 72, 88? 1) 2, 8, 10, 2) 2, 7, 10, 3) 2, 6, 10, 4) 2, 6, 7. 2. Под каким номером указано максимальное число электронов на подуровне, характеризующемся орбитальным квантовым числом l = = 2? 1) 2е, 2) 6е, 3) 14е, 4) 12е, 5) 10е. 3. Под каким номером приведен химический знак элемента, которому отвечает следующее строение двух последних энергетических уровней: … 3s23p63d54s2? 1) Zn, 2) V, 3) Mn, 4) Ca, 5) Br. 4  . Какому элементу отвечает следующая схема распределения электронов по подуровням внешнего квантового слоя?1) Sb, 2) Pb, 3) Ga, 4) Po, 5) Ti. 5. Под каким номером приведен химический знак галогена, максимальная валентность для которого не совпадает с номером группы? 1) F, 2) Cl, 3) Br, 4) J, 5) At. Вариант № 2 1. Под каким номером приведены значения магнитного квантового числа для f-подуровня? 1) 0, 2) 1, 0, +1, 3) 2, 1, 0, 1, 2, 4) 3, 2, 1, 0, 1, 2, 3. 2. Под каким номером указан элемент, последний электрон которого занял подуровень 4d²? 1) Zr, 2) Ti, 3) Nb, 4) V, 5) Mo. 3. К какой группе периодической системы принадлежит атом, электронная структура которого описывается следующей формулой: 1s22s22p63s23p4? 1) IV группа, главная подгруппа, 2) VI группа, главная подгруппа, 3) VI группа, побочная подгруппа, 4) IV группа, побочная подгруппа, 5) V группа, главная подгруппа. 4. Под каким номером указан химический знак элемента, обладающего наибольшим сродством к электрону? 1) N, 2) F, 3) Li, 4) C, 5) Be. 5. Под каким номером указан химический знак галогена, максимальная валентность которого не совпадает с номером группы? 1) Cl, 2) Be, 3) J, 4) At, 5) F. |
Похожие:
 | Тема: Строение атомов, химическая связь и строение молекул Рабочая программа дисциплины по специальности 08. 00. 10 – "Финансы, денежное обращение и кредит" |  | Урок в 8 классе по теме «Ковалентная связь» Ребята! Сегодня мы начинаем изучение новой темы «Химическая связь. Строение вещества» |
| Конспект по теме «Химическая связь. Строение вещества» Основные понятия Электроотрицательность(Лайнус Полинг, 1932г) –способность атомов притягивать к себе электроны | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома. Изотопы. Методы познания в химии:... |
| Урок-аукцион: «обобщение знании по теме: химическая связь. Строение вещества» Задачи урока: Систематизировать и обобщить знания учащихся о типах химической связи, видах кристаллических решеток, степени окисления,... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... ... |
| Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Тема и номер урока в теме: Строение атома и атомного ядра. Урок № Радиоактивность как свидетельство сложного строения атома. Модели... | | Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая... Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая связь. Электролитическая диссоциация» (умк оржековского П. А.).... |
| Методические рекомендации по использованию разработки Охватывает знания, полученные учениками ранее – периодическая система Д. И. Менделеева, строение атома, строение вещества, типы химических... | | Закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома Периодический закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома |
| Рабочая учебная программа дисциплины Химическая технология неорганических веществ; Химическая технология материалов и изделий электроники и наноэлектроники; Химическая... | | Протокол Педагогического Совета Строение атома. Периодический закон, периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева |
