Grunnleggende typer kjemiske bindinger. Test "typer av bindinger og krystallgitter" Test "Typer av bindinger og krystallgitter"

Test "Typer tilkoblinger og krystallgitter»

Valg 1

A1 I karbondisulfidmolekylet CS2 er det en kjemisk binding

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent polar 4) kovalent upolar

A2 har et atomisk krystallgitter

1) CH4 2) H2 3) O2 4) Si

A3. I ammoniakk (NH3) og bariumklorid (BaCl2) er den kjemiske bindingen henholdsvis:

1) ionisk og kovalent polar 3) kovalent ikke-polar og metallisk

2) kovalent polar og ionisk 4) kovalent ikke-polar og ionisk

A4. Har et ionisk krystallgitter

1) SiO2 2) Na2O 3) CO 4) P4

A5. Hvilke av følgende påstander er sanne:

A. Stoffer med et molekylgitter har lave smeltepunkter

B. Stoffer med atomgitter er plastiske og har høy elektrisk ledningsevne.

1) Bare A er sann 2) Bare B er sann 3) Begge vurderingene er riktige 4) Begge vurderingene er feil

A6. Bindingens ioniske natur er mest uttalt i forbindelsen

1) CCl4 2) SiO2 3) CaF2 4) NH3

A7. I hvilken serie har alle stoffer en polar kovalent binding?

1) HCl, NaCl, Cl2 2) O2, H2O, CO2 3) H2O, NH3, CH4 4) NaBr, HBr, CO

A8. Krystallgitter av karbondioksid (CO2)

A9. hydrogenbinding dannes mellom molekyler

1) C2H6 2) C2H5OH 3) C6H5CH3 4) NaCl

A10. Delvis positiv ladning i OF2-molekylet

1) ved O-atomet 2) ved F-atomet 3) ved O- og F-atomene 4) Alle atomer er negativt ladet

A11. Har et molekylært krystallgitter

1) NH3 2) Na2O 3) ZnCl2 4) CaF2

A12. Har et atomkrystallgitter

1) Ba(OH)2 2) diamant 3) I2 4) Al2(SO4)2

A13. Har et ionisk krystallgitter

1) is 2) grafitt 3) HF 4) KNO3

A 14. Har et metallkrystallgitter

1) grafitt 2) Cl2 3) Na 4) NaCl

A1. Stoffer med bare ioniske bindinger er oppført i en serie

1) F2, CCl4, KCl 2) NaBr, Na2O, KI 3) SO2, P4, CaF2 4) H2S, Br2, K2S

A2. Grafitt krystallgitter

1) Ionisk 2) Molekylær 3) Atomisk 4) Metallisk

A3. Har et molekylært gitter

1) Na2O 2) SiO2 3) CaF2 4) NH3

A4. Krystallgitter av kalsiumklorid (CaCl2)

1) Ionisk 2) Molekylær 3) Atomisk 4) Metallisk

A5. I hvilken forbindelse er en kovalent binding mellom atomer dannet av en donor-akseptormekanisme?

1) CCl4 2) SiO2 3) CaF2 4) NH4Cl

A6. Stoffer som er harde, ildfaste og har god løselighet i vann, har som regel et krystallinsk gitter

1) Ionisk 2) Molekylær 3) Atomisk 4) Metallisk

A7. Når du kobler sammen atomer av samme kjemisk element en forbindelse dannes

1) Ionisk 2) Kovalent polar 3) Kovalent upolar 4) Metallisk

A8. Stoffer med et atomisk krystallgitter

1) veldig hardt og ildfast 3) lede elektrisk strøm i løsninger

2) skjøre og smeltbare 4) lede elektrisk strøm i smelter

A9. Elektronpar i HBr-molekylet

1) eksisterer ikke 2) er i midten 3) er forskjøvet mot H-atomet 4) er forskjøvet mot Br-atomet

A10. Stoff med molekylær struktur

1) O3 2) BaO 3) C 4) K2S

A11. Diamant krystallgitter

A12. Krystallgitter av kaliumhydroksid (KOH)

1) atom 2) metallisk 3) ionisk 4) molekylær

A13. Krystallgitter av saltsyre (HCl)

1) ionisk 2) molekylær 3) atomisk 4) ionisk

A14. Jernkrystallgitter

1) metallisk 2) molekylær 3) ionisk 4) atomær

I 1. Match tilkoblingen med tilkoblingstypen i tilkoblingen.

AT 2. Match forbindelsen med typen krystallgitter

AT 3. Match tilkoblingen med tilkoblingstypen i tilkoblingen.

Kovalent binding - den vanligste typen kjemisk forbindelse, som oppstår på grunn av deling av et elektronpar gjennom en utvekslingsmekanisme, når hvert av de interagerende atomene forsyner ett elektron, eller gjennom en donor-akseptormekanisme, hvis et elektronpar overføres for vanlig bruk av ett atom (donor) til et annet atom (akseptor) (fig. 3.2) .

Et klassisk eksempel på en ikke-polar kovalent binding (elektronegativitetsforskjellen er null) er observert i homonukleære molekyler: H–H, F–F. Energien til en to-elektron-to-senterbinding ligger i området 200–2000 kJ∙mol –1.

Når en heteroatomisk kovalent binding dannes, forskyves et elektronpar til et mer elektronegativt atom, noe som gjør bindingen polar. (HCl, H20). Ionisiteten til en polar binding i prosent beregnes ved den empiriske relasjonen 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, hvor χ A og χ B er elektronegativiteten til atomene A og B i AB molekyl. I tillegg til polariserbarhet har en kovalent binding egenskapen til metning - evnen til et atom til å danne like mange kovalente bindinger som det har energisk tilgjengelige atomorbitaler. Den tredje egenskapen til en kovalent binding - retningsevne - vil bli diskutert nedenfor (se metoden for valensbindinger).

En ionisk binding er et spesielt tilfelle av en kovalent binding, når det resulterende elektronparet helt tilhører et mer elektronegativt atom, som blir et anion. Grunnlaget for å identifisere denne bindingen som en egen type er det faktum at forbindelser med en slik binding kan beskrives i en elektrostatisk tilnærming, med tanke på at ionbindingen skyldes tiltrekningen av positive og negative ioner. Samspillet mellom ioner av motsatt fortegn er ikke avhengig av retningen, og Coulomb-krefter har ikke egenskapen til metning. Derfor tiltrekker hvert ion i en ionisk forbindelse et slikt antall ioner med motsatt fortegn at det dannes et krystallgitter av en ionisk type. Det er ingen molekyler i en ionisk krystall. Hvert ion er omgitt av et visst antall ioner av et annet tegn (koordinasjonsnummeret til ionen). Ionepar kan eksistere i gassform som polare molekyler. I gassform har NaCl et dipolmoment på ~3∙10 –29 C∙m, som tilsvarer en forskyvning på 0,8 elektronladning per bindingslengde på 0,236 nm fra Na til Cl, dvs. Na 0,8+Cl 0,8–.

Den metalliske bindingen oppstår som et resultat av delvis delokalisering av valenselektroner, som beveger seg ganske fritt i metallgitteret, og elektrostatisk interagerer med positivt ladede ioner. Bindingskreftene er ikke lokaliserte eller rettet, og delokaliserte elektroner forårsaker høy termisk og elektrisk ledningsevne.

Hydrogenbinding. Dannelsen skyldes det faktum at, som et resultat av en sterk forskyvning av et elektronpar mot et elektronegativt atom, kan et hydrogenatom, som har en effektiv positiv ladning, samhandle med et annet elektronegativt atom (F, O, N, mindre ofte Cl, Br, S). Energien til slik elektrostatisk interaksjon er 20–100 kJ∙mol –1. Hydrogenbindinger kan være intra- og intermolekylære. En intramolekylær hydrogenbinding dannes for eksempel i acetylaceton og er ledsaget av ringlukking (fig. 3.3).

Karboksylsyremolekyler i ikke-polare løsningsmidler dimeriserer på grunn av to intermolekylære hydrogenbindinger (fig. 3.4).

Hydrogenbindinger spiller en ekstremt viktig rolle i biologiske makromolekyler, slike uorganiske forbindelser som H 2O, H 2F 2, NH 3. På grunn av hydrogenbindinger er vann preget av så høye smelte- og kokepunkter sammenlignet med H 2E (E = S, Se , Te). Hvis det ikke fantes hydrogenbindinger, ville vann smelte ved –100 °C og koke ved –80 °C.

Van der Waals (intermolekylær) binding er den mest universelle typen intermolekylær binding, forårsaket av dispersjonskrefter (indusert dipol - indusert dipol), induktiv interaksjon (permanent dipol - indusert dipol) og orienteringsvekselvirkning (permanent dipol - permanent dipol). Energien til van der Waals-bindingen er mindre enn hydrogenbindingen og utgjør 2–20 kJ∙mol –1.

Kjemisk binding i faste stoffer. Egenskapene til faste stoffer bestemmes av arten til partiklene som okkuperer stedene til krystallgitteret og typen interaksjon mellom dem.

Fast argon og metan danner henholdsvis atomære og molekylære krystaller. Siden kreftene mellom atomer og molekyler i disse gittrene er av den svake van der Waals-typen, smelter slike stoffer ved ganske lave temperaturer. De fleste stoffer som er i flytende og gassform ved romtemperatur danner molekylære krystaller ved lave temperaturer.

Smeltepunktene til ioniske krystaller er høyere enn for atomære og molekylære krystaller fordi de elektrostatiske kreftene som virker mellom ioner langt overstiger de svake van der Waals-kreftene. Ioniske forbindelser er hardere og mer sprø. Slike krystaller er dannet av grunnstoffer med vidt forskjellige elektronegativiteter (for eksempel alkalimetallhalogenider). Ioniske krystaller som inneholder polyatomiske ioner har lavere smeltepunkter; så for NaCl t pl. = 801 °C, og for NaNO 3 t pl = 311 °C.

I kovalente krystaller er gitteret bygget av atomer forbundet med en kovalent binding, så disse krystallene har høy hardhet, smeltepunkt og lav termisk og elektrisk ledningsevne.

Krystallgitter dannet av metaller kalles metalliske. Stedene til slike gitter inneholder positive metallioner, og mellomrommene inneholder valenselektroner (elektrongass).

Blant metallene har d-elementer det høyeste smeltepunktet, noe som forklares av tilstedeværelsen i krystallene til disse elementene av en kovalent binding dannet av uparrede d-elektroner, i tillegg til den metalliske bindingen dannet av s-elektroner.

Typer kjemikalier.

Del A

1) Li+ og Jeg - 2) Br- Og H + 3) H+ og B 3+ 4) S 2- og O 2-

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent upolar 4) kovalent polar

1) NaCl, KOH 2) HI, H 2 O 3)CO 2 , Br 2 4) CH 4 , F 2

1)1 2)2 3)3 4)4

1) KCl 2) CO 3) H 2 O 4) HCl

Del B.

A) jern 1) ionisk

D) nitrogen

Del C

Typer kjemikalier.

Del A

1. Kjemisk binding i et hydrogenfluoridmolekyl

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent upolar 4) kovalent polar

2. Ionebinding dannes mellom atomer

1) natrium og fluor 2) svovel og hydrogen 3) svovel og oksygen 4) klor og hydrogen

3. En ionisk binding dannes mellom ioner

1) Li+ og Jeg - 2) Br- Og H + 3) H+ og B 3+ 4) S 2- og O 2-

4. Kjemisk binding mellom atomer av kjemiske elementer med serienummer 3 og 35

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent upolar 4) kovalent polar

5. En kjemisk binding mellom atomer hvis elektronegativitet ikke er forskjellig fra hverandre kalles

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent upolar 4) kovalent polar

6. Kjemisk binding av et atom i et kjemisk grunnstoff som har seks elektroner i det ytre elektronlaget med hydrogen

1) ionisk 2) metallisk 3) kovalent upolar 4) kovalent polar

7. Kovalent polar binding i hvert av to stoffer:

1) NaCl, KOH 2) HI, H 2 O 3)CO 2 , Br 2 4) CH 4 , F 2

8. Det er to vanlige elektronpar i molekylet

1) hydrogen 2) hydrogenbromid 3) hydrogensulfid 4) ammoniakk

9. En kovalent binding har et molekyl

1)hydrogenjodid 2)nitrogen 3)metan 4)oksygen

10. Antall delte elektronpar i EO-forbindelser 2

1)1 2)2 3)3 4)4

11. Gi formelen for den ekstra forbindelsen

1) KCl 2) CO 3) H 2 O 4) HCl

Del B.

12. Match navnet på forbindelsen og typen kjemisk binding i denne forbindelsen.

Navn på forbindelse Type kjemisk binding

A) jern 1) ionisk

B) oksygen 2) kovalent polar

B) vann 3) kovalent ikke-polar

D) litiumbromid 4) metall

D) nitrogen

13. Kovalente polare bindinger forekommer i forbindelser:

1) hydrogensulfid 2) karbonmonoksid 3) fluor 4) sink 5) kaliumfluorid 3) fluor

14. Molekyler har tre kovalente polare bindinger

1) nitrogen 2) fosfin 3) karbondioksid 4) ammoniakk 5) metan

Del C

15. Gi eksempler på fire kaliumforbindelser som har både ioniske og kovalente bindinger.

16. Nevn en forbindelse som har én kovalent upolar binding av atomer hvis elektroner er plassert på tre energilag.