اتصال PCl5. الرابطة الكيميائية
"الأنواع الأساسية للروابط الكيميائية" - الروابط المعدنية. آليات انقسام الرابطة التساهمية. الإلكترونات. نا + الكلور. الرابطة الكيميائية الأيونية. الرابطة الكيميائية. قطبية الاتصالات. معلمات الرابطة التساهمية. التشبع. رابطة الهيدروجين. آليات تكوين الرابطة التساهمية. خصائص الروابط التساهمية. أنواع الروابط التساهمية. تفاعل الذرات في المركبات الكيميائية.
"رابطة الهيدروجين" - رابطة الهيدروجين. 2) بين جزيئات الأمونيا. موضوع. درجات حرارة عالية. يحدث بين الجزيئات. العوامل التي تدمر الروابط الهيدروجينية في جزيء البروتين (عوامل تغيير طبيعة). 2) بعض الكحوليات والأحماض قابلة للذوبان في الماء بشكل غير محدود. 1) بين جزيئات الماء. الاشعاع الكهرومغناطيسي. الرابطة الهيدروجينية داخل الجزيئات.
"الرابطة الكيميائية المعدنية" - الرابطة المعدنية لها خصائص مشابهة للرابطة التساهمية. الرابطة الكيميائية المعدنية. وأكثرها ليونة هي الذهب والنحاس والفضة. أفضل الموصلات هي النحاس والفضة. الاختلافات بين الروابط المعدنية والروابط الأيونية والتساهمية. الرابطة المعدنية هي رابطة كيميائية تنتج عن وجود إلكترونات حرة نسبيًا.
"الكيمياء "الرابطة الكيميائية"" - المواد ذات الروابط التساهمية. معلمات الرابطة التساهمية. الرابطة التساهمية. الرابطة الأيونية هي قوة جذب كهروستاتيكية بين الأيونات. تشكل المعادن شبكات بلورية معدنية. عدد أزواج الإلكترونات المشتركة يساوي عدد الروابط بين ذرتين. الرابطة الكيميائية الهيدروجينية. أنواع الروابط الكيميائية وأنواع الشبكات البلورية.
"الرابطة التساهمية" - طرق تكوين الرابطة. أ 3. الرابطة الكيميائية. يوجد في جزيء أكسيد الكبريت (IV) روابط 1) 1b و 1 P 2) 3b و 1 P 3) 4b 4) 2b و 2 P. حالة الأكسدة والتكافؤ للعناصر الكيميائية. تكون حالة الأكسدة صفراً في المركبات: 1) Ca3P2 2) O3 3) P4O6 4) CaO 12. أعلى حالة أكسدة تظهر في المركب 1) SO3 2) Al2S3 3) H2S 4) NaHSO3 11.
"الروابط الكيميائية وأنواعها" - الرابطة القطبية. التفاعل بين الذرات. تعريف المفهوم. أعمال التحقق. أنواع الروابط الكيميائية في المواد غير العضوية. رابطة تساهمية غير قطبية. خصائص أنواع الاتصال. طريق الفوز. اكمل المهمة. الرابطة الأيونية. معلمات خصائص الاتصال. عمل مستقل.
هناك إجمالي 23 عرضًا تقديميًا في هذا الموضوع
الخيار 1
2) الإشارة إلى رقم الفترة ورقم المجموعة في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. Mendeleev، حيث يقع هذا العنصر؛
وضح موقع الكبريت في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.
اختر من القائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على رابطة تساهمية غير قطبية:PCl 5 , الفصل 4 , ح 2 , شركة 2 , يا 2 , س 8 , SCl 2 , سيه 4 .
2 أو، س 2 ، ن.ح. 3 .
اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"
الخيار 2
يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة عنصر كيميائي معين.
استنادا إلى تحليل النموذج المقترح، أكمل المهام التالية:
1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تمتلك ذرته مثل هذا التركيب الإلكتروني؛
3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي معدنية أم غير معدنية.
أشر إلى موضع النيتروجين في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.
اختر من القائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على روابط أيونية:ناف, ن 2 يا 5 , ح 2 س, كي, النحاس, لذا 3 , باس.
حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخطط تكوينها للمواد: Cl 2 ، ملغكل 2 ، نكل 3 .
تحديد لكل نظير:
اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"
الخيار 3
يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة عنصر كيميائي معين.
استنادا إلى تحليل النموذج المقترح، أكمل المهام التالية:
1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تمتلك ذرته مثل هذا التركيب الإلكتروني؛
2) الإشارة إلى رقم الفترة ورقم المجموعة في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev الذي يقع فيه هذا العنصر؛
3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي معدنية أم غير معدنية.
وضح موقع الألومنيوم في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.
اختر من القائمة المواد التي تحتوي جزيئاتها على رابطة تساهمية قطبية:يا 3 , ص 2 يا 5 , ص 4 , ح 2 لذا 4 , ملف CSF, التردد العالي, HNO 3 , ح 2 .
حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخطط تكوينها للمواد: H 2 على 2 ، نا 3 س.
تحديد لكل نظير:
اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"
الخيار 4
يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة عنصر كيميائي معين.
استنادا إلى تحليل النموذج المقترح، أكمل المهام التالية:
1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تمتلك ذرته مثل هذا التركيب الإلكتروني؛
2) الإشارة إلى رقم الفترة ورقم المجموعة في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev الذي يقع فيه هذا العنصر؛
3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي معدنية أم غير معدنية.
أشر إلى موضع الأكسجين في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.
3. المواد التي لها روابط أيونية فقط تصنف في السلسلة التالية:
1) ف 2 , سسل 4 , كانساس1;
2) نبر، نا 2 يا، كي؛
3) هكذا 2 ، ص 4 ، كاف 2 ;
4) ح 2 س، ر 2 ، ك 2 س.
4. حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخطط تكوينها للمواد: CaCl 2 ، أو 2 ، تردد.
5. تحديد لكل نظير:
اختبار "ذرات العناصر الكيميائية"
الخيار 5
يوضح الشكل نموذجًا للتركيب الإلكتروني لذرة عنصر كيميائي معين.
استنادا إلى تحليل النموذج المقترح، أكمل المهام التالية:
1) تحديد العنصر الكيميائي الذي تمتلك ذرته مثل هذا التركيب الإلكتروني؛
2) الإشارة إلى رقم الفترة ورقم المجموعة في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev الذي يقع فيه هذا العنصر؛
3) تحديد ما إذا كانت المادة البسيطة التي يتكون منها هذا العنصر الكيميائي معدنية أم غير معدنية.
2. حدد موضع الكربون في الجدول الدوري. أعط صيغته الإلكترونية.
3. في أي سلسلة تحتوي جميع المواد على رابطة تساهمية قطبية؟
1) حمض الهيدروكلوريك، كلوريد الصوديوم، Cl 2 ;
2) س 2 ، ح 2 أوه، كو 2 ;
3) ح 2 يا، NH 3 ، الفصل 4 ;
4) نابر، هارفارد، CO.
4. حدد نوع الرابطة الكيميائية واكتب مخطط تكوينها للمواد: Li 2 أو، س 2 ، ن.ح. 3 .
5. تحديد لكل نظير:
لحظات ثنائي القطب من الجزيئات
تعتمد طريقة رابطة التكافؤ على مفهوم أن كل زوج من الذرات في الجسيم الكيميائي يتم ربطه معًا بواسطة زوج واحد أو أكثر من الإلكترونات. تنتمي هذه الأزواج من الإلكترونات إلى الذرتين المترابطة وتتمركز في الفضاء بينهما. وبسبب انجذاب نوى الذرات المرتبطة بهذه الإلكترونات ينشأ رابطة كيميائية.
تداخل المدارات الذرية
عند وصف التركيب الإلكتروني لجسيم كيميائي، يتم تعيين الإلكترونات، بما في ذلك الإلكترونات الاجتماعية، إلى الذرات الفردية ويتم وصف حالاتها بواسطة المدارات الذرية. عند حل معادلة شرودنغر يتم اختيار الدالة الموجية التقريبية بحيث تعطي الحد الأدنى من الطاقة الإلكترونية للنظام، أي القيمة الأكبر لطاقة الربط. يتم تحقيق هذا الشرط بأكبر قدر من التداخل بين المدارات التي تنتمي إلى رابطة واحدة. وبالتالي، فإن زوج الإلكترونات الذي يربط بين ذرتين يقع في منطقة تداخل مداراتهما الذرية.
يجب أن يكون للمدارات المتداخلة نفس التماثل حول المحور النووي.
يؤدي تداخل المدارات الذرية على طول الخط الذي يربط النوى الذرية إلى تكوين روابط σ. هناك رابطة σ واحدة فقط ممكنة بين ذرتين في الجسيم الكيميائي. جميع روابط σ لها تناظر محوري بالنسبة للمحور النووي. يمكن لشظايا الجزيئات الكيميائية أن تدور حول المحور النووي دون الإخلال بدرجة تداخل المدارات الذرية التي تشكل روابط σ. مجموعة من الروابط الموجهة والموجهة بشكل صارم في الفضاء تخلق بنية الجسيم الكيميائي.
مع التداخل الإضافي للمدارات الذرية المتعامدة مع خط الرابطة، تتشكل روابط π.
ونتيجة لذلك تنشأ روابط متعددة بين الذرات:
| مفرد (σ) | مزدوج (σ +π) | ثلاثية (σ + π + π) |
| F-F | س = س | ن≡ن |
مع ظهور رابطة π التي ليس لها تماثل محوري، يصبح الدوران الحر لشظايا الجسيم الكيميائي حول الرابطة σ مستحيلاً، لأنه يجب أن يؤدي إلى تمزق الرابطة π. بالإضافة إلى الروابط σ وπ، من الممكن تكوين نوع آخر من الروابط - δ-bond:
عادة، يتم تشكيل مثل هذه الرابطة بعد أن تشكل الذرات روابط σ و π إذا كانت الذرات لها د- و F- المدارات من خلال تراكب "بتلاتها" في أربعة أماكن في وقت واحد. ونتيجة لذلك، يمكن أن يزيد تعدد الاتصال إلى 4-5.
على سبيل المثال، في أيون ثماني كلوروديرينات (III) 2-، تتشكل أربع روابط بين ذرات الرينيوم.
آليات تكوين الروابط التساهمية
هناك عدة آليات لتكوين الروابط التساهمية: تبادل(مقابل)، المانح المتقبل, حالة أصلية.
عند استخدام آلية التبادل، يتم اعتبار تكوين الرابطة نتيجة لاقتران دوران الإلكترونات الحرة للذرات. في هذه الحالة، يتداخل مداران ذريان من ذرات متجاورة، ويشغل كل منهما إلكترون واحد. وهكذا فإن كل ذرة من الذرات المرتبطة تخصص زوجًا من الإلكترونات للمشاركة، كما لو أنها تتبادلهما. على سبيل المثال، عندما يتكون جزيء ثلاثي فلوريد البورون من الذرات، تتداخل ثلاثة مدارات ذرية من البورون، تحتوي كل منها على إلكترون واحد، مع ثلاثة مدارات ذرية مكونة من ثلاث ذرات فلور (تحتوي كل منها أيضًا على إلكترون واحد غير متزاوج). ونتيجة لاقتران الإلكترونات في مناطق تداخل المدارات الذرية المتناظرة، تظهر ثلاثة أزواج من الإلكترونات، تربط الذرات في الجزيء.
وفقًا لآلية المانح والمستقبل، يتداخل المدار الذي يحتوي على زوج من الإلكترونات لذرة واحدة والمدار الحر لذرة أخرى. وفي هذه الحالة، يظهر أيضًا زوج من الإلكترونات في منطقة التداخل. وفقا لآلية المانح والمتلقي، على سبيل المثال، تتم إضافة أيون الفلورايد إلى جزيء ثلاثي فلوريد البورون. شاغر ر- يتداخل مدار البورون (مستقبل زوج الإلكترون) في جزيء BF 3 مع ر-مدار الأيون F - الذي يعمل كمتبرع لزوج من الإلكترونات. وفي الأيون الناتج، تكون جميع روابط البورون والفلور التساهمية الأربعة متساوية في الطول والطاقة، على الرغم من الاختلاف في آلية تكوينها.
الذرات التي يتكون غلافها الإلكتروني الخارجي فقط من س- و ر- يمكن أن تكون المدارات إما مانحة أو مستقبلة لزوج الإلكترون. الذرات التي يشمل غلافها الإلكتروني الخارجي د- يمكن للمدارات أن تعمل كمانح ومستقبل لأزواج الإلكترونات. في هذه الحالة، يتم النظر في آلية تشكيل السندات. مثال على ظهور آلية الجر أثناء تكوين الرابطة هو تفاعل ذرتين من الكلور. تشكل ذرتان من الكلور في جزيء Cl 2 رابطة تساهمية وفقًا لآلية التبادل، حيث تجمع ذراتهما غير المتزاوجة 3 ر-الإلكترونات. وبالإضافة إلى ذلك، هناك تداخل 3 ر-مدار ذرة Cl-1، التي تحتوي على زوج من الإلكترونات، و3 شاغرة د- مدارات ذرة Cl-2 وكذلك التداخل 3 ر-مدار ذرة Cl-2 التي تحتوي على زوج من الإلكترونات و3 شاغرة د- مدارات ذرة Cl-1. يؤدي عمل آلية الجر إلى زيادة قوة الرابطة. ولذلك فإن جزيء Cl2 أقوى من جزيء F2 الذي تتشكل فيه الروابط التساهمية فقط عن طريق آلية التبادل:
تهجين المدارات الذرية
عند تحديد الشكل الهندسي للجسيم الكيميائي، يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن أزواج الإلكترونات الخارجية للذرة المركزية، بما في ذلك تلك التي لا تشكل رابطة كيميائية، تقع في الفضاء بعيدًا عن بعضها البعض قدر الإمكان.
عند النظر في الروابط الكيميائية التساهمية، غالبا ما يستخدم مفهوم تهجين مدارات الذرة المركزية - محاذاة طاقتها وشكلها. التهجين هو أسلوب رسمي يستخدم للوصف الكيميائي الكمي لإعادة ترتيب المدارات في الجزيئات الكيميائية مقارنة بالذرات الحرة. جوهر التهجين المداري الذري هو أن الإلكترون الموجود بالقرب من نواة الذرة المرتبطة لا يتميز بمدار ذري واحد، ولكن بمزيج من المدارات الذرية بنفس عدد الكم الرئيسي. ويسمى هذا المزيج المداري الهجين. كقاعدة عامة، يؤثر التهجين فقط على المدارات الذرية ذات الطاقة الأعلى والمماثلة التي تشغلها الإلكترونات.
نتيجة للتهجين، تظهر مدارات هجينة جديدة (الشكل 24)، والتي يتم توجيهها في الفضاء بحيث تكون أزواج الإلكترون (أو الإلكترونات غير المتزاوجة) الموجودة عليها بعيدة قدر الإمكان عن بعضها البعض، وهو ما يتوافق مع الحد الأدنى من طاقة التنافر بين الإلكترونات. ولذلك، فإن نوع التهجين يحدد هندسة الجزيء أو الأيون.
أنواع التهجين
| نوع التهجين | شكل هندسي | الزاوية بين السندات | أمثلة |
| sp | خطي | 180 س | BeCl2 |
| sp 2 | الثلاثي | 120 س | بي سي إل 3 |
| sp 3 | رباعي السطوح | 109.5 س | الفصل 4 |
| sp 3 د | مثلثي ثنائي الهرم | 90 س؛ 120 س | بي سي ال 5 |
| sp 3 د 2 | ثماني السطوح | 90 س | سادس 6 |
لا يقتصر التهجين على ترابط الإلكترونات فحسب، بل يشمل أيضًا أزواج الإلكترونات المنفردة. على سبيل المثال، يحتوي جزيء الماء على رابطتين كيميائيتين تساهميتين بين ذرة أكسجين وذرتين هيدروجين.
بالإضافة إلى زوجين من الإلكترونات المشتركة مع ذرات الهيدروجين، تحتوي ذرة الأكسجين على زوجين من الإلكترونات الخارجية التي لا تشارك في تكوين الرابطة (أزواج الإلكترون الوحيدة). تشغل جميع أزواج الإلكترونات الأربعة مناطق محددة في الفضاء المحيط بذرة الأكسجين.
ونظرًا لأن الإلكترونات تتنافر مع بعضها البعض، فإن السحب الإلكترونية تقع بعيدًا قدر الإمكان. في هذه الحالة، نتيجة للتهجين، يتغير شكل المدارات الذرية؛ فهي ممدودة وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح. لذلك، فإن جزيء الماء له شكل زاوي، والزاوية بين روابط الأكسجين والهيدروجين هي 104.5 درجة.
للتنبؤ بنوع التهجين فهو مناسب للاستخدام آلية المانح والمتلقيتكوين الرابطة: هناك تداخل بين المدارات الفارغة لعنصر أقل سالبية كهربية ومدارات عنصر أكثر سالبية كهربية مع وجود أزواج من الإلكترونات عليها. عند تجميع التكوينات الإلكترونية للذرات، يتم أخذها بعين الاعتبار الأكسدة- رقم شرطي يميز شحنة الذرة في المركب، محسوب على أساس افتراض التركيب الأيوني للمادة.
لتحديد نوع التهجين وشكل الجسيم الكيميائي اتبع ما يلي:
لا يؤثر وجود روابط π على نوع التهجين. ومع ذلك، فإن وجود روابط إضافية يمكن أن يؤدي إلى تغيرات في زوايا الرابطة، لأن إلكترونات الروابط المتعددة تتنافر بقوة أكبر. ولهذا السبب، على سبيل المثال، زاوية الرابطة في جزيء NO 2 ( sp 2- التهجين) يزيد من 120س إلى 134س.
تعدد رابطة النيتروجين والأكسجين في هذا الجزيء هو 1.5، حيث واحد يقابل رابطة σ واحدة، و0.5 يساوي نسبة عدد مدارات ذرة النيتروجين التي لا تشارك في التهجين (1) إلى العدد أزواج الإلكترونات النشطة المتبقية على ذرة الأكسجين التي تشكل روابط π (2). وبالتالي، يتم ملاحظة عدم تمركز روابط π (السندات غير المتمركزة هي روابط تساهمية، لا يمكن التعبير عن تعددها كعدد صحيح).
متى sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 د 2 التهجين الرأسي في متعدد السطوح الذي يصف هندسة الجسيم الكيميائي متكافئ، وبالتالي يمكن للروابط المتعددة والأزواج الوحيدة من الإلكترونات أن تشغل أيًا منها. لكن sp 3 د- إجابات التهجين الهرم الثنائي الثلاثي، حيث تكون زوايا الرابطة للذرات الموجودة عند قاعدة الهرم (المستوى الاستوائي) تساوي 120 درجة، وزوايا الرابطة التي تشمل الذرات الموجودة عند رؤوس الهرم الثنائي تساوي 90 درجة. تظهر التجربة أن أزواج الإلكترونات المنفردة توجد دائمًا في المستوى الاستوائي للهرم الثنائي الثلاثي. وعلى هذا الأساس، تم استنتاج أنها تتطلب مساحة حرة أكبر من أزواج الإلكترون المشاركة في تكوين الروابط. مثال على الجسيم مع مثل هذا الترتيب لزوج وحيد من الإلكترونات هو رباعي فلوريد الكبريت (الشكل 27). إذا كانت الذرة المركزية تحتوي في نفس الوقت على أزواج وحيدة من الإلكترونات وتشكل روابط متعددة (على سبيل المثال، في جزيء XeOF 2)، ففي الحالة sp 3 د- التهجين، فهي تقع في المستوى الاستوائي للهرم الثلاثي المثلث (الشكل 28).
لحظات ثنائي القطب من الجزيئات
توجد الرابطة التساهمية المثالية فقط في الجسيمات التي تتكون من ذرات متطابقة (H 2، N 2، إلخ). إذا تشكلت رابطة بين ذرات مختلفة، فإن كثافة الإلكترون تنتقل إلى إحدى نوى الذرة، أي يحدث استقطاب الرابطة. تتميز قطبية الرابطة بعزم ثنائي القطب.
إن عزم ثنائي القطب للجزيء يساوي المجموع المتجه لعزوم ثنائي القطب لروابطه الكيميائية (مع الأخذ في الاعتبار وجود أزواج وحيدة من الإلكترونات). إذا تم ترتيب الروابط القطبية بشكل متماثل في الجزيء، فإن الشحنات الموجبة والسالبة تلغي بعضها البعض، ويصبح الجزيء ككل غير قطبي. ويحدث هذا، على سبيل المثال، مع جزيء ثاني أكسيد الكربون. الجزيئات متعددة الذرات ذات الترتيب غير المتماثل للروابط القطبية (وبالتالي كثافة الإلكترون) تكون قطبية بشكل عام. وهذا ينطبق بشكل خاص على جزيء الماء.
يمكن أن يتأثر عزم ثنائي القطب الناتج للجزيء بزوج الإلكترونات الوحيد. وبالتالي، فإن جزيئات NH 3 وNF 3 لها هندسة رباعية السطوح (مع الأخذ في الاعتبار الزوج الوحيد من الإلكترونات). تبلغ درجة أيونية روابط النيتروجين والهيدروجين والنيتروجين والفلور 15 و19% على التوالي، ويبلغ طولها 101 و137 ميكرومتر على التوالي. وبناء على ذلك، يمكن للمرء أن يستنتج أن NF 3 لديه عزم ثنائي القطب أكبر. لكن التجربة تظهر عكس ذلك. للحصول على تنبؤ أكثر دقة لعزم ثنائي القطب، ينبغي أن يؤخذ في الاعتبار اتجاه عزم ثنائي القطب للزوج الوحيد (الشكل 29).
61. ما الرابطة الكيميائية التي تسمى الرابطة الهيدروجينية؟ أعط ثلاثة أمثلة للمركبات التي لها روابط هيدروجينية. ارسم المخططات الهيكلية للشركاء أعلاه. كيف يؤثر تكوين الرابطة الهيدروجينية على خواص المواد (اللزوجة، نقاط الغليان والانصهار، حرارة الانصهار والتبخر؟
62. ما هي الرابطة التي تسمى s-bond والتي تسمى p-bond؟ أيهما أقل متانة؟ ارسم الصيغ البنائية للإيثان C2H6، والإيثيلين C2H4، والأسيتيلين C2H2. قم بتسمية الروابط s وp على المخططات الهيكلية الهيدروكربونية.
63. في الجزيئات F 2، O 2، H 2 SO 4، HCl، CO 2، تشير إلى نوع الروابط وعدد الروابط s و p.
64. ما هي قوى التفاعل بين الجزيئات التي تسمى ثنائي القطب ثنائي القطب (الاتجاهي) والاستقرائي والمشتت؟ اشرح طبيعة هذه القوى. ما طبيعة قوى التفاعل بين الجزيئات السائدة في كل من المواد التالية: H 2 O، HBr، Ar، N 2، NH 3؟
65. أعط مخططين لملء العناصر العضوية أثناء تكوين رابطة المانحين والمتقبلين في الأنظمة ذات المجموعات الذرية:
أ) زوج الإلكترون – المدار الحر (2+0) و
ب) زوج الإلكترون – الإلكترون (2+1).
تحديد ترتيب الروابط، ومقارنة طاقات الروابط. أي من الروابط المدروسة تشارك في تكوين أيون الأمونيوم +؟
66. بناءً على بنية الذرات في الحالات الطبيعية والمثارة، حدد تساهمية البريليوم والكربون في جزيئات BeCl 2 و(BeCl 2) n وCO وCO 2. ارسم الصيغ البنائية للجزيئات.
67. استنادا إلى أحكام نظرية الفرقة من البلورات، توصيف المعادن والموصلات والعوازل. ما الذي يحدد فجوة النطاق؟ ما هي الشوائب التي يجب إضافتها إلى السيليكون لتحويله إلى:
أ) ن أشباه الموصلات. ب) ف أشباه الموصلات؟
68. أعط التكوين الإلكتروني لجزيء NO باستخدام طريقة MO. كيف تتغير الخواص المغناطيسية وقوة الرابطة أثناء الانتقال من جزيء NO إلى الأيون الجزيئي NO +؟
69. ما الرابطة الكيميائية التي تسمى الأيونية؟ وما هي آلية تكوينها؟ ما هي خصائص الرابطة الأيونية التي تميزها عن الرابطة التساهمية؟ أعط أمثلة على الجزيئات ذات الروابط الأيونية النموذجية ووضح نوع الشبكة البلورية. يؤلف سلسلة متساوية الإلكترون من الزينون.
70. بناءً على بنية الذرات في الحالات الطبيعية والمثارة، حدد تساهمية الليثيوم والبورون في المركبات: Li 2 Cl 2، LiF، -، BF 3.
71. ما هي الرابطة الكيميائية التي تسمى التنسيق أو المتلقي المانح؟ تفكيك هيكل المجمع 2+. تحديد الجهة المانحة والمتقبلة. كيف تشرح طريقة رابطة التكافؤ (BC) البنية الرباعية السطوح لهذا الأيون؟
72. لماذا يوجد جزيء PCl 5، ولكن لا يوجد جزيء NCl 5، على الرغم من أن النيتروجين والفوسفور موجودان في نفس المجموعة الفرعية VA من الجدول الدوري؟ ما نوع الرابطة بين ذرات الفوسفور والكلور؟ وضح نوع تهجين ذرة الفوسفور في جزيء PCl 5.
73 وصف أنواع الهياكل البلورية حسب طبيعة جزيئات المواقع الشبكية. ما هي الهياكل البلورية التي تحتوي عليها: CO 2، CH 3 COOH، الماس، الجرافيت، NaCl، Zn؟ رتبها حسب زيادة طاقات الشبكات البلورية. ما هو الإقحام؟
74. أعط أربعة أمثلة على الجزيئات والأيونات ذات الروابط غير المتمركزة. ارسم صيغها البنائية.
75. ما نوع التهجين الموجود في جزيئات CCl 4، H 2 O، NH 3؟ ارسم مخططات للمواقع النسبية للسحب الهجينة وحدد الزوايا بينها.
76. أعط مخططين لملء MOs عندما يتفاعل اثنان من AOs مع السكان:
أ) إلكترون + إلكترون (1+1) و
ب) الإلكترون + المدار الشاغر (1+0).
تحديد تساهمية كل ذرة وترتيب الرابطة. ما هي حدود طاقة الربط؟ أي الروابط التالية توجد في جزيء الهيدروجين H 2 والأيون الجزيئي؟
77. أعط التكوين الإلكتروني لجزيء النيتروجين باستخدام طريقة MO. أثبت لماذا يمتلك جزيء النيتروجين طاقة تفكك عالية.
78. ما هي لحظة ثنائي القطب؟ كيف يتغير في سلسلة من الجزيئات المتشابهة التركيب: HCl، HBr، HJ؟ ما نوع الرابطة التي تحدث بين ذرات الهيدروجين والكلور والبروم واليود في الجزيئات المعطاة؟ س- أو روابط p في هذه الجزيئات؟
79. ما هو التهجين المداري التكافؤ؟ ما هو الهيكل الذي تمتلكه جزيئات النوع AB n إذا تشكلت الرابطة فيها نتيجة لـ sp-، sp 2 -، sp 3 - تهجين مدارات الذرة A؟ أعط أمثلة على الجزيئات ذات أنواع التهجين المشار إليها. حدد الزوايا بين الروابط.
80. أزواج معينة من المواد: أ) H 2 O و CO؛ ب) ر 2 وCH 4؛ ج) تساو وN 2؛ د) H 2 و NH 3. أي زوج من المواد يتميز بوجود رابطة تساهمية غير قطبية؟ ارسم مخططات هيكلية للجزيئات المختارة، مع الإشارة إلى أشكال هذه الجزيئات والزوايا بين الروابط.
