Хімічний зв’язок і будова молекул.

Хімічний зв’язок і будова молекул.

План

1.Утворення хімічного зв’язку як відображення електронної будови атома.

2. Ковалентний зв’язок.

3. Іонний зв’язок.

4. Металевий зв’язок.

5. Водневий зв’язок.

1. Утворення хімічного зв'язку як відображення електронної будови атома.

Учення про хімічний зв’язок – центральне питання сучасної хімії. Без нього неможливо зрозуміти причини різноманітності хімічних сполук, механізм їх утворення, будови й реакційної здатності.

Утворення молекул з атомів спричиняє виграш енергії, оскільки за звичайних умов молекулярний стан стійкіший, ніж атомний. Учення про будову атомів пояснює механізм утворення молекул, а також природу хімічного зв’язку.

В атома на зовнішньому енергетичному рівні може міститься від одного до восьми електронів. Якщо число електронів на зовнішньому рівні атома максимальне, яке він може вмістити, то такій рівень називається завершеним. Завершені рівні характеризуються великою міцністю. Такі зовнішні рівні атомів благородних газів: у гелію на зовнішньому рівні два електрони (S²), у решти – по вісім електронів (ns² ns⁶). Зовнішні рівні атомів інших елементів незавершені, і в процесі хімічної взаємодії вони завершуються.

Хімічний зв’язок утворюється за допомогою валентних електронів. У S-елементів і в Р – елементів валентними є електрони зовнішнього шару, а в d – елементів – електрони S – підрівня зовнішнього шару і d – підрівня предзовнішнього шару. Відповідно до сучасних уявлень, хімічний зв’язок має електричне походження. При зближенні атомів до певної відстані відбувається перекриття їхніх електронних орбіта лей. За рахунок взаємного перекривання утворюється спільна двох електронна орбіталь. В області перекривання створюється підвищена електронна густина, що втримує взаємодіючі атоми. У результаті утворюється молекула – стійка електронна система. В утворені молекули можуть брати участь кілька атомів. Спільну електронну пару утворюють неспарені електрони з протилежними (антипаралельними) спінами. Електрони з паралельними спінами не притягуються, а відштовхуються. Характер розподілу валентних електронів визначає тип хімічного зв’язку. Розрізняють чотири основних типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний, металевий і водневий.

2. Ковалентний зв’язок.

Найпростіший приклад ковалентного зв’язку утворення молекули водню Н₂. Як відомо, атом Гідрогену має один електрон. Його зовнішній (він же перший і єдиний) шар електронної оболонки є незавершеним і до завершення не вистачає одного електрона. У разі зближення двох атомів Гідрогену за рахунок сил притягання, що діють між їхніми ядрами та електронами, відбувається часткове перекривання електронних хмар. Утворюється спільна електронна пара, яка належить обом атомам Гідрогену одночасно (рис.1).

Н – Н

Рис.1. Схема утворення ковалентного зв’язку в молекулі водню.

У місці перекривання виникає підвищена електронна густина, яка притягує до себе ядра атомів і забезпечує міцність їхнього сполучення в молекулу Н₂. Запас енергії молекули водню, що складається з двох атомів, менший, ніж двох окремо взятих атомів Гідрогену.

Схему утворення хімічного зв’язку між атомами Гідрогену в молекулі можна показати, якщо неспарений електрон зовнішнього шару позначити однією точкою, а спільну електронну пару – двома, наприклад

Н∙ + ∙Н → Н:Н

Хімічний зв’язок, який утворюється за допомогою спільних електронних пар, називають ковалентним зв’язком.

Спільну електронну пару, або ковалентний зв’язок позначають рискою, наприклад Н – Н.

Розглянемо утворення молекули фтору F₂. Атом Флуору має 7 електронів на зовнішньому електронному шарі, з них – один неспарений електрон: ₉F 1S² 2S² 2P⁵. У разі зближення двох атомів Флуору відбувається перекривання хмар двох неспарених електронів, утворюється спільна електронна пара:

або F - F

Ковалентний зв’язок утворився за допомогою перекривання р-р орбіта лей.

Ковалентний зв’язок у молекулі хлору також здійснюється за допомогою двох спільних електронів, або електронної пари:

: ∙ + ∙ : →: : :

Ми розглянули ковалентний зв’язок, утворений електронами двох однакових атомів. У цьому разі спільна електронна пара (ділянка перекривання електронних хмар) розміщується симетрично відносно обох атомів. Такий валентний зв’язок називають неполярним. Він виникає під час взаємодії атомів неметалів одного виду, бо в них однакова електронегативність. Так у молекулах Н₂, Сl₂, O₂, N₂, F₂ тощо існує неполярний ковалентний зв’язок. У молекулі водню область перекривання атомних орбіталей s-типу розташована симетрично відносно ядер взаємодіючих атомів. У молекулі кисню область перекривання атомних орбіталей р-типу також розташована симе­трично відносно ядер взаємодіючих атомів. Однак молекула кисню O₂ має подвійнийзв'язок, на відміну від молекул водню Н₂ і фтору F₂, що мають тільки одинарні зв'язки. Тому другий зв'язок утворюється в площині, перпендикулярній тій, у якій розташовуються ядра взаємодіючих атомів . При утворенні молекули азоту з атомів утворюється потрійнийзв'я­зок, тому що атом Азоту має три неспарених електрони:

Якщо між атомами є один ковалентний зв’язок 9 одна спільна електронна пара), він називається одинарним. Якщо зв’язків більше, їх називають кратними: подвійними (дві спільні електронні пари) потрійним (три спільні електронні пари). Одинарний зв’язок зображується однією рискою, подвійний – двома, потрійний – трьома. За допомогою рисок зображуються графічні формули молекул. За характером перекривання електронних орбіта лей розрізняють σ - і π – зв’язки (сігма – і пі – зв’язки). Ковалентний зв’язок, при якому відбувається однократне перекривання електронних орбіта лей уздовж прямої, що з’єднує ядра атомів, називається

σ – зв’язком. Оскільки цей напрямок один, то в молекулах не може бути більш одного σ – зв’язку. Всі одинарні зв’язки є σ – зв’язками.

Ковалентний зв’язок, при якому відбувається двократне перекривання електронних хмар з обох боків від лінії, що з’єднує ядра атомів, називається

π – зв’язком. π – зв’язок може утворюватися між р – р – електронами, р – d – електронами, d – d – електронами. Будь – який кратний хімічний зв’язок має один σ – зв’язок, а інші π – зв’язки. Молекула кисню має один σ – зв’язок і один π – зв’язок; О = О; О О;молекула азоту має один σ – зв’язок і два π – зв’язки N ≡ N; N N.

Залежно від розподілу спільної електронної пари відносно ядер обох атомів розрізняють два різновиду ковалентного зв’язку: неполярний (симетричний) і полярний (несиметричний).

У разі неполярного ковалентного зв’язку електронна хмара утворена спільною парою електронів, або електронна хмара зв’язку, розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів. Прикладом є двохатомні молекули, які складаються з атомів одного елемента: Н₂, Сl₂, O₂, N₂, F₂ та ін.. У них електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.

У разі полярного ковалентного зв’язку електронна хмара зв’язку зміщена в бік атома з більшою відносною електронегативністю. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: НСІ, НF, Н₂О, Н₂S, NН₃ тощо.

Наприклад, утворення молекули НF можна зобразити схемою:

а взаємодію електронних орбіталей як:

Зона перекривання орбіталей заштрихрвана.

Електронна пара зміщена в бік атому Флуору, оскільки відносна електронегативність атома флуору більша, ніж атома гідрогену. У результаті зміщення електронної пари в молекулі (стрілка показує напрямок зміщення) молекула стає полярною, виникає диполь.

Диполь – це система з двох зарядів, однакових за величиною і протилежних за знаком.

Вважають, що атом, до якого зміщена електронна пара, набуває деякого негативного заряду, а атом, від якого зміщена електронна пара, - деякого позитивного заряду: Н^δ+ → F^δ- (літера δ (дельта) позначає частковий заряд, тобто менший за одиничний).

У молекулі НСl спільна електронна пара змі­щена до атома Хлору, оскільки атом Хлору більшою мірою виявляє властивості неметалу (сильніше притягає електрони), ніж атом Гідрогену

Експериментально встановлено, що на атомі водню з'являється ефективний пози­тивний заряд, рівний + 0,18 (одиниці абсолютного заряду елек­трона), а на атомі Хлору – 0,18.

Ковалентний зв’язок виникає не тільки за рахунок перекривання одно електронних хмар, - це обмінний механізм утворення ковалентного зв’язку. Можливий також й інший механізм його утворення донорно – акцепторний. У цьому випадку хімічний зв’язок виникає за рахунок двох електронної хмари одного атома і вільної орбіталі іншого атома. Розглянемо як приклад механізм утворення катіона амонію NН₄⁺ з молекули аміаку NН₃ і катіона Гідрогену Н⁺ відбувається шляхом розміщення власної електронної пари атома Нітрогену (у молекулі аміаку) на вільній електронній 1S – орбіта лі катіона Гідрогену:

Таким чином, ковалентний зв’язок утворюють неподілена пара електронів і вільна орбіталь катіона Гідрогену.

Атом, що надає неподілену електронну пару, називається донором, а атом, що приймає її (тобто надає вільну орбіталь) називається акцептором.

Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двох електронної хмари одного атома (донора) і вільної орбіта лі іншого атома (акцептора) називається донорно – акцепторним. Утворений таким шляхом ковалентний зв’язок називають донорно – акцепторним, або координаційним зв’язком.

Характерні властивості ковалентного зв'язку — довжи­на, енергія, насичуваність і спрямованість.

Довжина зв'язку — це відстань між ядрами взаємодіючих атомів. Що менше довжина зв'язку, то міцніший хімічний зв'я­зок. Довжину зв'язку виражають у нанометрах (нм).

Енергія зв'язку — це енергія, яку необхідно витратити для розриву од­ного моля зв'язків. Енергія зв'язку виражається в кілоджоулях на моль (кДж/моль). Енергія розриву зв'язку завжди позитив­на величина. Енергія і довжина хімічного зв'язку є його важли вими кількісними характеристиками. Зі збільшенням кратнос­ті хімічного зв'язку довжина зв'язку зменшується, а енергій зростає.

Наприклад: енергія зв'язку С–С дорівнює – 263,3 кДж/моль, С=С – 422,2 кДж/моль, C=С – 535 кДж/моль.

Енергія зв'язку N–N дорівнює 164,2 кДж/моль, N=N – 420,5 кДж/моль, N N – 945,6 кДж/моль. Довжина зв'язку N–N дорівнює 0,140 нм, N=N зв'язку дорів­нює 0,120 нм, N N зв'язку дорівнює 0,109 нм.

Процес утворення хімічного зв'язку завжди є екзотерміч­ним, а процес розриву хімічного зв'язку — ендотермічним. σ-Зв'язок між атомами Карбону міцніше, ніж π-зв'язок. Через це при хімічних реакціях π-зв'язки руйнуються в першу чергу.

Під насичуваністюрозуміють здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв’язків. Наприклад, атом гідрогену (один неспарений електрон) утворює один зв’язок, атом карбону (чотири неспарених електрони у збудженому стані) – не більше чотирьох зв’язків. Внаслідок насичуваності зв’язків молекули мають певний склад: Н₂, СН₄, НСІ.

Спрямованість ковалентного зв’язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометричні форми. Ця властивість пояснюється уявленням про гібридиза­цію атомних орбіталей. Поняття про гібридизацію електронних орбіталей запровадив американський учений Л. Полінг. Метод гібридизації атомних орбіталей виходить з положення, що при утворюванні молекули замість вихідних атомних s-, р- і d-електронних орбіталей утворюються нові, енергетично рівноцінні між собою «змішані», або гібридні електронні орбіталі, витяг­нуті в напрямку до сусідніх атомів. Кількість гібридних дорів­нює кількості вихідних орбіталей.

Приклад 1. Утворення молекули ВеН₂. Електронна фор­мула атома Берілію має вигляд

В утворенні молекули беруть участь збуджений атом Be* і два атоми Н. Утворюються дві рівноцінні гібридні sp-орбіталі в ато­ма Be*, спрямовані в протилежні боки під кутом 180°

. При їхньому перекри­ванні з s -орбиталями атомів водню утворюється лінійна моле­кула ВеН₂ з рівноцінними зв'язками

Приклад 2. Утворення молекули ВН₃. Електронна фор­мула атома Бору має вигляд: . При утворенні молекули ВН₃ у збудженому атомі В* з'являють­ся три sр² -гібридні орбіталі, що розташовуються в одній площи­ні під кутом 120° одна до одної . При перекриванні цих sp²-орбіталей з s -орбіталями атомів Водню утво­рюється плоска трикутна молекула . Молекула у ВН₃ має форму правильного трикутника, у центрі якого пере­буває атом Бору.

Приклад 3. Утворення молекули СН₄. Електронна фор­мула атома Карбону має вигляд:

При утворенні молекули СН₄ у збудженого атома Карбону з'яв­ляються чотири рівноцінні sр³ -гібридні орбіталі, що утворили­ся з однієї s -орбіталі і трьох р -орбіталей. sр³ -Гібридні орбіталі спрямовані в просторі до вершин тетраедра під кутом 109°28'. У результаті перекривання чотирьох sр³ -гібридних орбіталей атома Вуглецю і s -орбіталей чотирьох атомів Водню утворюється молекула СН₄ чотирма рівноцінними зв’язками . Молекула СН₄ має форму тетраедра, у центрі якого перебуває атом Карбону .

Молекули ВеН₂, ВН₃, СН₄, які ми розглянули, мають пра­вильні геометричні форми з валентними кутами, рівними 180°, 120°, 109°28'. Валентний кут — це кут між хімічними зв'язка­ми. Хімічний зв'язок, утворений гібридною орбіталлю, є міц­ним. Завдяки гібридизації, хімічні зв'язки рівномірно розподі­ляються в просторі. В атомів елементів третього і наступних періодів, що мають d -орбіталі, у гібридизації часто беруть участь s-p-d -орбіталі.

Багато молекул мають валентні кути, що не відповідають типу гібридизації. Так, у молекулах NH₃ і Н₂O валентні кути між sр³ -гібридними орбіталями менше тетраедричного. Для мо­лекули NH₃ валентний кут дорівнює 107°3', а для молекули Н₂O — 104°5'.

3. Іонний зв'язок.

Якщо атоми елементів, що взаємодіють між собою дуже відрізняються за своєю електронегативністю, то спільна електронна пара, яка утворює зв’язок, настільки зміщується до атома з більшою електронегативністю, що практично належить тільки цьому атому. Наприклад, під час взаємодії атомів Натрію з атомами Хлору валентний електрон атома Натрію повністю переходить на зовнішній електронний шар атома Хлору, добудовуючи його до октету восьми електронної структури, атом Nа віддає один електрон для утворення стійкої електронної конфігурації зовнішнього рівня, а атом Сl приймає один електрон для утворення теж стійкої електронної конфігурації зовнішнього рівня. У цьому разі атом Хлору набуває негативного заряду -1, перетворюючись із нейтрального атома на негативно заряджений йон, а атом Натрію, втративши електрон, набуває позитивного заряду +1, перетворюючись із нейтрального атома на позитивно заряджений йон:

Nа∙ + ∙ := Nа⁺ + [: :^- ] → NаСІ

Йони – це електрично заряджені частинки речовини, що утворилися з атомів або атомних груп внаслідок втрати ними або приєднання до них електронів.

Різнойменно заряджені йони Натрію Nа⁺ і Хлору СІ^-, притягуючись один до одного завдяки наявності сили електростатичного притягання, утворюють сполуку – натрію хлорид NаСІ. Цей процес можна записати й у такий спосіб: Na⁰ – 1е^- = Nа⁺; СІ⁰ + 1е^- = СІ^–; Nа⁺ + СІ^- → NаСІ.

Хімічний зв’язок, утворений за допомогою електростатичної взаємодії йонів, називають йонним зв’язком.

Йонний зв’язок є крайнім випадком полярного ковалентного зв’язку. Сполуки, у яких існує йонний зв’язок, називають йонними. Всі вони у твердому стані – кристалічні речовини. У йонних кристалах електростатичне поле кожного йона поширюється у всіх напрямках у кристалі, тому йонний зв’язок не має напрямленості.

Сполуки з йонним типом хімічного зв’язку виникають у тому разі, коли взаємодіють атоми елементів з дуже відмінною електронегативністю – атоми типового металу і типового неметалу, тобто елементи, розміщені на початку і в кінці періодів періодичної таблиці Д.І. Менделєєва. Найтиповіший йоний зв’язок виникає в солях, утворених лужними металами і галогенами атомами S – елементів першої і другої групи з атомами p – елементів шостої і сьомої груп: NаСІ, СаО, КІ.

Іонний зв’язок і неполярний ковалентний зв’язок – два крайні випадки розподілу електронної густини. Неполярному зв’язку відповідає рівномірний розподіл зв’язувальної двох електронної хмари між однаковими атомами. Якщо зв’язок іонний, навпаки, зв’язувальна електронна хмара практично повністю належить одному з атомів.

Слід зазначити, що сполук із суто іонним зв’язком практично немає, оскільки кожний елемент має більшу чи меншу (але не нульову) електронегативність. Тому будь – який хімічний зв’язок буде певною мірою ковалентним. Ось чому у більшості сполук хімічні зв’язки виявляються проміжними між цими типами зв’язків.

4. Металевий зв'язок.

Атоми металевих елементів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість електронів. Ці електрони ма­ють малу енергію взаємодії з ядром, через це валентні електро­ни слабко втримуються в атомі. Металеві елементи утворюють прості речовини — метали. За звичайних умов метали — це кристалічні речовини (крім ртуті). Валентні електрони вільно переміщаються від одного атома до іншого в межах усього крис­тала. Сукупність валентних електронів, переміщуваних у ме­жах кристала, називають «електронним газом». Такі електро­ни називають делокалізованими, оскільки координати кожного електрона згодом постійно міняються в широких межах.

Хімічний зв'язок, що утворюється за допомо­гою делокалізованих електронів, називаєть­ся металевим зв'язком.

Металевий зв'язок характеризується тим, що атоми металів легко втрачають валентні електрони і перетворюються на пози­тивні іони. Вільні валентні електрони пересуваються в метале­вому кристалі між іонами металів і зв'язують їх. Невелика кількість електронів зв'язує велику кількість іонів. Металевий зв'язок не локалізований і не спрямований. Цей зв'язок забез­печує високу теплопровідність і електропровідність металів.

5. Водневий зв'язок.

Водневий зв'язок — це специфічний зв'язок за участю атома Водню.

Водневий зв'язок — це зв'язок між позитивно поляризованим атомом Водню і негативно поляризованим іншим атомом.

Оскільки атоми можуть належати до однієї або до різ­них молекул, то цей зв'язок може бути міжмолекулярним або внутрішньомолекулярним. Міжмолекулярний водневий зв'я­зок це зв'язок між позитивно поляризованим атомом Водню однієї молекули і негативно поляризованим атомом іншої моле­кули. Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок — це зв'язок між позитивно поляризованим атомом Водню і негативно поля­ризованим атомом, що входять до складу однієї молекули.

Водневий зв'язок звичайно позначають крапками. Цим указується, що він набагато слабкіше ковалентного зв'язку (приблизно в 15 – 20 разів). Енергія водневого зв'язку становить 8 – 40 кДж/моль. За допомогою міжмолекулярного водневого зв'язку відбувається асоціація молекул. Утворення димерів води можна представити схемою:

Водневі зв'язки легко руйнуються при нагріванні. При температурі нижче 0 °С усі молекули води асоційовані; при 0 °С руйнується 15% водневих зв'язків; при +20 °С руйнується 50% водневих зв'язків. Молекули водяної пари (+100 °С) не утворю­ють водневих зв'язків.

Водневий зв'язок утворюється за допомогою донорно- акцепторної взаємодії. Йому властиві спрямованість у просторі і насичуваність. Цей зв'язок відіграє велику роль у хімії орга­нічних сполук і в здійсненні біохімічних процесів.

Питання для самоконтролю:

1. Що таке хімічний зв’язок? За рахунок чого він виникає?

2. Який хімічний зв’язок називається ковалентним? Які види ковалентного зв’язку ви знаєте?

3. В яких речовинах існує лише неполярний ковалентний зв’язок? Чому?

4. Чим подібний і чим відрізняється полярний ковалентний зв’язок від неполярного?

5. Що таке йонний зв’язок? Між якими елементами виникає?

6. Поясніть утворення йонного зв’язку у калію броміді.

7. Що таке металевий зв’язок?

8. Що таке водневий зв’язок?

9. Дайте визначення міжмолекулярного водневого зв’язку?

10. Дайте визначення внутрішньо молекулярному водневому зв’язку.

Література:

1. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. Посіб. – К.: Вища шк., 2005. – 639 с.:іл.

2. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. -20-е изд., испр. /Под ред. Рабиновича В.А. – Л.: Химия, 1979. – 720 с., ил.

3. Буринська Н.М., Величко Л.П. Хімія 11 кл.: Підручник для серед. Загальноосвіт. Закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 2000. – 176 с.

Хімічний зв’язок і будова молекули

Перевір себе!

З чотирьох варіантів відповідей виберіть правильний, а по­тім звірте свій вибір із навігатором.

№ запитання	Зміст	Варіанти відповідей
1.	Хімічний зв'язок між атомами утворюється	1. за рахунок електростатичного притягання електронних орбіталей сусідніх атомів; 2. внаслідок взаємодії спарених електронів; 3. за допомогою взаємодії ядер; 4. за допомогою валентних електронів.
2.	Перекривання електронних орбіталей харак­терно для	1. іонного зв'язку; 2. донорно-акдепторного зв'язку; 3. металевого зв'язку; 4. ковалентного зв'язку.
3.	Однією рискою у графічній формулі речовини позначається	1. неполярний ковалентний зв'язок; 2. власна пара електронів; 3. одинарний зв'язок; 4. водневий зв'язок.
4.	Зв'язок між позитивно поляризованим атомом Гідрогену і нега­тивно поляризова­ним атомом іншого елемента є	1. донорно-акцепторним; 2. неполярним; 3. водневим; 4. іонним.
5.	Спрямованість у просторі не власти­ва	1. одинарному зв'язку; 2. неполярному зв'язку; 3. донорно-акцепторному зв'язку; 4. металевому зв'язку.
6.	Крапками у графічних форму­лах позначається	1. донорно-акцепторний зв'язок; 2. водневий зв'язок; 3. іонний зв'язок; 4. ковалентний зв'язок будь-якої кратності.
7.	Для металевого зв'язку характерним є	1. існування електронного газу; 2. перекривання електронних орбіта­лей сусідніх атомів; 3. відсутність електростатичних взаємодій; 4. відсутність вільних валентних електронів.
8.	Насичуваність зв'язку властива	1. усім видам хімічного зв'язку; 2. ковалентному зв'язку; 3. металевому зв'язку; 4. іонному зв'язку.
9.	У якій речовині є іонний зв'язок?	1. К2O; 2. Н2O; 3. F2 4. Н2S.
10.	Металевий зв'язок здійснюється	1. між типовим металом і типовим неметалом; 2. між металевими атомами; 3. у будь-якій сполуці, що містить металевий елемент; 4. між неполярними молекулами.
11.	У якій молекулі є неполярний' ковалентний зв'язок?	1. Н2SO4; 2. Н2O; 3. HF; 4. Н2.
12.	Молекули води схильні до утворен­ня	1. іонного зв'язку; 2. водневого зв'язку; 3. неполярного зв'язку; 4. кратного зв'язку.
13.	Міжмолекулярний водневий зв'язок здійснюється молекулами	1. НF; 2. Н2; 3. N2; 4. К2S.
14.	Найбільш поляр­ним є	1. ковалентний зв' язок; 2. іонний зв'язок; 3. металевий зв'язок; 4. водневий зв'язок.
15.	Насичуваність — це	1. здатність атомів брати участь в утво­ренні неполярного донорно-акцеп- торного зв'язку; 2. здатність хімічного зв'язку певним чином розташовуватися в просторі; 3. здатність атомів брати участь в утво­ренні обмеженої кількості ковалент­них зв'язків; 4. властивість полярних молекул.
16.	Яке з тверджень є неправильним?	1. водневий зв'язок характеризується неспрямованістю; 2. ковалентний зв'язок характеризу­ється ненасичуваністю; 3. водневий зв'язок слабкіше кова­лентного; 4. іонний зв'язок сильніше ковалент­ного.
17.	При гібридизації атомних орбіталей	1. кількість гібридних орбіталей дорів­нює кількості вихідних орбіталей; 2. кількість гібридних орбіталей зростає;: 3. енергія гібридних орбіталей стає різ­ною; 4. зберігається спрямованість хімічно­го зв'язку.
18.	Утворення криста­лів є характерним для сполук 3	1. неполярним зв'язком; 2. водневим зв'язком; 3. іонним зв'язком; 4. ковалентним зв'язком.
19.	Які молекули мають кратний зв'язок?	1. будь-яка полярна молекула; 2. Н2; 3. N2; 4. HCl.
20.	Яке з тверджень є неправильним?	1. молекула азоту має подвійний зв'я­зок; 2. при утворенні катіона амонію реалі­зується донорно-акцепторний меха­нізм утворення ковалентного зв'яз­ку; 3. енергія кратного зв'язку більше енергії одинарного зв'язку між тими ж атомами; 4. у молекулі ВеН2 реалізується гібридизація sp -типу.

Навігатор:Хімічний зв’язок і будова молекули

Запитання 1. Відповіді 1, 2 і 3 — не усвідомили зміст п.1; відповідь 4 — правильна.

Запитання 2. Відповіді 1, 2 і 3 — не усвідомили зміст п.2; відповідь 4 — правильна.

Запитання 3. Відповіді 1, 2 і 4 — не усвідомили зміст п.2.1; відповідь 3 — правильна.

Запитання 4. Відповіді 1, 2 і 4 — усвідомте зміст п.5; відпо­відь 3 — правильна.

Запитання 5. Відповіді 1, 2 і 3 — усвідомте зміст пп.2-5; від­повідь 4 — правильна.

Запитанняб. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; від­повідь 2 — правильна.

Запитання 7. Відповідь 1 — правильна; відповіді 2, 3 і 4 — усвідомте зміст п.4.

Запитання 8. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-4; від­повідь 2 — правильна.

Запитання 9. Відповіді 2, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; від­повідь 1 — правильна.

Запитання 10. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 2 — правильна.

Запитання 11. Відповіді 1, 2 і 3 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 4 — правильна.

Запитання 12. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст п.5; відпо­відь 2 — правильна.

Запитання 13. Відповідь 1 — правильна; відповіді 2, 3 і 4 — усвідомте зміст п.5.

Запитання 14. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 2 — правильна.

Запитання 15. Відповіді 1, 2 і 4 — усвідомте зміст п.2.6; від­повідь 3 — правильна.

Запитання 16. Відповіді 1, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 2 — правильна.

Запитання 17. Відповідь 1 — правильна; відповіді 2, 3 і 4 — усвідомте зміст п.2.6.2.

Запитання 18. Відповіді 1, 2 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 3 — правильна.

Запитання 19. Відповіді 1, 2 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5; відповідь 3 — правильна.

Запитання 20. Відповідь 1 — правильна; відповіді 2, 3 і 4 — усвідомте зміст пп.2-5.

Дата добавления: 2015-10-21