Подготовка к ЕГЭ по химии
§2 Химическая связь
Бесплатная помощь с домашними заданиями
Метод валентных связей 3. Способы образования ковалентной связи. Гибридизация атомных электронных орбиталей. При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы: Условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов. Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла. Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория химического строения, выдвинутая в г. Основу теории, разработанной А. Бутлеровым, составляют следующие положения:. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой. Таким образом, согласно теории Бутлерова свойства веществ определяются не только их качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, определенным порядком соединения между собой атомов, образующих молекулу. Так, свойства атома водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом хлора в молекуле НС l , кислорода в молекуле H 2 O или азота в молекуле N Н 3. Теория Бутлерова дает возможность изображать строение молекул в виде структурных формул, в которых указана последовательность соединения атомов друг с другом, а каждая черточка, соединяющая атомы, обозначает единицу валентности. Так, строение молекул хлористого водорода НС l , хлорноватистой НС lO и хлорноватой Н ClO 3 кислот выражается следующими структурными формулами:. Эти формулы прежде всего показывают, что только в молекуле НС l атом водорода непосредственно связан с атомом хлора, тогда как в молекулах НС lO и Н ClO 3 он соединен не с хлором, а с атомом кислорода. Кроме того, структурная формула хлорноватой кислоты указывает на неравноценность атомов кислорода; в ее молекуле каждый из двух атомов кислорода соединен с атомом хлора двумя валентными связями, а третий связан одновременно с атомами хлора и водорода. Структурные формулы позволяют понять причину различий в некоторых свойствах ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и фосфорноватистой Н 3 РО 2 кислот. Молекулы каждой из этих кислот содержат по три атома водорода. Приведем их структурные формулы:. Как видно, в молекуле ортофосфорной кислоты каждый атом водорода соединен с атомом кислорода. Все эти атомы водорода способны замещаться атомами металлов: В молекуле фосфористой кислоты только два атома водорода непосредственно связаны с атомами кислорода и способны замещаться атомами металлов: В молекуле же фосфорноватистой кислоты с атомом кислорода связан лишь один атом водорода, что и обусловливает ее одноосновность. Изображение химического строения молекул с помощью структурных формул особенно важно при изучении органических веществ. Структурные формулы отражают лишь последовательность соединения атомов друг с другом, а не взаимное расположение атомов в пространстве. Изображение химического строения с помощью структурных формул допустимо только для веществ, состоящих из молекул. Между тем многие вещества состоят не из молекул, а из атомов например карбид кремния SiC или имеют ионное строение например хлорид натрия NaCl. Структура подобных веществ определяется типом их кристаллической решетки и будет подробнее рассмотрена в гл. Квантово-механическое описание строения молекул получают, как и в случае многоэлектронных атомов, лишь на основе приближенных решений уравнения Шредингера. Впервые подобный приближенный расчет был произведен в г. Лондоном для молекулы водорода. Они сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. Тогда оказывается возможным выразить зависимость волновой функции рассматриваемой системы от координат и тем самым определить плотность общего электронного облака в любой точке пространства. Далее Гейтлер и Лондон предположили, что найденная ими зависимость волновой функции от координат сохраняется и при сближении атомов водорода. При этом, однако, необходимо уже учитывать и те взаимодействия между ядрами, между электронами и т. В результате Гейтлер и Лондон получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии Е системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния r между ядрами этих атомов. При этом оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов рис. В этом случае для сближения атомов требуется затрата энергии, так что такой процесс оказывается энергетически невыгодным и химическая связь между атомами не возникает. При противоположно направленных спинах рис. Но это и означает, что в случае противоположно направленных спинов атомных электронов образуется молекула Н 2 - устойчивая система из двух атомов водорода, находящихся на определенном расстоянии друг от друга. Вследствие такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков. Это притяжение преобладает над взаимным отталкиванием одноименно заряженных электронов, так что в результате образуется устойчивая молекула. Энергия системы, состоящей из двух атомов водорода. Полученные Гейтлером и Лондоном расчетные значения межъядерного расстояния и энергии связи в молекуле водорода оказались близки к экспериментально найденным величинам. Это означало, что приближения, использованные Гейтлером и Лондоном при решении уравнения Шредингера, не вносят существенных ошибок и могут считаться оправданными. Таким образом, исследование Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам. Волнистые линии на схеме показывают, что в молекуле водорода каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т. Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью. Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы облаков в молекуле водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей метод ВС. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. При оценке степени перекрывания электронных облаков следует учитывать знаки волновых функций электронов. Некоторые возможные варианты перекрывания электронных облаков с указанием знаков соответствующих волновых функций изображены на рис. Схема перекрывания электронных облаков: Схематическое описание ковалентных связей в химических соединениях при помощи формул, в которых валентные электроны изображаются точками, было предложено в г. И хотя современное толкование химической связи основывается на гораздо более глубоких представлениях, электронно-точечные формулы по-прежнему остаются удобными обозначениями. Электроны, находящиеся во внешнем электронном слое, обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек. Применяя эти обозначения, образование молекулы водорода можно представить следующим образом: Эта схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую двухлектронную оболочку. Два атома фтора в молекуле F 2 обобществляют одну пару электронов, в результате чего каждый атом F приобретает электронную структуру Ne:. Необобществленные пары электронов, имеющиеся у атомов F , называют неподеленными парами; они представляют собой электроны со спаренными спинами, заполняющие орбитали и не принимающие участия в образовании связей. На примере Н 2 и F 2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную 1 s -орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь электронов восьмерка-октет , потому что на 2 s - и 2р -орбиталях размещается до восьми электронов 2 s 2 2 p 6. Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой F 2 каждый атом F после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. Если теперь построить молекулу О 2 таким же способом, как и F 2 , то вокруг каждого атома кислорода окажется только по семь электронов, причем один из них - неспаренный:. Из этого затруднительного положения можно выйти, предположив, что атомы кислорода обобществляют две пары электронов:. Таким образом, между двумя атомами кислорода в молекуле О 2 имеется двойная связь. Чтобы каждый атом азота в молекуле N 2 приобрел электронную конфигурацию благородного газа, должна осуществляться тройная связь:. Строение молекул некоторых сложных веществ - аммиака, воды, диоксида углерода и метана - можно изобразить схемами:. В молекуле аммиака каждый из трех атомов водорода связан с атомом азота парой общих электронов один электрон от атома водорода, другой - от атома азота. Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающих два атома, соответствует одной черточке, изображающей валентную связь в структурных формулах:. Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении. Существуют молекулы и ионы, для которых можно записать больше одной удовлетворительной льюисовой структуры. Например, нитрит-ион NO 2 - можно описать одной из двух следующих структур:. Каждая из этих структур подчиняется правилу октета. Двойные связи должны быть короче простых связей между теми же атомами, но структурные исследования NO 2 показывают, что обе связи азот— кислород неразличимы. Рассмотрение NO 2 и многих других молекул и ионов показывает, что используемая нами простая схема подсчета электронов и их отнесения к валентным оболочкам атомов в качестве связывающих или неподеленных пар не вполне удовлетворительна. Эту простую модель можно легко видоизменить таким образом, чтобы она охватывала многие более сложные случаи. В примере с NO 2 - суть проблемы заключается в том, что этот ион в действительности более симметричен, чем каждая из двух записанных для него выше льюисовых электронных структур. И если наложить друг на друга изображения этих структур, можно получить новую структуру, обладающую такой же симметрией, что и сама молекула. Метод наложения структур аналогичен такому способу записи структур:. Такая структура означает следующее: NO 2 - является симметричным ионом и каждая из его связей азот—кислород имеет частично двоесвязный характер. Для некоторых целей такая структура дает достаточную информацию. Однако подсчет числа электронов в подобных структурах требует использования специальных обозначений. Применительно к NO 2 - такая запись выглядит следующим образом:. Двусторонняя стрелка не означает, что молекула или ион совершает беспрерывные переходы между двумя структурами. Если для молекулы или иона можно записать две или несколько резонансных структур, электронная формула такой частицы рассматривается как резонансный гибрид этих структур. Для молекулы бензола С 6 Н 6 , имеющей шесть атомов углерода, которые соединены в кольцо, также можно записать две одинаково удовлетворительные структуры:. Обе резонансные структуры показывают, что кольцо должно быть образовано чередующимися простыми и двойными связями. Однако структурные исследования обнаруживают, что все углерод-углеродные связи имеют одинаковую длину, как и следует ожидать для резонансного гибрида двух структур. Полную симметрию молекулы бензола можно изобразить при помощи одной структуры со специальным пунктирным обозначением:. Общая электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это происходит, например, при образовании таких молекул, как Н 2 , НС1, Cl 2. Здесь каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара - возникает ковалентная связь. В невозбужденном атоме азота имеются три неспаренных электрона:. Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N 2 или N Н 3 , в которых ковалентность азота равна 3. Однако число ковалентных связей может быть и больше числа имеющихся у невозбужденного атома неспаренных электронов. Так, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, которая изображается схемой:. За счет имеющихся неспаренных электронов атом углерода может образовать две ковалентные связи. Между тем для углерода характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями. Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате некоторой энергии можно один из имеющихся в атоме 2 s -электронов перевести на подуровень 2р ; в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. Теперь во внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре неспаренных электрона. Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа неспаренных электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей; тогда этот процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:. Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:. Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками - принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому донору электронной пары , и свободной орбитали другого атома акцептора электронной пары. Такой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором - атом водорода. Свойства молекулы, ее способность вступать в химическое взаимодействие с другими молекулами зависят не только от прочности химических связей в молекуле, но в значительной мере и от ее пространственного строения. Раздел химии, изучающий геометрическую структуру молекул, их пространственное строение, называется стереохимией. Выше уже говорилось, что образование ковалентной связи является результатом перекрывания валентных электронных облаков взаимодействующих атомов. Но такое перекрывание возможно только при определенной взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Иначе говоря, ковалентная связь обладает направленностью. Так, в молекуле водорода перекрывание атомных s -электронных облаков происходит вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Так, в молекуле HF рис. Химическая связь в молекуле F 2 рис. При взаимодействии p -электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи рис. Схемы перекрывания электронных облаков при образовании молекул: Рассмотрим образование молекулы азота N 2. Каждый атом азота обладает тремя неспаренными 2 p -электронами, электронные облака которых ориентированы в трех взаимно перпендикулярных направлениях. Атомы азота связаны в молекуле N 2 тремя ковалентными связями. Но эти связи неравноценны: Вывод о неравноценности связей в молекуле азота подтверждается тем, что энергия их разрыва различна. Схемы перекрывания 2 p -электронных облаков в молекуле N 2: Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах. Так, при образовании молекулы воды электронные облака двух неспаренных 2 p -электронов атома кислорода перекрываются с 1s -электронными облаками двух атомов водорода; схема этого перекрывания изображена на рис. Поскольку р -электронные облака атома кислорода ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях, то молекула Н 2 О имеет, как показано на рис. Молекула NH 3 , образующаяся при взаимодействии трех р -электронов атома азота с s -электронами трех атомов водорода рис. Эти выводы о взаимном расположении атомов в молекулах NH 3 и Н 2 О соответствуют действительности. Схемы образования химических связей в молекулах: Это приводит к тому, что при образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электронной структуры атома рассматривается на основе представления о гибридизации атомных орбиталей. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот выигрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, такая гибридизация приводит в конечном счете к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости. Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия BeF 2. Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном, который и участвует в образовании ковалентной связи:. Атом бериллия в невозбужденном состоянии 1 s 2 2 s 2 неспаренных электронов не имеет. Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние 1 s 2 2 s 1 2 p При перекрывании этих электронных облаков с р -электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи рис. Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р -орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали sp - орбитали. Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. Схема перекрывания 2 p -электронных облаков фтора с 2 s - и 2 p -электронными облаками атома бериллия. Форма и взаимное расположение гибридных sp -электронных облаков атома бериллия. Перекрывание гибридных sp -электронных облаков атома бериллия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на рис. Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей, достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Схема образования химических связей в молекуле BeF 2. Рассмотренный случай гибридизации одной s - и одной р -орбитали, приводящий к образованию двух sp -орбиталей, называется sp -гибридизацией. Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Так, при гибридизации одной s - и двух р- орбиталей образуются три равноценные sp 2 -орбитали. Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы. Взаимное расположение гибридных sp 2 -электронных облаков. Примером молекулы, в которой осуществляется sp 2 -гибридизация, может служить молекула фторида бора В F 3. Если в гибридизации участвуют одна s - и три р -орбитали sp 3 -гибридизация , то в результате образуются четыре гибридные s р З -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. Взаимное расположение гибридных sp 3 -электронных облаков. Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода при образовании молекулы метана СН 4. Поэтому молекула метана имеет форму тетраэдра, причем все четыре связи С—Н в этой молекуле равноценны:. Вернемся к рассмотрению структуры молекулы воды. При её образовании происходит sp 3 - гибридизация атомных орбиталей кислорода. При образовании молекулы аммиака также происходит sp 3 -гибридизация атомных орбиталей центрального атома азота. Какую структурную формулу вы предложите соединению HCNS: Приведите структурные формулы 4-нитрофенола и гидросульфата аммония. Укажите характер химических связей в каждом из соединений, валентности и степени окисления элементов. Напишите графические формулы следующих молекул: В молекулах СН 4 , N Н 3 и H 2 О валентные орбитали атомов С, N и О находятся в состоянии sp 3 -гибридизации, однако углы между связями не равны: Углы между связями у гидридов элементов V группы изменяются в такой последовательности: Как объяснить резкое различие значений углов у молекул N Н 3 и РН 3? Чем объясняется уменьшение углов при переходе вниз по подгруппе элементов? Опишите пространственное строение следующих молекул: Укажите существенные признаки сходства и различия в строении молекул: Молекула H N 3 линейна. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота в этой молекуле? Какова конфигурация молекулы азида аммония NH 4 N 3? Молекула TiF 4 имеет тетраэдрическую структуру. Предскажите тип гибридизации валентных орбиталей титана. Молекула хлорида бора ВС l 3 имеет плоскую структуру, а хлорида азота N С l 3 - пирамидальную. Чем объясняется такое различие? Какую форму могут иметь трехатомные молекулы типа АВ 2? Рассмотрите на примерах молекул BeCl 2 , ZnBr 2 , CO 2 , H 2 O. Каково состояние гибридизации орбиталей атома азота? Каково состояние гибридизации орбиталей фосфора? Какова гибридизация валентных орбиталей в ионе I 3- , если он линеен? Каково состояние гибридизации орбиталей атома углерода в этих молекулах? Молекула никотина, стимулирующего вещества, содержащегося в табаке, имеет такую структуру:. Укажите, сколько атомов углерода в этой молекуле имеет гибридизацию типа sp , sp 2 и sp 3. Проделайте то же самое для атомов азота. Отметим, что в соответствии с общепринятой практикой записи структурных формул молекул на атомах азота не указаны неподеленные пары. Теория химического строения 3. Способы образования ковалентной связи 3. Направленность ковалентной связи 3. Гибридизация атомных электронных орбиталей 3. Вопросы и задания При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы: Теория химического строения Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория химического строения, выдвинутая в г. Бутлеровым, составляют следующие положения: Так, строение молекул хлористого водорода НС l , хлорноватистой НС lO и хлорноватой Н ClO 3 кислот выражается следующими структурными формулами: Приведем их структурные формулы: Метод валентных связей Квантово-механическое описание строения молекул получают, как и в случае многоэлектронных атомов, лишь на основе приближенных решений уравнения Шредингера.
У нас новый плеер! Данный урок посвящен обобщению и систематизации знаний о видах химической связи. В процессе урока будут рассмотрены схемы образования химической связи в различных веществах. Урок поможет закрепить умение определять вид химической связи в веществе по его химической формуле. Схемы образования веществ с различным типом связи http: Рассмотрим на конкретных примерах условия и схемы образования каждого вида химической связи: Определим вид химической связи в следующих веществах: Молекула фтора состоит из двух атомов одного химического элемента-неметалла с одинаковой электроотрицательностью, следовательно, в этом веществе реализуется ковалентная неполярная связь. Изобразим схему образования связи в молекуле фтора. Вокруг каждого атома фтора с помощью точек нарисуем семь валентных, то есть внешних, электронов. До устойчивого состояния каждому атому необходим еще один электрон. Таким образом, образуется одна общая электронная пара. Заменив ее черточкой, изобразим графическую формулу молекула фтора F-F. При таком типе химической связи образуются общие электронные пары, которые в равной степени принадлежат обоим атомам, то есть не происходит смещения электронной плотности ни к одному из атомов химического элемента. Молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода — двух элементов-неметаллов с разными значениями относительной электроотрицательности, следовательно, в этом веществе — ковалентная полярная связь. Так как кислород — более электроотрицательный элемент, чем водород, общие электронные пары смещаются в сторону кислорода. На атомах водорода возникает частичный заряд, а на атоме кислорода — частичный отрицательный. Заменив обе общие электронные пары черточками, а точнее стрелками, показывающими смещение электронной плотности, запишем графическую формулу воды Рис. При этом типе связи образуются общие электронные пары, которые смещаются в сторону более электроотрицательного элемента. В состав хлорида калия KCl входят два химических элемента: Это химические элементы с сильно различающимися значениями относительной электроотрицательности. Значит, хлорид калия — это ионное соединение. Калий отдает один внешний электрон атому хлора, при этом образуется катион калия, а хлор притягивает один электрон, образуя хлорид-анион. На этом уроке вы рассмотрели схемы образования веществ с различным типом химической связи. Было проведено обобщение сведений о различных видах химической связи и сравнение их между собой. Неорганическая и органическая химия. Укажите частицу с наибольшим и наименьшим радиусом: Назовите три катиона два аниона, которые имеют такую же электронную оболочку, что и ион F -. Посмотрите урок ещё раз. Химия, 9 Классы 1 класс Математика Окружающий мир Чтение Русский язык 2 класс Математика Окружающий мир Чтение Русский язык Английский язык 3 класс Математика Окружающий мир Чтение Русский язык Английский язык 4 класс Математика Окружающий мир Чтение Русский язык Английский язык 5 класс Математика Информатика Природоведение Всеобщая история Английский язык Русский язык Литература ОБЖ 6 класс Математика Информатика Биология География Всеобщая история Английский язык Литература Русский язык История России Обществознание ОБЖ 7 класс Алгебра Геометрия Информатика Физика Биология География Английский язык История России Литература Русский язык Всеобщая история Обществознание ОБЖ 8 класс Алгебра Геометрия Информатика Физика Химия География Биология Английский язык История России Литература Русский язык Всеобщая история Обществознание ОБЖ 9 класс Алгебра Геометрия Информатика Физика Химия География Биология Английский язык История России Литература Русский язык Всеобщая история Обществознание ОБЖ 10 класс Алгебра Геометрия Информатика Физика Химия География Биология Английский язык История России Литература Русский язык Всеобщая история Обществознание ОБЖ 11 класс Алгебра Геометрия Информатика Физика Химия Биология Английский язык История России Литература Русский язык Всеобщая история Обществознание ОБЖ Предметы Алгебра 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Геометрия 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Математика 1 класс 2 класс 3 класс 4 класс 5 класс 6 класс Информатика 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Физика 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Химия 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Окружающий мир 1 класс 2 класс 3 класс 4 класс Природоведение 5 класс Биология 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Факультатив География 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс Всеобщая история 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Спецкурс История России 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Чтение 1 класс 2 класс 3 класс 4 класс Литература 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс Русский язык 1 класс 2 класс 3 класс 4 класс 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс ЕГЭ Факультатив Английский язык 2 класс 3 класс 4 класс 5 - 6 классы 7 - 8 классы 9 класс 10 - 11 классы Обществознание 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс ОБЖ 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс. Сохраняйте любой текст из конспекта или записывайте собственные мысли и выводы прямо здесь. Конспект Тренажеры Тесты Вопросы к уроку. Схемы образования веществ с различным типом связи Другие уроки. Информация об уроке Комментарии. Урок ведет Иванцова Яна Игоревна. Ангелина Савельева Ученик был 04 января. Вусала был 28 октября. Юля Семцова был 16 октября. Добавить В избранное С закладкой по времени В расписание. Конспект Тренажеры Тесты Вопросы к уроку Данный урок посвящен обобщению и систематизации знаний о видах химической связи. Сравнение сведений о различных типах химической связи. Схема образования связи в молекуле фтора Молекула фтора состоит из двух атомов одного химического элемента-неметалла с одинаковой электроотрицательностью, следовательно, в этом веществе реализуется ковалентная неполярная связь. Схема образования связи в молекуле воды Молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода — двух элементов-неметаллов с разными значениями относительной электроотрицательности, следовательно, в этом веществе — ковалентная полярная связь. Подведение итога урока На этом уроке вы рассмотрели схемы образования веществ с различным типом химической связи. Список рекомендованной литературы 1. Рекомендованные ссылки на ресурсы интернет 1. Рекомендованное домашнее задание 1. Закрепите материал с помощью тренажёров Тренажёр 1 Тренажёр 2 Тренажёр 3. Проверьте знания с помощью теста Тест 1. Задайте вопрос учителю, если не поняли объяснения темы во время просмотра. Lukashovanastya Ученик был 09 марта. Скажите, пожалуйста, какой вид хим. Is Ученик был 01 января. Пожалуста помогите с заданием, запишите образования химических связей для веществ,состав который отображают формулами KCL и CL "2 буду очент благодарен! Ионная связь образуется между ионами, а ковалентная связь возникает при перекрывании электронных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов. KCl - ионная связь Cl2 - ковалентная неполярная связь Образование данных типов связи описано в уроке. ВКонтакте Фейсбук Title Youtube.
Можно ли сбежать из тюрьмы
Таблицы схемы картинки
Как сделать пиратскую шляпу ребенку в садик
Смарт вотч часы инструкция на русском
Расписание электричек горьковского направления реутов