Ionenbindung zwischen Magnesium- und Fluoratomen. Ionische chemische Bindung

Hilfe ist unterwegs, bitte schön.
a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und
Sauerstoff.
1. Natrium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, das I-Außenelektron abzugeben, als das fehlende 7 anzunehmen:

1. Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall.
Für sein Atom ist es einfacher, zwei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als sechs Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben.

1. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Na-Atome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 1 aufnehmen.
2. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium- und Sauerstoffatomen wie folgt geschrieben werden:

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.
I. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, als sieben Elektronen abzugeben:

2. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1, d. h. Damit ein Lithiumatom ein Elektron abgibt und ein Chloratom ein Elektron erhält, müssen Sie sie einzeln aufnehmen.
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Chloratomen wie folgt geschrieben werden:

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Atomen
Magnesium und Fluor.
1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe Metall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

2. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

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Lernziele:

Bilden Sie ein Konzept chemischer Bindungen am Beispiel einer Ionenbindung. Ziel ist es, die Bildung ionischer Bindungen als Extremfall polarer Bindungen zu verstehen.
Stellen Sie während des Unterrichts sicher, dass Sie die folgenden Grundkonzepte beherrschen: Ionen (Kation, Anion), Ionenbindung.
Entwickeln Sie die geistige Aktivität der Schüler durch Schaffen problematische Situation beim Erlernen neuer Materialien.

Aufgaben:

lehren, Arten chemischer Bindungen zu erkennen;
die Struktur eines Atoms wiederholen;
den Mechanismus der Bildung ionischer chemischer Bindungen erforschen;
lehren, wie man Bildungspläne erstellt und elektronische Formeln ionische Verbindungen, Reaktionsgleichungen mit Elektronenübergangssymbolen.

Ausrüstung: Computer, Projektor, Multimedia-Ressource, Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew, Tabelle „Ionische Bindung“.

Unterrichtsart: Bildung neuen Wissens.

Unterrichtsart: Multimedialektion.

X Lektion od

ICH.Zeit organisieren.

II . Hausaufgaben überprüfen.

Lehrer: Wie können Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen? Welche Möglichkeiten gibt es, eine kovalente Bindung zu bilden?

Student: Polare und unpolare kovalente Bindungen werden durch einen Austauschmechanismus gebildet. Der Austauschmechanismus umfasst Fälle, in denen ein Elektron von jedem Atom an der Bildung eines Elektronenpaares beteiligt ist. Zum Beispiel Wasserstoff: (Folie 2)

Die Bindung erfolgt durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch Kombination ungepaarter Elektronen. Jedes Atom hat sein eigenes Elektron. Die H-Atome sind äquivalent und die Paare gehören gleichermaßen zu beiden Atomen. Daher tritt das gleiche Prinzip auf, wenn während der Bildung des F 2 -Moleküls gemeinsame Elektronenpaare (überlappende p-Elektronenwolken) gebildet werden. (Folie 3)

Rekord H · bedeutet, dass ein Wasserstoffatom 1 Elektron in seiner äußeren Elektronenschicht hat. Die Aufnahme zeigt, dass sich auf der äußeren Elektronenschicht des Fluoratoms 7 Elektronen befinden.

Wenn das N 2 -Molekül entsteht. Es entstehen 3 gemeinsame Elektronenpaare. Die p-Orbitale überlappen. (Folie 4)

Die Bindung wird als unpolar bezeichnet.

Lehrer: Wir haben uns nun Fälle angesehen, in denen Moleküle einer einfachen Substanz gebildet werden. Aber um uns herum gibt es viele Substanzen mit komplexen Strukturen. Nehmen wir ein Fluorwasserstoffmolekül. Wie entsteht in diesem Fall die Verbindung?

Student: Bei der Bildung eines Fluorwasserstoffmoleküls überlappen sich das Orbital des s-Elektrons von Wasserstoff und das Orbital des p-Elektrons Fluorid H-F. (Folie 5)

Das bindende Elektronenpaar wird zum Fluoratom verschoben, wodurch es zur Bildung kommt Dipol. Verbindung Polar genannt.

III. Wissen aktualisieren.

Lehrer: Eine chemische Bindung entsteht durch Veränderungen, die an den äußeren Elektronenhüllen der verbindenden Atome auftreten. Dies ist möglich, weil die äußeren Elektronenschichten in anderen Elementen als Edelgasen nicht vollständig sind. Die chemische Bindung wird durch den Wunsch der Atome erklärt, eine stabile elektronische Konfiguration anzunehmen, die der Konfiguration des ihnen „nächsten“ Inertgases ähnelt.

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm auf elektronische Struktur Natriumatom (an der Tafel). (Folie 6)

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Natriumatom entweder ein Elektron abgeben oder sieben aufnehmen. Natrium gibt leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm der Elektronenfreisetzung.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm der elektronischen Struktur des Fluoratoms auf (an der Tafel).

Lehrer: Wie vervollständigt man das Füllen der elektronischen Schicht?

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Fluoratom entweder sieben Elektronen abgeben oder eines aufnehmen. Für Fluor ist es energetisch günstiger, ein Elektron aufzunehmen.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm zum Empfang eines Elektrons.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Neues Material lernen.

Der Lehrer stellt der Klasse eine Frage, in der die Unterrichtsaufgabe gestellt wird:

Gibt es andere Möglichkeiten, wie Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen können? Welche Möglichkeiten gibt es, solche Verbindungen herzustellen?

Heute werden wir uns eine der Arten von Verbindungen ansehen - Ionenverbindung. Vergleichen wir den Aufbau der Elektronenhüllen der bereits erwähnten Atome und Edelgase.

Gespräch mit der Klasse.

Lehrer: Welche Ladung hatten die Natrium- und Fluoratome vor der Reaktion?

Student: Die Natrium- und Fluoratome sind elektrisch neutral, weil Die Ladungen ihrer Kerne werden durch die um den Kern rotierenden Elektronen ausgeglichen.

Lehrer: Was passiert zwischen Atomen, wenn sie Elektronen abgeben und aufnehmen?

Student: Atome erhalten Ladungen.

Der Lehrer gibt Erklärungen: In der Formel eines Ions wird zusätzlich seine Ladung angegeben. Verwenden Sie dazu das hochgestellte Zeichen. Es gibt die Höhe der Ladung mit einer Zahl (sie schreiben keine) und dann einem Vorzeichen (Plus oder Minus) an. Beispielsweise hat ein Natriumion mit einer Ladung von +1 die Formel Na + (sprich „Natrium-plus“), ein Fluoridion mit einer Ladung von -1 – F – („Fluor-minus“), ein Hydroxidion mit eine Ladung von -1 – OH - („o-Asche-Minus“), ein Carbonation mit einer Ladung -2 – CO 3 2- („tse-o-drei-zwei-minus“).

In den Formeln ionischer Verbindungen werden zuerst die positiv geladenen Ionen geschrieben, ohne Ladungsangabe, und dann die negativ geladenen. Wenn die Formel korrekt ist, ist die Summe der Ladungen aller darin enthaltenen Ionen Null.

Positiv geladenes Ion ein Kation genannt und ein negativ geladenes Ion ist ein Anion.

Lehrer: Wir schreiben die Definition in unsere Arbeitsbücher:

Und er ist ein geladenes Teilchen, in das sich ein Atom durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen verwandelt.

Lehrer: Wie bestimmt man den Ladungswert des Calciumions Ca 2+?

Student: Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen, das durch den Verlust oder die Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen durch ein Atom entsteht. Calcium hat in seinem letzten Elektronenniveau zwei Elektronen; die Ionisierung eines Calciumatoms erfolgt, wenn zwei Elektronen verloren gehen. Ca 2+ ist ein doppelt geladenes Kation.

Lehrer: Was passiert mit den Radien dieser Ionen?

Während des Übergangs Wenn ein elektrisch neutrales Atom in einen ionischen Zustand überführt wird, ändert sich die Partikelgröße stark. Das Atom gibt seine Valenzelektronen ab und verwandelt sich in ein kompakteres Teilchen – ein Kation. Wenn sich beispielsweise ein Natriumatom in ein Na+-Kation umwandelt, das, wie oben erwähnt, die Struktur von Neon hat, verringert sich der Radius des Teilchens stark. Der Radius eines Anions ist immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms.

Lehrer: Was passiert mit unterschiedlich geladenen Teilchen?

Student: Gegensätzlich geladene Natrium- und Fluorionen, die durch die Übertragung eines Elektrons von einem Natriumatom auf ein Fluoratom entstehen, werden gegenseitig angezogen und bilden Natriumfluorid. (Folie 7)

Na + + F - = NaF

Das von uns betrachtete Schema der Ionenbildung zeigt, wie zwischen einem Natriumatom und einem Fluoratom eine chemische Bindung entsteht, die als Ionenbindung bezeichnet wird.

Ionenverbindung– eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen zueinander entsteht.

Die dabei entstehenden Verbindungen werden ionische Verbindungen genannt.

V. Konsolidierung von neuem Material.

Aufgaben zur Festigung von Wissen und Fähigkeiten

1. Vergleichen Sie den Aufbau der elektronischen Hüllen eines Calciumatoms und eines Calciumkations, eines Chloratoms und eines Chloridanions:

Kommentar zur Bildung ionischer Bindungen in Calciumchlorid:

2. Um diese Aufgabe zu erledigen, müssen Sie sich in Gruppen von 3-4 Personen aufteilen. Jedes Gruppenmitglied betrachtet ein Beispiel und präsentiert die Ergebnisse der gesamten Gruppe.

Antwort der Studierenden:

1. Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm zur Vervollständigung der äußeren Ebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 2 (2x1). Dann ermitteln wir, wie viele Calciumatome entnommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben, also ein Ca-Atom und zwei CI-Atome.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Calcium- und Chloratomen schreiben: (Folie 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2

Selbstkontrollaufgaben

1. Erstellen Sie basierend auf dem Bildungsschema einer chemischen Verbindung eine Gleichung chemische Reaktion: (Folie 9)

2. Erstellen Sie basierend auf dem Schema zur Bildung einer chemischen Verbindung eine Gleichung für die chemische Reaktion: (Folie 10)

3. Ein Schema zur Bildung einer chemischen Verbindung wird angegeben: (Folie 11)

Wählen Sie ein Paar chemischer Elemente aus, deren Atome nach diesem Schema interagieren können:

A) N / A Und Ö;
B) Li Und F;
V) K Und Ö;
G) N / A Und F

Antwort auf Frage 5.

Das Element mit der Ordnungszahl 35 ist Brom (Br). Die Kernladung seines Atoms beträgt 35. Ein Bromatom enthält 35 Protonen, 35 Elektronen und 45 Neutronen.

§ 7. Veränderungen in der Zusammensetzung der Atomkerne chemischer Elemente. Isotope

Antwort auf Frage 1.

Die Isotope 40 19 K und 40 18 Ar weisen unterschiedliche Eigenschaften auf, da sie unterschiedliche Kernladungen und unterschiedliche Elektronenzahlen haben.

Antwort auf Frage 2.

Die relative Atommasse von Argon liegt nahe bei 40, weil Im Kern seines Atoms gibt es 18 Protonen und 22 Neutronen, und im Kern des Kaliumatoms gibt es 19 Protonen und 20 Neutronen, sodass seine relative Atommasse nahe bei 39 liegt. Da die Anzahl der Protonen im Kern des Ist das Kaliumatom größer, erscheint es in der Tabelle nach Argon.

Antwort auf Frage 3.

Isotope sind Atomarten desselben Elements, die die gleiche Anzahl an Protonen und Elektronen und eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen haben.

Antwort auf Frage 4.

Chlorisotope haben ähnliche Eigenschaften, weil Die Eigenschaften werden durch die Ladung des Kerns und nicht durch seine relative Masse bestimmt, selbst wenn sich die relative Masse ändert Atommasse Bei Chlorisotopen ändert sich die Masse geringfügig um 1 oder 2 Einheiten, im Gegensatz zu Wasserstoffisotopen, bei denen sich die Masse des Kerns um das Zwei- oder Dreifache ändert, wenn ein oder zwei Neutronen hinzugefügt werden.

Antwort auf Frage 5.

Deuterium (schweres Wasser) – eine Verbindung, bei der 1 Sauerstoffatom an zwei Atome des Wasserstoffisotops 2 1 D gebunden ist, Formel D2 O. Vergleich der Eigenschaften von D2 O und H2 O

Antwort auf Frage 6.

Das Element mit einem großen relativen Wert wird zuerst platziert

Atommasse im Dampf:

Te-I (Tellurjod) 128 Te und 127 I.

Th-Pa (Thorium-Protactinium) 232 90 Th und 231 91 Pa. U-Np (Uran-Neptunium) 238 92 U und 237 93 Np.

§ 8 . Struktur elektronischer Atomhüllen

Antwort auf Frage 1.

a) Al +13	b) P		c) O

13 Al 2e– , 8e– , 3e–		15 Р 2e–, 8e–, 5e–	8 О 2e– , 6e–

a) - Diagramm der Struktur des Aluminiumatoms; b) - Diagramm der Struktur des Phosphoratoms; c) - Diagramm der Struktur des Sauerstoffatoms.

Antwort auf Frage 2.

a) Vergleichen Sie die Struktur von Stickstoff- und Phosphoratomen.



	7 N 2e– , 5e–			15 Р 2e–, 8e–, 5e–

Die Struktur der Elektronenhülle dieser Atome ist ähnlich; beide enthalten auf dem letzten Energieniveau 5 Elektronen. Allerdings hat Stickstoff nur zwei Energieniveaus, während Phosphor drei hat.

b) Vergleichen wir die Struktur von Phosphor- und Schwefelatomen.



15 Р 2e–, 8e–, 5e–				16 S 2e– , 8e– , 6e–

Phosphor- und Schwefelatome haben 3 Energieniveaus mit jeweils unvollständigem letzten Energieniveau, aber Phosphor hat 5 Elektronen in seinem letzten Energieniveau und Schwefel hat 6.

Antwort auf Frage 3.

Ein Siliziumatom enthält in seinem Kern 14 Protonen und 14 Neutronen. Die Anzahl der Elektronen um den Kern herum sowie die Anzahl der Protonen sind gleich der Ordnungszahl des Elements. Die Anzahl der Energieniveaus wird durch die Periodenzahl bestimmt und beträgt 3. Die Anzahl der Außenelektronen wird durch die Gruppenzahl bestimmt und beträgt 4.

Antwort auf Frage 4.

Die Anzahl der in einer Periode enthaltenen Elemente ist gleich der maximal möglichen Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau und diese Anzahl wird durch die Formel 2n2 bestimmt, wobei n die Periodennummer ist.

Daher enthält die erste Periode nur 2 Elemente (2 12) und die zweite Periode enthält 8 Elemente (2 22).

Antwort auf Frage 5.

IN Astronomie - Die Rotationsperiode der Erde um ihre Achse beträgt 24 Stunden.

IN Geographie - Wechsel der Jahreszeiten mit einem Zeitraum von 1 Jahr.

IN Physik - Periodische Schwingungen eines Pendels.

IN Biologie – Jede Hefezelle unter optimalen Bedingungen einmal alle 20 Minuten. Anteile.

Antwort auf Frage 6.

Elektronen und die Struktur des Atoms wurden zu Beginn des 20. Jahrhunderts entdeckt, wenig später wurde dieses Gedicht geschrieben, das weitgehend die nukleare oder planetarische Theorie der Struktur des Atoms widerspiegelt, und der Autor gibt auch die Möglichkeit zu, dass dies der Fall ist Auch Elektronen sind komplexe Teilchen, deren Struktur wir einfach noch nicht verstanden haben.

Antwort auf Frage 7.

Die beiden im Lehrbuch enthaltenen Vierzeiler sprechen von V. Bryusovs enormem poetischem Talent und seinem flexiblen Geist, da er alle Errungenschaften der zeitgenössischen Wissenschaft sowie offenbar Aufklärung und Bildung auf diesem Gebiet so leicht verstehen und akzeptieren konnte.

§ 9 . Änderung der Elektronenzahl auf dem äußeren Energieniveau von Atomen chemischer Elemente

Antwort auf Frage 1.

a) Vergleichen wir die Struktur und Eigenschaften von Kohlenstoff- und Siliziumatomen



6 C 2e–, 4e–			14 Si 2e– , 8e– , 4e–

In Bezug auf den Aufbau der elektronischen Hülle sind diese Elemente ähnlich: Beide haben 4 Elektronen auf dem letzten Energieniveau, aber Kohlenstoff hat 2 Energieniveaus und Silizium hat 3. Denn Ist die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene gleich, sind die Eigenschaften dieser Elemente ähnlich, aber der Radius des Siliziumatoms ist größer und weist daher im Vergleich zu Kohlenstoff mehr metallische Eigenschaften auf.

b) Vergleichen wir die Struktur und Eigenschaften von Silizium- und Phosphoratomen:



14 Si 2e– , 8e– , 4e–			15 Р 2e–, 8e–, 5e–

Silizium- und Phosphoratome haben 3 Energieniveaus und jedes hat ein unvollständiges letztes Niveau, aber Silizium hat 4 Elektronen auf dem letzten Energieniveau und Phosphor hat 5, sodass der Radius des Phosphoratoms kleiner ist und es nichtmetallische Eigenschaften aufweist in größerem Ausmaß als Silizium.

Antwort auf Frage 2.

a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Aluminium und Sauerstoff.

1. Aluminium – ein Element der Hauptuntergruppe Gruppe III, Metall. Für sein Atom ist es einfacher, drei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden aufzunehmen

Al0 – 3e– → Al+ 3

O0 + 2e– → O− 2

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 6(3 2). Damit Al-Atome 6 aufgeben

Elektronen müssen im Verhältnis 2(6:3) aufgenommen werden, damit die Sauerstoffatome 6 Elektronen aufnehmen können, müssen sie im Verhältnis 3(6:2) aufgenommen werden.

4. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Aluminium- und Sauerstoffatomen wie folgt geschrieben werden:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.

1. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Phosphor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 3 Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 5 Elektronen abzugeben:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3 1). Lithiumatome verschenken

3 Elektronen müssen Sie 3 (3:1) aufnehmen, damit Phosphoratome 5 Elektronen aufnehmen können, müssen Sie nur 1 Atom (3:3) aufnehmen.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt beschreiben:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Magnesium- und Fluoratomen.

1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden aufzunehmen

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

F0 + 1e– → F− 1

3. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2 1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).

4. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Antwort auf Frage 3.

Die typischsten Metalle sind im Periodensystem angeordnet

V am Anfang der Perioden und am Ende der Gruppen, daher ist das typischste Metall Francium (Fr). Typische Nichtmetalle werden lokalisiert

V am Ende der Unterrichtsstunden und am Anfang der Gruppen. Daher ist Fluor (F) das typischste Nichtmetall. (Helium wird nicht angezeigt irgendwelche chemischen Eigenschaften).

Antwort auf Frage 4.

Inerte Gase wurden ebenso wie Metalle Edelgase genannt, da sie in der Natur ausschließlich in freier Form vorkommen und nur sehr schwer chemische Verbindungen bilden.

Antwort auf Frage 5.

Der Ausdruck „Die Straßen der Stadt wurden nachts mit Neon überflutet“ ist chemisch falsch, weil... Neon ist ein inertes, seltenes Gas; es kommt nur sehr wenig davon in der Luft vor. Neon ist jedoch mit Neonlampen und Leuchtstofflampen gefüllt, die häufig zur nächtlichen Beleuchtung von Schildern, Plakaten und Werbung verwendet werden.

§ 10 . Wechselwirkung von Atomen nichtmetallischer Elemente untereinander

Antwort auf Frage 1.

Das elektronische Schema zur Bildung eines zweiatomigen Halogenmoleküls sieht folgendermaßen aus:

a + a→ aa

Eine Strukturformel

Antwort auf Frage 2.

a) Schema der chemischen Bindungsbildung für AlCl3:

Aluminium ist ein Element der Gruppe III. Für sein Atom ist es einfacher, drei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden fünf aufzunehmen.

Al° - 3 e→ Al+3

Chlor ist ein Element der Gruppe VII. Für sein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben.

Сl° + 1 e → Сl–1

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3:1). Damit Aluminiumatome 3 Elektronen abgeben können, müssen sie nur 1 Atom aufnehmen (3:3), damit Chloratome 3 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 3 (3:1) aufnehmen.

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e –

Die Bindung zwischen Metall- und Nichtmetallatomen ist ionischer Natur. b) Schema der chemischen Bindungsbildung für Cl2:

Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII. Seine Atome haben in der äußeren Ebene 7 Elektronen. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen beträgt


					→Cl Cl

Die Bindung zwischen Atomen desselben Elements ist kovalent.

Antwort auf Frage 3.

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben in der äußeren Ebene 6 Elektronen. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen beträgt (8–6)2. In S2-Molekülen sind die Atome durch zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden, es handelt sich also um eine Doppelbindung.

Das Bildungsschema für das S2-Molekül sieht folgendermaßen aus:

Antwort auf Frage 4.

Im S2-Molekül gibt es eine Doppelbindung, im Cl-Molekül eine Einfachbindung und im N2-Molekül eine Dreifachbindung. Daher wird das stärkste Molekül N2, das weniger starke S2 und das noch schwächere Cl2 sein.

Die Bindungslänge ist im N2-Molekül am kürzesten, im S2-Molekül länger und im Cl2-Molekül sogar noch länger.

§ elf . Kovalente polare chemische Bindung

Antwort auf Frage 1.

Da die EO-Werte von Wasserstoff und Phosphor gleich sind, ist die chemische Bindung im PH3-Molekül kovalent unpolar.

Antwort auf Frage 2.

1. a) Im S2-Molekül ist die Bindung kovalent unpolar, weil es wird aus Atomen desselben Elements gebildet. Das Verbindungsbildungsschema sieht wie folgt aus:

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben 6 Elektronen in ihrer äußeren Hülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8 – 6 = 2.

Bezeichnen wir die äußeren Elektronen mit S

b) im K2 O-Molekül ist die Bindung ionisch, weil Es besteht aus Atomen metallischer und nichtmetallischer Elemente.

Kalium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

K0 – 1e– → K+ 1

Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, 2 Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um das Level abzuschließen, als 6 Elektronen abzugeben:

O0 + 2e– → O− 2

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2 1). Damit Kaliumatome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, wird nur 1 Atom benötigt:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

c) im H2 S-Molekül ist die Bindung kovalent polar, weil Es besteht aus Atomen von Elementen mit unterschiedlichem EO. Das Verbindungsbildungsschema sieht wie folgt aus:

Schwefel ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Seine Atome haben 6 Elektronen in ihrer äußeren Hülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8–6=2.

Wasserstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Seine Atome enthalten 1 Elektron in der Außenhülle. Ein Elektron ist ungepaart (bei einem Wasserstoffatom ist die Zwei-Elektronen-Ebene vollständig). Bezeichnen wir die äußeren Elektronen:



H + S + H → H

Gemeinsame Elektronenpaare werden zum Schwefelatom verschoben, da dieses elektronegativer ist

H δ+→ S 2 δ−← H δ+

1. a) Im N2-Molekül ist die Bindung kovalent unpolar, weil es wird aus Atomen desselben Elements gebildet. Das Verbindungsbildungsschema ist wie folgt:

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V. Seine Atome haben 5 Elektronen in der Außenhülle. Ungepaarte Elektronen: 8 – 5 = 3.

Bezeichnen wir die äußeren Elektronen: N


					→ N N

N ≡ N

b) im Li3 N-Molekül ist die Bindung ionisch, weil Es besteht aus Atomen metallischer und nichtmetallischer Elemente.

Lithium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, drei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als fünf Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

N0 + 3e– → N− 3

Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 3(3 1). Damit Lithiumatome 3 Elektronen abgeben können, werden 3 Atome benötigt, damit Stickstoffatome 3 Elektronen aufnehmen können, wird nur ein Atom benötigt:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e–

c) im NCl3-Molekül ist die Bindung kovalent polar, weil Es besteht aus Atomen nichtmetallischer Elemente mit unterschiedliche Bedeutungen EO. Das Verbindungsbildungsschema ist wie folgt:

Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe V. Seine Atome haben 5 Elektronen in ihrer Außenhülle. Es wird ungepaarte Elektronen geben: 8– 5=3.

Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII. Seine Atome enthalten in der Außenhülle 7 Elektronen. Bleibt ungepaart

Fangen Sie die Antwort ein.
a) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium und
Sauerstoff.
1. Natrium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe I, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, das erste äußere Elektron abzugeben, als die fehlenden 7 zu akzeptieren:

2. Sauerstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VI, ein Nichtmetall.
Für sein Atom ist es einfacher, zwei Elektronen aufzunehmen, die nicht ausreichen, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als sechs Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben.

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Na-Atome 2 Elektronen abgeben können, müssen sie 2 (2:1) aufnehmen, damit Sauerstoffatome 2 Elektronen aufnehmen können, müssen sie 1 aufnehmen.
4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Natrium- und Sauerstoffatomen wie folgt schreiben:

b) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen.
I. Lithium ist ein Element der Gruppe I der Hauptuntergruppe, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, ein äußeres Elektron abzugeben, als die fehlenden sieben aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, als sieben Elektronen abzugeben:

2. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1, d. h. Damit ein Lithiumatom ein Elektron abgibt und ein Chloratom ein Elektron erhält, müssen wir sie einzeln aufnehmen.
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Chloratomen wie folgt geschrieben werden:

c) Betrachten Sie das Schema für die Bildung einer Ionenbindung zwischen Atomen
Magnesium und Fluor.
1. Magnesium ist ein Element der Gruppe II der Hauptuntergruppe Metall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Fluor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Sein
Für ein Atom ist es einfacher, 1 Elektron aufzunehmen, was nicht ausreicht, um die äußere Ebene zu vervollständigen, als 7 Elektronen abzugeben:

2. Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen; es ist gleich 2(2∙1). Damit Magnesiumatome 2 Elektronen abgeben können, ist nur ein Atom erforderlich, damit Fluoratome 2 Elektronen aufnehmen können (2:1).
3. Schematisch kann die Bildung einer Ionenbindung zwischen Lithium- und Phosphoratomen wie folgt geschrieben werden:

Teil I

1. Metallatome, die externe Elektronen abgeben, verwandeln sich in positive Ionen:

Dabei ist n die Anzahl der Elektronen in der äußeren Schicht des Atoms, entsprechend der Gruppennummer des chemischen Elements.

2. Nichtmetallatome, die fehlende Elektronen aufnehmen, bevor sie die äußere Elektronenschicht vervollständigen, in negative Ionen verwandeln:

3. Zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen kommt es zu einer Bindung, die man nennt ionisch.

4. Füllen Sie die Tabelle „Ionische Bindung“ aus.

Teil II

1. Vervollständigen Sie die Schemata zur Bildung positiv geladener Ionen. Aus den Buchstaben, die den richtigen Antworten entsprechen, bilden Sie den Namen eines der ältesten natürlichen Farbstoffe: Indigo.

2. Spielen Sie Tic-Tac-Toe. Zeigen Sie den erfolgreichen Weg der Formeln für Stoffe mit ionischen chemischen Bindungen.

3. Sind die folgenden Aussagen wahr?

3) Nur B ist richtig

4. Unterstreichen Sie die Paare chemischer Elemente, zwischen denen eine ionische chemische Bindung gebildet wird.
1) Kalium und Sauerstoff
3) Aluminium und Fluor
Erstellen Sie Diagramme zur Bildung chemischer Bindungen zwischen ausgewählten Elementen.

5. Erstellen Sie eine Zeichnung im Comic-Stil, die den Prozess der Bildung einer ionischen chemischen Bindung darstellt.

6. Erstellen Sie ein Diagramm der Bildung zweier chemischer Verbindungen mit einer Ionenbindung unter Verwendung der herkömmlichen Notation:

Wählen chemische Elemente„A“ und „B“ aus der folgenden Liste:
Kalzium, Chlor, Kalium, Sauerstoff, Stickstoff, Aluminium, Magnesium, Kohlenstoff, Brom.
Für dieses Schema geeignet sind Calcium und Chlor, Magnesium und Chlor, Calcium und Brom, Magnesium und Brom.

7. Schreiben Sie einen Kurzfilm Literarische Arbeit(Aufsatz, Kurzgeschichte oder Gedicht) über einen der Stoffe mit ionischer Bindung, den ein Mensch im Alltag oder bei der Arbeit verwendet. Um die Aufgabe abzuschließen, nutzen Sie das Internet.
Natriumchlorid ist ein Stoff mit einer Ionenbindung, ohne ihn gibt es kein Leben, aber wenn es viel davon gibt, ist das auch nicht gut. Es gibt sogar einen Volksmärchen, wo es heißt, dass die Prinzessin ihren Vater, den König, so sehr liebte wie Salz, weshalb sie aus dem Königreich vertrieben wurde. Doch als der König eines Tages Essen ohne Salz probierte und feststellte, dass es unmöglich war, etwas zu essen, wurde ihm klar, dass seine Tochter ihn sehr liebte. Dies bedeutet, dass Salz Leben ist, aber sein Verzehr sollte darin bestehen
messen. Denn übermäßiger Salzkonsum ist sehr gesundheitsschädlich. Überschüssiges Salz im Körper führt zu Nierenerkrankungen, verändert die Hautfarbe, speichert überschüssige Flüssigkeit im Körper, was zu Schwellungen und einer Belastung des Herzens führt. Daher müssen Sie Ihre Salzaufnahme kontrollieren. 0,9 % Natriumchloridlösung ist eine Kochsalzlösung, die zur Infusion von Medikamenten in den Körper verwendet wird. Daher ist es sehr schwierig, die Frage zu beantworten: Ist Salz gut oder schlecht? Wir brauchen es in Maßen.