Что одинаково для молекул hcl hbr

Рассмотрим физические свойства галогеноводородов, используя данные табл.4. По мере увеличения размера атомов галогенов межатомное расстояние Н-Х увеличивается, энергия связи Н- Х уменьшается. Уменьшение энергии связи Н-Х приводит к повышению значений энтальпий образования в ряду HF-HI, например, HI в стандартных условиях образуется из простых веществ уже с поглощением тепла (табл.4).

Таблица 4. Свойства галогеноводородов.

Источник

Химические связи

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Ионная связь

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH₄I, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Помогите с химией срочно

Вариант 3
1. Галогенами называются элементы подгруппы:
а) VIа; б) VIIa; в) VIIIa; г) VIIб.

2. Галогены объединены в одну подгруппу, потому что:
а) строение внешнего энергетического уровня атомов одинаковое;
б) неметаллы;
в) валентность равна 1;
г) химические свойства одинаковы.

3. Электронная формула
1s22s22p63s23p5
соответствует атому:
а) F; б) Cl; в) Br; г) I.

4. Молекулы галогенов состоят из числа атомов:
а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

5. Обладает наибольшей температурой плавления:
а) F2; б) Cl2; в) Br2; г) I2.

6. Наиболее активно взаимодействует с натрием:
а) F2; б) Cl2; в) Br2; г) I2.

7. Используют для обеззараживания воды:
а) F2; б) Cl2; в) Br2; г) I2.

8. Йод взаимодействует со всеми веществами триады:
а) N2, H2, Br2;
б) NaCl, H2O, H2;
в) K, H2O, H2;
г) H2O, H2S, KF.

9. Возможно взаимодействие:
а) NaCl + F2;
б) NaCl + Br2;
в) NaBr + I2;
г) NaCl + I2.

10. Промышленный способ получения хлороводорода:
a) H2 + Cl2 = 2HCl;
б) 2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) = 2HCl + Na2SO4;
в) Cl2 + H2O = HCl + HClO;
г) 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

11. Плотность хлороводорода больше плотности воздуха в число раз:
а) 1,25; б) 2,5; в) 3; г) 5,2.

12. Соляная кислота взаимодействует не со всеми веществами триады:
а) Cа, CаO, Cа (OH)2;
б) Na, Na2O, NaOH;
в) Zn, ZnO, Zn(OH)2;
г) Сu, CuO, метиловый оранжевый.

13. Выберите вещества, взаимодействующие с HBr:
Zn, ZnO, лакмус, NaOH, H2O, NaI, Cu, CuO.
Напишите уравнения реакций.
ВСЕ КРОМЕ 3

Источник

Задачи на тему «Химическая связь»

1. Чем объяснить, что такие вещества, как кислород, водород, углекислый газ, имеют низкие температуры кипения и плавления?

Молекулы О₂, Н₂ имеют ковалентную неполярную связь, а СО₂ – ковалентную полярную (хотя, на самом деле, молекула О=С=О в целом неполярная, т. к. она линейная и дипольные моменты С=О компенсируют друг друга). Таким образом, они слабо поляризуются, а значит между атомами одной молекулы связь значительно сильнее чем между отдельными молекулами. Поэтому, для образования жидкости или кристалла молекулы вещества нужно очень сильно замедлить.

2. Приведите по два примера соединений с полярной и неполярной ковалентной связью.

Неполярная ковалентная связь образуется одинаковыми атомами – Н₂, N₂;

Полярная ковалентная связь образуется разными атомами – Н₂О, NН₃;

3. Приведите примеры неполярных молекул с ковалентными полярными связями.

BeF₂, CO₂, C₂H₄ – неполярные молекулы, т. к. дипольные моменты малополярных связей Be=F, C=O и C-H соответственно компенсируют друг друга.

4. Напишите формулы двух соединений, имеющих одновременно ионную и ковалентную связи.

5. Объясните, почему водородное соединение фосфора менее прочное, чем водородное соединение азота.

Водородные соединения фосфора – РН₃, азота – NH₃. Азот более электроотрицательный элемент по сравнению с фосфором, поэтому образует с водородом более прочную связь.

6. Напишите структурные формулы иона аммония и молекулы пероксида водорода.

7. Напишите структурные формулы следующих соединений: перхлорат калия, хлорат калия, хлорит калия, гипохлорит калия, хлорид калия.

8. Напишите структурную и электронную формулы оксида углерода (II) и оксида углерода (IV).

Оксида углерода (II) – CO, оксида углерода (IV) – СО₂.

9. Напишите структурные формулы фосфата, гидрофосфата и дигидрофосфата кальция.

Фосфат кальция – Ca₃(PO₄)₂, гидрофосфат кальция – CaHPО₄, дигидрофосфат кальция – Ca[H₂PO₄]₂.

10. В чем заключается сущность донорно-акцепторного механизма образования химической связи? Приведите не менее трех примеров соединений, связь в которых образована по этому механизму.

Сущность заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и другого атома – акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь.

11. Дайте характеристику водородной связи. В каких случаях возможно ее образование? Приведите примеры.

Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, частично донорно-акцепторную природу.

Водородные связи могут образовываться в тех случаях, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронной облако, создавая тем самым на водороде положительный заряд δ+.

Примеры: Н₂О, HF, HCl, HBr, HI.

12. Сопоставьте разности электроотрицательностей элементов в гидридах щелочных металлов от лития к цезию. Как изменяется природа связи в гидридах?

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, унуненний Uue.

Химические формулы для сравнения: LiH, NaH, KH, RbH, CsH.

Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, Li – 1.0, Na – 0.9, K – 0.8, Rb – 0.8, Cs – 0.8.

ΔX (LiH) = 2.1 – 1.0 = 1.1

ΔX (NaH) = 2.1 – 0.9 = 1.2

ΔX (RbH) = 2.1 – 0.8 = 1.3

ΔX (CsH) = 2.1 – 0.8 = 1.3

От лития к цезию разность электроотрицательностей возрастает. Природа связи от лития к цезию движется от ковалентной полярной в сторону ионной. При разности электроотрицательностей элементов 1.7 и выше связь считается ионной. Прочность связи от лития к цезию падает.

13. Как изменяется полярность в ряду молекул: а) HF; HCl, HBr, HI; б) NH₃, PH₃, AsH₃?

а) Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, F – 4.0, Cl – 3.2, Br – 3.0, I – 2.7.

Поскольку в ряде (а) электроотрицательность элементов справа (F, Cl, Br, I, т. е. тех, что перетягивают на себя электронное облако) падает, стало быть и общие пары электронов все больше смещаются к водороду, связь при этом становится прочнее.

б) Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, N – 3.0, P – 2.2, As – 2.0.

В данном случае полярность направлена к водороду. Общие пары электронов по ходу ряда все больше смещаются к водороду.

14. У какого соединения температура плавления ниже: Br₂ или I₂, NaF или KF, LiCl или CCl₄, C₄H₉OH или C₅H₁₀?

1) Оба элемента имеют ковалентную неполярную связь и молекулярную кристаллическую решетку. Йод подвергается возгонке (переход из твердого состояния сразу в газообразное).Температура плавления ниже у брома.

2) Оба элемента имеют ионную связь и ионную кристаллическую решетку. У KF температура плавления ниже, т. к. Na более электроотрицателен, а значит и разность электроотрицательностей с фтором ниже, связь крепче, температура плавления выше.

3) CCl₄ имеет молекулярную кристаллическую решетку, а LiCl – ионную, ионная прочнее, значит у CCl₄ температура плавления ниже.

4) У C₄H₉OH температура плавления ниже, т. к. присутствуют водородные связи.

15. Приведите примеры молекул (не менее 5), в которых степени окисления атомов и их валентности не совпадают.

1) Угарный газ СО (С≡О) – с.о. углерода +2, валентность углерода – III.

2) Циановодород HCN (H–C≡N) – с.о. углерода +2, валентность углерода – IV.

4) Кислород О₂ (О=О) – с.о. кислорода 0, валентность кислорода – II.

5) Водород H₂ (Н-Н) – с.о. водорода 0, валентность водорода – I.

16. Почему для атомов фосфора, серы и хлора максимальная валентность совпадает с номером группы, а для атомов азота, кислорода и фтора она меньше номера группы?

Валентность определяется числом неспаренных электронов атома в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Таким образом, в атомах P, S и Cl в возбужденном состоянии спаренные электроны на внешнем уровне могут разделяться (т. к. для них есть свободные орбитали), тогда их валентности будут равны 5, 6 и 7 соответственно.

Для атомов N, O и F характерны валентности 3, 2 и 1 соответственно.

Источник

Химическая связь

Статья находится на проверке у методистов Skysmart.
Если вы заметили ошибку, сообщите об этом в онлайн-чат (в правом нижнем углу экрана).

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Также на прочность влияют следующие показатели:

Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH₄)₃PO₄присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl₂, O₂, N₂, F₂ и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH₃,HBr, H₂O, H₂S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H₂S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Характеристики ионной связи:

не имеет направленности.

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr₂, CuAl₁₁Fe₄, Ca₂Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Такое взаимодействие носит донорно-акцепторный характер. Донором электронов в данном случае выступают электроотрицательные элементы, а акцептором — водород.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

Характеристики водородной связи:

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Источник