Главная » Обогреватели » Ковалентная связь образуется между атомами. Химическая связь

Ковалентная связь образуется между атомами. Химическая связь

Рис. 2.1. Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов. На рисунке представлена схема образования неполярной ковалентной химической связи между атомами водорода.

§2 Химическая связь

В обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное (рис.2.1).Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов (приложение 3). Силы, удерживающие атомы в молекулах, получили обобщенное названиехимической связи .

Химическая связь между атомами осуществляется валентными электронами и имеет электрическую природу . При этом различают четыре основных типа химической связи:ковалентную ,ионную, металлическую иводородную .

1 Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной, или ковалентной . Соединения с ковалентными связями называются атомными, или ковалентными .

При возникновении ковалентной связи происходит сопровождающееся выделением энергии перекрытие электронных облаков взаимодействующих атомов (рис.2.1). При этом между положительно заряженными атомными ядрами возникает облако с повышенной плотностью отрицательного заряда. Благодаря действию кулоновских сил притяжения между разноименными зарядами увеличение плотности отрицательного заряда благоприятствует сближению ядер.

Ковалентная связь образуется за счет непарных электронов внешних оболочек атомов . При этом электроны с противоположными спинами образуютэлектронную пару (рис.2.2), общую для взаимодействующих атомов. Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной, две- двойной и т.д.

Мерой прочности химической связи служит энергия E св, затрачиваемая на разрушение связи (выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов). Обычно эту энергию измеряют в расчете на 1 мольвещества и выражают в килоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Энергия одинарной ковалентной связи лежит в пределах 200–2000 кДжмоль –1 .

Рис. 2.2. Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающей за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма (а) , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или посредством донорно-акцепторного механизма (б) , когда электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости и направленности . Под насыщаемостью ковалентной связи понимается способность атомов образовывать с соседями ограниченное число связей, определяемое числом их неспаренных валентных электронов. Направленность ковалентной связи отражает тот факт, что силы,удерживающие атомы друг возле друга, направлены вдоль прямой, соединяющей атомные ядра. Кроме того, ковалентная связь может быть полярной или неполярной .

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Неполярная ковалентная связь образуется между атомами простых веществ, например, между одинаковыми атомами газов, образующих двухатомные молекулы (О 2 , Н 2 , N 2 ,Cl 2 и т.д.).

В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к одному из атомов. Образование полярной ковалентной связи между атомами характерно для сложных веществ. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степень смещения общего электронного облака к одному из атомов при образовании ковалентной связи (степень полярности связи ) определяется, главным образом, зарядом атомных ядер и радиусом взаимодействующих атомов .

Чем больше заряд атомного ядра, тем сильнее оно притягивает к себе облако электронов. В то же время чем больше радиус атома, тем слабее внешние электроны удерживаются вблизи атомного ядра. Совокупное действие двух этих факторов и выражается в различной способности разных атомов «оттягивать» к себе облако ковалентной связи.

Способность атома в молекуле притягивать к себе электроны получила название электроотрицательности . Таким образом, электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации ковалентной связи:чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее смещено к нему электронное облако ковалентной связи .

Для количественной оценки электроотрицательности предложен ряд методов. При этом наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским химиком Робертом С. Малликеном, который определил электроотрицательность  атома как полусумму его энергииE e сродства к электрону и энергииE i ионизации атома:

. (2.1)

Энергией ионизации атома называется та энергия, которую нужно затратить, чтобы «оторвать» от него электрон и удалить его на бесконечное расстояние. Энергию ионизации определяют при помощи фотоионизации атомов или путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее значение энергии фотонов или электронов, которое становится достаточным для ионизации атомов, и называют их энергией ионизацииE i . Обычно эта энергия выражается в электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Охотнее всего отдают внешние электроны атомы металлов , которые содержат на внешней оболочке небольшое число непарных электронов (1, 2 или 3). Эти атомы обладают наименьшей энергией ионизации. Таким образом, величина энергии ионизации может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше энергия ионизации, тем сильнее должны быть выраженыметаллические свойства элемента.

В одной и той же подгруппе периодической системы элементов Д.И.Менделеева с увеличением порядкового номера элемента его энергия ионизации уменьшается (табл.2.1), что связано с увеличением атомного радиуса (табл.1.2), а, следовательно, с ослаблением связи внешних электронов с ядром. У элементов одного периода энергия ионизации возрастает с увеличением порядкового номера. Это связано с уменьшением атомного радиуса и увеличением заряда ядра.

Энергия E e , которая выделяется при присоединении электрона к свободному атому, называетсясродством к электрону (выражается также в эВ). Выделение (а не поглощение) энергии при присоединении заряженного электрона к некоторым нейтральным атомам объясняется тем, что наиболее устойчивыми в природе являются атомы с заполненными внешними оболочками. Поэтому тем атомам, у которых эти оболочки «немного не заполнены» (т.е. до заполнения не хватает 1, 2 или 3 электронов), энергетически выгодно присоединять к себе электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы 1 . К таким атомам относятся, например, атомы галогенов (табл.2.1) – элементов седьмой группы (главной подгруппы) периодической системы Д.И.Менделеева. Сродство к электрону атомов металла, как правило, равно нулю или отрицательно, т.е. им энергетически невыгодно присоединение дополнительных электронов, требуется дополнительная энергия, чтобы удержать их внутри атомов. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному (инертному) газу расположен неметалл в периодической системе. Это свидетельствует об усилениинеметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Из всего сказанного ясно, что электроотрицательность (2.1) атомов возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Менделеева. Нетрудно, однако, понять, что для характеристики степени полярности ковалентной связи между атомами важным является не абсолютное значение электроотрицательности, а отношение электроотрицательностей атомов, образующих связь. Поэтому на практике пользуются относительными значениями электроотрицательности (табл.2.1),принимая за единицу электроотрицательность лития.

Для характеристики полярности ковалентной химической связи используют разность относительных электроотрицательностей атомов . Обычно связь между атомами А и В считается чисто ковалентной, если | A – B |0.5.

Химической связью называют взаимодействие частиц (ионов или атомов), которое осуществляется в процессе обмена электронами, находящимися на последнем электронном уровне. Существует несколько видов такой связи: ковалентная (она делится на неполярную и полярную) и ионная. В этой статье мы подробнее остановимся именно на первом виде химических связей - ковалентных. А если быть точнее, то на полярном ее виде.

Ковалентная полярная связь - это химическая связь между валентными электронными облаками соседних атомов. Приставка «ко-» - означает в данном случае «совместно», а основа «валента» переводится как сила или способность. Те два электрона, которые связываются между собой, называют электронной парой.

История

Впервые этот термин употребил в научном контексте лауреат Нобелевской премии химик Ирвинг Леннгрюм. Произошло это в 1919 году. В своей работе ученый объяснял, что связь, в которой наблюдаются общие для двух атомов электроны, отличается от металлической или ионной. А значит, требует отдельного названия.

Позже, уже в 1927 году, Ф. Лондон и В. Гайтлер, взяв в качестве примера молекулу водорода как химически и физически наиболее простую модель, описали ковалентную связь. Они взялись за дело с другого конца, и свои наблюдения обосновывали, используя квантовую механику.

Суть реакции

Процесс преобразования атомарного водорода в молекулярный является типичной химической реакцией, качественным признаком которой служит большое выделение теплоты при объединении двух электронов. Выглядит это примерно так: два атома гелия приближаются друг к другу, имея по одному электрону на своей орбите. Затем эти два облака сближаются и образуют новое, похожее на оболочку гелия, в котором вращаются уже два электрона.

Завершенные электронные оболочки устойчивее, чем незавершенные, поэтому их энергия существенно ниже, чем у двух отдельных атомов. При образовании молекулы излишек тепла рассеивается в окружающей среде.

Классификация

В химии выделяют два вида ковалентной связи:

Ковалентная неполярная связь, образующаяся между двумя атомами одного неметаллического элемента, например кислород, водород, азот, углерод.
Ковалентная полярная связь, возникает между атомами разных неметаллов. Хорошим примером может служить молекула хлороводорода. Когда атомы двух элементов соединяются друг с другом, то неспаренный электрон от водорода частично переходит на последний электронный уровень атома хлора. Таким образом, на атоме водорода образуется положительный заряд, а на атоме хлора - отрицательный.

Донорно-акцепторная связь также является видом ковалентной связи. Она заключается в том, что один атом из пары предоставляет оба электрона, становясь донором, а принимающий их атом, соответственно, считается акцептором. При образовании связи между атомами, заряд донора увеличивает на единицу, а заряд акцептора снижается.

Семиполярная связь - е е можно считать подвидом донорно-акцепторной. Только в этом случае объединяются атомы, один из которых имеет законченную электронную орбиталь (галогены, фосфор, азот), а второй - два неспаренных электрона (кислород). Образование связи проходит в два этапа:

сначала от неподеленной пары отрывает один электрон и присоединяется к неспаренным;
объединение оставшихся неспаренных электродов, то есть формируется ковалентная полярная связь.

Свойства

Полярная ковалентная связь имеет свои физико-химические свойства, такие как направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость. Именно они определяют характеристики образующихся молекул.

Направленность связи зависит от будущего молекулярного строения образующегося вещества, а именно от геометрической формы, которую формируют два атома при присоединении.

Насыщаемость показывает, сколько ковалентных связей способен образовать один атом вещества. Это число ограничено количеством внешних атомных орбиталей.

Полярность молекулы возникает потому, что электронное облако, образующееся из двух разных электронов, неравномерно по всей своей окружности. Это возникает из-за разницы отрицательного заряда в каждом из них. Именно это свойство и определяет, полярная связь или неполярная. Когда объединяются два атома одного элемента, электронное облако симметрично, значит, связь ковалентная неполярная. А если объединяются атомы разных элементов, то формируется асимметричное электронное облако, так называемый дипольный момент молекулы.

Поляризуемость отражает то, насколько активно электроны в молекуле смещаются под действием внешних физических или химических агентов, например электрического или магнитного поля, других частиц.

Два последних свойства образующейся молекулы определяют ее способность реагировать с другими полярными реагентами.

Сигма-связь и пи-связь

Формирование этих связей зависит от плотности распределения электронов в электронном облаке в процессе формирования молекулы.

Для сигма-связи характерно наличие плотного скопления электронов вдоль оси, соединяющей ядра атомов, то есть в горизонтальной плоскости.

Пи-связь характеризуется уплотнение электронных облаков в месте их пересечения, то есть над и под ядром атома.

Визуализация связи в записи формулы

Для примера можем взять атом хлора. На ее внешнем электронном уровне содержится семь электронов. В формуле их располагают тремя парами и одним неспаренным электроном вокруг обозначения элемента в виде точек.

Если таким же образом записывать молекулу хлора, то будет видно, что два неспаренных электрона образовали пару, общую для двух атомов, она называется поделенной. При этом каждый из них получил по восемь электронов.

Правило октета-дублета

Химик Льюис, который предположил, как образуется ковалентная полярная связь, первым из своих коллег сформулировал правило, объясняющее устойчивость атомов при их объединении в молекулы. Суть его заключается в том, что химические связи между атомами образуются в том случае, когда обобществляется достаточное количество электронов, чтобы получилась электронная конфигурация, повторяющая подобная атомам благородных элементов.

То есть при образовании молекул для их стабилизации необходимо, чтобы все атомы имели законченный внешний электронный уровень. Например, атомы водорода, объединяясь в молекулу, повторяют электронную оболочку гелия, атомы хлора, приобретают схожесть на электронном уровне с атомом аргона.

Длина связи

Ковалентная полярная связь, кроме всего прочего, характеризуется определенным расстоянием между ядрами атомов, образующих молекулу. Они находятся на таком расстоянии друг от друга, при котором энергия молекулы минимальна. Для того чтобы этого достичь, необходимо, чтобы электронные облака атомов максимально перекрывали друг друга. Существует прямо пропорциональная закономерность между размером атомов и длинной связи. Чем больше атом, тем длиннее связь между ядрами.

Возможен вариант, когда атом образует не одну, а несколько ковалентных полярных связей. Тогда между ядрами формируются так называемые валентные углы. Они могут быть от девяноста до ста восьмидесяти градусов. Они и определяют геометрическую формулу молекулы.

План лекции:

1. Понятие ковалентной связи.

2. Электроотрицательность.

3. Полярная и неполярная ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H 2 O, NF 3 , CO 2 .

Неоходимо ввести понятие электроотрицательность.

Электроотрицательность – это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

ряд электроотрицательностей

Элементы с большей электроотрицательностью будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью.

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки (каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре).

Пример. Связи в молекуле Cl 2 можно изобразить так:

Такие записи формул равнозначны. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.

С позиции теории Бора образование ковалентной связи объясняется тенденцией атомов преобразовывать свой внешний слой в октет (полное заполнение до 8 электронов).Оба атома представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, и оба электрона становятся общими.
Пример. Образование молекулы хлора.

Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило:электроны ставятся в определённой последовательности-слева, сверху, справа,снизу по одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и принимают участие в образовании связи.

Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора. Существует несколько способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков.

σ – связь значительно прочнее π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разной электроотрицательностью.

За счёт смещения электронов от водорода к хлору атом хлора заряжается частично отрицательно, водорода-частично положительно.

Полярная и неполярная ковалентная связь

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной. Для оценки способности атома притягивать к себе общую электронную пару используют величину электроотрицательности.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотри-цательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину. Например, в молекуле HСl эффективный заряд равен 0,17e (где е – заряд электронаЗаряд электрона равен 1,602 . 10 -19 Кл.):

Система из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называется электрическим диполем. Очевидно, что полярная молекула является микроскопическим диполем. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве существует электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту m:

В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл×м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай (единица названа в честь П. Дебая):

1 D = 3,33×10 –30 Кл×м

Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для многоатомных молекул дипольный момент представляет собой векторную сумму дипольных моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична, то она может быть неполярной, даже если каждая из ее связей обладает значительным дипольным моментом. Например, в плоской молекуле BF 3 или в линейной молекуле BeCl 2 сумма дипольных моментов связей равна нулю:

Аналогично, нулевой дипольный момент имеют тетраэдрические молекулы CH 4 и CBr 4 . Однако, нарушение симметрии, например в молекуле BF 2 Cl, обусловливает дипольный момент, отличный от нуля.

Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. Она образуется атомами, электроотрицательности которых значительно различаются. При образовании ионной связи происходит почти полный переход связующей электронной пары к одному из атомов, и образуются положительный и отрицательный ионы, удерживаемые вблизи друг друга электростатическими силами. Поскольку электростатическое притяжение к данному иону действует на любые ионы противоположного знака независимо от направления, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью . Молекулы с наиболее выраженной ионной связью образуются из атомов типичных металлов и типичных неметаллов (NaCl, CsF и т.п.), т.е. когда различие в электроотрицательности атомов велико.

Впервые о таком понятии как ковалентная связь ученые-химики заговорили после открытия Гилберта Ньютона Льюиса, который описал как обобществление двух электронов. Более поздние исследования позволили описать и сам принцип ковалентной связи. Слово ковалентный можно рассматривать в рамках химии как способность атома образовывать связи с другими атомами.

Поясним на примере:

Имеется два атома с незначительными отличиями в электроотрицательности (С и CL, С и Н). Как правило, это которых максимально близко к строению электронной оболочки благородных газов.

При выполнении данных условий возникает притяжение ядер этих атомов к электронной паре, общей для них. При этом электронные облака не просто накладываются друг на друга, как при Ковалентная связь обеспечивает надежное соединение двух атомов за счет того, что перераспределяется электронная плотность и изменяется энергия системы, что вызвано "втягиванием" в межъядерное пространство одного атома электронного облака другого. Чем более обширно взаимное перекрытие электронных облаков, тем связь считается более прочной.

Отсюда, ковалентная связь - это образование, возникшее путем взаимного обобществления двух электронов, принадлежащих двум атомам.

Как правило, вещества с молекулярной кристаллической решеткой образуются посредством именно ковалентной связи. Характерными для являются плавление и кипение при низких температурах, плохая растворимость в воде и низкая электропроводность. Отсюда можно сделать вывод: в основе строения таких элементов, как германий, кремний, хлор, водород - ковалентная связь.

Свойства, характерные для данного вида соединения:

Насыщаемость. Под этим свойством обычно понимается максимальное количество связей, которое они могут установить конкретные атомы. Определяется это количество общим числом тех орбиталей в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентность атома, с другой стороны, может быть определена числом уже использованных с этой целью орбиталей.
Направленность . Все атомы стремятся образовывать максимально прочные связи. Наибольшая прочность достигается в случае совпадения пространственной направленности электронных облаков двух атомов, поскольку они перекрывают друг друга. Кроме того, именно такое свойство ковалентной связи как направленность влияет на пространственное расположение молекул то есть отвечает за их "геометрическую форму".
Поляризуемость. В основе этого положения лежит представление о том, что ковалентная связь существует двух видов:

полярная или несимметричная. Связь данного вида могут образовывать только атомы разны видов, т.е. те, чья электроотрицательность значительно различается, либо в случаях, когда общая электронная пара несимметрично разделена.
возникает между атомами, электроотрицательность которых практически равна, а распределение электронной плотности равномерно.

Кроме того, существуют определенные количественные :

Энергия связи . Данный параметр характеризует полярную связь с точки зрения ее прочности. Под энергией понимается то количество тепла, которое было необходимо для разрушения связи двух атомов, а также то количество тепла, что было выделено при их соединении.
Под длиной связ и в молекулярной химии понимается длина прямой между ядрами двух атомов. Этот параметр также характеризует прочность связи.
Дипольный момент - величина, которая характеризует полярность валентной связи.

Химическая связь - электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.

Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов - s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.

Длина связи - среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.

Энергия химической связи - количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.

Валентный угол - угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная .

Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.

Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью . Эта связь существует, например, в молекулах H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , три - в молекуле азота N 2).

Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и т. д.

Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.

Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга . Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na 2 O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.

Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.

Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).

Тренировочные задания

1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 , N 2
2) Al, O 3 , H 2 SO 4
3) Na, H 2 , NaBr
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 SO 4 , N 2
2) H 2 SO 4 , H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4 , HCl
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) CaO, H 2 SO 4 , N 2
2) BaSO 4 , BaCl 2 , BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4 , HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно

1) HCl и Na 2 S
2) Cr и Al(OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2

6. Ионная связь образуется между элементами

1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором

8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь

1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая

9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется

1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи

10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, -

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P 2 O 5 , -

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода