Når to atomer af det samme ikke-metalelement interagerer, dannes en kovalent kemisk binding mellem dem ved hjælp af delte elektronpar. Denne kovalente binding kaldes ikke-polær, fordi de delte elektronpar deles ligeligt af begge atomer, og ingen af ​​dem vil have et overskud eller en mangel på den negative ladning, der bæres af elektronerne.

Men hvis der dannes en kovalent binding mellem atomer af forskellige ikke-metalelementer, så vil billedet være noget anderledes. Overvej for eksempel dannelsen af ​​hydrogenchloridmolekylet HC1 ud fra brint- og kloratomer.

1. Brintatomet har én elektron i sit eneste niveau, og mangler én elektron mere før det er færdigt. Kloratomet har syv elektroner i sin ydre skal og mangler også en elektron færdig.

2. Hydrogen- og kloratomer kombinerer deres uparrede elektroner og danner ét fælles elektronpar, dvs. der opstår en kovalent binding:

Strukturformlen for hydrogenchloridmolekylet H-C1.

3. Da der dannes en kovalent binding mellem atomer af forskellige ikke-metalelementer, vil det fælles elektronpar ikke længere tilhøre de interagerende atomer ens. For kvalitativt at bestemme, hvilke af disse atomer det delte elektronpar i højere grad vil tilhøre, anvendes begrebet elektronegativitet.

EO kan karakteriseres som et mål for kemiske grundstoffers ikke-metallicitet. I rækkefølgen efter faldende EO er de kemiske elementer arrangeret i følgende række:

Det mest elektronegative grundstof i D.I. Mendeleevs tabel er fluor. Dette er så at sige elektronegativitetens "guldmedaljevinder". "Sølvvinderen" er ilt, og "bronze"vinderen er nitrogen.

Værdien af ​​et elements EO afhænger af dets position i D.I. Mendeleevs tabel: i hver periode stiger det normalt med en stigning i ordenstallet for elementet, og i hver undergruppe falder det.

Ved hjælp af et antal EO'er er det muligt at bestemme, hvor de fælles elektronpar er forskudt. De forskydes altid mod grundstoffets atomer med større EO. For eksempel, i hydrogenchloridmolekylet HC1, er det fælles elektronpar flyttet til chloratomet, da dets EO er større end brint. Som et resultat dannes der partielle ladninger på atomerne , optræder to poler i molekylet - positive og negative. Derfor kaldes en sådan kovalent binding polær.

Forskydningen af ​​delte elektronpar i tilfælde af en kovalent polær binding er nogle gange angivet med pile, og den partielle ladning med det græske bogstav δ ("delta"): .

I formler for forbindelser skrives det kemiske tegn for det mindre elektronegative grundstof først. Da en kovalent polær binding er en type kovalent binding, er begrundelsesalgoritmen for dens skematiske repræsentation den samme som for en kovalent ikke-polær binding (se § 11), kun i dette tilfælde vil der blive tilføjet et trin mere - det fjerde: fra en serie af EO'er vil vi bestemme det mere elektronegative element og afspejle polariteten af ​​bindingen i strukturformlen med en pil og betegnelsen af ​​partielle ladninger.

Overvej for eksempel en algoritme til en skematisk repræsentation af bindingsdannelse for forbindelsen OF 2 - oxygenfluorid.

1. Ilt er et element i hovedundergruppen af ​​gruppe VI (VIA-gruppen) i D.I. Mendeleevs periodiske system. Dens atomer har seks elektroner i deres ydre elektronlag. Der vil være uparrede elektroner: 8-6 = 2.

Fluor er et element i hovedundergruppen af ​​gruppe VII (gruppe VIIA) i D. I. Mendeleevs periodiske system. Dens atomer indeholder syv elektroner i deres ydre elektronlag. En elektron er uparret.

2. Lad os nedskrive tegnene på kemiske grundstoffer med betegnelsen ydre elektroner:

3. Lad os nedskrive de elektroniske og strukturelle formler for de resulterende molekyler:

4. Baseret på en række EO'er bestemmer vi, at de fælles elektronpar vil blive forskudt fra oxygen til fluor, som til et mere elektronegativt grundstof, dvs. bindingen vil være polær kovalent:.

Vandmolekyler dannes på lignende måde:

I virkeligheden har vandmolekylet ikke en lineær, men en vinkelform (∠HOH = 104°27"). Strukturen af ​​et vandmolekyle kan afbildes på forskellige måder (fig. 40).

Ris. 40.
Forskellige vandmolekylemodeller

Et hydrogenatom danner kun én kovalent binding med andre atomer. Derfor siger de, at brint er monovalent. Iltatomet er forbundet med andre atomer med to kemiske bindinger - det er divalent. Når molekyler dannes, kombineres atomer på en sådan måde, at alle deres valenser bruges. Det er klart, at divalent oxygen skal kombineres med to monovalente brintatomer. Hvis vi betegner valens med en bindestreg, kan dannelsesskemaet for et vandmolekyle repræsenteres som følger:

Tilsvarende kombineres trivalent nitrogen med tre monovalente brintatomer for at danne et ammoniakmolekyle

Formler, hvor elementernes valenser er angivet med tankestreger, kaldes som bekendt strukturelle.

Strukturformlen for methan CH 4 - en forbindelse af tetravalent carbon med hydrogen - vil være som følger:

Hvordan kombineres atomerne af tetravalent kulstof og divalent oxygen til et molekyle af kuldioxid C0 2? Denne metode kan naturligvis kun afspejles af følgende strukturformel:

Er valens en konstant værdi? Det viser sig, at dette udsagn er sandt for brint og oxygen, men ikke for nitrogen og kulstof, da disse grundstoffer kan udvise andre valensværdier. For eksempel kan nitrogen være mono-, di-, tri- eller tetravalent. Dens forbindelser med oxygen vil have forskellige sammensætninger. Derfor skelnes der mellem:

• elementer med konstant valens (for eksempel monovalent: H, F; divalent: O, Be; trivalent: B, A1);
• elementer med variabel valens (f.eks. S udviser valenser II, IV, VI; C1 - valenser I, III, V og VII).

Lad os lære, hvordan man udleder formler for to-elementforbindelser baseret på valens.

For at udlede formlen for forbindelsen af ​​fosfor med oxygen, hvor fosfor er pentavalent, er proceduren som følger:

På samme måde udleder vi formlen for forbindelsen af ​​nitrogen med oxygen, hvor nitrogen er tetravalent.

Indeks 1 er ikke skrevet i formler.

At kende valensen af ​​kemiske elementer er nødvendigt for korrekt at nedskrive formlen for et stof. Det modsatte er dog også tilfældet: Ved hjælp af formlen for et stof kan du bestemme valensen af ​​et af grundstofferne, hvis valensen af ​​det andet er kendt. Lad os for eksempel bestemme valensen af ​​svovl i en forbindelse, hvis formel er SO 3:

Laboratorieforsøg nr. 4
Fremstilling af modeller af molekyler af binære forbindelser

Ved hjælp af bold-og-stik-sæt, saml modeller af molekyler for følgende stoffer:

• mulighed 1 - hydrogenchlorid HC1, carbontetrachlorid CC1 4;
• mulighed 2 - svovldioxid SO 2, aluminiumchlorid AlCl 3.

Nøgleord og sætninger

1. Kovalente upolære og kovalente polære kemiske bindinger.
2. Elektronegativitet.
3. Delvis opladning.
4. Valence.
5. Udarbejdelse af formler for kovalente forbindelser efter valens.
6. Bestemmelse af valens ved hjælp af formler.

Arbejde med en computer

1. Der henvises til den elektroniske ansøgning. Studer lektionsmaterialet og udfør de tildelte opgaver.
2. Find e-mail-adresser på internettet, der kan tjene som yderligere kilder, der afslører indholdet af søgeord og sætninger i afsnittet. Tilbyd din hjælp til læreren med at forberede en ny lektion - lav en rapport om nøgleordene og sætningerne i næste afsnit.

Spørgsmål og opgaver

1. Hydrogen- og fosforatomer har næsten de samme EO-værdier. Hvilken type kemisk binding er der i phosphinmolekylet PH 3?
2. Bestem typen af ​​kemisk binding og nedskriv skemaet for dets dannelse for stoffer med formlerne: a) S 2, K 2 O og H 2 S; b) N2, Li3N og C13N.
3. I hvilket af molekylerne - hydrogenchlorid HC1 eller hydrogenfluorid HF - er den kovalente kemiske binding mere polær?
4. I de følgende sætninger skal du udfylde de manglende ord og udtryk: “En kovalent kemisk binding dannes på grund af .... Ifølge antallet af delte elektronpar er det .... Ifølge EO deles en kovalent binding ind i... og...”.
5. Bestem valenserne af grundstoffer i forbindelser med formlerne: PbS, PbO 2, FeS 2, Fe 2 S 3, SF 6.
6. Skriv ned formlerne for chlorider - forbindelser af grundstoffer med monovalent klor: jern (III), kobber (I), kobber (II), mangan (IV), fosfor (V).

Det er yderst sjældent, at kemiske stoffer består af individuelle, ubeslægtede atomer af kemiske grundstoffer. Under normale forhold har kun et lille antal gasser kaldet ædelgasser denne struktur: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kemiske stoffer ikke af isolerede atomer, men af ​​deres kombinationer i forskellige grupper. Sådanne associationer af atomer kan tælle nogle få, hundreder, tusinder eller endda flere atomer. Den kraft, der holder disse atomer i sådanne grupper, kaldes kemisk binding.

Med andre ord kan vi sige, at en kemisk binding er en vekselvirkning, der giver forbindelsen af ​​individuelle atomer til mere komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).

Årsagen til dannelsen af ​​en kemisk binding er, at energien i mere komplekse strukturer er mindre end den samlede energi af de enkelte atomer, der danner den.

Så især, hvis interaktionen mellem atomerne X og Y producerer et molekyle XY, betyder det, at den indre energi af molekylerne af dette stof er lavere end den indre energi af de individuelle atomer, hvorfra det blev dannet:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Af denne grund, når kemiske bindinger dannes mellem individuelle atomer, frigives energi.

Elektroner i det ydre elektronlag med den laveste bindingsenergi med kernen, kaldet valens. For eksempel i bor er disse elektroner på det 2. energiniveau - 2 elektroner pr s- orbitaler og 1 gange 2 s-orbitaler:

Når en kemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til at opnå den elektroniske konfiguration af ædelgasatomer, dvs. så der er 8 elektroner i dets ydre elektronlag (2 for elementer fra den første periode). Dette fænomen kaldes oktetreglen.

Det er muligt for atomer at opnå elektronkonfigurationen af ​​en ædelgas, hvis i første omgang enkelte atomer deler nogle af deres valenselektroner med andre atomer. I dette tilfælde dannes fælles elektronpar.

Afhængigt af graden af ​​elektrondeling kan der skelnes mellem kovalente, ioniske og metalliske bindinger.

Kovalent binding

Kovalente bindinger forekommer oftest mellem atomer af ikke-metalelementer. Hvis de ikke-metalatomer, der danner en kovalent binding, tilhører forskellige kemiske grundstoffer, kaldes en sådan binding en polær kovalent binding. Årsagen til dette navn ligger i, at atomer af forskellige grundstoffer også har forskellige evner til at tiltrække et fælles elektronpar. Dette fører naturligvis til en forskydning af det fælles elektronpar mod et af atomerne, hvilket resulterer i, at der dannes en delvis negativ ladning på det. Til gengæld dannes en delvis positiv ladning på det andet atom. For eksempel, i et hydrogenchloridmolekyle forskydes elektronparret fra hydrogenatomet til chloratomet:

Eksempler på stoffer med polære kovalente bindinger:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 osv.

En kovalent upolær binding dannes mellem ikke-metalatomer af det samme kemiske element. Da atomerne er identiske, er deres evne til at tiltrække delte elektroner også den samme. I denne henseende observeres ingen forskydning af elektronparret:

Ovenstående mekanisme for dannelsen af ​​en kovalent binding, når begge atomer giver elektroner til at danne fælles elektronpar, kaldes udveksling.

Der er også en donor-acceptor-mekanisme.

Når en kovalent binding dannes af donor-acceptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grund af den fyldte orbital af et atom (med to elektroner) og den tomme orbital af et andet atom. Et atom, der giver et ensomt elektronpar, kaldes en donor, og et atom med en ledig orbital kaldes en acceptor. Atomer, der har parrede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer af elektronpar.

For eksempel, ifølge donor-acceptor-mekanismen, dannes den fjerde kovalente N-H-binding i ammoniumkationen NH4+:

Ud over polaritet er kovalente bindinger også karakteriseret ved energi. Bindingsenergi er den mindste energi, der kræves for at bryde en binding mellem atomer.

Bindingsenergien falder med stigende radier af bundne atomer. Da vi ved, at atomradius stiger ned ad undergrupperne, kan vi for eksempel konkludere, at styrken af ​​halogen-hydrogen-bindingen stiger i rækken:

HEJ< HBr < HCl < HF

Også bindingsenergien afhænger af dens mangfoldighed - jo større bindingsmangfoldigheden er, jo større er dens energi. Bindingsmultiplicitet refererer til antallet af delte elektronpar mellem to atomer.

Ionisk binding

En ionbinding kan betragtes som et ekstremt tilfælde af en polær kovalent binding. Hvis det fælles elektronpar i en kovalent-polær binding delvist forskydes til et af atomparret, så er det i en ionbinding næsten fuldstændig "givet" til et af atomerne. Atomet, der donerer elektron(er), får en positiv ladning og bliver til kation, og det atom, der har taget elektroner fra sig, får en negativ ladning og bliver anion.

Således er en ionbinding en binding dannet på grund af den elektrostatiske tiltrækning af kationer til anioner.

Dannelsen af ​​denne type binding er typisk under interaktionen mellem atomer af typiske metaller og typiske ikke-metaller.

For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationen dannes ved fjernelse af en elektron fra et neutralt atom, og fluorionen dannes ved tilsætning af en elektron til fluoratomet:

En elektrostatisk tiltrækningskraft opstår mellem de resulterende ioner, hvilket resulterer i dannelsen af ​​en ionisk forbindelse.

Når en kemisk binding blev dannet, gik elektroner fra natriumatomet over til kloratomet, og der blev dannet modsat ladede ioner, som har et afsluttet eksternt energiniveau.

Det er fastslået, at elektroner fra metalatomet ikke løsnes fuldstændigt, men kun forskydes mod kloratomet, som i en kovalent binding.

De fleste binære forbindelser, der indeholder metalatomer, er ioniske. For eksempel oxider, halogenider, sulfider, nitrider.

Ionbinding forekommer også mellem simple kationer og simple anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellem simple kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor omfatter ioniske forbindelser salte og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metalforbindelse

Denne type binding dannes i metaller.

Atomer af alle metaller har elektroner i deres ydre elektronlag, som har en lav bindingsenergi med atomets kerne. For de fleste metaller er processen med at miste ydre elektroner energetisk gunstig.

På grund af en så svag interaktion med kernen er disse elektroner i metaller meget mobile, og følgende proces sker kontinuerligt i hver metalkrystal:

М 0 — ne − = M n + ,

hvor M 0 er et neutralt metalatom, og Mn + en kation af det samme metal. Figuren nedenfor giver en illustration af de processer, der finder sted.

Det vil sige, at elektroner "suser" hen over en metalkrystal, løsner sig fra et metalatom, danner en kation fra det, forbinder en anden kation og danner et neutralt atom. Dette fænomen blev kaldt "elektronvind", og samlingen af ​​frie elektroner i krystallen af ​​et ikke-metalatom blev kaldt "elektrongas." Denne type interaktion mellem metalatomer kaldes en metallisk binding.

Hydrogenbinding

Hvis et brintatom i et stof er bundet til et grundstof med høj elektronegativitet (nitrogen, oxygen eller fluor), er dette stof karakteriseret ved et fænomen kaldet hydrogenbinding.

Da et brintatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet i det elektronegative element. I denne henseende bliver elektrostatisk tiltrækning mulig mellem et delvist positivt ladet brintatom i et molekyle og et elektronegativt atom i et andet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vandmolekyler:

Det er hydrogenbindingen, der forklarer vandets unormalt høje smeltepunkt. Udover vand dannes der også stærke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniak, oxygenholdige syrer, phenoler, alkoholer og aminer.

Når du bevæger musen MC Word flytter markøren ligesom jeg-formet underskrive på arket. Så snart vi flytter musemarkøren til et sted i filen, hvor tekst ikke kan skrives, vil den ændre sit udseende til en almindelig pil, vippet til højre.

For at placere tekstskrivemarkøren et andet sted i dokumentet skal du flytte markøren i filen og klikke på venstre museknap. Der vises en blinkende markør, hvor du trykker, og du bliver bedt om at skrive tekst.

Hvis der er et tomt ark eller tom plads i slutningen af ​​denne side i MC Word-dokumentet, skal du følge nedenstående trin for at flytte markøren i det.

1. Bestem slutningen af ​​dokumentet.
   MC Word finder slutningen af ​​dokumentet, som et tomt rum i en fil, hvor ikke et eneste bogstav er udskrevet. For at gå til slutningen af ​​dokumentet skal du klikke "Ctrl+End".
   I et helt nyt dokument. I dette tilfælde er begyndelsen og slutningen af ​​dokumentet justeret, derfor kan den flyttede musemarkør ses i øverste venstre hjørne.
   I et dokument med tekst. I den allerede oprettede fil er slutningen af ​​dokumentet placeret som det sidste sted, hvor der er en maskinskrevet test (inklusive mellemrum og tabulatorer).
2. Hold musen over den tomme plads i slutningen af ​​dit dokument.
   Bemærk, at der er et tegn til højre for musemarkøren, der angiver justeringstypen: venstre, center eller højre.
3. Sørg for, at den korrekte justeringstype er indstillet på den tilsigtede placering af den bevægelige markør.
   Hvis du f.eks. vil justere skrevet tekst "centreret", skal du sørge for, at musemarkøren suppleres af tegnet "I midten."
   Det er en ret kompleks opgave at bestemme tekstjusteringsindstillingen ved placeringen af ​​den bevægelige musemarkør. Tegn "Juster tekst til venstre kant af ark" optræder oftest. For at se skiltet nær skiltet "I centrum", skal du flytte musemarkøren tættere på midten af ​​siden. Tegn "Juster tekst til højre" vises nær markøren, når du flytter den til højre kant af arket.
4. Dobbeltklik med musen.
   MC Word vil flytte markøren til det sted, hvor der blev klikket med musen. Enhver tekst skrevet efterfølgende vil være lig med den type tegn, der er placeret nær musemarkøren, før du klikker i dokumentet.

Markørtaster.

Markøren bevæger sig meget hurtigt i et dokument ved hjælp af en computermus. Men når du skriver store tekstfragmenter, er det mere praktisk at bruge tastaturtasterne i stedet for musen til at flytte markøren.

For at flytte markøren i Word ved hjælp af tastaturtasterne skal du køre en række kommandoer:

""Flyt markøren en række op;

"→"Flyt markørentil symbolet til højre;

"←" Flyt markørentil symbolet til venstre;

“↓” Flyt markørenen linje ned;

"Ctrl +↓"Flytter markøren til begyndelsen af ​​det relevante afsnit;

"Ctrl +→"Flyt markøren pr. ord til højre;

"Ctrl +←"Flyt markøren pr. ord til venstre;

"Hjem" Flytter markørentil begyndelsen af ​​linjen;

"Ende"Flytter markøren til slutningen af ​​linjen;

"Ctrl+Hjem"Flytter markøren til begyndelsen af ​​dokumentet;

"Ctrl+End"Flytter markøren til slutningen af ​​dokumentet;

"Page Up"Flyt markøren op på skærmen;

"Page Down"Flytter markøren ned på skærmen;

"Ctrl +Page Up"Flyt markøren til toppen af ​​den forrige side;

"Ctrl + Side ned"Flytter markøren til toppen af ​​næste side.

Nu ved du, hvordan du flytter markøren i Word.
Vi ønsker dig held og lykke i dine bestræbelser!

Tabel offset

Da vi har tildelt de første seks rækker af regnearket til inputområdet, skal vi flytte den tidligere oprettede tabel ned med dette antal rækker. Vi vil beskrive forskellige metoder til at løse dette problem.

Tilføjelse af celler

Den mest tidskrævende metode er at flytte tabelområdet ned og tilføje celler til toppen af ​​regnearket. Det implementeres som følger:
1. Vælg celler A1:K6(område svarende til inputområdet).
2. Højreklik og aktiver kommandoen i kontekstmenuen Tilføj celler.
3. I den dialogboks, der åbnes Tilføjelse af celler(Fig. 3.9) vælg alternativknappen celler, flyttet ned og tryk på knappen OK.

BEMÆRK: Denne dialogboks kan også tilgås ved hjælp af kommandoen Indsæt/celler.

Indsættelse af rækker

Den anden måde (mindre tidskrævende) er at tilføje seks linjer øverst:
1. Vælg linje 1-6 med musen.
2. Højreklik og vælg kommandoen fra kontekstmenuen Tilføj celler.

Ris. 3.9. Dialogboksen Tilføj celler

Træk en tabel

Den tredje, nemmeste måde er at vælge hele tabellen og trække den ned. Denne operation kan sammenlignes med at klippe en række celler og indsætte den på en ny placering. Vælg det celleområde, hvor tabellen er placeret. Flyt markøren til kanten af ​​området, og når markøren skifter til en pil, træk tabellen ned, mens du holder venstre museknap nede.