Når to atomer av det samme ikke-metalliske elementet samhandler, dannes en kovalent kjemisk binding mellom dem ved bruk av delte elektronpar. Denne kovalente bindingen kalles ikke-polar fordi de delte elektronparene deles av begge atomene likt, og ingen av dem vil ha overskudd eller mangel på den negative ladningen som bæres av elektronene.

Men hvis det dannes en kovalent binding mellom atomer av forskjellige ikke-metalliske elementer, vil bildet være noe annerledes. Tenk for eksempel på dannelsen av hydrogenkloridmolekylet HC1 fra hydrogen- og kloratomer.

1. Hydrogenatomet har ett elektron i sitt eneste nivå, og mangler ett elektron til før det er fullført. Kloratomet har syv elektroner i sitt ytre skall og mangler også ett elektron.

2. Hydrogen- og kloratomer kombinerer deres uparede elektroner og danner ett felles elektronpar, dvs. en kovalent binding oppstår:

Strukturformel for hydrogenkloridmolekylet H-C1.

3. Siden det dannes en kovalent binding mellom atomer av forskjellige ikke-metalliske grunnstoffer, vil det vanlige elektronparet ikke lenger tilhøre de samvirkende atomene likt. For å kvalitativt bestemme hvilke av disse atomene det delte elektronparet i større grad vil tilhøre, brukes begrepet elektronegativitet.

EO kan karakteriseres som et mål på ikke-metallisiteten til kjemiske elementer. I rekkefølgen av avtagende EO er de kjemiske elementene ordnet i følgende rad:

Det mest elektronegative elementet i D.I. Mendeleevs tabell er fluor. Dette er så å si "gullmedaljevinneren" av elektronegativitet. «Sølvvinneren» er oksygen, og «bronse»vinneren er nitrogen.

Verdien av EO til et element avhenger av dets posisjon i D.I. Mendeleevs tabell: i hver periode øker den vanligvis med en økning i ordensnummeret til elementet, og i hver undergruppe avtar den.

Ved å bruke en rekke EO-er er det mulig å bestemme hvor de vanlige elektronparene er forskjøvet. De er alltid forskjøvet mot atomene i elementet med større EO. For eksempel, i hydrogenkloridmolekylet HC1, blir det vanlige elektronparet forskjøvet til kloratomet, siden dets EO er større enn hydrogen. Som et resultat dannes partielle ladninger på atomene , to poler vises i molekylet - positive og negative. Derfor kalles en slik kovalent binding polar.

Forskyvningen av delte elektronpar i tilfelle av en kovalent polar binding er noen ganger indikert med piler, og den partielle ladningen med den greske bokstaven δ ("delta"): .

I formler av forbindelser skrives det kjemiske tegnet til det mindre elektronegative elementet først. Siden en kovalent polar binding er en type kovalent binding, er resonneringsalgoritmen for dens skjematiske representasjon den samme som for en kovalent ikke-polar binding (se § 11), bare i dette tilfellet vil ett trinn til bli lagt til - det fjerde: fra en serie av EOer vil vi bestemme det mer elektronegative elementet og reflektere polariteten til bindingen i strukturformelen med en pil og betegnelsen på partielle ladninger.

Vurder for eksempel en algoritme for en skjematisk representasjon av bindingsdannelse for forbindelsen OF 2 - oksygenfluorid.

1. Oksygen er et element i hovedundergruppen til gruppe VI (VIA-gruppen) i D.I. Mendeleevs periodiske system. Atomene har seks elektroner i sitt ytre elektronlag. Det vil være uparrede elektroner: 8-6 = 2.

Fluor er et element i hovedundergruppen til gruppe VII (gruppe VIIA) i D. I. Mendeleevs periodiske system. Atomene inneholder syv elektroner i deres ytre elektronlag. Ett elektron er uparet.

2. La oss skrive ned tegnene på kjemiske elementer med betegnelsen ytre elektroner:

3. La oss skrive ned de elektroniske og strukturelle formlene til de resulterende molekylene:

4. Basert på en rekke EOer, bestemmer vi at de vanlige elektronparene vil bli forskjøvet fra oksygen til fluor, som til et mer elektronegativt element, dvs. bindingen vil være polar kovalent: .

Vannmolekyler dannes på lignende måte:

I virkeligheten har vannmolekylet ikke en lineær, men en vinkelform (∠HOH = 104°27"). Strukturen til et vannmolekyl kan avbildes på forskjellige måter (fig. 40).

Ris. 40.
Ulike vannmolekylmodeller

Et hydrogenatom danner bare en kovalent binding med andre atomer. Derfor sier de at hydrogen er monovalent. Oksygenatomet er forbundet med andre atomer med to kjemiske bindinger - det er toverdig. Når molekyler dannes, kombineres atomer på en slik måte at alle deres valenser brukes. Det er klart at toverdig oksygen må kombineres med to monovalente hydrogenatomer. Hvis vi betegner valens med en strek, kan formasjonsskjemaet til et vannmolekyl representeres som følger:

På samme måte kombineres trivalent nitrogen med tre monovalente hydrogenatomer for å danne et ammoniakkmolekyl

Formler der elementenes valens er indikert med bindestreker, som du vet, kalles strukturelle.

Strukturformelen til metan CH 4 - en forbindelse av tetravalent karbon med hydrogen - vil være som følger:

Hvordan er atomene i firverdig karbon og toverdig oksygen kombinert til et molekyl av karbondioksid C0 2? Åpenbart kan denne metoden bare reflekteres av følgende strukturformel:

Er valens en konstant verdi? Det viser seg at dette utsagnet er sant for hydrogen og oksygen, men ikke for nitrogen og karbon, siden disse elementene kan ha andre valensverdier. For eksempel kan nitrogen være mono-, di-, tri- eller firevalent. Dens forbindelser med oksygen vil ha forskjellige sammensetninger. Derfor skilles det mellom:

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

La oss lære hvordan du utleder formler for to-elementforbindelser basert på valens.

For å utlede formelen for forbindelsen av fosfor med oksygen, der fosfor er femverdig, er prosedyren som følger:

På samme måte utleder vi formelen for forbindelsen av nitrogen med oksygen, der nitrogen er fireverdig.

Indeks 1 er ikke skrevet i formler.

Å kjenne valensen til kjemiske elementer er nødvendig for å korrekt skrive ned formelen til et stoff. Det motsatte er imidlertid også sant: ved å bruke formelen til et stoff kan du bestemme valensen til ett av elementene hvis valensen til det andre er kjent. La oss for eksempel bestemme valensen til svovel i en forbindelse hvis formel er SO 3:

Laboratorieforsøk nr. 4
Lage modeller av molekyler av binære forbindelser

Ved hjelp av ball-and-stick-sett, sett sammen modeller av molekylene til følgende stoffer:

• alternativ 1 - hydrogenklorid HC1, karbontetraklorid CC1 4;
• alternativ 2 - svoveldioksid SO 2, aluminiumklorid AlCl 3.

Stikkord og fraser

1. Kovalente upolare og kovalente polare kjemiske bindinger.
2. Elektronegativitet.
3. Delvis lading.
4. Valence.
5. Tegne formler for kovalente forbindelser etter valens.
6. Bestemmelse av valens ved hjelp av formler.

Arbeid med datamaskin

1. Se den elektroniske søknaden. Studer leksjonsmaterialet og fullfør de tildelte oppgavene.
2. Finn e-postadresser på Internett som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i nøkkelord og fraser i avsnittet. Tilby din hjelp til læreren med å forberede en ny leksjon - lag en rapport om nøkkelordene og frasene i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

1. Hydrogen- og fosforatomer har nesten samme EO-verdier. Hva er typen kjemisk binding i fosfinmolekylet PH 3?
2. Bestem typen kjemisk binding og skriv ned skjemaet for dens dannelse for stoffer med formlene: a) S 2, K 2 O og H 2 S; b) N2, Li3N og C13N.
3. I hvilket av molekylene - hydrogenklorid HC1 eller hydrogenfluorid HF - er den kovalente kjemiske bindingen mer polar?
4. I de følgende setningene fyller du inn de manglende ordene og uttrykkene: «En kovalent kjemisk binding dannes på grunn av... I henhold til antall delte elektronpar er det... I følge EO deles en kovalent binding inn i ... og ...".
5. Bestem valensene til elementer i forbindelser med formlene: PbS, PbO 2, FeS 2, Fe 2 S 3, SF 6.
6. Skriv ned formlene for klorider - forbindelser av elementer med enverdig klor: jern (III), kobber (I), kobber (II), mangan (IV), fosfor (V).

Det er ekstremt sjeldent at kjemiske stoffer består av individuelle, ubeslektede atomer av kjemiske elementer. Under normale forhold har bare et lite antall gasser kalt edelgasser denne strukturen: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kjemiske stoffer ikke av isolerte atomer, men av deres kombinasjoner i ulike grupper. Slike assosiasjoner av atomer kan telle noen få, hundrevis, tusenvis eller enda flere atomer. Kraften som holder disse atomene i slike grupper kalles kjemisk forbindelse.

Med andre ord kan vi si at en kjemisk binding er en interaksjon som gir koblingen av individuelle atomer til mer komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).

Årsaken til dannelsen av en kjemisk binding er at energien til mer komplekse strukturer er mindre enn den totale energien til de enkelte atomene som danner den.

Så spesielt, hvis interaksjonen mellom atomene X og Y produserer et molekyl XY, betyr dette at den indre energien til molekylene til dette stoffet er lavere enn den indre energien til de individuelle atomene som den ble dannet fra:

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

Av denne grunn, når kjemiske bindinger dannes mellom individuelle atomer, frigjøres energi.

Elektroner i det ytre elektronlaget med lavest bindingsenergi med kjernen, kalt valens. For eksempel, i bor er dette elektroner av det andre energinivået - 2 elektroner per 2 s- orbitaler og 1 x 2 s-orbitaler:

Når en kjemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til å oppnå den elektroniske konfigurasjonen av edelgassatomer, dvs. slik at det er 8 elektroner i dets ytre elektronlag (2 for elementer fra den første perioden). Dette fenomenet kalles oktettregelen.

Det er mulig for atomer å oppnå elektronkonfigurasjonen til en edelgass hvis i utgangspunktet enkeltatomer deler noen av valenselektronene sine med andre atomer. I dette tilfellet dannes vanlige elektronpar.

Avhengig av graden av elektrondeling kan kovalente, ioniske og metalliske bindinger skilles.

Kovalent binding

Kovalente bindinger forekommer oftest mellom atomer av ikke-metalliske elementer. Hvis de ikke-metalliske atomene som danner en kovalent binding tilhører forskjellige kjemiske elementer, kalles en slik binding en polar kovalent binding. Grunnen til dette navnet ligger i det faktum at atomer av forskjellige grunnstoffer også har forskjellige evner til å tiltrekke seg et felles elektronpar. Dette fører åpenbart til en forskyvning av det vanlige elektronparet mot et av atomene, som et resultat av at det dannes en delvis negativ ladning på det. I sin tur dannes en delvis positiv ladning på det andre atomet. For eksempel, i et hydrogenkloridmolekyl forskyves elektronparet fra hydrogenatomet til kloratomet:

Eksempler på stoffer med polare kovalente bindinger:

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

En kovalent upolar binding dannes mellom ikke-metallatomer av samme kjemiske element. Siden atomene er identiske, er deres evne til å tiltrekke seg delte elektroner også den samme. I denne forbindelse observeres ingen forskyvning av elektronparet:

Mekanismen ovenfor for dannelsen av en kovalent binding, når begge atomene gir elektroner for å danne vanlige elektronpar, kalles utveksling.

Det er også en donor-akseptor-mekanisme.

Når en kovalent binding dannes av donor-akseptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grunn av den fylte orbitalen til ett atom (med to elektroner) og den tomme orbitalen til et annet atom. Et atom som gir et ensomt elektronpar kalles en donor, og et atom med en ledig orbital kalles en akseptor. Atomer som har sammenkoblede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer av elektronpar.

For eksempel, i henhold til donor-akseptormekanismen, dannes den fjerde kovalente N-H-bindingen i ammoniumkationet NH4+:

I tillegg til polaritet er kovalente bindinger også preget av energi. Bindingsenergi er minimumsenergien som kreves for å bryte en binding mellom atomer.

Bindingsenergien avtar med økende radier av bundne atomer. Siden vi vet at atomradius øker nedover undergruppene, kan vi for eksempel konkludere med at styrken til halogen-hydrogenbindingen øker i rekken:

HI< HBr < HCl < HF

Også bindingsenergien avhenger av dens mangfold - jo større bindingsmangfold, jo større er energien. Bindingsmultiplisitet refererer til antall delte elektronpar mellom to atomer.

Ionebinding

En ionisk binding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av en polar kovalent binding. Hvis i en kovalent-polar binding det vanlige elektronparet er delvis forskjøvet til ett av atomparene, så er det i en ionisk binding nesten fullstendig "gitt" til ett av atomene. Atomet som donerer elektron(er) får en positiv ladning og blir kation, og atomet som har tatt elektroner fra det får en negativ ladning og blir anion.

Dermed er en ionisk binding en binding dannet ved elektrostatisk tiltrekning av kationer til anioner.

Dannelsen av denne typen binding er typisk under samspillet mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller.

For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationet dannes ved fjerning av ett elektron fra et nøytralt atom, og fluorionet dannes ved tilsetning av ett elektron til fluoratomet:

En elektrostatisk tiltrekningskraft oppstår mellom de resulterende ionene, noe som resulterer i dannelsen av en ionisk forbindelse.

Når en kjemisk binding ble dannet, gikk elektroner fra natriumatomet over til kloratomet og det ble dannet motsatt ladede ioner, som har et fullført eksternt energinivå.

Det er slått fast at elektroner fra metallatomet ikke løsnes helt, men bare forskyves mot kloratomet, som i en kovalent binding.

De fleste binære forbindelser som inneholder metallatomer er ioniske. For eksempel oksider, halogenider, sulfider, nitrider.

Ionebinding oppstår også mellom enkle kationer og enkle anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellom enkle kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor inkluderer ioniske forbindelser salter og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metallkobling

Denne typen bindinger dannes i metaller.

Atomer av alle metaller har elektroner i sitt ytre elektronlag som har lav bindingsenergi med atomkjernen. For de fleste metaller er prosessen med å miste ytre elektroner energetisk gunstig.

På grunn av en så svak interaksjon med kjernen, er disse elektronene i metaller svært mobile og følgende prosess skjer kontinuerlig i hver metallkrystall:

М 0 — ne − = M n + ,

hvor M 0 er et nøytralt metallatom, og Mn + et kation av samme metall. Figuren nedenfor gir en illustrasjon av prosessene som foregår.

Det vil si at elektroner "rusher" over en metallkrystall, løsner fra ett metallatom, danner en kation fra det, forbinder en annen kation, danner et nøytralt atom. Dette fenomenet ble kalt "elektronvind", og samlingen av frie elektroner i en krystall av et ikke-metallatom ble kalt "elektrongass." Denne typen interaksjon mellom metallatomer kalles en metallisk binding.

Hydrogenbinding

Hvis et hydrogenatom i et stoff er bundet til et grunnstoff med høy elektronegativitet (nitrogen, oksygen eller fluor), er det stoffet preget av et fenomen som kalles hydrogenbinding.

Siden et hydrogenatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet til det elektronegative elementet. I denne forbindelse blir elektrostatisk tiltrekning mulig mellom et delvis positivt ladet hydrogenatom i ett molekyl og et elektronegativt atom i et annet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vannmolekyler:

Det er hydrogenbindingen som forklarer det unormalt høye smeltepunktet til vann. I tillegg til vann dannes det også sterke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniakk, oksygenholdige syrer, fenoler, alkoholer og aminer.

Når du beveger musen MC Word flytter markøren som jeg-formet signere på arket. Så snart vi flytter musepekeren til et sted i filen der tekst ikke kan skrives, vil den endre utseendet til en vanlig pil, vippet til høyre.

For å plassere tekstskrivemarkøren et annet sted i dokumentet, flytt pekeren i filen og klikk på venstre museknapp. En blinkende markør vises der du trykker, og ber deg skrive tekst.

Hvis MC Word-dokumentet ditt har et tomt ark eller tom plass helt på slutten av denne siden, følg trinnene nedenfor for å flytte markøren i det.

1. Bestem slutten av dokumentet.
   MC Word finner slutten av dokumentet, som et tomt rom i en fil der ikke en eneste bokstav er skrevet ut. For å gå helt til slutten av dokumentet, må du klikke "Ctrl+End".
   I et helt nytt dokument. I dette tilfellet er begynnelsen og slutten av dokumentet justert, derfor kan den flyttede musepekeren ses i øvre venstre hjørne.
   I et dokument med tekst. I den allerede opprettede filen er slutten av dokumentet plassert som det siste stedet der det er en maskinskrevet test (inkludert mellomrom og tabulatorer).
2. Hold musen over den tomme plassen helt på slutten av dokumentet.
   Merk at det er et skilt til høyre for musepekeren som indikerer justeringstypen: venstre, midt eller høyre.
3. Pass på at riktig justeringstype er stilt inn på den tiltenkte plasseringen av den bevegelige markøren.
   For eksempel, hvis du vil justere den skrevne teksten "sentrert", så sørg for at musepekeren er supplert med tegnet "I midten."
   Å bestemme tekstjusteringsalternativet på plasseringen av den bevegelige musepekeren er en ganske kompleks oppgave. Skilt "Juster tekst til venstre kant av arket" dukker opp oftest. For å se skiltet nær skiltet "I midten", flytt musepekeren nærmere midten av siden. Skilt "Juster tekst til høyre" vises nær pekeren når du flytter den til høyre kant av arket.
4. Dobbeltklikk med musen.
   MC Word vil flytte markøren til stedet der musen ble klikket. Enhver tekst som skrives etterpå vil være lik den type tegn som ligger nær musepekeren før du klikker i dokumentet.

Markørtaster.

Markøren beveger seg veldig raskt i et dokument ved hjelp av en datamus. Men når du skriver store tekstfragmenter, er det mer praktisk å bruke tastaturtastene i stedet for musen for å flytte markøren.

For å flytte markøren i Word ved hjelp av tastaturtastene, kjør en rekke kommandoer:

""Flytt markøren en linje opp;

"→"Flytt markørentil symbolet til høyre;

"←" Flytt markørentil symbolet til venstre;

“↓” Flytt markørenen linje ned;

"Ctrl +↓"Flytter markøren til begynnelsen av det aktuelle avsnittet;

"Ctrl +→"Flytt markøren per ord til høyre;

"Ctrl +←"Flytt markøren til venstre side per ord;

"Hjem" vil flytte markørentil begynnelsen av linjen;

"Slutt"Flytter markøren til slutten av linjen;

"Ctrl+Hjem"Flytter markøren til begynnelsen av dokumentet;

"Ctrl+End"Flytter markøren til slutten av dokumentet;

"Side opp"Flytt markøren opp på skjermen;

"Bla ned"Flytter markøren nedover skjermen;

"Ctrl +Page Up"Flytt markøren til toppen av forrige side;

"Ctrl +Page Down"Flytter markøren til toppen av neste side.

Nå vet du hvordan du flytter markøren i Word.
Vi ønsker deg lykke til i dine bestrebelser!

Tabellforskyvning

Siden vi har tildelt de første seks radene i regnearket for inndataområdet, må vi flytte den tidligere opprettede tabellen ned med dette antallet rader. Vi vil beskrive ulike metoder for å løse dette problemet.

Legger til celler

Den mest tidkrevende metoden er å flytte tabellområdet ned og legge til celler øverst i regnearket. Det implementeres som følger:
1. Velg celler A1:K6(rekkevidde som tilsvarer inngangsområdet).
2. Høyreklikk og aktiver kommandoen i hurtigmenyen Legg til celler.
3. I dialogboksen som åpnes Legger til celler(Fig. 3.9) velg alternativknappen celler, flyttet ned og trykk på knappen OK.

MERK: Denne dialogboksen kan også åpnes ved å bruke kommandoen Sett inn/celler.

Setter inn rader

Den andre måten (mindre tidkrevende) er å legge til seks linjer øverst:
1. Velg linje 1-6 med musen.
2. Høyreklikk og velg kommandoen fra hurtigmenyen Legg til celler.

Ris. 3.9. Dialogboksen Legg til celler

Dra en tabell

Den tredje, enkleste måten er å velge hele tabellen og dra den nedover. Denne operasjonen kan sammenlignes med å kutte en rekke celler og lime den inn på et nytt sted. Velg celleområdet der tabellen er plassert. Flytt markøren til kanten av området, og når markøren endres til en pil, dra tabellen ned mens du holder nede venstre museknapp.