Число электронов внешнего электронного слоя для атома кислорода равно: Строение атома кислорода и схема электронной оболочки элемента

Содержание

Подготовка к ОГЭ по химии | Тест по химии (9 класс) на тему:

1 В атоме калия распределение электронов по электронным слоям соответствует ряду чисел:

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

2 Сколько электронов содержит атом алюминия?

27 2) 13 3) 14 4)3

3 Число протонов в атоме равно

числу электронов 2) относительной атомной массе

3) числу нейтронов 4) заполненных электронных слоев

4 Число заполняющихся электронных слоёв в атоме равно

порядковому номеру элемента 2) номеру группы

2) заряду ядра атома 4) номеру периода

5 Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно

числу нейтронов 2) номеру периода 3) заряду ядра атома 4) номеру группы

6 Атомы азота и фтора имеют одинаковое

значение радиусов атомов 2) значение зарядов ядер атомов

3) число электронов во внешнем электронном слое

4) число заполненных электронных слоёв

7 Атомы углерода и кремния имеют одинаковое

число нейтронов в ядре атома 2) значение относительной атомной массы

3) число протонов в ядре атома 4) число валентных электронов

8 Схема распределения электронов по электронным слоям 2, 8, 7 соответствует атому

хлора 2) фтора 3) кислорода 4) серы

9 Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p64s1?

Li 2) Na 3) K 4) Cl

10 Химическому элементу соответствует высший оксид RO2. Электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атома этого элемента соответствует электронная формула:

ns2np4 2) ns2np2 3) ns2np3 4) ns2np6

11 Общее число s-электронов в атоме кальция равно

1) 20 2) 40 3) 8 4) 6

12 Число спаренных p-электронов в атоме азота равно

1) 7 2) 14 3) 3 4) 4

13 Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно

1) 7 2) 14 3) 3 4) 4

14 Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно

1) 18 2) 6 3) 4 4) 8

15 Число протонов, нейтронов и электронов в атоме 94Be равно

1) 9, 4, 5 2) 4, 5, 4 3) 4, 4, 5 4) 9, 5, 9

16 Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 — соответствует атому, расположенному в(во)

1) 3-м периоде, IА группе 2) 2-м периоде, IVА группе
3) 3-м периоде, IVА группе 4) 3-м периоде, VА группе

17 Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома

1) 2, 8, 6 2) 2, 6, 4 3) 2, 8, 5 4) 2, 8, 2

18 Химический элемент с электронной конфигурацией 1s22s22p4 образует летучее водородное соединение, формула которого

1) ЭН 2) ЭН2 3) ЭН3 4) ЭН4

19 Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно

1) порядковому номеру элемента 2) номеру группы
3) числу нейтронов в ядре 4) номеру периода

20 Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду

1) He, Be, Ba 2) Mg, Si, O 3) C, Mg, Ca 4) Ba, Sr, B

21 Химический элемент, электронная формула которого 1s22s22p63s23p64s1, образует оксид состава

1) Li2O 2) MgO 3) K2O 4) Na2O

22 Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно

1) 2, 6 2) 3, 4 3) 3, 16 4) 3, 10

22 Электронная конфигурация ns2np4 соответствует атому

1) хлора 2) серы 3) магния 4) кремния

23 Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне

1) 2s 2) 2p 3) 3s 4) 3p

24 Атомы азота и фосфора имеют

1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов
3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя
4) одинаковое число электронов

25 Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и

1) калия 2) алюминия 3) бериллия 4) бора

26 Атомы углерода и фтора имеют

1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов
3) одинаковое число электронных слоёв 4) одинаковое число электронов

27 У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно

1) 1 3) 3 2) 2 4) 4

28 В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно

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

29 Одинаковое число электронных слоев, содержащих электроны, имеют атомы элементов

Al и S 2) N и Si 3) Li и Na 4) He и Ne

30 На приведённом рисунке изображена модель атома химического элемента

1) 2-го периода VA группы

2) 3-го периода VIIA группы

3) 3-го периода VA группы

4) 2-го периода VIIA группы

31 Химическому элементу 2-го периода VIA-группы соответствует схема распределения электронов

1) Рис. 1 2) Рис. 2 3) Рис. 3 4) Рис. 4

32 На приведенном рисунке изображена модель атома

1) магния 2) кальция 3) лития 4) калия

33 Химический элемент, в атомах которого распределение электронов по слоям: 2, 8, 4, образует водородное соединение:

Ch5 2) Nh4 3) Sih5 4) h3S

34 В атоме элемента один энергетический уровень заполнен электронами, а на втором находятся 6 электронов. Какой это элемент?

1) гелий 2) углерод 3) кислород 4) неон

35 Заряд ядра атома химического элемента, расположенного в 3-м периоде, IIA группе равен

1) +12 2) +2 3) +10 4) +8

36 Сколько электронов находится во внешнем электронном слое атома, в ядре которого 6 протонов?

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

Кислород энергетические уровни — Справочник химика 21

Элементы главной подгруппы VI группы — кислород, сера, селен, теллур и полоний — называются халькогенами. Наружный энергетический уровень имеет конфигурацию ns np . Кислород в соединениях может проявлять только степень окисления —2 (кроме OF2), а остальные эле- [c.192]

Энергия ионизации молекул. В прямой зависимости от характера распределения электронов по связывающим и разрыхляющим молекулярным орбиталям находится также значение энергии ионизации молекул. Как мы видели, в двухатомной молекуле связывающие электроны лежат глубже, чем в атоме, а разрыхляющие — наоборот. Таким образом, энергия ионизации молекулы, верхний занятый энергетический уровень которой является связывающим, выше, чем таковая свободного атома. Например, энергия ионизации молекулы N2 (15,58 эВ) больше энергии ионизации атома азота (14,53 эВ). Если же верхний занятый уровень молекулы является разрыхляющим, то энергия ионизации молекулы меньше, чем атома. Так, энергия ионизации молекулы О 2 (12,08 эВ) меньше энергии ионизации атома кислорода (13,62 эВ).

[c.56]

По электронному строению молекула S2 подобна молекуле О2. Магнитные свойства последней указывают на наличие в ней двух неспаренных электронов. При четном числе внешних электронов в атоме кислорода (6) это возможно лишь для связи простой ( O—O ) или тройной ( O=O ). Так как длина простой связи О—О составляет около 1,50 А, а в молекуле О2 она равна 1,21 А, связь должна быть тройной. Возникновение структуры 0=0 связано с затратой энергии для перевода неспаренных электронов на более высокий энергетический уровень (3s) и преодоления их взаимного отталкивания (из-за параллельности спинов). Однако такая затрата перекрывается энергией образования тройной связи. Как следует из спектральных данных, переход от приведенной выше к обычно принимаемой для молекулы кислорода электронной структуре 0=0 требует затраты 22 ккал/моль. Эта структура является, следовательно, не основной для молекулы кислорода, а возбужденной (с энергией диссоциации 97 ккал/моль).
[c.322]

В кислой форме и-нитрофенола на атоме кислорода уже нет отрицательного заряда. Неподеленные электронные пары кислорода гораздо труднее вовлекаются в делокализацию поэтому энергетический уровень первого возбужденного электронного состояния оказывается выше, чем у основной формы. Поглощение света имеет максимум при 320 нм, который приходится на начало ультрафиолетовой области, и вследствие этого соединение имеет бледную желто-зеленую окраску. Фенолфталеин, бесцветный в кислой среде и розовый в основной среде, имеет более сложную молекулу, которая в зависимости от кислотности среды изменяется подобным же образом. [c.307]

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов, кратность связи в молекуле кислорода равна двум, так как на его связывающих орбиталях находится восемь, а на разрыхляющих — всего четыре электрона внешнего электронного слоя. Спаривание электронов, т. е. попадание двух электронов на одну орбиталь, отнюдь не является причиной образования связи — оно лишь следствие стремления электронов занять максимальное число мест на связывающих орбиталях. В случае молекул О2 и Са в соответствии с правилом Хунда наличие двух неспаренных электронов на двух эквивалентных орбиталях энергетически более выгодно, чем наличие двух спаренных электронов на одной из этих орбиталей. Так как самый высокий по энергии заполненный энергетический уровень в О г соответствует разрыхляющей орбитали, то удаление одного электрона приводит к увеличению кратности связи, она становится равной 2,5. Связь в ионе несколько прочнее, чем в молекуле О 2. Наоборот, связь в ионе О2 слабее, чем в О2, так как при образовании такой частицы еще один электрон вынужден занять разрыхляющую орбиталь 2ру,г-

[c.64]

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов, кратность связи в молекуле кислорода равна двум, так как на его связывающих орбиталях находится восемь, а на разрыхляющих — всего четыре электрона внешнего электронного слоя. Спаривание электронов, т. е. попадание двух электронов на одну орбиталь, отнюдь не является причиной образования связи — оно лишь следствие того, что электроны занимают максимальное число мест на связывающих орбиталях. В случае молекул О2 и С2 в соответствии с правилом Хунда наличие двух неспаренных электронов на двух эквивалентных орбиталях соответствует более низкой энергии, чем при наличии двух спаренных электронов на одной из этих орбиталей (т. е. такое состояние энергетически более выгодно). Так как самый высокий по энергии заполненный энергетический уровень в молекуле

[c.71]

Следует подчеркнуть, что последовательность расположения переносчиков такова, что значения потенциала ставновятся все более положительными. Каждый предыдущий, более восстановленный переносчик, находится в более высокоэнергетическом состоянии, чем каждый последующий. Другими словами, электроны переходят на все более низкий энергетический уровень. Компоненты дыхательной цепи расположены во внутренней митохондриальной мембране в виде высокоупорядоченных надмолекулярных ансамблей. Показано, что перенос электронов от НАДН к ФМН (1-й участок), от цит.Ь к ЦИТ.С) (2-й участок) и от цит. а, к О2 (3-й участок) сопряжены с фосфорилированием АДФ, т.е. происходит образование АТФ. Данные три участка называют участками окислительного фосфорилирования. Выяснено, что перенос пары электронов от НАДН к О2 сопровождается синтезом трех молекул АТФ. Это было показано отношением Р/О, т.е. числом молей Р, превращаемых на 1 грамм-атом израсходованного кислорода.

[c.86]

В большинстве соединений кислород как сильно электроотрицательный элемент обладает степенью окисления (—П), он оттягивает иа себя обе общие пары электронов и, следовательно, приобретает на свой внешний энергетический уровень два лишних электрона»(а всего 8е вместо 6е в нейтральном атоме). Однако в ОР] степень окисления кислорода иная, а именно, равна (+П). В простых веществах (На, Рз, N2) данный элемент имеет степень окисления, равную нулю.
[c.158]

Поглощение обусловлено переходом неспаренных электронов атома кислорода на более высокий энергетический уровень (у ацетона Ямакс= 187 и 280 нм). [c.256]

Энергетический уровень озона лежит сразу над уровнем двухатомных молекул. В связи с этим становится до известной степени понятным и тот факт, что озон окисляет различные вещества легче, чем обычный кислород. В значительной мере реакционная способность озона зависит также от того, что энергии активации его реакций обычно невелики. [c.73]

Ультрафиолетовый спектр ацетона приведен на рис. 2-9 . Слабое поглощение с пиком (т. е. с при 2800 А является результатом перехода одного из неподеленных электронов кислорода на более высокий энергетический уровень. Он называется переходом (часто УУ- Л), где п означает, что возбуждаемый электрон является одним из неподеленных п-электронов кислорода, и л

[c.54]

Почему цепная реакция окисления сульфита кислородом индуцирует окисление арсенита Очевидно, арсенит-ион, получая удар от какой-нибудь частицы в ходе цепной реакции сульфид — кислород, становится активным и в таком виде легко окисляется. Цепной процесс повышает энергетический уровень арсенит-понов. [c.193]

Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т. е. в состояние 3 . Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице — для фтора.

[c.125]

Сродство молекулы кислорода к электрону равно —1 эв, а энергия адсорбции равна 1 -i- 1,5 эе. В спектрах ЭПР облученного цеолита NaY и силикагелей с большой поверхностью S = 600 м г) после адсорбции кислорода наблюдается сигнал от ионов Oi, следовательно, в этих сорбентах энергетический уровень электронов в ловушках расположен ниже дна зоны проводимости на 1,5—2 эв. В щелочных и щелочноземельных катионных формах цеолитов типа А этот эффект не наблюдается, т. е. уровни электронов в ловушках этих цеолитов, а также в ловушках силикагелей с малой поверхностью расположены ниже, чем в NaY. [c.418]

Все 2р-орбитали оказываются занятыми одиночными электронами уже в атоме азота, поэтому в кислороде восьмой электрон помещается на занятую одиночным электроном 2р-орбиталь, образуя пару электронов с противоположными спинами. Седьмой электрон фтора помещается на вторую 2р-орбиталь, восьмой электрон неона— на третью 2р-орбиталь. В атоме неона вое 2р-орбитали насыщены, поэтому одиннадцатый электрон атома натрия начинает застраивать третий энергетический уровень и помещается на 35-орбиталь. Двенадцатый электрон магния поступает на 35-орбиталь, образуя пару электронов с противоположными спинами. Тринадцатый электрон алюминия поступает на первую свободную Зр-орби-таль и т. д.

[c.44]

Молекулы органических соединений могут содержать гетероатомы с неподеленными (не участвующими в связях) -электронами (атомы азота, кислорода, серы, галогенов и др.). Неподеленные электроны этих атомов возбуждаются квантами энергии фотонов ультрафиолетовой части спектра и переходят па более высокий энергетический уровень. Само по себе это возбуждение не представляет интереса для цветности органических соединений. Однако заместители, обладающие неподеленными парами электронов, оказывают на молекулу с сопряженными двойными связями поляризующее действие, вызывая постоянное, не зависящее от действия света, смещение я-электронов.

[c.29]

Напротив, при растворении в кристалле MgO металлической примеси с одним валентным электроном, например Li, его валентный электрон заполняет только один энергетический уровень в валентной зоне кислорода, а второй остается свободным. Если в кристалле отсутствуют какие-либо дополнительные атомные дефекты, которые могли бы привести к заполнению незанятого уровня, последний на общем фоне представляет собой электронную дырку в валентной зоне. Ион же лития, отдавший в валентную зону кислорода один электрон, находится в виде однократно заряженного положительного иона и на фоне двукратно заряженных ионов магния проявляет себя как дефект замещения Li Mg с отрицательным эффективным зарядом. [c.36]

Электронновозбужденные реагенты и продукты в основных состояниях, в процессах этого типа легче интерпретировать дальнейшие реакции продуктов. 1Иы рассмотрим лишь несколько реакций, в которых проявляются некоторые особенности атомов кислорода. Энергетический уровень состояния О D) расположен на 45 ккал1моль выше уровня основного триплетного состояния. Атомы 0( /)) должны реагировать [57, Ь] с этиленом, образуя колебательно-возбужденный продукт, находящийся в основном электронном состоянии, поскольку избыток энергии реакции (-—129 ккал1молъ) заметно меньше разности уровней основного и первого возбужденного синглетного состояния окиси этилена (167 ккал1молъ) [61]. Последующие реакции окиси этилена можно рассматривать поэтому как адиабатические процессы.

[c.75]

Сущность каталитического действия Н+ в рассмотренных реакциях заключается в том, что электрофильный реагент Н+ имеет свободную (незанятую) орбиталь и избыточный положительный заряд. Свободный энергетический уровень Н+ может взаимодействовать с энергетическими уровнями несвязывающих орбиталей, а также с верхними заполненными молекулярными орбиталями кислорода. На свободную орбиталь Н+ смещается электронный заряд с несвязывающей или верхней заполненной орбитали кислорода. В результате возникает связь донорно-акцепторного типа между протоном и атомами кислорода. Распределение электронной плотности в молекуле изменяется. За счет понижения электронной плотности на связях — прочность их понижается, молекула поляризуется. [c.625]

Работа галиевого детектора основывается на эффекте Пеннинга. В камере находится источник р-излучения. Электроны атома гелия (газа-носителя) в результате столкновения с р-частицами переходят на более высокий энергетический уровень. Энергия возбуждения больше энергии ионизации молекул примеси, поэтому при столкновении возбуждаемых атомов гелия с этими молекулами происходит их ионизация. Величина ионизационного тока характеризует количество примесей. Важной особенностью гелиевого детектора, является то, что он позволяет определять такие примеси постоянных газов, как азот, кислород, водород и т. п. Чувствительность гелиевого детектора достигает объемной концентрации 10″ %. [c.402]

Согласно этой теории, окисление тех соединений, которых структура и наличие определенных функциональных групп делает способными к окислению их свободным кислородом, протекает через стадию промежуточного образования нестойких и очень реакционноспособных перекисей с активным кислородом. Такие перекиси для соединения А будем обозначать Л [Оа]. По Муре и Дюфрессу, такая первая ступень соединения А с молекулой кисло-рода образуется без потери энергии или падения потенциала, но часто с повышением потенциала. Обладая различными уровнями энергии, не все молекулы Л и О2 участвуют в образовании такой первичной перекиси, но только те немногие из них, которых энергетический уровень выше энергии активирования ( omplement ritique d energie). При этом первичная перекись образуется за счет энергии окружающей массы без передачи системе какой-либо внешней энергии. Молекулы первичной перекиси Л [Оа], если они не диссоциируют на составные части, в дальнейшем эволюционируют в направлении стойких форм, где кислород уже не имеет тех свойств, которые отличают первичные перекиси, где он переходит в неактивное состояние. [c.473]

Однако окислительно-восстановительный потенциал системы вода — молекулярный кислород равен +820 мВ, из чего следует, что электронная вакансия , возникающая, например, в молекуле бактериохлорофилла реакционного центра зеленых серобактерий при нециклическом транспорте электронов, не может быть заполнена электроном воды (фотоокисленная форма бактериохлорофилла реакционного центра зеленых серобактерий — пигмента П84о — имеет окислительно-восстановительный потенциал порядка +250 мВ). Чтобы использование электронов воды стало возможным, необходимо, во-первых, их оторвать от молекулы Н2О, термодинамически очень невыгодного донора электронов, и, во-вторых, поднять на более высокий энергетический уровень, позволяющий включаться в фотосистему, описанную выше. Природа решила эти проблемы путем создания дополнительной пигментной системы, обозначаемой как фотосистема П. [c.287]

Важно заметить, что электроны в этой реакции передаются от Н2О к НАДФ+, а в дыхательном процессе в митохондриях они передвигаются иначе от НАДН или НАДФ Н к кислороду, т.е. с потерей свободной энергии. Поскольку возникший в результате воздействия солнечного света поток электронов в хлоропластах направлен в фотосистемах вверх от Н2О к НАДФ+ нужна свободная энергия, иначе этот процесс невозможен. Вероятнее всего, эту энергию процесс получает при световом возбуждении молекулы хлорофилла, находящейся в тилакоидной мембране. Один из ее электронов переходит на более высокий энергетический уровень, возбуждается и затем вновь переходит на более низкий уровень (см. ранее), а энергия возбуждения высвобождается и далее участвует в процессе фотосинтеза. [c.197]

Если реакция вдет на поверхности твердого тела, то электроны твердого тела оказываются вовлеченными в каталитический процесс. При этом знаки заряда поверхности изменяются так, как будто электроны перешли от катализатора к адсорбату или наоборот. Однако понятие «электронный переход» в катализе имеет следующий смысл. Если, на полупроводнике р -тгпа адсорбируется акцепторная молекула (кислород, например), то она образует в запрещенной 8.0Н8 свой локальный энергетический уровень, на котором тона-лизуется электрон (рис.90). Тогда на освободившийся уровень пе реходит электрон из заполненной зоны и увеличивается количество дырок в валентной зоне. Формально это выглядит так, как если бы электрон перешел к 02 0 е — 0 +0. [c.279]

Тот факт, что кислород и в гомеополярных соединениях никогда не проявляет валец,тности больше двух, с точки зрения теории атомной связи объясняется следуюпщм образом в атоме кислорода имеется шесть внешних электронов, находяш ихся на энергетическом уровне с главным квантовым числом п = 2. Согласно принципу Паули (см. стр. 145 и сл.), на таком уровне может находиться максимум восемь электронов. Так как обычно каждая гомеополярная связь образуется парой электронов, для которой каждый из связанных атомов представляет один электрон, то при образовании двух главных валентностей число внешних электронов атома кислорода доходит до восьми, т. е. до максимально возможного числа. Чтобы образовалось более двух валентных связей, по крайней мере один электрон должен подняться с уровня с главным квантовым числом 2 на уровень с главным квантовым числом 3. Как следует из спектральных термов кислорода, для этого надо затратить очень большую энергию, а именно около 210 ккал г-атом. В атомах аналогов кислорода, наоборот, ни одному электрону не надо подниматься на уровень с большим главным квантовым числом, чтобы стало возможным образование более двух гомеополярных главных валентных связей, так как в силу большего значения главного квантового числа внешние энергетические уровни этих атомов могут содержать больше восьми электронов. Впрочем, и в атомах гомологов кислорода, чтобы они проявили валентность больше двух, электроны должны быть подняты на более высокий энергетический уровень, но не с большим главным [c.737]

То, что фтор никогда также не обладает в гомеополярных соединениях большей валентностью, чем, единица, объясняется теорией Гейтлера — Лондона, так же как максимальная двухвалентность кислорода следует из принципа Паули. Напротив, аналоги фтора, также как аналоги кислорода, могут проявлять в гомеополярных соединениях более высокие валентности, так как вследствие более высоких главных квантовых чисел их внешних электронов на впепшей оболочке их атомов могут располагаться более чем 8 электронов. Правда, при этом часть внешних электронов должна перейти на энергетический уровень с более высоким орбитальным квантовым числом ( -уровень). Следовательно, соединения, в которых галогены проявляют более высокую валентность, чем единица, производятся не из основного состояния атома, а из возбужденных состояний. Основное состояние атома соответствует у всех галогенов дублетному терму ( Ps/j), т. е. в основном состоянии все электроны, кроме одного, спарены. [c.828]

Фонер с сотрудниками [12] изучали парамагнитный резонана кислорода в клатратном соединении р-гидрохинона при низких температурах. Помимо подтверждения выводов, полученных из исследований магнитной восприимчивости (см, раздел III, А) относительно высоты энергетического барьера молекулярного враш ения,. их результаты содержали также некоторую информацию о взаимодействии молекул, расположенных в различных полостях. Следует напомнить, что основной энергетический уровень молекулы кислорода в клатратном соединении расщепляется при взаимодействии спина с осью молекулы. Величина этого расщепления (— 4° К) такова, что для получения парамагнитного спектра поглощения необходимо применять относительно мощные поля и высокие частоты. [c.581]

Между веществами N3 и СО имеется много общего, что является результатом аналогии в построении их молекул. Так, значения энергии диссоциации у них близки (см. таблицу), наблюдается также сходство в некоторых химических свойствах, в структуре спектров. Однако здесь имеются и существенные различия. Так, N3 — молекула гомонуклеарная, электронофильность слагающих ее атомов N и N одинакова, а СО — молекула гетеронуклеарная. Электронофильность атомов С и О различна. Так, энергия ионизации у атома С составляет П,26, а у атома О 13,61 эВ. Это связано с тем, что внешний энергетический уровень у атома О значительно ближе к завершению, чем у атома С, электронная конфигурация 2р , заключающаяся в оболочке атома кислорода, прочнее, чем конфигурация 2р у атома углерода. В связи с этим 25- и 2р-орбитали атома О расположены на более низком энергетическом уровне, чем аналогичные орбитали атома С. Это и отображено на рисунке 5-26. [c.117]

Наименьшая энергия, которой может обладать поглощаемый формальдегидом свет, соответствует переходу 1 на рис. 23.4. При этом происходит перенос электрона с несвязывающей р-орбитали кислорода на свободную разрыхляющую я-орбиталь связи кислород — углерод. Этот переход называют п)-переходом. Он происходит при 2700 А и обладает небольшой интенсивностью из-за различной симметрии участвующих в нем орбиталей. Остальные переходы, наблюдаемые в ультрафиолетовом спектре поглощения формальдегида, также понятны из рассмотрения рис. 23.4 о-[c.245]

Самым замечательным свойством АТФ является то, что фосфорные кислоты в ней соединяются друг с другом связями, характеризующимися значительно большими запасами энергии, чем обычная, например эфирная связь, когда фосфорная кислота соединена с углеродом через кислород. Эти связи носят название макро-эргических и обозначаются значком —. В АТФ имеются две макроэргические связи. При взаимодействии АТФ с аминокислотой от нее отщепляется так называемый пирофосфат, т. е. короткая цепочка из двух молекул фосфорной кислоты, а остаток АТФ через фосфатную группу соединяется с карбоксильной группой аминокислоты. При таком соединении весь запас энергии, который находился в связи между первой и второй фосфатной группами, переходит на аминокислоту и последняя становится более активной и реакционноспособной, переходит, как говорят, на более высокий энергетический уровень. В этом взаимодействии АТФ [c.80]

Первое возбужденное состояние, которое связано с поглощением приблизительно при 290 ммк, имеет электронную конфигурацию о2я2у я 25 . Один из электронов неподеленной пары, находящихся на несвязывающей ру-орбите атома кислорода, переходит на более высокий энергетический уровень — разрыхляющую я -орбиту, которая принадлежит одновременно атомам углерода и кислорода карбонильного хромофора следовательно, этот электрон в первом возбужденном состоянии занимает больший объем в молекуле, чем тот объем, который он занимал на ру-орбите атома кислорода. Напомним, что орбиты я и я соответствуют двум молекулярным орбитам, которые получаются путем линейной комбинации орбит р С и РхО. я-Орбита является связывающей, ее энергия меньше энергии я -орбнты. [c.110]

Преднаружный энергетический уровень атома кислорода в отличие от остальных элементов группы содержит всего два электрона. Такая особенность в строении атома кислорода, несомненно, обусловливает некоторые особенности в его свойствах. Распределение электронов наружного уровня в атомах халькогенов представлено схемой [c.102]

Нарушение последовательности заполнения электронных оболочек связано с тем, что энергетический уровень, определяемый более высоким главцым квантовым числом, но меньшим орбитальным, оказывается более выгодным, чем предыдущий незаполненный уровень. Наличие у всех трех элементов незаполненных орбит во многом предопределяет их химическое поведение помимо связей с участием валентных 5- и -электронов, они способны образовывать донорно-акцепторные связи. Такая способность, наиболее ярко выраженная у титана, проявляется в соединениях с рядом элементов, в том числе с кислородом, который может быть донором двух неподеленных пар электронов. Этим объясняется образование радикалов титанила, цирконила и гафнила, а также различных продуктов присоединения и полиядерных комплексов, в которых титан имеет координационное число до 6, а цирконий и гафний — до 8. [c.179]

Заряд ионов железа может изменяться ион Fe +, теряя электрон, переходит в ион Ре +, а ион Р +, получая электрон, снова превращается в ион Ре2+. Таким образом эти ионы могут переносить электроны. Однако в действительности поток электронов по цитрохромам течет лишь в одном направлении от донора электронов к их акцептору — кислороду. Это происходит потому, что энергетический уровень электрона в исходном веществе выше, чем в конечном (в воде), и движение электрона по цепи цито-хрсмов сопровождается выделением энергии. [c.91]

Периодичность изменения свойств атомов — урок. Химия, 8–9 класс.

Основные характеристики атомов химических элементов:

заряд ядра;
число электронных слоёв;
число электронов на внешнем уровне;
радиус атома;
высшая валентность в соединениях с кислородом;
валентность в летучих водородных соединениях;
способность отдавать электроны;
способность принимать электроны.

Заряд ядра атома химического элемента равен порядковому номеру. Он последовательно возрастает от одного элемента к другому.

Число электронных слоёв равно номеру периода, к которому относится химический элемент.

Другие свойства изменяются периодически.

Число внешних электронов одинаково у элементов одной $A$ группы и совпадает с её номером. В периоде увеличивается от $1$ до $8$.

Высшие валентности химических элементов в соединениях с кислородом, как правило, совпадают с номером группы и в каждом периоде увеличиваются.

Валентности в соединениях с водородом (для неметаллов), наоборот, уменьшаются и равны разности $8$ $–$ № группы.

Радиусы атомов в каждом периоде уменьшаются, а в группе увеличиваются.

Химические свойства атомов обусловлены их способностью отдавать электроны или их принимать.

Способность атомов отдавать валентные электроны

Чем больше радиус атома, тем слабее удерживаются его внешние электроны. Поэтому способность отдавать электроны усиливается в группах сверху вниз.

В малых периодах с увеличением зарядов ядер радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается. Они всё сильнее притягиваются к ядру и труднее отрываются от атома.

Легче всего отрываются электроны от атомов щелочного металла франция.

Схематически усиление способности отдавать электроны можно изобразить так:

⇓Fr⇐

Способность атомов притягивать электроны

У элементов одной группы эта способность снижается с увеличением числа электронных слоёв.

В периоде с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается, число валентных электронов и их притяжение к ядру растёт, и атомам всё легче присоединять дополнительные электроны на внешний уровень.

Наиболее активно принимают электроны атомы галогена фтора.

Изменение способности принимать электроны показывает схема:

⇒F⇑

Отличаются от других элементов по свойствам инертные газы (элементы VIIIA группы). Их атомы имеют заполненные внешние энергетические уровни и поэтому не отдают и не принимают электроны.

Подведём итоги.

Закономерности изменения свойств атомов

Свойство	В периоде	В группе
Заряд ядра	увеличивается	увеличивается
Радиус атома	уменьшается	увеличивается
Способность отдавать электроны	уменьшается	увеличивается
Число валентных электронов	увеличивается	не изменяется
Способность принимать электроны	увеличивается	уменьшается
Высшая валентность в оксидах и гидроксидах	увеличивается	не изменяется
Валентность в летучих водородных соединениях	уменьшается	не изменяется

Microsoft Word — 90_2012 Лекции ПРАВКА

%PDF-1.6 % 1 0 obj > endobj 6 0 obj >> endobj 2 0 obj > stream Acrobat Distiller 7.0 (Windows)2014-06-10T16:30:05+02:00PScript5.dll Version 5.2.22015-05-19T10:52:40+02:002015-05-19T10:52:40+02:00application/pdf

Admin

Microsoft Word — 90_2012 Лекции ПРАВКА

uuid:bfc30b71-db9a-478e-a79e-e72032db6d16uuid:7d5bf33d-af69-4af2-8a35-54648dd9cf1f endstream endobj 3 0 obj > endobj 4 0 obj > endobj 5 0 obj > endobj 7 0 obj >> endobj 8 0 obj >> endobj 9 0 obj > endobj 10 0 obj > endobj 11 0 obj > endobj 12 0 obj > endobj 13 0 obj >> endobj 14 0 obj > endobj 15 0 obj >> endobj 16 0 obj > endobj 17 0 obj > endobj 18 0 obj > endobj 19 0 obj > endobj 20 0 obj > endobj 21 0 obj > endobj 22 0 obj > endobj 23 0 obj > endobj 24 0 obj > endobj 25 0 obj > endobj 26 0 obj > endobj 27 0 obj > endobj 28 0 obj > endobj 29 0 obj > endobj 30 0 obj > endobj 31 0 obj >> endobj 32 0 obj > endobj 33 0 obj >> endobj 34 0 obj > endobj 35 0 obj > endobj 36 0 obj > endobj 37 0 obj > endobj 38 0 obj > endobj 39 0 obj > endobj 40 0 obj > endobj 41 0 obj > endobj 42 0 obj > endobj 43 0 obj > endobj 44 0 obj > endobj 45 0 obj > endobj 46 0 obj > endobj 47 0 obj > endobj 48 0 obj > endobj 49 0 obj > endobj 50 0 obj > endobj 51 0 obj > endobj 52 0 obj > endobj 53 0 obj > endobj 54 0 obj > endobj 55 0 obj > endobj 56 0 obj > endobj 57 0 obj > /ExtGState > /Font > /ProcSet [/PDF /Text /ImageC /ImageI /ImageB] /XObject > >> /Rotate 0 /Type /Page >> endobj 58 0 obj > endobj 59 0 obj > endobj 60 0 obj > endobj 61 0 obj > endobj 62 0 obj > endobj 63 0 obj > endobj 64 0 obj > endobj 65 0 obj > endobj 66 0 obj > endobj 67 0 obj > endobj 68 0 obj > endobj 69 0 obj > endobj 70 0 obj > endobj 71 0 obj > endobj 72 0 obj > endobj 73 0 obj > endobj 74 0 obj > endobj 75 0 obj > endobj 76 0 obj > endobj 77 0 obj > endobj 78 0 obj > endobj 79 0 obj > endobj 80 0 obj > endobj 81 0 obj > endobj 82 0 obj > endobj 83 0 obj > endobj 84 0 obj > endobj 85 0 obj > endobj 86 0 obj > endobj 87 0 obj > endobj 88 0 obj > endobj 89 0 obj > endobj 90 0 obj > endobj 91 0 obj > endobj 92 0 obj > endobj 93 0 obj > endobj 94 0 obj > endobj 95 0 obj > endobj 96 0 obj > endobj 97 0 obj > endobj 98 0 obj > endobj 99 0 obj > endobj 100 0 obj > endobj 101 0 obj > endobj 102 0 obj > endobj 103 0 obj > endobj 104 0 obj > endobj 105 0 obj > endobj 106 0 obj > endobj 107 0 obj > endobj 108 0 obj > endobj 109 0 obj > endobj 110 0 obj > endobj 111 0 obj > endobj 112 0 obj > endobj 113 0 obj > endobj 114 0 obj > endobj 115 0 obj > endobj 116 0 obj > endobj 117 0 obj > endobj 118 0 obj > endobj 119 0 obj > endobj 120 0 obj > endobj 121 0 obj > endobj 122 0 obj > endobj 123 0 obj > endobj 124 0 obj > endobj 125 0 obj > endobj 126 0 obj > endobj 127 0 obj > endobj 128 0 obj > endobj 129 0 obj > endobj 130 0 obj > endobj 131 0 obj > endobj 132 0 obj > endobj 133 0 obj > stream HWn#7W(a»Kqx0@2fA=`CtOqm6),Yd^=n6A8ټ\fe8GflFk~|8a%FQƄq d (:5Rn +[&×3 zRT_ZRͧ-IV6D» k{ -j6|߮9y[vk8lD62k

Контрольное тестирование для входного мониторинга 11 класс

Входной контроль 11 класс

Вариант 1.

1. Число электронных слоев и число электронов на внешнем электронном слое атомов брома соответственно равны:

1) 7 и 4; 2) 4 и 7; 3) 35 и 7; 4) 4 и 35.

2. Электронная конфигурация атома железа:

1) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶ ;2) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²4p ² ; 3) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸ ;

4) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² .

3. Заряд ядра +8 имеют атомы химического элемента:

1) азота; 2) кислорода; 3) серы ; 4) хлора

4. Верны ли следующие суждения о закономерностях изменения свойств атомов в периодической системе Д. И. Менделеева?

А. Радиус атомов в периоде с увеличением заряда ядра атома увеличивается. Б. Радиус атомов в главной подгруппе с уменьшением заряда ядра атома увеличивается.

1) Верно только А; 2) верны оба суждения; 3) верно только Б; 4) оба суждения неверны.

5. Номер периода элемента в периодической системе соответствует
1) заряду ядра атома этого элемента
2) числу электронов на валентной оболочке атома этого элемента
3) числу электронных уровней атома этого элемента
4) среднему значению массовых чисел изотопов этого элемента

6. Элементу, электронная формула атома которого ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s² соответствует высший оксид, формула которого: 1) Вг₂О₇; 2) MnО₂; 3) MnO;

4) Mn₂О₇.

7. Наибольшую электроотрицательность имеет:

1) фосфор; 2) хлор; 3) кремний; 4) сера.

8. В ряду химических элементов фтор → хлор → бром:

1) усиливаются неметаллические свойства; 2) увеличивается радиус атома;

3) увеличивается степень окисления в летучих водородных соединениях;

4) увеличивается электроотрицательность.

9. Ряд химических элементов, в котором неметаллические свойства усиливаются: 1) фтор → бром → иод; 2) кремний → фосфор → хлор; 3) кислород → сера → селен

10. Вещества только с ионной связью приведены в ряду:

1) F₂, ССl₄, КС1

2) NaBr, Na₂O, KI

3) SO₂. P₄ , CaF₂

4) H₂S, Br₂, K₂S

11. Вещества молекулярного строения характеризуются

1) высокой температурой плавления; 2) низкой температурой плавления;

3) твердостью; 4) электропроводностью.

12. Химический элемент, в атоме которого электроны по слоям распределены так: 2, 8, 1 образует с водородом химическую связь

1) ковалентную полярную; 2) ковалентную неполярную ; 3) ионную ;

4) металлическую

13. Два газообразных вещества с ковалентной неполярной связью образовали соединение с ковалентной полярной химической связью. Определите формулу полученного вещества: 1) СO₂ ; 2) СH₄ ; 3) СO ; 4) H₂O

14. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления атома хлора в нём.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

A) Ca(OCl)₂

Б) KClO₃

B) HClO₂

Г) FeCl₃

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ХЛОРА

1) +1

2) +3

3) -1

4) +5

15. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления серы в ней.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ

А) 1) от -2 до +4

Б) 2) от -2 до 0

В) 3) от 0 до -2

Г) 4) от +6 до +4

5) от +4 до +6

6) от +4 до 0

16. Массовая доля фосфора в фосфате магния равна

1) 23,7%

2) 34,5%

3) 45,2%

4) 55,8%

Входной контроль 11 класс

Вариант 2.

1. Число электронных слоев и число электронов на внешнем электронном слое атомов марганца соответственно равны: 1) 4 и 7; 2) 4 и 2; 3) 7 и 4;

4) 4 и 5.

2. Электронная конфигурация атома ванадия: 1) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵ ;

2) ls²2s²2 p⁶3s²3p⁶3d³4s² ; 3) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s¹ ; 4) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²4p ³

3. Заряд ядра +13 имеют атомы химического элемента:

1) серы ; 2) кислорода ; 3)алюминия ; 4) хлора

А. Радиус атома серы больше радиуса атома кислорода.

Б. Радиус атома фосфора меньше радиуса атома серы.

1) верно только А; 2) верны оба суждения; 3) верно только Б;

4) оба суждения неверны.

5. Номер группы элемента в периодической системе соответствует
1) заряду ядра атома этого элемента
2) числу электронов на валентной оболочке атома этого элемента
3) числу электронных уровней атома этого элемента
4) среднему значению массовых чисел изотопов этого элемента

6. Наименьшую электроотрицательность имеет:

1) фтор; 3) бром; 2) хлор; 4) иод.

7. В ряду химических элементов барий → кальций → магний:

1) увеличивается радиус атома; 2) усиливаются металлические свойства;

3) уменьшается радиус атома; 4) увеличивается степень окисления в высших оксидах.

8. Ряд химических элементов, в котором металлические свойства ослабевают: 1) литий → бериллий → бор; 2) натрий → магний → алюминий;

3) углерод → кремний → германий

9. Элементу, электронная формула атома которого ls²2s²2p⁶3s²3p⁴ , соответствует высший оксид, формула которого: 1) SО₂; 2) SO₃; 3) SeO₂;

4) CrО₃.

10. В каком ряду все вещества имеют ковалентную полярную связь?

1) HCl, NaCl, Cl₂

2) O₂, H₂O, CO₂

3) H₂O.NH₃.CH₄

4) NaB, HBr, CO

11. Молекулярную кристаллическую решетку имеет соединение:

1) сероводород; 2) хлорид натрия; 3) кварц; 4) медь.

12. Химический элемент, в атоме которого электроны по слоям распределены так: 2, 8, 2 образует с кислородом химическую связь

1)ковалентную полярную ; 2) ковалентную неполярную ; 3) ионную

4) металлическую

14. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления атома азота в нём.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

A) NH₄Cl 1) -3

Б) HNO₃ 2) +3

B) NH₄NO₃ 3) +5

Г) N₂O₃ 4) -3, +5

15. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления элемента в ней.

Схема изменения степени окисления

А) Fe⁺³ → Fe⁺²

Б) S⁻² → S⁺⁴

В) Fe⁺³ → Fe⁰

Г) S⁺⁴ → S⁺⁶

Уравнение реакции

1) 2Al + Fe₂O₃ = 2Fe +Аl₂O₃

2) SO₂ + I₂ + 2Н₂O = H₂SO₄ + 2HI

3) SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

4) 2HI + 2FeCl₃ = I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

5) 2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

6) 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

16. Массовая доля кислорода в сульфате железа (III) равна

1) 12,2%

2) 20,5%

3) 40,8%

4) 48,0%

Входной контроль 11 класс Вариант 3.

1. Число электронных слоев и число d-электронов в атоме германия соответственно равны: 1) 4 и 10; 2) 4 и 4; 3) 4 и 2; 4) 4 и 0.

2.Электронная конфигурация внешнего электронного слоя …4s²4p³ соответствует атому: 1) мышьяка; 2) фосфора; 3) ванадия; 4) сурьмы

3. Заряд ядра +17 имеют атомы химического элемента:

1) серы ; 2) кислорода; 3)алюминия; 4) хлора

А. Электроотрицательность атомов в периоде с уменьшением заряда ядра атома увеличивается. Б. Электроотрицательность атомов в главной подгруппе с увеличением заряда ядра атома увеличивается.

1)Верно только А; 2) верны оба суждения; 3) верно только Б; 4) оба суждения неверны.

5. Наименьший радиус имеет атом: 1) фосфора; 3) мышьяка; 2) азота; 4) сурьмы.

6. Номер периода элемента в периодической системе соответствует
1) заряду ядра атома этого элемента
2) числу электронов на валентной оболочке атома этого элемента
3) числу электронных уровней атома этого элемента
4) среднему значению массовых чисел изотопов этого элемента

7. В ряду химических элементов кремний → алюминий → магний: 1)увеличивается степень окисления в высших оксидах и увеличивается радиус атома; 2)уменьшается радиус атома и ослабевают металлические свойства; 3)увеличивается радиус атома и усиливаются металлические свойства; 4)увеличивается электроотрицательность и уменьшается степень окисления в высших оксидах.

8. Ряд химических элементов, в котором металлические свойства ослабевают:

1) германий → олово → свинец; 2) алюминий → магний → натрий; 3) литий → бериллий → бор

9. Химический элемент, в атоме которого электроны по слоям распределены так:

2, 8, 5 образует с магнием химическую связь : 1)ковалентную полярную ;

2) ковалентную неполярную; 3) ионную; 4) металлическую

10. Элементу, электронная формула внешнего электронного слоя атома которого …3s²3p², соответствует водородное соединение, формула которого: 1) РН₃; 2) СН₄; 3) SiH₄; 4) HI.

11. Ковалентная полярная связь характерна для каждого из двух веществ, формулы которых

1) KI и Н₂О

2) СО₂ и К₂О

3) H₂S и Na₂S

4) CО₂ и РС1₅

12. Вещества атомного строения характеризуются:

1) высокой температурой плавления ; 2) низкой температурой плавления

3) хрупкостью; 4) электропроводностью.

14. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления углерода в нем.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

А)

Б)

В)

Г)

1) -4

2) -2

3) 0

4) +2

5) +4

15. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления азота в ней.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

А)

Б)

В)

Г)

1) от –3 до +2

2) от –3 до 0

3) от 0 до –3

4) от +5 до +2

16. Массовая доля бария в нитрате бария равна

1) 12,9%

2) 20,2%

3) 52,5%

4) 68,8%

Входной контроль 11 класс

Вариант 4.

1. Число электронных слоев и число d-электронов в атоме никеля соответственно равны: 1) 8 и 4; 2) 4 и 2; 3) 4 и 7; 4) 4 и 8.

2.Электронная конфигурация ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s² соответствует атому:

1) скандия; 3) титана; 2) ванадия; 4) германия.

3.Верны ли следующие суждения о закономерностях изменения свойств атомов в периодической системе Д. И. Менделеева?

А. Электроотрицательность азота больше электроотрицательности фтора.

Б. Электроотрицательность хлора меньше электроотрицательности брома.

1)Верно только А; 2) верны оба суждения; 3)верно только Б; 4) оба суждения неверны.

4. Наибольший радиус имеет атом: 1) бора; 2) кислорода; 3) азота; 4) углерода.

6. Заряд ядра + 16 имеют атомы химического элемента:

1) неона; 2) кислорода; 3) серы ; 4) хлора

7. Элементу, электронная формула атома которого ls²2s²2p⁵ , соответствует водородное соединение, формула которого: 1) HF; 2) НС1; 3) СН₄; 4) NH₃

8. В ряду химических элементов азот → кислород → фтор: 1) уменьшается радиус атома и увеличивается электроотрицательность; 2) уменьшается радиус атома и ослабевают неметаллические свойства; 3)увеличивается радиус атома и усиливаются неметаллические свойства; 4) увеличивается радиус атома и ослабевает электроотрицательность,

9. Ряд химических элементов, в котором неметаллические свойства усиливаются: 1) фтор → бром → иод; 2) иод → бром → хлор 3) кислород → сера → селен; 4) бор → углерод → азот.

10. Ковалентные связи имеет каждое из веществ, указанных в ряду:

1) C₄H₁₀, NO₂, NaCl

2) СО, CuO, CH₃Cl

3) BaS, C₆H_6,H₂

4) C₆H₅NO₂, F₂, CC1₄

11. Вещества молекулярного строения характеризуются:

1)высокой температурой плавления; 2) низкой температурой плавления ;

3) твердостью ; 4) электропроводностью.

12. . Химический элемент, в атоме которого электроны по слоям распределены так: 2, 8, 2 образует с хлором химическую связь:

1)ковалентную полярную; 2) ковалентную неполярную ; 3) ионную;

4) металлическую

13. Два газообразных вещества с ковалентной неполярной связью образовали соединение с ковалентной полярной химической связью. Определите формулу полученного вещества:

1) СO₂ ; 2) СH₄ ; 3) NH₃;_{4) СO}

14. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота в нем.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

Б)

Г)

1) -3

2) -2

3) +2

4) +3

5) +4

6) +5

15. Установите соответствие между уравнениями реакций и изменением степени окисления азота.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

Б)

В)

Г)

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

1) от -3 до +2

2) от +4 до +5

3) от 0 до +2

4) от +3 до +2

5) от +2 до +4

16.23 атомами бериллия и ни один атом не будет обделен. Ибо у обоих химически элементов по две “ответные части”.

Если же предстоит соединить трехвалентный элемент с пятивалентным, надо взять пять моль первого элемента и три моль второго. Потому что у 5 моль трехвалентного элемента столько же “концов”, сколько у 3 моль пятивалентного. Нетрудно догадаться, да?

А как же узнать, сколько весит один моль того или иного вещества?

Да легко: 12 грамм углерода — это 1 моль (так решил Авогадро — должен же быть эталон). Что, по сути, означает: молярная масса углерода — 12 грамм на моль. Атом углерода имеет атомную массу 12 (смотрим ее в таблице Менделеева). Если вещество, например, вдвое тяжелее углерода, ясно, что один моль такого вещества (такое же количество атомов) будет весить ровно вдвое больше. Несложно догадаться, что любое вещество имеет молярную массу, равную его атомной массе. А атомная масса указана в таблице Менделеева.23 атомов.

Взвешиваем сколько нужно моль одного вещества и другого. Производим реакцию. Вся любовь.

Если же в реакции участвуют молекулы, суммируем массы всех атомов, входящих в состав молекулы. Например, вода — h3O. Смотрим таблицу Менделеева: водород весит 1 а.е.м. (атомная единица массы), кислород — 16.

В молекуле воды два атома водорода и один атом кислорода. Суммируем:

1 а.е.м первого атома водорода +1 а.е.м. второго атома водорода +16 а.е.м. атома кислорода =18 а.е.м.

Сие означает: один моль воды весит 18 грамм. И эти 18 грамм содержат столько же “структурных единиц”, сколько эталон — 12 грамм углерода. Просто? Пожалуй. Понятно, что верно и обратное утверждение:

сколько весит (в граммах) один моль любого вещества, столько нуклонов содержится суммарно в его молекулах.

А если вещество — газ? Его как взвесить?

Никак. В этом нет необходимости. Ибо 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 литра. Прикольно, да? Одинаковое количество молекул любого газа в одинаковых условиях занимает одинаковый объем. А что есть “нормальные условия”? 0 градусов по Цельсию и 1 атмосфера. Или один килограмм на квадратный сантиметр, если угодно.

Из вышеприведенного видно, что если испарить 18 грамм (1 моль) воды, она займет объем 22,4 литра.

Если мы хотим взорвать гремучий газ — смесь кислорода с водородом — нужно 22,4 литра кислорода смешать с 44,8 литра водорода. Надеть каску и поднести спичку. Смесь сгорит (точнее, взорвется) без остатка.

В цилиндры двигателя внутреннего сгорания засасывается воздух и впрыскивается топливо. Топливо сгорает, выделяется тепло и совершается работа — перемещается поршень. Если мы хотим ехать помедленнее, подаем в цилиндры меньше топлива — убираем ногу с педали акселератора (в народе — педаль газа). В этом случае части молекул кислорода не достается топливо и эти молекулы выходят из цилиндра не среагировав с ним — в виде того же кислорода.

Если же нам нужно ускориться — давим на педаль — впрыскиваем больше топлива. Когда мы давим педаль «в пол», уже каждая молекула кислорода находит себе молекулы топлива для реакции, а значит газ в цилиндре нагревается (а значит — и расширяется, давя на поршень) сильнее.

Но больше определенного количества топлива в цилиндр подавать нет смысла — для его сгорания просто не хватит кислорода в цилиндре. То есть, части молекул топлива не достанется молекул кислорода, не сгоревшая часть топлива вылетит в выхлопную трубу. И никакой прибавки мощности мы не получим. Если прибавка мощности таки нужна, требуется двигатель либо с большим объемом цилиндров (чтобы больше воздуха влезало), либо в цилиндры воздух придется подавать под давлением — с турбины или компрессора. Только в этом случае каждая молекула топлива найдет себе молекулу кислорода для окисления (сгорания).

В этом смысл молярных расчетов.

Вообще, смесь горючих газов с кислородом взрывается только при определенном диапазоне их соотношений. Если одного из газов слишком много или мало, взрыва не будет. Максимальная же мощность при взрыве выделяется при правильном соотношении газов, когда на каждую молекулу одного газа приходится молекула второго газа-реагента (если их валентность одинакова). Если же валентность разная, то при правильном соотношении их объемов с учетом валентности:

Статьи — Abitu.net

В кинематике существуют три способа аналитического описания движения материальной точки в пространстве. Рассмотрим их, ограничившись случаем движения материальной точки на плоскости, что позволит нам при выборе системы отсчёта задавать лишь две координатные оси.

1. Векторный способ.

В этом способе положение материальной точки `A` задаётся с помощью так называемого радиус-вектора `vecr`, который представляет собой вектор, проведённый из точки `O`, соответствующей началу отсчёта выбранной системы координат, в интересующую нас точку `A` (рис. 1). В процессе движения материальной точки её радиус-вектор может изменяться как по модулю, так и по направлению, являясь функцией времени `vecr=vecr(t)`.

Геометрическое место концов радиус-вектора `vecr(t)` называют траекторией точки `A`.

В известном смысле траектория движения представляет собой след (явный или воображаемый), который «оставляет за собой» точка `A` после прохождения той или иной области пространства. Понятно, что геометрическая форма траектории зависит от выбора системы отсчёта, относительно которой ведётся наблюдение за движением точки.

Пусть в процессе движения по некоторой траектории в выбранной системе отсчёта за промежуток времени `Delta t` тело (точка `A`) переместилось из начального положения `1` с радиус-вектором `vec r_1` в конечное положение `2` с радиус-вектором `vec r_2` (рис. 2). Приращение `Deltavec r` радиус-вектора тела в таком случае равно: `Deltavec r = vec r_2- vec r_1`.

Вектор `Deltavec r`, соединяющий начальное и конечное положения тела, называют перемещением тела.

Отношение `Delta vec r//Delta t` называют средней скоростью (средним вектором скорости) `vec v_»cp»` тела за время `Delta t`:

`vecv_»cp»=(Deltavecr)/(Delta t)` (1)

Вектор `vecv_»cp»` коллинеарен и сонаправлен с вектором `Deltavec r`, так как отличается от последнего лишь скалярным неотрицательным множителем `1//Delta t`.

Предложенное определение средней скорости справедливо для любых значений `Delta t`, кроме `Delta t=0`. Однако ничто не мешает брать промежуток времени `Delta t` сколь угодно малым, но отличным от нуля.
Для точного описания движения вводят понятие мгновенной скорости, то есть скорости в конкретный момент времени `t` или в конкретной точке траектории. С этой целью промежуток времени `Delta t` устремляют к нулю. Вместе с ним будет стремиться к нулю и перемещение `Delta vec r`. При этом отношение `Deltavec r//Delta t` стремится к определённому значению, не зависящему от `Delta t`.

Величина, к которой стремится отношение `Deltavec r//Delta t` при стремлении `Delta t` к нулю, называется мгновенной скоростью`vec v`:

`vec v =(Delta vec r)/(Delta t)` при `Delta t -> 0`.

Теперь заметим, что чем меньше `Delta t`, тем ближе направление `Deltavec r` к направлению касательной к траектории в данной точке. Следовательно, вектор мгновенной скорости направлен по касательной к траектории в данной точке в сторону движения тела.

В дальнейшем там, где это не повлечёт недоразумений, мы будем опускать прилагательное «мгновенная» и говорить просто о скорости `vec v` тела (материальной точки).

Движение тела принято характеризовать также ускорением, по которому судят об изменении скорости в процессе движения. Его определяют через отношение приращения вектора скорости `Delta vec v` тела к промежутку времени `Delta t`, в течение которого это приращение произошло.

Ускорением `veca` тела называется величина, к которой стремится отношение `Delta vec v//Delta t` при стремлении к нулю знаменателя `Delta t`:

`vec a =(Delta vec v)/(Delta t)` при `Delta t -> 0` (2)

При уменьшении `Delta t` ориентация вектора`Delta vec v` будет приближаться к определённому направлению, которое принимается за направление вектора ускорения `vec a`.2`).

2. Координатный способ.

В этом способе положение материальной точки `A` на плоскости в произвольный момент времени `t` определяется двумя координатами `x` и `y`, которые представляют собой проекции радиус-вектора $$ \overrightarrow{r}$$тела на оси `Ox` и `Oy` соответственно (рис. 3). При движении тела его координаты изменяются со временем, т. е. являются функциями `t`: $$ x=x\left(t\right)$$ и $$ y=y\left(t\right)$$. Если эти функции известны, то они определяют положение тела на плоскости в любой момент времени. В свою очередь, вектор скорости $$ \overrightarrow{v}$$ можно спроецировать на оси координат и определить таким образом скорости $$ {v}_{x}$$ и $$ {x}_{y}$$ изменения координат тела (рис. 4). В самом деле $$ {v}_{x}$$ и $$ {v}_{y}$$ будут равны значениям, к которым стремятся соответственно отношения `Delta x//Delta t` и `Delta y//Delta t` при стремлении к нулю промежутка времени `Delta t`.

Аналогично с помощью проецирования вектора $$ \overrightarrow{a}$$ определяются ускорения $$ {a}_{x}$$ и $$ {a}_{y}$$ тела по направлениям координатных осей.2)`, а его направление может быть задано углом между этим вектором и любой осью координат. Так, угол $$ \alpha $$ между вектором $$ \overrightarrow{v}$$ и осью `Ox` определяется отношением `»tg»alpha=v_y//v_x`. Аналогичными формулами определяются модуль и направление вектора $$ \overrightarrow{a}$$.
Обратная задача – нахождение скорости и зависимостей $$ x\left(t\right)$$ и $$ y\left(t\right)$$ по заданному ускорению – будет иметь однозначное решение, если кроме ускорения заданы ещё и начальные условия: проекции скорости и координаты точки в начальный момент времени $$ t=0$$.

3. Естественный (или траекторный) способ.

Этот способ применяют тогда, когда траектория материальной точки известна заранее. На заданной траектории `LM` (рис. 5) выбирают начало отсчёта – неподвижную точку `O`, а положение движущейся материальной точки `A` определяют при помощи так называемой дуговой координаты `l`, которая представляет собой расстояние вдоль траектории от выбранного начала отсчёта `O` до точки `A`. При этом положительное направление отсчёта координаты `l` выбирают произвольно, по соображениям удобства, например так, как показано стрелкой на рис. 5.

Движение тела определено, если известны его траектория, начало отсчёта `O`, положительное направление отсчёта дуговой координаты `l` и зависимость $$ l\left(t\right)$$.

Следующие два важных механических понятия – это пройденный путь и средняя путевая скорость.
По определению, путь `Delta S` — это длина участка траектории, пройденного телом за промежуток времени `Delta t`.

Ясно, что пройденный путь – величина скалярная и неотрицательная, а потому его нельзя сравнивать с перемещением `Delta vec r`, представляющим собой вектор. Сравнивать можно только путь `Delta S` и модуль перемещения `
|Delta vecr|`. Очевидно, что `Delta S >=|Deltavec r|`.

Средней путевой скоростью `v_»cp»` тела называют отношение пути `Delta S` к промежутку времени `Delta t`, в течение которого этот путь был пройден:

`v_»cp»=(Delta S)/(Delta t)` (3)

Определённая ранее средняя скорость `v_»cp»` (см. формулу (1)) и средняя путевая скорость отличаются друг от друга так же, как `Deltavec r` отличается от `Delta S`, но при этом важно понимать, что обе средние скорости имеют смысл только тогда, когда указан промежуток времени усреднения `Delta t`. Само слово «средняя» означает усреднение по времени.

Городской троллейбус утром вышел на маршрут, а через 8часов, проехав в общей сложности `72` км, возвратился в парк и занял своё обычное место на стоянке. Какова средняя скорость `vec v_»cp»` и средняя путевая скорость `v_»cp»` троллейбуса?

Поскольку начальное и конечное положения троллейбуса совпадают, то его перемещение `Delta vecr` равно нулю: `Deltavecr=0`, следовательно, `vecv_»ср»=Deltavecr//Deltat=0` и `|vecv_»ср»|=0`. Но средняя путевая скорость троллейбуса не равна нулю:

`v_»cp»=(Delta S)/(Delta t)=(72 «км»)/(8 «ч»)=9 «км»//»ч»`.

уровней энергии, электронов и ковалентной связи | Глава 4: Периодическая таблица и связь

Покажите анимацию, чтобы представить процесс ковалентного связывания.

Задайте вопрос, который студенты будут изучать на этом уроке:

Если в атомах одинаковое количество протонов и электронов, почему атомы связываются с другими атомами? Почему бы им просто не остаться отдельно?: Начните отвечать на этот вопрос на примере водорода.

Проектировать анимацию Ковалентная связь в водороде.

Убедитесь, что учащиеся видят, что каждый атом водорода имеет 1 протон и 1 электрон. Напомните учащимся, что электрон и собственный протон притягиваются друг к другу. Объясните: если атомы подойдут достаточно близко друг к другу, электрон от каждого атома водорода почувствует притяжение со стороны протона другого атома водорода (показано двусторонней стрелкой). Укажите студентам, что притяжения недостаточно сильны, чтобы полностью оттолкнуть электрон от собственного протона.Но притяжение достаточно сильное, чтобы притягивать два атома достаточно близко друг к другу, так что электроны ощущают притяжение обоих протонов и разделяются обоими атомами. В конце анимации объясните, что отдельные атомы водорода теперь связаны в молекулу H ₂. Этот тип связи называется ковалентной связью. В ковалентной связи электроны от каждого атома притягиваются или «разделяются» обоими атомами.

Обсудите условия, необходимые для ковалентного связывания, и стабильную молекулу, которая образуется.

Проектировать изображение Ковалентная связь в водороде.

Подробнее о связях см. В разделе «Дополнительная подготовка учителя» в конце этого урока.

Примечание. Эта модель ковалентной связи для молекулы водорода (H ₂) начинается с двух отдельных атомов водорода. На самом деле атомы водорода никогда не разделены. Они всегда связаны с чем-то другим. Чтобы упростить процесс, эта модель не показывает, что атомы водорода разрывают свои связи с другими атомами.Он фокусируется только на процессе образования ковалентных связей между двумя атомами водорода.

Два атома водорода находятся рядом друг с другом.
Когда два атома водорода подходят достаточно близко друг к другу, их электроны притягиваются к протону другого атома.
Поскольку существует достаточно сильное притяжение между атомами и место для электронов на внешнем энергетическом уровне обоих атомов, атомы имеют общие электроны. Это образует ковалентную связь.

Скажите студентам, что существует две основные причины, по которым два атома водорода соединяются вместе, образуя одну молекулу водорода:

Между электронами каждого атома должно быть достаточно сильное притяжение к протонам другого атома.
На внешнем энергетическом уровне обоих атомов должно быть место.

Связанная молекула водорода более стабильна, чем отдельные атомы водорода. Объясните ученикам, что, будучи частью ковалентной связи, электрон от каждого атома водорода оказывается рядом с двумя протонами, а не только с одним протоном, с которого он начинался.Поскольку электроны ближе к большему количеству протонов, молекула из двух связанных атомов водорода более стабильна, чем два отдельных несвязанных атома водорода.

Вот почему очень редко можно найти атом водорода, не связанный с другими атомами. Атомы водорода связываются с другими атомами водорода, образуя газообразный водород (H ₂). Или они могут связываться с другими атомами, такими как кислород, чтобы образовать воду (H ₂ O) или углерод, чтобы образовать метан (CH ₄) или многие другие атомы.

Покажите студентам, что когда два атома водорода соединяются вместе, внешний энергетический уровень становится полным.

Попросите учащихся взглянуть на свою Периодическую таблицу уровней энергии для элементов 1–20, представленную в уроке 3.

Объясните: два электрона в молекуле водорода (H ₂) можно рассматривать как «принадлежащие» каждому атому. Это означает, что каждый атом водорода теперь имеет два электрона на первом уровне энергии.Первый энергетический уровень во внешнем энергетическом уровне для водорода и может принимать или «удерживать» только два электрона. Атомы будут продолжать ковалентно связываться, пока их внешние энергетические уровни не заполнятся. На этом этапе дополнительные атомы не будут ковалентно связываться с атомами в молекуле H ₂.

Попросите учащихся описать ковалентные связи в молекуле водорода в своей таблице действий, а затем просмотреть свои ответы.

Раздайте каждому учащемуся рабочий лист.

Попросите учащихся написать короткие подписи под каждой картинкой, чтобы описать процесс ковалентной связи и ответить на первые три вопроса. Остальная часть листа деятельности будет заполнена в классе, в группах или индивидуально, в зависимости от ваших инструкций.

Спросите студентов:

Что вы написали для второй и третьей картинок ковалентной связи?: Рисунок в центре: когда два атома водорода подходят достаточно близко, их электроны притягиваются к протону другого атома.; Последний рисунок: атомы сближаются достаточно близко друг к другу, так что у них общие электроны.
Какие два условия должны иметь атомы для образования ковалентных связей друг с другом?: Между атомами существует достаточно сильное притяжение, и на внешнем энергетическом уровне обоих атомов есть место для электронов.
Почему молекула водорода (H ₂) более стабильна, чем два отдельных атома водорода?: В молекуле водорода электроны от каждого атома могут находиться рядом с двумя протонами, а не только с одним протоном, с которого они начинались.Когда отрицательные электроны находятся рядом с дополнительными положительными протонами, расположение более стабильно.
Почему третий атом водорода не присоединяется к молекуле H ₂ и не образует H ₃?: Когда два атома водорода делятся электронами друг с другом, их внешние энергетические уровни заполняются.

Вы можете объяснить студентам, что при заполнении внешних энергетических уровней разделения электронов с другим атомом не произойдет по двум основным причинам:

Электрон от нового атома должен присоединиться к атому в молекуле h3 на следующем энергетическом уровне, дальше от ядра, где он не будет ощущать достаточно сильного притяжения.
Электрон от атома, уже находящегося в молекуле H ₂ и близкого к ядру, должен будет отодвинуться дальше, чтобы разделить с новым атомом.

Обе эти возможности сделали бы молекулу менее стабильной, но этого не произойдет.

Обсудите процесс ковалентной связи в молекуле воды.

Спроектируйте анимацию Ковалентная связь в воде.

Перед тем, как нажать кнопку «Играть», укажите на атом кислорода и два атома водорода.

Спросите студентов:

Есть ли что-нибудь, что могло бы притягивать эти атомы друг к другу?: Студенты должны предположить, что электроны каждого атома притягиваются к протонам других атомов.

Воспроизведите анимацию, чтобы показать притяжение между протонами кислорода для электронов от каждого из атомов водорода, притяжение протонов от атомов водорода к электронам кислорода и сближение атомов.

Объясните, что электроны разделяются атомами кислорода и водорода, образуя ковалентную связь. Эти связи удерживают атомы кислорода и водорода вместе и образуют молекулу h3O. Причина, по которой атомы могут связываться, заключается в том, что притяжения достаточно сильны в обоих направлениях, и на внешнем энергетическом уровне атомов есть место для электронов.

Электрон от каждого атома водорода и электроны от атома кислорода становятся рядом с большим количеством протонов, когда атомы связаны вместе как молекула, чем когда они разделены как отдельные атомы.Это делает молекулы связанных атомов кислорода и водорода более стабильными, чем отдельные отдельные атомы.

Объясните студентам, что два электрона в связи между атомом водорода и атомом кислорода можно рассматривать как «принадлежащие» каждому атому. Это дает каждому атому водорода два электрона на его внешнем энергетическом уровне, который заполнен. Он также дает кислороду 8 электронов на внешнем энергетическом уровне, который также заполнен.

Спроецировать изображение Ковалентная связь в воде.

Просмотрите со студентами процесс ковалентного связывания, описанный в анимации.

Попросите учащихся описать ковалентные связи в молекуле воды в своих рабочих листах.

Попросите учащихся написать короткую подпись рядом с каждой картинкой, чтобы описать процесс ковалентной связи в молекуле воды.

Два атома водорода и один атом кислорода находятся рядом друг с другом.
Когда два атома водорода подходят достаточно близко к одному из атомов кислорода, их электроны притягиваются к протону другого атома.
Поскольку существует достаточно сильное притяжение между атомами и место для электронов на внешних энергетических уровнях атомов, они разделяют электроны. Это образует ковалентную связь.

Примечание. Эта модель ковалентной связи для молекулы воды начинается с 2 отдельных атомов водорода и 1 атома кислорода. На самом деле эти атомы никогда не разделены.Они всегда связаны с чем-то другим. Чтобы упростить процесс, эта модель не показывает, что атомы водорода и кислорода разрывают свои связи с другими атомами. Он фокусируется только на процессе образования ковалентных связей для образования воды.

Спросите студентов:

Почему третий атом водорода не может присоединиться к молекуле воды (H ₂ 0) с образованием H ₃ O?: Когда два атома водорода и атом кислорода делятся своими электронами друг с другом, их внешние энергетические уровни заполнены.

Предложите учащимся использовать электричество для разрыва ковалентных связей в молекулах воды.

Скажите студентам, что электрическая энергия может использоваться для разрыва ковалентных связей в молекулах воды с образованием атомов водорода и кислорода. Затем два атома водорода связываются с образованием газообразного водорода (H ₂), а два атома кислорода связываются с образованием газообразного кислорода (O ₂).

Вы можете выполнить это задание в качестве демонстрации или показать видео «Электролиз».

Вопрос для расследования

Что образуется при разрыве ковалентной связи в молекулах воды?

Материалы для каждой группы

Аккумулятор 9 В
2 провода с зажимами типа «крокодил» на обоих концах
2 карандаша с заточкой с двух сторон
Вода
Соль Эпсома (сульфат магния)
Стакан прозрачный пластиковый
Лента

Процедура

Поместите батарейку между 2 карандашами.Убедитесь, что батарея заряжена более чем наполовину.
С помощью напарника оберните изолентой карандаши и батарею, как показано на рисунке.
Налейте воду в прозрачный пластиковый стаканчик примерно на ½.
Добавьте примерно ½ чайной ложки английской соли в воду и перемешивайте, пока соль не растворится.
Подсоедините один зажим типа «крокодил» к одной клемме аккумулятора.
Другой провод подсоедините один зажим типа «крокодил» к другому выводу аккумулятора.
Подсоедините один конец стержня карандаша к зажиму типа «крокодил» на конце одного из проводов.
Используя другой провод, подсоедините один конец другого стержня карандаша к зажиму типа «крокодил» на конце провода.
Опустите концы карандаша в воду, как показано.

Ожидаемые результаты

Пузыри образуются и поднимаются из одного грифеля карандаша. Вскоре сформируются пузыри и поднимутся из другого. Студенты должны видеть, что одного газа больше, чем другого.Газ, образующий первые пузырьки, — это водород. Другой газ, который образует более крупные пузырьки и немного отстает, — это кислород.

Примечание. Когда на стержнях карандаша образуются газообразные водород и кислород, будут пузыриться. Убедитесь, что учащиеся не ошибочно считают, что пузырьки, которые они видят, означают, что вода кипит. При кипении связи, удерживающие атомы вместе в молекулах воды, не распадаются. В процессе электролиза связи, удерживающие атомы вместе, распадаются.

Обсудите наблюдения студентов.

Спросите студентов:

Из чего сделаны пузыри в упражнении?: Газообразный водород (H ₂) и газообразный кислород (O ₂)
Почему было произведено больше газообразного водорода, чем газообразного кислорода?: Каждая молекула воды распадается на 2 атома водорода и 1 атом кислорода. Затем два атома водорода связываются с образованием газообразного водорода (H ₂), а 2 атома кислорода связываются с образованием газообразного кислорода (O ₂).Каждая молекула воды имеет все атомы, необходимые для образования 1 молекулы газообразного водорода. Но имея только 1 атом кислорода, молекула воды содержит только половину того, что необходимо для образования 1 молекулы газообразного кислорода. Итак, 2 молекулы воды произведут 2 молекулы газообразного водорода, но только 1 молекулу газообразного кислорода.

Помогите студентам понять, как атомы соединяются, образуя молекулы кислорода, метана и углекислого газа.

Напомните студентам, что на этом уроке они изучали ковалентные связи в молекулах водорода и в молекулах воды.Скажите им, что они будут изучать ковалентные связи в трех других распространенных веществах.

Спроецируйте анимацию «Двойная связь кислорода».

Объясните студентам, что молекулы кислорода, присутствующие в нашем воздухе, состоят из 2 атомов кислорода. Эта анимация покажет им, на что похожа ковалентная связь между двумя атомами кислорода. Расскажите анимацию, указав, что каждый атом кислорода имеет 6 валентных электронов. Когда атомы кислорода сближаются, притяжение ядер обоих атомов притягивает внешние электроны.В этом случае используются 2 электрона от каждого атома. Это называется двойной связью.

Каждый атом кислорода имеет 6 валентных электронов на внешнем энергетическом уровне
Когда два атома кислорода приближаются друг к другу, притяжение ядер обоих атомов притягивает внешние электроны.
В этом случае два электрона от каждого атома являются общими. Это называется двойной связью.

Спроецируйте изображение двойной связи кислорода II.

Проецируйте фотографии до и после Ковалентное связывание метана.

Спросите студентов:

Кратко опишите процесс ковалентной связи между углеродом и четырьмя атомами водорода с образованием молекулы метана. Не забудьте упомянуть притяжение между электронами и протонами и количество электронов на внешнем энергетическом уровне для атомов в конечной молекуле.: Убедитесь, что учащиеся осознают, что протоны каждого атома притягивают электроны других атомов, что сближает атомы.Атомы продолжают связываться с другими атомами, пока их внешние энергетические уровни не заполнятся.

Спроецировать фотографии до и после Ковалентное связывание углекислого газа.

Спросите студентов:

Кратко опишите процесс ковалентной связи между углеродом и двумя атомами кислорода с образованием молекулы диоксида углерода. Не забудьте упомянуть притяжение между электронами и протонами и количество электронов на внешнем энергетическом уровне для атомов в конечной молекуле.: Убедитесь, что учащиеся осознают, что протоны каждого атома притягивают электроны других атомов, что сближает атомы. Атомы продолжают связываться с другими атомами, пока их внешние энергетические уровни не заполнятся.

Экранирование электронов | Химия для неосновных

Цели обучения

Определить защиту от электронов.
Объясните подуровневое экранирование.

Какова цель игры в роллер-дерби?

Роллер-дерби — популярный вид спорта, хотя многим он незнаком.Основная цель — выставить одного члена команды («глушителя») мимо противостоящей команды, чтобы набрать очки. Другие члены команды служат блокираторами, чтобы не дать противной команде остановить глушитель. Блокираторы мешают взаимодействию между глушилкой и противниками, попадая между глушилкой и фигуристами, пытающимися ее остановить.

Притяжение между электроном и ядром атома — непростая задача. Только с водородом существует взаимно однозначная связь, которую можно обсуждать с точки зрения прямого притяжения зарядов.По мере увеличения размера атома количество протонов и электронов также увеличивается. Эти изменения влияют на то, как ядро притягивает электроны.

В общем, энергия ионизации атома будет увеличиваться по мере того, как мы перемещаемся слева направо по периодической таблице. Есть несколько исключений из общего увеличения энергии ионизации за период. Элементы 13-й группы (B, Al и др.) Имеют более низкую энергию ионизации, чем элементы 2-й группы (Be, Mg и др.). Это иллюстрация концепции под названием « электрон, , , экранирование, .Внешние электроны частично защищены от силы притяжения протонов в ядре внутренними электронами.

Рис. 1. Эффект экранирования показан внутренним электронным облаком (светло-голубым), экранирующим интересующий внешний электрон от полной силы притяжения ядра. Более сильный экранирующий эффект приводит к снижению энергии ионизации.

Чтобы объяснить, как работает экранирование, рассмотрим атом лития. Он имеет три протона и три электрона — два на первом основном уровне энергии и его валентный электрон на втором.Валентный электрон частично защищен от силы притяжения ядра двумя внутренними электронами. Удаление валентного электрона становится проще из-за эффекта экранирования.

Рис. 2. Сферическая орбиталь 3 s демонстрирует экранирующий эффект на орбитали 3 p в форме гантели, которая имеет немного более высокую энергию. Это снижает энергию ионизации электрона 3 p по сравнению с электроном 3 s .

Существует также эффект экранирования, который возникает между подуровнями в пределах одного и того же основного энергетического уровня.В частности, электрон на подуровне « s » способен экранировать электроны на подуровне « p » того же основного энергетического уровня. Это связано с сферической формой орбиты « s ». Обратное неверно — электроны на орбиталях « p » не экранируют электроны на орбиталях « s ».

Электрон, удаляемый из атома Al, представляет собой 3 p электрон, который экранирован двумя 3 s электронами, а также всеми внутренними остовными электронами .Электрон, удаляемый из атома Mg, представляет собой электрон 3 s , который экранируется только электронами внутреннего остова. Поскольку в атоме Al имеется большая степень защиты от электронов, удалить валентный электрон немного легче, а его энергия ионизации меньше, чем у Mg. И это несмотря на то, что ядро атома Al содержит на один протон больше, чем ядро атома Mg .

Есть еще одна аномалия между группами 15 и 16. Атомы группы 16 (O, S и т. Д.)) имеют более низкую энергию ионизации, чем атомы 15-й группы (N, P и т. д.). За объяснением стоит правило Хунда. В атоме азота на подуровне 2 p есть три электрона, и каждый из них неспарен. В атоме кислорода на подуровне 2 p находится четыре электрона, поэтому одна орбиталь содержит пару электронов. Это тот второй электрон на орбитали, который удаляется при ионизации атома кислорода. Поскольку электроны отталкиваются друг от друга, удалить электрон из парного набора в атоме кислорода немного легче, чем удалить неспаренный электрон из атома азота.

Сводка

Электронное экранирование означает блокирование притяжения электронов валентной оболочки ядром из-за наличия электронов внутренней оболочки.
Электроны на орбитали s могут экранировать p электронов на том же уровне энергии из-за сферической формы орбитали s .
Электроны в парных спиновых конфигурациях немного легче удалить, чем неспаренные электроны.

Практика

Воспользуйтесь ссылкой ниже, чтобы ответить на следующие вопросы:

http: // www.wisegeek.com/what-is-the-shielding-effect.htm

Почему электроны сильно притягиваются к ядру?
Что происходит, когда на разных орбитах присутствуют дополнительные электроны?
На какие электроны в основном влияет электронная защита?

Обзор

Определите «электронное экранирование».
Почему элементы группы 13 имеют более низкую энергию ионизации, чем элементы группы 2?
Какое влияние оказывает более сильный экранирующий эффект на энергию ионизации?
Как s электронов на орбите влияют на энергию ионизации электрона p в той же оболочке?
Почему атомы группы 16 имеют более низкую энергию ионизации, чем соответствующие атомы группы 15?

Глоссарий

защита электронов: По мере того, как к ядру добавляется больше электронов, внешние электроны экранируются от ядра электронами внутренней оболочки.
электронов внутреннего ядра: Электроны, препятствующие притяжению между валентными электронами и протонами.

Показать ссылки

Список литературы

Предоставлено Армией США. Роликовое дерби.
Фонд CK-12 — Кристофер Ауён. .
Фонд CK-12 — Кристофер Ауён. .

атомных облигаций | Биология для неосновных I

Что вы научитесь: классифицировать различные типы атомных связей

Когда атомы соединяются вместе, они образуют молекулы: атом натрия связывается с атомом хлора, образуя соль (хлорид натрия), два атома водорода связываются с атомом кислорода, образуя воду (диоксид водорода).Однако не все атомные связи одинаковы; на самом деле соль и вода создаются двумя очень разными типами связей (ионными и полярными ковалентными связями соответственно).

Различные типы связей (ионные, полярные ковалентные и неполярные ковалентные связи) ведут себя по-разному, и эти различия влияют на молекулы, которые они создают. Понимание типов связей, которые создают живые существа, может помочь нам понять самих этих живых существ.

Результаты обучения

Определить правило октетов и его роль в химических связях
Опишите характеристики ионных связей и определите общие ионы
Опишите характеристики ковалентных связей и проведите различие между полярными и неполярными связями
Смоделируйте водородную связь и определите ее уникальные качества
Модель взаимодействий Ван-дер-Ваальса определяет их уникальные качества
Опишите свойства воды, которые имеют решающее значение для поддержания жизни

Химическая связь

Не все элементы имеют достаточно электронов, чтобы заполнить свои внешние оболочки, но атом наиболее стабилен, когда все позиции электронов на внешней оболочке заполнены .Из-за этих вакансий во внешних оболочках мы видим образование химических связей или взаимодействия между двумя или более одинаковыми или разными элементами, которые приводят к образованию молекул. Чтобы достичь большей стабильности, атомы будут стремиться полностью заполнить свои внешние оболочки и связываться с другими элементами для достижения этой цели, разделяя электроны, принимая электроны от другого атома или отдавая электроны другому атому. Поскольку внешние оболочки элементов с низкими атомными номерами (вплоть до кальция с атомным номером 20) могут содержать восемь электронов, это называется правилом октетов .Элемент может отдавать, принимать или делиться электронами с другими элементами, чтобы заполнить свою внешнюю оболочку и удовлетворить правилу октетов.

Ранняя модель атома была разработана в 1913 году датским ученым Нильсом Бором (1885–1962). Модель Бора показывает атом как центральное ядро, содержащее протоны и нейтроны, с электронами в круговых электронных оболочках на определенных расстояниях от ядра, подобно планетам, вращающимся вокруг Солнца. Каждая электронная оболочка имеет свой уровень энергии, причем оболочки, расположенные ближе всего к ядру, имеют меньшую энергию, чем оболочки, расположенные дальше от ядра.По соглашению каждой оболочке присваивается номер и символ n — например, ближайшая к ядру электронная оболочка называется 1n. Чтобы перемещаться между оболочками, электрон должен поглотить или высвободить количество энергии, точно соответствующее разнице в энергии между оболочками. Например, если электрон поглощает энергию фотона, он может возбуждаться и перемещаться на более высокоэнергетическую оболочку; И наоборот, когда возбужденный электрон падает обратно на оболочку с более низкой энергией, он выделяет энергию, часто в виде тепла.

Модель атома Бора, показывающая уровни энергии в виде концентрических кругов, окружающих ядро. Энергия должна быть добавлена, чтобы переместить электрон наружу на более высокий энергетический уровень, и энергия высвобождается, когда электрон падает с более высокого энергетического уровня на более близкий. Изображение предоставлено: изменено из OpenStax Biology

Атомы, как и другие объекты, подчиняющиеся законам физики, имеют тенденцию принимать самую низкоэнергетическую и наиболее стабильную конфигурацию, какую только могут. Таким образом, электронные оболочки атома заполняются изнутри, причем электроны заполняют низкоэнергетические оболочки ближе к ядру, прежде чем они переместятся в более высокоэнергетические оболочки дальше.Оболочка, ближайшая к ядру, 1n, может содержать два электрона, в то время как следующая оболочка, 2n, может содержать восемь, а третья оболочка, 3n, может содержать до восемнадцати.

Число электронов на внешней оболочке конкретного атома определяет его реакционную способность или склонность к образованию химических связей с другими атомами. Эта самая внешняя оболочка известна как валентная оболочка , а обнаруженные в ней электроны называются валентными электронами . В общем, атомы наиболее стабильны и наименее реактивны, когда их внешняя электронная оболочка заполнена.Большинству элементов, важных в биологии, для стабильности требуется восемь электронов на внешней оболочке, и это эмпирическое правило известно как правило октетов . Некоторые атомы могут быть стабильными с октетом, даже если их валентная оболочка — это 3n-оболочка, которая может содержать до 18 электронов. Мы исследуем причину этого при обсуждении электронных орбиталей ниже.

Примеры некоторых нейтральных атомов и их электронных конфигураций показаны ниже. В этой таблице вы можете видеть, что гелий имеет полную валентную оболочку с двумя электронами в первой и единственной, 1n, оболочке.Точно так же неон имеет полную внешнюю 2n-оболочку, содержащую восемь электронов. Эти электронные конфигурации делают гелий и неон очень стабильными. Хотя технически аргон не имеет полной внешней оболочки, поскольку 3n-оболочка может удерживать до восемнадцати электронов, она стабильна, как неон и гелий, поскольку имеет восемь электронов в 3n-оболочке и, таким образом, удовлетворяет правилу октетов. Напротив, у хлора только семь электронов на внешней оболочке, а у натрия только один. Эти паттерны не заполняют внешнюю оболочку и не удовлетворяют правилу октетов, делая хлор и натрий реактивными, стремясь получить или потерять электроны для достижения более стабильной конфигурации.

Диаграммы Бора различных элементов Изображение предоставлено: OpenStax Biology

Электронные конфигурации и периодическая таблица Менделеева

Элементы расположены в периодической таблице в соответствии с их атомными номерами и количеством протонов. В нейтральном атоме количество электронов будет равно количеству протонов, поэтому мы можем легко определить количество электронов по атомному номеру. Кроме того, положение элемента в периодической таблице — его столбец или группа, строка или период — предоставляет полезную информацию о том, как расположены эти электроны.

Если мы рассмотрим только первые три строки таблицы, которые включают в себя основные элементы, важные для жизни, каждая строка соответствует заполнению другой электронной оболочки: гелий и водород помещают свои электроны в 1n-оболочку, а элементы второй строки например, Ли начинают заполнять оболочку 2n, а элементы третьего ряда, такие как Na, продолжают оболочку 3n. Точно так же номер столбца элемента дает информацию о его количестве валентных электронов и реакционной способности. В общем, количество валентных электронов в столбце одинаково и увеличивается слева направо в строке.Элементы группы 1 имеют только один валентный электрон, а элементы группы 18 — восемь, за исключением гелия, у которого всего два электрона. Таким образом, номер группы является хорошим предиктором того, насколько реактивным будет каждый элемент:

Гелий (He), неон (Ne) и аргон (Ar), как элементы группы 18, имеют внешние электронные оболочки, которые заполнены или удовлетворяют правилу октетов. Это делает их очень стабильными как отдельные атомы. Из-за своей инертности они называются инертными газами или благородными газами .
Водород (H), литий (Li) и натрий (Na), как элементы группы 1, имеют только один электрон на своих внешних оболочках. Они нестабильны как отдельные атомы, но могут стать стабильными, потеряв или поделившись своим одним валентным электроном. Если эти элементы полностью теряют электрон — как это обычно бывает с Li и Na — они становятся положительно заряженными ионами: Li ⁺, Na ⁺.
Фтор (F) и хлор (Cl), как элементы группы 17, имеют семь электронов на своих внешних оболочках. Они стремятся достичь стабильного октета, забирая электрон у других атомов, становясь отрицательно заряженными ионами: F ^— и Cl ^—.
Углерод (C), как элемент группы 14, имеет четыре электрона на внешней оболочке. Углерод обычно разделяет электроны для достижения полной валентной оболочки, образуя связи с множеством других атомов.

Таким образом, столбцы периодической таблицы отражают количество электронов, находящихся в валентной оболочке каждого элемента, что, в свою очередь, определяет реакцию элемента.

Ионные связи

Некоторые атомы более стабильны, когда они получают или теряют электрон (или, возможно, два) и образуют ионы.Это заполняет их внешнюю электронную оболочку и делает их энергетически более стабильными. Поскольку количество электронов не равно количеству протонов, каждый ион имеет чистый заряд. Катионы — это положительные ионы, образующиеся при потере электронов. Отрицательные ионы образуются за счет приобретения электронов и называются анионами. Анионы обозначаются по названию элемента, измененному на «-ид»: например, анион хлора называется хлоридом, а анион серы называется сульфидом.

Это движение электронов от одного элемента к другому называется переносом электрона . Как показано на рисунке 1, у натрия (Na) только один электрон на внешней электронной оболочке. Натрию требуется меньше энергии, чтобы отдать один электрон, чем принять еще семь электронов, чтобы заполнить внешнюю оболочку. Если натрий теряет электрон, у него теперь будет 11 протонов, 11 нейтронов и только 10 электронов, в результате чего общий заряд составит +1. Теперь он упоминается как ион натрия.Хлор (Cl) в его низкоэнергетическом состоянии (называемом основным состоянием) имеет семь электронов на своей внешней оболочке. Опять же, для хлора более энергоэффективно получить один электрон, чем потерять семь. Следовательно, он стремится получить электрон, чтобы создать ион с 17 протонами, 17 нейтронами и 18 электронами, придавая ему чистый отрицательный (–1) заряд. Теперь он называется хлорид-ионом. В этом примере натрий отдаст свой один электрон, чтобы опустошить свою оболочку, а хлор примет этот электрон, чтобы заполнить свою оболочку.Оба иона теперь удовлетворяют правилу октетов и имеют полные внешние оболочки. Поскольку количество электронов больше не равно количеству протонов, каждый теперь является ионом и имеет заряд +1 (катион натрия) или -1 (хлорид-анион). Обратите внимание, что эти транзакции обычно могут происходить только одновременно: для того, чтобы атом натрия потерял электрон, он должен быть в присутствии подходящего получателя, такого как атом хлора.

Рис. 1. При образовании ионного соединения металлы теряют электроны, а неметаллы приобретают электроны для достижения октета.Ионные связи образуются между ионами с противоположными зарядами. Например, положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлорида связываются вместе, образуя кристаллы хлорида натрия или поваренной соли, создавая кристаллическую молекулу с нулевым суммарным зарядом.

Ионные связи образуются между ионами с противоположными зарядами. Например, положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлорида связываются вместе, образуя кристаллы хлорида натрия или поваренной соли, создавая кристаллическую молекулу с нулевым суммарным зарядом.

Некоторые соли называются в физиологии электролитами (включая натрий, калий и кальций), ионами, необходимыми для проведения нервных импульсов, мышечных сокращений и водного баланса. Многие спортивные напитки и пищевые добавки содержат эти ионы, чтобы восполнить те ионы, которые выводятся из организма с потоотделением во время упражнений.

Видеообзор

В этом видео показано, как ионные соединения образуются из анионов и катионов.

Ковалентные облигации

Другой способ выполнения правила октетов — это разделение электронов между атомами с образованием ковалентных связей .Эти связи более сильные и гораздо более распространенные, чем ионные связи в молекулах живых организмов. Ковалентные связи обычно встречаются в органических молекулах на основе углерода, таких как наша ДНК и белки. Ковалентные связи также встречаются в неорганических молекулах, таких как H ₂ O, CO ₂ и O ₂. Одна, две или три пары электронов могут использоваться совместно, образуя одинарные, двойные и тройные связи соответственно. Чем больше ковалентных связей между двумя атомами, тем сильнее их связь. Таким образом, тройные связи являются наиболее прочными.

Прочность различных уровней ковалентной связи является одной из основных причин, по которым живым организмам трудно получить азот для использования в построении своих молекул, даже несмотря на то, что молекулярный азот, N ₂, является наиболее распространенным газом в атмосфере. Молекулярный азот состоит из двух атомов азота, тройно связанных друг с другом, и, как и все молекулы, совместное использование этих трех пар электронов между двумя атомами азота позволяет заполнить их внешние электронные оболочки, что делает молекулу более стабильной, чем индивидуальная. атомы азота.Эта сильная тройная связь мешает живым системам расщеплять этот азот, чтобы использовать его в качестве составных частей белков и ДНК.

Примером ковалентной связи является образование молекул воды. Атомы водорода и кислорода, которые объединяются в молекулы воды, связаны ковалентными связями. Электрон из водорода делит свое время между неполной внешней оболочкой атомов водорода и неполной внешней оболочкой атомов кислорода. Чтобы полностью заполнить внешнюю оболочку кислорода, которая имеет шесть электронов на внешней оболочке, но которая была бы более стабильной с восемью, необходимы два электрона (по одному от каждого атома водорода): отсюда известная формула H ₂ O.Электроны распределяются между двумя элементами, чтобы заполнить внешнюю оболочку каждого, что делает оба элемента более стабильными.

Просмотрите это короткое видео, чтобы увидеть анимацию ионного и ковалентного связывания.

Полярные и неполярные ковалентные связи

Есть два типа ковалентных связей: полярные и неполярные. Неполярные ковалентные связи образуются между двумя атомами одного и того же элемента или между разными элементами, которые в равной степени разделяют электроны.Например, атом кислорода может связываться с другим атомом кислорода, чтобы заполнить их внешние оболочки. Эта ассоциация неполярна, потому что электроны будут равномерно распределены между каждым атомом кислорода. Между двумя атомами кислорода образуются две ковалентные связи, потому что кислород требует, чтобы два общих электрона заполняли его внешнюю оболочку. Атомы азота образуют три ковалентные связи (также называемые тройными ковалентными) между двумя атомами азота, потому что каждому атому азота требуется три электрона, чтобы заполнить его внешнюю оболочку.Другой пример неполярной ковалентной связи обнаружен в молекуле метана (CH ₄). У атома углерода четыре электрона во внешней оболочке, и ему нужно еще четыре, чтобы заполнить его. Он получает эти четыре из четырех атомов водорода, каждый из которых обеспечивает один. Все эти элементы делят электроны в равной степени, создавая четыре неполярные ковалентные связи.

В полярной ковалентной связи электроны, разделяемые атомами, проводят больше времени ближе к одному ядру, чем к другому ядру. Из-за неравномерного распределения электронов между разными ядрами возникает слегка положительный (δ +) или слегка отрицательный (δ–) заряд.Ковалентные связи между атомами водорода и кислорода в воде являются полярными ковалентными связями. Общие электроны проводят больше времени около ядра кислорода, придавая ему небольшой отрицательный заряд, чем они проводят около ядер водорода, придавая этим молекулам небольшой положительный заряд. Полярные ковалентные связи образуются чаще, когда атомы, сильно различающиеся по размеру, обмениваются электронами.

Примеры ковалентного связывания

Рис. 2. Полярная или неполярная молекула зависит как от типа связи, так и от формы молекулы.И вода, и диоксид углерода имеют полярные ковалентные связи, но диоксид углерода является линейным, поэтому частичные заряды молекулы компенсируют друг друга.

Видеообзор

Посмотрите это видео, чтобы узнать еще одно объяснение ковалентных связей и того, как они образуются:

Водородные связи

Для разрыва ионных и ковалентных связей между элементами требуется энергия. Иконические связи не так прочны, как ковалентные, что определяет их поведение в биологических системах.Однако не все связи являются ионными или ковалентными связями. Между молекулами также могут образовываться более слабые связи. Две часто встречающиеся слабые связи — это водородные связи и ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Без этих двух типов связей жизнь в том виде, в каком мы ее знаем, не существовала бы. Водородные связи обеспечивают многие важные жизненно важные свойства воды, а также стабилизируют структуры белков и ДНК, строительных блоков клеток.

Когда образуются полярные ковалентные связи, содержащие водород, водород в этой связи имеет слегка положительный заряд, потому что электрон водорода сильнее притягивается к другому элементу и от водорода.Поскольку водород немного положителен, он будет притягиваться к соседним отрицательным зарядам. Когда это происходит, происходит слабое взаимодействие между δ + водорода одной молекулы и δ — зарядом на более электроотрицательных атомах другой молекулы, обычно кислорода или азота, или внутри той же молекулы.

Водородная связь между молекулами воды

Рис. 3. Водородные связи образуются между слегка положительными (δ +) и слегка отрицательными (δ–) зарядами полярных ковалентных молекул, таких как вода.

Это взаимодействие называется водородной связью . Этот тип связи является обычным и регулярно возникает между молекулами воды. Отдельные водородные связи слабые и легко разрываются; однако они встречаются в очень больших количествах в воде и в органических полимерах, создавая большую силу в сочетании. Водородные связи также ответственны за соединение двойной спирали ДНК.

Видеообзор

Взаимодействия Ван-дер-Ваальса

Подобно водородным связям, ван-дер-ваальсовы взаимодействия представляют собой слабое притяжение или взаимодействие между молекулами.Их также называют межмолекулярными силами. Они возникают между полярными ковалентно связанными атомами в разных молекулах. Некоторые из этих слабых притяжений вызваны временными частичными зарядами, которые образуются при движении электронов вокруг ядра. Эти слабые взаимодействия между молекулами важны в биологических системах и происходят из-за физической близости.

Техник-радиолог

Рисунок 4. Spc. Арбор Л. ЛаКлав практикует рентгеновские снимки позвоночника с использованием Spc. Джастин Дж. Райхельт, техник-радиолог, в роли своего пациента, который практикует свои навыки в поликлинике в учебном центре Графенвера.

Проходили ли вы или кто-либо из ваших знакомых когда-нибудь магнитно-резонансную томографию (МРТ), маммографию или рентген? Эти тесты производят изображения ваших мягких тканей и органов (как при МРТ или маммограмме) или ваших костей (как это происходит при рентгеновском снимке) с использованием радиоволн или специальных изотопов (меченных радиоактивными или флуоресцентными метками), которые попадают в организм или вводятся в него. тело. Эти тесты предоставляют данные для диагностики заболеваний путем создания изображений ваших органов или скелетной системы.

МРТ работает, подвергая ядра водорода, которых много в воде в мягких тканях, флуктуирующим магнитным полям, которые заставляют их излучать собственное магнитное поле.Затем этот сигнал считывается датчиками в машине и интерпретируется компьютером для формирования подробного изображения.

Некоторые рентгенологи и техники специализируются на компьютерной томографии, МРТ и маммографии. Они снимают фильмы или изображения тела, которые помогают медицинским работникам обследовать и диагностировать. Радиологи работают напрямую с пациентами, объясняя оборудование, готовя их к обследованию и следя за тем, чтобы их тела или части тела располагались правильно для получения необходимых изображений.Затем врачи или радиологи анализируют результаты теста.

Техники-рентгенологи могут работать в больницах, кабинетах врачей или специализированных центрах визуализации. Обучение на техников-рентгенологов происходит в больницах, колледжах и университетах, которые предлагают сертификаты, степени младшего специалиста или степени бакалавра в области радиографии.

Почему жизнь зависит от воды

Рис. 5. Как видно на этом изображении нефти и воды, нефть является неполярным соединением и, следовательно, не растворяется в воде.Масло и вода не смешиваются.

Вы когда-нибудь задумывались, почему ученые тратят время на поиски воды на других планетах? Это потому, что вода необходима для жизни; даже мельчайшие его следы на другой планете могут указывать на то, что жизнь могла существовать или существовала на этой планете. Вода — одна из наиболее распространенных молекул в живых клетках и наиболее важная для жизни, какой мы ее знаем. Примерно 60–70 процентов вашего тела состоит из воды. Без него жизни просто не было бы.

Вода полярная

Атомы водорода и кислорода в молекулах воды образуют полярные ковалентные связи.Общие электроны проводят больше времени, связанного с атомом кислорода, чем с атомами водорода. У молекулы воды нет общего заряда, но есть небольшой положительный заряд на каждом атоме водорода и небольшой отрицательный заряд на атоме кислорода. Из-за этих зарядов слегка положительные атомы водорода отталкиваются друг от друга и образуют уникальную форму, показанную на рисунке 6. Каждая молекула воды притягивает другие молекулы воды из-за положительных и отрицательных зарядов в разных частях молекулы.Вода также притягивает другие полярные молекулы (например, сахара), образуя водородные связи. Когда вещество легко образует водородные связи с водой, оно может растворяться в воде и называется гидрофильным («любящим воду»). Водородные связи не образуются легко с неполярными веществами, такими как масла и жиры (рис. 5). Эти неполярные соединения являются гидрофобными («водобоязненными») и не растворяются в воде.

Рис. 6. Водородные связи образуются между слегка положительными (δ +) и слегка отрицательными (δ–) зарядами полярных ковалентных молекул, таких как вода.

Вода стабилизирует температуру

Водородные связи в воде позволяют ей поглощать и отдавать тепловую энергию медленнее, чем многие другие вещества. Температура — это мера движения (кинетической энергии) молекул. По мере увеличения движения увеличивается энергия и, следовательно, выше температура. Вода поглощает много энергии, прежде чем ее температура повышается. Повышенная энергия разрушает водородные связи между молекулами воды. Поскольку эти связи могут создаваться и быстро разрушаться, вода поглощает увеличение энергии, а температура изменяется лишь незначительно.Это означает, что вода смягчает изменения температуры внутри организмов и окружающей их среды. По мере того, как подвод энергии продолжается, баланс между образованием и разрушением водородных связей смещается в сторону разрушения. Связей разорвано больше, чем образовано. Этот процесс приводит к высвобождению отдельных молекул воды на поверхности жидкости (например, в водоеме, листьях растений или коже организма) в процессе, называемом испарением. Испарение пота, который на 90 процентов состоит из воды, позволяет охладить организм, поскольку разрыв водородных связей требует затрат энергии и отводит тепло от тела.

И наоборот, по мере того, как движение молекул уменьшается и температура падает, требуется меньше энергии для разрыва водородных связей между молекулами воды. Эти связи остаются неповрежденными и начинают образовывать жесткую решетчатую структуру (например, лед) (рис. 7а). В замороженном состоянии лед менее плотен, чем жидкая вода (молекулы находятся дальше друг от друга). Это означает, что лед плавает на поверхности водоема (рис. 7b). В озерах, прудах и океанах на поверхности воды образуется лед, создавая изолирующий барьер для защиты животных и растений под ними от замерзания в воде.Если бы этого не произошло, растения и животные, живущие в воде, замерзли бы в глыбе льда и не могли бы свободно передвигаться, что сделало бы жизнь при низких температурах трудной или невозможной.

Рис. 7. (a) Решетка льда делает его менее плотным, чем свободно текущие молекулы жидкой воды. Меньшая плотность льда позволяет ему (б) плавать по воде. (кредит А: модификация работы Джейн Уитни; кредит В: модификация работы Карлоса Понте)

Вода — отличный растворитель

Поскольку вода полярная, с небольшими положительными и отрицательными зарядами, ионные соединения и полярные молекулы могут легко растворяться в ней.Следовательно, вода — это то, что называют растворителем, то есть вещество, способное растворять другое вещество. Заряженные частицы образуют водородные связи с окружающим слоем молекул воды. Это называется сферой гидратации и служит для отделения или диспергирования частиц в воде. В случае поваренной соли (NaCl), смешанной с водой (рис. 8), ионы натрия и хлора разделяются или диссоциируют в воде, и вокруг ионов образуются сферы гидратации.

Рисунок 8.Когда поваренная соль (NaCl) смешивается с водой, вокруг ионов образуются сферы гидратации.

Положительно заряженный ион натрия окружен частично отрицательными зарядами атомов кислорода в молекулах воды. Отрицательно заряженный хлорид-ион окружен частично положительными зарядами атомов водорода в молекулах воды. Эти сферы гидратации также называют гидратными оболочками. Полярность молекулы воды делает ее эффективным растворителем и играет важную роль в живых системах.

Связная вода

Рис. 9. Вес иглы на поверхности воды понижает поверхностное натяжение; в то же время поверхностное натяжение воды тянет ее вверх, удерживая иглу на поверхности воды и не давая ей утонуть. Обратите внимание на углубление в воде вокруг иглы. (кредит: Кори Занкер)

Вы когда-нибудь наполняли стакан воды до самого верха, а затем медленно добавляли еще несколько капель? Прежде чем переливаться через край, вода фактически приобретает куполообразную форму над краем стакана.Эта вода может оставаться над стеклом благодаря свойству сцепления. В когезии молекулы воды притягиваются друг к другу (из-за водородных связей), удерживая молекулы вместе на границе раздела жидкость-воздух (газ), хотя в стекле больше нет места. Сплоченность вызывает поверхностное натяжение, способность вещества противостоять разрыву, когда оно находится под действием напряжения или напряжения. Когда вы роняете небольшой клочок бумаги на каплю воды, бумага плавает поверх капли, хотя объект плотнее (тяжелее) воды.Это происходит из-за поверхностного натяжения, создаваемого молекулами воды. Сплоченность и поверхностное натяжение сохраняют молекулы воды нетронутыми, а предмет — плавающим наверху. Можно даже «поставить» стальную иглу на поверхность стакана с водой, если вы поместите ее осторожно, не нарушая поверхностного натяжения (Рисунок 9).

Эти силы сцепления также связаны со свойством адгезии воды или притяжением между молекулами воды и другими молекулами. Это наблюдается, когда вода «поднимается» по соломке, помещенной в стакан с водой.Вы заметите, что вода кажется выше по бокам соломинки, чем в середине. Это связано с тем, что молекулы воды притягиваются к соломке и, следовательно, прилипают к ней.

Силы сцепления и сцепления важны для поддержания жизни. Например, из-за этих сил вода может течь вверх от корней к верхушкам растений, чтобы прокормить растение.

Видеообзор

Практический вопрос

Какое из следующих утверждений не соответствует действительности ?

Вода полярная.
Вода стабилизирует температуру.
Вода необходима для жизни.
Вода — самый распространенный атом в атмосфере Земли.

Показать ответ

Утверждение d неверно. Вода — не самый распространенный атом в атмосфере Земли, в отличие от азота.

Проверьте свое понимание

Ответьте на вопросы ниже, чтобы увидеть, насколько хорошо вы понимаете темы, затронутые в предыдущем разделе. В этой короткой викторине , а не засчитываются в вашу оценку в классе, и вы можете пересдавать ее неограниченное количество раз.

Используйте этот тест, чтобы проверить свое понимание и решить, следует ли (1) изучить предыдущий раздел дальше или (2) перейти к следующему разделу.

Скрипт

Образование химической связи

ВВЕДЕНИЕ

Если мы придерживаемся чисто механистического взгляда на жизнь, мы можем рассматривать каждую живую клетку как сложную сеть химических реакций. Атомы объединяются с другими атомами, образуя молекулы, а затем снова рекомбинируют во время других химических реакций с образованием других молекул.Эти химические реакции лежат в основе структуры и метаболизма клетки.

В сопровождающей анимации мы исследуем химические связи, которые представляют собой силы притяжения между атомами. Мы сосредоточимся, в частности, на роли электронов в химических связях. Поведение электронов объясняет большинство аспектов взаимодействия атомов друг с другом в живом и неживом мире.

СЦЕНАРИЙ АНИМАЦИИ

Электронные оболочки и химическая реакционная способность

Химическая реакционная способность атома основана на количестве электронов, которые атом содержит в своей внешней электронной оболочке.Электронные оболочки изображены здесь в виде кругов вокруг ядер атомов. Каждая оболочка содержит электроны с определенными уровнями энергии.

Рассмотрим электронные оболочки элемента аргон. Первая электронная оболочка содержит всего два электрона. Это электроны на самом низком энергетическом уровне, оболочка, которую электроны атома заполняют первыми. Каждая из следующих двух оболочек может содержать по восемь электронов. Третья и самая внешняя оболочка аргона уже заполнена до отказа, что делает этот элемент крайне инертным или инертным.

Хлор также имеет электроны в трех электронных оболочках, но его третья оболочка содержит только семь электронов. В химических реакциях хлор имеет тенденцию приобретать электрон, заполняя эту оболочку восемью электронами. Эта тенденция к заполнению внешней электронной оболочки восемью электронами известна как правило октетов.

У натрия есть электроны в трех электронных оболочках, но его внешняя оболочка содержит только один электрон. Натрий не может получить семь дополнительных электронов для завершения этой оболочки — для этого потребуется огромное количество энергии.Вместо этого натрий имеет тенденцию терять свой внешний электрон, оставляя этот атом с двумя заполненными внутренними оболочками.

В общем, элементы с заполненными внешними оболочками инертны, но атомы всех других элементов химически активны и могут образовывать химические связи с другими атомами. Химическая связь — это сила притяжения между атомами. Формирование связи зависит от способности атомов делиться, отдавать или получать электроны от других атомов.

Давайте исследуем природу химической связи на примере атомов водорода.Два атома изображены со своими электронными оболочками. Два других изображены более реалистично, показывая область пространства вокруг ядра, где электрон с большой вероятностью будет обнаружен. Эта область — орбиталь электрона.

Если два атома водорода приближаются друг к другу, положительно заряженное ядро одного притягивается к отрицательно заряженному электрону другого. Орбитали сливаются, и электроны в равной степени притягиваются к обоим ядрам и разделяются ими.Богатая электронами область между ядрами связывает атомы вместе.

Ковалентные облигации

Ковалентная связь возникает, когда два атома разделяют электроны. В случае двух атомов водорода каждый из них разделяет свой единственный электрон с другим. Это совместное использование позволяет каждому заполнить свою электронную оболочку двумя электронами. Пара общих электронов образует ковалентную одинарную связь.

Давайте теперь рассмотрим кислород, атом с восемью электронами.Два электрона заполняют самую внутреннюю оболочку, а остальные шесть электронов находятся в следующей оболочке. Этой внешней оболочке нужны еще два электрона для завершения (правило октетов). Два атома кислорода образуют ковалентную двойную связь, разделяя две пары электронов из своих внешних оболочек.

Углерод, пожалуй, самый универсальный элемент на Земле, во многом потому, что он содержит только четыре электрона в оболочке, которая может вместить восемь. Чтобы заполнить свою внешнюю оболочку, углерод образует четыре ковалентные связи с четырьмя другими атомами.

В молекуле метана углерод делит электроны с атомами водорода, образуя четыре ковалентные одинарные связи. Хотя эта молекула относительно проста, углерод часто составляет основу больших сложных молекул. Поскольку каждый атом углерода может связываться с четырьмя другими атомами, молекулы на основе углерода невероятно разнообразны.

Тройные связи встречаются редко, но молекулы газообразного азота (самая распространенная молекула в воздухе, которым мы дышим) образуют тройные связи.Два атома азота разделяют три пары электронов, что позволяет каждому иметь по восемь электронов на внешней электронной оболочке.

Полярность и водородная связь

В ковалентной связи два атома могут иметь одинаковые или неодинаковые электроны. В случаях, когда оба атома принадлежат одному и тому же элементу, например, в молекулярном водороде или молекулярном кислороде, электроны делятся поровну между каждым атомом. Совместное использование может быть неравным между атомами разных элементов, например, атомами углерода и водорода этана или атомами водорода и кислорода этанола.

Для этих молекул нам нужно рассмотреть концепцию, называемую электроотрицательностью, то есть способность атома притягивать электроны. Кислород имеет высокую электроотрицательность, что означает, что он сильно притягивает электроны. Водород имеет гораздо более низкую электроотрицательность. Общие электроны притягиваются ближе к атому кислорода этанола.

Поскольку кислород притягивает отрицательно заряженные электроны ближе к себе, он становится слегка отрицательным по заряду, обозначенный δ-.Водород, который не так плотно удерживает электроны, становится слегка положительным по заряду, обозначенный знаком δ +. Ковалентная связь, в которой электроны не разделены поровну, является полярной ковалентной связью.

Теперь рассмотрим ковалентные связи в этане. Все связи образуются между углеродом и водородом, которые имеют одинаковую низкую электроотрицательность и почти одинаково притягивают общие электроны. Ни один атом в этане не получает значительного частичного заряда. Связи между атомами представляют собой неполярные ковалентные связи.

Полярная природа связи между кислородом и водородом в этаноле приводит к образованию полярной молекулы, которая может взаимодействовать с другими полярными молекулами. Водород с частичным положительным зарядом притягивается к атому с частичным отрицательным зарядом другой полярной молекулы, например воды. Такой вид притяжения — водородная связь.

Структура многих молекул, а также их способность растворяться в воде основаны на способности образовывать водородные связи.Например, молекула ДНК состоит из двух цепей атомов. Связи внутри каждой нити ковалентны, но две нити связаны друг с другом посредством водородных связей.

Ионные связи

Способность атома притягивать электроны — его электроотрицательность — может быть настолько сильной, что атом не разделяет электроны с другими атомами, а вместо этого отрывает электроны от других атомов. Хлор имеет высокую электроотрицательность, тогда как натрий имеет очень низкую электроотрицательность.

Поскольку натрий имеет низкую электроотрицательность, он очень слабо удерживает свой внешний электрон и легко теряет его из-за хлора. Когда это происходит, хлор заполняет свою внешнюю оболочку восемью электронами, становясь отрицательно заряженными. Натрий теряет свой электрон и становится положительно заряженным.

Атомы, которые потеряли или приобрели электроны, называются ионами. Положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы) образуют ионные связи за счет электрического притяжения.В твердой форме ионные связи между ионами натрия и хлорида очень сильны, потому что ионы расположены так близко друг к другу. Эти ионы составляют поваренную соль.

Ионные связи могут разрушаться в воде. Частичные заряды на молекулах воды притягиваются к полным ионным зарядам на ионах. Когда твердое вещество растворяется, оно распадается на отдельные ионы, каждый из которых окружен сферой из молекул воды.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Два основных свойства влияют на то, как и образуются ли связи между атомами.Во-первых, состояние внешней электронной оболочки атома определяет, является ли атом реактивным. Гелий и неон имеют внешние оболочки, полностью заполненные электронами, и по этой причине эти атомы инертны. Однако если атом имеет частично заполненную внешнюю оболочку, он имеет тенденцию образовывать связи с другими атомами. Второе главное свойство — это электроотрицательность атома, которая влияет на типы связей, которые формирует атом. Если два атома имеют одинаковую электроотрицательность, они имеют тенденцию делить электроны поровну в неполярных ковалентных связях.Однако, если электроотрицательности различаются, то атомы имеют тенденцию образовывать полярные ковалентные связи или ионные связи.

Связи между атомами в молекулах также влияют на то, как эти молекулы взаимодействуют с другими молекулами. Например, если молекула содержит полярные ковалентные связи, то сама молекула, вероятно, полярна. Полярная молекула может образовывать водородные связи с молекулами воды и, следовательно, растворяться в водянистой среде клетки. После растворения он может легче находить и взаимодействовать с другими молекулами и, таким образом, участвовать в метаболизме клетки.Водородные связи также важны, потому что они удерживают вместе области больших молекул, таких как ДНК или белки, поддерживая форму и функции этих важных биомолекул.

Связь

— Почему атомы «хотят» иметь полную внешнюю оболочку?

Вы придаете слишком большое значение структурам Льюиса. Правило восьми электронов и структуры Льюиса, которые на его основе, являются лишь приблизительными руководящими принципами для разработки электронной структуры соединения в очень общих чертах.Часто эти общие черты достаточно точны, чтобы сделать некоторые значимые утверждения о молекулярных свойствах, но они не точно описывают истинное распределение электронов или заряда в соединении. Возьмем, к примеру, воду. Как вы говорите, правило восьми электронов предсказывает, что каждый атом водорода передаст по одному электрону молекуле кислорода, которая затем будет нести заряд -2. Но эксперименты показывают другой результат: здесь вы можете найти статью, в которой определено

, что стоит примерно $ 0.5 e $ перечисляется с каждого атом водорода к кислороду

, что соответствует частичному расходу кислорода в размере -1 доллар США, и здесь вы можете найти аналогичную претензию:

Распределение заряда существенно зависит от геометрии атома и метода его расчета, но, вероятно, будет примерно $ -0,7e $ на атоме кислорода (с равным, но противоположным положительным зарядом, поровну разделенным между атомами водорода) для изолированной молекулы.

И отсутствие заряда в $ -2e $ у кислорода вполне понятно, если вы посмотрите на сродство кислорода к электрону (например,{-1} $, поэтому еще один электронный перевод стоит очень дорого. Довольно экстремальная ситуация с двухзарядным кислородом, описываемая правилом восьми электронов, очень редко встречается в реальных соединениях. Даже в ионных соединениях, подобных $ \ ce {NaCl} $, электрон не на 100% полностью передается с электроположительного элемента на электроотрицательный.

Видео с вопросом: Определение структуры электронной оболочки атома кислорода

Стенограмма видео

На каком изображении показано расположение электронов в атоме кислорода?

Нам дали пять диаграммы электронных оболочек.В середине рисунок ядро, намного, намного больше по сравнению с атомом, чем оно было бы на самом деле жизнь. Красные кружки с p — протоны, а белые кружки с n — нейтроны. Черные кружки — электронные оболочки, в которые может поместиться ограниченное количество электронов. А синие точки — это электроны.

Вопрос в том, рисунок, который показывает расположение электронов в атоме кислорода.Кислород — это элемент, который мы можем найти в периодической таблице. Здесь мы видим, что атомный количество кислорода восемь. Это означает, что каждый атом или ион Кислорода в ядре восемь протонов. Атомы нейтральны, а это значит, что мы нужно равное количество электронов и протонов. Первое, что мы можем сделать, это проверить все наши диаграммы изображают восемь протонов и восемь электронов.

Все ядра выглядят одинаково, и у каждого из них по восемь протонов.Это означает, что мы имеем дело с ядра кислорода, и мы можем перейти к следующему испытанию. Самый простой способ отсчитать электроны должны определить электронную конфигурацию каждой диаграммы. Мы делаем это, считая электроны в каждой оболочке, начиная с первой оболочки.

На первой диаграмме два электронов в первой электронной оболочке, во второй их два, и есть четыре в третьем.Это правильное количество электроны, но мы вернемся к этому через мгновение. На второй диаграмме конфигурация два, шесть. И третий Диаграмма имеет конфигурацию ноль, восемь. Помните, ноль по-прежнему имеет значение потому что это внутренняя оболочка. На четвертой диаграмме конфигурация восемь. И на последней диаграмме конфигурация четыре, четыре.

Каждая электронная оболочка имеет фиксированную максимальное количество электронов, которое может вместить.Вы можете поместить два электрона в первая электронная оболочка и до восьми во второй. Другой принцип, который мы собираемся Чтобы найти ответ, можно сказать, что электроны занимают наиболее стабильное пространство. Для электронных оболочечных диаграмм это означает самую низкую доступную оболочку.

Итак, на первой диаграмме мы можем видите, что есть два электрона в самой нижней доступной оболочке. Это хорошо. Однако есть четыре электрона в третьей оболочке, когда во второй еще есть место.Значит, это не тот диаграмма. На второй диаграмме есть снова два электрона в первой электронной оболочке. А остальные шесть из восемь электронов заполняют вторую оболочку должным образом. Итак, это правильный диаграмма. Но давайте посмотрим на остальные три на всякий случай.

На третьей диаграмме есть восемь электронов во второй оболочке, когда есть два свободных места в первый.Значит, это не тот конфигурация. Для четвертой диаграммы все электроны в первой электронной оболочке, что на шесть больше. И на последней диаграмме есть два слишком много электронов в первой электронной оболочке. Это означает, что изображение, которое показывает правильное расположение электронов в атоме кислорода — это тот, у которого восемь протонов в ядре, два электрона в первой оболочке и шесть во второй.

Образование отрицательных ионов — Как металлы и неметаллы соединяются, образуя соединения? — OCR 21C — Редакция GCSE Chemistry (Single Science) — OCR 21st Century

Отрицательные ионы называются анионами.

Кислород находится в группе 6. У атома кислорода шесть электронов во внешней оболочке. Атом более устойчив, если у него полная внешняя оболочка.

Атом кислорода может получить два электрона, чтобы заполнить его внешнюю оболочку. Он по-прежнему будет иметь восемь положительных протонов, но теперь будет иметь десять отрицательных электронов.Это дает ему общий заряд -2.

Этот заряд добавлен к символу кислорода, O ^2-. Всегда пишется как 2, а не как -2. Название кислорода меняется, когда его называют ионом. Ион называется ионом ox ide .

Атом кислорода получает два электрона для образования оксидного иона

Имя иона неметалла отличается от имени его элемента:

9088 Группа сера

Имя атома	Имя иона
Кислород	Оксид
Фтор	Фторид
Бром	Бромид
Йод	Иодид
Сера		9088Он имеет атомный номер 9 и массовое число 19. Сколько внешних электронов имеет атом фтора? Какой заряд у фторид-иона и каков его символ? Сколько протонов у фторид-иона? Сколько нейтронов у фторид-иона? Показать ответ У фтора 7 электронов во внешней оболочке (он находится в группе 7, а его электронное расположение — 2,7) фторид-ион имеет заряд -1.Его символ — F ^— количество протонов = атомный номер, поэтому существует 9 протонов количество нейтронов = массовое число — атомный номер, поэтому 19 — 9 = 10 нейтронов #Разное Навигация по записям Предыдущая запись: В чем индивидуальность человека: индивидуальность человека — это… Что такое индивидуальность человека? Следующая запись: Идея бесприданница: Анализ пьесы Бесприданница Островского Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт Рубрики Пушкин Лермонтов Крылов Ломоносов Гоголь Куприн Горький Островский 2019 © Все права защищены. Карта сайта

Подготовка к ОГЭ по химии | Тест по химии (9 класс) на тему:

Кислород энергетические уровни — Справочник химика 21

Периодичность изменения свойств атомов — урок. Химия, 8–9 класс.

Microsoft Word — 90_2012 Лекции ПРАВКА

Контрольное тестирование для входного мониторинга 11 класс

Статьи — Abitu.net

уровней энергии, электронов и ковалентной связи | Глава 4: Периодическая таблица и связь

Покажите анимацию, чтобы представить процесс ковалентного связывания.

Обсудите условия, необходимые для ковалентного связывания, и стабильную молекулу, которая образуется.

Покажите студентам, что когда два атома водорода соединяются вместе, внешний энергетический уровень становится полным.

Попросите учащихся описать ковалентные связи в молекуле водорода в своей таблице действий, а затем просмотреть свои ответы.

Раздайте каждому учащемуся рабочий лист.

Обсудите процесс ковалентной связи в молекуле воды.

Попросите учащихся описать ковалентные связи в молекуле воды в своих рабочих листах.

Предложите учащимся использовать электричество для разрыва ковалентных связей в молекулах воды.

Вопрос для расследования

Материалы для каждой группы

Процедура

Ожидаемые результаты

Обсудите наблюдения студентов.

Помогите студентам понять, как атомы соединяются, образуя молекулы кислорода, метана и углекислого газа.

Экранирование электронов | Химия для неосновных

Цели обучения

Какова цель игры в роллер-дерби?

Сводка

Практика

Обзор

Глоссарий

Список литературы

атомных облигаций | Биология для неосновных I

Что вы научитесь: классифицировать различные типы атомных связей

Результаты обучения

Химическая связь

Электронные конфигурации и периодическая таблица Менделеева

Ионные связи

Видеообзор

Ковалентные облигации

Полярные и неполярные ковалентные связи

Примеры ковалентного связывания

Видеообзор

Водородные связи

Водородная связь между молекулами воды

Видеообзор

Взаимодействия Ван-дер-Ваальса

Техник-радиолог

Почему жизнь зависит от воды

Вода полярная

Вода стабилизирует температуру

Вода — отличный растворитель

Связная вода

Видеообзор

Практический вопрос

Скрипт

Образование химической связи

ВВЕДЕНИЕ

СЦЕНАРИЙ АНИМАЦИИ

Электронные оболочки и химическая реакционная способность

Ковалентные облигации

Полярность и водородная связь

Ионные связи

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

— Почему атомы «хотят» иметь полную внешнюю оболочку?

Видео с вопросом: Определение структуры электронной оболочки атома кислорода

Стенограмма видео

Образование отрицательных ионов — Как металлы и неметаллы соединяются, образуя соединения? — OCR 21C — Редакция GCSE Chemistry (Single Science) — OCR 21st Century

Добавить комментарий Отменить ответ