Как определить полярность молекулы

Строение и ожидаемая полярность молекул

Тип молекулы Геометрическая форма Ожидаемая полярность Примеры
АВ Гантелевидная Полярная НCl, ClF
АВ2 Линейная Угловая Неполярная Полярная CO2, CS2 H2O, SO2
АВ3 Треугольная Тригональная пирамида Т-образная Неполярная Полярная Полярная BCl3, SO3 NH3, PCl3 ClF3, BrF3
АВ4 Тетраэдр Квадрат Искаженный тетраэдр Неполярная Неполярная Полярная CCl4, SiF4 XeF4 SF4, TeCl4
АВ5 Тригональная бипирамида Квадратная пирамида Неполярная Полярная PF5, PCl5 IF5
АВ6 Октаэдр Неполярная SF6, WF6
АВ7 Пентагональная бипирамида Неполярная IF7

Образование молекул по ММО принято представлять в виде энергетических диаграмм (см. примеры решения задач). В средней части диаграммы изображают МО, а по краям располагают АО взаимодействующих атомов в соответствии с их энергиями. Связывающие МО всегда находятся ниже исходных АО, а разрыхляющие МО – выше, поскольку им соответствует более высокая энергия.

По энергетической диаграмме ММО можно определять:

1. Кратность или порядок связи n по формуле

, (18)

где – количество электронов на связывающих МО; – количество электронов на разрыхляющих МО. С увеличением порядка связи в однотипных молекулах растет энергия связи и уменьшается ее длина;

2. Магнитные свойства частицы: если на МО имеются непарные электроны, то молекула обладает свойствами парамагнетика (на ее поведение оказывает влияние магнитное поле), а если все электроны спарены, то она диамагнитная (не реагирует на магнитное поле).

При описании по ММО двухатомных гетроядерных молекул, то есть молекул, образованных разными по природе элементами, следует учитывать, что исходные АО одинаковых подуровней у взаимодействующих атомов будут обладать различными значениями энергий. У более электроотрицательного атома (атом В) энергия АО несколько ниже, чем у атома с меньшим значением ЭО (атом А) (см. рис.3). Поэтому в таких молекулах связывающие МО располагаются ближе к АО атома с большим значением ЭО, а разрыхляющие – ближе к атому с меньшим значением ЭО. Разность между энергиями АО взаимодействующих атомов b характеризует полярность связи, а разность между энергиями АО и ближайшей к атому МО а характеризует ковалентность связи. Чем больше b (меньше а), тем больше полярность связи, то есть выше ее СИ и меньше СК.

Рис. 3. Энергетическая диаграмма гетероядерной молекулы типа АВ.

Чем больше DЭО атомов, образующих химическую связь, тем выше ее СИ, то есть больше эффективный заряд на атомах. При DЭО > 1,9 величина эффективного заряда q > ½ 0,5×е½ (см. рис.1) и вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами. Химическая связь, возникающая между такими частицами называется ионной.

Электрическое поле, создаваемое ионами, является сферическим, поэтому каждый ион способен притягивать к себе независимо от направления сразу несколько ионов другого знака, количество которых зависит от размеров и зарядов взаимодействующих частиц. Таким образом, ионная связь, в отличие от КС, не насыщаема и не направлена.

Ионные соединения в твердом состоянии образуют ионные кристаллические решетки, характерными особенностями которых являются высокие значения энергии связи, температуры плавления и твердости. Вещества с ионными или сильно полярными связями (соли, кислоты) способны к диссоциации на ионы в расплавах или растворах полярных растворителей, при этом диссоциация в первую очередь протекает по наиболее полярной связи.

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией ионов, которая приводит к уменьшению СИ химической связи.

Поляризацией называют суммарный эффект, получающийся при сочетании поляризующего действия (ПД) ионов с их поляризуемостью. Поляризуемость – это способность электронного облака частицы к деформации под действием электростатического поля другого иона, а напряженность этого поля определяет ПД иона. На практике для определения эффекта поляризации можно принимать во внимание только ПД катиона и поляризуемость аниона.

ПД катиона тем значительнее, чем меньше радиус и главное квантовое число внешних АО иона и больше его заряд. Поэтому наиболее сильным ПД обладают катионы малых периодов. Поляризуемость аниона тем выше, чем больше его радиус, заряд и значение главного квантового числа внешних АО. При одинаковом значении главного квантового числа d-электроны поляризуются в большей степени, чем p- и s-электроны.

Силы электростатического взаимодействия между молекулами, возникающие без передачи атомами электронов на расстояниях превышающих длину связи, называются вандерваальсовыми силами. Различают три вида такого взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное. Ориентационное взаимодействие проявляется между полярными молекулами, индукционное – при действии полярной молекулы на неполярную, а дисперсионное – является универсальным, так как проявляется в любых случаях.

Наличие вандерваальсовых сил обусловливает притяжение молекул и агрегацию вещества с образованием молекулярных кристаллов. Такие силы гораздо слабее, чем ковалентная или ионная связь, поэтому вещества с молекулярно-кристаллическим строением характеризуются невысокими температурами плавления, способностью к возгонке и малой твердостью.

Промежуточное положение между химической связью и вандерваальсовыми взаимодействиями занимает водородная связь (ВС), которая возникает между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованными атомами F, O или N (реже Cl или S), принадлежащими другим молекулам. ВС проявляется тем сильнее, чем больше ЭО и меньше радиус атома-партнера.

Возникновение ВС обусловлено способностью атома водорода глубоко внедряться в электронную оболочку атома с высокой ЭО из-за своего малого размера и отсутствия внутренних электронных слоев. Энергия ВС невелика (8–80 кДж/моль), поэтому такую связь легко разрушить.

Наличие ВС является причиной объединения молекул в димеры или более сложные ассоциаты, а также объясняет аномально высокие температуры кипения и плавления некоторых веществ, так как на разрыв таких связей требуется дополнительная затрата энергии.

Примеры решения задач

Пример 1. Средняя энергия связи N–Н в молекуле NH3 равна 385 кДж/моль. Какое количество энергии необходимо затратить, чтобы разложить на атомы: а)1 молекулу аммиака; б) 10 г аммиака?

Р е ш е н и е

По формуле (15) найдем энергию образования 1 моль молекул аммиака

кДж/моль.

Тогда на разрушение 1 молекулы аммиака понадобиться энергия

Дж.

Энергия, необходимая для разложения 10 г аммиака

кДж.

Пример 2.Укажите механизм образования связей, направление смещения общих электронных пар и способ перекрывания АО в ионе SiF . Установите тип гибридизации центрального атома, форму и полярность молекулы.

Р е ш е н и е

Ион SiF может быть получен при взаимодействии двух ионов F– c молекулой SiF4. Запишем электронные формулы валентных подуровней взаимодействующих атомов и ионов

Si:…3s23p23d0 F:…2s22p5 F–: :…2s22p6

В основном состоянии атом кремния имеет 2 непарных электрона на 3p подуровне, атом фтора – 1 непарный электрон на 2р, а ион фтора – не имеет непарных электронов. Для образования четырех связей с четырьмя атомами фтора по обменному механизму атому кремния необходимо иметь четыре одноэлектронных АО, поэтому он перейдет в возбужденное состояние

Si + E ® Si*: …3s13p3.

Свободные АО 3d-подуровня со стороны Si участвуют в образовании двух связей с ионами F– по донорно-акценторному механизму, где кремний выполняет роль акцептора, а ионы фтора являются донорами. Таким образом, в частице SiF четыре связи образованы по обменному механизму, а две по донорно-акцепторному.

По табл.4 находим ЭО(Si) = 1,74 и ЭО(F) = 4,00. ЭО(F) > ЭО(Si), значит смещение общих электронных пар происходит к атому F.

Поскольку все связи в ионе SiF являются одинарными, значит по способу перекрывания АО все они являются s-связями.

Тип гибридизации определяем по числу АО кремния, которые участвовали в образовании связей независимо от механизма их возникновения. Со стороны атома Si связи образованы с участием одной s-, трех p- и двух d-АО, следовательно тип гибридизации sp3d2. По табл.5 определяем, что геометрическая форма – октаэдр, так как все гибридные АО являются связывающими (количество Ё = 0). По табл.6 определяем, что частица SiF неполярная, то есть .

Пример 3.ЭМД молекулы IСl равен 0,54 D. Определите степень ковалентности связи и длину диполя молекулы.

Р е ш е н и е

По табл.4 определяем что ЭО атомов хлора и йода равны 2,83 и 2,21 соответственно. Найдем разность ЭО атомов

DЭО(Cl–I) = 2,83 – 2,21 = 0,62.

По графику на рис.1 определяем СИ связи. СИ » 5 %. Тогда

СК = 100 – 5 = 95 %.

По формуле (17) вычисляем эффективные заряды атомов

Кл.

В молекуле IСl присутствует только одна связь I–Cl, поэтому ЭМД молекулы и ЭДМ связи совпадают. По формуле (16) оценим длину диполя

Пример 4. Составьте энергетическую диаграмму МО молекулы C2 и определите порядок связи в частице. Каковы ее магнитные свойства?

Р е ш е н и е

Образование химической связи в молекуле C2 может быть представлено следующим образом:

2C: 1s22s22p5 → C2 .

Строим энергетическую диаграмму молекулы (см. рис.4), из которой следует, что молекула С2 диамагнитная (все электроны спаренные).

Порядок связи оценим по формуле (18)

Пример 5. Составьте энергетические диаграммы МО для частиц СN– и NО. Определите магнитные свойства каждой частицы. Какая из них более прочная и почему?

Р е ш е н и е

Ион СN– состоит из атома углерода и иона N–. Электроны в этих частицах распределяются по АО следующим образом

С: 1s22s22p2 N–: 1s22s22p4.

Рис. 4. Энергетическая диаграмма молекулы С2 по ММО.

а) б)

Рис. 5 Энергетические диаграммы СN– и NO­.

n = (9 – 4) /2 = 2,5.

В ионе СN– нет непарных электронов, значит частица диамагнитная.

Молекула NО состоит из атомов азота и кислорода. Электроны в этих атомах распределяются по АО следующим образом

N: 1s22s22p3 О: 1s22s22p4.

n = (10 – 5)/2 = 2,5.

NО – парамагнетик.

Прочность частиц СN– и NO можно сравнить по величине порядка связи. Чем больше порядок связи, тем больше энергия связи и меньше длина связи. В нашем случае n(CN–) = n(NО), следовательно эти частицы имеют приблизительно одинаковые значения энергий и длин связей, то есть обладают одинаковой прочностью.

Р е ш е н и е

При одинаковых зарядах и размерах ионов Na+ и Cu+ различие в их поляризующем действии определяется особенностями их электронного строения.

Запишем электронные формулы ионов:

Cu+: …3s23p63d10 Na+: …2s22p6.

У иона Cu+ ПД выражено сильнее, чем у иона Na+, так как главное квантовое число внешних АО у первого иона равно 3, а у второго – 2. В результате связь в кристаллах CuCl является в меньшей степени ионной, чем в NaCl. Поэтому кристаллическая решетка NaCl более близка к чисто ионному типу и имеет более высокую температуру плавления, чем у CuCl.

Пример 7. CaF2 не распадается на атомы даже при 1000°С, а CuI2 неустойчив уже при обычной температуре. Чем объяснить различную прочность этих соединений?

Р е ш е н и е

Ион Cu2+, имеющий небольшой радиус 0,08 нм, обладает сильным ПД, а большой по размеру ион I– (r = 0,22 нм) характеризуется высокой поляризуемостью. Поэтому поляризация аниона I– катионом Cu2+ приводит к практически полному переходу электрона от аниона к катиону. В результате ион Cu2+ восстанавливается до Cu+, а ион I– окисляется до свободного йода. Поэтому соединение CuI2 неустойчивое.

Радиус иона Са2+ составляет 0,104 нм, поэтому он оказывает более слабое ПД на анион, чем ион Cu2+. С другой стороны, поляризуемость иона F–, имеющего сравнительно малый размер (r = 0,133 нм), значительно меньше, чем у иона I–. При взаимодействии слабополяризующего катиона Са2+ со слабо поляризующимся анионом F– электронные оболочки ионов почти не деформируются, СИ связи практически не снижается, поэтому соединение СаF2 устойчиво.

Пример 8. H2S при обычной температуре – газ, а вода – жидкость. Чем можно объяснить это различие в физических свойствах?

Р е ш е н и е

Кислород более ЭО элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.

Пример 9 . Ниже приведены Ткип (в К) благородных газов

Не Nе Ar Kr Xe Rn

4,3 27,2 87,3 119,9 165,0 211,2

Чем объясняется повышение Ткип в данном ряду?

Р е ш е н и е

С ростом порядкового номера благородных газов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы межмолекулярного взаимодействия между ними. Отрыв атомов друг от друга, происходящий при переходе вещества из жидкого в газообразное состояние, требует все большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры кипения.

Литература

1. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высш. шк., 1998.

2. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. М.: ООО «Дрофа», 2002.

4. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Изд-во «Астрель», 2004.

5. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. шк., 1991.

6. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988.

7. Задачи и упражнения по общей химии / Под ред. Коровина Н.В. М.: Высш. шк., 2003.

8. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. Л.: Высш. шк., 1991.

Обменный механизм ковалентной связи и строение молекул (Теория), страница 2

Текст 2 страницы из документа «Обменный механизм ковалентной связи и строение молекул»

молекуле ВH3 и структура молекулы

Векторная сумма электрических моментов диполей связей равна нулю ( = 0). Молекула. ВН3 неполярна.

Пример 5. Предскажите структуру и полярность молекул типа АВ4 (атом А в возбужденном состоянии).

Возьмем молекулу SiH4. Валентность атома кремния, равная четырем, возможна при его возбуждении: Si … 3s1 3p1

­

­

­

­

При гибридизации одной s- и трех р-орбиталей атома кремния (sp3-гибридизация) образуются четыре sp3-гибридные орбитали, расположенные в пространстве от центра тетраэдра к его вершинам под углом 109°28′ (рис. 2.9).

Образующаяся молекула SiH4 имеет тетраэдрическую структуру (рис. 2.10).

Электрический момент диполя молекулы равен нулю ( = 0), следовательно, молекула SiH4 неполярна.

sp3-гибридизация, возможна в атомах С, Si, Ge и др. при образовании ими молекул СН4, SiH4, GeCl2 и др.

Рис. 2.9. sp3-гибридные орбитали

Рис. 2.10. Схема образования связей в

молекуле и структура молекулы SiH4

2.4. ЗАДАНИЕ К ПРАКТИЧЕСКИМ ЗАНЯТИЯМ

Ответьте на следующие вопросы в (соответствии с номером Вашего варианта).

1. Покажите перекрывание электронных облаков при образовании химических связей в молекуле (табл. 2.1).

2. Охарактеризуйте эти химические связи: являются ли они полярными, d или p связи.

3. Каково примерное значение валентного угла?

4. Имеет ли место гибридизация электронных орбиталей и почему?

5. Является ли рассматриваемая молекула полярной или нет и почему? Какова геометрическая структура молекулы?

6. Приведите пример молекул, имеющих, по Вашему мнению, аналогичную структуру.

Таблица. 2.1.

2.5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что является причиной образования химической связи? Каким энергетическим эффектом (положительным или отрицательным) сопровождается этот процесс?

2. Может ли длина связи быть равной сумме радиусов двух атомов, которые ее образую?

3. Как влияет размер атомов на длину и энергию образующейся между ними связи?

4. Почему при наличии одной связи между атомами она может быть только d — связью? При каких условиях образуются p и d связи? Для всех ли форм электронных облаков возможно образование этих связей?

5. Что называется электрическим моментом диполя молекулы? В каких случаях он совпадает с моментом диполя связи? Как зависят его значения от полярности связей в молекуле и их пространственной ориентации.

6. Какие типы гибридизации Вам известны? Чем определяется пространственное положение гибридных орбиталей, и под каким углом по отношению друг к другу они располагаются в случае sр, sр2 и sp3-гибридизации? Какие геометрические конфигурации молекул это определяет?

2.6. ЗАДАЧИ

1. Приведите примеры, когда один и тот же элемент, взаимодействуя с атомами различных элементов, образует ионную, ковалентную полярную и ковалентную неполярную связи.

2. Атомы простых веществ могут вступать во взаимодействие между собой. Какие виды химической связи при этом возникают? Приведите примеры.

3. Как связаны между собой энергия и длина связи (для однотипных молекул)?

4. От каких факторов зависит прочность химической связи?

5. Почему при образовании ковалентной связи расстояние между ядрами двух атомов строго определено? Как оно называется?

6. Как изменяется энергия системы из двух атомов водорода при их сближении?

7. Почему для образования химической связи необходима определенная ориентация спинов неспаренных электронов?

8. Электроны какого энергетического уровня участвуют в образовании химической связи? Ответ поясните примерами.

9. Основным или возбужденным является валентное состояние для атомов водорода, бериллия, бора, фтора? Назовите элементы, для которых возможно только одно валентное состояние, и укажите, каким оно будет — основным или возбужденным?

10. Сколько валентных состояний возможно для атомов кислорода, серы, фтора и хлора?

11. Для какой из связей величина l и PСВ имеют большее значение: а) HF или HCl;

б) Н-О или Н-S;

в) H-N или Н-Р;

г) C-F или С-Н? В какой последовательности по убывающей полярности связей надо расположить молекулы: СF4, СCl4, BCl3, BF3, SiF4?

12. В какой из молекул H2O или H2S химические связи более прочные и почему?

13. Приведите примеры молекул, в которых связь между атомами осуществляется одной, двумя, тремя парами электронов.

14. Сколько связей в молекуле N2? Равноценны ли эти связи по энергии.

15. Сколько химических связей возникает при образовании молекулы РbO? Какая из них прочнее и почему?

16. Дипольный момент молекулы ЭH3 (Э — свободный элемент) равен 4,93´10-30 Кл.м. Вычислите длину диполя, если его заряд составляет 1´10-19 Кл. Можно ли предположить, что молекула имеет форму правильного треугольника?

17. Длина диполя молекулы HCl равна 0,22´10-8 см, а электрический заряд диполя равен 4,68´10-21 Кл. Вычислите дипольный момент молекулы.

18. Что называют электрическим моментом диполя молекулы? В каких случаях он совпадает с моментом диполя связи? Как зависят его значения от полярности связей в молекуле и их пространственной направленности.

19. Как должны меняться значения моментов диполей молекул в ряду: NH3 — PH3 — AsH3

20. Каково примерное значение угла между связями в молекуле AsJ3. Будет ли эта молекула полярной.

21. Покажите перекрывание электронных облаков, возникающее при образовании молекул между атомами водорода и атомами следующих элементов: а) брома, б) теллура, в) мышьяка.

22. Какова пространственная конфигурация молекул, образованных атомами водорода в атомами следующих элементов а) теллура, б) мышьяка; в) кремния?

23. Сформулируйте основные положения теории гибридизации атомных орбиталей для объяснения пространственной конфигурации молекул.

24. Укажите тип гибридизации электронов магния в молекуле MgBr2, если угол между связями равен 180°. Охарактеризуйте химические связи в этой молекуле. Полярна эта молекула или нет?

25. Молекула хлорида бора BCl3 имеет плоскую структуру, а хлорида азота NCl3 — пирамидальную. В чем причина такого различия? Полярны или нет эти молекулы?

26. При каком относительном положении двух, трёх, четырёх полярных связей их электрические моменты диполи компенсируют друг друга?

27. Исходя из пространственной конфигурации молекул BeF2 и SeF2 определите, будут ли они полярны или нет?

28. Почему молекула SnCl2 полярна, a SnCl4 нет? Одинакова ли пространственная конфигурация этих молекул?

29. Почему углы между связями в молекулах гидридов элементов IV группы (CH4, SiH4) одинаковы, а в молекулах гидридов элементов V группы (H2S, H2Se) они различны?

30. Имеет ли место гибридизация электронных орбиталей в молекулах

SiCl2 и SiCl4? Какова геометрическая конфигурация этих молекул, полярны ли они?

  1. Задачи повышенной сложности

1. Как влияет величина валентного угла в молекуле на величину ее электрического момента диполя? Покажите это на примере трехатомных молекул, имеющих валентные углы равными 180°, 120° и 90°?

2. Известны валентные углы гидридов элементов V группы:

NН3, РH3, AsH3, SbH3

107,3° 93,3° 91,8° 91,3°

Как Вы объясните резкое различие значений углов у молекулы NH3 и PH3 и далее более плавное уменьшение углов при переходе вниз по подгруппе элементов?

3. Углы между связями в молекулах гидридов и фторидов азота и кислорода равны: в NH3 107°, в H2O 104,5°, в NF3 102°, в F2O 101,5°. Почему углы между связями в молекулах фторидов меньше, чем у гидридов.

4. Как Вы можете объяснить близость значений валентных углов в молекулах CH4(109°), NH3(107°) и H2O (105°)?

5. Валентные углы в молекулах H2O и F2O примерно одинаковы, а электрические моменты диполей этих молекул значительно отличаются друг от друга и соответственно равны 6,1´10-30 и 1,0´10-30 Кл.м. В чем Вы видите причину такого различия?

От чего зависит полярность молекулы

Когда молекула образована неполярными связями, она сама в целом тоже неполярна. Вообще, только одинаковые атомы образуют между собой совер­шенно неполярные ковалентные связи. В противном случае имеется хотя бы небольшое различие в электроотрицательностях, и ковалентная связь оказывается полярной. Таким образом, связи Н—Н и С—С — непо­лярные, а такие связи, как С=О, С—Сl и О—Н — полярные ковалентные связи.

Если же связи полярны, то полярность молеку­лы определяется ее формой (геометрией). Например, диоксид углерода СO2 представляет собой линейную молекулу (угол между связями 180°). Поэтому, хотя каждая связь из-за различия в электроотрицатель­ностях полярна, молекула в целом неполярна:

Строение молекулы СO2

Концы молекулы заряжены отрицательно, а центр положительно. По­лярности обеих связей компенсируют друг друга, поэтому молекула неполярна.

В отличие от молекулы СО2 молекула воды имеет изогнутую форму, представляя собой треугольник. Угол между связями Н —О составляет 105 . Атом кислорода несет частичный отрицательный заряд, а атомы во­дорода — частичный положительный,и в целом молекула воды полярна:

Полярность молекулы воды

Строение молекулы воды

Химическая полярность — Chemical polarity

«Полярная молекула» и «Неполярная» перенаправлять здесь. Для других видов использования термина «Polar», см Polar . Молекула воды , обычно используемый пример полярности. Два обвинения присутствуют с отрицательным зарядом в середине (красный оттенок), и положительный заряд на концах (синий оттенок).

В химии , полярность является разделением электрического заряда , ведущего к молекуле или ее химическим группам , имеющим электрический дипольный момент , с отрицательно заряженным концом и положительно заряженным концом.

Полярные молекулы должны содержать полярные связи из — за разницы в электроотрицательности между связанными атомами. Полярная молекула с двумя или более полярными связями должна иметь геометрию , которая является асимметричной по меньшей мере в одном направлении, так что диполи облигаций не компенсируют друг друг.

Полярные молекулы взаимодействуют через диполь-дипольные межмолекулярные силы и водородные связи . Полярность лежит в основе ряда физических свойств , включая поверхностное натяжение , растворимость и плавления и кипения.

Упражнение 3. Какую геометрическую форму будут иметь молекулы двух фторидов — бора и азота (BF3 и NF3 соответственно)? Дайте обоснованный ответ. из ГДЗ по химии за 11 класс Габриелян.

  • 1. В молекулах водородных соединений углерода, азота и кислорода СН4, NH3 и Н2O валентные орбитали центральных атомов неметаллов имеют одинаковое состояние sp3-гибридизац…
  • 2. Почему графит электропроводен, а алмаз нет?В кристалле алмаза в атомах углерода все электроны задействованы в образовании связей друг с другом, поэтому он не проводит …
  • 3. Какую геометрическую форму будут иметь молекулы двух фторидов — бора и азота (BF3 и NF3 соответственно)? Дайте обоснованный ответ.3. Какую геометрическую форму будут и…
  • 4. Молекула фторида кремния SiF4 имеет тетраэдрическое строение, а молекула хлорида брома BCl3 — форму треугольника — плоскостное. Почему?4. Молекула фторида кремния SiF4…
  • 1. Что такое дисперсные системы?Дисперсные системы — гетерогенные системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объеме другого….
  • 2. При повреждении кожи (ранке) наблюдается свертывание крови — коагуляция золя. В чем сущность этого процесса? Почему это явление выполняет защитную функцию для организм…
  • 3. Расскажите о значении различных дисперсных систем в быту.Примерами дисперсных систем, применяемых в быту, могут служить: известковое молоко для побелки (суспензия), же…
  • 4. Проследите эволюцию коллоидных систем в процессе развития жизни на Земле.В процессе развития жизни на Земле коллоидные системы эволюционировали от более мелких частиц …
  • 1. Установите параллели между двумя ведущими теориями химии — Периодическим законом и Периодической системой химических элементов Д. И. Менделеева и теорией химического с…
  • 2. Какую роль сыграла теория строения химических соединений в становлении Периодического закона?Теория строения органических веществ сыграла важную роль в становлении Пер…

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *