Meghatározás

A kovalens kötés egy kémiai kötés, amely vegyértékelektronjaik atomjainak szocializációja következtében jön létre. A kovalens kötés kialakulásának kötelező feltétele az atompályák (AO) átfedése, amelyeken vegyértékelektronok helyezkednek el. A legegyszerűbb esetben két AO átfedése kettő kialakulásához vezet molekuláris pályák(MO): MO megkötése és kötést gátló (lazító) MO. A megosztott elektronok egy alacsonyabb energiájú kötő MO-n helyezkednek el:

Kommunikációs oktatás

Kovalens kötés (atomi kötés, homeopoláris kötés) - két atom közötti kötés két elektron szocializációja (elektronmegosztása) következtében - minden atomból egy:

A. + B. -> A: B

Emiatt a homeopoláris kapcsolat irányadó jellegű. Egy kötést létrehozó elektronpár egyszerre tartozik mindkét kötőatomhoz, például:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

A kovalens kötés típusai

Háromféle kovalens kémiai kötés létezik, amelyek a kialakulásuk mechanizmusában különböznek:

1. Egyszerű kovalens kötés . Kialakulásához mindegyik atom egy párosítatlan elektront biztosít. Ha egyszerű kovalens kötés jön létre, az atomok alaki töltései változatlanok maradnak. Ha az egyszerű kovalens kötést alkotó atomok azonosak, akkor a molekulában lévő atomok valódi töltései is azonosak, mivel a kötést alkotó atomok egyformán birtokolnak egy szocializált elektronpárt, az ilyen kötést nem poláris kovalens kötésnek nevezzük. Ha az atomok különbözőek, akkor egy szocializált elektronpár tulajdoni fokát az atomok elektronegativitásának különbsége határozza meg, a nagyobb elektronegativitású atomnak nagyobb a kötéselektronpárja, ezért a valódi töltése negatív előjelű, az alacsonyabb elektronegativitású atom azonos előjelű, de pozitív előjelű.

Szigma (σ)-, pi (π)-kötések - a molekulák kovalens kötéseinek hozzávetőleges leírása szerves vegyületek, σ-kötésre jellemző, hogy az elektronfelhő sűrűsége az atommagokat összekötő tengely mentén maximális. A π-kötés kialakulásakor az elektronfelhők úgynevezett laterális átfedése következik be, és az elektronfelhő sűrűsége maximum a σ-kötés síkja "felett" és "alatt" van. Vegyünk például etilént, acetilént és benzolt.

A C 2 H 4 etilénmolekulában kettős kötés van CH 2 \u003d CH 2, ennek elektronikus képlet: N:S::S:N. Az összes etilén atom magja ugyanabban a síkban található. Mindegyik szénatomból három elektronfelhő három kovalens kötést hoz létre más atomokkal ugyanabban a síkban (köztük körülbelül 120°-os szöggel). A szénatom negyedik vegyértékelektronjának felhője a molekula síkja felett és alatt helyezkedik el. Az ilyen, mindkét szénatomból álló elektronfelhők, amelyek részben átfedik egymást a molekula síkja felett és alatt, második kötést képeznek a szénatomok között. A szénatomok közötti első, erősebb kovalens kötést σ-kötésnek nevezzük; a második, kevésbé erős kovalens kötést π-kötésnek nevezzük.

Lineáris acetilén molekulában

H-S≡S-N (N: S::: S: N)

σ-kötés van a szén- és hidrogénatom között, egy σ-kötés két szénatom között, és két π-kötés ugyanazon szénatomok között. Két π-kötés található a σ-kötés hatásköre felett, két egymásra merőleges síkban.

A C 6 H 6 ciklusos benzolmolekula mind a hat szénatomja ugyanabban a síkban található. σ-kötések hatnak a szénatomok között a gyűrű síkjában; ugyanazok a kötések léteznek minden szénatomnál a hidrogénatomokkal. Minden szénatom három elektront költ ezeknek a kötéseknek a létrehozására. A szénatomok negyedik vegyértékelektronjainak nyolcas alakú felhői a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkednek el. Mindegyik ilyen felhő egyformán átfedi a szomszédos szénatomok elektronfelhőit. A benzolmolekulában nem három különálló π-kötés jön létre, hanem egyetlen hat elektronból álló π-elektronrendszer, amely minden szénatomra közös. A benzolmolekulában a szénatomok közötti kötések pontosan megegyeznek.

Az elektronok szocializációja következtében (közös elektronpárok kialakulásával) kovalens kötés jön létre, amely az elektronfelhők átfedése során jön létre. Két atomból álló elektronfelhők vesznek részt a kovalens kötés kialakításában. A kovalens kötéseknek két fő típusa van:

• Kovalens, nem poláris kötés jön létre a nemfém atomok között kémiai elem. Az egyszerű anyagoknak van ilyen kötése, például O 2; N2; C 12 .
• Különböző nemfémek atomjai között kovalens poláris kötés jön létre.

Lásd még

Irodalom

• "Kémiai enciklopédikus szótár", M.," Szovjet Enciklopédia", 1983, 264. o.

Szerves kémia
Szerves vegyületek listája

Szerkezeti kémia
Kémiai kötés:	Aromás | kovalens kötés| Ionos kötés | Fém csatlakozás | Hidrogénkötés | Donor-elfogadó kötvény | Tautomeria
Szerkezeti megjelenítés:	Funkcionális csoport | Szerkezeti képlet | Kémiai képlet | ligandum
Elektronikus tulajdonságok:	Elektronegativitás | Elektronaffinitás | Ionizációs energia | Dipólus | Oktett szabály
Sztereokémia:	Aszimmetrikus atom | Izomerizmus | Konfiguráció | Kiralitás | Konformáció

Wikimédia Alapítvány. 2010 .

A kémiai kötés részecskék (ionok vagy atomok) kölcsönhatása, amely az utolsó elektronikus szinten elhelyezkedő elektronok cseréje során megy végbe. Többféle ilyen kötés létezik: kovalens (nem polárisra és polárisra van osztva) és ionos. Ebben a cikkben részletesebben foglalkozunk az első típusú kémiai kötésekkel - kovalens. Pontosabban pedig poláris formájában.

A kovalens poláris kötés egy kémiai kötés a szomszédos atomok vegyértékelektronfelhői között. A "ko-" előtag ebben az esetben azt jelenti, hogy "együtt", és a "valencia" alapját erőnek vagy képességnek fordítják. Azt a két elektront, amely egymással kötődik, elektronpárnak nevezzük.

Sztori

A díjazott először használta ezt a kifejezést tudományos kontextusban Nóbel díj vegyész Irving Lengryum. 1919-ben történt. Munkájában a tudós kifejtette, hogy az a kötés, amelyben két atom közös elektronjait figyeljük meg, különbözik a fémestől vagy az ionostól. Tehát külön név kell hozzá.

Később, már 1927-ben F. London és W. Heitler a hidrogénmolekulát mint kémiailag és fizikailag legegyszerűbb modellt példának véve kovalens kötést írt le. A másik végről fogtak hozzá az üzlethez, és kvantummechanikával támasztották alá megfigyeléseiket.

A reakció lényege

Az atomi hidrogén molekuláris hidrogénné történő átalakításának folyamata egy tipikus kémiai reakció, amelynek minőségi jellemzője két elektron egyesülésekor nagy hőfelszabadulás. Valahogy így néz ki: két héliumatom közeledik egymáshoz, és egy elektron van a pályájukon. Ekkor ez a két felhő közeledik egymáshoz, és egy újat alkotnak, hasonlóan egy héliumhéjhoz, amelyben már két elektron forog.

A kész elektronhéjak stabilabbak, mint a nem teljesek, így energiájuk lényegesen kisebb, mint két különálló atomé. A molekula képződése során a felesleges hő eloszlik a környezetben.

Osztályozás

A kémiában kétféle kovalens kötés létezik:

1. Nem poláris kovalens kötés, amely ugyanazon nemfémes elem két atomja között képződik, például oxigén, hidrogén, nitrogén, szén.
2. Különböző nemfémek atomjai között kovalens poláris kötés jön létre. Jó példa erre a hidrogén-klorid molekula. Amikor két elem atomjai egyesülnek egymással, a hidrogénből származó párosítatlan elektron részben átjut a klóratom utolsó elektronszintjére. Így a hidrogénatomon pozitív, a klóratomon negatív töltés jön létre.

Donor-elfogadó kötés szintén a kovalens kötés egyik fajtája. Abból áll, hogy egy párból egy atom mindkét elektront biztosítja, donorrá válik, és az ezeket elfogadó atomot akceptornak tekintik. Ha az atomok között kötés jön létre, a donor töltése eggyel nő, az akceptor töltése pedig csökken.

Szemipoláris kötés - e A donor-akceptor alfajának tekinthető. Csak ebben az esetben egyesülnek az atomok, amelyek közül az egyik teljes elektronpályával rendelkezik (halogének, foszfor, nitrogén), a másiknak pedig két párosítatlan elektronja (oxigénje). A kommunikáció két szakaszban jön létre:

• először egy elektront eltávolítanak a magányos párból, és összekapcsolják a páratlanokkal;
• a megmaradt párosítatlan elektródák egyesülése, azaz kovalens poláris kötés jön létre.

Tulajdonságok

A poláris kovalens kötésnek megvan a maga sajátja fizikai-kémiai jellemzők mint az irányíthatóság, telítettség, polaritás, polarizálhatóság. Ezek határozzák meg a kapott molekulák jellemzőit.

A kötés iránya a keletkező anyag jövőbeni molekulaszerkezetétől, nevezetesen attól függ geometriai alakzat, amelyet kapcsolódáskor két atom alkot.

A telítettség megmutatja, hogy egy anyag egy atomja hány kovalens kötést tud kialakítani. Ezt a számot a külső atompályák száma korlátozza.

A molekula polaritása abból adódik, hogy a két különböző elektronból képződött elektronfelhő a teljes kerülete mentén egyenetlen. Ez mindegyikükben a negatív töltés különbségének köszönhető. Ez a tulajdonság határozza meg, hogy egy kötés poláris vagy nem poláris. Ha ugyanannak az elemnek két atomja egyesül, az elektronfelhő szimmetrikus, ami azt jelenti, hogy a kötés kovalens, nem poláris. Ha pedig különböző elemek atomjai egyesülnek, akkor aszimmetrikus elektronfelhő jön létre, a molekula úgynevezett dipólusmomentuma.

A polarizálhatóság azt tükrözi, hogy a molekulában lévő elektronok milyen aktívan mozdulnak el külső fizikai vagy kémiai tényezők hatására, mint például elektromos vagy mágneses mező, egyéb részecskék.

A kapott molekula utolsó két tulajdonsága határozza meg a reakcióképességét más poláris reagensekkel.

Sigma kötés és pi kötés

Ezeknek a kötéseknek a kialakulása az elektronfelhőben lévő elektronok eloszlási sűrűségétől függ a molekula kialakulása során.

A szigma-kötést az elektronok sűrű felhalmozódása jellemzi az atommagokat összekötő tengely mentén, azaz a vízszintes síkban.

A pi kötést az elektronfelhők összetömörödése jellemzi a metszéspontjukon, vagyis az atommag felett és alatt.

Kapcsolatok megjelenítése egy képletbejegyzésben

Vegyük például a klóratomot. Külső elektronikus szintje hét elektront tartalmaz. A képletben három párban és egy páratlan elektronban helyezkednek el az elem megjelölése körül pontok formájában.

Ha a klórmolekulát ugyanígy írjuk fel, akkor látható lesz, hogy két párosítatlan elektron két atommal közös párt alkot, ezt megosztottnak nevezzük. Ezenkívül mindegyikük nyolc elektront kapott.

Oktett-kettős szabály

Lewis kémikus, aki felvetette a poláris kovalens kötés kialakulásának módját, kollégái közül elsőként fogalmazott meg egy szabályt, amely megmagyarázza az atomok stabilitását, amikor molekulákká egyesülnek. Lényege abban rejlik, hogy az atomok közötti kémiai kötések akkor jönnek létre, amikor elegendő számú elektron szocializálódik ahhoz, hogy a nemes elemek atomjaihoz hasonlóan ismétlődő elektronikus konfigurációt kapjon.

Vagyis amikor molekulák képződnek, stabilizálásukhoz szükséges, hogy minden atomnak teljes külső elektronszintje legyen. Például a hidrogénatomok molekulává egyesülve megismétlik a hélium elektronhéját, a klóratomok, elektronikus szinten hasonlóságot szereznek az argonatommal.

Link hossza

A kovalens poláris kötést többek között a molekulát alkotó atomok magjai közötti bizonyos távolság jellemzi. Olyan távolságra helyezkednek el egymástól, ahol a molekula energiája minimális. Ennek eléréséhez szükséges, hogy az atomok elektronfelhői a lehető legnagyobb mértékben átfedjék egymást. Az atomok mérete és a hosszú kötés között egyenesen arányos mintázat van. Minél nagyobb az atom, annál hosszabb a kötés az atommagok között.

Egy olyan változat lehetséges, amikor egy atom nem egy, hanem több kovalens poláris kötést alkot. Ekkor az atommagok között úgynevezett vegyértékszögek alakulnak ki. Kilencven-száznyolcvan fokosak lehetnek. Meghatározzák geometriai képlet molekulák.

kovalens kötés nemfémek kölcsönhatásával jön létre. A nemfémek atomjai nagy elektronegativitásúak, és hajlamosak kitölteni a külső elektronréteget az idegen elektronok rovására. Két ilyen atom stabil állapotba kerülhet, ha egyesítik elektronjaikat .

Tekintsük a kovalens kötés kialakulását egyszerű anyagokat.

1.A hidrogénmolekula kialakulása.

Minden atom hidrogén egy elektronja van. Még egy elektronra van szüksége a stabil állapot eléréséhez.

Amikor két atom közeledik egymáshoz, az elektronfelhők átfedik egymást. Megosztott elektronpár jön létre, amely a hidrogénatomokat molekulává köti.

Két atommag közötti térben a közös elektronok gyakoribbak, mint más helyeken. Van kialakítva egy terület megnövekedett elektronsűrűségés negatív töltés. A pozitív töltésű atommagok vonzódnak hozzá, és molekula keletkezik.

Ebben az esetben minden atom egy befejezett kételektronos külső szintet kap, és stabil állapotba kerül.

Egy közös elektronpár képződéséből adódó kovalens kötést egyszeresnek nevezzük.

Megosztott elektronpárok (kovalens kötések) jönnek létre párosítatlan elektronok , a kölcsönhatásban lévő atomok külső energiaszintjein helyezkednek el.

A hidrogénnek egy párosítatlan elektronja van. Más elemeknél a számuk 8 - csoportszám.

nem fémek VII A csoportok (halogének) pedig egy páratlan elektront tartalmaznak a külső rétegen.

Nem fémek VI A csoportok (oxigén, kén) két ilyen elektron van.

Nem fémek VÉs csoportok (nitrogén, foszfor) - három párosítatlan elektron.

2.Fluormolekula képződése.

Atom fluor A külső szinten hét elektron van. Közülük hatan alkotnak párat, a hetedik pedig páratlan.

Amikor az atomok egyesülnek, egy közös elektronpár jön létre, azaz egy kovalens kötés jön létre. Minden atom egy befejezett nyolcelektronos külső réteget kap. A fluormolekulában lévő kötés is egyszeres. Ugyanazok az egyes kötések léteznek a molekulákban klór, bróm és jód .

Ha az atomoknak több párosítatlan elektronja van, akkor két vagy három közös pár jön létre.

3.Oxigénmolekula kialakulása.

Az atomnál oxigén a külső szinten két párosítatlan elektron található.

Amikor két atom kölcsönhatásba lép oxigén két közös elektronpár van. Minden atom a külső szintjét legfeljebb nyolc elektronnal tölti meg. Az oxigénmolekulában a kötés kettős.

Először olyan fogalomról, mint kovalens kötés A vegyész tudósok Gilbert Newton Lewis felfedezése után kezdtek beszélni, aki ezt két elektron szocializációjaként írta le. A későbbi vizsgálatok lehetővé tették a kovalens kötés alapelvének leírását. Szó kovalens a kémia keretein belül az atom azon képességeként fogható fel, hogy kötéseket hozzon létre más atomokkal.

Magyarázzuk meg egy példával:

Két atom van, amelyek elektronegativitása kismértékben különbözik (C és CL, C és H). Általában ezek azok, amelyek a lehető legközelebb állnak a nemesgázok elektronhéjának szerkezetéhez.

Ha ezek a feltételek teljesülnek, ezeknek az atomoknak a magjai a velük közös elektronpárhoz vonzódnak. Ebben az esetben az elektronfelhők nem egyszerűen átfedik egymást, mint a kovalens kötés esetében, amely két atom megbízható kapcsolatát biztosítja, mivel az elektronsűrűség újraeloszlik és a rendszer energiája megváltozik, amit az okoz, hogy egy másik elektronfelhő egyik atomját "húzza" a magközi térbe. Minél kiterjedtebb az elektronfelhők kölcsönös átfedése, annál erősebbnek tekinthető a kapcsolat.

Innen, kovalens kötés- ez egy olyan képződmény, amely két atomhoz tartozó két elektron kölcsönös szocializációjával jött létre.

A molekuláris kristályrácsos anyagok általában kovalens kötésen keresztül jönnek létre. Jellemzői az olvadás és forrás alacsony hőmérsékleten, a rossz vízoldhatóság és az alacsony elektromos vezetőképesség. Ebből arra következtethetünk: az olyan elemek szerkezetének alapja, mint a germánium, szilícium, klór, hidrogén, kovalens kötés.

Az ilyen típusú csatlakozásokra jellemző tulajdonságok:

1. Telíthetőség. Ez a tulajdonság általában a kötések maximális számát jelenti, amellyel meghatározott atomokat létrehozhatnak. Ezt a mennyiséget meghatározzák teljes szám az atom azon pályái, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az atom vegyértéke viszont az erre a célra már használt pályák számával határozható meg.
2. Irányultság. Minden atom hajlamos a lehető legerősebb kötéseket kialakítani. A legnagyobb erősséget két atom elektronfelhőinek térbeli orientációjának egybeesése esetén érjük el, mivel átfedik egymást. Ráadásul a kovalens kötésnek éppen egy olyan tulajdonsága, mint az irányultság, befolyásolja a molekulák térbeli elrendezését, vagyis felelős azok „geometriai alakjáért”.
3. Polarizálhatóság. Ez az álláspont azon az elgondoláson alapul, hogy kétféle kovalens kötés létezik:

• poláris vagy aszimmetrikus. Ilyen típusú kötést csak különböző típusú atomok alkothatnak, pl. azok, amelyek elektronegativitása jelentősen eltér, vagy olyan esetekben, amikor a megosztott elektronpár nincs szimmetrikusan elválasztva.
• atomok között keletkezik, amelyek elektronegativitása közel egyenlő, és az elektronsűrűség eloszlása ​​egyenletes.

Ezenkívül vannak bizonyos mennyiségi jellemzők:

• Kötési energia. Ez a paraméter jellemzi a poláris kötést annak erőssége szempontjából. Az energián azt a hőmennyiséget értjük, amely két atom kötésének megszakításához szükséges, valamint azt a hőmennyiséget, amely egyesülésükkor szabadult fel.
• Alatt kötés hossza a molekuláris kémiában pedig két atom magja közötti egyenes hosszát értjük. Ez a paraméter a kötési szilárdságot is jellemzi.
• Dipólmomentum- a vegyértékkötés polaritását jellemző érték.

kémiai kötés - elektrosztatikus kölcsönhatás az elektronok és az atommagok között, ami molekulák kialakulásához vezet.

A vegyértékelektronok kémiai kötést alkotnak. Az s- és p-elemeknél a külső réteg elektronjai a vegyérték, a d-elemeknél a külső réteg s-elektronjai és az előkülső réteg d-elektronjai. Amikor kémiai kötés jön létre, az atomok külső elektronhéjukat a megfelelő nemesgáz héjává teszik.

Link hossza két kémiailag kötött atom atommagjai közötti átlagos távolság.

A kémiai kötés energiája- a kötés megszakításához és a molekula töredékeinek végtelen nagy távolságra való kidobásához szükséges energia mennyisége.

Vegyértékszög a kémiailag kötött atomokat összekötő vonalak közötti szög.

A kémiai kötések következő fő típusai ismertek: kovalens (poláris és nem poláris), ionos, fémes és hidrogén.

kovalens közös elektronpár képződésével létrejövő kémiai kötésnek nevezzük.

Ha a kötést egy közös elektronpár alkotja, amelyek egyformán tartoznak mindkét összekötő atomhoz, akkor ún. kovalens nem poláris kötés. Ez a kötés például a H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 molekulákban létezik. Azonos atomok között kovalens nem poláris kötés jön létre, és az őket összekötő elektronfelhő egyenletesen oszlik el közöttük.

A két atom közötti molekulákban eltérő számú kovalens kötés jöhet létre (például az F 2, Cl 2, Br 2, I 2 halogénmolekulákban egy, az N 2 nitrogénmolekulában három).

kovalens poláris kötés eltérő elektronegativitású atomok között fordul elő. Az azt alkotó elektronpár az elektronegatívabb atom felé tolódik el, de mindkét atommaghoz kötve marad. Példák kovalens poláris kötéssel rendelkező vegyületekre: HBr, HI, H 2 S, N 2 O stb.

Ión határesetnek nevezik poláris kötés, amelynél az elektronpár teljesen átmegy egyik atomból a másikba, és a megkötött részecskék ionokká alakulnak.

Szigorúan véve csak azok a vegyületek sorolhatók ionos vegyületek közé, amelyek elektronegativitásbeli különbsége 3-nál nagyobb, de nagyon kevés ilyen vegyület ismert. Ide tartoznak az alkálifluoridok és alkáliföldfémek. Hagyományosan úgy gondolják, hogy ionos kötés lép fel olyan elemek atomjai között, amelyek elektronegativitás-különbsége nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán. Példák ionos kötéssel rendelkező vegyületekre: NaCl, KBr, Na 2 O. A Pauling-skála további részleteiről a következő leckében lesz szó.

fém A fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kémiai kötésnek nevezik, amely a fémkristályon keresztül szabadon mozgó elektronok vonzása következtében jön létre.

A fématomok kationokká alakulnak, fémes kristályrácsot alkotva. Ebben a rácsban az egész fémre közös elektronok (elektrongáz) tartják őket.

Képzési feladatok

1. Mindegyik anyag kovalens nem poláris kötéssel jön létre, amelynek képlete a

1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H2, NaBr
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4

2. Az anyagok mindegyikét kovalens poláris kötés képezi, amelynek képlete a

1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4

3. Mindegyik anyag csak ionos kötéssel jön létre, amelynek képlete

1) CaO, H2SO4, N2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF

4. fém csatlakozás listaelemekre jellemző

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

5. A csak ionos és csak kovalens poláris kötéseket tartalmazó vegyületek, ill.

1) HCl és Na2S
2) Cr és Al (OH) 3
3) NaBr és P 2 O 5
4) P 2 O 5 és CO 2

6. Ionos kötés elemek között alakult ki

1) klór és bróm
2) bróm és kén
3) cézium és bróm
4) foszfor és oxigén

7. Az elemek között poláris kovalens kötés jön létre

1) oxigén és kálium
2) kén és fluor
3) bróm és kalcium
4) rubídium és klór

8. Illékony hidrogénvegyületek a 3. periódusú kémiai kötés VA csoportjának elemei

1) kovalens poláris
2) kovalens nem poláris
3) ionos
4) fém

9. A 3. periódus magasabb oxidjaiban a kémiai kötés típusa az elem sorszámának növekedésével változik

1) ionos kötésből kovalens poláris kötéssé
2) fémből a kovalens nempolárisig
3) kovalens poláris kötésből ionos kötéssé
4) kovalens poláris kötésből fémes kötéssé

10. Az E–N kémiai kötés hossza számos anyagban megnő

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

11. Az E–N kémiai kötés hossza számos anyagban csökken

1) NH3-H20-HF
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HF-H20-HCl
4) HCl-H2S-HBr

12. A hidrogén-klorid molekulában a kémiai kötések kialakításában részt vevő elektronok száma

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

13. Azon elektronok száma, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakításában a P 2 O 5 molekulában, -

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

14. A foszfor(V)-kloridban a kémiai kötés

1) ionos
2) kovalens poláris
3) kovalens nem poláris
4) fém

15. A legpolárisabb kémiai kötés egy molekulában

1) hidrogén-fluorid
2) hidrogén-klorid
3) víz
4) hidrogén-szulfid

16. A legkevésbé poláris kémiai kötés a molekulában

1) hidrogén-klorid
2) hidrogén-bromid
3) víz
4) hidrogén-szulfid

17. A közös elektronpár miatt egy anyagban kötés jön létre

1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2

18. Kovalens kötés jön létre a sorszámú elemek között

1) 3. és 9
2) 11. és 35
3) 16. és 17
4) 20 és 9

19. Ionos kötés jön létre azon elemek között, amelyek sorszáma

1) 13. és 9
2) 18. és 8
3) 6. és 8
4) 7. és 17

20. Azon anyagok listájában, amelyek képlete csak ionos kötést tartalmazó vegyületek, ezek szerepelnek

1) NaF, CaF2
2) NaNO 3, N 2
3) O2, SO3
4) Ca(NO 3) 2, AlCl 3