Definícia
Kovalentná väzba je chemická väzba vytvorená v dôsledku socializácie atómov ich valenčných elektrónov. Povinnou podmienkou pre vznik kovalentnej väzby je prekrytie atómové orbitály(AO), na ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny. V najjednoduchšom prípade vedie prekrytie dvoch AO k vytvoreniu dvoch molekulové orbitály(MO): viazanie MO a protiväzbové (uvoľňujúce) MO. Zdieľané elektróny sú umiestnené na nižšej energetickej väzbe MO:
Komunikačná výchova
Kovalentná väzba (atómová väzba, homeopolárna väzba) - väzba medzi dvoma atómami v dôsledku socializácie (zdieľania elektrónov) dvoch elektrónov - jedného z každého atómu:
A. + B. -> A: B
Z tohto dôvodu má homeopolárny vzťah smerový charakter. Pár elektrónov tvoriacich väzbu patrí súčasne k obom väzbovým atómom, napríklad:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Typy kovalentnej väzby
Existujú tri typy kovalentných chemických väzieb, ktoré sa líšia mechanizmom ich tvorby:
1. Jednoduché kovalentná väzba . Na jeho vznik poskytuje každý z atómov jeden nepárový elektrón. Keď sa vytvorí jednoduchá kovalentná väzba, formálne náboje atómov zostávajú nezmenené. Ak sú atómy tvoriace jednoduchú kovalentnú väzbu rovnaké, potom sú skutočné náboje atómov v molekule tiež rovnaké, keďže atómy tvoriace väzbu rovnako vlastnia socializovaný elektrónový pár, takáto väzba sa nazýva nepolárna kovalentná väzba. Ak sú atómy odlišné, tak stupeň vlastníctva socializovaného páru elektrónov je určený rozdielom v elektronegativite atómov, atóm s väčšou elektronegativitou má vo väčšej miere pár väzbových elektrónov, a preto je jeho skutočný náboj má záporné znamienko, atóm s nižšou elektronegativitou nadobudne rovnaký náboj, ale s kladným znamienkom.
Sigma (σ)-, pi (π)-väzby - približný popis typov kovalentných väzieb v molekulách Organické zlúčeniny, σ-väzba sa vyznačuje tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov. Pri vytvorení π-väzby dochádza k takzvanému laterálnemu prekrývaniu elektrónových oblakov a hustota elektrónového oblaku je maximálna „nad“ a „pod“ rovinou σ-väzby. Vezmite napríklad etylén, acetylén a benzén.
V molekule etylénu C2H4 je dvojitá väzba CH2 \u003d CH2, jej elektronický vzorec: N:S::S:N. Jadrá všetkých atómov etylénu sú umiestnené v rovnakej rovine. Tri elektrónové oblaky každého atómu uhlíka tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami v rovnakej rovine (s uhlami medzi nimi asi 120°). Oblak štvrtého valenčného elektrónu atómu uhlíka sa nachádza nad a pod rovinou molekuly. Takéto elektrónové oblaky oboch atómov uhlíka, ktoré sa čiastočne prekrývajú nad a pod rovinou molekuly, tvoria druhú väzbu medzi atómami uhlíka. Prvá, silnejšia kovalentná väzba medzi atómami uhlíka sa nazýva σ-väzba; druhá, menej silná kovalentná väzba sa nazýva π-väzba.
V lineárnej molekule acetylénu
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
existujú σ-väzby medzi atómami uhlíka a vodíka, jedna σ-väzba medzi dvoma atómami uhlíka a dve π-väzby medzi rovnakými atómami uhlíka. Dve π-väzby sa nachádzajú nad sférou pôsobenia σ-väzby v dvoch navzájom kolmých rovinách.
Všetkých šesť atómov uhlíka molekuly cyklického benzénu C6H6 leží v rovnakej rovine. σ-väzby pôsobia medzi atómami uhlíka v rovine kruhu; rovnaké väzby existujú pre každý atóm uhlíka s atómami vodíka. Každý atóm uhlíka minie tri elektróny na vytvorenie týchto väzieb. Kolmo na rovinu molekuly benzénu sú umiestnené oblaky štvrtých valenčných elektrónov atómov uhlíka v tvare osmičiek. Každý takýto oblak sa rovnako prekrýva s elektrónovými oblakmi susedných atómov uhlíka. V molekule benzénu nevznikajú tri samostatné π-väzby, ale jediný π-elektrónový systém šiestich elektrónov, spoločný pre všetky atómy uhlíka. Väzby medzi atómami uhlíka v molekule benzénu sú úplne rovnaké.
Kovalentná väzba vzniká ako výsledok socializácie elektrónov (s tvorbou spoločných elektrónových párov), ku ktorej dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. Elektrónové oblaky dvoch atómov sa podieľajú na tvorbe kovalentnej väzby. Existujú dva hlavné typy kovalentných väzieb:
- kovalentný nepolárna väzba vytvorené medzi nekovovými atómami toho istého chemický prvok. Takúto väzbu majú jednoduché látky, napríklad O 2; N2; C 12.
- Medzi atómami rôznych nekovov vzniká kovalentná polárna väzba.
pozri tiež
Literatúra
- „Chemický encyklopedický slovník", M.," Sovietska encyklopédia", 1983, str. 264.
| Organická chémia |
|---|
| Zoznam organických zlúčenín |
| Štrukturálna chémia | |
|---|---|
| Chemická väzba: | Aromatickosť | kovalentná väzba| Iónová väzba | Kovové spojenie | Vodíková väzba | Väzba donor-akceptor | Tautoméria |
| Zobrazenie štruktúry: | Funkčná skupina | Štrukturálny vzorec | Chemický vzorec | ligand |
| Elektronické vlastnosti: | Elektronegativita | Elektrónová afinita | Ionizačná energia | Dipól | Oktetové pravidlo |
| Stereochémia: | Asymetrický atóm | Izoméria | Konfigurácia | Chiralita | Konformácia |
Nadácia Wikimedia. 2010.
Chemická väzba je interakcia častíc (iónov alebo atómov), ktorá sa uskutočňuje v procese výmeny elektrónov umiestnených na poslednej elektronickej úrovni. Existuje niekoľko typov takejto väzby: kovalentná (delí sa na nepolárne a polárne) a iónové. V tomto článku sa budeme podrobnejšie zaoberať prvým typom chemických väzieb - kovalentnými. A presnejšie v polárnej podobe.
Kovalentná polárna väzba je chemická väzba medzi valenčnými elektrónovými oblakmi susedných atómov. Predpona "ko-" - znamená v tomto prípade "spolu" a základ "valencie" sa prekladá ako sila alebo schopnosť. Tieto dva elektróny, ktoré sa navzájom spájajú, sa nazývajú elektrónový pár.
Príbeh
Laureát po prvýkrát použil tento termín vo vedeckom kontexte nobelová cena chemik Irving Lengryum. Stalo sa to v roku 1919. Vedec vo svojej práci vysvetlil, že väzba, v ktorej sú pozorované elektróny spoločné pre dva atómy, sa líši od kovovej alebo iónovej. Vyžaduje si to teda samostatný názov.Neskôr, už v roku 1927, F. London a W. Heitler, berúc ako príklad molekulu vodíka ako chemicky a fyzikálne najjednoduchší model, opísali kovalentnú väzbu. Pustili sa do práce z druhého konca a svoje pozorovania podložili kvantovou mechanikou.
Podstata reakcie
Proces premeny atómového vodíka na molekulárny vodík je typická chemická reakcia, ktorej kvalitatívnym znakom je veľké uvoľňovanie tepla pri spojení dvoch elektrónov. Vyzerá to asi takto: dva atómy hélia sa k sebe približujú a na svojej dráhe majú jeden elektrón. Potom sa tieto dva oblaky priblížia k sebe a vytvoria nový, podobný héliovému obalu, v ktorom už rotujú dva elektróny.
Dokončené elektrónové obaly sú stabilnejšie ako neúplné, takže ich energia je výrazne nižšia ako energia dvoch samostatných atómov. Počas tvorby molekuly sa prebytočné teplo rozptýli v prostredí.
Klasifikácia
V chémii existujú dva typy kovalentných väzieb:
- Nepolárna kovalentná väzba vytvorená medzi dvoma atómami toho istého nekovového prvku, ako je kyslík, vodík, dusík, uhlík.
- Kovalentná polárna väzba sa vyskytuje medzi atómami rôznych nekovov. Dobrým príkladom je molekula chlorovodíka. Keď sa atómy dvoch prvkov navzájom spoja, nespárovaný elektrón z vodíka čiastočne prechádza na poslednú elektrónovú úroveň atómu chlóru. Na atóme vodíka tak vzniká kladný náboj a na atóme chlóru záporný náboj.
Väzba donor-akceptor je tiež typ kovalentnej väzby. Spočíva v tom, že jeden atóm z páru poskytuje obidva elektróny, čím sa stáva donorom, a atóm, ktorý ich prijíma, sa považuje za akceptor. Keď sa medzi atómami vytvorí väzba, náboj donoru sa zvýši o jednu a náboj akceptora sa zníži.
Semipolárna väzba - napr Možno ho považovať za poddruh darcu-akceptora. Iba v tomto prípade sa atómy spájajú, z ktorých jeden má úplný elektrónový orbitál (halogény, fosfor, dusík) a druhý má dva nepárové elektróny (kyslík). Komunikácia prebieha v dvoch fázach:
- najprv sa z osamelého páru odstráni jeden elektrón a spojí sa s nepárovými;
- spojenie zostávajúcich nepárových elektród, to znamená, že sa vytvorí kovalentná polárna väzba.
Vlastnosti
Polárna kovalentná väzba má svoju vlastnú fyzikálno-chemické vlastnosti ako je smerovosť, saturácia, polarita, polarizovateľnosť. Určujú vlastnosti výsledných molekúl.
Smer väzby závisí od budúcej molekulárnej štruktúry výslednej látky, a to na geometrický tvar, ktorý je po pripojení tvorený dvoma atómami.
Saturácia ukazuje, koľko kovalentných väzieb môže vytvoriť jeden atóm látky. Tento počet je obmedzený počtom vonkajších atómových orbitálov.
Polarita molekuly vzniká preto, že elektrónový oblak, vytvorený z dvoch rôznych elektrónov, je po celom obvode nerovnomerný. Je to spôsobené rozdielom v zápornom náboji v každom z nich. Práve táto vlastnosť určuje, či je väzba polárna alebo nepolárna. Keď sa spoja dva atómy toho istého prvku, elektrónový oblak je symetrický, čo znamená, že väzba je kovalentná nepolárna. A ak sa spoja atómy rôznych prvkov, potom vznikne asymetrický elektrónový oblak, takzvaný dipólový moment molekuly.
Polarizovateľnosť vyjadruje, ako aktívne sú elektróny v molekule premiestňované pôsobením vonkajších fyzikálnych alebo chemických činidiel, ako sú elektrické alebo magnetické pole, iné častice.
Posledné dve vlastnosti výslednej molekuly určujú jej schopnosť reagovať s inými polárnymi činidlami.
Sigma väzba a pí väzba
Vznik týchto väzieb závisí od hustoty rozloženia elektrónov v elektrónovom oblaku počas tvorby molekuly.
Sigma väzba je charakterizovaná prítomnosťou hustej akumulácie elektrónov pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov, to znamená v horizontálnej rovine.
Pi väzba je charakteristická zhutnením elektrónových oblakov v mieste ich priesečníka, teda nad a pod jadrom atómu.
Vizualizácia vzťahov vo vzorci
Vezmime si ako príklad atóm chlóru. Jeho vonkajšia elektronická hladina obsahuje sedem elektrónov. Vo vzorci sú usporiadané do troch párov a jedného nepárového elektrónu okolo označenia prvku vo forme bodiek.
Ak je molekula chlóru napísaná rovnakým spôsobom, bude vidieť, že dva nepárové elektróny vytvorili pár spoločný pre dva atómy, nazýva sa zdieľaný. Okrem toho každý z nich dostal osem elektrónov.
Oktetovo-dvojité pravidlo
Chemik Lewis, ktorý navrhol, ako vzniká polárna kovalentná väzba, bol prvým zo svojich kolegov, ktorý sformuloval pravidlo vysvetľujúce stabilitu atómov, keď sú spojené do molekúl. Jeho podstata spočíva v tom, že chemické väzby medzi atómami vznikajú vtedy, keď sa socializuje dostatočný počet elektrónov na získanie elektrónovej konfigurácie, ktorá sa opakuje podobne ako atómy ušľachtilých prvkov.
To znamená, že keď sa tvoria molekuly, na ich stabilizáciu je potrebné, aby všetky atómy mali kompletnú vonkajšiu elektronickú úroveň. Napríklad atómy vodíka, ktoré sa spájajú do molekuly, opakujú elektrónový obal hélia, atómy chlóru, získavajú podobnosť na elektrónovej úrovni s atómom argónu.
Dĺžka odkazu
Kovalentná polárna väzba sa okrem iného vyznačuje určitou vzdialenosťou medzi jadrami atómov, ktoré tvoria molekulu. Sú umiestnené v takej vzdialenosti od seba, pri ktorej je energia molekuly minimálna. Aby sme to dosiahli, je potrebné, aby sa elektrónové oblaky atómov navzájom čo najviac prekrývali. Existuje priamo úmerný vzor medzi veľkosťou atómov a dlhou väzbou. Čím väčší je atóm, tým dlhšia je väzba medzi jadrami.
Variant je možný, keď atóm tvorí nie jednu, ale niekoľko kovalentných polárnych väzieb. Potom sa medzi jadrami vytvoria takzvané valenčné uhly. Môžu byť od deväťdesiatich do stoosemdesiat stupňov. Oni definujú geometrický vzorec molekuly.
kovalentná väzba vznikajú interakciou nekovov. Atómy nekovov majú vysokú elektronegativitu a majú tendenciu vypĺňať vonkajšiu elektrónovú vrstvu na úkor cudzích elektrónov. Dva takéto atómy môžu prejsť do stabilného stavu, ak spoja svoje elektróny .
Zvážte vznik kovalentnej väzby v jednoduché látok.
1.Vznik molekuly vodíka.
Každý atóm vodík má jeden elektrón. Na dosiahnutie stabilného stavu potrebuje ešte jeden elektrón.
Keď sa dva atómy priblížia k sebe, elektrónové oblaky sa prekrývajú. Vytvorí sa zdieľaný elektrónový pár, ktorý viaže atómy vodíka do molekuly.
V priestore medzi dvoma jadrami sú spoločné elektróny bežnejšie ako na iných miestach. Vzniká oblasť s zvýšená hustota elektrónov a záporný náboj. Priťahujú sa k nemu kladne nabité jadrá a vzniká molekula.
V tomto prípade každý atóm dostane dokončenú dvojelektrónovú vonkajšiu úroveň a prejde do stabilného stavu.
Kovalentná väzba v dôsledku vytvorenia jedného spoločného elektrónového páru sa nazýva jednoduchá.
Zdieľané elektrónové páry (kovalentné väzby) vznikajú v dôsledku nepárové elektróny, umiestnené na vonkajších energetických úrovniach interagujúcich atómov.
Vodík má jeden nepárový elektrón. Pre ostatné prvky je ich počet 8 - číslo skupiny.
nekovy VII A skupiny (halogény) majú na vonkajšej vrstve jeden nepárový elektrón.
Nekovy VI A skupiny (kyslík, síra) sú dva takéto elektróny.
Nekovy V A skupiny (dusík, fosfor) - tri nepárové elektróny.
2.Tvorba molekuly fluóru.
Atom fluór Vo vonkajšej úrovni má sedem elektrónov. Šesť z nich tvorí páry a siedmy je nepárový.
Keď sa atómy spoja, vytvorí sa jeden spoločný elektrónový pár, to znamená, že vznikne jedna kovalentná väzba. Každý atóm dostane dokončenú osemelektrónovú vonkajšiu vrstvu. Väzba v molekule fluóru je tiež jednoduchá. Rovnaké jednoduché väzby existujú v molekulách chlór, bróm a jód .
Ak majú atómy niekoľko nepárových elektrónov, vytvoria sa dva alebo tri spoločné páry.
3.Tvorba molekuly kyslíka.
Pri atóme kyslík vonkajšia hladina má dva nepárové elektróny.
Pri interakcii dvoch atómov kyslík existujú dva spoločné elektrónové páry. Každý atóm vypĺňa svoju vonkajšiu úroveň až ôsmimi elektrónmi. Väzba v molekule kyslíka je dvojitá.
Prvýkrát o takom koncepte ako je kovalentná väzba chemickí vedci začali rozprávať po objave Gilberta Newtona Lewisa, ktorý to opísal ako socializáciu dvoch elektrónov. Neskoršie štúdie umožnili popísať samotný princíp kovalentnej väzby. Slovo kovalentný možno v rámci chémie považovať za schopnosť atómu vytvárať väzby s inými atómami.
Vysvetlime si to na príklade:
Existujú dva atómy s malými rozdielmi v elektronegativite (C a CL, C a H). Spravidla ide o také, ktoré sú čo najbližšie štruktúre elektrónového obalu vzácnych plynov.
Keď sú tieto podmienky splnené, jadrá týchto atómov sú priťahované k spoločnému elektrónovému páru. V tomto prípade sa elektrónové oblaky jednoducho navzájom neprekrývajú, ako v prípade kovalentnej väzby, ktorá zaisťuje spoľahlivé spojenie dvoch atómov vďaka tomu, že hustota elektrónov sa prerozdeľuje a mení sa energia systému, ktorá je spôsobená „vtiahnutím“ jedného atómu elektrónového oblaku druhého do medzijadrového priestoru. Čím rozsiahlejšie je vzájomné prekrytie elektrónových oblakov, tým silnejšie spojenie sa uvažuje.
Odtiaľ, kovalentná väzba- ide o útvar, ktorý vznikol vzájomnou socializáciou dvoch elektrónov patriacich dvom atómom.
Látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou vznikajú spravidla kovalentnou väzbou. Charakteristické sú topenie a var pri nízkych teplotách, slabá rozpustnosť vo vode a nízka elektrická vodivosť. Z toho môžeme vyvodiť záver: základom štruktúry prvkov ako germánium, kremík, chlór, vodík je kovalentná väzba.
Vlastnosti charakteristické pre tento typ pripojenia:
- Sýtosť. Táto vlastnosť sa zvyčajne chápe ako maximálny počet väzieb, ktoré môžu vytvoriť špecifické atómy. Toto množstvo je určené celkový počet tie orbitály v atóme, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Na druhej strane, valencia atómu môže byť určená počtom orbitálov už použitých na tento účel.
- Orientácia. Všetky atómy majú tendenciu vytvárať najsilnejšie možné väzby. Najväčšia pevnosť sa dosiahne v prípade zhody priestorovej orientácie elektrónových oblakov dvoch atómov, pretože sa navzájom prekrývajú. Navyše je to práve taká vlastnosť kovalentnej väzby, akou je smerovosť, ktorá ovplyvňuje priestorové usporiadanie molekúl, to znamená, že je zodpovedná za ich „geometrický tvar“.
- Polarizovateľnosť. Táto pozícia je založená na myšlienke, že existujú dva typy kovalentných väzieb:
- polárne alebo asymetrické. Väzbu tohto typu môžu tvoriť len atómy rôznych typov, t.j. tie, ktorých elektronegativita sa výrazne líši, alebo v prípadoch, keď zdieľaný elektrónový pár nie je symetricky oddelený.
- vzniká medzi atómami, ktorých elektronegativita je takmer rovnaká a rozloženie hustoty elektrónov je rovnomerné.
Okrem toho existujú určité kvantitatívne:
- Energia väzby. Tento parameter charakterizuje polárnu väzbu z hľadiska jej sily. Energia sa chápe ako množstvo tepla, ktoré bolo potrebné na prerušenie väzby dvoch atómov, ako aj množstvo tepla, ktoré sa uvoľnilo pri ich spojení.
- Pod dĺžka väzby a v molekulárnej chémii sa rozumie dĺžka priamky medzi jadrami dvoch atómov. Tento parameter tiež charakterizuje pevnosť väzby.
- Dipólového momentu- hodnota, ktorá charakterizuje polaritu valenčnej väzby.
chemická väzba - elektrostatická interakcia medzi elektrónmi a jadrami, vedúca k tvorbe molekúl.
Chemická väzba je tvorená valenčnými elektrónmi. Pre s- a p-prvky sú elektróny vonkajšej vrstvy valenčné, pre d-prvky s-elektróny vonkajšej vrstvy a d-elektróny predvonkajšej vrstvy. Keď sa vytvorí chemická väzba, atómy dokončia svoj vonkajší elektrónový obal až po obal zodpovedajúceho vzácneho plynu.
Dĺžka odkazu je priemerná vzdialenosť medzi jadrami dvoch chemicky viazaných atómov.
Energia chemickej väzby- množstvo energie potrebnej na prerušenie väzby a vymrštenie úlomkov molekuly do nekonečne veľkej vzdialenosti.
Valenčný uhol je uhol medzi čiarami spájajúcimi chemicky viazané atómy.
Sú známe tieto hlavné typy chemickej väzby: kovalentné (polárne a nepolárne), iónové, kovové a vodíkové.
kovalentný nazývaná chemická väzba vytvorená vytvorením spoločného elektrónového páru.
Ak je väzba tvorená párom spoločných elektrónov, rovnako prislúchajúcich obom spojovacím atómom, potom sa nazýva kovalentná nepolárna väzba. Táto väzba existuje napríklad v molekulách H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Kovalentná nepolárna väzba sa vyskytuje medzi rovnakými atómami a elektrónový oblak, ktorý ich spája, je medzi nimi rovnomerne rozdelený.
V molekulách medzi dvoma atómami môže vzniknúť rôzny počet kovalentných väzieb (napríklad jedna v molekulách halogénu F 2, Cl 2, Br 2, I 2, tri v molekule dusíka N 2).
kovalentná polárna väzba vyskytuje sa medzi atómami s rôznou elektronegativitou. Elektrónový pár, ktorý ho tvorí, sa posúva smerom k elektronegatívnejšiemu atómu, ale zostáva viazaný na obe jadrá. Príklady zlúčenín s kovalentnou polárnou väzbou: HBr, HI, H 2 S, N 2 O atď.
Iónový nazývaný obmedzujúci prípad polárna väzba, pri ktorej elektrónový pár úplne prechádza z jedného atómu na druhý a viazané častice sa menia na ióny.
Presne povedané, iba zlúčeniny, pre ktoré je rozdiel v elektronegativite väčší ako 3, môžu byť klasifikované ako iónové zlúčeniny, ale je známych len veľmi málo takýchto zlúčenín. Patria sem fluoridy alkalických kovov a kovy alkalických zemín. Bežne sa verí, že iónová väzba sa vyskytuje medzi atómami prvkov, ktorých rozdiel v elektronegativite je väčší ako 1,7 na Paulingovej stupnici.. Príklady zlúčenín s iónovou väzbou: NaCl, KBr, Na 2 O. Viac podrobností o Paulingovej škále si preberieme v ďalšej lekcii.
kov nazývaná chemická väzba medzi kladnými iónmi v kryštáloch kovu, ktorá sa uskutočňuje v dôsledku priťahovania elektrónov voľne sa pohybujúcich cez kovový kryštál.
Atómy kovov sa menia na katióny a vytvárajú kovovú kryštálovú mriežku. V tejto mriežke ich držia elektróny spoločné pre celý kov (elektrónový plyn).
Tréningové úlohy
1. Každá z látok je tvorená kovalentnou nepolárnou väzbou, ktorej vzorce sú
1) 02, H2, N2
2) Al, O3, H2S04
3) Na, H2, NaBr
4) H20, O3, Li2S04
2. Každá z látok je tvorená kovalentnou polárnou väzbou, ktorej vzorce sú
1) 02, H2S04, N2
2) H2S04, H20, HN03
3) NaBr, H3P04, HCl
4) H20, O3, Li2S04
3. Každá z látok je tvorená len iónovou väzbou, ktorej vzorce
1) CaO, H2S04, N2
2) BaS04, BaCl2, BaN03
3) NaBr, K3P04, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF
4. kovové spojeniešpecifické pre položky zoznamu
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Zlúčeniny s iba iónovými a iba kovalentnými polárnymi väzbami sú
1) HCl a Na2S
2) Cr a Al (OH) 3
3) NaBr a P205
4) P205 a C02
6. Iónová väzba vytvorené medzi prvkami
1) chlór a bróm
2) bróm a síra
3) cézium a bróm
4) fosfor a kyslík
7. Medzi prvkami vzniká polárna kovalentná väzba
1) kyslík a draslík
2) síra a fluór
3) bróm a vápnik
4) rubídium a chlór
8. V prchavosti zlúčeniny vodíka prvky VA skupiny 3. periódy chemická väzba
1) kovalentné polárne
2) kovalentné nepolárne
3) iónové
4) kov
9. Vo vyšších oxidoch prvkov 3. periódy sa mení typ chemickej väzby s nárastom poradového čísla prvku.
1) z iónovej väzby na kovalentnú polárnu väzbu
2) od kovových po kovalentné nepolárne
3) z kovalentnej polárnej väzby na iónovú väzbu
4) z kovalentnej polárnej väzby na kovovú väzbu
10. Dĺžka chemickej väzby E–N sa u mnohých látok zvyšuje
1) HI - PH3 - HCl
2) PH3 - HCl - H2S
3) HI - HCl - H2S
4) HCl - H2S - PH 3
11. Dĺžka chemickej väzby E–N sa u mnohých látok znižuje
1) NH3 - H20 - HF
2) PH3 - HCl - H2S
3) HF - H20 - HCl
4) HCl - H2S - HBr
12. Počet elektrónov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb v molekule chlorovodíka je
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Počet elektrónov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb v molekule P 2 O 5, -
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. V chloride fosforečnom je chemická väzba
1) iónové
2) kovalentné polárne
3) kovalentné nepolárne
4) kov
15. Najpolárnejšia chemická väzba v molekule
1) fluorovodík
2) chlorovodík
3) voda
4) sírovodík
16. Najmenej polárna chemická väzba v molekule
1) chlorovodík
2) bromovodík
3) voda
4) sírovodík
17. Vďaka spoločnému elektrónovému páru vzniká v látke väzba
1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2
18. Kovalentná väzba vzniká medzi prvkami, ktorých poradové čísla
1) 3 a 9
2) 11 a 35
3) 16 a 17
4) 20 a 9
19. Iónová väzba vzniká medzi prvkami, ktorých poradové čísla
1) 13 a 9
2) 18 a 8
3) 6 a 8
4) 7 a 17
20. V zozname látok, ktorých vzorce sú zlúčeniny iba s iónovými väzbami, sú tieto
1) NaF, CaF2
2) NaN03, N2
3) O2, SO3
4) Ca(N03)2, AICI3
