Схема образования hcl: Мир Моды! — схема образования hcl

Химическая связь — основные виды, типы и характеристики

Статья находится на проверке у методистов Skysmart.
Если вы заметили ошибку, сообщите об этом в онлайн-чат (в правом нижнем углу экрана).

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Химическая связь — это взаимодействие между атомами в молекуле вещества, в ходе которого два электрона (по одному от каждого атома) образуют общую электронную пару либо электрон переходит от одного атома к другому.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Важно!

Существует несколько систем измерения ЭО, но пользоваться для расчетов можно любой из них. Для образования химической связи важно не конкретное значение ЭО, а разница между этими показателями у двух атомов.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

  • обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

  • донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Энергией связи называют ту энергию, которая выделяется при взаимодействии атомов. Она определяет прочность химической связи и по величине равна усилию, необходимому для ее разрыва.

Также на прочность влияют следующие показатели:

  • Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

  • Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH4)3PO4присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

  • насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

  • полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

  • направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Ковалентная связь — это процесс взаимодействия между атомами с одинаковыми или близкими радиусами, при котором возникает общая электронная пара. Если эта пара принадлежит в равной мере обоим взаимодействующим атомам — это неполярная связь, а если она смещается к одному из них — это полярная связь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Важно!

В зависимости от того, сколько получилось электронных пар, химические связи могут быть одинарными, двойными или тройными.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl

2, O2, N2, F2 и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH3,HBr, H2O, H2S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H2S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

  • насыщена,
  • направлена,
  • имеет полярность.

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Ионная связь — это такое взаимодействие между атомами в молекуле вещества, итогом которого становится образование и взаимное притяжение ионов.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Важно!

Все соли образованы с помощью ионных связей, поэтому в задачах, где нужно определить тип химической связи в веществах, в качестве подсказки можно использовать таблицу растворимости.

Характеристики ионной связи:

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Ковалентная связь

Ионная связь

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Металлическая связь
— это взаимодействие положительных ионов металлов и отрицательно заряженных электронов, которые являются частью «электронного облака», рассеянного по всему объему вещества.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

  • ненаправленность,

  • делокализованный характер,

  • многоэлектронность.

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr2, CuAl11Fe4, Ca2Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Урок химии по теме «Химическая связь. Электронная схема образования ковалентной связи»

Цели урока:

  • На основании знаний о строении атома начать формирование понятий «химическая связь», «ковалентная связь», «электроотрицательность», «ковалентная полярная и неполярная связь».
  • Научить школьников записывать схемы образования ковалентной связи для двухатомных молекул.
  • Сформировать понятие о кратности ковалентной связи.
  • Разъяснить смысл электронных и структурных формул.

Тип урока: Формирование новых знаний

Вид урока: Мультимедиа урок.

Оборудование: компьютер, проектор, мультимедийные ресурсы, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент

II.Актуализация знаний

Прежде чем рассматривать механизм ковалентной связи, учитель предлагает повторить с учащимися строение атома и распределение электронов по энергетическим уровням; объяснить на основании строения атома причину химической инертности атомов благородных газов; рассмотреть, что такое завершенный электронный слой. (Презентация 1)
 Несколько учащихся на макете составляют электронные формулы (Презентация 4)

III. Изучение нового материала

Основными объектами окружающего нас мира являются атомы и молекулы. Наверняка многие из вас знают, что из атомов и молекул состоят все вещи в мире. Тогда как вы объясните, чем они отличаются? Если бы все атомы были одинаковыми, в мире существовал бы лишь один вид материи.
Вам известно, что в настоящее время, существует более ста разновидностей атомов, которые могут соединяться между собой. Если соединяются несколько атомов одного вида, они образуют простые вещества. Существуют и такие вещества, молекулы которых состоят из двух-трех и более атомов разного вида – их называют сложными. Каждое вещество имеет свое название и обладает уникальными свойствами. Каким же образом атомы соединяются между собой?
Далее обсуждаем, все ли атомы химических элементов соединяются. Нет ли в природе одиночных атомов? Оказывается, есть – это атомы благородных газов.
Электроны в атоме располагаются на энергетических уровнях. Электроны наружного слоя называют валентными. Полностью заполненным энергетическим уровнем обладают элементы  VIII А группы – благородные (инертные) газы.
Сравниваем электронное строение атомов благородных газов, выясняем особенность завершенных и устойчивых внешних энергетических уровней:

Чем объяснить устойчивость внешнего восьмиэлектронного уровня? Причина этого заключается в том, что все электроны на внешних энергетических уровнях элементов спарены, то есть уже в атомах связаны попарно.

Поскольку электронная конфигурация благородного газа очень устойчива, то её стремятся достичь и атомы других элементов. Все атомы, объединяясь в молекулы, сделать это могут либо, отдав электроны, либо приняв электроны, либо обобществив свои электроны с электронами других атомов.
Число электронов, необходимых атомам разных химических элементов до завершения внешнего электронного слоя, различно.

Внешние электронные слои атомов других химических элементов могут содержать как спаренные, так и не спаренные электроны.

Предлагаем учащимся подсчитать, сколько электронов не хватает атомам каждого из химических элементов второго периода для завершения внешнего электронного слоя.

Вывод: если в атоме нет непарных электронов и нет возможности для их распаривания, как у инертных газов, они не образуют химической связи и соединений не образуют, потому и инертны. В образовании химической связи участвуют в основном непарные электроны наружного слоя атома. Сущность образования химической связи состоит в спаривании непарных электронов.
Ребята, мы ответили на один вопрос, поставленный в задачу нынешнего урока.
– Что заставляет атомы соединяться друг с другом в молекулы?
А вот как происходит это спаривание, нам предстоит разобраться.
Интересно, например, как осуществляется связь между атомами элементов-неметаллов, которые имеют сходную тенденцию к присоединению электронов? Рассмотрим вначале, как образуется связь между атомами одного и того же химического элемента, например в веществах, имеющих двухатомные молекулы.
Два одинаковых атома элемента-неметалла могут объединяться в молекулу только одним способом: обобществив свои внешние электроны, то есть, сделав их общими для обоих атомов.
Когда атомы обобществляют свои электроны, образуется ковалентная связь.

Ковалентная связь – это химическая связь, возникающая в результате образования общей электронной пары между взаимодействующими атомами.
Для наглядности изображения того как образуется ковалентная связь используются электронные формулы. В ней каждый атом обозначается буквенными символами соответствующего элемента, а вокруг этого символа точками обозначают все валентные электроны, в том числе и не участвующие в образовании связи. Одна точка обозначает один электрон.

Например:  электронная формула водорода
электронная формула хлора
электронная формула кислорода
электронная формула азота

Для образования связи каждый атом предоставляет в общее пользование по одному электрону. Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. При этом образующаяся пара электронов принадлежит одновременно двум атомам.

Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

Ядро атома водорода окружено сферическим электронным облаком, образованным 1 s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электроном другого атома, а так же силы отталкивания между ядрами и между электронами

Ковалентная связь бывает двух видов – ковалентная неполярная и ковалентная полярная. Связано такое деление с тем, где именно между ядрами будут располагаться общие электронные пары – ровно посередине или будут смещены в сторону одного из ядер.

Расположение общих электронных пар между ядрами связывающихся атомов зависит от электроотрицательности атома.

Электроотрицательность – это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.
У элементов рассчитали значение электроотрицательности и расположили их по возрастанию этого значения в ряд электроотрицательности (приводится не полностью):

Элемент

K

Na

Сa

Mg

Al

Si

B

H

C

S

I

Br

Cl

N

O

F

χ

0.9

0.93

1.0

1.2

1.47

1.74

2.01

2.1

2.5

2.58

2.66

2.74

2.83

3.07

3.5

4.0

Используя периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева, объясняем, что в периодах, слева направо, электроотрицательность  увеличивается, в главных подгруппах сверху вниз – уменьшается. Что касается ряда то, правее стоящий в этом ряду элемент обладает большей электроотрицательностью и лучше оттягивает в свою сторону общие электронные пары. Фтор самый электроотрицательный элемент.

Если молекула состоит из атомов одного вида, электроотрицательность которых равна, то общие электронные пары будут находиться посередине между ядрами двух связывающихся атомов, поскольку ядра притягивают общие электронные пары в равной степени. В этом случае между атомами образуется ковалентная неполярная связь. Ковалентная неполярная связь образуется в таких молекулах как Н2, F2, N2 и т.д.

Пример образования ковалентной неполярной связи вмолекуле фтора.

Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле фтора F2

Электронная формула внешнего слоя атома фтора: 1s22s22p5, электронно-графическая формула:

Один из р-электронов в атоме фтора является неспаренным.

При образовании молекулы неспаренные электроны двух атомов фтора образуют одну общую электронную пару; в результате каждый атом фтора приобретает электронную структуру 2s22p6, т.е. на внешнем энергетическом уровне помещается по восемь электронов. 

Демонстрация схемы образования ковалентной неполярной химической связи в молекуле фтора. (Презентация 3, слайд 2)

Связь между атомами может быть образована и несколькими электронными парами. Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары. Такие ковалентные связи называются двойными и тройными, а общее их название – кратные связи. При увеличении числа общих электронных пар прочность ее увеличивается.

Например, в молекулах водорода H2 и фтора  F2 связь между атомами водорода и фтора соответственно – одинарная (однократная), в молекуле кислорода  O2 – двойная, а в молекуле азота  N2 – тройная. (Презентация 3, слайды 3, 4)

Подводим учащихся к выводу о том, что кратность связи в молекуле определяется (в основном) числом непарных электронов.

При соединении атомов одного элемента никакого смещения электронов не происходит, т.к. их электроотрицательность одинакова.
Если ковалентная связь образуется между атомами с различной ЭО, то общая электронная пара смещается в сторону атома с большей ЭО. 

Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НF  можно изобразить так:

Молекула фтороводорода образована элементами, отличающимися по своей ЭО.

Δ Э.О. = 3,98 – 2,20 = 1,78

Общая электронная пара оказывается смещенной в сторону фтора, в результате на атоме фтора возникает частичный отрицательный заряд δ (дельта минус), а на атоме водорода – частичный положительный δ+ (дельта плюс) Нδ+Fδ. Таким образом, молекула становится полярной. Чем больше различается электроотрицательность взаимодействующих атомов, тем больше смещена общая электронная пара к наиболее электроотрицательному атому, тем полярнее химическая связь между атомами. (Презентация 3, слайд 5)

Направление смещения электронов обозначается также стрелкой: C ––> Cl,   C ––> О,   C ––> N,   О <–– Н,   C <–– Mg

Ковалентная химическая связь между атомами разных элементов, при которой общая электронная пара (пары) смещена в сторону более ЭО элемента (разность ЭО < 1,9), называется  ковалентной полярной.

Молекулы хлороводорода, воды, аммиака также являются полярными. Их еще называют диполями (имеющими два полюса).

Общую пару электронов иногда обозначают черточкой, которая символизирует химическую связь.  Если общие электронные пары обозначать чертой, то электронная формула превращается в структурную:

H:Cl            H–Cl

Электронные и структурные формулы показывают последовательность соединения атомов в молекуле. Например, в молекуле аммиака атомы водорода соединяются с атомами азота, но между собой не соединяются.

Под числом химических связей подразумевают число общих пар электронов. В структурной формуле соединения, число черточек, отходящих от данного атома, равно его валентности.

IV. Закрепление

Составление схемы образования ковалентной полярной связи в молекуле Н2O.  (Презентация 3, слайд 6)
Выполнение тренировочного теста по теме. (Презентация 2)

V. Домашнее задание

§ 40, § 41, с 141 – 144. Составить схемы образования ковалентной связи в молекулах Сl2 и  HCl.

15-1 — Стр 2

11

3. Строение атома

Вариант 1

Вычислите длину волны фотона, масса которого 3,75 10-36 г, имея в виду, что h – постоянная Планка, равна 6,626 10-34 Дж с; v – скорость света, равна

3 108 м/с.

Вариант 2

Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону с массой 3,66 10-36 г, движущемуся со скоростью света.

Вариант 3

Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует α- частице с массой 3,72 10-36 г, движущейся со скоростью света.

Вариант 4

Масса фотона, соответствующая линии серии Бальмера, равна 3,70 10-36 г. Вычислите длину волны фотона.

Вариант 5

Масса фотона равна 3,68 10-36 г. Какова длина волны, отвечающая этой массе?

Вариант 6

Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону с массой 3,66 10-36 г, движущемуся со скоростью света.

Вариант 7

Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует α-частице с массой 3,65 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с.

Вариант 8

Какова длина волны, соответствующая частице с массой 3,63 10-36 г, движущейся со скоростью света?

12

Вариант 9

Масса фотона 3,62 10-36 г. Вычислите длину волны.

Вариант 10

Вычислите длину волны частицы с массой 3,60 10-36 г.

Вариант 11

Частица с массой 3,58 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину волны де Бройля.

Вариант 12

Масса фотона равна 3,57 10-36 г. Какова длина волны фотона?

Вариант 13

Какова длина волны частицы с массой 3,55 10-36 г, движущейся со скоростью света?

Вариант 14

Масса фотона равна 3,54 10-36 г, что соответствует линии серии Бальмера. Определите длину волны фотона.

Вариант 15

Электрон массой 3,52 10-36 г движется со скоростью 3 108 м/с. Вычислите длину волны де Бройля.

Вариант 16

Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует частице с массой 3,51 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с.

Вариант 17

Какова длина волны, соответствующая частице с массой 3,49 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с ?

Вариант 18

α-частица массой 3,48 10-36 г движется со скоростью света. Определите длину волны де Бройля, которая ей соответствует.

13

Вариант 19

Какова длина волны фотона, масса которого равна 3,46 10-36 г ?

Вариант 20

Электрон массой 3,45 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину волны де Бройля.

Вариант 21

Определите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону, движущемуся со скоростью 3 108 м/с и имеющему массу 3,43 10-36 г.

Вариант 22

Вычислите длину волны частицы, масса которой равна 3,42 10-36 г, скорость движения 3 108 м/с.

Вариант 23

Частица массой 3,41 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину волны де Бройля.

Вариант 24

Фотон движется со скоростью света, его масса равна 3,39 10-36 г. Какова длина волны фотона?

Вариант 25

Пары электрона поглощают фотоны с массой 3,38 10-36 г. Определите длину волны фотона.

4. Строение электронных оболочек атомов

Вариант 1

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома галлия Ga. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Ga, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

14

Вариант 2

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома германия Ge. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Gе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 3

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома мышьяка As. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом As, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 4

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома селена Se. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 5

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома брома Br. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Br, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 6

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома криптона Kr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Kr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 7

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома рубидия Rb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Rb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

15

Вариант 8

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома стронция Sr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 9

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома иттрия Y. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Y, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 10

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома циркония Zr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Zr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 11

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома ниобия Nb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Nb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 12

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома молибдена Mo. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Mo, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 13

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома технеция Tc. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Tc, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

16

Вариант 14

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома кобальта Co. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Co, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 15

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома бария Ba . На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Ba, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 16

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома хрома Cr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Cr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 17

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома серебра Ag. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Ag, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 18

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома кадмия Cd. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Cd, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 19

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома индия In. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом In, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

17

Вариант 20

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома олова Sn. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sn, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 21

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома сурьмы Sb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 22

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома теллура Te. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Tе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 23

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома иода I. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом I, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 24

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома ксенона Xe. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Xе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

Вариант 25

Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома цезия Cs. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Cs, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.

18

5. Химическая связь

Вариант 1

Укажите тип химической связи в следующих веществах: h3, (Nh4)3, CsBr, (Ni)n, HCl.

Изобразите электронную схему образования химической связи в HCl.

Вариант 2

Укажите тип химической связи в следующих веществах: LiF, Cl2, (Hg)n, HBr, (h3S)3.

Изобразите электронную схему образования химической связи в LiF.

Вариант 3

Укажите тип химической связи в следующих веществах:

(K)n, HF, Br2, (h3O2)2, CsCl.

Изобразите электронную схему образования химической связи в HF.

Вариант 4

Укажите тип химической связи в следующих веществах: Nh4, (HCOOH)3, NaCl, O2, (Pb)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в NaCl.

Вариант 5

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (HF)3, h3O, (Cr)n, LiBr, N2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в h3O.

Вариант 6

Укажите тип химической связи в следующих веществах:

(C)n, (Au)n, SO2, (HF)2, PbF.

Изобразите электронную схему образования химической связи в (HF)2 в молекуле и между молекулами.

Вариант 7

Укажите тип химической связи в следующих веществах: CsBr, (P)n, (Ch4OH)3, CO2, (Ti)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в CO2.

19

Вариант 8

Укажите тип химической связи в следующих веществах: RbBr, (Fe)n, (S)n, (h3O)3, NO2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в RbBr.

Вариант 9

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (C2H5OH)3, LiCl, SO3, (Si)n, (Zn)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в LiCl.

Вариант 10

Укажите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, P2O5, (Co)n, (HF)2, h3.

Изобразите электронную схему образования химической связи в NaCl.

Вариант 11

Укажите тип химической связи в следующих веществах: O2, (Cu)n, HCl, (Nh4)3, LiF.

Изобразите электронную схему образования химической связи в O2.

Вариант 12

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (Ch4COOH)2, Cl2, (Ag)n, h3O, HF.

Изобразите электронную схему образования химической связи в Cl2.

Вариант 13

Укажите тип химической связи в следующих веществах: CsF, (h3O2)3, Br2, (Zn)n, SiO2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в SiO2.

Вариант 14

Укажите тип химической связи в следующих веществах: KCl, (Ch4OH)2, HF, (C)n, (Li)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в KCl.

Вариант 15

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (Na)n, h3O, RbCl, (HF)2, (P)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в RbCl.

20

Вариант 16

Укажите тип химической связи в следующих веществах:

(S)n, LiBr, (Al)n, Nh4, (Ch4OH)2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в LiBr.

Вариант 17

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (h3SO4)3, N2, LiCl, (K)n, h3O.

Изобразите электронную схему образования химической связи в (h3SO4)2 в молекуле и между молекулами.

Вариант 18

Укажите тип химической связи в следующих веществах: CO2, (Ni)n, h3, (HCOOH)2, KBr.

Изобразите электронную схему образования химической связи в KBr.

Вариант 19

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (h3O2)3, NO2, MgCl2, (Si)n, (V)n.

Изобразите электронную схему образования химической связи в NO2.

Вариант 20

Укажите тип химической связи в следующих веществах: KF, (Mn)n, h3O, (Ch4COOH)3, O2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в (Ch4COOH)3 в молекуле и между молекулами.

Вариант 21

Укажите тип химической связи в следующих веществах:

(P)n, NaI, (Ca)n, N2O5, (h3O2)2.

Изобразите электронную схему образования химической связи в NaI.

Вариант 22

Укажите тип химической связи в следующих веществах: (Mg)n, (S)n, NaF, (C2H5OH)2, P2O5.

Изобразите электронную схему образования химической связи в NaF.

— в желудке — Биохимия

Расщепление белков до аминокислот начинается в желудке, продолжается в двенадцатиперстной кишке и заканчивается в тонком кишечнике. В некоторых случаях распад белков и превращения аминокислот могут происходить также в толстом кишечнике под влиянием микрофлоры.

Протеолитические ферменты подразделяют по особенности их действия на экзопептидазы, отщепляющие концевые аминокислоты, и эндопептидазы, действующие на внутренние пептидные связи.

В желудке пища подвергается воздействию желудочного сока, включающего соляную кислоту и ферменты. К ферментам желудка относятся две группы протеаз с разным оптимумом рН, которые упрощенно называют пепсин и гастриксин. У грудных детей основным ферментом является реннин.

Регуляция желудочного пищеварения

Регуляция осуществляется нервными (условные и безусловные рефлексы) и гуморальными механизмами. К гуморальным регуляторам желудочной секреции относятся гастрин и гистамин.

Гастрин секретируется специфичными G-клетками пилорического отдела:

  • в ответ на раздражение механорецепторов,
  • в ответ на раздражение хеморецепторов (продукты первичного гидролиза белков),
  • под влиянием n.vagus.

Далее гастрин через системный кровоток достигает и стимулирует главные, обкладочные и добавочные клетки, что вызывает секрецию желудочного сока, в большей мере соляной кислоты. Также он обеспечивает секрецию гистамина, влияя на ECL-клетки (enterochromaffin-like cells, англ. энтерохромаффиноподобные клетки).

Гистамин, образующийся в энтерохромаффиноподобных клетках слизистой оболочки желудка (фундальные железы), выходит в кровоток, взаимодействует с Н2-рецепторами на обкладочных клетках и увеличивает в них синтез и секрецию соляной кислоты.

Закисление желудочного содержимого (pH 1,0) по механизму обратной отрицательной связи  подавляет активность G-клеток, снижает секрецию гастрина и желудочного сока.

Соляная кислота

Одним из важнейших компонентов желудочного сока является соляная кислота. В образовании соляной кислоты принимают участие париетальные (обкладочные) клетки желудка, секретирующие ионы Н+. Источником ионов Н+ является угольная кислота, образуемая ферментом карбоангидразой. При ее диссоциациии , кроме ионов водорода, образуются карбонат-ионы НСО3. Они по градиенту концентрации движутся в кровь в обмен на ионы Сl. В полость желудка ионы Н+ попадают энергозависимым антипортом с ионами К+ (Н++-АТФаза), хлорид-ионы перекачиваются в просвет желудка также с затратой энергии.

Н++-АТФаза (протонная помпа) является мишенью действия лекарственных препаратов «ингибиторов протонной помпы» – омепразол, пантопразол и др., используемых для лечения заболеваний желудочно-кишечного тракта, связанных с повышенной кислотностью (гастриты, язвы желудка и 12-перстной кишки, дуоденит).

При нарушении нормальной секреции HCl возникают гипоацидный или гиперацидный гастрит, отличающиеся друг от друга по клиническим проявлениям, последствиям и требуемой схеме лечения.

Синтез соляной кислоты
Функции соляной кислоты
  1. Денатурация белков пищи.
  2. Бактерицидное действие.
  3. Высвобождение железа из комплекса с белками, что необходимо для его всасывания. Аналогично высвобождаются и другие металлы.
  4. Высвобождение различных органических молекул, прочно связанных с белковой частью (гем, коферменты — тиаминдифосфат, ФАД, ФМН, пиридоксальфосфат, кобаламин, биотин), что позволяет витаминам впоследствии всасываться.
  5. Превращение неактивного пепсиногена в активный пепсин.
  6. Снижение рН желудочного содержимого до 1,5-2,5 и создание оптимума рН для работы пепсина.
  7. После перехода в 12-перстную кишку – стимуляция секреции кишечных гормонов и, следовательно, выделения панкреатического сока и желчи.

Кислая реакция желудочного сока обусловлена, главным образом, присутствием HCl, гораздо в меньшей степени иона H2PO4, при патологиях (гипо- и анацидное состояние, онкология) свой вклад может вносить молочная кислота.

Совокупность всех веществ желудочного сока, способных быть донорами протонов, составляет общую кислотность. Соляную кислоту, находящуюся в комплексе с белками, мукополисахаридами слизистой оболочки и продуктами переваривания, называют связанной соляной кислотой, оставшуюся часть — свободной соляной кислотой. Содержание свободной HCl подвержено изменениям, в то же время количество связанной HCl относительно постоянно.

Влияние гастрина и гистамина на обкладочные клетки сводится к усилению работы Н++-АТФазы. Действие гастрина заключается в активации кальций-фосфолипидного механизма передачи сигнала, гистамин действует по аденилатциклазному механизму. 

Изменение кислотности в желудке

Гипоацидное состояние развивается при снижении активности и/или количества обкладочных клеток, синтезирующих HCl. В результате могут развиваться самые разнообразные последствия, прямо или косвенно связанные с невыполнением соляной кислотой ее функций:

  • снижение переваривания белков как в желудке, так и в кишечнике,
  • активация процессов брожения в желудке, запах изо рта, 
  • активация процесса гниения белков в толстой кишке, бурление в кишечнике и метеоризм,
  • проникновение недопереваренных продуктов в кровь и, как следствие, аллергические реакции,
  • уменьшение высвобождения от белков и возникновение дефицита минеральных веществ (железо, медь, магний, цинк, йод и др),
  • снижение высвобождения от белков и всасывания ряда водорастворимых витаминов – развитие гиповитаминозов (B1, B2, B6, B12, H),
  • снижение синтеза обкладочными клетками внутреннего фактора Касла и снижение всасывания витамина B12,
  • снижение секреции кишечных гормонов и, как следствие, уменьшение выделения желчи и панкреатического сока,
  • нарушение переваривания и всасывания липидов и, как следствие, развитие гиповитаминозов по жирорастворимым витаминам. 

 Гиперацидное состояние развивается при повышенной активности обкладочных клеток. Может приводить к клиническим проявлениям в виде воспаления стенки желудка, эрозии и язвенной болезни желудка и двенадцатипеперстной кишки. 

Пепсин

Оптимум рН для работы пепсина 1,5-2,0.

Пепсин является эндопептидазой, то есть он расщепляет внутренние пептидные связи в молекулах белков и пептидов. Синтезируется в главных клетках желудка в виде неактивного профермента пепсиногена, в котором активный центр «прикрыт» N-концевым фрагментом. При наличии соляной кислоты конформация пепсиногена изменяется таким образом, что «раскрывается» активный центр фермента, который отщепляет остаточный пептид (N-концевой фрагмент), т.е. происходит аутокатализ. В результате образуется активный пепсин, активирующий и другие молекулы пепсиногена.

Превращение пепсиногена в пепсин

Пепсин обладает невысокой специфичностью,  

  • в основном он гидролизует пептидные связи, образованные аминогруппами ароматических аминокислот (тирозина, фенилаланина, триптофана),
  • меньше и медленнее – аминогруппами и карбоксигруппами лейцина, глутаминовой кислоты и т.д. 
Связи, расщепляемые пепсином

Гастриксин

Гастриксин по своим функциям близок к пепсину, его количество в желудочном соке составляет 20-50% от количества пепсина. Синтезируется главными клетками желудка в виде прогастриксина (профермент) и активируется соляной кислотой. Оптимум рН гастриксина соответствует 3,2-3,5 и значение этот фермент имеет при питании молочно-растительной пищей, слабее стимулирующей выделение соляной кислоты и одновременно нейтрализующей ее в просвете желудка. Гастриксин является эндопептидазой и гидролизует связи, образованные карбоксильными группами дикарбоновых аминокислот.

В течение суток синтезируется около 2 г пепсина.  Объем работы пепсина составляет примерно 10% от всех пептидных связей белков, попадающих в желудок.

Наличие в желудке двух протеаз, действующих при различных pH, позволяет организму пепсином переваривать белки мясной пищи, стимулирующей секрецию HCL, а гастриксином – белки растительно-молочной пищи.

Глава 2 | Пособие по химии для подготовки к ЕГЭ

§2.1. Ионная связь

Причиной, по которой одни атомы взаимодействуют с другими, является стремление к устойчивости, а в итоге – к минимуму энергии. Атомы стремятся приобрести восьмиэлектронную оболочку благородных газов. При взаимодействии атомов металлов с атомами неметаллов происходит полная передача валентных электронов от атома металла, легко теряющего электроны, к атому неметалла, способного присоединять электроны, и образуются противоположно заряженные ионы. Например, атомы натрия и хлора имеют электронные конфигурации:

Обозначим валентные электроны точками: Электронная схема образования NaCl:

Атом металла Na отдал валентный электрон атому хлора и оба атома при этом приобрели устойчивую внешнюю электронную оболочку благородных газов неона Ne и аргона Ar:

Как известно из физики, противоположно заряженные частицы притягиваются друг к другу и оказываются связанными друг с другом. Так возникает химическая связь, называемая ионной.

Химическая связь, образованная путем электростатического притяжения катионов и анионов, называется ионной.

Ион можно упрощенно представить в виде заряженного шарика, который любой точкой своей поверхности способен притянуть ион противоположного заряда, то есть один ион может притянуть столько противоположно заряженных ионов, сколько позволит его поверхность и даже больше; может образоваться второй, третий и последующие слои противоположно заряженнных ионов. Но с расстоянием сила притяжения уменьшается, связь с дальними ионами менее прочная, чем с первым слоем ионов. Из вышесказанного следует, что ионная связь не имеет направления (ненаправлена) и ненасыщаема.

В случае образования молекулы MgCl2, атом магния, чтобы стать устойчивым, отдает два своих валентных электрона двум атомам хлора и превращается в двухзарядный катион:

Электронная схема образования MgCl2:

Рассмотрим образование молекулы MgO.
Расположение валентных электронов атома O: Атому кислорода не хватает двух электронов до устойчивой восьмиэлектронной оболочки. Забирая их у атома магния, он превращается в двухзарядный анион. С магнием кислород образует ионную химичес кую связь по схеме:

Вещества NaCl, MgO и MgCl2 построены из ионов. Катионы чередуются с анионами. Понятие «молекула» применяется к ним условно.

Таким образом, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.

Задания для закрепления

84) Самостоятельно составьте электронные схемы образования Na2O, BaBr2, CaS, KI, Li3N.

§2.2. Ковалентная химическая связь.


Разновидности связи, характеристика связи.
Валентность. Степень окисления

Рассмотрим, как соединяются в молекулу два атома водорода.

Электронная конфигурация атома h2s1 или: . Такое состояние атома неустойчиво. Положительное ядро атома водорода притягивает отрицательный электрон от другого атома водорода, два атома сближаются. При этом на определенном расстоянии друг от друга начинает действовать сила взаимного отталкивания ядер, которая возрастает при дальнейшем сближении атомов. Наконец, силы отталкивания и притяжения сравняются. При этом электронные облака двух атомов перекрываются:

Область перекрывания облаков лежит точно посередине между ядрами и удерживает их друг около друга, так как эта область повышенного отрицательного заряда.

Образовалась химическая связь. Механизм образования связи – обменный (один электрон – от одного атома, второй электрон – от другого). Область повышенной электронной плотности (область перекрывания облаков) означает, что оба электрона принадлежат двум атомам и чаще всего их можно обнаружить именно в этом пространстве между ядрами. Каждый атом приобрел устойчивую внешнюю электронную оболочку благородного газа гелия He.

Электронная схема образования молекулы H2:

Заменив общую электронную пару черточкой, получим структурную формулу молекулы H2:

Одна общая электронная пара равносильна одной химической связи. Так как каждый атом H образовал одну химическую связь, то он одновалентен. Валентность пишется римской цифрой над атомом.

Валентность – это число химических связей, образованных атомом.

Химическая связь, образованная за счет общей электронной пары, называется ковалентной.

По способу перекрывания электронных облаков ковалентные связи подразделяются на σ- (сигма) и (пи)-связи. В молекуле H2 реализуется σ-связь. Химическая связь, при которой область перекрывания электронных облаков лежит на линии, соединяющей два ядра, называется сигма (σ)-связью. В данном случае перекрываются два s-облака, поэтому связь σ s-s.

В образовании химической связи в молекуле Cl2 принимает участие неспаренный p-электрон каждого атома.

Электронная конфигурация валентных электронов атома хлора:

Атом хлора имеет три пары спаренных электронов и один неспаренный, укажем их точками:

Неспаренные p-электроны двух атомов спариваются и становятся общими для двух атомов. При этом каждый атом приобретает устойчивую внешнюю восьмиэлектронную структуру инертного газа аргона Ar (3s23p6).

Электронная схема образования молекулы Cl2:

— электронная формула молекулы Cl2 Одна общая электронная пара, следовательно, одна химическая связь. Структурная формула молекулы Cl2: .

Каждый атом образует одну химическую связь, поэтому он одновалентен. Одна химическая связь может быть только сигма связью. Общие электроны связи в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, находятся точно посредине между двух ядер, так как атомы одинаковые и с одинаковой силой тянут на себя электроны.Такая связь называется ковалентной неполярной.

В молекуле Cl2 происходит перекрывание p-облаков и образуется сигма (σ)-связь p-p:

При образовании молекулы O2 два неспаренных валентных p-элек-трона каждого атома O образуют две пары общих электронов, т.е. две химические связи.

Электронная конфигурация атома О:

Электронная схема образования молекулы O2:

— электронная формула молекулы О2

Две пары общих электронов равносильны двум химическим связям.

— структурная формула молекулы О2 Так как атом кислорода образует две химические связи, он двухвалентен. Связь двойная ковалентная неполярная, так как образована одинаковыми атомами. Электронные облака двух неспаренных электронов атома кислорода взаимно перпендикулярны друг другу. Одно из них образует -связь p-p: Другое p-облако образует с таким же облаком второго атома кислорода (пи)-связь, в плоскости, перпендикулярной первой: (пи)- связь отличается от -связи тем, что область перекрывания электронных облаков лежит выше и ниже линии, соединяющей два ядра. (пи)-связь менее прочная, чем (сигма), так как в случае p-связи между положительно заряженными ядрами нет отрицательного заря-да, поэтому они отталкиваются друг от друга и ослабляют её, тогда как в σ-связи на пути между положительными ядрами расположена отри-цательная область перекрывания облаков, которая стягивает два ядра. Если между двумя атомами образуются две связи, то одна из них σ, а другая – -связь. В общем случае, если между двумя атомами три химические связи, то одна из них всегда , а две другие – -связи

Электронная схема образования HCl:

— электронная формула молекулы

H — Cl – структурная формула молекулы

Перекрывание электронных облаков: Общая электронная пара в молекуле HCl одна, то есть образуется одна химическая связь по обменному механизму, следовательно, атом H и атом Cl одновалентны: Общая электронная пара не находится посредине между ядрами двух атомов, а смещена к более электроотрицательному атому хлора .

Отчего на атоме хлора образуется частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода – частичный положительный, то есть образуются полюса – положительный и отрицательный, такая связь называется ковалентной полярной.

Электроотрицательность – свойство атома притягивать общую электронную пару. Наибольшей электроотрицательностью обладает элемент с наименьшим радиусом атома – F. Его относительная электроотрицательность принята равной 4.0, а наименьшей электроотрицательностью обладает атом с наибольшим радиусом – франций Fr. Так как относительная электроотрицательность связана с радиусом атома, который изменяется периодически в зависимости от заряда ядра атома, то относительная электроотрицательность (э.о.) также изменяется периодически.

Таблица 6. Относительная электроотрицательность атомов (э.о.)

В таблице 6 даны относительные электроотрицательности атомов. В периоде слева направо э.о. возрастает, а в подгруппе А сверху вниз э.о. уменьшается. Свойство притягивать электроны – свойство неметалла и, как видим из таблицы, в периоде слева направо усиливаются неметаллические свойства и увеличивается электроотрицательность. В главных подгруппах сверху вниз неметаллические свойства веществ, образованных данными атомами, уменьшаются, и уменьшается их электроотрицательность.

Ряд электротрицательности, который необходимо запомнить:

Рис. 17. Ряд электроотрицательности неметаллов

Вернемся к молекуле . Молекула представляет из себя диполь («ди» в переводе с греческого означает «два», два полюса – положительный и отрицательный). От атома водорода к атому хлора сместился один электрон и принес отрицательный заряд, поэтому степень окисления хлора равна (-1), а от атома водорода сместился также один электрон, степень окисления водорода (+1):

Степень окисления – это число смещенных электронов, или заряд, который получит атом, если предположить, что связь ионная. В случае молекул H2, O2, Cl2, когда атомы, образующие связь, одинаковы и нет смещения общей электронной пары от центра симметрии молекулы, степень окисления атома равна нулю:

В молекуле H2O атом кислорода образует две химические связи с двумя атомами водорода за счёт своих двух неспаренных электронов. Он двухвалентен. Атом водорода всегда одновалентен, так как имеет только один электрон. Неспаренные электроны атома кислорода находятся на взаимноперпендикулярных p-орбиталях, поэтому молекула H2O имеет угловое строение.

Электронная схема образования молекулы H2O:

Общие электроны связей смещены к более электроотрицательному атому кислорода. Поэтому связи ковалентные полярные:

От двух атомов водорода по двум связям смещено два электрона, которые приносят отрицательный заряд, поэтому степень окисления кислорода равна (-2). От каждого атома водорода смещено по одному электрону, они уносят с собой отрицательный заряд и оставляют положительный заряд протонов, поэтому степень окисления водорода (+1).

Молекула H2O имеет угловое строение. Если сложить два вектора связей, результирующий вектор не равен нулю и будет направлен к кислороду. Поэтому молекула воды полярна, то есть представляет из себя диполь:

Задания для закрепления


85) Составьте электронные схемы образования молекул N2, HI, NH3, CH4. Покажите, что атомы приобрели устойчивую восьмиэлектронную оболочку, запишите структурные формулы молекул и определите валентность и степень окисления каждого атома.


86) Из предложенного перечня выберите три элемента-неметалла и расположите их в порядке уменьшения их электроотрицательности:
      1) N       2) Be       3) O       4) Rb       5) Cl

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).


87) Из предложенного перечня выберите три элемента-неметалла и расположите их в порядке увеличения их электроотрицательности:
      1) H       2) I       3) S       4) Sc       5) Ge

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).

Характеристика химической связи

Химическая связь характеризуется длиной, прочностью, кратностью, полярностью, направленностью, насыщаемостью.

Энергия связи – это энергия, которую необходимо затратить на разрыв химической связи, измеряется в кДж/моль.

При образовании любой химической связи энергия всегда выделяется. Чем в бóльшей степени перекрываются электронные облака, тем больше энергии при этом выделяется, тем прочнее химическая связь.

Длина связи – это расстояние между ядрами двух атомов, образовавших химическую связь.

Примеры веществ:

Мерой прочности связи является энергия связи. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

Тройная связь прочнее двойной, а двойная – прочнее одинарной.

Прочность связи также связана с длиной связи. Например, в ряду однотипных молекул H—F, H—Cl, H—Br, H—I увеличивается длина связи, так как увеличивается радиус атома в ряду F, Cl, Br, I:

С увеличением длины связи уменьшается притяжение ядер атомов к области перекрывания электронных облаков, следовательно, уменьшается прочность связи.

Мерой полярности химической связи является разность электроотрицательностей атомов, образующих данную связь. Чем больше эта разность, тем больше смещена общая электронная пара к одному из атомов, тем более полярна связь.

Сравним полярность связей HF и HCl, для чего рассчитаем разность электроотрицательностей (э.о.), пользуясь таблицей электроотрицательности (см. табл. 6): э.о. (H) = 2,1; э.о. (F) = 4,0; э.о. (Cl) = 3,0.

Связь HF: э.о. (F) – э.о. (H) = 4,0 – 2,1 = 1,9.

Связь HCl: э.о. (Cl) – э.о. (H) = 3,0 – 2,1 = 0,9.

1,9 > 0,9 – полярность связи HF больше, чем HCl.

Но в данном случае в двух сравниваемых молекулах имеется атом водорода и можно обойтись без расчётов. Фтор более электроотрицателен, чем хлор, поэтому молекула HF более полярна.

Ионную химическую связь можно считать крайним случаем полярности связи. Мы знаем также, что ионная связь ненаправлена и ненасыщаема. При образовании ковалентной связи область перекрывания облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим ядрам:

Поэтому ковалентная связь обладает направленностью.

Число ковалентных связей, которые может образовать атом по обменному механизму, ограничено максимальным числом неспаренных валентных электронов в максимально возбужденном состоянии атома (см. таблицу ниже), поэтому ковалентная связь насыщаема.

Итак, ковалентную химическую связь образуют атомы неметаллов. Разные по электроотрицательности неметаллы образуют ковалентную полярную связь, а одинаковые атомы образуют ковалентную неполярную связь. Ковалентная связь направлена и насыщаема. Атомы неметаллов с металлами образуют ионную связь, которая ненаправлена и ненасыщаема.

В образовании связей участвуют валентные электроны, происходит снижение полной энергии молекулы по сравнению с суммарной энергией взаимодействующих атомов. Лишняя энергия выделяется и называется энергией связи.

Чем больше энергии выделяется, тем прочнее связь.

Задания для закрепления


88) Составьте электронные схемы образования молекул HBr, NF3, LiF, BaO, SiCl4, H2Se, I2, CO2, K2S. Определите тип связи. В случае ковалентной химической связи определите валентность и степень окисления атомов и нарисуйте структурную формулу молекулы и перекрывание электронных облаков.


89) В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной связью:
      1) HCl, KCl, SF6;       2) NH3, ClF, HF;       3) NO2, P4, HBr;       4) CCl4, I2, H2S.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


90) Тремя общими электронными парами образована ковалентная связь в молекуле:
      1) NH3;       2) N2;       3) K3N;       4) O2.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


91) Ковалентная неполярная связь реализуется в соединении:
      1) B2O3;       2) S8;       3) CH4;       4) HI.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


92) Число σ-связей в молекуле CO2:
      1) 1       2) 2       3) 3       4) 4.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


93) Ионный характер связи наиболее выражен в соединении:
      1) KF;       2) HF;       3) As2O5;       4) NO.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


94) Атомы химических элементов III-го периода периодической системы Д.И. Менделеева образуют соединение с наиболее выраженным ионным характером связи:
      1) MgF2;       2) SiO2;       3) Al2S3;       4) NaCl.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


95) Длина связи увеличивается в ряду:
      1) NH3, AsH3, PH3;       2) H2O, H2S, HCl;       3) H2O, H2S, H2Se;       4) HCl, HI, HBr.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


96) Число связей увеличивается в ряду:
      1) CO2, CCl4;       2) NO2, NH3;       3) N2, H2O;       4) PCl3, SO2.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


97) Прочность связи увеличивается в ряду:
      1) Cl2, O2, N2;       2) HF, HBr, HCl;       3) O2, N2, Cl2;       4) HI, HF, HCl.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


98) Установите соответствие между формулой вещества и числом σ-связей в молекуле этого вещества:
Вещество        Число σ-связей
А) SO3        1) 1
Б) N2        2) 2
В) CO2        3) 3
                 4) 4
                 5) 5
                 6) 6

Ответ:
К каждой позиции, обозначенной буквой, выберите позицию, обозначенную цифрой. Например, в ответе нужно записать 132.


99) Ионную связь образуют:
      1) Rb и Br;       2) As и Cl;       3) Si и O;       4) Te и F.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


100) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) При образовании химической связи энергия всегда выделяется;
Б) -связь прочнее σ-связи;
      1) Верно только А;       2) Верно только Б;       3) Верны оба суждения;       4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


101) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) При разрыве некоторых связей происходит выделение энергии;
Б) Ионная химическая связь ненаправлена и ненасыщаема;
      1) Верно только А;       2) Верно только Б;       3) Верны оба суждения;       4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


102) Оцените правильность суждений о химической связи:
А) Двойная связь прочнее, чем одинарная;
Б) Чем больше энергии выделяется при образовании связи, тем прочнее связь;
      1) Верно только А;       2) Верно только Б;       3) Верны оба суждения;       4) Оба суждения неверны.

Укажите номера правильных ответов (одна цифра).


103) Из предложенного перечня выберите два соединения с наиболее полярной связью:
      1) PH3;       2) BrCl3;       3) SiO2;       4) HF;       5) P2S3.


Укажите номера правильных ответов (две цифры).


104) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения длины связи:
      1) SCl4;       2) P4;       3) CsCl;       4) SiCl4;       5) PCl3.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).


105) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения полярности связи:
      1) S8;       2) KH;       3) HI;       4) PH3;       5) HBr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).


106) Из предложенного перечня выберите три вещества с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения прочности связи в молекуле:
      1) Cl2O;       2) SCl4       3) SrCl2;       4) Cl2;       5) SeCl4.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).
107) Из предложенного перечня веществ выберите три, в молекулах которых имеется -связь. Расположите их в порядке увеличения полярности связи:
      1) O2;       2) P4;       3) CO2;       4) PF5;       5) SO3. Ответ:
Укажите номера правильных ответов (три цифры).

§2.3. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ранее был рассмотрен обменный механизм образования ковалентной связи, когда каждый атом, образующий химическую связь, дает по одному электрону в общее пользование, получается общая электронная пара, связывающая ядра двух атомов. Электронную пару в общее пользование может дать один атом (донор), а другой предоставит свободную орбиталь (акцептор). Образованная таким способом химическая связь является разновидностью ковалентной связи, так как образована общей парой электронов и отличается лишь механизмом образования, который называется донорно-акцепторным механизмом.

Рассмотрим несколько случаев образования донорно-акцепторной связи:

1) В молекуле NH3 атом азота образует три химические связи с тремя атомами водорода, у него остается одна пара валентных спаренных электронов, так как электронная конфигурация валентных электронов атома азота следующая: Электронная схема образования NH3:   

Cвободная валентная пара электронов атома азота может участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, а именно атом азота в молекуле :NH3 может быть донором электронов. Акцептором электронов может быть катион водорода (протон), у которого не осталось электронов, но имеется свободная валентная орбиталь.

Электронная схема образования : Заменив общие пары электронов черточками, получим структурную формулу иона аммония:

Ион водорода принес с собой положительный заряд. В образованном ионе аммония азот четырехвалентен, так как имеет четыре химические связи. Четвёртая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, в итоге ничем не отличается от трех других. Чтобы показать донорно-акцепторную связь, отмечаем ее стрелкой, направленной от донора к акцептору.

На рисунке справа показано смещение электронных пар. Четыре связи ковалентные полярные, общие пары электронов смещены в сторону более электроотрицательного атома азота. В четвертой химической связи атом водорода не дал ни одного электрона (изначально был ион водорода H+, не имеющий электронов), поэтому к атому азота от атомов водорода смещены только три электрона, значит, степень окисления азота равна (-3):

2) По донорно-акцепторному механизму образуется и ион H3O+ (ион гидроксония) из молекулы H2O и протона H+.

Конфигурация валентных электронов атома кислорода

то есть атом кислорода имеет два неспаренных электрона и две пары спаренных электронов:

В молекуле H2O у атома кислорода остались незадействованными две пары валентных электронов, поэтому он может быть донором электронов при образовании иона H3O+.

Электронная схема образования иона гидроксония:

В ионе H3O+ атом кислорода образовал три химические связи, поэтому он трехвалентен. Все три связи ковалентные полярные, общие электроны связей смещены к более электроотрицательному атому кислорода. Два атома водорода дали в общее пользование каждый по одному электрону, третий атом H не имел электронов, был ионом H+, оба электрона связи были от атома кислорода, поэтому степень окисления атома кислорода (-2) – по числу смещенных электронов, степень окисления атома H – (+1).

3) Ион [BF4]

Электронная конфигурация валентных электронов атома бора в основном состоянии: . В возбужденном состоянии: . Атом бора в возбужденном состоянии имеет три неспаренных электрона и одну свободную валентную орбиталь Электронная конфигурация валентных электронов атома фтора:

Электронная схема образования молекулы BF3:

Атом бора в молекуле BF3 не приобрел устойчивую внешнюю восьмиэлектронную оболочку благородного газа, а имеет только шесть электронов на внешнем энергетическом уровне, но у него осталась свободная валентная орбиталь и он может выступить в качестве акцептора при образовании химической связи с донором электронов ионом F.

Электронная схема образования иона BF4:

Ион F принес c собой отрицательный заряд. В ионе BF4 атом бора приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку, образовал четыре химические связи, поэтому он четырехвалентен. Все четыре общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома фтора, его степень окисления (-1), столько электронов смещено в сторону одного атома фтора. Степень окисления атома бора равна (+3), так как от атома бора смещено по трем связям три электрона, а четвертая связь образовалась по донорно-акцепторному механизму и бор был акцептором электронов.

4) Молекула CO. Электронная конфигурация валентных электронов:

Два неспаренных электрона атомов C и O образуют две химические связи:

Атом углерода не приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку, на внешнем энергетическом уровне у него только шесть электронов, но он может образовать еще одну химическую связь по донорно-акцепторному механизму (обозначена стрелкой), так как имеет свободную валентную орбиталь и может быть акцептором электронов, а атом кислорода имеет свободную валентную электронную пару и может быть донором электронов:

Атом углерода приобрел устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку. В молекуле CO три химические связи, поэтому атомы углерода и кислорода имеют валентность III. От атома углерода к более электроотрицательному атому кислорода по двум химическим связям смещено два электрона, а по третьей связи ни одного, так как в этой связи углерод являлся акцептором. По количеству смещенных электронов углерод имеет степень окисления (+2), а кислород – (-2):

То, что в молекуле CO три химические связи, как и в молекуле N2, подтверждают близкие значения их энергий связи.

Eсв. (CO) = 1076 кДж./моль; Eсв. (N2) = 945 кДж./моль.

Для сравнения: Eсв. (O2) = 498 кДж./моль O = O

Eсв. (Cl2) = 243 кДж./моль Cl – Cl

Самое низкое значение Eсв. (Cl2), где одинарная химическая связь, выше – значение Eсв. (O2), где двойная химическая связь, и ещё выше Eсв. (N2) ≈ Eсв. (CO), где тройная химическая связь.

5) O3

Электронная конфигурация валентных электронов атома O: или – в основном состоянии. Возбужденное состояние атома возможно не только при распаривании электронных пар, но и при спаривании неспаренных электронов: или . Два неспаренных электрона двух атомов кислорода в основном состоянии образуют две химические связи:

Затем молекула O2 образует донорно-акцепторную связь с возбужденным атомом кислорода:

– электронная формула молекулы O3

Заменим общие электронные пары черточками, получим структурную формулу молекулы. Донорно-акцепторную связь покажем стрелкой:

Все атомы кислорода имеют разную валентность, а степень окисления у всех равна нулю, так как связи ковалентные неполярные, смещения электронов нет.

6) Образование молекулы NO (одна из гипотез).

Электронная схема образования молекулы NO:

Получается химическая связь – не двойная, не тройная, а промежуточная между ними (порядок связи 2,5). Такая гипотеза подтверждается энергией связи Eсв.(NO) = 678 кДж./моль. Это значение является промежуточным между энергией тройной связи Eсв.(N2) = 945 кДж./моль и двойной связи Eсв.(O2) = 498 кДж./моль. Молекула NO, имеющая неспаренный электрон, называется радикалом, и обладает магнитными свойствами, втягивается в магнитное поле.

7) NO2 является, как и NO, радикалом, и также обладает магнитными свойствами. Одна из гипотез образования NO2:

Энергии двух связей NO одинаковы и указывают на наличие не одинарной и не двойной, а полуторных связей.

8) HNO3. Структурная формула молекулы изображается так:

Атом азота четырехвалентен. Одна из четырех связей его с кислородом – донорно-акцепторная. Донором является атом азота, так как имеет электронную пару, а акцептором – атом кислорода в возбужденном состоянии:

Степень окисления атома азота в этом соединении равна (+5), так как все пять его электронов смещены к более электроотрицательным атомам кислорода. Причем по одинарной донорно-акцепторной связи от азота к кислороду смещено 2e. По всем остальным связям от азота к кислороду по каждой связи смещено по 1e, так как эти связи образованы по обменному механизму:

Задания для закрепления


108) Самостоятельно составьте электронные схемы образования молекул и ионов, фигурирующих в тексте, и определите валентность и степень окисления элементов.


109) Из предложенного перечня выберите два, в которых имеется донорно-акцепторная связь.
      1) B2O3;       2) NH3;       3) O3;       4) (NH4)2S;       5) (NH2)2CO

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (несколько цифр).


110) Из предложенного перечня выберите три соединения с ковалентной полярной связью. Расположите их в порядке увеличения прочности связи в молекуле.
      1) S8;       2) CO;       3) CS2;       4) CO2;       5) Li2S

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


111) Из предложенного перечня выберите три соединения с наибольшим числом связей в молекуле.
      1) HNO3;       2) NCl3;       3) SO3;       4) PCl5;       5) CS2.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов. Расположите их в порядке увеличения числа -связей в молекуле.


112) Выберите две частицы, в которых валентность элемента численно не совпадает со степенью окисления этого же элемента:
      1) NH3;       2) H3O+;       3) SO3;       4) Cl2O;       5) N2O5.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов(две цифры).

§2.4. Валентные возможности атомов

В §2.2. мы рассмотрели образование ковалентной связи по обменному механизму. Число химических связей, образуемых атомом, зависит в этом случае от числа неспаренных электронов. Если углерод имеет в возбужденном состоянии 4 неспаренных электрона, то может образовать четыре химические связи по обменному механизму и проявляет валентность IV.

Валентность IV, равная номеру группы – это максимальная валентность атома углерода.

У атома водорода всего 1e, поэтому он всегда одновалентен. Для водорода и других атомов-неметаллов, кроме элементов II-го периода, инертных газов He, Ne, Ar, максимальная валентность равна номеру группы:

Для элементов II-го периода B, N, O и F максимальная валентность не совпадает с номером группы. Для бора и азота их высшая валентность определяется числом валентных орбиталей и равна IV, так как бор, имея свободную валентную орбиталь, может образовать дополнительно одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, являясь акцептором электронов, а атом азота может быть донором электронов за счет неподеленной валентной пары электронов и также образовать дополнительно одну ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму (см. §2.3.)

Таким образом, азот – элемент V-ой группы – не может быть пятивалентным, а бор – элемент III-ей – группы может проявлять и валентность IV. Кислород – элемент VI-ой группы – также не может быть шестивалентным, так как не имеет d-подуровня для распаривания электронных пар. Максимальная его валентность равна III. Одна из трех химических связей образуется по донорно-акцепторному механизму (см. §2.3.)

Чаще всего кислород двухвалентен: F – элемент VII-ой группы – также не может быть семивалентным:

Так как у него только один неспаренный электрон, он всегда одновалентен.

В таблице 7 показаны электронные конфигурации валентных орбиталей некоторых атомов в основном и возбужденном состояниях и их валентные состояния, а также возможные степени окисления и формулы веществ, в которых проявляюся эти валентности и степени окисления.

Инертные газы He, Ne и Ar не образуют соединений. Максимальная валентность благородных газов Xe, Rn равна VIII и проявляется в немногочисленных соединениях со фтором и кислородом: XeF8, XeO4.

Атомы неметаллов могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления. Их максимальная положительная степень окисления равна числу валентных электронов и, значит, равна номеру группы (кроме атомов кислорода и фтора). Рассмотрим на примере атома серы. Сера находится в 6-ой группе периодической системы, максимальная степень окисления равна (+6), например, в соединении

Атом S, находясь в маскимально возбужденном состоянии, образует 6 ковалентных связей, то есть является шестивалентным. Общие электронные пары связей смещены в сторону более электроотрицательных атомов фтора, по шести связям от атома серы смещено 6е, поэтому степень окисления серы (+6). Таким образом, валентность и степень окисления серы в молекуле SF6 совпадают.

Низшая степень окисления элемента-неметалла определяется числом электронов, которое может принять атом от менее электроотрицательного элемента до устойчивого восьмиэлектронного состояния и вычисляется по формуле: – (8 – № группы). Для серы: – (8 – 6) = –2. Так, в молекуле H2S, к атому серы по двум химическим связям смещено 2е. В этом соединении валентность и степень окисления также численно совпадают:

У атома серы может быть ещё одно возбужденное состояние, где 4 неспаренных электрона. В этом состоянии она проявляет валентность IV, а степень окисления +4.

Так как фтор – самый электроотрицательный элемент, то он не может иметь положительную степень окисления, а поскольку он всегда одновалентен, то его степень окисления всегда равна (-1) и только в простом веществе F2 степень окисления равна 0.

Таблица 7. Возможные валентные состояния и степени окисления некоторых элементов

Окончание табл. 7

Атомы любых металлов могут иметь только положительные степени окисления, так как не могут принимать электроны, и их низшая степень окисления равна 0. Металлы s-элементы имеют постоянную положительную степень окисления, равную номеру группы.

d-элементы, как правило, имеют непостоянные степени окисления, их максимальная степень окисления не всегда совпадает с номером группы. Так, элемент I-ой группы Cu устойчив в степени окисления (+2).

В таблице 8 даны возможные степени окисления некоторых d-элементов.

Таблица 8. Возможные степени окисления некоторых d-элементов и электронные конфигурации валентных электронов в основном состоянии

Хорошо объяснимо, что цинк может иметь только одну степень окисления (+2). Электронная конфигурация Zn … 3s23p63d104s2. Третий энергетический уровень завершен, на нем 18 электронов, и отрыв хотя бы одного из этих электронов нарушает завершенность 3d-подуровня и 3-го уровня, нарушает устойчивость атома, следовательно, энергетически невыгоден. Валентными фактически являются 4s2-электроны, хотя Zn – d-элемент, а у d-элементов валентные электроны – это электроны последнего энергетического уровня и предпоследнего d-подуровня. Отдавая 4s2-электроны, Zn проявляет степень окисления (+2).

Задания для закрепления


113) Исходя из основного и возбужденного состояний атомов Si, As, Se, Br определите их возможные валентные состояния и степени окисления.


114) Из указанных в ряду химических элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +4:
      1) N;       2) O;       3) Cr;       4) S;       5) P.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


115) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять степень окисления +6:
      1) O;       2) Fe;       3) Se;       4) Sn;       5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


116) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях могут проявлять отрицательные степени окисления:
      1) O;       2) Fe;       3) Se;       4) Sn;       5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


117) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, которые в соединениях проявляют постоянную степень окисления:
      1) O;       2) Cr;       3) Zn;       4) Sn;       5) Sr.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


118) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, высшая степень окисления которых не совпадает с номером группы:
      1) Se;       2) Cu;       3) N;       4) Mn;       5) O.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).


119) Из указанных в ряду элементов выберите два элемента, высшая степень окисления которых не совпадает с номером группы:
      1) F;       2) Fe;       3) B;       4) Br;       5) Ba.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).


120) Из числа указанных в ряду химических соединений выберите два, в которых степень окисления азота и его валентность численно не совпадают:
      1) NH3;       2) N2;       3) NF3;       4) HNO3;       5) NOF.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).


121) Из числа указанных в ряду химических соединений выберите два, в которых степень окисления кислорода и его валентность численно не совпадают.
      1) O2;       2) H2O;       3) OF2;       4) CO2;       5) H2O2.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов (две цифры).

§2.5. Металлическая связь

Атомы металлов, вследствие их больших радиусов, легко теряют валентные электроны. В простых веществах-металлах, а также в сплавах, часть атомов находится в виде катионов. Освободившиеся электроны легко передвигаются между атомами и ионами (они обобществлены), и как цемент связывают кирпичики-катионы между собой.

Связь между ионами металлов, осуществляемая свободнодвижущимися электронами, называется металлической.

При наложении на металл разности потенциалов относительно свободные электроны начинают двигаться от отрицательного полюса к положительному. Так объясняется электропроводность металлов. Наличием свободных электронов объясняется и теплопроводность металлов и сплавов.

Большинство металлов имеют мало валентных электронов на внешнем энергетическом уровне и много свободных валентных орбиталей. В простом веществе металле атомы и ионы настолько близко подходят друг к другу, что происходит перекрывание их валентных орбиталей, а валентные электроны могут свободно передвигаться по всем валентным орбиталям. При деформации металла (ковка, прокатка) слои атомов и ионов могут передвигаться относительно друг друга без ущерба для металлической связи. Например, из алюминия можно получить фольгу толщиной 0,01 мм, а из золота путем ковки или прокатки – фольгу толщиной 0,0001 мм.

Таким образом, физические свойства металлов – электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность объясняются особым их строением, металлической связью между атомами и ионами.

§2.6. Межмолекулярные силы

Вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном. В газах расстояние между молекулами гораздо больше размеров самих молекул. В жидкостях и твердых веществах расстояние между молекулами соизмеримо с размерами самих молекул. В жидкостях молекулы могут перемещаться относительно друг друга (текучесть), в твердых веществах движение отсутствует, имеются лишь легкие колебания относительно определенного положения.

Наличие трех агрегатных состояний веществ говорит о том, что между молекулами существуют силы взаимного притяжения. В твердых веществах они самые сильные, в жидкостях – слабее, в газах – самые слабые.

Все эти силы электрического происхождения.

Если в веществе реализуется ионная связь (например, NaCl), то оно построено не из молекул, а из ионов, которые электростатически притягиваются друг к другу и сила их притяжения (по закону Кулона) пропорциональна произведению их зарядов и обратно пропорциональна квадрату расстояния между их центрами.

Если вещество построено из полярных молекул, которые представляют из себя диполи, например, HCl:
то между такими молекулами-диполями действуют постоянные межмолекулярные силы притяжения, называемые ориентационными, так как один диполь ориентирует соседний диполь определенным образом, отрицательным концом к своему положительному концу. Ясно, что ориентационные силы слабее сил электростатического притяжения полноценных ионов, так как в диполях заряд только частичный, меньше одинарного.

Если вещество построено из неполярных молекул (H2, Cl2), где нет ионов и диполей, между их молекулами также существуют силы притяжения. А иначе – как объяснить, что инертные газы, состоящие из неполярных одноатомных молекул, при достаточном понижении температуры переходят в жидкое или твердое состояние?

Вследствие непрерывного вращения отрицательных электронов и колебательного движения положительных ядер, в каждом из атомов всегда возможно временное смещение электронных орбит относительно ядра и обусловленное этим временное возникновение наведенных диполей:

Хотя возникающие диполи могут существовать ничтожно малое время, их возникновение повторяется практически непрерывно. Такого рода межмолекулярные силы называются дисперсионными и являются самыми слабыми. В веществах с полярными молекулами действуют и дисперсионные силы. Все виды дисперсионных сил называются «силами Ван-дер-Ваальса».

Межмолекулярные силы влияют на расстояние между частицами вещества, а, следовательно, по тому, из каких частиц построено вещество (из ионов, полярных молекул или неполярных молекул), можно предположить, каково его агрегатное состояние при комнатной температуре.

Так как в ионных соединениях существуют сильные связи между частицами вещества, то все вещества ионного строения твердые при обычной температуре. Самые слабые силы действуют между неполярными молекулами, и при комнатной температуре большинство таких веществ являются газами, где между молекулами большие расстояния: инертные газы, H2, N2, O2, F2.

Чем выше межмолекулярные силы, тем больше усилий необходимо приложить для их разрыва и перевода вещества из твердого состояния в жидкое и из жидкого в газообразное (переход этот происходит при температурах плавления (t°пл.) и кипения (t°кип.) соответственно), тем выше t°пл. и t°кип. вещества. При нагревании вещества его частицы (ионы, молекулы, атомы) получают тепловую энергию. Чем сильнее связаны между собой частицы вещества, тем больше энергии им требуется, чтобы разорвались связи между ними, следовательно, тем выше t°пл. и t°кип. этого вещества. У веществ ионного строения высокие t°пл. и t°кип., у веществ молекулярного строения они ниже.

Рассмотрим простые вещества F2, Cl2, Br2, I2. Их молекулы однотипны, неполярны, с одинарной ковалентной связью: F–F, Cl–Cl, Br–Br, I–I. В этом ряду радиусы атомов возрастают. Чем больше радиус атома (а значит, и его масса), тем слабее связаны с ядром валентные электроны, тем легче образуется из такого атома кратковременный диполь (атом поляризуется, становится полярным), тем сильнее межмолекулярные силы (дисперсионные), тем выше t°пл. и t°кип. вещества.

В таблице 9 даны температуры плавления и кипения галогенов и их агрегатные состояния при комнатной температуре.

Таблица 9. Физические свойства галогенов

§2.7. Водородная связь

Как видим из таблицы 9, с увеличением молекулярной массы вещества в ряду F2, Cl2, Br2, I2 увеличивается и интенсивность окраски вещества от светло-желтого до темно-филетового, так как уменьшается расстояние между молекулами вследствие увеличения сил межмолекулярного притяжения. Расстояние между молекулами брома (жидкость) меньше, чем между молекулами газов F2 и Cl2, а между молекулами I2 (твердое вещество) меньше, чем в жидкости.

Среди однотипных полярных молекул HCl, HBr, HI, где имеют место и ориентационные силы, и дисперсионные, с увеличением массы вещества, так же, как и в предыдущем случае с галогенами – F2, Cl2, Br2, I2, увеличиваются дисперсионные силы.

В HCl на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного взаимодействия, в HBr – 95%, а в HI – 99,5%. В связи с этим в ряду HCl, HBr, HI наблюдается закономерное увеличение t°пл. и t°кип., что видно из таблицы 10:

Таблица 10. Температуры плавления и кипения галогеноводородов

Из этого ряда выпадает HF. У него самая низкая молекулярная масса. Ожидаемо, что самые низкие должны быть t°пл. и t°кип.

HF, H2O и NH3 плавятся и кипят при аномально высоких температурах. Это объясняется образованием дополнительной межмолекулярной связи, называемой водородной, которая гораздо сильнее Ван-дер-Ваальсовой.

Водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы, соединенным с сильно электроотрицательным атомом F, O или N, и сильно электроотрицательным атомом (F, O или N) другой молекулы.

Образование достаточно прочной водородной связи объясняется тем, что связь H–F (H–O, H–N) является сильно полярной вследствие высокой электроотрицательности элементов F, O, N, и общая пара электронов сильно смещена в сторону F, O и N, повышая частичный заряд на атомах и оголяя положительное ядро атома водорода, ведь у него всего один электрон.

Благодаря водородной связи образуются димеры (удвоенные молекулы), тримеры и т.д. Объединение молекул затрудняет отрыв их друг от друга и является причиной высоких t°пл. и t°кип.

Как же можно объяснить, что H2O с молекулярной массой 18 имеет t°кип. = 100 °C, а HF с большей молекулярной массой (Mr(HF) = 20) имеет t°кип. = 19,5 °C – гораздо ниже, ведь водородные связи имеются и в том, и в другом веществе, в HF даже более сильные водородные связи, так как связь H – F более полярная?

В молекуле H2O – два атома водорода, связанных с кислородом, а в HF – только один атом водорода связан с электроотрицательным атомом – в результате этого каждая молекула H2O может образовать три водородные связи с соседними молекулами, а одна молекула HF – только две водородные связи:

Все рассмотренные виды химических связей можно расположить в ряд по мере возрастания их энергии связи: Межмолекулярная Водородная Металлическая Ионная и Ковалентная.

Самые прочные связи – ионные и ковалентные.

Задания для закрепления


122) Водородная связь реализуется:
      1) В молекуле H2;       2) В молекуле H2O;       3) Между молекулами H2;       4) Между молекулами H2O.

Укажите номер правильного ответа.


123) Прочность водородной связи зависит от:
1) От электроотрицательности атома элемента, связанного с водородом;
2) От величины частичного положительного заряда на атоме водорода;
3) От полярности связи водород-элемент;
4) Все перечисленные выше ответы верны.

Укажите номер правильного ответа.


124) Наиболее прочные водородные связи образуются между атомом водорода и атомом:
      1) Хлора;       2) Кислорода;       3) Серы;       4) Азота.

Укажите номер правильного ответа.


125) В ряду HF – HCl происходит увеличение:
      1) Длины связи;       2) Полярности связи;       3) Степени окисления галогена;       4) Температуры кипения.

Укажите номер правильного ответа.


126) Образование водородной связи между молекулами веществ не оказывает влияние на физическое свойство:
      1) Температуру кипения;       2) Температуру плавления;       3) Плотность;       4) Пластичность.

Укажите номер правильного ответа.


127) Водородная связь образуется между молекулами:
      1) CH4;       2) CH3OH;       3) H2S;       4) H2.

Укажите номер правильного ответа.


128) Между атомами элементов с порядковыми номерами 12 и 9 возникает связь:
      1) Металлическая;       2) Ионная;       3) Ковалентная;       4) Донорно-акцепторная.

Укажите номер правильного ответа.


129) Степень окисления азота в ионе NH4+:
      1) +4;       2) -4;       3) +3;       4) -3.

Укажите номер правильного ответа.


130) Установите соответствие между веществом и видом связи в этом веществе:
     
Формула        Класс вещества
1) Zn        А) Ионная
2) NH3        Б) Ковалентная полярная
3) O2        В) Ковалентная неполярная
4) CaBr2        Г) Металлическая

К каждой позиции, обозначенной цифрой, выберите позицию, обозначенную буквой. Например, в ответе нужно записать АВГБ.


131) Установите соответствие между видом связи в веществе и формулой химического вещества:
     
Вид связи        Формула вещества
А) Ионная        1) N2
Б) Ковалентная полярная        2) Cu
В) Ковалентная неполярная        3) MgO
Г) Металлическая        4) N2O

К каждой позиции, обозначенной буквой, выберите позицию, обозначенную цифрой. Например, в ответе нужно записать 1243.


132) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в молекулах которых имеется ковалентная неполярная связь:
      1) S8;       2) K2S;       3) SO2;       4) H2S;       5) H2.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


133) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в молекулах которых имеется ковалентная полярная связь:
      1) O3;       2) BaS;       3) SF6;       4) AsCl3;       5) CsF.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


134) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в которых присутствует ионная химическая связь.
      1) Cl2O;       2) Rb2S;       3) CS2;       4) SiO2;       5) CrCl3.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


135) Из предложенного перечня веществ выберите два вещества, в которых присутствует ионная связь.
      1) B2O3;       2) BaS;       3) CS2;       4) Mn2Si;       5) SiC.

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


136) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке возрастания температур кипения.
      1) N2;       2) H2O;       3) O2;       4) H2;       5) H2S;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


137) Из предложенного перечня выберите три вещества с наименьшей температурой кипения. Расположите их в порядке уменьшения температур кипения:
      1) H2O;       2) Ne;       3) K2S;       4) F2;       5) Cl2;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


138) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке увеличения температур кипения:
      1) HF;       2) CO;       3) NaCl;       4) H2;       5) HBr;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.


139) Из предложенного перечня выберите три вещества с наибольшей температурой кипения. Расположите их в порядке увеличения температур кипения:
      1) NH3;       2) He;       3) H2O;       4) PH3;       5) CaO;

Ответ:
Укажите номера правильных ответов.

вернуться на Главную страницу сайта

КУПИТЬ

‎App Store: Химия

Решайте химические уравнения, Таблица Менделеева 2022, Таблица Растворимости и другие — и всё в одном приложении! Незаменимый помощник по химии! Химия — это просто!

Приложение находит Химические Реакции и химические уравнения с одним и несколькими неизвестными. У вас всегда будет под рукой Таблица Менделеева и Таблица Растворимости. И даже калькулятор молярных масс!

Добавляйте виджеты с химическими элементами на рабочий стол – запоминайте полезную информацию подсознательно.

Находит уравнения химических реакций, даже если неизвестна правая или левая часть, поможет с органической и неорганической химией. Вам будут отображен список найденных реакций в обычном и ионном виде и нарисованы формулы органической химии.

Удобная интерактивная Таблица Менделеева с поиском и информацией о всех химических элементах доступной оффлайн. Нажмите на химический элемент в таблице, чтобы посмотреть справочную информацию.

Запоминайте химические элементы подсознательно с использованием виджетов для рабочего стола. Разместите один или несколько виджетов и время от времени смотрите информацию о химических элементах: порядковый номер и расположение в Таблице Менделеева, фотографии химических веществ, даты открытия элементов.

Калькулятор молярных масс. Введите правильно химическое соединение и калькулятор покажет молярные массы и процентные содержания элементов в заданном химическом веществе.

Таблица растворимости будет всегда под рукой, и вы сможете понять какая реакция идет, а какая нет. Теперь не придется открывать учебник, чтобы узнать нужную информацию.

Самый лучший решатель химических уравнений для iPhone и iPad.

* Таблица Менделеева
* Атомы в дополненной реальности AR
* Таблица растворимости
* Поиск химических реакций
* Оффлайн доступ к информации о химических элементах
* Калькулятор молярных масс химических веществ
* Ряд электроотрицательности элементов
* Молекулярные массы органических веществ
* Электрохимический ряд активности металлов
* Ряд активности кислот
* Стандартный электродный потенциал
* Виджеты для легкого изучения Химии

И все эти таблицы и калькуляторы в бесплатном приложении Химия.

Подробнее про условия использовани приложения можно прочитать по следующим ссылкам:
Terms of Use: http://getchemistry.io/terms-and-conditions/ios/
Privacy policy: http://getchemistry.io/privacy-policy/ios/

Образование ковалентной связи — урок. Химия, 8 класс.

Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов. Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.

 

Ковалентная связь — это связь между атомами неметаллов, образованная за счёт общих электронных пар.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых  веществах.

  

1. Образование молекулы водорода.

 

Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.

 

При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.

 

В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

 

При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.

 

Рис. \(1\). Образование молекулы водорода

 

Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной.

 

Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов, расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов. 

 

У водорода — один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно  8 – № группы.

Неметаллы VIIА группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.

У неметаллов VIА группы (кислород, сера) таких электронов два.

У неметаллов VА группы (азот, фосфор) — три неспаренных электрона.

  

2. Образование молекулы хлора.

 

Атом хлора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.

 

При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь.  Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле хлора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах фтора, брома и иода.

 

Рис. \(2\). Образование молекулы хлора

  

Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.

  

3. Образование молекулы кислорода.

  

У атома кислорода на внешнем уровне — два неспаренных электрона.

 

При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом  заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная.

 

 

Рис. \(3\). Образование молекулы кислорода

  

4. Образование молекулы азота.

 

Атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне.

В молекуле образуются три общие электронные пары. Связь в молекуле азота тройная.

 

Рис. \(4\). Образование молекулы азота

 

Образование ковалентных связей показывают структурные (графические) формулы, в которых общая электронная пара обозначается чертой. Одна черта между атомами обозначает одинарную связь, две черты — двойную, три черты — тройную:

 

H−H,F−F,Cl−Cl; 

 

O=O,N≡N.

Источники:

Рис. 1. Образование молекулы водорода © ЯКласс

Рис. 2. Образование молекулы хлора © ЯКласс

Рис. 3. Образование молекулы кислорода © ЯКласс

Рис. 4. Образование молекулы азота © ЯКласс

обучающих программ найма | HCL Технологии

Учитывая постоянно растущий спрос на квалифицированные кадры в HCL, существует острая необходимость в создании кадрового резерва, обладающего необходимым опытом и технически и профессионально подготовленного для работы в узкоспециализированных кадрах HCL.

Эксперты по найму отмечают, что разрыв в навыках между отраслями в первую очередь связан с образованием, который создает несоответствие между тем, чему учат целеустремленных студентов в учебных заведениях, и ожиданиями, ожидающими их в реальной рабочей среде.HCL TSS (HCL Training & Staffing Services) создает столь необходимый мост между достойными талантами по всей стране и вакантными должностями, которые трудно заполнить из-за кризиса навыков. HCL TSS предлагает лучшие в своем классе программы обучения, основанные на навыках, для должностей начального уровня в HCL. Кандидаты, заинтересованные в том, чтобы начать свою ИТ-карьеру в HCL, могут подать заявку на участие в наших платных программах обучения и найма. HCL TSS предлагает учебные программы для студентов, окончивших класс XII, инженерное и неинженерное образование / последипломное образование.

Программа First Careers :  HCL First Careers – это всесторонняя гарантированная программа профессионального обучения, предназначенная для новых выпускников колледжей, которые ищут правильный первый шаг для своей глобальной карьеры в сфере технологий и ИТ-услуг. Программа обучает вас практическим навыкам, необходимым для успеха на вашей первой работе. (нажмите здесь, чтобы узнать больше)

Программа Techbee :  Early Career Program — это эксклюзивная программа трудоустройства для лиц, ищущих работу на полный рабочий день после окончания класса XII.Кандидаты проходят 12-месячное обучение для работы в сфере ИТ начального уровня. После успешного завершения обучения кандидаты принимаются на работу с полной занятостью в HCL. Во время работы кандидаты получают высшее образование в BITS Pilani, SASTRA University или Amity University. TechBee позволяет учащимся зарабатывать сразу после школы и делает их финансово независимыми. (нажмите здесь, чтобы узнать больше)

HCL гордится тем, что является работодателем, предоставляющим равные возможности для трудоустройства и поддерживающим позитивные действия, и привержена культуре инклюзивности и многообразия.В HCL мы не допускаем дискриминации (и не допускаем никакой дискриминации) по признаку расы, религии, пола, цвета кожи, возраста, национального происхождения, беременности, сексуальной ориентации, физических возможностей или любых других характеристик. Все решения о трудоустройстве, от найма до увольнения, будут основываться на бизнес-требованиях, заслугах и квалификации кандидата, а также в соответствии с местным законодательством.

HCL ОБРАЗОВАНИЕ: О Hcl

Образовательный центр

HCL, профессиональный образовательный центр китайского языка, был основан в декабре 2006 года нашим основателем г-ном Ван Дэцином и с тех пор превратился в известный центр китайского языка, в котором обучаются тысячи студентов.

HCL расшифровывается как «Счастливое изучение китайского языка» и «Высший китайский язык». Как следует из названия, мы стремимся обогатить наших студентов красотой и разнообразием китайского языка в интересной атмосфере классной комнаты. Мы успешно разработали различные экзаменационные техники, такие как «Формулированный устный», «Категоризированное творческое письмо», «Стратегия ответов на понимание на основе анализа» и т. д. За 10 лет многие из наших студентов извлекли пользу из наших эффективных техник и методов обучения, достижение выдающихся результатов на соответствующих школьных экзаменах.Наши учащиеся P6 также добились результатов намного выше, чем в среднем по стране, на экзаменах PSLE, что является еще одним свидетельством эффективности нашей команды в оказании помощи нашим учащимся в их обучении китайскому языку.

Благодаря нашей репутации Образовательный центр HCL также был приглашен в различные школы, такие как начальная школа Ай Тонг, католическая средняя школа (начальная), начальная школа Св. Гавриила, CHIJ (Келлок) и методистская начальная школа Фэрфилда, чтобы проводить курсы для обоих учителя и ученики.

В HCL мы предлагаем комплексную и хорошо структурированную программу обучения, рассчитанную на каждого учащегося от N1 до S4, независимо от способностей. Курсы разделены на 6 макрокатегорий, а именно: курс счастливого обучения N1-K2, курс HCL P1-P6, курс повышения квалификации P1-P6, элитный курс P3-P6, экспресс-курс китайского языка S1-S4 и курс китайского языка высшего уровня S1-S4. У нас относительно небольшое количество учителей и учеников, а также внеклассные консультационные программы, которые позволяют нашим ученикам получать удовольствие от изучения китайского языка и улучшать свои оценки за короткий период времени.

Прошло 10 лет, но наша миссия продолжается. Команда HCL будет и впредь оказывать неизменную поддержку нашим ученикам в повышении уровня владения китайским языком. Позвольте нам узнать Хэппи. Позвольте нам любить китайцев. Позвольте нам преуспеть в обучении. Вместе.

HCL Tech объявляет о программе ученичества в США

После успешного завершения программы ученикам будет предложена постоянная занятость в HCL Technologies, и они получат возможность одновременно продолжить обучение в колледже без долгов, говорится в заявлении, опубликованном поздно вечером в среду.

Компания HCL Technologies объявила о своей программе ученичества в США, направленной на найм выпускников средних школ на штатные рабочие места в сфере технологий, которые в противном случае были бы недоступны.

После успешного завершения программы ученикам будет предложена постоянная работа в HCL Technologies, и они получат возможность одновременно получать образование в колледже без долгов, говорится в заявлении, опубликованном поздно вечером в среду. Программа ученичества HCL обеспечивает полную оплату и льготы, позволяя кандидатам начать свою технологическую карьеру в области разработки и тестирования программного обеспечения, цифровых и облачных сервисов, доставки инфраструктуры и проектирования — с вакансиями, доступными в нескольких глобальных центрах инноваций и доставки в Калифорнии, Коннектикуте, Мичигане, Северном Каролина, Огайо, Пенсильвания и Техас, добавил он.

Стажировка HCL является частью Rise at HCL, программы компании для ранней карьеры и обучения в Северной Америке. Заявки на первые стажировки во Фриско, Техас, и Кэри, Северная Каролина, уже открыты.

«В HCL мы понимаем, насколько важно инвестировать в будущих технологических лидеров, и мы очень рады предоставить нашим ученикам возможности для карьерного роста в HCL», — сказал исполнительный вице-президент HCL Technologies Рамачандран Сундараджан. Эта программа способствует развитию компании. обязуются нанимать и обучать следующее поколение квалифицированных специалистов в области технологий, освобождая их от бремени долга за образование, добавил Сундараджан.

Участники будут зачислены по своему выбору на программу младшего специалиста или бакалавра в области STEM, которая будет полностью финансироваться HCL, в колледже или университете, входящем в общенациональную сеть академических партнеров HCL. Ключевым партнером программы является Университет Южного Нью-Гэмпшира. (SNHU), частное некоммерческое учреждение и лидер в области онлайн-образования, предлагающее более 200 аккредитованных программ на получение степени. Программа ученичества HCL дополняет существующие стажировки HCL и обязательства по найму выпускников по всему миру, особенно в

США, где компания HCL присутствует уже почти три десятилетия.США являются крупнейшим рынком для HCL, принося более 60% общего дохода компании.

Highly Capable Learners (HCL) — Государственные школы Bellingham

Vision
Мы берем на себя коллективные обязательства перед всеми детьми Bellingham. Мы дадим каждому ребенку возможность открыть и развить страсть, внести свой вклад в свое сообщество и достичь полноценной и продуктивной жизни.

Миссия
Мы все вместе обязуемся поддерживать целеустремленный набор услуг для разнообразной группы высокоспособных учащихся, чтобы максимально раскрыть потенциал каждого отдельного учащегося.

Определение
Учащиеся с высокими способностями — это те, кто показывает или показывает потенциал для работы на значительно более высоком академическом уровне по сравнению с другими людьми их возраста, опыта или окружения. Выдающиеся способности проявляются в общих интеллектуальных способностях учащихся, конкретных академических способностях и/или творческой продуктивности в определенной области. Эти учащиеся присутствуют не только среди населения в целом, но и во всех защищенных классах.( ВАК 392.170.080)

 


2021-22 Связные с особо способными учащимися:

Для поддержки учителей и семей, HCL Координаторы доступны для ответов на вопросы, сотрудничества и поддержки уникальных потребностей учащихся, признанных очень способными.

Олдервуд – Миранда Сэвори

Березовый лес – Мишель Митчелл

Карл Козиер – Миранда Сэвори

Колумбия – Кирстин Коупленд

Cordata – Кирстин Коупленд

Женева – Мишель Митчелл

Happy Valley – Драгоценный Брюнгельсон

Лоуэлл – Драгоценный Брюнгельсон

Северные высоты – Мишель Митчелл

Парквью – Ральф Хейден

Рузвельт – Сьюзан Кейгель

Серебряный пляж – Шеннон Прис

Санниленд – Кэти Акерсон

Уэйд Кинг – Драгоценный Брюнгельсон

Средние школы — Кэти Гриффит и помощники директора средних школ

Средние школы – школьные консультанты

HCL TOSA (Учитель по особому заданию) – Бреанн Халфорд

 

 

 

 

Означает ли это развод с образованием, трудоустройством в Индии?-Business News, Firstpost

Технологический гигант HCL недавно объявил о схеме, согласно которой выпускники средних школ с 85-процентными оценками найдут работу в компании.

Технологический гигант HCL недавно объявил о программе преобразований, в соответствии с которой выпускники средних школ, получившие 85-процентные оценки, будут находить в компании техническую работу с возможностью неполного рабочего дня для получения диплома колледжа. Схема, запущенная 24 марта, представляет собой интересную разработку, которая может привести к отделению образования от занятости.

Уже более века образование в значительной степени связано с качеством жизни.Даже сегодня люди проявляют интерес к музыке или санскриту, чтобы обогатить свою жизнь, а не ради оплачиваемой работы. Тем не менее, это трюизм, что курсы технического образования, такие как бакалавриат в области инженерии или бакалавр в области технологий, неотъемлемо связаны с трудоустройством и перспективами трудоустройства.

Репрезентативное изображение. Рейтер

Майкл Спенс, лауреат Нобелевской премии по экономике, объяснил эту ассоциацию: «Даже если ценность образования ничтожна — циничная точка зрения, но эта идея помогает довольно хорошо проиллюстрировать основную мысль — люди высокого уровня будут учиться, чтобы отделить себя, своим потенциальным работодателям, от своих низкопробных коллег, которые не в состоянии получить такое образование.Работодатели предложат работу образованному человеку, понимая, что образованные – это люди высокого уровня.

Таким образом, профессиональные курсы, такие как B Tech в IIT, функционируют как сигнальные маяки Spencean? Это небезосновательное предложение, если принять во внимание тот факт, что преподаватель коучинговой школы в Коте, который готовит студентов к престижному объединенному вступительному экзамену в ИИТ, часто получает гораздо большую зарплату, чем профессор ИИТ.

Вступление в ИИТ более ценно для всех, кто участвует в игре, чем фактическое обучение в ИИТ, поскольку вступление дает сигнал о крупном корабле.По той же причине, IITian, ​​прошедший четырехлетнее обучение в области машиностроения или гражданского строительства, устраивается на работу в секторе информационных технологий на начальном уровне, что является обычным явлением.

Как только студентам станет ясно, что работодатели в значительной степени заинтересованы в их бренде ИИТ, их приверженность инженерному образованию может только уменьшиться. В нашем инженерном образовании сплошь написана сигнализация Спенса.

Теперь, с появлением инженерных колледжей всех мастей, инженерное дело стало выбором для обычного студента по сравнению с его ролью в качестве необычного выбора поколение назад.В эпоху вездесущих коучинговых институтов часто возникают вопросы, достаточно ли хороши вступительные экзамены для выявления сырых талантов, лишенных коучинга. Сигнальный механизм дал сбой.

Что произойдет, если передача сигналов проста и не может отличить особей высокого и низкого калибра? Модель Спенса представляет собой объединяющее равновесие, при котором каждый получает много образования, которое едва ли помогает большинству людей.

Согласно отчету The Economist, несмотря на то, что Индия выпускает в два раза больше инженеров, чем Соединенные Штаты, менее пяти процентов инженеров подходят для работы в фирме, производящей качественные продукты.Ненужное образование истощает ресурсы общества без пропорциональной выгоды.

Путь к социальному обеспечению лежит через игнорирование этого сигнала потенциальными работодателями. К счастью, HCL сделала смелый первый шаг, чтобы отделить инженерное образование от возможностей трудоустройства. Успех этого шага будет означать, что больше компаний пойдут по пути HCL, и постепенно диплом инженера станет свидетельством об образовании, а не гарантией занятости.

Другая часть этой истории связана с ухудшением наших стандартов высшего образования.Чтобы наши дипломы были достойны изучения, они должны быть ценными и ассоциироваться с достижениями в смежных областях.

Сменявшие друг друга правительства в Индии почти полностью сосредоточились на создании новых учебных заведений, а не на улучшении качества образования. Если наши степени должны блистать, они должны быть предложены после требуемого выполнения.

Вообще, индийская система образования слишком теоретична. Инженер после его окончания чаще всего имеет только теоретическое понимание, чем реальную компетентность для решения практического сценария.Наша учебная программа требует революционного сдвига, чтобы привязать техническое образование к промышленности и инновациям.

Суть аргумента будет следовать той же схеме в случае с институтами управления и программами на получение степени. Таким образом, насущной необходимостью является повышение качества высшего образования; создание армии необразованных обладателей ученых степеней – не лучшая идея.

Автор — доцент кафедры экономики ИИМ Кожикоде.

Право на регистрацию HCL Tech Bee 2022, форма заявки, учебная программа

Право на участие в HCL Tech Bee Registration 2020, форма заявки, учебный план при регистрации.hcltechbee.com

HCL Техническая пчела 2021

HCL Technologies — международная технологическая компания. Технологические продукты HCL основаны на четырех десятилетиях инноваций. Известная технологическая компания HCL запускает новую программу трудоустройства для учащихся, окончивших XII класс. Она называется программой HCL TechBee. Подробная информация о программе HCL TechBee 2020-2021 , такая как критерии приемлемости, процедура отбора, краткое описание программы обучения, плата за программу, стипендия, приведены в этой статье.

Статья HCL TechBee Программа 2020 — 2021
Авторизованный по HCL Technologies
категории Обучение и Работа
Приемлемость Завершение класса XII
Обучение Продолжительность 12 месяцев
Стоимость программы рупий. 2 лакха + налоги
Стипендия рупий10 000 в месяц
Официальный сайт https://registrations.hcltechbee.com/
HCL Tech Bee 2021

О программе HCL Tech Bee: 08

HCL TechBee — это программа ранней карьеры, предназначенная для соискателей, ожидающих получения работы на полную ставку после завершения класса XII. Отобранные кандидаты должны пройти 12-месячную программу обучения. После успешного завершения программы обучения HCL Technologies предоставляет кандидатам работу на полную ставку.Для получения полной информации о программе HCL Tech Bee Program 2020 посетите официальный сайт HCL по обучению и подбору персонала.

Области программы обучения:

Программа обучения

направлена ​​на развитие личности и общее образование кандидата. Он был запущен в следующих областях:

  • Lucknow
  • Noida
  • Madhurai
  • Chennai
  • Chennai
  • Vijayawada
  • Hyderabad
  • Bengaluru
  • Bengaluru
  • Nagpur

о программе обучения:

  • Эта программа готовит кандидатов к работе на полную ставку
  • Включает онлайн-оценки, задания, обсуждения, отправку заявок на основе конкретных случаев и т. д.,
  • Специализированные технологии ИТ-сертификатов
  • Это делается в 3 этапа: базовое обучение, обучение технологии/области, обучение профессиональной практике.

Право на участие в программе HCL Tech Bee 2020–2021 :
  • Кандидат должен быть резидентом Индии. , Ченнаи, Виджаявада, Хайдарабад, Нагпур (Бангалор).

Детали работы:

  • После успешного завершения обучения кандидат может работать полный рабочий день ИТ-специалистом с зарплатой от 2 до 2,2 лакха индийских рупий.
  • Льготы для кандидатов:
  1. Медицинские льготы: Медицинское страхование, Семейное страхование, Плановые медицинские осмотры
  2. Скидки и скидки.
  • Начальный уровень: разработка приложений и программного обеспечения, поддержка управления инфраструктурой, инженер-проектировщик.

Стоимость программы:

  • Годовой доход: 2 лакха индийских рупий (применимые налоги)
  • Доступна финансовая помощь от банка.
  • 100% освобождение от платы за участие в программе (если оценка за обучение на 90% выше)
  • 50% освобождение от участия в программе (если оценка за обучение составляет 85-90%)

Процедура отбора:

Процедура отбора для HCL Tech Bee основывается исключительно на заслугах. Претенденты на работу должны пройти онлайн-тест.Отбираются кандидаты, прошедшие тестирование. После этого им необходимо пройти собеседование. Это собеседование определяет правильного владельца работы.

Mode Mode
RS299
RS.299 / —
Заслуги
Тип вопроса Цель
HCL Tech Bee Selection Production

Как зарегистрироваться в программе HCL Tech Bee 2020 – 2021 ?

Вы можете легко войти на веб-сайт, выполнив следующую процедуру

  1. Откройте веб-сайт по следующей ссылке https://registrations.hcltechbee.com/
  2. На главной странице вы можете увидеть опцию регистрации.
  3. Выберите его.
  4. Введите такие данные, как имя, идентификатор электронной почты, номер телефона.
  5. Вы получите письмо.
  6. Используя это, создайте имя пользователя и пароль.
  7. Выполните процедуру, чтобы завершить регистрацию.

Как войти в HCL TechBee?
  • Вы можете очень легко войти в систему на веб-сайте.
  • Выберите следующую ссылку https://registrations.hcltechbee.com/
  • Выберите вариант ВХОД.
  • Введите имя пользователя и пароль.
  • И завершите свою процедуру, например, найдите информацию о своем заявлении и т. д.

Программа HCL для письменного теста 2020

Последняя дата подачи заявки на техническую пчелу HCL 2020 : 30 июня 2020

Фонд HCL для улучшения качества образования в государственных школах

Фонд HCL, подразделение HCL Technologies Ltd по корпоративной социальной ответственности, подписал Меморандум о взаимопонимании (МоВ) с администрацией округа Гаутам Будх Нагар в отношении проекта «Моя школа» — уникальной инициативы HCL, направленной на повышение качества образования в 35 государственных школ Нойды.

Этот Меморандум о взаимопонимании представляет собой долгосрочное обязательство по предоставлению качественного образования детям, обучающимся в этих школах. Реализованный под лозунгом «Моя школа» — это модельный проект, в котором Фонд HCL и администрация района работают вместе для достижения более крупной цели — Качественное образование для всех!

Ш. Панкадж Сингх, член Законодательного собрания Нойды, Гаутам Будх Нагар, сказал: «Нам нужно больше таких проектов, направленных на повышение качества образования в наших школах в моем избирательном округе.Я уверен, что эта программа станет уникальной в своем роде моделью, в которой правительство и корпорации будут работать вместе для достижения стандартов целостного образования для детей, поступающих в государственные школы».

Фонд HCL будет работать в 35 начальных и старших классах государственных школ Нойды, которые нуждаются в капитальном ремонте с точки зрения качества. Эти школы были определены совместно с Zila Basic Shiksha Adhikari и районной администрацией Gautam Budh Nagar.

Г-н Браджеш Нараин Сингх, окружной магистрат, Гаутам Будх Нагар, Уттар-Прадеш, сказал: «Это гордый момент для нас, когда мы присоединяемся к проекту «Моя школа» Фонда HCL.Мы твердо верим, что целостное образование – это право каждого ребенка. Мы считаем, что эта программа укрепит нашу приверженность обеспечению правильной платформы для образования, которого заслуживает каждый ребенок. Это уникальное партнерство поможет улучшить качество образования для тех, кто находится на низшей ступени социально-экономической лестницы в округе Гаутам Будх Нагар».

Меморандум о взаимопонимании направлен на обеспечение позитивных преобразований в школах, ведущих к увеличению зачисления, посещаемости и успеваемости учащихся.Это достигается за счет совместной модели развития школы, которая включает в себя активацию комитетов по управлению школами (SMC) и наращивание потенциала школьной администрации, директоров, учителей и учащихся.

«HCL Technologies, через свое подразделение по корпоративной социальной ответственности HCL Foundation, обязуется приносить пользу обществу. С различными проектами, реализуемыми по всей стране, и теперь, с запуском проекта «Моя школа» в Нойде, мы стремимся взаимодействовать с различными заинтересованными сторонами, чтобы добиться комплексных изменений в развитии.Мы в HCL гордимся тем, что сотрудничаем с районной администрацией Гаутама Будх Нагара в рамках программы «Моя школа», которая направлена ​​на повышение качества образования и улучшение инфраструктуры для учащихся», — сказал г-н Аджай Давессар, вице-президент по корпоративным коммуникациям, ООО «ХКЛ Технологии»

Вмешательства для каждой школы в рамках этого проекта планируются с учетом исходного качества и возможностей школы. Базовое качество отображается с помощью комплексного инструмента, разработанного HCL Foundation.Планы развития школ (SDP) готовятся посредством активного участия всех заинтересованных сторон, вовлеченных в школьную экосистему, которые определяют долгосрочные планы вмешательства.

В рамках своей образовательной инициативы Фонд HCL тесно сотрудничает с различными школами Индии.

0 comments on “Схема образования hcl: Мир Моды! — схема образования hcl

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.