Ковалентная связь кислорода 2. Ковалентная неполярная (неметалл-неметалл)

Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» — совместно и «vales» — имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.

Впервые ковалентная была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

Типы ковалентной связи

В целом есть два типа ковалентной связи:

• обменный,
• донорно-акцептный.

При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).

Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.

Более наглядно это показано на картинке.

Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор — свободную орбиталь.

Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.

Ковалентная неполярная связь

Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.

Схема ковалентной неполярной связи.

В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле кислорода (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.

Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.

Ковалентная полярная связь

Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и общественные электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени общественные электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там общественные электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.

Так выглядит схема ковалентной полярной связи.

Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

Как определить ковалентную связь

Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.

Ковалентная связь, видео

И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.

Ковалентная связь — это химическая связь, образующаяся за счет общих электронных пар.

Рассмотрим механизм образования ковалентной связи на примере молекулы водорода H2. Атомы водорода имеют электронную формулу: 1H 1s1.

При сближении двух атомов водорода происходит взаимодействие двух электронов с антипараллельными спинами (обозначаются электроны стрелками с разным направлениям) с формированием общей (поделенной) электронной пары.

Схему образования ковалентной связи можно представить, обозначая неспаренный электрон внешнего уровня одной точкой, а общую электронную пару — двумя точками. Общую электронную пару, т.е. ковалентная связь, часто обозначают чертой. Общая электронная пара образуется в результате перекрывания s-орбиталей атомов водорода, при этом в области перекрывания орбиталей создается повышенная электронная плотность.

Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле хлора Cl2. Атомы хлора имеют электронную формулу: 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

Атом хлора имеет семь электронов на внешнем энергетическом уровне, причем на 3p — подуровни находится один неспаренный электрон. При сближенном двух атомов хлора происходит перекрытие 3p — орбиталей с неспаренными электронами и образование общей электронной пары. У каждого атома хлора в молекуле Cl2 хранятся три неразделенные электронные пары (которые принадлежат одному атому).

В молекуле водорода H2, как и в молекуле хлора Cl2, образуется простой (одинарный) связь. Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или три электронные пары. Такие ковалентные связи называют, соответственно, двойными или тройными. Общее название двойных и тройных связей — кратные связи.

Например, рассмотрим образования ковалентной связи в молекуле кислорода O2. Атомы кислорода имеют электронную формулу: 8 O 1s2 2s2 2p4.

Атом кислорода имеет шесть электронов на внешнем энергетическом уровне, причем на 2p — подуровни находится два неспаренных электрона. В образовании химической связи в молекуле O2 участвуют по два электрона каждого атома кислорода. В данном случае образуются две общие электронные пары (двойная связь). У каждого атома кислорода в молекуле O2 хранятся две неразделенные электронные пары.

При образовании ковалентной связи в молекуле водорода каждый из атомов водорода является устойчивой двохелектроннои конфигурации за счет образования общей электронной пары. В других случаях при образовании ковалентной связи, например, в молекулах хлора и кислорода каждый из атомов является устойчивой конфигурации, состоящей из восьми электронов.

В случае всех трех рассмотренных молекул (водорода, хлора и кислорода) ковалентная связь образовался между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Такое взаимодействие наблюдается при образовании простых веществ-неметаллов, молекулы которых состоят из двух одинаковых атомов. В этом случае общие электронные пары располагаются симметрично между ядрами атомов, соединяются. Вследствие этого образуются молекулы, в которых центры положительных и отрицательных зарядов совпадают.

Итак, ковалентная связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью за счет общих электронных пар, называют ковалентной неполярной связью. Надо запомнить, что такой тип химической связи образуется в простых веществах-неметаллов. Как примеры веществ с ковалентной неполярной типом связи можно назвать фтор F2, бром Br2, йод I2, азот N2.

Если атомы, которые взаимодействуют, имеют различную электроотрицательность (атомы различных химических элементов), то общая электронная пара будет смещаться к атому с большей электроотрицательностью. При этом на атоме с большей электроотрицательностью формируется частичный отрицательный заряд, а на атоме с меньшей электроотрицательностью — частичный положительный заряд. Эти частичные заряды по абсолютному значению меньше единицы.

Например, при образовании молекулы водород хлорида HCl происходит перекрывание s-орбитали атома водорода и p-орбитали атома хлора. Общая электронная пара расположена несимметрично относительно центров атомов, которые взаимодействуют. Она смещается в более электроотрицательного хлора.

На атоме хлора формируется частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода — частичный положительный заряд. В этом случае в молекуле центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Такие молекулы называют полярными, или диполями. Диполь — это система из двух зарядов, которые являются одинаковыми по величине, но противоположными по знаку.

Итак, ковалентная связь, которая образуется между атомами, электроотрицательности которых отличаются, но незначительно, называют ковалентной полярной связью. Надо запомнить, что такой тип химической связи образуется в сложных веществах, образованных атомами неметаллов. Как примеры веществ с ковалентной полярным типом связи можно назвать водород фторид HF, вода H2O, аммиак NH3, метан CH4, карбон (IV) оксид CO2.

Для молекулы с ковалентной типом химической связи можно записать электронную и структурную (графическую) формулу. Электронная формула состоит из символов химических элементов, вокруг которых точками обозначены электроны внешнего уровня, а между атомами — общие электронные пары. Структурная (графическая) формула — это формула, в которой каждая общая электронная пара изображается чертой. Как электронная, так и структурная формулы показывают порядок сообщения атомов в молекуле, их взаимосвязь.

Ни для кого не секрет, что химия - наука довольно сложная и к тому же разнообразная. Множество различных реакций, реагентов, химикатов и прочих сложных и непонятных терминов - все они взаимодействуют друг с другом. Но главное, что с химией мы имеем дело каждый день, неважно, слушаем ли мы учителя на уроке и усваиваем новый материал или же завариваем чай, который в целом тоже представляет собой химический процесс.

Можно сделать вывод, что химию знать просто необходимо , разбираться в ней и знать, как устроен наш мир или какие-то отдельные его части - интересно, и, более того, полезно.

Сейчас нам предстоит разобраться с таким термином, как ковалентная связь, которая, кстати говоря, может быть как полярной, так и неполярной. Кстати говоря, само слово «ковалентная», образуется от латинского «co» - совместно и «vales» - имеющий силу.

Появления термина

Начнём с того, что сам термин «ковалентная» впервые ввёл в 1919 году Ирвинг Ленгмюр - лауреат Нобелевской премии. Понятие «ковалентной» предполагает химическую связь, при которой оба атома обладают электронами, что называется совместным обладанием. Таким образом, она, к примеру, отличается от металлической, в которой электроны свободны, или же от ионной, где и вовсе один отдаёт электроны другому. Нужно заметить, что образуется она между неметаллами.

Исходя из вышесказанного, можно сделать небольшой вывод о том, что из себя представляет этот процесс. Она возникает между атомами за счёт образования общих электронных пар, причём пары эти возникают на внешних и предвнешних подуровнях электронов.

Примеры, вещества с полярной:

Виды ковалентной связи

Также различаются два вида - это полярная, и, соответственно, неполярная связи. Особенности каждой из них мы разберём отдельно.

Ковалентная полярная - образование

Что из себя представляет термин «полярная»?

Обычно происходит так, что два атома имеют разную электроотрицательность, следовательно, общие электроны не принадлежат им в равной степени, а находятся они всегда ближе к одному, чем к другому. К примеру, молекула хлороводорода, в ней электроны ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, так как его электроотрицательность выше чем у водорода. Однако, на самом деле, разница в притяжении электронов невелика настолько, чтобы произошёл полный перенос электрона от водорода к хлору.

В итоге при полярной электронная плотность смещается к более электроотрицательному, на нём же возникает частичный отрицательный заряд. В свою очередь, у того ядра, чья электроотрицательность ниже, возникает, соответственно, частичный положительный заряд.

Делаем вывод: полярная возникает между различными неметаллами, которые отличаются по значению электроотрицательности, а электроны располагаются ближе к ядру с большей электроотрицательностью.

Электроотрицательность — способность одних атомов притягивать к себе электроны других, тем самым образуя химическую реакцию.

Примеры ковалентной полярной , вещества с ковалентной полярной связью:

Формула вещества с ковалентной полярной связью

Ковалентная неполярная, разница между полярной и неполярной

И наконец, неполярная, скоро мы узнаем что же она из себя представляет.

Основное отличие неполярной от полярной - это симметрия. Если в случае с полярной электроны располагались ближе к одному атому, то при неполярной связи, электроны располагаются симметрично, то есть в равной степени по отношению к обоим.

Примечательно, что неполярная возникает между атомами неметалла одного химического элемента.

К примеру, вещества с неполярной ковалентной связью:

Также совокупность электронов зачастую называют просто электронным облаком, исходя из этого делаем вывод, что электронное облако связи, которое образует общая пара электронов, распределяется в пространстве симметрично, или же равномерно по отношению к ядрам обоих.

Примеры ковалентной неполярной связи и схема образования ковалентной неполярной связи

Но Также полезно знать, как же различать ковалентную полярную и неполярную.

Ковалентная неполярная - это всегда атомы одного и того же вещества. H2. CL2.

На этом статья подошла к концу, теперь мы знаем, что из себя представляет этот химический процесс, умеем определять его и его разновидности, знаем формулы образования веществ, и в целом чуточку больше о нашем сложном мире, успехов в химии и образовании новых формул.

1. 
   Ковалентная : неполярная, полярная, донорно-акцепторная
2. 
   Ионная
3. 
   Металлическая
4. 
   Водородная

1. 
   Ковалентная связь

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) - химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, на один

от каждого атома:

A· + ·В → А: В
В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).
Ковалентная неполярная (неметалл-неметалл)

• 
  Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной , так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

Ковалентная полярная (ЭОₐ≠ЭОₓ)

• 
  Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью .

Донорно-акцепторная

Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) - способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.
Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму (например, связи N-H в ионе аммония NH4+ или связи O-H в ионе гидроксония Н3O+).

Комплексный неорганический катион, в соединениях играет роль одновалентного металла. Химическая формула - NH4+. При растворении аммиака в растворах кислот происходит реакция:

NH3 + H+ = NH4+

^ Гидроксо́ний (оксоний, гидроний) НзО+ - комплексный ион, соединение протона с молекулой воды.





Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H+, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH4-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое.
Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов (интермедиатов) реакции, например, комплексов с переносом заряда.
Модель донорно-акцепторного механизма существует только в рамках представлений о валентности как о локализации электронной плотности при образовании ковалентных связей (метод валентных схем). В рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.
^ II. Ионная связь (металл-неметалл)
Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5 Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Naº - l е -> Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня.

Clº + 1е → Cl¯- ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы – заряженные частицы.
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу. Таблица ЭО представлена ниже), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.
Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

1. 
   ^ Металлическая связь

Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.

Механизм металлической связи

Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа (например, 12 или 8).
Большинство металлов образует одну из следующих высокосимметричных решёток с плотной упаковкой атомов:

кубическую объемно центрированную, кубическую гранецентрированную и гексагональную.

• 
  В кубической объемно центрированной решётке (ОЦК) атомы расположены в вершинах куба и один атом в центре объёма куба. Кубическую объемно центрированную решётку имеют металлы: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba и др.

• 
  В кубической гранецентрированной решётке (ГЦК) атомы расположены в вершинах куба и в центре каждой грани. Решётку такого типа имеют металлы: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co и др.

• 
  В гексагональной решётке атомы расположены в вершинах и центре шестигранных оснований призмы, а три атома - в средней плоскости призмы. Такую упаковку атомов имеют металлы: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca и др.

Свойства

Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей.
^ IV. Водородная связь
Водородная связь - форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Тогда об этом говорят как о разновидности донорно-акцепторной связи, невалентном взаимодействии между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR". Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H BR" различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR".
Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.
Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак.
Связь этого типа, хотя и слабее ионной и ковалентной связей, тем не менее, играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры).
Аномально высокая теплоёмкость воды, а также теплопроводность многоатомных спиртов обеспечивается многочисленными водородными связями. Одна молекула воды может образовать до четырёх классических водородных связей с соседями.
Водородные связи повышают температуру кипения, вязкость и поверхностное натяжение жидкостей. Водородные связи ответственны за многие другие уникальные свойства воды.
Согласно современным представлениям, наличие водородных связей между молекулами воды приводит к возникновению так называемых водных кластеров или комплексов. Простейшим примером такого кластера может служить димер воды:

вода представляется как сеть молекул H2O, соединённых водородными связями.

При замерзании воды образуется много водородных связей:

Водородные связи в молекулах льда:

Водородные связи между молекулами органических кислот:

Водородные связи в белках:

Часть I

1. Электроотрицательность (ЭО) - это способность атомов оттягивать к себе электронные пары.

3. Если ковалентная химическая связь образуется между атомами разных элементов-неметаллов, то общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента. На нём возникает избыточный отрицательный заряд, а на атоме-партнёре - избыточный положительный заряд. Такая связь называется ковалентной полярной.

5. Дополните таблицу «Ковалентная полярная связь».

Часть II

1. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, состоящий из формул веществ с ковалентной полярной связью, и запишите схемы их образования.

2. Выберите формулы соединений с ковалентной полярной химической связью. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите слово, означающее имитацию алмаза или другого драгоценного камня, выполненного из стекла: страз.
1) HF С
3) FeBr3 Т
5) SO2 Р
7) CO2 А
9) PCl5 З

3. Постройте график зависимости порядкового номера химического элемента от электроотрицательности элементов одного периода. Точные значения электроотрицательности найдите с помощью Интернета. Сделайте вывод:
С увеличением порядкового номера ЭО растёт.

4. Постройте график зависимости порядкового номера химического элемента от электроотрицательности элементов одной главной подгруппы. Точные значения электроотрицатель¬ности найдите с помощью Интернета.
В группе с увеличением порядкового номера ЭО уменьшается.

5. Наиболее полярной является химическая связь в молекуле:
4) фтороводорода - HF

6. Расположите следующие вещества в порядке уменьшения полярности химической связи.
4) фосфид калия - К3Р
2) фосфид алюминия - АlР
3) хлорид фосфора (V) - РСl5
1) белый фосфор - Р4