العودة إلى الأمام

انتباه! معاينات الشرائح هي لأغراض إعلامية فقط وقد لا تمثل جميع ميزات العرض التقديمي. إذا كنت مهتما بهذا العمل، يرجى تحميل النسخة الكاملة.

أهداف الدرس:

• كون مفهوم الروابط الكيميائية باستخدام مثال الرابطة الأيونية. التوصل إلى فهم تكوين الروابط الأيونية كحالة متطرفة من الروابط القطبية.
• خلال الدرس، تأكد من إتقان المفاهيم الأساسية التالية: الأيونات (الكاتيون، الأنيون)، الرابطة الأيونية.
• تنمية النشاط العقلي للطلاب من خلال خلق موقف مشكلة عند تعلم مواد جديدة.

مهام:

• تعليم كيفية التعرف على أنواع الروابط الكيميائية.
• كرر بنية الذرة.
• استكشاف آلية تكوين الروابط الكيميائية الأيونية.
• تعليم كيفية رسم مخططات التكوين والصيغ الإلكترونية للمركبات الأيونية ومعادلات التفاعل مع تحديد التحولات الإلكترونية.

معدات: كمبيوتر، جهاز عرض، موارد الوسائط المتعددة، الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندلييف، جدول "الترابط الأيوني".

نوع الدرس:تكوين المعرفة الجديدة.

نوع الدرس:درس الوسائط المتعددة.

Xالدرس od

أنا.تنظيم الوقت.

ثانيا . التحقق من الواجبات المنزلية.

المعلم: كيف يمكن للذرات أن تتخذ تكوينات إلكترونية مستقرة؟ ما هي طرق تكوين الرابطة التساهمية؟

الطالب: الروابط التساهمية القطبية وغير القطبية تتشكل عن طريق آلية التبادل. تتضمن آلية التبادل الحالات التي يشارك فيها إلكترون واحد من كل ذرة في تكوين زوج من الإلكترونات. على سبيل المثال، الهيدروجين: (الشريحة 2)

يحدث الترابط من خلال تكوين زوج إلكترون مشترك من خلال الجمع بين الإلكترونات غير المتزاوجة. تحتوي كل ذرة على إلكترون واحد. ذرات H متكافئة والأزواج تنتمي بالتساوي إلى كلتا الذرتين. لذلك، يحدث نفس المبدأ عندما تتشكل أزواج الإلكترونات المشتركة (سحب الإلكترون المتداخلة) أثناء تكوين جزيء F2. (الشريحة 3)

سجل ح · يعني أن ذرة الهيدروجين تحتوي على إلكترون واحد في طبقتها الإلكترونية الخارجية. يظهر التسجيل وجود 7 إلكترونات على الطبقة الإلكترونية الخارجية لذرة الفلور.

عندما يتكون جزيء N 2 . يتم تكوين 3 أزواج إلكترونية مشتركة. تتداخل المدارات p. (الشريحة 4)

تسمى الرابطة غير قطبية.

المعلم: لقد نظرنا الآن إلى الحالات التي تتشكل فيها جزيئات مادة بسيطة. ولكن من حولنا هناك العديد من المواد ذات الهياكل المعقدة. لنأخذ جزيء فلوريد الهيدروجين. كيف يكون شكل الاتصال في هذه الحالة؟

الطالب: عند تكوين جزيء فلوريد الهيدروجين، يتداخل مدار إلكترون s للهيدروجين ومدار إلكترون p للفلور HF. (الشريحة 5)

ينتقل زوج الإلكترون المترابط إلى ذرة الفلور، مما يؤدي إلى التكوين ثنائي القطب. اتصال تسمى القطبية.

ثالثا. تحديث المعرفة.

المعلم: تنشأ الرابطة الكيميائية نتيجة للتغيرات التي تحدث مع الأغلفة الإلكترونية الخارجية للذرات المتصلة. وهذا ممكن لأن طبقات الإلكترون الخارجية ليست كاملة في عناصر أخرى غير الغازات النبيلة. يتم تفسير الرابطة الكيميائية برغبة الذرات في الحصول على تكوين إلكتروني مستقر مشابه لتكوين الغاز الخامل "الأقرب" لها.

المعلم: اكتب مخطط التركيب الإلكتروني لذرة الصوديوم (على السبورة). (الشريحة 6)

الطالب: لتحقيق استقرار الغلاف الإلكتروني، يجب أن تتخلى ذرة الصوديوم عن إلكترون واحد أو تقبل سبعة إلكترونات. سوف يتخلى الصوديوم بسهولة عن إلكترونه البعيد عن النواة والمرتبط بها بشكل ضعيف.

المعلم: ارسم مخططًا لإطلاق الإلكترون.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

المعلم: اكتب مخطط التركيب الإلكتروني لذرة الفلور (على السبورة).

المعلم: كيف يتم استكمال تعبئة الطبقة الإلكترونية؟

الطالب: لتحقيق استقرار الغلاف الإلكتروني، يجب على ذرة الفلور إما أن تتخلى عن سبعة إلكترونات أو تقبل إلكترونًا واحدًا. من الأفضل بقوة أن يقبل الفلور إلكترونًا.

المعلم: ارسم مخططًا لاستقبال الإلكترون.

F° + 1ē → F- = ني

رابعا. تعلم مواد جديدة.

يطرح المعلم سؤالاً على الفصل الذي تم تحديد مهمة الدرس فيه:

هل توجد طرق أخرى يمكن للذرات من خلالها اتخاذ تكوينات إلكترونية مستقرة؟ ما هي طرق تكوين مثل هذه الروابط؟

اليوم سوف ننظر إلى نوع واحد من الروابط - الرابطة الأيونية. دعونا نقارن بنية الأغلفة الإلكترونية للذرات والغازات الخاملة المذكورة بالفعل.

محادثة مع الفصل.

المعلم: ما الشحنة التي كانت تحملها ذرات الصوديوم والفلور قبل التفاعل؟

الطالب: ذرات الصوديوم والفلور متعادلة كهربائياً، لأن تتم موازنة شحنات نواتها بواسطة الإلكترونات التي تدور حول النواة.

المعلم: ماذا يحدث بين الذرات عندما تعطي وتأخذ إلكترونات؟

الطالب: تكتسب الذرات شحنات.

يقدم المعلم توضيحات: في صيغة الأيون، يتم تسجيل شحنته بالإضافة إلى ذلك. للقيام بذلك، استخدم النص المرتفع. إنه يشير إلى مقدار الشحن برقم (لا يكتبون واحدًا)، ثم بعلامة (زائد أو ناقص). على سبيل المثال، أيون الصوديوم بشحنة +1 له الصيغة Na + (اقرأ "صوديوم موجب")، أيون الفلوريد بشحنة -1 - F - ("الفلور ناقص")، أيون هيدروكسيد بشحنة شحنة -1 – OH - ("o-ash-minus")، أيون كربونات بشحنة -2 – CO 3 2- ("tse-o-three-two-minus").

في صيغ المركبات الأيونية، يتم كتابة الأيونات الموجبة أولًا، دون الإشارة إلى الشحنات، ثم الأيونات السالبة. إذا كانت الصيغة صحيحة، فإن مجموع شحنات جميع الأيونات فيها يساوي صفرًا.

أيون موجب الشحنة يسمى كاتيونوالأيون سالب الشحنة هو أنيون.

المعلم: نكتب التعريف في دفاتر التمارين الخاصة بنا:

وهوهو جسيم مشحون تتحول إليه الذرة نتيجة قبول أو فقدان الإلكترونات.

المعلم: كيفية تحديد قيمة شحنة أيون الكالسيوم Ca 2+؟

الطالب: الأيون هو جسيم مشحون كهربائيًا يتكون نتيجة فقدان أو اكتساب إلكترون واحد أو أكثر بواسطة الذرة. يحتوي الكالسيوم على إلكترونين في مستوى الإلكترون الأخير، ويحدث تأين ذرة الكالسيوم عند فقدان إلكترونين. Ca 2+ عبارة عن كاتيون مشحون بشكل مضاعف.

المعلم: ماذا يحدث لأنصاف أقطار هذه الأيونات؟

أثناء الفترة الانتقالية عندما تتحول ذرة متعادلة كهربائيا إلى الحالة الأيونية، يتغير حجم الجسيم بشكل كبير. تتحول الذرة، التي تتخلى عن إلكترونات التكافؤ، إلى جسيم أكثر إحكاما - كاتيون. على سبيل المثال، عندما تتحول ذرة الصوديوم إلى كاتيون Na+، والذي، كما هو موضح أعلاه، له بنية النيون، فإن نصف قطر الجسيم يتناقص بشكل كبير. يكون نصف قطر الأنيون دائمًا أكبر من نصف قطر الذرة المحايدة كهربائيًا.

المعلم: ماذا يحدث للجسيمات ذات الشحنات المختلفة؟

الطالب: أيونات الصوديوم والفلور المشحونة بشكل متعاكس، الناتجة عن انتقال إلكترون من ذرة الصوديوم إلى ذرة الفلور، تنجذب بشكل متبادل وتشكل فلوريد الصوديوم. (الشريحة 7)

نا + + و - = ناف

مخطط تكوين الأيونات الذي تناولناه يوضح كيفية تكوين رابطة كيميائية بين ذرة الصوديوم وذرة الفلور، وهو ما يسمى الرابطة الأيونية.

الرابطة الأيونية– رابطة كيميائية تتكون من التجاذب الكهروستاتيكي للأيونات المشحونة بشكل متعاكس مع بعضها البعض.

تسمى المركبات التي تتشكل في هذه الحالة بالمركبات الأيونية.

خامسا: توحيد المواد الجديدة.

مهام لتوحيد المعرفة والمهارات

1. قارن بين تركيب الأغلفة الإلكترونية لذرة الكالسيوم وكاتيون الكالسيوم وذرة الكلور وأنيون الكلوريد:

تعليق على تكوين الروابط الأيونية في كلوريد الكالسيوم:

2. لإكمال هذه المهمة، تحتاج إلى تقسيمها إلى مجموعات من 3-4 أشخاص. يأخذ كل عضو في المجموعة مثالاً واحدًا ويقدم النتائج إلى المجموعة بأكملها.

استجابة الطالب:

1. الكالسيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترونين خارجيين بدلاً من أن تقبل الستة المفقودة:

2. الكلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل إلكترونًا واحدًا ينقصها لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن سبعة إلكترونات من المستوى الخارجي:

3. أولا، دعونا نجد المضاعف المشترك الأصغر بين شحنات الأيونات الناتجة، وهو يساوي 2 (2x1). ثم نحدد عدد ذرات الكالسيوم التي يجب أخذها حتى تتخلى عن إلكترونين، أي أننا نحتاج إلى أخذ ذرة Ca واحدة وذرتين CI.

4. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الكالسيوم والكلور: (الشريحة 8)

كاليفورنيا 2+ + 2CI - → CaCI 2

مهام ضبط النفس

1. بناءً على مخطط تكوين مركب كيميائي، قم بإنشاء معادلة للتفاعل الكيميائي: (الشريحة 9)

2. بناء على مخطط تكوين مركب كيميائي، قم بإنشاء معادلة للتفاعل الكيميائي: (الشريحة 10)

3. يوجد مخطط لتكوين مركب كيميائي: (الشريحة 11)

اختر زوجًا من العناصر الكيميائية التي يمكن أن تتفاعل ذراتها وفقًا لهذا المخطط:

أ) ناو يا;
ب) ليو F;
الخامس) كو يا;
ز) ناو F

الجزء 1

1. تتحول ذرات المعدن، التي تتخلى عن الإلكترونات الخارجية، إلى أيونات موجبة:

حيث n هو عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للذرة، وهو ما يتوافق مع رقم مجموعة العنصر الكيميائي.

2. الذرات غير المعدنية، التي تأخذ الإلكترونات المفقودة لإكمال طبقة الإلكترون الخارجية، تتحول إلى أيونات سالبة:

3. بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس، أالرابطة، والتي تسمى الأيونية.

4. أكمل الجدول "الترابط الأيوني".

الجزء 2

1. أكمل مخططات تكوين الأيونات الموجبة الشحنة. باستخدام الحروف المقابلة للإجابات الصحيحة، سوف تقوم بتكوين اسم واحد من الأصباغ الطبيعية القديمة:النيلي.

2. العب لعبة تيك تاك تو. أظهر المسار الفائز لصيغ المواد ذات الروابط الكيميائية الأيونية.

3. هل العبارات التالية صحيحة؟

3) فقط ب هو الصحيح

4. ضع خطًا تحت أزواج العناصر الكيميائية التي تتشكل بينها رابطة كيميائية أيونية.

1) البوتاسيوم والأكسجين
2) الهيدروجين والفوسفور
3) الألومنيوم والفلور
4) الهيدروجين والنيتروجين

قم بعمل مخططات لتكوين الروابط الكيميائية بين العناصر المختارة.

5. قم بإنشاء رسم فكاهي يصور عملية تكوين رابطة كيميائية أيونية.

6. قم بعمل رسم تخطيطي لتكوين مركبين كيميائيين برابطة أيونية باستخدام الترميز التقليدي:

اختر العناصر الكيميائية "أ" و"ب" من القائمة التالية: الكالسيوم، الكلور، البوتاسيوم، الأكسجين، النيتروجين، الألومنيوم، المغنيسيوم، الكربون، البروم.

مناسبة لهذا المخطط الكالسيوم والكلور والمغنيسيوم والكلور والكالسيوم والبروم والمغنيسيوم والبروم.

7. كتابة عمل أدبي قصير (مقالة أو قصة قصيرة أو قصيدة) عن إحدى المواد ذات الروابط الأيونية التي يستخدمها الإنسان في الحياة اليومية أو في العمل. لإكمال المهمة، استخدم الإنترنت.

كلوريد الصوديوم مادة ذات رابطة أيونية، وبدونها لا توجد حياة، على الرغم من وجود الكثير منها، فهذا أيضًا ليس جيدًا. بل إن هناك حكاية شعبية تقول إن الأميرة أحبت والدها الملك بقدر حبها للملح، مما أدى إلى طردها من المملكة. ولكن عندما جرب الملك ذات يوم الطعام بدون ملح وأدرك أنه من المستحيل تناوله، أدرك بعد ذلك أن ابنته تحبه كثيرًا. وهذا يعني أن الملح هو الحياة، ولكن استهلاكه يجب أن يكون باعتدال. لأن الإفراط في تناول الملح مضر جداً بالصحة. تؤدي زيادة الملح في الجسم إلى أمراض الكلى، وتغير لون الجلد، واحتباس السوائل الزائدة في الجسم، مما يؤدي إلى تورم القلب وضغطه. لذلك، عليك التحكم في كمية الملح التي تتناولها. محلول كلوريد الصوديوم 0.9% هو محلول ملحي يستخدم لحقن الأدوية في الجسم. لذلك، من الصعب جدًا الإجابة على السؤال: هل الملح مفيد أم سيء؟ نحن في حاجة إليها في الاعتدال.

المساعدة في الطريق، ها أنت ذا.
أ) فكر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين الصوديوم و
الأكسجين.
1. الصوديوم هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن الإلكترون الخارجي I بدلاً من قبول الإلكترون المفقود 7:

1. الأكسجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة، وهو عنصر غير معدني.
فمن الأسهل على ذرته أن تستقبل إلكترونين، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، من أن تتخلى عن 6 إلكترونات من المستوى الخارجي.

1. أولاً، دعونا نوجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة، وهو يساوي 2(2∙1). لكي تتخلى ذرات الصوديوم عن إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 2 (2:1)، ولكي تتمكن ذرات الأكسجين من أن تأخذ إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أن تأخذ 1.
2. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الصوديوم والأكسجين على النحو التالي:

ب) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور.
I. الليثيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية، وهو المعدن. من الأسهل على ذرتها أن تتخلى عن إلكترون خارجي واحد بدلاً من قبول الإلكترون المفقود السبعة:

2. الكلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. له
من الأسهل للذرة أن تستقبل إلكترونًا واحدًا بدلاً من أن تتخلى عن 7 إلكترونات:

2. المضاعف المشترك الأصغر للعدد 1، أي لكي تتخلى ذرة ليثيوم واحدة وتستقبل ذرة الكلور إلكترونًا واحدًا، عليك أن تأخذهما واحدًا تلو الآخر.
3. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والكلور على النحو التالي:

ج) النظر في مخطط تكوين الرابطة الأيونية بين الذرات
المغنيسيوم والفلور.
1. المغنيسيوم هو عنصر من عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية، المعدن. له
من الأسهل على الذرة أن تتخلى عن إلكترونين خارجيين بدلاً من قبول الإلكترونات الستة المفقودة:

2. الفلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، وهو عنصر غير معدني. له
من الأسهل على الذرة أن تستقبل إلكترونًا واحدًا، وهو ما لا يكفي لإكمال المستوى الخارجي، بدلاً من التخلي عن 7 إلكترونات:

2. لنجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة وهو يساوي 2(2∙1). لكي تتخلى ذرات المغنيسيوم عن إلكترونين، هناك حاجة إلى ذرة واحدة فقط، ولكي تتمكن ذرات الفلور من قبول إلكترونين، فإنها تحتاج إلى أخذ 2 (2: 1).
3. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور على النحو التالي:

الجزء الأول

1. تتحول ذرات المعدن، التي تتخلى عن الإلكترونات الخارجية، إلى أيونات موجبة:

حيث n هو عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للذرة، وهو ما يتوافق مع رقم مجموعة العنصر الكيميائي.

2. الذرات غير المعدنية، تلتقط الإلكترونات المفقودة قبل اكتمال طبقة الإلكترون الخارجية، تتحول إلى أيونات سالبة:

3. تحدث رابطة بين الأيونات المشحونة بشكل متضاد وهذا ما يسمىأيوني.

4. أكمل الجدول "الترابط الأيوني".

الجزء الثاني

1. أكمل مخططات تكوين الأيونات الموجبة الشحنة. من الحروف المقابلة للإجابات الصحيحة، ستشكل اسم أحد أقدم الأصباغ الطبيعية: النيلي.

2. العب لعبة تيك تاك تو. أظهر المسار الفائز لصيغ المواد ذات الروابط الكيميائية الأيونية.

3. هل العبارات التالية صحيحة؟

3) فقط ب هو الصحيح

4. ضع خطًا تحت أزواج العناصر الكيميائية التي تتشكل بينها رابطة كيميائية أيونية.
1) البوتاسيوم والأكسجين
3) الألومنيوم والفلور
قم بعمل مخططات لتكوين الروابط الكيميائية بين العناصر المختارة.

5. قم بإنشاء رسم فكاهي يصور عملية تكوين رابطة كيميائية أيونية.

6. قم بعمل رسم تخطيطي لتكوين مركبين كيميائيين برابطة أيونية باستخدام الترميز التقليدي:

اختر العنصرين الكيميائيين "أ" و"ب" من القائمة التالية:
الكالسيوم، الكلور، البوتاسيوم، الأكسجين، النيتروجين، الألومنيوم، المغنيسيوم، الكربون، البروم.
مناسبة لهذا المخطط الكالسيوم والكلور والمغنيسيوم والكلور والكالسيوم والبروم والمغنيسيوم والبروم.

7. كتابة عمل أدبي قصير (مقالة أو قصة قصيرة أو قصيدة) عن إحدى المواد ذات الروابط الأيونية التي يستخدمها الإنسان في الحياة اليومية أو في العمل. لإكمال المهمة، استخدم الإنترنت.
كلوريد الصوديوم مادة ذات رابطة أيونية، وبدونها لا توجد حياة، على الرغم من وجود الكثير منها، فهذا أيضًا ليس جيدًا. بل إن هناك حكاية شعبية تقول إن الأميرة أحبت والدها الملك بقدر حبها للملح، مما أدى إلى طردها من المملكة. ولكن عندما جرب الملك ذات يوم الطعام بدون ملح وأدرك أنه من المستحيل تناوله، أدرك بعد ذلك أن ابنته تحبه كثيرًا. وهذا يعني أن الملح هو الحياة، ولكن استهلاكه يجب أن يكون فيه
يقيس. لأن الإفراط في تناول الملح مضر جداً بالصحة. تؤدي زيادة الملح في الجسم إلى أمراض الكلى، وتغير لون الجلد، واحتباس السوائل الزائدة في الجسم، مما يؤدي إلى تورم القلب وضغطه. لذلك، عليك التحكم في كمية الملح التي تتناولها. محلول كلوريد الصوديوم 0.9% هو محلول ملحي يستخدم لحقن الأدوية في الجسم. لذلك، من الصعب جدًا الإجابة على السؤال: هل الملح مفيد أم سيء؟ نحن في حاجة إليها في الاعتدال.

هذا الدرس مخصص لتعميم وتنظيم المعرفة حول أنواع الروابط الكيميائية. سيتم خلال الدرس النظر في مخططات تكوين الروابط الكيميائية في المواد المختلفة. سيساعد الدرس في تعزيز القدرة على تحديد نوع الرابطة الكيميائية في المادة بناءً على صيغتها الكيميائية.

الموضوع: الرابطة الكيميائية. التفكك الكهربائي

الدرس: مخططات تكوين المواد ذات أنواع مختلفة من الروابط

أرز. 1. مخطط تكوين الرابطة في جزيء الفلور

يتكون جزيء الفلور من ذرتين من نفس العنصر الكيميائي اللافلزى ولهما نفس السالبية الكهربية، ولذلك تتحقق رابطة تساهمية غير قطبية في هذه المادة. دعونا نرسم رسمًا تخطيطيًا لتكوين الروابط في جزيء الفلور. أرز. 1.

حول كل ذرة فلور، باستخدام النقاط، سنرسم سبعة تكافؤ، أي إلكترونات خارجية. تحتاج كل ذرة إلى إلكترون واحد إضافي للوصول إلى حالة مستقرة. وهكذا يتكون زوج إلكترون مشترك واحد. من خلال استبدالها بشرطة، نصور الصيغة الرسومية لجزيء الفلور F-F.

خاتمة:تتشكل رابطة تساهمية غير قطبية بين جزيئات عنصر كيميائي غير معدني واحد. وبهذا النوع من الروابط الكيميائية تتشكل أزواج إلكترونات مشتركة تنتمي بالتساوي إلى الذرتين، أي لا يحدث تحول في كثافة الإلكترون إلى أي من ذرات العنصر الكيميائي

أرز. 2. مخطط تكوين الروابط في جزيء الماء

يتكون جزيء الماء من ذرات الهيدروجين والأكسجين - عنصرين غير معدنيين لهما قيم سالبية كهربية نسبية مختلفة، وبالتالي فإن هذه المادة لها رابطة تساهمية قطبية.

نظرًا لأن الأكسجين عنصر أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين، فإن أزواج الإلكترونات المشتركة تنحاز نحو الأكسجين. وتظهر شحنة جزئية على ذرات الهيدروجين، وتظهر شحنة جزئية سالبة على ذرة الأكسجين. باستبدال أزواج الإلكترون المشتركة بشرطات، أو بالأحرى أسهم، توضح التحول في كثافة الإلكترون، نكتب الصيغة الرسومية للماء في الشكل. 2.

خاتمة:تحدث الرابطة القطبية التساهمية بين ذرات العناصر اللافلزية المختلفة، أي بقيم سالبية كهربية نسبية مختلفة. مع هذا النوع من الروابط، يتم تشكيل أزواج الإلكترونات المشتركة، والتي تتحول نحو العنصر الأكثر سالبية كهربية.

1. أرقام 5،6،7 (ص 145) رودزيتيس ج. الكيمياء العضوية وغير العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. فيلدمان. م: التنوير. 2011 176 ص: مريض.

2. حدد الجسيم الذي له أكبر وأصغر نصف قطر: ذرة Ar، الأيونات: K +، Ca 2+، Cl - برر إجابتك.

3. قم بتسمية ثلاثة كاتيونات واثنين من الأنيونات التي لها نفس الغلاف الإلكتروني مثل أيون F.