مقالات

10.5: كتابة تراكيب لويس للمركبات التساهمية


أهداف التعلم

  • ارسم هياكل لويس للمركبات التساهمية.

يمكن استخدام الإجراء التالي لبناء هياكل لويس الإلكترونية للجزيئات والأيونات الأكثر تعقيدًا.

الكيفية: بناء هياكل لويس الإلكترونية

1. تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في الجزيء أو الأيون.

  • اجمع إلكترونات التكافؤ من كل ذرة. (تذكر أن عدد إلكترونات التكافؤ يُشار إليه من خلال موضع العنصر في الجدول الدوري.)
  • إذا كان النوع عبارة عن أيون متعدد الذرات ، تذكر أن تضيف أو تطرح عدد الإلكترونات اللازمة لإعطاء الشحنة الكلية للأيون.

لشركة CO32−، على سبيل المثال ، نضيف إلكترونين إلى المجموع بسبب شحنة −2.

2. رتب الذرات لإظهار روابط محددة.

  • عندما تكون هناك ذرة مركزية ، فإنها عادة ما تكون أقل عنصر كهرسلبي في المركب. عادة ما يسرد الكيميائيون هذه الذرة المركزية أولاً في الصيغة الكيميائية (كما في CCl4 وشارك32−، وكلاهما يحتوي على C باعتبارها الذرة المركزية) ، وهو دليل آخر على بنية المركب.
  • يرتبط الهيدروجين والهالوجينات دائمًا بذرة واحدة أخرى ، لذلك عادة ما يكونان متصلين محطة بدلا من المركزية.

3. ضع زوجًا من الإلكترونات الرابطة بين كل زوج من الذرات المتجاورة لإعطاء رابطة واحدة.

  • في H2O ، على سبيل المثال ، هناك زوج من الإلكترونات الرابطة بين الأكسجين وكل الهيدروجين.

4. بدءًا من الذرات الطرفية ، أضف عددًا كافيًا من الإلكترونات لكل ذرة لإعطاء كل ذرة ثمانية (اثنتان للهيدروجين).

  • عادة ما تكون هذه الإلكترونات أزواج وحيدة.

5. إذا تركت أي إلكترونات ، ضعها على الذرة المركزية.

  • سنشرح لاحقًا أن بعض الذرات قادرة على استيعاب أكثر من ثمانية إلكترونات.

6. إذا كانت الذرة المركزية تحتوي على إلكترونات أقل من الثماني ، فاستخدم أزواجًا وحيدة من الذرات الطرفية لتكوين روابط متعددة (مزدوجة أو ثلاثية) للذرة المركزية للحصول على ثماني بتات.

  • هذا لن يغير عدد الإلكترونات على الذرات الطرفية.

7. الفحص النهائي

  • تأكد دائمًا من احتساب جميع إلكترونات التكافؤ وأن كل ذرة تحتوي على ثماني بتات من الإلكترونات ، باستثناء الهيدروجين (مع إلكترونين).
  • وعادة ما تكون الذرة المركزية هي أقل العناصر كهرسلبية في الجزيء أو الأيون ؛ الهيدروجين والهالوجينات عادة ما تكون نهائية.

الآن دعنا نطبق هذا الإجراء على بعض المركبات المحددة ، بدءًا بمركب ناقشناه بالفعل.

مثال ( PageIndex {1} ): ماء

اكتب بنية لويس لـ H.2س.

المحلول

خطوات لكتابة هياكل لويس

مثال ( PageIndex {1} )
1. تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في الجزيء أو الأيون.

تحتوي كل ذرة H (المجموعة 1) على 1 إلكترون تكافؤ ، وذرة O (المجموعة 16) بها 6 إلكترونات تكافؤ ، ليصبح المجموع 8 إلكترونات التكافؤ.

2. رتب الذرات لإظهار روابط محددة.

H O H

نظرًا لأن ذرات H دائمًا نهائية ، يجب أن يكون الترتيب داخل الجزيء HOH.

3. ضع زوجًا من الإلكترونات الرابطة بين كل زوج من الذرات المتجاورة لإعطاء رابطة واحدة.

4. بدءًا من الذرات الطرفية ، أضف عددًا كافيًا من الإلكترونات لكل ذرة لإعطاء كل ذرة ثمانية (اثنتان للهيدروجين).

وضع زوج واحد من الإلكترونات الرابطة بين ذرة O وكل ذرة H تعطي

H -O- ح

مع 4 إلكترونات متبقية.

تحتوي كل ذرة H على غلاف تكافؤ كامل مكون من إلكترونين.

5. إذا تركت أي إلكترونات ، ضعها على الذرة المركزية.

إضافة الإلكترونات الأربعة المتبقية إلى الأكسجين (كزوجين منفردان) يعطي الهيكل التالي:

6. إذا كانت الذرة المركزية تحتوي على إلكترونات أقل من الثماني ، فاستخدم أزواجًا وحيدة من الذرات الطرفية لتكوين روابط متعددة (مزدوجة أو ثلاثية) بالذرة المركزية للحصول على ثماني بتات.ليس من الضروري.
7. الفحص النهائي.تعطي بنية لويس الأكسجين ثمانيًا وكل إلكترونين من الهيدروجين.

مثال ( PageIndex {2} )

اكتب بنية لويس لجزيء (CH_2O )

المحلول

خطوات لكتابة هياكل لويس

مثال ( PageIndex {2} )
1. تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في الجزيء أو الأيون.

تحتوي كل ذرة هيدروجين (المجموعة 1) على 1 إلكترون تكافؤ ، ويحتوي الكربون (المجموعة 14) على 4 إلكترونات تكافؤ ، ويحتوي الأكسجين (المجموعة 16) على 6 إلكترونات تكافؤ ، ليصبح المجموع [(2) (1) + 4 + 6] = 12 إلكترون التكافؤ.

2. رتب الذرات لإظهار روابط محددة.

نظرًا لأن الكربون أقل كهربيًا من الأكسجين ويكون الهيدروجين عادةً طرفيًا ، يجب أن يكون C هو الذرة المركزية.

3. ضع زوجًا من الإلكترونات الرابطة بين كل زوج من الذرات المتجاورة لإعطاء رابطة واحدة.

يعطي وضع زوج من الإلكترونات الرابطة بين كل زوج من الذرات المترابطة ما يلي:

يتم استخدام 6 إلكترونات ، ويتم ترك 6 منها.

4. بدءًا من الذرات الطرفية ، أضف عددًا كافيًا من الإلكترونات لكل ذرة لإعطاء كل ذرة ثمانية (اثنتان للهيدروجين).

إضافة جميع الإلكترونات الستة المتبقية إلى الأكسجين (مثل ثلاثة أزواج منفردة) يعطي ما يلي:

على الرغم من أن الأكسجين يحتوي الآن على ثماني بتات وكل هيدروجين يحتوي على إلكترونين ، إلا أن الكربون يحتوي على 6 إلكترونات فقط.

5. إذا تركت أي إلكترونات ، ضعها على الذرة المركزية.

ليس من الضروري.

لا توجد إلكترونات متبقية لتوضع على الذرة المركزية.

6. إذا كانت الذرة المركزية تحتوي على إلكترونات أقل من الثماني ، فاستخدم أزواجًا وحيدة من الذرات الطرفية لتكوين روابط متعددة (مزدوجة أو ثلاثية) للذرة المركزية للحصول على ثماني بتات.

لإعطاء الكربون ثماني بتات من الإلكترونات ، نستخدم أحد أزواج الإلكترونات الوحيدة الموجودة على الأكسجين لتكوين رابطة ثنائية بين الكربون والأكسجين:

7. الفحص النهائي

يحتوي كل من الأكسجين والكربون الآن على ثمانٍ من الإلكترونات ، لذلك هذا هيكل إلكترون لويس مقبول. يحتوي O على اثنين من أزواج الترابط واثنين من الأزواج المنفردة ، ويحتوي C على أربعة أزواج روابط. هذا هو هيكل الفورمالديهايد الذي يستخدم في تحنيط السوائل.

تمرين ( PageIndex {1} )

اكتب تركيبات لويس الإلكترونية لـ CO2 و SCl2، سائل أحمر كريه الرائحة وغير مستقر يستخدم في صناعة المطاط.

إجابه كو2

.

إجابه SCl2

.

المحكمة العليا للولايات المتحدة لديها مهمة لا تحسد عليها لتقرير ماهية القانون. يمكن أن تشكل هذه المسؤولية تحديًا كبيرًا عندما لا يكون هناك مبدأ واضح أو عندما يكون هناك موقف جديد لم يتم مواجهته من قبل. تواجه الكيمياء نفس التحدي في توسيع المفاهيم الأساسية لتناسب وضعًا جديدًا. يستخدم رسم تراكيب لويس للأيونات متعددة الذرات نفس الأسلوب ، ولكنه يعدل العملية قليلاً لتلائم مجموعة مختلفة إلى حد ما من الظروف.

كتابة تراكيب لويس للأيونات متعددة الذرات

تذكر أن الأيون متعدد الذرات هو مجموعة من الذرات التي ترتبط تساهميًا معًا وتحمل شحنة كهربائية شاملة. يتكون أيون الأمونيوم ، ( ce {NH_4 ^ +} ) ، عندما يتصل أيون الهيدروجين ( left ( ce {H ^ +} right) ) بالزوج الوحيد من الأمونيا ( اليسار ( ce {NH_3} right) ) الجزيء في رابطة تساهمية إحداثية.

الشكل ( PageIndex {3} ): أيون الأمونيوم.

عند رسم بنية لويس لأيون متعدد الذرات ، تنعكس شحنة الأيون في عدد إلكترونات التكافؤ الكلي في الهيكل. في حالة أيون الأمونيوم:

(1 : ce {N} ) atom (= 5 ) إلكترونات التكافؤ

(4 : ce {H} ) الذرات (= 4 مرات 1 = 4 ) إلكترونات التكافؤ

اطرح 1 إلكترونًا لشحنة الأيون (1+ )

إجمالي 8 إلكترونات التكافؤ في الأيون

من المعتاد وضع بنية لويس لأيون متعدد الذرات في مجموعة كبيرة من الأقواس ، مع وضع شحنة الأيون كخط مرتفع خارج الأقواس.

تمرين ( PageIndex {2} )

ارسم بنية لويس الإلكترونية النقطية لأيون الكبريتات.

إجابه

استثناءات قاعدة الثمانية

على الرغم من أهمية وفائدة قاعدة الثمانيات في الترابط الكيميائي ، إلا أن هناك بعض الانتهاكات المعروفة. هذا لا يعني أن قاعدة الثمانيات غير مجدية - بل على العكس تمامًا. كما هو الحال مع العديد من القواعد ، هناك استثناءات أو انتهاكات.

هناك ثلاثة انتهاكات لقاعدة الثمانيات. تمثل جزيئات الإلكترون الفردية الانتهاك الأول لقاعدة الثمانيات. على الرغم من قلة عدد المركبات المستقرة ، إلا أنها تحتوي على عدد فردي من الإلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها. مع وجود عدد فردي من الإلكترونات ، يجب أن تنتهك ذرة واحدة على الأقل في الجزيء قاعدة الثمانيات. أمثلة على جزيئات الإلكترون الفردية المستقرة هي NO ، NO2و ClO2. مخطط لويس إلكترون النقطي لـ NO هو كما يلي:

على الرغم من أن ذرة O تحتوي على ثماني إلكترونات ، إلا أن ذرة N تحتوي على سبعة إلكترونات فقط في غلاف التكافؤ الخاص بها. على الرغم من أن أكسيد النيتروجين مركب مستقر ، إلا أنه شديد التفاعل كيميائيًا ، مثله مثل معظم المركبات الإلكترونية الفردية.

تمثل الجزيئات التي تعاني من نقص الإلكترون الانتهاك الثاني لقاعدة الثمانيات. تحتوي هذه المركبات المستقرة على أقل من ثمانية إلكترونات حول ذرة في الجزيء. الأمثلة الأكثر شيوعًا هي المركبات التساهمية للبريليوم والبورون. على سبيل المثال ، يمكن أن يشكل البريليوم رابطتين تساهمية ، مما ينتج عنه أربعة إلكترونات فقط في غلاف التكافؤ الخاص به:

عادة ما يصنع البورون ثلاثة روابط تساهمية فقط ، مما ينتج عنه ستة إلكترونات تكافؤ فقط حول ذرة B. مثال معروف هو BF3:

تم العثور على الانتهاك الثالث لقاعدة الثمانيات في تلك المركبات التي تحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات مخصصة لغلاف التكافؤ. هذه تسمى جزيئات غلاف التكافؤ الموسع. تتكون هذه المركبات فقط من ذرات مركزية في الصف الثالث من الجدول الدوري أو ما بعده فارغة د المدارات في قذائف التكافؤ التي يمكن أن تشارك في الترابط التساهمي. أحد هذه المركبات هو PF5. يحتوي مخطط لويس إلكترون النقطي المعقول الوحيد لهذا المركب على ذرة P تصنع خمسة روابط تساهمية:

بشكل رسمي ، تحتوي ذرة P على 10 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها.

مثال ( PageIndex {3} ): الانتهاكات الثمانية

حدد كل انتهاك لقاعدة الثمانيات من خلال رسم مخطط لويس للإلكترون النقطي.

  1. ClO
  2. سادس6

المحلول

أ. مع ذرة Cl واحدة وذرة O ، يحتوي هذا الجزيء على 6 + 7 = 13 إلكترونًا تكافؤًا ، لذلك فهو جزيء إلكترون فردي. مخطط نقطة لويس للإلكترون لهذا الجزيء هو كما يلي:

ب. في SF6، فإن ذرة S المركزية تصنع ستة روابط تساهمية إلى ذرات F الست المحيطة ، لذلك فهي عبارة عن جزيء غلاف تكافؤ موسع. مخطط لويس للإلكترون النقطي هو كما يلي:

التمرين ( PageIndex {3} ): زينون ديفلورايد

حدد انتهاك قاعدة الثمانيات في XeF2 من خلال رسم مخطط نقطي للإلكترون لويس.

إجابه

تحتوي ذرة Xe على غلاف تكافؤ موسع يحيط به أكثر من ثمانية إلكترونات.

ملخص

توفر رموز لويس النقطية تبريرًا بسيطًا لسبب تكوين العناصر لمركبات ذات القياسات المتكافئة المرصودة. مخطط الطاقة الكلية للرابطة التساهمية كدالة للمسافة النووية متطابقة مع قطعة من زوج أيوني لأن كلاهما ناتج عن قوى جذابة ومنافرة بين الكيانات المشحونة. في هياكل لويس الإلكترونية ، نواجهها أزواج الترابط، التي تشترك فيها ذرتان ، و ثنائي وحيد، والتي لا يتم تقاسمها بين الذرات. تتبع هياكل لويس للأيونات متعددة الذرات نفس القواعد المطبقة على المركبات التساهمية الأخرى. هناك ثلاثة انتهاكات لقاعدة الثمانيات: جزيئات الإلكترون الفردية ، والجزيئات التي تعاني من نقص الإلكترون ، وجزيئات غلاف التكافؤ الموسعة.


ارسم تراكيب لويس للمركبات التالية أعط

الروابط الكيميائية • التجاذب الكهربائي بين النوى والتكافؤ هـ- للذرات المجاورة التي تربط الذرات ببعضها البعض • تتشكل الروابط من أجل ... - تقليل الطاقة الكامنة - زيادة الاستقرار • ثلاثة أنواع: - أيوني - تساهمي - معدني

الروابط الأيونية § يتم نقل الإلكترونات. الاختلافات في الكهربية بشكل عام أكبر من 1. 7 § تكوين الروابط الأيونية دائمًا ما يكون طاردًا للحرارة!

بلورات كلوريد الصوديوم - تشكل المركبات الأيونية مواد صلبة في درجات الحرارة العادية. ارتفاع النائب و BP. - موصلات جيدة للحرارة والكهرباء - تنتظم المركبات الأيونية في شبكة بلورية مميزة من الأيونات الموجبة والسالبة بالتناوب. - قابل للذوبان بشكل عام في شكل سائل

الروابط التساهمية الجزيئات الحقيقية - - اللافلزات - تشارك الإلكترونات سوائل أو غازات عند درجة حرارة الغرفة (درجة حرارة منخفضة و bp) الموصلات الضعيفة للحرارة والكهرباء جزيء ثنائي الذرة منخفض الذوبان

الروابط المعدنية: العناصر المعدنية التي تشترك في "بحر الإلكترون" - موصلات جيدة للكهرباء - قابلة للطرق ، وطيلة ، ولامعة

إلكترونات التكافؤ - إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. تحدد هذه الإلكترونات 1 تكوين الروابط الكيميائية. 8 2 3 4 5 6 7

• الكهربية - مقياس لقدرة الذرة على جذب الإلكترونات. - ذرة سالبة أعلى - ذرة سالبة سفلية +

اتجاه الكهربية • يزيد إلى اليمين.

قطبية السندات • معظم الروابط عبارة عن مزيج من الخصائص الأيونية والتساهمية

• الرابطة التساهمية غير القطبية - e- مشتركة بالتساوي - الكثافة الإلكترونية المتماثلة - عادة ما تكون الذرات متطابقة

• الرابطة التساهمية القطبية - e- يتم تقاسمها بشكل غير متساو - الكثافة الإلكترونية غير المتكافئة - ينتج عنها شحنات جزئية (ثنائي القطب) +

المركبات التساهمية • الجزيئات عبارة عن مجموعات محايدة من الذرات التي ترتبط ببعضها البعض بواسطة روابط تساهمية. • الجزيئات ثنائية الذرة - H 2 ، N 2 ، O 2 ، F 2 ، Cl 2 ، Br 2 ، و I 2. Allotrophs تشمل P 4 و S 8.

المركبات التساهمية أو الجزيئية • • • - المركبات بين اثنين من اللافلزات استخدم البادئات فقط استخدم أحاديًا على العنصر الثاني P 2 O 5 = خامس أكسيد الكربون ثنائي الفوسفور ثاني أكسيد الكربون CO 2 = CO = أول أكسيد الكربون N 2 O = أحادي أكسيد ثنائي النيتروجين

قاعدة الثمانية • تذكر… - تشكل معظم الذرات روابط من أجل الحصول على 8 إلكترونات تكافؤ.

رسم مخططات لويس • أوجد إجمالي # التكافؤ e-. • ترتيب الذرات - عادة ما تكون الذرة المفردة في المنتصف. • تكوين روابط بين الذرات (2 هـ-). • وزع e- المتبقية لإعطاء كل ذرة ثماني بتات (استثناءات الاستدعاء). • إذا لم يكن هناك ما يكفي من البريد الإلكتروني للتجول ، فشكل روابط مزدوجة أو ثلاثية.

قاعدة الثمانية • الاستثناءات: F F F B F O SO F H N H F غير مستقر جدًا !! F F - تكافؤ الهيدروجين 2 e- - المجموعات 1 ، 2 ، 3 تحصل على 2 ، 4 ، 6 التكافؤ e- الثماني الموسع أكثر من 8 التكافؤ e- (e. g. S ، P ، Xe) - الجذور الفردية # التكافؤ e-

رسم مخططات لويس • CF 4 1 C × 4 e- = 4 e 4 F × 7 e- = 28 e 32 e- 8 e 24 e- F F C F F

رسم مخططات لويس • CO 2 1 C × 4 e- = 4 e 2 O × 6 e- = 12 e 16 e- - 4 e 12 e- O C O

الأيونات متعددة الذرات • لإيجاد إجمالي # التكافؤ. e-: - أضف 1 e- لكل شحنة سالبة. - اطرح 1 e- لكل شحنة موجبة. • ضع أقواس حول الأيون وقم بتسمية الشحنة.

جيم - أيونات متعددة الذرات • NH 4+ 1 N × 5 e- = 5 e 4 H × 1 e- = 4 e 9 e- 1 e 8 e- 8 e 0 e- H H N H H

هياكل الرنين • الجزيئات التي لا يمكن تمثيلها بشكل صحيح بواسطة مخطط لويس واحد. • الهيكل الفعلي هو متوسط ​​جميع الاحتمالات. • عرض الهياكل الممكنة مفصولة بسهم برأسين.

VSEPR Geometry Zumdahl، De. كوست ، عالم الكيمياء 2002 ، صفحة 389

صيغة اسم نوع رابطة الصيغة Cl CCl 4 رابع كلوريد الكربون التساهمي Cl Pb. F 2 NI 3 أيوني الرصاص (II) فلوريد النيتروجين التساهمي ثلاثي يوديد C Cl Cl F- Pb + 2 FI N I I

الترابط الأيوني: قوة الجذب بين الأيونات المشحونة عكسيا. الأيونات • الكاتيون: أيون موجب • Mg 2+ ، NH 4+ • أنيون: أيون سالب • Cl- ، SO 42 -

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: نترات الباريوم 1. اكتب معادلات الكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. 2+ (Ba NO 3) 2 3. موازنة الرسوم ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الاشتراكات. استخدم الأقواس إذا كنت بحاجة إلى أكثر من أيون متعدد الذرات. غير متوازن!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: كبريتات الأمونيوم 1. اكتب معادلات الكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. (NH 4+) SO 42 - 3. موازنة الرسوم ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الاشتراكات. استخدم الأقواس إذا كنت بحاجة إلى أكثر من أيون متعدد الذرات. 2 غير متوازن!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: كلوريد الحديد (III) 1. اكتب معادلات الكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. 3. موازنة الرسوم ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الاشتراكات. استخدم الأقواس إذا كنت بحاجة إلى أكثر من أيون متعدد الذرات. Fe 3+ Cl 3 3 غير متوازن!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: كبريتيد الألومنيوم 1. اكتب الصيغ الخاصة بالكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. 3. موازنة الرسوم ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الاشتراكات. استخدم الأقواس إذا كنت بحاجة إلى أكثر من أيون متعدد الذرات. 3+ Al 2 2 S 3 غير متوازن!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: كربونات المغنيسيوم 1. اكتب الصيغ الخاصة بالكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. ملغ 2+ ثاني أكسيد الكربون 32 إنها متوازنة!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: هيدروكسيد الزنك 1. اكتب معادلات الكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. 2+ (Zn OH) 3. موازنة الرسوم ، إذا لزم الأمر ، باستخدام الاشتراكات. استخدم الأقواس إذا كنت بحاجة إلى أكثر من أيون متعدد الذرات. 2 غير متوازن!

كتابة المعادلات الأيونية المركبة مثال: فوسفات الألومنيوم 1. اكتب الصيغ الخاصة بالكاتيون والأنيون ، بما في ذلك الرسوم! 2. تحقق لمعرفة ما إذا كانت الرسوم متوازنة. 3+ Al 3 PO 4 متوازنة!

تسمية المركبات الأيونية • 1. الكاتيون أولاً ، ثم الأنيون • 2. الكاتيون الأحادي = اسم العنصر • Ca 2+ = أيون الكالسيوم • 3. أنيون أحادي الذرة = جذر + -ide • Cl- = كلوريد • Ca. Cl 2 = كلوريد الكالسيوم

تسمية المركبات الأيونية (تابع) تشير المعادن ذات الأكسدة المتعددة إلى بعض أشكال المعادن أكثر من كاتيون واحد • - استخدم الأرقام الرومانية في الاسم • - • Pb. Cl 2 • Pb 2+ كاتيون • Pb. Cl 2 = كلوريد الرصاص (II)

حساب كتلة الصيغة احسب كتلة صيغة كربونات المغنيسيوم ، Mg. أول أكسيد الكربون 3. 24.31 جم + 12. 01 جم + 3 (16. 00 جم) = 84.32 جم

حساب النسبة المئوية التركيب احسب النسبة المئوية لتكوين كربونات المغنيسيوم ، Mg. ثاني أكسيد الكربون 3. من الشريحة السابقة: 24. 31 جم + 12. 01 جم + 3 (16 .00 جم) = 84. 32 جم 100. 00

الصيغة الكيميائية IONIC COVALENT Formula Unit الصيغة الجزيئية Na. الكلورين CO 2

عناصر المركب 2 Binary Compound Na. Cl أكثر من عنصرين مركب ثلاثي Na. رقم 3

أيون 1 ذرة موناتوميك أيون نا + 2 ذرات أو أكثر أيون متعدد الذرات NO 3 -

الصيغ الصيغة التجريبية: أقل نسبة عدد صحيح للذرات في مركب. الصيغة الجزيئية: العدد الحقيقي لذرات كل عنصر في صيغة المركب. q الصيغة الجزيئية = (الصيغة التجريبية) n [n = عدد صحيح] q الصيغة الجزيئية = C 6 H 6 = (CH) 6 q الصيغة التجريبية = CH

الصيغ (تابع) الصيغ الخاصة بالمركبات الأيونية هي دائمًا تجريبية (أقل نسبة عدد صحيح). أمثلة: Na. Cl ملغ. Cl 2 Al 2 (SO 4) 3 K 2 CO 3

الصيغ (تابع) قد تكون الصيغ الخاصة بالمركبات الجزيئية تجريبية (أقل نسبة عدد صحيح). جزيئي: H 2 O C 6 H 12 O 6 C 12 H 22 O 11 تجريبي: H 2 O CH 2 O C 12 H 22 O 11

تحديد الصيغة التجريبية 1. الحساب الأساسي على 100 جرام من المركب. 2. تحديد عدد مولات كل عنصر في 100 جرام من المركب. 3. قسّم كل قيمة من قيمة المولات على أصغر القيم. 4. اضرب كل رقم في عدد صحيح للحصول على كل الأعداد الصحيحة.

تحديد الصيغة التجريبية يحتوي حمض الأديبيك على 49.32٪ C ، 43. 84٪ O ، 6. 85٪ H بالكتلة. ما هي الصيغة التجريبية لحمض الأديبيك؟

تحديد الصيغة التجريبية (الجزء 2) قسّم كل قيمة من قيمة المولات على أصغر القيم. الكربون: الهيدروجين: الأكسجين:

تحديد الصيغة التجريبية (الجزء 3) اضرب كل رقم في عدد صحيح للحصول على جميع الأعداد الصحيحة. الكربون: 1. 50 × 2 3 هيدروجين: 2. 50 × 2 5 أكسجين: 1. 00 × 2 2 الصيغة التجريبية: C 3 H 5 O 2

إيجاد الصيغة الجزيئية الصيغة التجريبية لحمض الأديبيك هي C 3 H 5 O 2. الكتلة الجزيئية لحمض الأديبيك هي 146 جم / مول. ما هي الصيغة الجزيئية لحمض الأديبيك؟ 1. أوجد كتلة صيغة C 3 H 5 O 2 3 (12. 01 g) + 5 (1. 01) + 2 (16. 00) = 73. 08 g

إيجاد الصيغة الجزيئية الصيغة التجريبية لحمض الأديبيك هي C 3 H 5 O 2. الكتلة الجزيئية لحمض الأديبيك هي 146 جم / مول. ما هي الصيغة الجزيئية لحمض الأديبيك؟ 2. قسّم الكتلة الجزيئية على الكتلة المعطاة من خلال الصيغة emipirical. 3 (12. 01 جم) + 5 (1 .01) + 2 (16.00) = 73.08 جم

إيجاد الصيغة الجزيئية الصيغة التجريبية لحمض الأديبيك هي C 3 H 5 O 2. الكتلة الجزيئية لحمض الأديبيك هي 146 جم / مول. ما هي الصيغة الجزيئية لحمض الأديبيك؟ 3. اضرب الصيغة التجريبية في هذا الرقم لتحصل على الصيغة الجزيئية. 3 (12.01 جم) + 5 (1 .01) + 2 (16.00) = 73. 08 جم (C 3 H 5 O 2) × 2 = C 6 H 10 O 4


التحميل الان!

لقد سهلنا عليك العثور على كتب إلكترونية بتنسيق PDF دون أي حفر. ومن خلال الوصول إلى كتبنا الإلكترونية عبر الإنترنت أو عن طريق تخزينها على جهاز الكمبيوتر الخاص بك ، ستحصل على إجابات ملائمة مع إجابات "Covalent Bonding Lab" Lewis Dot Structures. للبدء في العثور على إجابات Lewis Dot Structures Lab من مختبر الرابطة التساهمية ، فأنت محق في العثور على موقعنا الإلكتروني الذي يحتوي على مجموعة شاملة من الأدلة المدرجة.
مكتبتنا هي الأكبر من بين هذه المكتبات التي تحتوي على مئات الآلاف من المنتجات المختلفة الممثلة.

أخيرًا ، حصلت على هذا الكتاب الإلكتروني ، شكرًا لكل هذه الإجابات التي يمكنني الحصول عليها الآن!

لم أكن أعتقد أن هذا سيعمل ، أظهر لي أفضل أصدقائي هذا الموقع ، وهو يعمل! أحصل على الكتاب الإلكتروني المطلوب

wtf هذا الكتاب الاليكترونى الرائع مجانا ؟!

أصدقائي غاضبون جدًا لدرجة أنهم لا يعرفون كيف أمتلك كل الكتب الإلكترونية عالية الجودة التي لا يعرفون عنها!

من السهل جدًا الحصول على كتب إلكترونية عالية الجودة)

الكثير من المواقع المزيفة. هذا هو أول واحد نجح! شكرا جزيلا

wtffff أنا لا أفهم هذا!

ما عليك سوى اختيار النقر ثم زر التنزيل ، وإكمال العرض لبدء تنزيل الكتاب الإلكتروني. إذا كان هناك استبيان يستغرق 5 دقائق فقط ، فجرب أي استطلاع يناسبك.


استخدام تراكيب لويس النقطية لإظهار إلكترونات التكافؤ

يمكن رسم هياكل لويس النقطية لإظهار إلكترونات التكافؤ التي تحيط بالذرة نفسها. يتم تمثيل هذا النوع من بنية لويس النقطية برمز ذري وسلسلة من النقاط. انظر الأمثلة التالية حول كيفية رسم هياكل لويس النقطية للذرات الشائعة المشاركة في الترابط التساهمي.

مثال 1. ارسم بنية لويس النقطية لذرة الهيدروجين.

نظرًا لوجود الهيدروجين في المجموعة الأولى ، فإنه يحتوي على إلكترون تكافؤ واحد (1) في غلافه.

مثال 2. ارسم بنية لويس النقطية لذرة فلورين.

نظرًا لأن الفلورين في الفترة 2 ، يمكن أن يتسع لثمانية (8) إلكترونات من مستوى الطاقة الثاني كحد أقصى. مجموعة الفلور السابعة ، مما يعني أن لديها ما مجموعه سبعة (7) إلكترونات تكافؤ حول الذرة.

مثال 3. ارسم بنية لويس النقطية للأكسجين.

نظرًا لأن الأكسجين في الفترة 2 ، فإنه يمكن أن يتسع لثمانية (8) إلكترونات من مستوى الطاقة الثاني كحد أقصى. مجموعة الأكسجين السادس ، مما يعني أن لديها إجمالي ستة (6) إلكترونات تكافؤ حول الذرة

مثال أ. حدد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لـ C

مثال ب. تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لـ H2ا

  • يحتوي الهيدروجين ، المجموعة الأولى ، على 1 إلكترون × 2 = 2
  • يحتوي الأكسجين ، المجموعة السادسة ، على 6 إلكترونات × 1 = 6
  • إجمالي إلكترونات التكافؤ في الماء = 8

مثال ج. حدد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لـ MgBr2

  • يحتوي المغنيسيوم ، المجموعة 2 ، على 2 إلكترون × 1 = 2
  • يحتوي البروم ، المجموعة 7 ، على 7 إلكترونات × 2 = 14
  • إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ في MgBr2 = 16

شبكة تساهمية صلبة

المواد الصلبة للشبكة التساهمية تشمل بلورات الماس والسيليكون وبعض المواد اللافلزية الأخرى وبعض المركبات التساهمية مثل ثاني أكسيد السيليكون (الرمل) وكربيد السيليكون (الكربوراندوم ، المادة الكاشطة على ورق الصنفرة). تمتلك العديد من المعادن شبكات من الروابط التساهمية. يتم تجميع الذرات في هذه المواد الصلبة معًا بواسطة شبكة من الروابط التساهمية ، كما هو موضح في الشكل 5. لكسر أو إذابة شبكة تساهمية صلبة ، يجب كسر الروابط التساهمية. نظرًا لأن الروابط التساهمية قوية نسبيًا ، فإن المواد الصلبة للشبكة التساهمية تتميز عادةً بالصلابة والقوة ونقاط الانصهار العالية. على سبيل المثال ، الماس هو أحد أقسى المواد المعروفة ويذوب فوق 3500 درجة مئوية.

الشكل 5. تحتوي البلورة التساهمية على شبكة ثلاثية الأبعاد من الروابط التساهمية ، كما يتضح من هياكل الماس وثاني أكسيد السيليكون وكربيد السيليكون والجرافيت. الجرافيت هو مثال استثنائي ، يتكون من صفائح مستوية من البلورات التساهمية التي يتم تجميعها معًا في طبقات بواسطة قوى غير تساهمية. على عكس المواد الصلبة التساهمية النموذجية ، فإن الجرافيت ناعم جدًا وموصل كهربائيًا.


استخدام الرسوم الرسمية للتمييز بين هياكل لويس

كمثال على كيفية استخدام الرسوم الرسمية لتحديد هيكل لويس الأكثر استقرارًا لمادة ما ، يمكننا مقارنة بنيتين محتملتين لثاني أكسيد الكربون2. يتوافق كلا الهيكلين مع قواعد هياكل لويس الإلكترونية.

1. C أقل كهربيًا من O ، لذا فهي الذرة المركزية.

2. يحتوي C على 4 إلكترونات تكافؤ وكل O يحتوي على 6 إلكترونات تكافؤ ، ليصبح المجموع 16 إلكترونًا تكافؤًا.

3. وضع زوج إلكترون واحد بين C وكل O يعطي O-C-O ، مع بقاء 12 إلكترونًا.

4. قسمة الإلكترونات المتبقية بين ذرات O يعطي ثلاثة أزواج وحيدة في كل ذرة:

يحتوي هذا الهيكل على ثماني بتات من الإلكترونات حول كل ذرة O ولكن فقط 4 إلكترونات حول ذرة C.

5. لم يتبق أي إلكترونات للذرة المركزية.

6. لإعطاء ذرة الكربون ثمانيًا من الإلكترونات ، يمكننا تحويل اثنين من الأزواج المنفردة على ذرات الأكسجين إلى أزواج الإلكترونات المترابطة. ومع ذلك ، هناك طريقتان للقيام بذلك. يمكننا إما أخذ زوج إلكترون واحد من كل أكسجين لتشكيل بنية متناظرة أو أخذ كلا أزواج الإلكترون من ذرة أكسجين واحدة لإعطاء بنية غير متماثلة:

يعطي كل من بنيتي لويس الإلكترونية للذرات الثلاث ثماني بتات. كيف نقرر بين هذين الاحتمالين؟ الرسوم الرسمية لهيكل إلكترون لويس من ثاني أكسيد الكربون2 هم كالآتي:

كلا بنيتي لويس لهما شحنة رسمية صافية تساوي صفرًا ، لكن الهيكل الموجود على اليمين له شحنة +1 على ذرة أكثر كهرسلبية (O). وبالتالي ، يُتوقع أن تكون بنية لويس المتماثلة على اليسار أكثر استقرارًا ، وهي في الواقع هي البنية التي تمت ملاحظتها تجريبيًا. تذكر ، مع ذلك ، أن الاتهامات الرسمية تفعل ذلك ليس تمثل الشحنات الفعلية على الذرات في جزيء أو أيون. يتم استخدامها ببساطة كطريقة مسك الدفاتر للتنبؤ بهيكل لويس الأكثر استقرارًا للمركب.

لاحظ النمط

عادةً ما يكون هيكل لويس مع مجموعة الرسوم الرسمية الأقرب إلى الصفر هو الأكثر استقرارًا.

مثال 6

يحتوي أيون الثيوسيانات (SCN -) ، الذي يستخدم في الطباعة وكمثبط للتآكل ضد الغازات الحمضية ، على بنيتين ممكنتين على الأقل من إلكترونات لويس. ارسم بنيتين محتملتين ، وقم بتعيين شحنة رسمية على جميع الذرات في كليهما ، وحدد الترتيب المفضل للإلكترونات.

معطى: الأنواع الكيميائية

يطلب: هياكل لويس الإلكترونية ، الرسوم الرسمية ، والترتيب المفضل

أ استخدم الإجراء خطوة بخطوة لكتابة بنيتين معقولتين لإلكترون لويس من أجل SCN -.

ب احسب الشحنة الرسمية لكل ذرة باستخدام المعادلة 8.11.

ج توقع الهيكل المفضل بناءً على الشحنة الرسمية لكل ذرة وكهرسلبيتها بالنسبة للذرات الأخرى الموجودة.

أ تراكيب لويس المحتملة لـ SCN - أيون هي كما يلي:

ب يجب أن نحسب الرسوم الرسمية على كل ذرة لتحديد الهيكل الأكثر استقرارًا. إذا بدأنا بالكربون ، نلاحظ أن ذرة الكربون في كل من هذه الهياكل تشترك في أربعة أزواج من الروابط ، وهو عدد الروابط النموذجي للكربون ، لذلك فإن شحنة الكربون الرسمية تساوي صفرًا. بالاستمرار مع الكبريت ، نلاحظ أنه في (أ) تشترك ذرة الكبريت في زوج واحد من الروابط ولديها ثلاثة أزواج وحيدة ولديها إجمالي ستة إلكترونات تكافؤ. وبالتالي ، فإن الشحنة الرسمية على ذرة الكبريت هي 6 - (6 + 2 2) = - 1. في (ب) ، تحتوي ذرة الكبريت على زوجين من الروابط واثنين من الأزواج المنفردة ، مما يمنحها شحنة رسمية تساوي صفرًا. في (ج) ، يحتوي الكبريت على تكلفة رسمية قدرها +1. إكمال حساباتنا بالنيتروجين ، في (أ) تحتوي ذرة النيتروجين على ثلاثة أزواج ترابط ، مما يمنحها شحنة رسمية قدرها صفر. في (ب) ، تحتوي ذرة النيتروجين على اثنين من الأزواج المنفردة وتشترك في اثنين من أزواج الترابط ، مما يمنحها شحنة رسمية تبلغ 5 - (4 + 4 2) = - 1. في (ج) ، يكون للنيتروجين شحنة رسمية قدرها 2.

ج أي هيكل مفضل؟ يُفضل التركيب (ب) لأن الشحنة السالبة موجودة على ذرة كهربية أكثر (N) ، ولها رسوم رسمية أقل على كل ذرة مقارنة بالبنية (ج): 0 ، −1 مقابل +1 ، 2.

تستخدم الأملاح التي تحتوي على أيون التفجير (CNO -) في أجهزة التفجير. ارسم ثلاثة تراكيب إلكترون لويس لـ CNO - واستخدم الرسوم الرسمية للتنبؤ بما هو أكثر استقرارًا. (ملاحظة: N هي الذرة المركزية.)

من المتوقع أن يكون الهيكل الثاني أكثر استقرارًا.


كيف ترسم بنى لويس للمركبات التساهمية؟

وبالمثل ، ما هي بنية لويس لـ h2o؟ الهيكل العظمي بنية هو H-O-H. يحتوي O على 6 إلكترونات تكافؤ ، ولكل H واحد. يجب عليك ترتيب 8 إلكترونات في أزواج بحيث يكون لـ O 8 ولكل H إلكترونان في غلاف التكافؤ الخاص به. لديك ثمانية إلكترونات تكافؤ في تجربتك بنية، لذلك لديها العدد الصحيح من الإلكترونات.

وبالمثل ، قد تسأل ، هل يمكنك رسم هياكل لويس للمركبات الأيونية؟

هياكل نقطة لويس الأيونية. في أيوني كفالة، واحد تفقد الذرة جميع إلكتروناتها الخارجية (تاركة وراءها غلافًا داخليًا مملوءًا) بينما تكتسب ذرة أخرى إلكترونًا (إلكترونات) لملء غلاف التكافؤ. متي ترسم أيون ، لا تنسى [] وشحنة. انظر إلى المعدن لا يحتوي على إلكترونات تكافؤ واللافلزات ممتلئة.

ما هو هيكل لويس لثاني أكسيد الكربون؟

رسم هيكل لويس لشركة CO ال هيكل لويس لثاني أكسيد الكربون لديه 10 إلكترونات تكافؤ. بالنسبة إلى هيكل أول أكسيد الكربون لويس ستحتاج إلى رابطة ثلاثية بين ذرات الكربون والأكسجين من أجل تلبية الثماني بتات لكل ذرة مع الاستمرار في استخدام إلكترونات التكافؤ العشرة المتاحة لـ كو مركب.


ما هي الخطوات التي يجب عليك دائمًا اتباعها عند كتابة هياكل لويس للروابط التساهمية؟

1. اكتب الهيكل العظمي الصحيح للجزيء. (أكثر العناصر المعدنية هي الهالوجينات المركزية والهيدروجين بشكل عام ، والجزيئات الطرفية تميل إلى أن تكون متماثلة.) 2. احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ (بالنسبة للأيونات ، لا تنسَ إضافة / طرح الإلكترونات!) 3. ضع زوجًا واحدًا من الإلكترونات بين كل زوج من الذرات المترابطة لتكوين روابط مفردة. أضف الإلكترونات المتبقية في أزواج لإكمال الثمانيات لجميع الذرات ، الثنائي إذا كان الهيدروجين (أكمل ثماني بتات الذرات الطرفية أولاً ، مع ترك الذرة (الذرات) المركزية حتى النهاية إذا كانت الذرة المركزية بها أقل من 8 إلكترونات ، حرك واحدًا أو أكثر وحيدًا أزواج في زوج الترابط لتشكيل روابط متعددة)

شرح السبب

1. اكتب الهيكل العظمي الصحيح للجزيء. (أكثر العناصر المعدنية هي الهالوجينات المركزية والهيدروجين بشكل عام ، والجزيئات النهائية تميل إلى أن تكون متماثلة.) 2. احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ (بالنسبة للأيونات ، لا تنسَ إضافة / طرح الإلكترونات!) 3. ضع زوجًا واحدًا من الإلكترونات بين كل زوج من الذرات المترابطة لتكوين روابط مفردة. أضف الإلكترونات المتبقية في أزواج لإكمال الثمانيات لجميع الذرات ، الثنائي إذا كان الهيدروجين (أكمل ثماني بتات الذرات الطرفية أولاً ، مع ترك الذرة (الذرات) المركزية حتى النهاية إذا كانت الذرة المركزية بها أقل من 8 إلكترونات ، حرك واحدًا أو أكثر وحيدًا أزواج في زوج ربط لتشكيل روابط متعددة) صحيحة لما هي الخطوات التي يجب عليك دائمًا اتباعها عند كتابة هياكل لويس للروابط التساهمية؟


الروابط التساهمية ومخططات لويس للجزيئات البسيطة

أبسط مثال يجب مراعاته هو الهيدروجين (H) ، وهو أصغر عنصر في الجدول الدوري يحتوي على بروتون واحد وإلكترون واحد. يمكن أن يصبح الهيدروجين مستقرًا إذا حقق مستوى تكافؤ كامل مثل الغاز النبيل الأقرب إليه في الجدول الدوري ، الهيليوم (He). هذه استثناءات لقاعدة الثمانيات لأنها تتطلب فقط إلكترونين للحصول على مستوى تكافؤ كامل.

يمكن أن تتجمع ذرتان من H و شارك كل من إلكتروناتهم لإنشاء & # 8216 رابطة تساهمية. & # 8217 يمكن اعتبار الزوج المشترك من الإلكترونات على أنه ينتمي إلى أي من الذرات ، وبالتالي تحتوي كل ذرة الآن على إلكترونين في مستوى التكافؤ الخاص بها ، مثل He. الجزيء الناتج هو H2، وهو أكثر الجزيئات وفرة في الكون.

هيكل لويس للهيدروجين ثنائي الذرةهذه هي العملية التي يتم من خلالها H2 يتكون الجزيء. تشترك ذرتا H ، كل منهما تساهم بإلكترون ، في زوج من الإلكترونات. يُعرف هذا بـ & # 8216 الرابطة التساهمية الفردية. & # 8217 لاحظ كيف يمكن العثور على الإلكترونين في منطقة من الفضاء بين نواتين ذريتين.

شكلية لويس المستخدمة في H2 الجزيء هو H: H أو H - H. الأول ، المعروف باسم & # 8216Lewis dot diagram ، & # 8217 يشير إلى زوج من الإلكترونات المشتركة بين الرموز الذرية ، بينما الأخير ، المعروف باسم a & # 8216Lewis structure ، & # 8217 يستخدم شرطة للإشارة إلى الزوج المشترك الإلكترونات التي تشكل رابطة تساهمية. يتم تصوير الجزيئات الأكثر تعقيدًا بهذه الطريقة أيضًا.

لويس دوت دراجرام للميثانالميثان ، مع الصيغة الجزيئية C H4، معروض. يتم ترميز الإلكترونات لونيًا للإشارة إلى الذرات التي تنتمي إليها قبل تكوين الروابط التساهمية ، حيث يمثل اللون الأحمر الهيدروجين والأزرق يمثل الكربون. تتشكل أربع روابط تساهمية بحيث تحتوي C على ثماني بتات من إلكترونات التكافؤ ، ولكل H إلكترونان تكافؤان - أحدهما من ذرة الكربون والآخر من إحدى ذرات الهيدروجين.

Now consider the case of fluorine (F), which is found in group VII (or 17) of the periodic table. It therefore has 7 valence electrons and only needs 1 more in order to have an octet. One way that this can happen is if two F atoms make a bond, in which كل atom provides one electron that can be shared between the two atoms. The resulting molecule that is formed is F2, and its Lewis structure is F—F.

Achieving an octet of valence electronsTwo fluorine atoms are able to share an electron pair, which becomes a covalent bond. Notice that only the outer (valence level) electrons are involved, and that in each F atom, 6 valence electrons do not participate in bonding. These are ‘lone pairs’ of electrons.

After a bond has formed, each F atom has 6 electrons in its valence level which are not used to form a bond. These non-bonding valence electrons are called ‘lone pairs’ of electrons and should دائما be indicated in Lewis diagrams.

Lewis structure of acetic acidAcetic acid, CH3COOH, can be written out with dots indicating the shared electrons, or, preferably, with dashes representing covalent bonds. Notice the lone pairs of electrons on the oxygen atoms are still shown. The methyl group carbon atom has six valence electrons from its bonds to the hydrogen atoms because carbon is more electronegative than hydrogen. Also, one electron is gained from its bond with the other carbon atom because the electron pair in the C−C bond is split equally.


Lewis Dot Structures and Covalent Bonding

Compare and contrast different bond types that result in the formation of molecules and compounds.

Explain why compounds are composed of integer ratios of elements.

Compare the electron configurations for the first twenty elements of the periodic table.

Relate the position of an element on the periodic table to its electron configuration and compare its reactivity to the reactivity of other elements in the table.

Explain how atoms combine to form compounds through both ionic and covalent bonding.

Predict chemical formulas based on the number of valence electrons.

Draw Lewis dot structures for simple molecules and ionic compounds.

Predict the chemical formulas for simple ionic and molecular compounds.

استخدم ال mole concept to determine number of particles and molar mass for elements and compounds.

Determine percent compositions, empirical formulas, and molecular formulas.

Distinguish among the isotopic forms of elements.

Explain the probabilistic nature of radioactive decay based on subatomic rearrangement in the atomic nucleus.

Explain how light is absorbed or emitted by electron orbital transitions.

أهداف

In this lesson, students will learn how atoms bond with one another by sharing their electrons to form a covalent bond. They will explore examples of covalent molecules by constructing Lewis dot structures, which show how the valence electrons are shared within the molecules. Students will:

be able to identify which molecules are covalent (nonmetal with nonmetal for this lesson).

draw Lewis dot structures and electron dot structures for a given covalent molecule.

determine when molecules will form single, double, or triple bonds.

identify the number of valence electrons on given atoms.

apply the octet rule to Lewis dot structures.

أسئلة أساسية

كلمات

Intermolecular Forces: Forces of attraction between molecules.

Hydrocarbon: A covalently bonded molecule primarily made from hydrogen and carbon atoms.

Covalent Bond: A chemical bond that involves atoms sharing their valence electrons.

Valence Electrons: Electrons in the outermost shell that participate with the chemical bonding.

Lone Electron Pairs: Valence electrons that are not shared in a covalent bond.

Lewis Dot Structures (electron dot diagrams): Diagrams that show electrons, bonding, and lone pairs of electrons.

Molecule: Two or more atoms held together by covalent bonds.

Diatomic Molecule: A molecule made up of two atoms covalently bonded

Valence Shell: The outer electron shell of any atom.

Ionization Energy: The amount of energy required to remove an electron from a specific atom.

Octet Rule: States that most atoms tend to combine so that they each have eight electrons in their valence shells.

Duration

المهارات المطلوبة

مواد

Related Unit and Lesson Plans

Related Materials & Resources

The possible inclusion of commercial websites below is not an implied endorsement of their products, which are not free, and are not required for this lesson plan.

Formative Assessment

Through group discussions and handouts, assess students&rsquo application of valence electron participation in bonding in order to evaluate their understanding of ionic bonding.

Have students work on the Covalent Lewis Dot Structures worksheet in class so that you can answer questions and look at student responses.

Assess this objective by observing students participating during the guided instruction. Call on individual students and have them draw the structures on the board.

Suggested Instructional Supports

Students will be introduced to the lesson&rsquos material through a demonstration involving a covalent molecule, after which they will learn to draw Lewis dot structures for covalent molecules.

Students&rsquo interest will be generated through a demonstration that asks students to examine a candle burning. They are introduced to covalent molecules and bonding as they examine the structural differences between butane and paraffin.

During this lesson students will practice drawing Lewis dot structures together during the guided instruction segment. Students will then practice drawing Lewis dot structures on their own.

Students will have practice drawing covalent Lewis dot structures during the guided instruction. They will revisit this material as they individually work through other examples on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet.

Students will express what they have learned on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet and during question/answer portions of the guided instruction.

The lesson asks students to follow a sequence of steps in forming Lewis dot structures that can be repeated each time they model a covalent bond, providing an approach that all students can follow. There are also extensions provided to meet the needs of a variety of learning styles.

The order of the lesson fosters independent application of the fundamentals behind the guided instruction. Students are guided through drawing structures of covalent molecules and then they will apply their knowledge to a practice worksheet.

Instructional Procedures

Distribute copies of the Steps for Drawing Lewis Dot Structures handout (S-C-4-1_Steps for Drawing Lewis Dot Structures.docx). Explain that, &ldquoA molecule is a neutral group of atoms held together by covalent bonds. Most of the substances we encounter every day, such as water, sugar, and carbon dioxide, are held together by covalent bonds between their atoms. In order to show how covalent bonding occurs we will draw Lewis dot structures. Lewis dot structures are two-dimensional models that we can draw to represent the bonds between atoms in molecules. There are a few rules to keep in mind when drawing these structures.&rdquo Explain the steps for creating Lewis dot structures, using the handout and the Periodic table.

Valence Electrons

&ldquoTo make the molecule symmetrical, the carbon atom needs to be in the center, flanked on all sides by hydrogen. Each carbon atom has four valence electrons. Draw each electron as a dot around the carbon atom, like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoEach hydrogen atom has one valence electron. Draw these by the hydrogen atoms.&rdquo Draw the following on the board.

Explain that, &ldquoIf you count the number of electrons shown in the valence shell of the carbon atom, there are eight. That is considered a full valence shell. Other atoms that do not have eight valence electrons will form bonds to achieve this full valence shell. This is called the &lsquooctet rule.&rsquo Hydrogen is an exception to the octet rule, as it needs to have two valence electrons instead of eight to have a full outer shell. When atoms obtain a full shell of valence electrons their stability increases.&rdquo

&ldquoIf you count the total number of electrons in the molecule, there are eight, which matches the total we calculated in the table above. Notice that the hydrogen and carbons atoms are SHARING the electrons in order to achieve a full outer shell of electrons. Let&rsquos try another one.&rdquo

CCl4 (carbon tetrachloride)

Valence Electrons

&ldquoDraw the carbon atom with its four valence electrons. Draw the four chlorine atoms around the carbon atom with each of their seven electrons, like this&rdquo (draw the following on the board):

&ldquoCount the total electrons in the molecule, there are 32, which matches the total in our table. Each atom in the molecule also has eight electrons around it. They achieve this stability by sharing their electrons. Meaning, you will count electrons for BOTH carbon and chlorine. The electrons that are being shared can also be written as a single line, or bond. One line represents one single bond. CCl4 can be written like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoIn addition to Lewis dot structures, molecules can also be drawn using &lsquoline-bond structures,&rsquo in which covalent bonds between two electrons are shown as lines joining the two atoms. In this line-bond structure of carbon tetrachloride, the lone pairs of electrons on the four chlorine atoms are not shown but they are understood to be there.&rdquo

Valence Electrons

&ldquoWhich atom is the central atom in this case? Ask yourself, how can I set the structure up so that is looks the most symmetrical? The two carbon atoms will serve as the backbone. Now draw the valence electrons around each atom.&rdquo Begin drawing the model shown below as you guide students.

&ldquoJust as you did in the last examples, count the total number of electrons. It needs to be 14. Look at each carbon atom individually. There needs to be eight electrons around each atom. Look at each hydrogen atom individually. There needs to be two electrons around each atom. Notice how each atom achieves the octet rule, but the total number of electrons stays low. This is only achieved through SHARING the electrons. Replace each electron pair of with a single line to show a bond.&rdquo

Valence Electrons

Instruct students to follow the same steps they have been, in terms of deciding which atom will be the central atom. In this case, the central atom will be oxygen flanked by two hydrogen atoms, because that makes the molecule symmetrical:

http://users.humboldt.edu/rpaselk/ChemSupp/LewisStructures/H2O.gif Instruct students the substitute the electron pairs in between oxygen and hydrogen for single bonds. This can be shown as:

&ldquoNotice that there are two electron pairs around oxygen that are not shared with hydrogen. These are called &lsquolone electron pairs.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoIf each of the three atoms were to have eight electrons, that would be 24 electrons total. You only have 16 electrons to work with, so it is clear that some electrons will have to be shared. However, more electrons will have to be shared between the atoms than were in the previous examples. Start by making carbon the central atom, flanked by two oxygen atoms to make the molecule symmetrical. Then, add the valence electrons.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoLooking at this structure, you can see that there are 16 electrons represented, which matches the total from the table. However, carbon is electron deficient. The only way for all three atoms to satisfy the octet rule, is to share MORE electrons and form double bonds.&rdquo Change your drawing to look as follows:

&ldquoJust as you did before, change the electron pairs in between oxygen and carbon to lines to represent the bonds. Notice there will be two lines on the left and two lines on the right. These are called &lsquodouble bonds.&rsquo Atoms can form triple bonds as well.&rdquo Draw the following:

&ldquoAll of the examples we have done in this lesson involve atoms that need to share their electrons in order to satisfy the octet rule. When atoms share their electrons, it is called a &lsquocovalent bond.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoAll molecules are made up of at least two covalently bonded atoms. &lsquoDiatomic molecules&rsquo are the simplest molecules, made up of two atoms bonded together. &lsquoDiatomic elements,&rsquo such as fluorine, oxygen, nitrogen, and hydrogen, are found in nature as diatomic molecules composed of two atoms of the element. In this example, the two fluorine atoms each have 7 valence electrons. They bond to share one pair of electrons for a total of 14 valence electrons.&rdquo

Distribute to students copies of the Covalent Bonding Lewis Dot Structures Worksheets (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures.doc) and have students finish them in class. This worksheet can also be assigned as homework and handed in the next day. Refer to the answer key as necessary (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures KEY.doc).

Display or hand out to students copies of the Bohr model of neon (S-C-4-1_Bohr Model-Valence Electrons.doc). Say, &ldquoIn 1913, Niels Bohr suggested that electrons travel around the nucleus in specific paths. The paths are located in levels at certain distances from the nucleus. Electrons can jump from one level to another. The Bohr model below shows the electrons in a neon atom. How many valence electrons does neon have in its valence shell?&rdquo (8) &ldquoIs neon very likely to bond with other atoms? Why or why not?&rdquo (No, because its valence shell is full. You can also tell because it is a noble gas on the Periodic table.)

Students who learn best kinesthetically, or need extra practice with the standards, can experience covalent bonding through role playing. You can assign students specific nonmetals and give them each a blank index card. Have them use the periodic table to determine how many valence electrons each atom has, and write it on the index card. Have them move around, looking at one another&rsquos index cards in order to determine which atoms they can bond with.

You may choose to discuss electronegativity. Atoms with similar electronegativities will form covalent bonds, either polar or nonpolar. Atoms with very different electronegativities will form ionic bonds, because the electrons are so delocalized.

Resonance structures are something that you may discuss if you feel that students need to go beyond the content in this lesson. Some molecules or polyatomic ions have multiple structures, called resonance structures, because they resonate in between them. It is important to note that the molecules do not actually switch from one structure to the next but it is helpful for chemists to write them out as if they do. In actuality, they exist as all three (in the example below) at once. The polyatomic nitrate ion (NO3-) is shown below:


شاهد الفيديو: شكل لويس للمركبات التساهمية (شهر اكتوبر 2021).