આ પાઠ રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારો વિશે જ્ઞાનને સામાન્ય બનાવવા અને વ્યવસ્થિત કરવા માટે સમર્પિત છે. પાઠ દરમિયાન, વિવિધ પદાર્થોમાં રાસાયણિક બોન્ડની રચના માટેની યોજનાઓ ધ્યાનમાં લેવામાં આવશે. આ પાઠ તેના રાસાયણિક સૂત્રના આધારે પદાર્થમાં રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારને નિર્ધારિત કરવાની ક્ષમતાને મજબૂત બનાવવામાં મદદ કરશે.
વિષય: કેમિકલ બોન્ડ. ઇલેક્ટ્રોલિટીક વિયોજન
પાઠ: વિવિધ પ્રકારના બોન્ડ સાથે પદાર્થોની રચના માટેની યોજનાઓ
ચોખા. 1. ફ્લોરિન પરમાણુમાં બોન્ડ રચનાની યોજના
ફ્લોરિન પરમાણુ સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી સાથે સમાન બિનધાતુના રાસાયણિક તત્વના બે અણુઓ ધરાવે છે, તેથી, આ પદાર્થમાં સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બંધન પ્રાપ્ત થાય છે. ચાલો ફ્લોરિન પરમાણુમાં બોન્ડની રચનાની આકૃતિ દર્શાવીએ. ચોખા. 1.
દરેક ફ્લોરિન અણુની આસપાસ, બિંદુઓનો ઉપયોગ કરીને, આપણે સાત વેલેન્સ, એટલે કે, બાહ્ય, ઇલેક્ટ્રોન દોરીશું. દરેક અણુને સ્થિર સ્થિતિમાં પહોંચવા માટે વધુ એક ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે. આમ, એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી રચાય છે. તેને આડંબર સાથે બદલીને, અમે ગ્રાફિકલ ફોર્મ્યુલા ફ્લોરિન પરમાણુ F-F દર્શાવીએ છીએ.
નિષ્કર્ષ:એક બિનધાતુના રાસાયણિક તત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક નોનપોલર બોન્ડ રચાય છે. આ પ્રકારના રાસાયણિક બંધન સાથે, સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ બને છે જે બંને અણુઓ સાથે સમાન રીતે સંબંધિત હોય છે, એટલે કે, રાસાયણિક તત્વના કોઈપણ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતામાં કોઈ ફેરફાર થતો નથી.
ચોખા. 2. પાણીના અણુમાં બોન્ડ નિર્માણની યોજના
પાણીના પરમાણુમાં હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન અણુઓનો સમાવેશ થાય છે - બે બિન-ધાતુ તત્વો વિવિધ સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યો સાથે, તેથી, આ પદાર્થમાં ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધન છે.
ઓક્સિજન એ હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ તત્વ હોવાથી, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ઓક્સિજન પ્રત્યે પક્ષપાતી હોય છે. હાઇડ્રોજન અણુ પર આંશિક ચાર્જ દેખાય છે, અને ઓક્સિજન પરમાણુ પર આંશિક નકારાત્મક ચાર્જ દેખાય છે. બંને સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીને ડેશ સાથે બદલીને, અથવા તેના બદલે તીરો, ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતામાં ફેરફાર દર્શાવે છે, અમે પાણીનું ગ્રાફિક સૂત્ર ફિગમાં લખીએ છીએ. 2.
નિષ્કર્ષ:એક સહસંયોજક ધ્રુવીય બંધન વિવિધ બિનધાતુ તત્વોના અણુઓ વચ્ચે થાય છે, એટલે કે, વિવિધ સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યો સાથે. આ પ્રકારના બોન્ડ સાથે, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ રચાય છે, જે વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ તરફ ખસેડવામાં આવે છે..
1. નંબર 5,6,7 (પૃ. 145) રુડ્ઝિટિસ જી.ઇ. અકાર્બનિક અને કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્ર. 8 મા ધોરણ: સામાન્ય શિક્ષણ સંસ્થાઓ માટે પાઠ્યપુસ્તક: મૂળભૂત સ્તર / G. E. Rudzitis, F.G. ફેલ્ડમેન. એમ.: જ્ઞાન. 2011 176 પૃષ્ઠ: બીમાર.
2. સૌથી મોટી અને સૌથી નાની ત્રિજ્યા સાથે કણ સૂચવો: Ar અણુ, આયનો: K +, Ca 2+, Cl - તમારા જવાબને ન્યાય આપો.
3. F - આયન જેવો જ ઇલેક્ટ્રોન શેલ ધરાવતા ત્રણ કેશન અને બે આયનોના નામ આપો.
જવાબ પકડો.
a) સોડિયમ અને વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
ઓક્સિજન
1. સોડિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના અણુ માટે પ્રથમ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
2. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ.
તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં. 
3. પ્રથમ, ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે; Na અણુઓએ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેઓ 2 (2:1) લે છે;
4. યોજનાકીય રીતે, સોડિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
I. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
પરમાણુ માટે 7 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે: 
2. 1 નો લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક, એટલે કે. 1 લિથિયમ અણુ છોડવા માટે અને ક્લોરીન પરમાણુ 1 ઈલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે, આપણે તેને એક સમયે એક લેવું જોઈએ.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
c) અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથ, ધાતુના જૂથ II નું એક તત્વ છે. તેમના
ગુમ થયેલ 6 સ્વીકારવા કરતાં અણુ માટે 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી, 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં: 
2. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમના અણુઓને 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુને 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
અણુ ક્રમાંક 35 ધરાવતું તત્વ બ્રોમિન (Br) છે. તેના અણુનો પરમાણુ ચાર્જ 35 છે. બ્રોમિન અણુમાં 35 પ્રોટોન, 35 ઇલેક્ટ્રોન અને 45 ન્યુટ્રોન હોય છે.
§ 7. રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રની રચનામાં ફેરફાર. આઇસોટોપ્સ
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
આઇસોટોપ્સ 40 19 K અને 40 18 Ar વિવિધ ગુણધર્મો દર્શાવે છે કારણ કે તેમની પાસે વિવિધ પરમાણુ ચાર્જ અને વિવિધ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન છે.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
આર્ગોનનો સંબંધિત અણુ સમૂહ 40 ની નજીક છે, કારણ કે તેના અણુના ન્યુક્લિયસમાં 18 પ્રોટોન અને 22 ન્યુટ્રોન હોય છે અને પોટેશિયમ અણુના ન્યુક્લિયસમાં 19 પ્રોટોન અને 20 ન્યુટ્રોન હોય છે, તેથી તેનો સાપેક્ષ અણુ સમૂહ 39 ની નજીક હોય છે. કારણ કે અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા પોટેશિયમ અણુ વધારે છે, તે આર્ગોન પછી કોષ્ટકમાં દેખાય છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
આઇસોટોપ્સ એ એક જ તત્વના અણુઓની જાતો છે જેમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોન અને વિવિધ સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન હોય છે.
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
ક્લોરિનના આઇસોટોપ્સ ગુણધર્મોમાં સમાન છે, કારણ કે ગુણધર્મો ન્યુક્લિયસના ચાર્જ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, અને તેના સાપેક્ષ સમૂહ દ્વારા નહીં, જ્યારે ક્લોરિન આઇસોટોપનો સંબંધિત અણુ સમૂહ 1 અથવા 2 એકમો દ્વારા બદલાય ત્યારે પણ, સમૂહ સહેજ બદલાય છે, હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સથી વિપરીત, જ્યાં એક અથવા બે ન્યુટ્રોન ઉમેરવામાં આવે છે. , ન્યુક્લિયસનો સમૂહ 2 અથવા 3 વખત બદલાય છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
ડ્યુટેરિયમ (ભારે પાણી) - એક સંયોજન જ્યાં 1 ઓક્સિજન અણુ હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ 2 1 D, સૂત્ર D2 O ના બે અણુઓ સાથે બંધાયેલ છે. D2 O અને H2 O ના ગુણધર્મોની સરખામણી
પ્રશ્ન 6 નો જવાબ.
મોટા સંબંધિત મૂલ્ય સાથેનું તત્વ પ્રથમ મૂકવામાં આવે છે
વરાળમાં અણુ સમૂહ:
Te-I (ટેલુરિયમ આયોડિન) 128 Te અને 127 I.
થ-પા (થોરિયમ-પ્રોટેક્ટીનિયમ) 232 90 મી અને 231 91 પા. U-Np (યુરેનિયમ-નેપ્ચ્યુનિયમ) 238 92 U અને 237 93 Np.
§ 8. અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોનું માળખું
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
a) અલ +13 | b) પી | c) ઓ | |||||||
13 Al 2e– , 8e– , 3e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 8 О 2e– , 6e– | |||||||
a) - એલ્યુમિનિયમ અણુની રચનાનું આકૃતિ; b) - ફોસ્ફરસ અણુની રચનાનું આકૃતિ; c) - ઓક્સિજન અણુની રચનાનું આકૃતિ.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) નાઇટ્રોજન અને ફોસ્ફરસ અણુઓની રચનાની તુલના કરો.
7 N 2e– , 5e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– |
|||||
આ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના સમાન છે બંનેમાં છેલ્લા ઉર્જા સ્તરે 5 ઇલેક્ટ્રોન છે. જો કે, નાઇટ્રોજનમાં માત્ર 2 ઉર્જા સ્તર હોય છે, જ્યારે ફોસ્ફરસમાં 3 હોય છે.
b) ચાલો ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર અણુઓની રચનાની તુલના કરીએ.
15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 16 S 2e– , 8e– , 6e– | ||||||
ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર પરમાણુમાં 3 ઉર્જા સ્તર હોય છે, દરેકમાં અપૂર્ણ છેલ્લા સ્તર હોય છે, પરંતુ ફોસ્ફરસમાં તેના છેલ્લા ઊર્જા સ્તરમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, અને સલ્ફરમાં 6 હોય છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સિલિકોન અણુ તેના ન્યુક્લિયસમાં 14 પ્રોટોન અને 14 ન્યુટ્રોન ધરાવે છે. ન્યુક્લિયસની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા, તેમજ પ્રોટોનની સંખ્યા, તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે. ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે અને તે 3 ની બરાબર છે. બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે અને તે 4 ની બરાબર છે.
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
સમયગાળામાં સમાવિષ્ટ તત્વોની સંખ્યા બાહ્ય ઉર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંભવિત સંખ્યા જેટલી હોય છે અને આ સંખ્યા સૂત્ર 2n2 દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, જ્યાં n એ પીરિયડ નંબર છે.
તેથી, પ્રથમ સમયગાળામાં ફક્ત 2 તત્વો (2 12) છે, અને બીજા સમયગાળામાં 8 તત્વો (2 22) છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
IN ખગોળશાસ્ત્ર - પૃથ્વીની તેની ધરીની આસપાસ પરિભ્રમણનો સમયગાળો 24 કલાકનો છે.
IN ભૂગોળ - 1 વર્ષના સમયગાળા સાથે ઋતુઓમાં ફેરફાર.
IN ભૌતિકશાસ્ત્ર - લોલકના સામયિક ઓસિલેશન.
IN બાયોલોજી - દરેક યીસ્ટ સેલ શ્રેષ્ઠ સ્થિતિમાં દર 20 મિનિટમાં એકવાર. શેર
પ્રશ્ન 6 નો જવાબ.
20મી સદીની શરૂઆતમાં ઇલેક્ટ્રોન અને અણુનું માળખું શોધી કાઢવામાં આવ્યું હતું, થોડા સમય પછી આ કવિતા લખવામાં આવી હતી, જે મોટાભાગે પરમાણુ, અથવા ગ્રહો, અણુની રચનાના સિદ્ધાંતને પ્રતિબિંબિત કરે છે, અને લેખક પણ તે શક્યતાને સ્વીકારે છે. ઇલેક્ટ્રોન પણ જટિલ કણો છે, જેનું માળખું આપણે હજી સુધી સમજી શક્યા નથી.
પ્રશ્ન 7 નો જવાબ.
પાઠ્યપુસ્તકમાં આપેલ 2 ક્વોટ્રેઇન્સ વી. બ્રાયસોવની પ્રચંડ કાવ્યાત્મક પ્રતિભા અને તેના લવચીક મનની વાત કરે છે, કારણ કે તે સમકાલીન વિજ્ઞાનની તમામ સિદ્ધિઓ, તેમજ દેખીતી રીતે, આ ક્ષેત્રમાં જ્ઞાન અને શિક્ષણને સરળતાથી સમજી અને સ્વીકારી શકે છે.
§ 9 રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના બાહ્ય ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાં ફેરફાર
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
a) ચાલો કાર્બન અને સિલિકોન અણુઓની રચના અને ગુણધર્મોની તુલના કરીએ
6 C 2e–, 4e– | 14 Si 2e– , 8e– , 4e– | ||||
ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચનાની દ્રષ્ટિએ, આ તત્વો સમાન છે: બંનેમાં છેલ્લા ઉર્જા સ્તરે 4 ઇલેક્ટ્રોન છે, પરંતુ કાર્બનમાં 2 ઊર્જા સ્તર છે, અને સિલિકોનમાં 3 છે. કારણ કે બાહ્ય સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે, પછી આ તત્વોના ગુણધર્મો સમાન હશે, પરંતુ સિલિકોન અણુની ત્રિજ્યા મોટી છે, તેથી, કાર્બનની તુલનામાં, તે વધુ ધાતુના ગુણધર્મો પ્રદર્શિત કરશે.
b) ચાલો સિલિકોન અને ફોસ્ફરસ અણુઓની રચના અને ગુણધર્મોની તુલના કરીએ:
14 Si 2e– , 8e– , 4e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | |||||
સિલિકોન અને ફોસ્ફરસ પરમાણુમાં 3 ઉર્જા સ્તર હોય છે, અને દરેકમાં અપૂર્ણ છેલ્લું સ્તર હોય છે, પરંતુ સિલિકોનમાં છેલ્લા ઊર્જા સ્તરે 4 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, અને ફોસ્ફરસમાં 5 હોય છે, તેથી ફોસ્ફરસ અણુની ત્રિજ્યા નાની હોય છે અને તે બિન-ધાતુના ગુણધર્મો દર્શાવે છે. સિલિકોન કરતાં મોટી હદ.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) એલ્યુમિનિયમ અને ઓક્સિજન વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. એલ્યુમિનિયમ એ જૂથ III ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારવા કરતાં 3 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છોડવાનું સરળ છે
Al0 – 3e– → Al+ 3
2. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં.
O0 + 2e– → O− 2
3. પ્રથમ, ચાલો પરિણામી આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 6(3 2) ની બરાબર છે. અલ અણુઓને છોડી દેવા માટે 6
ઇલેક્ટ્રોન, તેમને 2(6:3) લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 6 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે, તેમને 3(6:2) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, એલ્યુમિનિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3
6e-
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
Li0 – 1e– → Li+ 1
2. ફોસ્ફરસ એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 5 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી:
Р0 + 3e– → Р− 3
3. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3 1) ની બરાબર છે; લિથિયમ અણુઓ દૂર આપવા માટે
3 ઇલેક્ટ્રોન, તમારે 3 (3:1) લેવાની જરૂર છે, જેથી ફોસ્ફરસ અણુ 5 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તમારે ફક્ત 1 અણુ (3:3) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P
c) મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ II નું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલાને સ્વીકારવા કરતાં 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે
Mg0 – 2e– → Mg+ 2
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેના અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી, 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં:
F0 + 1e– → F− 1
3. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2 1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમના અણુઓને 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુને 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સૌથી સામાન્ય ધાતુઓ સામયિક કોષ્ટકમાં ગોઠવવામાં આવે છે
વી સમયગાળાની શરૂઆતમાં અને જૂથોના અંતે, આમ સૌથી લાક્ષણિક ધાતુ ફ્રાન્સિયમ (Fr) છે. લાક્ષણિક નોનમેટલ્સ સ્થિત છે
વી સમયગાળાના અંતે અને જૂથોની શરૂઆતમાં. આમ, સૌથી લાક્ષણિક નોનમેટલ ફ્લોરિન (F) છે. (હિલિયમ દેખાતું નથીકોઈપણ રાસાયણિક ગુણધર્મો).
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
નિષ્ક્રિય વાયુઓને ધાતુઓની જેમ જ ઉમદા વાયુઓ કહેવાનું શરૂ થયું, કારણ કે પ્રકૃતિમાં તેઓ સંપૂર્ણપણે મુક્ત સ્વરૂપમાં જોવા મળે છે અને ખૂબ જ મુશ્કેલી સાથે રાસાયણિક સંયોજનો બનાવે છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
"રાત્રે શહેરની શેરીઓ નિયોનથી છલકાઈ ગઈ હતી" અભિવ્યક્તિ રાસાયણિક રીતે ખોટી છે, કારણ કે... નિયોન એક નિષ્ક્રિય, દુર્લભ વાયુ છે; જો કે, નિયોન નિયોન લેમ્પ્સ અને ફ્લોરોસન્ટ લેમ્પ્સથી ભરેલું હોય છે, જેનો ઉપયોગ ઘણીવાર રાત્રે ચિહ્નો, પોસ્ટરો અને જાહેરાતોને પ્રકાશિત કરવા માટે થાય છે.
§ 10. બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓની એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
ડાયટોમિક હેલોજન પરમાણુની રચના માટેની ઇલેક્ટ્રોનિક યોજના આના જેવી દેખાશે:
a + a→ aa
માળખાકીય સૂત્ર
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) AlCl3 માટે રાસાયણિક બોન્ડ રચનાની યોજના:
એલ્યુમિનિયમ એ જૂથ III તત્વ છે. ગુમ થયેલ 5 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 3 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે.
Al° - 3 e→ Al+3
ક્લોરિન એ જૂથ VII નું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી.
Сl° + 1 e → Сl–1
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3:1) ની બરાબર છે. એલ્યુમિનિયમના અણુઓ 3 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને માત્ર 1 અણુ (3:3) લેવાની જરૂર છે, જેથી ક્લોરિન પરમાણુ 3 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તેમને 3 લેવાની જરૂર છે (3:1)
Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3
3 e -
ધાતુ અને બિન-ધાતુના અણુઓ વચ્ચેનું બંધન પ્રકૃતિમાં આયનીય છે. b) Cl2 માટે રાસાયણિક બોન્ડ રચનાની યોજના:
ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓમાં બાહ્ય સ્તરમાં 7 ઇલેક્ટ્રોન છે. અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે
→ ClCl |
|||||||||
સમાન તત્વના અણુઓ વચ્ચેનું બંધન સહસંયોજક છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓમાં બાહ્ય સ્તરમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા (8–6)2 છે. S2 પરમાણુઓમાં, અણુઓ બે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા જોડાયેલા હોય છે, તેથી બોન્ડ ડબલ છે.
S2 પરમાણુ માટે રચના યોજના આના જેવી દેખાશે:
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
S2 પરમાણુમાં ડબલ બોન્ડ છે, Cl પરમાણુમાં એક જ બોન્ડ છે, N2 પરમાણુમાં ટ્રિપલ બોન્ડ છે. તેથી, સૌથી મજબૂત પરમાણુ N2, ઓછા મજબૂત S2 અને નબળા Cl2 હશે.
N2 પરમાણુમાં બોન્ડની લંબાઈ સૌથી ટૂંકી હોય છે, S2 પરમાણુમાં લાંબી હોય છે અને Cl2 પરમાણુમાં પણ લાંબી હોય છે.
§ 11. સહસંયોજક ધ્રુવીય રાસાયણિક બંધન
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
હાઇડ્રોજન અને ફોસ્ફરસના EO મૂલ્યો સમાન હોવાથી, PH3 પરમાણુમાં રાસાયણિક બંધન સહસંયોજક બિનધ્રુવીય હશે.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
1. a) S2 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક નોનપોલર છે, કારણ કે તે સમાન તત્વના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. જોડાણ રચના યોજના નીચે મુજબ હશે:
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8 – 6 = 2.
ચાલો આપણે બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન S ને સૂચિત કરીએ
b) K2 O પરમાણુમાં બોન્ડ આયનીય છે, કારણ કે તે ધાતુ અને બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે.
પોટેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
K0 – 1e– → K+ 1
ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે સ્તર પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી:
O0 + 2e– → O− 2
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2 1) ની બરાબર છે. પોટેશિયમ અણુઓને 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને 2 લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે, ફક્ત 1 અણુની જરૂર છે:
2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O
c) H2 S પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક ધ્રુવીય છે, કારણ કે તે વિવિધ EO સાથે તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. જોડાણ રચના યોજના નીચે મુજબ હશે:
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8– 6=2.
હાઈડ્રોજન એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 1 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. એક ઇલેક્ટ્રોન જોડી વગરનું છે (હાઇડ્રોજન અણુ માટે, બે-ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે). ચાલો આપણે બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન સૂચવીએ:
H + S + H → H | |||
સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી સલ્ફર અણુમાં સ્થાનાંતરિત થાય છે, કારણ કે તે વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ છે
H δ+→ S 2 δ−← H δ+
1. a) N2 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક નોનપોલર છે, કારણ કે તે સમાન તત્વના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. કનેક્શન રચના યોજના નીચે મુજબ છે:
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન: 8 – 5 = 3.
ચાલો બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સૂચવીએ: N
→ એન એન |
|||||||
N ≡ N
b) Li3 N પરમાણુમાં બોન્ડ આયનીય છે, કારણ કે તે ધાતુ અને બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે.
લિથિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
Li0 – 1e– → Li+ 1
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી પાંચ ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં:
N0 + 3e– → N− 3
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3 1) ની બરાબર છે; લિથિયમ અણુઓને 3 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, 3 અણુઓની જરૂર છે, નાઇટ્રોજન પરમાણુને 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે, ફક્ત એક અણુની જરૂર છે:
3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N
3e-
c) NCl3 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક ધ્રુવીય છે, કારણ કે તે વિવિધ EO મૂલ્યો સાથે બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. કનેક્શન રચના યોજના નીચે મુજબ છે:
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8– 5=3.
ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 7 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. અનપેયર્ડ રહે છે
બેક ફોરવર્ડ
ધ્યાન આપો! સ્લાઇડ પૂર્વાવલોકનો ફક્ત માહિતીના હેતુ માટે છે અને તે પ્રસ્તુતિની તમામ સુવિધાઓનું પ્રતિનિધિત્વ કરી શકશે નહીં. જો તમને આ કાર્યમાં રસ હોય, તો કૃપા કરીને સંપૂર્ણ સંસ્કરણ ડાઉનલોડ કરો.
પાઠ હેતુઓ:
- આયનીય બોન્ડના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને રાસાયણિક બોન્ડનો ખ્યાલ બનાવો. ધ્રુવીય રાશિઓના આત્યંતિક કેસ તરીકે આયનીય બોન્ડની રચનાની સમજ મેળવવા માટે.
- પાઠ દરમિયાન, નીચેના મૂળભૂત ખ્યાલોની નિપુણતાની ખાતરી કરો: આયનો (કેશન, આયન), આયનીય બોન્ડ.
- નવી સામગ્રીનો અભ્યાસ કરતી વખતે સમસ્યારૂપ પરિસ્થિતિના નિર્માણ દ્વારા વિદ્યાર્થીઓની માનસિક પ્રવૃત્તિનો વિકાસ કરવો.
કાર્યો:
- રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારોને ઓળખવાનું શીખવો;
- અણુની રચનાનું પુનરાવર્તન કરો;
- આયનીય રાસાયણિક બોન્ડની રચનાની પદ્ધતિનું અન્વેષણ કરો;
- આયનીય સંયોજનોની રચના યોજનાઓ અને ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો, ઇલેક્ટ્રોન સંક્રમણોના હોદ્દા સાથે પ્રતિક્રિયા સમીકરણો કેવી રીતે દોરવા તે શીખવો.
સાધનસામગ્રી: કમ્પ્યુટર, પ્રોજેક્ટર, મલ્ટીમીડિયા સંસાધન, રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક D.I. મેન્ડેલીવ, ટેબલ "આયોનિક બોન્ડિંગ".
પાઠનો પ્રકાર:નવા જ્ઞાનની રચના.
પાઠનો પ્રકાર:મલ્ટીમીડિયા પાઠ.
એક્સપાઠ
આઈ.સંસ્થાકીય ક્ષણ.
II . હોમવર્ક તપાસી રહ્યું છે.
શિક્ષક: અણુઓ સ્થિર ઈલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી કેવી રીતે લઈ શકે? સહસંયોજક બોન્ડ બનાવવાની રીતો શું છે?
વિદ્યાર્થી: ધ્રુવીય અને બિન-ધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડ વિનિમય પદ્ધતિ દ્વારા રચાય છે. વિનિમય પદ્ધતિમાં એવા કિસ્સાઓનો સમાવેશ થાય છે જ્યારે દરેક અણુમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોન ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચનામાં ભાગ લે છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન: (સ્લાઇડ 2)
જોડાણ વગરના ઇલેક્ટ્રોનને જોડીને વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની રચના દ્વારા થાય છે. દરેક અણુમાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. એચ પરમાણુ સમકક્ષ છે અને જોડી બંને અણુઓની સમાન રીતે સંબંધિત છે. તેથી, સમાન સિદ્ધાંત પર, F 2 પરમાણુની રચના દરમિયાન સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ (p-ઇલેક્ટ્રોન વાદળોનું ઓવરલેપિંગ) ની રચના થાય છે. (સ્લાઇડ 3)
રેકોર્ડ એચ · એટલે કે હાઇડ્રોજન અણુના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં 1 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. રેકોર્ડિંગ દર્શાવે છે કે ફ્લોરિન અણુના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પર 7 ઇલેક્ટ્રોન છે.
જ્યારે N 2 પરમાણુ રચાય છે. 3 સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી રચાય છે. પી-ઓર્બિટલ્સ ઓવરલેપ થાય છે. (સ્લાઇડ 4)
બોન્ડને બિન-ધ્રુવીય કહેવામાં આવે છે.
શિક્ષક: અમે હવે એવા કિસ્સાઓ જોયા છે જ્યારે સાદા પદાર્થના પરમાણુઓ રચાય છે. પરંતુ આપણી આસપાસ જટિલ રચનાઓવાળા ઘણા પદાર્થો છે. ચાલો એક હાઇડ્રોજન ફલોરાઇડ પરમાણુ લઈએ. આ કિસ્સામાં કનેક્શન કેવી રીતે રચાય છે?
વિદ્યાર્થી: જ્યારે હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ પરમાણુ બને છે, ત્યારે હાઇડ્રોજનના s-ઇલેક્ટ્રોનનું ભ્રમણકક્ષા અને ફ્લોરિન H-F ના p-ઇલેક્ટ્રોનનું ભ્રમણકક્ષા ઓવરલેપ થાય છે. (સ્લાઇડ 5)
બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ફ્લોરિન અણુમાં સ્થાનાંતરિત થાય છે, પરિણામે રચના થાય છે દ્વિધ્રુવ. જોડાણ ધ્રુવીય કહેવાય છે.
III. જ્ઞાન અપડેટ કરવું.
શિક્ષક: કનેક્ટિંગ અણુઓના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન શેલ સાથે થતા ફેરફારોના પરિણામે રાસાયણિક બંધન ઉદભવે છે. આ શક્ય છે કારણ કે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરો ઉમદા વાયુઓ સિવાયના તત્વોમાં સંપૂર્ણ નથી. રાસાયણિક બોન્ડને અણુઓની "નજીકના" નિષ્ક્રિય ગેસના રૂપરેખાંકન જેવું જ સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરવાની ઇચ્છા દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે.
શિક્ષક: સોડિયમ પરમાણુ (બોર્ડ પર) ની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાનો આકૃતિ લખો. (સ્લાઇડ 6)
વિદ્યાર્થી: ઇલેક્ટ્રોન શેલની સ્થિરતા હાંસલ કરવા માટે, સોડિયમ અણુએ કાં તો એક ઇલેક્ટ્રોન છોડવું જોઈએ અથવા સાત સ્વીકારવું જોઈએ. સોડિયમ તેના ઇલેક્ટ્રોનને સરળતાથી છોડી દેશે, જે ન્યુક્લિયસથી દૂર છે અને તેની સાથે નબળી રીતે બંધાયેલું છે.
શિક્ષક: ઇલેક્ટ્રોન પ્રકાશનનો આકૃતિ બનાવો.
Na° - 1ē → Na+ = Ne
શિક્ષક: ફ્લોરિન અણુ (બોર્ડ પર) ના ઇલેક્ટ્રોનિક બંધારણનો આકૃતિ લખો.
શિક્ષક: ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તર કેવી રીતે ભરવું?
વિદ્યાર્થી: ઈલેક્ટ્રોન શેલની સ્થિરતા હાંસલ કરવા માટે, ફ્લોરિન અણુએ કાં તો સાત ઈલેક્ટ્રોન છોડવા જોઈએ અથવા એક સ્વીકારવો જોઈએ. ફ્લોરિન માટે ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે તે ઊર્જાસભર રીતે વધુ અનુકૂળ છે.
શિક્ષક: ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા માટે એક આકૃતિ બનાવો.
F° + 1ē → F- = Ne
IV. નવી સામગ્રી શીખવી.
શિક્ષક વર્ગને એક પ્રશ્ન પૂછે છે જેમાં પાઠનું કાર્ય સેટ કરેલ છે:
શું ત્યાં અન્ય સંભવિત રીતો છે કે જેમાં અણુઓ સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો લઈ શકે? આવા જોડાણો બનાવવાની રીતો શું છે?
આજે આપણે એક પ્રકારનું બોન્ડ જોઈશું - એક આયનીય બોન્ડ. ચાલો આપણે પહેલાથી જ ઉલ્લેખિત અણુઓ અને નિષ્ક્રિય વાયુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનાની તુલના કરીએ.
વર્ગ સાથે વાતચીત.
શિક્ષક: પ્રતિક્રિયા પહેલાં સોડિયમ અને ફ્લોરિન પરમાણુમાં શું ચાર્જ હતું?
વિદ્યાર્થી: સોડિયમ અને ફ્લોરિન પરમાણુ ઇલેક્ટ્રિકલી ન્યુટ્રલ છે, કારણ કે ન્યુક્લિયસની આસપાસ ફરતા ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા તેમના ન્યુક્લીના ચાર્જ સંતુલિત થાય છે.
શિક્ષક: જ્યારે પરમાણુ ઈલેક્ટ્રોન આપે છે અને લે છે ત્યારે તેમની વચ્ચે શું થાય છે?
વિદ્યાર્થી: અણુ ચાર્જ મેળવે છે.
શિક્ષક સમજૂતી આપે છે: આયનના સૂત્રમાં, તેનો ચાર્જ વધુમાં લખવામાં આવે છે. આ કરવા માટે, સુપરસ્ક્રિપ્ટનો ઉપયોગ કરો. તે સંખ્યા સાથે ચાર્જની માત્રા સૂચવે છે (તેઓ એક લખતા નથી), અને પછી એક ચિહ્ન (વત્તા અથવા ઓછા). ઉદાહરણ તરીકે, +1 ના ચાર્જ સાથેના સોડિયમ આયનમાં સૂત્ર Na + ("સોડિયમ-પ્લસ" વાંચો), -1 – F - ("ફ્લોરિન-માઈનસ") ના ચાર્જ સાથેનો ફ્લોરાઇડ આયન, હાઇડ્રોક્સાઇડ આયન સાથે -1 - OH - (" o-એશ-માઈનસ"), ચાર્જ -2 - CO 3 2- ("tse-o-ત્રણ-બે-માઈનસ") સાથેનો કાર્બોનેટ આયન.
આયનીય સંયોજનોના સૂત્રોમાં, સકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ આયનો પ્રથમ, શુલ્ક દર્શાવ્યા વિના લખવામાં આવે છે, અને પછી નકારાત્મક રીતે ચાર્જ કરેલ રાશિઓ. જો સૂત્ર સાચું હોય, તો તેમાંના તમામ આયનોના શુલ્કનો સરવાળો શૂન્ય છે.
સકારાત્મક ચાર્જ આયન કેશન કહેવાય છે, અને નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલ આયન એ આયન છે.
શિક્ષક: અમે અમારી વર્કબુકમાં વ્યાખ્યા લખીએ છીએ:
આયનએક ચાર્જ થયેલ કણ છે જેમાં ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા અથવા ગુમાવવાના પરિણામે અણુ વળે છે.
શિક્ષક: કેલ્શિયમ આયન Ca 2+ નું ચાર્જ મૂલ્ય કેવી રીતે નક્કી કરવું?
વિદ્યાર્થી: આયન એ અણુ દ્વારા એક અથવા વધુ ઈલેક્ટ્રોનના નુકશાન અથવા લાભના પરિણામે બનેલો વિદ્યુતભારિત કણો છે. કેલ્શિયમમાં તેના છેલ્લા ઇલેક્ટ્રોન સ્તરમાં બે ઇલેક્ટ્રોન હોય છે; જ્યારે બે ઇલેક્ટ્રોન ખોવાઈ જાય છે ત્યારે કેલ્શિયમ અણુનું આયનીકરણ થાય છે. Ca 2+ એ બમણું ચાર્જ થયેલ કેશન છે.
શિક્ષક: આ આયનોની ત્રિજ્યાનું શું થાય છે?
જ્યારે સંક્રમણ જ્યારે વિદ્યુત તટસ્થ અણુ આયનીય સ્થિતિમાં રૂપાંતરિત થાય છે, ત્યારે કણોનું કદ મોટા પ્રમાણમાં બદલાય છે. અણુ, તેના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનને છોડીને, વધુ કોમ્પેક્ટ કણમાં ફેરવાય છે - એક કેશન. ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે સોડિયમ અણુ Na+ કેશનમાં રૂપાંતરિત થાય છે, જે ઉપર સૂચવ્યા મુજબ, નિયોનનું માળખું ધરાવે છે, ત્યારે કણની ત્રિજ્યા મોટા પ્રમાણમાં ઘટી જાય છે. આયનની ત્રિજ્યા હંમેશા અનુરૂપ વિદ્યુત તટસ્થ અણુની ત્રિજ્યા કરતા વધારે હોય છે.
શિક્ષક: અલગ-અલગ ચાર્જ થયેલા કણોનું શું થાય છે?
વિદ્યાર્થી: સોડિયમ પરમાણુમાંથી ફ્લોરિન પરમાણુમાં ઈલેક્ટ્રોનના સ્થાનાંતરણના પરિણામે વિપરીત રીતે ચાર્જ થયેલ સોડિયમ અને ફ્લોરિન આયનો પરસ્પર આકર્ષાય છે અને સોડિયમ ફ્લોરાઈડ બનાવે છે. (સ્લાઇડ 7)
Na + + F - = NaF
આયનોની રચના માટેની યોજના જે આપણે ધ્યાનમાં લીધી છે તે દર્શાવે છે કે કેવી રીતે સોડિયમ અણુ અને ફ્લોરિન અણુ વચ્ચે રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે, જેને આયનીય બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.
આયોનિક બોન્ડ- એકબીજા સાથે વિપરીત ચાર્જ થયેલા આયનોના ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણ દ્વારા રચાયેલ રાસાયણિક બંધન.
આ કિસ્સામાં જે સંયોજનો બને છે તેને આયનીય સંયોજનો કહેવામાં આવે છે.
V. નવી સામગ્રીનું એકીકરણ.
જ્ઞાન અને કુશળતાને એકીકૃત કરવા માટે સોંપણીઓ
1. કેલ્શિયમ અણુ અને કેલ્શિયમ કેશન, ક્લોરિન અણુ અને ક્લોરાઇડ આયનોના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચનાની તુલના કરો:
કેલ્શિયમ ક્લોરાઇડમાં આયનીય બોન્ડની રચના પર ટિપ્પણી:
2. આ કાર્ય પૂર્ણ કરવા માટે, તમારે 3-4 લોકોના જૂથોમાં વિભાજિત કરવાની જરૂર છે. દરેક જૂથ સભ્ય એક ઉદાહરણ ધ્યાનમાં લે છે અને પરિણામો સમગ્ર જૂથને રજૂ કરે છે.
વિદ્યાર્થી પ્રતિભાવ:
1. કેલ્શિયમ એ જૂથ II ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ છને સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે બે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
2. ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેના પરમાણુ માટે એક ઈલેક્ટ્રોન સ્વીકારવું સહેલું છે, જેનો તેને બાહ્ય સ્તરથી સાત ઈલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવામાં અભાવ છે:
3. પ્રથમ, ચાલો પરિણામી આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ, તે 2 (2x1) ની બરાબર છે. પછી આપણે નક્કી કરીએ છીએ કે કેટલા કેલ્શિયમ પરમાણુ લેવાની જરૂર છે જેથી તેઓ બે ઇલેક્ટ્રોન છોડી દે, એટલે કે, આપણે એક Ca અણુ અને બે CI અણુ લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, કેલ્શિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના લખી શકાય છે: (સ્લાઇડ 8)
Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2
સ્વ-નિયંત્રણ કાર્યો
1. રાસાયણિક સંયોજનની રચના માટેની યોજનાના આધારે, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા માટે સમીકરણ બનાવો: (સ્લાઇડ 9)
2. રાસાયણિક સંયોજનની રચના માટેની યોજનાના આધારે, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા માટે સમીકરણ બનાવો: (સ્લાઇડ 10)
3. રાસાયણિક સંયોજનની રચના માટેની યોજના આપવામાં આવી છે: (સ્લાઇડ 11)
રાસાયણિક તત્વોની એક જોડી પસંદ કરો જેના પરમાણુ આ યોજના અનુસાર ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરી શકે છે:
અ) નાઅને ઓ;
b) લિઅને એફ;
વી) કેઅને ઓ;
જી) નાઅને એફ
મદદ મળી રહી છે, આ રહ્યાં.
a) સોડિયમ અને વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
ઓક્સિજન
1. સોડિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં I બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
1. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ.
તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં. 
1. પ્રથમ, ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. Na અણુઓએ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેઓ 2 (2:1) લે છે;
2. યોજનાકીય રીતે, સોડિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
I. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
પરમાણુ માટે 7 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે: 
2. 1 નો લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક, એટલે કે. 1 લિથિયમ પરમાણુ છોડવા માટે અને ક્લોરિન પરમાણુ 1 ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે, તમારે તેમને એક સમયે એક લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
c) અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથ, ધાતુના જૂથ II નું એક તત્વ છે. તેમના
ગુમ થયેલ 6 સ્વીકારવા કરતાં અણુ માટે 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી, 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં: 
2. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમના અણુઓને 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુને 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
