Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются НЕЗАВЕРШЕННЫМИ и в процессе химического взаимодействия они ЗАВЕРШАЮТСЯ.
Химическая связь образуется за счет электронов внешних электронных оболочек, но осуществляется она по-разному.
Различают три основных типа химической связи:
Ковалентную связь и ее разновидности: полярную и неполярную ковалентную связь;
Ионную связь;
Металлическую связь.
Ионная связь
Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от друга величинами электроотрицательности, поэтому пара электронов, образующая связь, сильно смещена к одному из атомов, так что можно считать её принадлежащей атому этого элемента.
Электроотрицательность - это способность атомов химических элементов притягивать к себе свои и чужие электроны.
Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений объясняют с позиции электростатической теории химических связей.
Образование катионов: М 0 - n e - = M n+
Образование анионов: НеМ 0 + n e - = НеM n-
Например: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -
При горении металлического натрия в хлоре в результате окислительно -восстановительной реакции образуются катионы сильно электроположительного элемента натрия и анионы сильно-электроотрицательного элемента хлора.
Вывод: ионная химическая связь образуется между атомами металла и неметалла, сильно отличающимися по электроотрицательности.
Например: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 и т. д.
Ковалентная неполярная и полярная связи
Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.
Ковалентная неполярная связь
Рассмотрим возникновение ковалентной неполярной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода. Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое - молекулярный водород. Внешним признаком энергетической "выгодности" этого процесса является выделение большого количества теплоты.
Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у каждого атома) сливаются в общее электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это ядро или "чужое". Новая электронная оболочка подобна завершенной электронной оболочке инертного газа гелия из двух электронов:1s 2 .
На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:
Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17 Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора.
На внешнем электронном уровне хлора содержится s 2 + p 5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками обозначим только электроны внешнего третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.
После объединения в молекулу из неспаренных электронов двух атомов получается новая электронная пара:
При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.
Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.
Атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.
По теории Льюиса и правилу октета связь между атомами может осуществляться не обязательно одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными.
Например, кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:
Атомы азота (2s 2 2p 3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:
Вывод: ковалентная неполярная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью, т. е. между атомами одного химического элемента - неметалла.
Например: в молекулах H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - ковалентная неполярная связь.
Ковалентная связь
Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть только между двумя атомами разных видов.
В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала записать электронные формулы для внешних оболочек водорода (1s 1) и кислорода (...2s 2 2p 4).
Оказывается, для этого необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого - чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды - полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.
Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью, т. е. между атомами разных химических элементов - неметаллов.
Например: в молекулах HCl, H 2 S, NH 3 , P 2 O 5 , CH 4 - ковалентная полярная связь.
Структурные формулы
В настоящее время принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками Каждая черточка - это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:
Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами. Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов
Структурные формулы очень хороши для изображения молекул: они четко показывают - как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.
Связывающая пара электронов в формулах Льюиса - то же самое, что одна черточка в структурных формулах.
Двойные и тройные связи имеют общее название - кратные связи. О молекуле азота также говорят, что она имеет порядок связи, равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора - один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.
Порядок связи - это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.
Данный урок посвящен обобщению и систематизации знаний о видах химической связи. В процессе урока будут рассмотрены схемы образования химической связи в различных веществах. Урок поможет закрепить умение определять вид химической связи в веществе по его химической формуле.
Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация
Урок: Схемы образования веществ с различным типом связи
Рис. 1. Схема образования связи в молекуле фтора
Молекула фтора состоит из двух атомов одного химического элемента-неметалла с одинаковой электроотрицательностью, следовательно, в этом веществе реализуется ковалентная неполярная связь. Изобразим схему образования связи в молекуле фтора. Рис. 1.
Вокруг каждого атома фтора с помощью точек нарисуем семь валентных, то есть внешних, электронов. До устойчивого состояния каждому атому необходим еще один электрон. Таким образом, образуется одна общая электронная пара. Заменив ее черточкой, изобразим графическую формулу молекула фтора F-F.
Вывод: ковалентная неполярная связь образуется между молекулами одного химического элемента-неметалла. При таком типе химической связи образуются общие электронные пары, которые в равной степени принадлежат обоим атомам, то есть не происходит смещения электронной плотности ни к одному из атомов химического элемента
Рис. 2. Схема образования связи в молекуле воды
Молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода - двух элементов-неметаллов с разными значениями относительной электроотрицательности, следовательно, в этом веществе - ковалентная полярная связь.
Так как кислород - более электроотрицательный элемент, чем водород, общие электронные пары смещаются в сторону кислорода. На атомах водорода возникает частичный заряд, а на атоме кислорода - частичный отрицательный. Заменив обе общие электронные пары черточками, а точнее стрелками, показывающими смещение электронной плотности, запишем графическую формулу воды Рис. 2.
Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами разных элементов-неметаллов, то есть с разными значениями относительной электроотрицательности. При этом типе связи образуются общие электронные пары, которые смещаются в сторону более электроотрицательного элемента .
1. №№ 5,6,7 (с.145) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.
2. Укажите частицу с наибольшим и наименьшим радиусом: атом Ar, ионы: K + , Ca 2+ , Cl - .Ответ обоснуйте.
3. Назовите три катиона два аниона, которые имеют такую же электронную оболочку, что и ион F - .
Типы химической связи.
Ионная связь
8 класс
Являяcь многие годы вашим подписчиком, всегда с интересом знакомлюсь с публикациями разработок уроков, внеклассных мероприятий, дидактических материалов. Из многих публикаций удается почерпнуть интересные идеи, на основе которых разрабатываю собственные уроки.
Имея возможность самостоятельно определять последовательность изучения материала в курсе химии, после изучения темы «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева на основе строения атомов» считаю необходимым изучение материала по теме «Строение вещества». Рассмотрение темы «Строение вещества» в 8-м классе позволяет на более глубоком уровне изучать последующие темы курса, например «Галогены», «Щелочные металлы» и др.
Предлагаю вашему вниманию разработку урока по теме «Ионная связь». Урок построен таким образом, чтобы учащиеся, повторив ранее изученный материал, успешно освоили новый. Надеюсь, что разработка урока будет полезна коллегам – учителям химии, позволит сделать уроки интересными, организовать самостоятельную творческую работу ребят.
Задачи урока. Образовательные: повторение, коррекция и закрепление знаний по теме «Строение атомов»; закрепление понятий «электроотрицательность», «ковалентная полярная связь» и «ковалентная неполярная связь»; введение понятий «ионы», «ионная связь»; изучение нового типа химической связи – ионной связи, ее природы и условий образования; обучение навыкам сравнения схем строения нейтральных атомов и ионов.
Развивающие: развитие навыков составления электронных схем образования химических связей, соединений с ионным типом связи и определения количества электронов в ионах; развитие умений определения типа связи на основании анализа состава химического соединения.
Оборудование. Периодическая система химических элементов, карточки с формулами веществ (H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8), раздаточные материалы, цветные сигнальные карточки с цифрами: красная – 1, синяя – 2, фиолетовая – 3.
Тип урока. Комбинированный (80 мин.)
ХОД УРОКА
Повторение ранее изученного материала
Учитель. Сегодня нам с вами предстоит покорить одну из важнейших вершин науки химии – вершину «Химическая связь». Чтобы начать восхождение, нужно к нему подготовиться, собрать рюкзаки, в которые сложить все необходимые знания. Для начала посмотрим, как вы это делаете самостоятельно.
Собираем рюкзаки. Учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу с последующей самопроверкой. Самостоятельная работа решает задачу актуализации знаний, играет роль входной диагностики (определение готовности учащихся к дальнейшей работе по теме).
Задание учащиеся получают на карточках. Два ученика с хорошим уровнем подготовки работают за отдельным столом, выполняя работу маркерами на листах формата А4. По окончании работы они вывешивают их на доску. Два хорошо подготовленных ученика комментируют выполненную работу, отвечают на уточняющие вопросы учителя и одноклассников. Остальные ученики класса проверяют свою работу самостоятельно, по ходу комментирования.
Ученики, выполнившие работу и прокомментировавшие ее, получают оценки.
Самостоятельная работа
Задание 1. По электронной формуле определите положение элемента в периодической системе, назовите его.
В а р и а н т I. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .
В а р и а н т II. 1s 2 2s 1 .
Задание 2. Исходя из положения элементов в периодической системе, сравните их электроотрицательность и поставьте между ними знак <, >, =.
В а р и а н т I.
1) ЭО (Br) * ЭО (Li);
2) ЭО (Al) * ЭО (Cl);
3) ЭО (S) * ЭО (O).
В а р и а н т II.
1) ЭО (Mg) * ЭО (F);
2) ЭО (C) * ЭО (O);
3) ЭО (I) * ЭО (Cl).
Задание 3. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.
В а р и а н т I. Cl, K, P.
В а р и а н т II. Ca, S, F.
Задание 4. Определите, сколько электронов не хватает каждому атому до завершения внешнего уровня.
В а р и а н т I. C, S, Cl.
В а р и а н т II. O, P, I.
Задание 5. Закончите предложение.
В а р и а н т I. Ковалентная неполярная связь образуется между …………………. .
В а р и а н т II. Ковалентная полярная связь образуется между …………………… .
Ответы к самостоятельной работе
Задание 1.
В а р и а н т I. Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 соответствует атому серы. Элемент находится в 3-м периоде в VI группе.
В а р и а н т II. Электронная формула 1s 2 2s 1 соответствует атому лития. Элемент находится во 2-м периоде в I группе.
Задание 2.
В а р и а н т I.
1) ЭО (Br) > ЭО (Li);
2) ЭО (Al) < ЭО (Cl);
3) ЭО (S) < ЭО (O).
В а р и а н т II.
1) ЭО (Mg) < ЭО (F);
2) ЭО (C) < ЭО (O);
3) ЭО (I) < ЭО (Сl).
Задание 3.
В а р и а н т I. Cl – 7, K – 1, P – 5.
В а р и а н т II. Ca – 2, S – 6, F – 7.
Задание 4.
В а р и а н т I. C – 4, S – 2, Cl – 1.
В а р и а н т II. O – 2, P – 3, I – 1.
Задание 5.
В а р и а н т I. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью, например между атомами одного химического элемента-неметалла.
В а р и а н т II. Ковалентная полярная связь образуется между атомами, у которых электроотрицательность отличается незначительно, между разными атомами химических элементов-неметаллов.
Учитель. Задание выполнено хорошо, однако некоторые ребята допустили ошибки. Давайте еще раз повторим основные понятия и проверим умения составлять электронные схемы образования ковалентной связи, чтобы наш рюкзак был собран правильно.
1-я группа. Учащиеся, выполнившие самостоятельную работу без ошибок (по результатам самопроверки), выполняют проверочную работу на оценку.
Ц е л ь. Применение знаний в новой ситуации.
Проверочная работа
В а р и а н т I.
1. Составьте формулы веществ, состоящих из двух элементов, электронные формулы атомов которых: а) 1s 2 2s 2 2p 3 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.
2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов:
а) S, Cl, O, K; б) F, P, Сa, N.
В а р и а н т II.
1. Составьте формулы возможных веществ, состоящих из двух элементов, электронные формулы атомов которых: а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.
2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов: а) Cl, I, Li, Al; б) C, N, Si, Ba.
2-я группа. Учащиеся, допустившие ошибки, составляют рассказ, заполняя пропуски предложенными словами и фразами. В случае затруднения пользуются учебником, записями в тетради.
Ц е л ь. Повторение, коррекция и закрепление знаний.
Клише рассказа
В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно …........ . Номер периода соответствует...… . Номер группы показывает ………. . Завершенный внешний уровень содержит …........ .
Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность …..….... , в главных подгруппах сверху вниз – …................ .
Ковалентная неполярная связь образуется между ……..….... . Ковалентная полярная связь образуется между…............ .
С л о в а и ф р а з ы:
1) между атомами одного химического элемента-неметалла,
2) число электронов на внешнем уровне элементов главных подгрупп,
3) увеличивается,
4) порядковому номеру элемента,
5) восемь электронов,
6) уменьшается,
7) количеству энергетических уровней,
8) между разными атомами химических элементов-неметаллов.
1-я группа сдает работы на проверку учителю, оценки будут объявлены на следующем уроке.
2-я группа проверяет свои работы при прослушивании ответа одного из учеников. При необходимости даются пояснения.
Ответы на проверочную работу
1-я группа В а р и а н т I.
1. Электронные формулы соответствуют: а) 1s 2 2s 2 2p 3 – атому азота; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения – N 2 , H 2 , NH 3 . В молекулах N 2 , H 2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле NH 3 – ковалентная полярная связь.
2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) K, S, Cl, O; б) Ca, P, N, F.
В а р и а н т II.
1. Электронные формулы соответствуют а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – атому серы; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения: S 2 , H 2 , Н 2 S. В молекулах S 2 , H 2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле Н 2 S – ковалентная полярная связь.
Электронные схемы образования.
S 2 * :
Н 2 S:
2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) Li, Al, I, Cl; б) Ba, Si, C, N.
2-я группа В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно порядковому номеру элемента . Номер периода соответствует количеству энергетических уровней. Номер группы показывает число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп. Завершенный внешний уровень содержит восемь электронов.
Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается, в главных подгруппах сверху вниз – уменьшается .
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одного химического элемента-неметалла. Ковалентная полярная связь образуется между разными атомами химических элементов-неметаллов.
Учитель. Итак, рюкзаки собраны, начинаем наше восхождение. Однако в пути нас поджидают препятствия. И первое препятствие – «водопад» веществ.
На доске картина с изображением водопада. На водопаде прикреплены карточки с химическими формулами: H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8 .
Задание. Чтобы преодолеть водопад, предлагается распределить вещества по типам химической связи.
В а р и а н т I. Выписать в тетрадь вещества с ковалентной полярной связью.
В а р и а н т II. Выписать вещества с ковалентной неполярной связью.
Проверка осуществляется фронтально.
Ответ . Вещества с ковалентной полярной связью – H 2 O, CO 2 , HCl, HNO 3 ,CS 2 , H 2 SO 4 .
Вещества с ковалентной неполярной связью – Br 2 , O 3 , P 4 , S 8 .
Учитель. Замечательно, мы успешно преодолели водопад, но впереди нас поджидает новое препятствие. На узкой горной тропе образовался «завал» из электронных схем.
Задание. Определить, какая из схем правильно отражает механизм образования химической связи.
В а р и а н т I. OF 2
В а р и а н т II. BCl 3
Электронные схемы написаны на обратной стороне доски. У каждого учащегося три цветные сигнальные карты с номерами. Учащиеся поднимают карточки с номером правильного ответа. Если допущены ошибки, проводится коррекционная работа.
Учитель. Молодцы, нам удалось пройти по узкой горной тропе, и мы продолжаем восхождение. Внимание! Впереди возникла пещера. Любопытные альпинисты обнаружили в ней интересную находку – ларчик и загадочное письмо.
Продолжить путешествие мы сможем только тогда, когда отгадаем, что находится в этом ларчике. Что ж, давайте остановимся на привал и прочитаем письмо.
На столе учителя «ларчик», запечатанный сургучной печатью. Рядом с ним свернутое письмо. Ученику предлагается прочитать письмо.
Ученик (читает текст письма). Из вещества, спрятанного в этой коробке, можно получить металл, который легко режется ножом, мнется как пластилин и хранится только под слоем керосина. Из него можно также получить удушливый и ядовитый газ желто-зеленого цвета, который используют для обеззараживания воды. Но обычно мы используем это вещество иначе. Оно в каждом доме, на каждом столе. В древние времена говорили, что оно дороже золота, поскольку без золота можно прожить, а без него нельзя. По русскому обычаю дорогих гостей встречают этим веществом, тем самым желают им здоровья, а просыпать его – значит потерять здоровье, потерпеть неудачу.
Учитель. О каком таинственном веществе идет речь в письме? Какие вещества из него получают?
Учащиеся угадывают вещество, дают ему химическое название – поваренная соль, хлорид натрия. Указывают, что из него можно получить металлический натрий и газообразный хлор. Из «ларчика» достается образец минерала, показывается учащимся.
Учитель. Какое отношение это вещество имеет к нашему уроку?
Ученик. Поскольку мы изучаем тему «Химическая связь», то необходимо выяснить, как она образуется между атомами в хлориде натрия и к какому типу ее следует отнести.
Изучение нового материала
Учитель. Молодцы. Цель нашего урока – познакомиться с новым типом химической связи – ионной, выяснить ее природу и условия образования. Мы научимся строить электронные схемы образования соединений с ионным типом химической связи, определять общее количество электронов в ионах.
Тема урока и формула поваренной соли записываются в тетрадь.
Учитель. Рассмотрим на примере хлорида натрия образование ионной связи. Запишем уравнение, отражающее взаимодействие атомов натрия и хлора:
Составьте самостоятельно в тетрадях схемы строения атомов натрия и хлора. Определите число спаренных и неспаренных электронов на последнем уровне в атомах.
Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
Сl +17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
Атомы натрия и хлора имеют по одному неспаренному электрону. При сближении этих атомов до определенного расстояния происходит перекрывание электронных облаков неспаренных электронов и образуется общее для двух атомов электронное облако. Но поскольку электроотрицательность хлора намного больше, чем натрия, то общая электронная пара полностью смещается к атому хлора. В результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора появляются противоположно заряженные частицы: атом хлора приобретает отрицательный заряд, атом натрия – положительный.
(Вводится понятие «ион», «ионная связь», определения записываются в тетрадь.)
Частицы, которые образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому, называются ионами .
Na 0 – 1e -> Na 1+ , Cl 0 + 1e -> Cl 1– .
Заряд иона определяется количеством отданных или принятых электронов. Отрицательно заряженный ион заключается в квадратные скобки.
Химическая связь, которая возникает между ионами в результате электростатического взаимодействия, называется ионной .
Давайте рассмотрим схемы строения ионов натрия и хлора и определим общее количество электронов в каждом ионе:
Na 1+ +11 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 (10 электронов );
Cl 1– +17 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 электронов ).
Проверим наши главные выводы .
Ионы – это заряженные частицы, в которые превратились атомы в результате отдачи или присоединения электронов.
Связь, которая возникает в результате электростатического взаимодействия между ионами, называется ионной.
Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов , электороотрицательность которых сильно отличается (более чем на две единицы). Ионная связь – это крайний случай ковалентной полярной связи.
В пути наш багаж знаний пополнился. Продолжим движение к вершине. Но неожиданно возникает новая преграда. Впереди густые «заросли» из химических формул, через которые можно пробраться, если удалить вещества с ионным типом химической связи.
На доске написаны формулы:
СCl 4 , Na 2 SO 4 , I 2 , LiBr, F 2 , CaCl 2 , KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2 , SO 2 , Cl 2 , BaO, I 2 , N 2 , MgS.
Учащимся предлагается выписать в тетрадь соединения с ионным типом связи.
Проверка фронтальная. Один ученик зачитывает формулы, которые записал в тетрадь, остальные ученики – проверяют. Учителем даются пояснения по веществам, состоящим из трех химических элементов и имеющим два вида связи.
Ответ. Na 2 SO 4 , LiBr, CaCl 2 , KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2 , BaO, MgS.
Учитель. Нам удалось проложить тропинку сквозь густые заросли, мы очень близки к цели. Давайте соберем все наши знания и поднимемся на вершину.
Под руководством учителя закрепляется умение составлять схемы образования ионной связи, определять заряды ионов, количество электронов в ионах на примере соединений: а) KF; б) Na 2 S; в) BeO.
Далее учащиеся выполняют подобную работу самостоятельно, выбрав из предложенных формул две любые: а) LiBr; б) CaCl 2 ; в) MgS; г) Мg 3 N 2 *. Одновременно у доски работают три ученика. Задание со звездочкой (*) на данном уроке не объясняется и не проверяется, объяснение будет дано на заседании химического кружка.
Проверка результатов проводится фронтально.
Закрепление материала
Учитель. Мы проделали трудный, но интересный путь, вершина «Химическая связь» покорена. Я поздравляю вас, вы приложили много усилий, чтобы ее достичь, показали ваши знания, проявили находчивость, были дружными, помогали друг другу в трудный момент. А теперь пора в обратный путь.
Учащимся предлагается выполнить проверочную работу. Ц е л ь: оперативный контроль знаний. Результаты выполнения будут использованы при планировании индивидуальной коррекционной работы с учащимися.
Проверочная работа
1. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.
В а р и а н т I. F, B, Ca.
В а р и а н т II. Se, Al, C.
2. Укажите количество электронов, которое примет атом для завершения своего внешнего уровня.
В а р и а н т I. S, P, Si.
В а р и а н т II. F, N, O.
3. Укажите тип химической связи в соединениях.
В а р и а н т I. CH 4 , K 2 O, F 2 .
В а р и а н т II. PCl 3 , O 3 , Al 2 O 3 .
4. Составьте электронные схемы образования химической связи, укажите заряды ионов и определите количество электронов в каждом виде атомов и ионов.
В а р и а н т I. а) KBr; б) AlCl 3 .
В а р и а н т II. а) MgI 2 ; б) NaBr.
Заполните таблицу.
Таблица
| Атом | Количество электронов | Ион | Количество электронов |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
| … | …………… | … | ………… |
5*. Проанализируйте рисунок и впишите недостающие формулы.
Ответы к проверочной работе
Задание 1.
В а р и а н т I. F – 7, B – 3, Ca – 2.
В а р и а н т II. Se – 6, Al – 3, C – 4.
Задание 2.
В а р и а н т I. S – 2, P – 3, Si – 4.
В а р и а н т II. F – 1, N – 3, O – 2.
Задание 3.
В а р и а н т I. В соединениях: CH 4 – ковалентная полярная химическая связь, K 2 O – ионная связь, F 2 – ковалентная неполярная связь.
В а р и а н т II. В соединениях: PCl 3 – ковалентная полярная связь, O 3 – ковалентная неполярная связь, Al 2 O 3 – ионная связь.
Задание 4.
В а р и а н т I.
а) Для KBr:
K 0 – 1e -> K 1+ , Br 0 + 1e -> Br 1– .
б) Для AlCl 3:
Al 0 – 3e -> Al 3+ , Cl 0 + 1e -> Cl 1– .
Атом Количество электронов Ион Количество электронов Al 0 13 Al 3+ 10 Cl 0 17 Cl 1– 18 K 0 19 K 1+ 18 Br 0 35 Br 1– 36 В а р и а н т II.
а) Для MgF 2:
Mg 0 – 2e -> Mg 2+ , F 0 + 1e -> F 1– .
б) Для NaBr:
Na 0 – 1e -> Na 1+ , Br 0 + 1e -> Br 1– .
Атом Количество электронов Ион Количество электронов Mg 0 12 Mg 2+ 10 I 0 53 I 1– 54 Na 0 11 Na 1+ 10 Br 0 35 Br 1– 36 Задание 5* (рассматривается на заседании химического кружка).
Ответы могут быть следующие: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (могут быть и другие соединения металлов с приведенными в центральной части рисунка неметаллами, т.е. соединения с ионной связью).
Подведение итогов.
Выставление оценок.
Домашнее задание. Гузей Л.С. Химия. Вопросы. Задачи. Упражнения. 8–9 классы. § 18.3, упр. 1, 2, 3 – письменно.
* Двухатомные молекулы S 2 образуются при нагревании паров серы до высокой температуры. – Прим. ред.
Химическая связь
Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).
Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.
Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.
Ионная связь
- химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается.
Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.
Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):
| а) | H· + ·H H:H | H-H | H 2 | (одна общая пара электронов; H одновалентен); |
| б) |  |
NN | N 2 | (три общие пары электронов; N трехвалентен); |
| в) | H-F | HF | (одна общая пара электронов; H и F одновалентны); | |
| г) |  |
NH 4 + | (четыре общих пары электронов; N четырехвалентен) |
- По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на
- простые (одинарные) - одна пара электронов,
- двойные - две пары электронов,
- тройные - три пары электронов.
Двойные и тройные связи называются кратными связями.
По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную . Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными.
Электроотрицательность
- мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары.
Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: .
По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и -связь.
-Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).
Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.
Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.
Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков
- предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.
Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp
-, sp
2 и sp
3 -гибридизация. Например:
sp
-гибридизация - в молекулах C 2 H 2 , BeH 2 , CO 2 (линейное строение);
sp
2 -гибридизация - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 , BF 3 (плоская треугольная форма);
sp
3 -гибридизация - в молекулах CCl 4 , SiH 4 , CH 4 (тетраэдрическая форма); NH 3 (пирамидальная форма); H 2 O (уголковая форма).
Металлическая связь
- химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.
Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:
H—O—H ··· OH 2 , H—O—H ··· NH 3 , H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.
Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.
Мерой прочности любой связи является энергия связи.
Энергия связи
- энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.
Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше.
Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.
Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.
Строение вещества
По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные . Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные.
По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).
Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.
Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 и другие простые вещества; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.
Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO 2 , SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)
Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)(NO 3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы.
Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb).
Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов).
В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью).
Задачи и тесты по теме "Тема 10. "Химическая связь. Строение вещества"."
- Типы химической связи - Строение вещества 8–9 класс
Уроков: 2 Заданий: 9 Тестов: 1
Единой теории химической связи не существует, условно химическую связь делят на ковалентную (универсальный вид связи), ионную(частный случай ковалентной связи), металлическую и водородную.
Ковалентная связь
Образование ковалентной связи возможно по трем механизмам: обменному, донорно-акцепторному и дативному (Льюиса).
Согласно обменному механизму образование ковалентной связи происходит за счет обобществления общих электронных пар. При этом каждый атом стремится приобрести оболочку инертного газа, т.е. получить завершенный внешний энергетический уровень. Образование химической связи по обменному типу изображают с использованием формул Льюиса, в которых каждый валентный электрон атома изображают точками (рис. 1).
Рис. 1 Образование ковалентной связи в молекуле HCl по обменному механизму
С развитием теории строения атома и квантовой механики образование ковалентной связи представляют, как перекрывание электронных орбиталей (рис. 2).
Рис. 2. Образование ковалентной связи за счет перекрывания электронных облаков
Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь, меньше длина связи и больше ее энергия. Ковалентная связь может образовываться за счет перекрывания разных орбиталей. В результате перекрывания s-s, s-p орбиталей, а также d-d, p-p, d-p орбиталей боковыми лопастями происходит образование – связи. Перпендикулярно линии, связывающей ядра 2-х атомов образуется – связь. Одна – и одна – связь способны образовывать кратную (двойную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкенов, алкадиенов и др. Одна – и две – связи образуют кратную (тройную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкинов (ацетиленов).
Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму рассмотрим на примере катиона аммония:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Атом азота имеет свободную неподеленную пару электронов (электроны не участвующие в образовании химических связей внутри молекулы), а катион водорода свободную орбиталь, поэтому они являются донором и акцептором электронов, соответственно.
Дативный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере молекулы хлора.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Атом хлора имеет и свободную неподеленную пару электронов и вакантные орбитали, следовательно, может проявлять свойства и донора и акцептора. Поэтому при образовании молекулы хлора, один атом хлора выступает в роли донора, а другой – акцептора.
Главными характеристиками ковалентной связи являются: насыщаемость (насыщенные связи образуются тогда, когда атом присоединяет к себе столько электронов, сколько ему позволяют его валентные возможности; ненасыщенные связи образуются, когда число присоединенных электронов меньше валентных возможностей атома); направленность (эта величина связана с геометрий молекулы и понятием «валентного угла» — угла между связями).
Ионная связь
Соединений с чистой ионной связью не бывает, хотя под этим понимают такое химически связанное состояние атомов, в котором устойчивое электронное окружение атома создается при полном переходе общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроотрицательных и электроположительных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов – катионов и анионов.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Ионом называют электрически заряженные частицы, образуемые путем отрыва или присоединения электрона к атому.
При передаче электрона атомы металлов и неметаллов стремятся сформировать вокруг своего ядра устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметалла создает вокруг своего ядра оболочку последующего инертного газа, а атом металла – предыдущего инертного газа (рис. 3).
Рис. 3. Образование ионной связи на примере молекулы хлорида натрия
Молекулы, в которых в чистом виде существует ионная связь встречаются в парообразном состоянии вещества. Ионная связь очень прочная, в связи с этим вещества с этой связью имеют высокую температуру плавления. В отличии от ковалентной для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость, поскольку электрическое поле, создаваемое ионами, действует одинаково на все ионы за счет сферической симметрии.
Металлическая связью
Металлическая связь реализуется только в металлах – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в единой решетке. В образовании связи участвуют только валентные электроны атомов металла, принадлежащие всему его объему. В металлах от атомов постоянно отрываются электроны, которые перемещаются по всей массе металла. Атомы металла, лишенные электронов, превращаются в положительно заряженные ионы, которые стремятся принять к себе движущиеся электроны. Этот непрерывный процесс формирует внутри металла так называемый «электронный газ», который прочно связывает между собой все атомы металла (рис. 4).
Металлическая связь прочная, поэтому для металлов характерна высокая температура плавления, а наличие «электронного газа» придают металлам ковкость и пластичность.
Водородная связь
Водородная связь – это специфическое межмолекулярное взаимодействие, т.к. ее возникновение и прочность зависят от химической природы вещества. Она образуется между молекулами, в которых атом водорода связан с атомом, обладающим высокой электроотрицательностью (O, N, S). Возникновение водородной связи зависит от двух причин, во-первых, атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом не имеет электронов и может легко внедряться в электронные облака других атомов, а, во-вторых, обладая валентной s-орбиталью, атом водорода способен принимать неподеленную пару электронов электроотрицательного атома и образовывать с ним связь по донорно акцепторному механизму.