Урок 51 Тема: электронная природа химической связи. Понятие об электроотрицательности
Цель : ознакомить учащихся с электронной природе химической связи, причинами его возникновения; дать понятие об электроотрицательности химических элементов и выяснить ее изменения в периодах и группах; закрепить знания об электронной структуре атомов.
Оборудование: ПСХЭ, таблицы «строение атомов химических элементов І-ІІІ периодов», » электроотрицательность атомов химических элементов”
Формы проведения: лекция, беседа, работа учащихся с таблицами
ИИ. Объявление темы и цели урока
III. Актуализация опорных знаний. Беседа по вопросам
Приглашаем к доске одного ученика и предлагаем записать строение атомов Неона и Аргона с электронными схемами, формулами и распределением электронов по энергетическим ячейкам.( Этим самым мы вновь повторим строение атомов и такие понятия как спаренные и неспаренные электроны).
• Какие свойства проявляют инертные элементы?
• Строение внешнего электронного слоя инертных элементов?
• В чем причина именно таких свойств инертных элементов?
* Какие электроны называют спаренными, а какие неспаренными?
* Как изменяется радиус атома в периодах и группах?
IV. Мотивация учебной деятельности
В ходе беседы мы выяснили, что все химические элементы , кроме инертных, имеют незавершенные электронные слои. В процессе образования химических связей атомы химических элементов пытаются завершить их и образовать устойчивую восьмиелек-
тронное строение внешнего электронного слоя. Итак, сегодня на уроке мы должны выяснить принципы завершения внешнего электронного слоя.
Также мы познакомимся с таким понятием как электроотрицательности и ее изменением в периодах и группах.
V. изучение нового материала
1) электронная природа химической связи.
На основе таблиц объясняем, как атомы химических элементов завершают свои внешние электронные слои. Обращаем внимание на то, что у неметаллических элементов на внешнем слое 4 и более электронов. Неметаллическим элементам энергетически не выгодно отдавать свои внешние электроны, а потому они присоединяют электроны к 8 и образуют устойчивый октет. В металлических элементов на внешнем электронном слое наоборот небольшое количество электронов от 1 до 3, и поэтому металлические элементы отдают свои внешние электроны . На предпоследнем электронном слое у них также есть устойчивый октет электронов. То есть делаем вывод , что в образовании химических связей непосредственное участие будут принимать электроны внешнего слоя.
2) понятие об электроотрицательности.
Сначала даем определение „ электроотрицательности” и выясняем ,что это понятие тесно связано с понятием „ радиус атома”: электроотрицательности будет тем больше , чем меньше радиус атома.
В начале урока мы повторили понятие о радиусе атома и выяснили , как он меняется в периодах и группах. Теперь выясняем как будет меняться электроотрицательность в периодах и группах. Предлагаем ученикам самим сделать вывод об изменении электроотрицательности. Ученики должны понять, что ,если радиус атома в периодах уменьшается , то электроотрицательности увеличивается. В группах наоборот сверху вниз радиус атома увеличивается, следовательно электроотрицательности уменьшается.
Предлагаем ученикам, пользуясь этой схемкой, выяснить какой элемент наиболее, а какой наименее электроотрицательный.
VI. Закрепление изученного. „ Почемучка”
* Почему возникает химическая связь?
* Почему неметаллические элементы преимущественно присоединяют электроны?
* Почему металлические элементы всегда отдают электроны?
* Почему электроотрицательность в периодах увеличивается?
* Почему электроотрицательность в группах уменьшается?
• Почему Фтора наиболее , а Франций наименее электроотрицательным?
VII. Подведение итогов урока.
Тема: ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентная связь
Цель: дать понятие ковалентной связи, выяснить механизм образования ковалентной связи, его виды, дать понятие „ диполь”, развивать понятие „ электроотрицательность”; приобрести навыки составления электронных и структурных формул строения молекул.
Оборудование: ПСХЭ, таблицы «виды химической связи», » Электроотрицатель-
ность атомов химических элементов ”
Формы работы: лекция, эвристическая беседа, составление схем
ИИ. Объявление темы и цели урока
III. Актуализация опорных знаний. Беседа по вопросам.
На одной стороне доски записаны основные понятия темы , а на второй – вопросы беседы ( можно спроецировать на экран ).
* Почему возникает химическая связь?
* Что такое электроотрицательность?
* Как изменяется электроотрицательность в периодах и группах?
* Что общего в строении атомов элементов главных подгрупп?
* Что общего в строении атомов инертных элементов?
* Почему молекулы благородных газов одноатомны?
* Какие вы знаете еще газы-простые вещества? Назовите их формулы. В чем отличие от молекул благородных газов?
IV. Мотивация учебной деятельности.
Почему молекулы благородных газов одноатомны, а молекулы других газов — простых веществ двухатомны? Как образуются химические связи? На эти вопросы мы должны найти ответы на уроке.
V. изучение нового материала. Лекция с элементами эвристической беседы.
1) Что такое химическая связь ? Его виды. Составляем схему.
2) понятие о ковалентной связи.
3) образование молекулы водорода, как пример ковалентной неполярной связи.
Электроны внешнего слоя будем обозначать точками и рисовать вокруг каждого атома химического элемента.
Молекула водорода состоит из двух атомов Водорода. Сколько электронов на внешнем уровне у атомов Водорода? А сколько не хватает до завершения внешнего электронного слоя? При приближении двух атомов положительно заряженные ядра каждого из этих атомов притягивают к себе электронные облака от другого атома. При достаточном приближении электроны спариваются и образуют общую электронную пару, которая принадлежит обоим атомам. Обращаем внимание учащихся на таблицу и подчеркиваем, что общая электронная пара размещена симметрично к обоим атомным ядрам.
Электронная формула Структурная формула
Объясняем, что такое электронная и структурная формулы .
4) Образование молекулы гидроген хлорида ( хлороводорода), как пример ковалентной полярной связи. Сколько электронов на внешнем электронном уровне у атома Хлора? Сколько не хватает до его завершения? Учим учащихся составлять электронные и структурные формулы соединений с ковалентной полярной связью. Обращаем внимание на то, что общие электронные пары будут смещены в сторону более электроотрицательного элемента.
Снова обращаем внимание учащихся на таблицу и отмечаем, что общая электронная пара смещена к атому Хлора , как более электроотрицательного.
5) Объясняем, что такое дельта (δ ) , что такое диполь. Применяем такое понятие, как электроотрицательность (Эн).
Делаем вывод о различии ковалентного неполярного и полярного связей. Составляем схему.
VI. Закрепление изученного.
* Что такое ковалентная связь?
* Каков механизм образования ковалентной связи?
* Какие виды ковалентной связи признаете?
• Выберите и запишите в схему вещества с ковалентным неполярным и полярным связью: O2 , NH3, H 2S Br2 , N2 , CH4 .
* Зарисуйте электронные и структурные формулы образования ковалентной связи в молекулах хлора и гидроген фторида.
* В чем заключается отличие ковалентного неполярного и полярного связей?
VII. Подведение итогов урока.
Итак, сегодня на уроке мы изучили суть ковалентной связи. Познакомились с его видами. Научились составлять электронные и структурные формулы строения соединений с ковалентной неполярной и ковалентной полярной связью. Познакомились с понятием „ диполь”. Развивали понятие » элек-
Источник
Электронные представления о природе химической связи
В органических соединениях преобладающим типом связи является ковалентная связь, образующаяся чаще всего между атомами, имеющими неспаренные электроны. Количество неспаренных электронов у атома можно определить, используя понятия квантовой химии. Электрон обладает двойственной природой: он может проявлять свойства частицы и свойства волны. При движении вокруг ядра атома каждый электрон создает электронное облако, определенным образом распределенное в пространстве. Пространство, занимаемое электронным облаком, называется атомной орбиталью. Каждое устойчивое положение электрона определяется четырьмя квантовыми числами:
- Главное квантовое число n- показывает уровень энергии электронов, который определяется расстоянием электрона от ядра;
- Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризуется моментом количества движения электрона относительно ядра и определяет форму атомной орбитали. В зависимости от числа l, принимающего значения до n-1, то есть 0,1,2,3, различают s, p, d, f-подуровни. Для s-подуровня (L=0) электронное облако имеет сферическую форму, для р-подуровня (L=1) – форму гантелей, d и f-орбитали (L=2, 3) имеют похожую, но более сложную форму.
- Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали по отношению к внешнему магнитному полю.S-орбиталь имеет центр симметрии и может иметь только одну ориентацию.
Р-орбиталь имеет ось симметрии, может располагаться в трех взаимно перпендикулярных плоскостях.
- Спиновое квантовое число msхарактеризуется моментом количества вращения электрона вокруг собственной оси. Так как электрон может вращаться только в двух направлениях – по и против часовой стрелки, спин имеет два значения. В одной орбитали могут размещаться два электрона с противоположными спинами.
Если атомная орбиталь содержит один (неспаренный) электрон, такое состояние неустойчиво, так как у атома имеется нескомпенсированный магнитный (спиновый) момент и он стремится обобщить свой неспаренный электрон с неспаренным электроном другого атома.
Количество неспаренных электронов может увеличиваться в результате возбуждения атома. Возбуждение возможно при получении кванта энергии и при наличии незаполненной орбитали на внешнем энергетическом подуровне, при этом один из спаренных электронов переходит на ближайший подуровень, например, с s-подуровня на р-подуровень или с р-подуровня на d-подуровень. Углерод имеет 6 электронов со следующим их распределением по энергетичесским уровням и подуровням:
Электронная структура Схема основного электронного состояния
ри возбуждении происходит переход электрона на внешней электронной оболочке со 2-го s-подуровня на свободную р-орбиталь.
Схема возбужденного электронного состояния
Такой возбужденный углерод может образовывать 4 равноценные ковалентные связи.
Источник
2. Природа и типы химических связей
Атомы большинства химических элементов не могут существовать в изолированном состоянии. Они соединяются между собой и образуют молекулы или кристаллы (атомные, металлические, ионные).
Химическая связь — это электростатическое взаимодействие атомов, в результате которого они объединяются в более сложные комплексы (ионы, радикалы, молекулы, кристаллы).
Образование химической связи происходит самопроизвольно, и при этом всегда наблюдается выделение энергии. Это значит, что полная энергия образовавшейся системы меньше, чем общая энергия отдельных атомов. Стремление системы к минимуму энергии является главной причиной возникновения химической связи между атомами.
В образовании химической связи, как правило, участвуют электроны, расположенные на наружном энергетическом уровне и слабо связанные с ядром.
Благородные газы не образуют химических связей. Они существуют в виде изолированных атомов (одноатомных молекул). Наличие химической инертности благородных газов, отличающихся от других атомов заполненным внешним энергетическим уровнем, позволило учёным прийти к выводу, что при образовании химических связей атомы стремятся к завершению своего внешнего электронного уровня.
В основе химической связи всегда лежит электростатическое взаимодействие заряженных частиц — ядер и электронов. Образование химической связи связано с перекрыванием электронных орбиталей и перераспределением электронной плотности между взаимодействующими атомами.
В зависимости от разности электроотрицательностей связанных атомов возможно возникновение трёх типов химической связи: ковалентной , ионной и металлической .
Ковалентная связь возникает между атомами неметаллов, т. е. между атомами с высокой электроотрицательностью. При взаимодействии одинаковых атомов неметаллов (\(χ\) больше \(2\), и электроотрицательности примерно равны) образуется ковалентная неполярная связь. Если взаимодействуют атомы, для которых разность \(χ\) от \(0,4\) до \(2\), то образуется ковалентная полярная связь.
Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, электроотрицательности которых различаются значительно (разность \(χ\) больше \(2\)).
Источник