Вивчення хімічних зв'язків і будови речовини

БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА - РЕФЕРАТЫ - Вивчення хімічних зв'язків і будови речовини

Вивчення хімічних зв'язків і будови речовини

Тема:

Вивчення хімічних зв'язків і будови речовини

9 клас

Тема: Природа хімічного зв'язку. Види хімічного зв'язку. Ковалентний зв'язок

Мета: Ознайомити учнів із природою хімічного зв'язку, з розмаїтістю хімічних зв'язків і механізмом утворення ковалентного зв'язку;

виробити вміння складати структурні й електронні формули для різних сполук.

Обладнання Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця та матеріали електронегативностей хімічних елементів.

Базові поняття Хімічний зв'язок, ковалентний зв'язок, полярний і неполярний й терміни зв'язок спільна електронна пара, неспарені електрони.

Тип уроку Комбінований.

Структура уроку

I. Організаційний етап....................................1 хв

II. Актуалізація опорних знань........................5 хв

III. Вивчення нового матеріалу........................25-30 хв

1. Розвиток вчення про хімічний зв'язок.

2. Види хімічного зв'язку.

3. Механізм утворення ковалентного зв'язку.

4. Причина хімічної інертності благородних газів.

IV. Узагальнення та систематизація знань.....5-10 хв

V. Домашнє завдання..................................... 1 -2 хв

VI. Підбиття підсумків уроку.............................1-2 хв

ХІД УРОКУ

І. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП

II. АКТУАЛІЗАЦІЯ ОПОРНИХ ЗНАНЬ

Бесіда.

1) 3 яких частинок складається атом?

2) Який заряд має електрон?

3) Які електрони називають неспареними?

4) Що називають електронною парою?

5) Яка максимальна кількість електронів може знаходитися на зовнішньому електронному рівні?

6) Як за будовою зовнішнього електронного рівня можна визначити валентність елемента?

7) Яка величина характеризує здатність атомів віддавати електрони?

8) Яка величина характеризує здатність атомів приймати електрони?

III. ВИВЧЕННЯ НОВОГО МАТЕРІАЛУ

1. РОЗВИТОК ВЧЕННЯ ПРО ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Бесіда.

Які сили змушують атоми з'єднуватися в молекули?

Розповідь учителя.

У ХУІ-ХУП ст. з'явилися перші спроби пояснити хімічну спорідненість на основі корпускулярних уявлень. Так, Р. Бойль гадав, що? рушійною силою хімічних реакцій є збіг форм частинок, що утворюють | різні комбінації в ході хімічних процесів; при цьому частинки повинні підходити одна одній, подібно до того, як підходить ключ до замка. Вважалося, що хімічні процеси варто розглядати як операцію « збирання-розбирання», тобто з'єднання або роз'єднання атомів. У XVIII ст. на зміну механістичним теоріям прийшли динамічні концепції взаємодії речовин. І. Ньютон виходив із припущення, що причиною хімічної спорідненості є сили притягання різної інтенсивності.

Початок XIX ст. завершив період динамічної інтерпретації сил хімічної спорідненості та відкрив так званий електрохімічний період. Коли взаємозв'язок між хімічними й електричними явищами став очевидним, наслідком цього було ототожнення електричних сил із тими, які зумовлюють хімічні процеси й утримують атоми в молекулах. Саме цей підхід поклав в основу своєї знаменитої електрохімічної теорії Берцеліус (популярна модель атома у вигляді електричного диполя).

Уперше поняття спорідненості з валентністю пов'язав А. Кекулє, відомий німецький хімік-органік. Він припустив, що валентність є чисельним вираженням величини спорідненості та числа хімічних зв'язків атома.

Вчення про хімічний зв'язок -- це одна з центральних проблем хімії, розв'язання якої розвивалося від уявлень про «петельки» й «крючечки» в атомів до знань про електростатичну природу хімічного зв'язку. Хімічний зв'язок -- це досить складне поняття. Можна сказати, що він утворюється за рахунок взаємодії всіх електронів і всіх ядер атомів, які входять до складу молекул. Простіше кажучи, хімічний зв'язок утворюється за рахунок перекривання електронних хмар різних атомів і за рахунок взаємодії неспарених електронів цих атомів. Для опису хімічного зв'язку застосовується математичний апарат квантової хімії.

2. ВИДИ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ

Розповідь учителя.

Сучасна наука ділить хімічний зв'язок на кілька типів.

Металічний зв'язок, як випливає з назви, існує тільки у металах. Він утворений за рахунок успільнення електронів зовнішніх електронних рівнів атомів металів, у результаті чого утворюється так званий електронний газ. Завдяки існуванню електронного газу (тобто металічного зв'язку), усі метали мають подібні загальні фізичні властивості -- металічний блиск, електропровідність, теплопровідність, ковкість.

Ковалентний і донорно-акцепторний зв'язки утворені за рахунок спільної електронної пари.

3. МЕХАНІЗМ УТВОРЕННЯ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ'ЯЗКУ

Бесіда.

1. Які електрони можуть брати участь в утворенні ковалентного хімічного зв'язку? (Електрони зовнішніх енергетичних рівнів.)

2. Чому електрони внутрішніх енергетичних рівнів не беруть участі в утворенні хімічного зв'язку?

Розповідь учителя.

Знаючи будову електронної оболонки атомів, можна припустити | можливі валентності елементів, тобто можливу кількість хімічних: зв'язків, які може утворити атом. Електрони, що беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, ще називають валентними. В утворенні ковалентного зв'язку можуть брати участь тільки неспарені електрони. Спарювання електронів (накладення електронних орбіталей різних атомів) -- енергетично вигідний процес, при якому відбувається виділення енергії. Ця енергія характеризує міцність хімічного зв'язку. Отже, молекула енергетично більш стійка, ніж одиночний атом із неспареним електроном. Потенційна енергія молекули менша за суму енергій утворюючих її атомів.

Бесіда.

1) Скільки неспарених електронів має атом Гідрогену?

2) Якою є валентність Гідрогену?

3) Скільки електронів знаходиться на зовнішньому енергетичному рівні атома Оксигену?

4) Скільки неспарених електронів знаходиться в оболонці атома Оксигену?

5) Якою є валентність Оксигену?

Розповідь учителя.

На основі цього можна зобразити електронно-крапкові формули Гідрогену і Оксигену.

Існування в атомі неспарених електронів енергетично невигідно. Атом з неспареними електронами існує дуже невеликий проміжок часу і намагається з'єднатися з іншим атомом, який має неспарений електрон. Неспарені електрони двох атомів утворюють спільну електронну пару. Спільна електронна пара і є ковалентним зв'язком.

Якщо атом Гідрогену зустрічається з іншим атомом Гідрогену, то утвориться молекула водню.

Якщо ж він зустрічається з атомом Оксигену, то утвориться молекула води.

Якщо ж атоми Оксигену зустрінуться один з одним, то утвориться молекула кисню. Причому в цій молекулі між атомами Оксигену утворяться дві спільні електронні пари, тобто два хімічні зв'язки.

При утворенні хімічних зв'язків у кожного атома зовнішній електронний рівень стає цілком заповненим за рахунок спільних електронних пар, що одночасно належать обом атомам. Цей стан, при якому зовнішній електронний рівень атома заповнений, є енергетичне найбільш вигідним.

Примітка. У класах з поглибленим вивчанням хімії можна розібрати також і механізм утворення донорно акцепторного зв'язку і водневого зв'язку.

4. ПРИЧИНА ХІМІЧНОЇ ІНЕРТНОСТІ БЛАГОРОДНИХ ГАЗІВ.

Бесіда.

1) Скільки неспарених електронів знаходиться на зовнішніх електронних рівнях

благородних газів?

2) Чи може відбуватися процес промотування (розпарювання електронних пар на зовнішніх електронних рівнях)? (Принципово може, крім атомів Гелію та Неону.)

Розповідь учителя.

Як ми вже з'ясували, стан атома із цілком заповненим зовнішнім електронним рівнем є найбільш вигідним. Отже, промотування в атомах благородних газів може відбуватися тільки із великими витратами енергії, і цей процес енергетичне невигідний. Тому благородні гази « вступають (чи вкрай важко вступають) у хімічні реакції. На даний мо-1 мент хімічними методами добуто сполуки благородних газів (ксенону! та криптону) тільки із найактивнішим елементом -- Флуором.

IV. УЗАГАЛЬНЕННЯ ТА СИСТЕМАТИЗАЦІЯ ЗНАНЬ

Завдання.

1) Складіть електронно-крапкові формули атомів Натрію, Карбону, Флуору, Кальцію,

Сульфуру, Хлору. Визначте валентності цих елементів.

2) Складіть електронно-крапкові формули натрій хлориду, натрій] флуориду, карбон оксиду, карбон флуориду, карбон хлориду,! кальцій флуориду, кальцій хлориду, кальцій сульфіду, карбоні сульфіду, сульфур флуориду, сульфур хлориду.

V. ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ

1. Вивчити § 11 [1].

2. Виконати завдання 58-62 [1, с. 32].

VI. ПІДБИТТЯ ПІДСУМКІВ УРОКУ.

Тема: Види хімічного зв'язку. Ковалентний полярний і неполярний, іонний зв'язки

Мета: Сформувати поняття про різницю між ковалентним полярним, ковалентним неполярним та іонним зв'язками; сформувати поняття електронегативності; розглянути подібність та відмінність ковалентного та іонного зв'язків, причину їхньої відмінності.

Обладнання Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця та матеріали електронегативностей хімічних елементів.

Базові поняття Хімічний зв'язок, ковалентний неполярний і полярний зв'язок, й терміни іонний зв'язок, спільна електронна пара, електронегативність, полярність зв'язку.

Тип уроку Комбінований.

Структура уроку

І. Організаційний етап....................................1-2хв

ІІ. Актуалізація опорних знань........................8-9 хв

ІІІ. Вивчення нового матеріалу........................20 хв

Подібність і відмінність полярного й неполярного ковалентного та іонного зв'язків.

ІV. Узагальнення та систематизація знань.....20 хв

V. Домашнє завдання.....................................З хв

VI. Підбиття підсумків уроку.............................1 хв

ХІД УРОКУ

І. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП

II. АКТУАЛІЗАЦІЯ ОПОРНИХ ЗНАНЬ

Бесіда.

1) Які типи хімічного зв'язку ви знаєте?

2) У яких речовинах існує металічний зв'язок?

3) Чим визначається валентність елемента?

4) Чому атоми прагнуть утворити хімічний зв'язок і об'єднатися в молекули?

5) Що називається ковалентним зв'язком?

6) У чому полягає причина хімічної інертності благородних газів?

7) Що таке електронегативність?

Індивідуальне завдання.

Під час бесіди до дошки викликаються кілька учнів для виконання завдань.

1) Напишіть електронно-крапкову формулу атома Гідрогену і молекули водню.

2) Напишіть електронно-крапкову формулу атомів Гідрогену і Флуору і молекули флуороводню.

3) Напишіть електронно-крапкову формулу атомів Натрію і Хлору і молекули натрій хлориду.

III. ВИВЧЕННЯ НОВОГО МАТЕРІАЛУ

1. ПОДІБНІСТЬ І ВІДМІННІСТЬ ПОЛЯРНОГО Й НЕПОЛЯРНОГО КОВАЛЕНТНОГО ТА ІОННОГО ЗВ'ЯЗКІВ

Розповідь учителя.

При вивченні нового матеріалу учитель використовує електронно-крапкові формули молекул водню, флуороводню, натрій хлориду, написані учнями на першому етапі уроку. Учитель нагадує, що електронегативністпь - це здатність атомів притягати спільну електронну пару.

Бесіда.

1) Чи будуть розрізнятися хімічні зв'язки в залежності від того, утворені вони однаковими чи різними атомами?

2) До молекули водню входять атоми одного елемента. Чи буде зміщатися спільна електронна пара?

3)Молекула флуороводню має різні атоми. Який атом має більшу електронегативність? У бік якого атома буде зміщатися спільна електронна пара?

4) У натрій хлориді атоми є різними. Який атом має більшу електронегативніст? У бік якого атома буде зміщатися спільна електронна пара?

Учитель пропонує учням надписати значення електронегативностей і елементів у зображених на дошці формулах і визначити зсув спільної електронної пари.

Електронегативність

Зсув спільної електронної пари

Розповідь учителя

У молекулі водню спільна електронна пара однаково належить обом атомам Гідрогену, оскільки їх електронегативність є однаковою і обидва атоми Гідрогену залишаються електронейтральними.

У молекулі флуороводню різниця електронегативності однакова й не дуже велике і спільна електронна пара більше належить атому Флуору, ніж Гідрогену. Унаслідок цього в атома Флуору з'являється невеликий надлишок електронів і з'являється невеликий негативний заряд. В атома Гідрогену виникає нестача електронів і з'являється невеликий позитивний заряд.

Натрій хлорид має велику різницю електронегативності і спільна електронна пара цілком зміщається до атома Хлору. У результаті в атома Хлору в електронній оболонці з'являється електрон, заряд якого не компенсуєтеся зарядом ядра, і атом Хлору перетворюється на негативно заряджений іон. Атом Натрію цілком утрачає валентний електрон і стає позитивно зарядженим іоном.

Хімічний зв'язок

Ковалентний неполярний зв'язок -- це зв'язок, утворений між атомами з однаковою електронегативністью (атомами одного елемента).

Ковалентний полярний зв'язок -- це зв'язок, утворений між атомами з невеликою різницею електронегативностей (не більше 1,8).

Іонний зв'язок -- це зв'язок, утворений між атомами з великою різницею електронегативностей (більше 1,8). Іонний зв'язок можна розглядати як крайній випадок ковалентного полярного зв'язку. Найчастіше він утворюється в сполуках типових металів з типовими неметалами.

IV. УЗАГАЛЬНЕННЯ ТА СИСТЕМАТИЗАЦІЯ ЗНАНЬ

Завдання.

1) Напишіть структурні формули кальцій оксиду, купрум (II) хлориду, цинк іодиду, хлоридної кислоти, хлору, сірководню, амоніаку та визначте, які типи зв'язку мають ці молекули.

2) Випишіть окремо сполуки з ковалентним неполярним, ковалентним полярним та іонним зв'язком: Е2, Н20, ГеС13, 02, А14С3, NН3, С02, N2, Са3Р2.

3) Як і чому змінюється іонність зв'язку в молекулах галогеновод-нів?

4) Визначте, у якому ряду пари атомів розташовані в порядку зростання полярності хімічного зв'язку:

а) F--F, Н--F, Nа--F, б) F--F, Nа--F, Н--F,

в) Nа--F, F--F, Н--F, г) Н--F, Nа--F, F--F,

д) Nа--F, Н--F, F--F?

5) Визначте тип хімічного зв'язку в сполуках: NС13, SО3, С1F3, Вr2, N2, Н2 O, СаF2, СО2, Н2, OF2,O2.

6) Напишіть структурні формули і визначте типи хімічних зв'язків між різними атомами в сполуках: нітратна кислота, сульфатна кислота, кальцій карбонат, натрій сульфат.

Розповідь учителя.

При узагальненні знань про види хімічного зв'язку особливу увагу варто звернути на найважливішу характеристику всіх видів зв'язку -- спосіб утворення зв'язку за рахунок взаємодії електронів зовнішнього електронного шару і виникнення в результаті такої взаємодії стійкої молекули.

Можна розібрати з учнями приклад, що показує, як змінюється вид хімічного зв'язку при утворенні різних сполук Флуору:

LiF BeF2 ВF3 СF4 NF3 OF2 F2

Важливо підкреслити, що розмежування між видами хімічного зв'язку є умовним. У природі будь-які крайнощі завжди пов'язані низкою перехідних станів. Учні повинні навести приклади, що доводять відсутність різких меж поміж видами хімічного зв'язку, умовність і відносність їхньої класифікації.

V. ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ.

1. Вивчити §12, 13 [1].

2. Відповісти на зап. 63-79 [1, с. 53].

3. Виконати завдання.

1) Складіть електронно-крапкові формули сполук:

а) Магнію та Флуору; б) Гідрогену та Брому;

в) Карбону та Оксигену; г) Натрію та Оксигену.

Укажіть види хімічного зв'язку.

2) Складіть формули сполук Гідрогену з елементами 3-го періоду, розташуйте їх в один горизонтальний ряд і поясніть, як змінюється характер зв'язку в цьому ряду зліва направо. Чому відбуваються ці зміни?

VI. ПІДБИТТЯ ПІДСУМКІВ УРОКУ.

ДОДАТКОВИЙ МАТЕРІАЛ ДО УРОКУ.

1. СТУПІНЬ ІОННОСТІ ЗВ'ЯЗКУ

Різниця електронегативностей використовується як міра іонності хімічного зв'язку. Різниця електронегативностей атомів пов'язана зі ступенем іонності зв'язку в такий спосіб:

З цієї таблиці випливає, що чим більшою є різниця електронегативностей, тим більшою є ступінь іонності зв'язку. Різниця електронегативностей, яка дорівнює 1,7, відповідає 50% му іонному характеру зв'язків. Хімічні зв'язки з різницею електронегативностей, яка більш за 1,7, можуть вважатися іонними, а зв'язки з меншою різницею є ковалентними.

2. ВЛАСТИВОСТІ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ'ЯЗКУ Важливими характеристиками ковалентного зв'язку, що впливають на властивості речовини, є довжина, енергія, насичуваність, напрямленість, полярність, поляризованість зв'язку, валентний кут.

Між'ядерна відстань між хімічно зв'язаними атомами називається довжиною зв'язку. Наприклад, у молекулі Н20 відстань між ядрами атомів Гідрогену й Оксигену становить 0,096 нм. Кут між уявними прямими, що проходять крізь ядра двох хімічно взаємозалежних сусідніх атомів, називається валентним кутом. Так, у молекулі води цей кут дорівнює 104,5°.

Мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, зумовлена витратою енергії, необхідною для руйнування зв'язку. Наприклад, енергія зв'язку в молекулі Н2 дорівнює 435 кДж/моль, у молекулі Р2 159 кДж/моль, у молекулі азоту -- 940 кДж/моль.

Насичуваність -- властивість атомів утворювати суворо певне число ковалентних зв'язків. Наприклад, у молекулі водню хімічний зв'язок здійснюється парою електронів, що мають протилежні спіни. Приєднання третього атома до молекули Н2 виключається через те, що його спін обов'язково збігається зі спіном одного з двох електронів у двохатомній молекулі.

Напрямленість -- характеризує властивість ковалентного зв'язку утворюватись суворо у певному напрямку: за напрямком орбіталей, що беруть участь в утворенні цього зв'язку.

Поляризовність зв'язку -- це здатність ставати полярним або ще більш полярним під впливом зовнішнього електричного поля чи під впливом іншої молекули.