Jak již bylo zmíněno, společný elektronový pár, který provádí kovalentní vazbu, může vzniknout díky nespárovaným elektronům přítomným v nevybuzených interagujících atomech. K tomu dochází například při tvorbě molekul jako H2, HC1, Cl2. Zde má každý z atomů jeden nepárový elektron; při interakci dvou takových atomů vzniká společný elektronový pár – vzniká kovalentní vazba.

Neexcitovaný atom dusíku má tři nepárové elektrony:

Atom dusíku se proto díky nespárovaným elektronům může podílet na tvorbě tří kovalentních vazeb. To se děje například v molekulách N 2 nebo NH 3, ve kterých je kovalence dusíku 3.

Počet kovalentních vazeb však může být další číslo nepárové elektrony přítomné v nevybuzeném atomu. Takže v normálním stavu má vnější elektronová vrstva atomu uhlíku strukturu, která je znázorněna diagramem:

Díky přítomnosti nepárových elektronů může atom uhlíku tvořit dvě kovalentní vazby. Mezitím je uhlík charakterizován sloučeninami, ve kterých je každý jeho atom spojen se sousedními atomy čtyřmi kovalentními vazbami (například CO 2 , CH 4 atd.). To je možné díky tomu, že s vynaložením určité energie může být jeden z 2x elektronů přítomných v atomu přenesen do podúrovně 2 R v důsledku toho atom přechází do excitovaného stavu a zvyšuje se počet nepárových elektronů. Takový excitační proces, doprovázený „párováním“ elektronů, lze znázornit následujícím schématem, ve kterém je excitovaný stav označen hvězdičkou vedle symbolu prvku:

Nyní jsou ve vnější elektronové vrstvě atomu uhlíku čtyři nepárové elektrony; excitovaný atom uhlíku se tedy může podílet na tvorbě čtyř kovalentních vazeb. V tomto případě je zvýšení počtu vytvořených kovalentních vazeb doprovázeno uvolněním více energie, než je zapotřebí k uvedení atomu do excitovaného stavu.

Pokud je excitace atomu, vedoucí ke zvýšení počtu nepárových elektronů, spojena s velmi velkými energetickými náklady, pak tyto náklady nejsou kompenzovány energií tvorby nových vazeb; pak se takový proces jako celek ukazuje jako energeticky nepříznivý. Atomy kyslíku a fluoru tedy nemají volné orbitaly ve vnější elektronové vrstvě:

Zde je zvýšení počtu nepárových elektronů možné pouze převedením jednoho z elektronů na další energetickou hladinu, tzn. do stavu 3s. Takový přechod je však spojen s velmi velkým výdejem energie, který není pokryt energií uvolněnou při tvorbě nových vazeb. V důsledku nepárových elektronů tedy atom kyslíku může tvořit ne více než dvě kovalentní vazby a atom fluoru může tvořit pouze jednu. Tyto prvky se skutečně vyznačují konstantní kovalencí rovnou dvěma pro kyslík a jedné pro fluor.

Atomy prvků třetí a následujících period mají ve vnější elektronové vrstvě „i-podúroveň, do které po excitaci mohou přejít s- a p-elektrony vnější vrstvy. Proto se zde objevují další možnosti zvýšení počtu nepárových elektronů. Tedy atom chloru, který má v nevybuzeném stavu jeden nepárový elektron

mohou být převedeny s vynaložením určité energie do excitovaných stavů (SI), charakterizovaných třemi, pěti nebo sedmi nepárovými elektrony:

Na rozdíl od atomu fluoru se proto atom chloru může podílet na tvorbě nejen jedné, ale i tří, pěti nebo sedmi kovalentních vazeb. Takže v kyselině chlorovodíkové HClO 2 je kovalence chloru tři, v kyselině chlorné HClO 3 - pět a v kyselině chloristé HClO 4 - sedm. Podobně atom síry, který má rovněž neobsazenou hladinu 36Ciod, může přejít do excitovaných stavů se čtyřmi nebo šesti nepárovými elektrony a podílet se tedy na tvorbě nejen dvou jako u kyslíku, ale také čtyř nebo šesti kovalentních vazeb. To může vysvětlit existenci sloučenin, ve kterých síra vykazuje kovalenci rovnou čtyřem (SO 2, SCl 4) nebo šesti (SF 6).

V mnoha případech také kovalentní vazby vznikají díky párovým elektronům přítomným ve vnější elektronové vrstvě atomu. Vezměme si například elektronovou strukturu molekuly amoniaku:

Zde tečky označují elektrony, které původně patřily atomu dusíku, a křížky označují elektrony, které patřily atomům vodíku. Z osmi vnějších elektronů atomu dusíku tvoří šest tři kovalentní vazby a jsou společné pro atom dusíku a atomy vodíku. Ale dva elektrony patří pouze dusíku a formě osamocený elektronový pár. Takový elektronový pár se může podílet i na tvorbě kovalentní vazby s jiným atomem, pokud je ve vnější elektronové vrstvě tohoto atomu volný orbital. Nevyplněný ls-orbital je přítomen například ve vodíkovém iontu H +, který je obecně prostý elektronů:

Proto, když molekula NH 3 interaguje s vodíkovým iontem, vzniká mezi nimi kovalentní vazba; osamocený pár elektronů atomu dusíku se stává společným dvěma atomům, což vede k vytvoření iontu amonium NH4:

Zde kovalentní vazba vznikla díky páru elektronů původně patřících jednomu atomu (dárce elektronový pár) a volný orbital jiného atomu (akceptor elektronový pár). Tento způsob tvorby kovalentní vazby se nazývá dárce-akceptor. V uvažovaném příkladu je donorem elektronového páru atom dusíku a akceptorem je atom vodíku.

Zkušenosti ukazují, že čtyři N-H vazby v amonném iontu jsou ekvivalentní ve všech ohledech. Z toho vyplývá, že vazba vytvořená metodou donor-akceptor se svými vlastnostmi neliší od vazby kovalentní vzniklé díky nepárovým elektronům interagujících atomů.

Dalším příkladem molekuly, ve které jsou vazby vytvořené metodou donor-akceptor, je molekula oxidu dusnatého (I) N20.

Dříve strukturní vzorec tato sloučenina byla znázorněna následovně:

Podle tohoto vzorce je centrální atom dusíku spojen se sousedními atomy pěti kovalentními vazbami, takže v jeho vnější elektronové vrstvě je deset elektronů (pět elektronových párů). Ale takový závěr je v rozporu s elektronovou strukturou atomu dusíku, protože jeho vnější L-vrstva obsahuje pouze čtyři orbitaly (jeden 5- a tři p-orbitaly) a nemůže pojmout více než osm elektronů. Výše uvedený strukturní vzorec proto nelze považovat za správný.

Uvažujme elektronovou strukturu oxidu dusnatého (I) a elektrony jednotlivých atomů budeme střídavě označovat tečkami nebo křížky. Atom kyslíku, který má dva nepárové elektrony, tvoří dvě kovalentní vazby s centrálním atomem dusíku:

Kvůli nespárovanému elektronu, který zůstává na centrálním atomu dusíku, tvoří tento atom kovalentní vazbu s druhým atomem dusíku:

Tím jsou vyplněny vnější elektronové vrstvy atomu kyslíku a centrálního atomu dusíku: zde se tvoří stabilní osmielektronové konfigurace. Ale pouze šest elektronů se nachází ve vnější elektronové vrstvě extrémního atomu dusíku; tento atom tedy může být akceptorem jiného elektronového páru. Centrální atom dusíku sousedící s ním má nesdílený elektronový pár a může působit jako donor. To vede k vytvoření další kovalentní vazby mezi atomy dusíku metodou donor-akceptor:

Nyní má každý ze tří atomů, které tvoří molekulu N 2 O, stabilní osmielektronovou strukturu vnější vrstvy. Pokud je kovalentní vazba vytvořená metodou donor-akceptor označena, jak je obvyklé, šipkou směřující od donorového atomu k atomu akceptoru, pak strukturní vzorec oxidu dusnatého (I) může být reprezentován následovně:

U oxidu dusnatého (I) je tedy kovalence centrálního atomu dusíku čtyři a extrémní jedna je dvě.

Uvažované příklady ukazují, že atomy mají různé možnosti tvorby kovalentních vazeb. Ten může být vytvořen jak na úkor nepárových elektronů nevybuzeného atomu, tak na úkor nepárových elektronů, které se objevují v důsledku excitace atomu („párování“ elektronových párů), a nakonec metoda dárce-akceptor. Celkový počet kovalentních vazeb, které daný atom může vytvořit, je však omezený. Je to definováno celkový počet valenční orbitaly, tedy takové orbitaly, jejichž využití pro tvorbu kovalentních vazeb se ukazuje jako energeticky výhodné. Kvantově-mechanický výpočet ukazuje, že takové orbitaly zahrnují S- a p-orbitaly vnější elektronové vrstvy a d-orbitaly předchozí vrstvy; v některých případech, jak jsme viděli na příkladech atomů chloru a síry, mohou být orbitaly b/ vnější vrstvy také použity jako valenční orbitaly.

Atomy všech prvků druhé periody mají čtyři orbitaly ve vnější elektronové vrstvě v nepřítomnosti ^-orbitalů v předchozí vrstvě. Valenční orbitaly těchto atomů proto nemohou pojmout více než osm elektronů. To znamená, že maximální kovalence prvků druhého období je čtyři.

Atomy prvků třetí a následujících period mohou být použity nejen k vytvoření kovalentních vazeb s- A R-, ale také ^-orbitaly. Jsou známy sloučeniny ^-prvků, ve kterých s- A R-orbitaly vnější elektronové vrstvy a všech pět

Schopnost atomů podílet se na tvorbě omezeného počtu kovalentních vazeb se nazývá sytosti kovalentní vazba.

Kovalentní vazba vytvořená procesem donor-akceptor je někdy stručně označována jako vazba donor-akceptor. Tento termín však není třeba chápat jako zvláštní typ vazby, ale pouze určitý způsob tvorby kovalentní vazby.

Existují dva hlavní způsoby (mechanismy) pro vytvoření kovalentní vazby.

1) Spinvalentní (výměnný) mechanismus : elektronový pár tvořící vazbu vzniká díky nespárovaným elektronům přítomným v nevybuzených atomech.

Počet kovalentních vazeb však může být větší než počet nepárových elektronů. Například v neexcitovaném stavu (nazývaném také základní stav) má atom uhlíku dva nepárové elektrony, ale vyznačuje se sloučeninami, ve kterých tvoří čtyři kovalentní vazby. To je možné v důsledku excitace atomu. V tomto případě jeden z s-elektronů přejde do p-podúrovně:

Nárůst počtu vytvořených kovalentních vazeb je doprovázen uvolněním většího množství energie, než je vynaloženo na excitaci atomu. Protože valence atomu závisí na počtu nepárových elektronů, vede excitace ke zvýšení valence. V atomu dusíku, kyslíku, fluoru se počet nepárových elektronů nezvyšuje, protože v rámci druhé úrovně nejsou žádné volné orbitaly a pohyb elektronů na třetí kvantovou úroveň vyžaduje mnohem více energie, než která by se uvolnila při vytváření dalších vazeb. Při excitaci atomu jsou tedy přechody elektronů na volné orbitaly možné pouze v rámci jedné energetické hladiny.

Prvky 3. periody - fosfor, síra, chlor - mohou vykazovat valenci rovnou číslu skupiny. Toho je dosaženo excitací atomů s přechodem 3s a 3p elektronů na prázdné orbitaly 3d podúrovně:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 (valence 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (valence 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (valence 7)

Ve výše uvedených elektronických vzorcích pro excitované atomy jsou podúrovně obsahující pouze nepárové elektrony podtrženy. Na příkladu atomu chloru je snadné ukázat, že valence může být proměnná:

Na rozdíl od chloru je valence atomu F konstantní a rovna 1, protože na valenční (druhé) energetické hladině nejsou žádné orbitaly podúrovně d a další prázdné orbitaly.

2) Donor-akceptorový mechanismus : kovalentní vazby se tvoří díky párovým elektronům přítomným na vnější elektronové vrstvě atomu. V tomto případě musí mít druhý atom na vnější vrstvě volný orbital. Například vznik amonného iontu z molekuly amoniaku a vodíkového iontu lze zobrazit pomocí schématu:

Atom, který poskytuje svůj elektronový pár pro vytvoření kovalentní vazby, se nazývá donor a atom, který poskytuje prázdný orbital, se nazývá akceptor. kovalentní vazba takto vytvořená se nazývá vazba donor-akceptor. V amonném kationtu je tato vazba svými vlastnostmi naprosto totožná s dalšími třemi kovalentními vazbami vzniklými výměnnou metodou.

Hybridizace atomových orbitalů

Pro vysvětlení rozdílu mezi vazebnými úhly v molekulách H 2 O (104,5) a NH 3 (107,3) od 90 je třeba vzít v úvahu, že stabilní stav molekuly odpovídá její geometrické struktuře s nejnižším potenciálem energie. Proto se při vzniku molekuly mění tvar a vzájemné uspořádání atomových elektronových oblaků ve srovnání s jejich tvarem a uspořádáním ve volných atomech. Díky tomu je při tvorbě chemické vazby dosaženo úplnějšího překrytí orbitalů. Taková deformace elektronových mraků vyžaduje energii, ale úplnější překrytí vede k vytvoření pevnější vazby a obecně dochází k nárůstu energie. To vysvětluje vznik hybridních orbitalů.

Tvar hybridního orbitalu lze určit matematicky přidáním vlnových funkcí původních orbitalů:

V důsledku sečtení vlnových funkcí s- a p-orbitalů s přihlédnutím k jejich znaménkům se ukazuje, že hustota elektronového oblaku (hodnota  2) je na jedné straně jádra zvýšena a snížena. na druhé straně.

Obecně proces hybridizace zahrnuje následující fáze: excitace atomu, hybridizace orbitalů excitovaného atomu, tvorba vazeb s jinými atomy. Energetické náklady na první dva stupně jsou kompenzovány energetickým ziskem při vytváření silnějších vazeb s hybridními orbitaly. Typ hybridizace je určen typem a počtem orbitalů, které se na ní podílejí.

Příklady různých typů hybridizace s- a p-orbitalů jsou uvedeny níže.

K hybridizaci jednoho s- a jednoho p-orbitalu (sp-hybridizace) dochází např. při vzniku berylliumhydridu, beryllia, zinku, kadmia-halogenidů rtuti. Atomy těchto prvků v normálním stavu mají ve vnější vrstvě dva párové s-elektrony. V důsledku excitace přechází jeden z s-elektronů do p-stavu - objeví se dva nepárové elektrony, z nichž jeden je s-elektron a druhý je p-elektron. Při vzniku chemické vazby se tyto dva různé orbitaly přemění na dva identické hybridní orbitaly Celkový počet orbitalů během hybridizace se nemění . Dva sp-hybridní orbitaly jsou vůči sobě nasměrovány pod úhlem 180° a tvoří dvě vazby (obrázek 2):

Obrázek 2 - Překrývající se sp-orbitaly berylia a p-orbitaly chloru v molekule BeCl 2

Experimentální stanovení struktury molekul BeГ 2 , ZnГ 2 , CdГ 2 , HgГ 2 (Г-halogen) ukázalo, že tyto molekuly jsou lineární a obě kovové vazby s atomy halogenu mají stejnou délku.

Hybridizace jednoho s- a dvou p-orbitalů (sp 2 -hybridizace) probíhá např. při tvorbě sloučenin boru. Excitovaný atom boru má tři nepárové elektrony - jeden s-elektron a dva p-elektrony. Ze tří orbitalů se vytvoří tři ekvivalentní sp 2 -hybridní orbitaly, umístěné ve stejné rovině navzájem pod úhlem 120 (obrázek 3). Jak ukazují experimentální studie, molekuly takových sloučenin boru jako BG 3 (G-halogen), B (CH 3) 3 - trimethylbor, B (OH) 3 - kyselina boritá, mají planární strukturu. V tomto případě mají tři vazby boru v těchto molekulách stejnou délku a jsou umístěny pod úhlem 120.

Obrázek 3 – Překrývající se sp 2 -orbitaly boru a p-orbitaly chloru v molekule BCl 3

Hybridizace jednoho s- a tří p-orbitalů (sp 3 -hybridizace) je typická např. pro uhlík a jeho analogy, křemík a germanium. V tomto případě jsou čtyři hybridní sp3 orbitaly umístěny navzájem pod úhlem 10928; směřují do vrcholů čtyřstěnu (v molekulách CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 a dalších). Vazebné úhly v molekulách H 2 O (104,5º) a NH 3 (107,3º) přesně neodpovídají vzájemnému uspořádání „čistých“ p-orbitalů (90º). To je způsobeno určitým podílem s-elektronů na tvorbě chemické vazby. Tento příspěvek není nic jiného než hybridizace. Valenční elektrony v těchto molekulách obsazují čtyři orbitaly, které jsou blízké sp 3 hybridu. Nepatrný rozdíl mezi vazebnými úhly a čtyřstěnnými úhly 109º28" je podle Gillespieho teorie vysvětlen skutečností, že nesdílené hybridní orbitaly zabírají větší objem v prostoru.

V mnoha molekulách centrální atom nepodléhá hybridizaci. Vazebné úhly v molekulách H 2 S, PH 3 atd. se tedy blíží 90, tzn. ke vzniku vazeb dochází za účasti „čistých“ p-orbitalů umístěných navzájem v pravém úhlu.

VYUŽITÍ NOVÝCH INFORMACÍ

TECHNOLOGIE V HODINÁCH CHEMIE

Čas rychle běží kupředu, a pokud dříve škola potřebovala vytvořit teoretický základ a vzdělávací a metodickou podporu, nyní je vše potřebné pro zvýšení efektivity její práce. A to je velká zásluha národního projektu „Vzdělávání“. Samozřejmě, že my, učitelé, máme velké potíže, pokud jde o zvládnutí moderních technologií. Naše neschopnost pracovat s počítačem ovlivňuje a její zvládnutí zabere hodně času. Ale stále velmi zajímavé a vzrušující! Výsledek je navíc zřejmý. Děti mají o hodiny zájem, různé třídy jsou velmi rychlé a poučné.

Lidé si často myslí, že chemie je škodlivá a nebezpečná. Často slýcháme: „Přípravky šetrné k životnímu prostředí!“, „Slyšel jsem, že vás otravují chemikáliemi!“... Ale to není pravda! My, učitelé chemie, stojíme před úkolem přesvědčit školáky, že chemie je kreativní věda, že je produktivní silou společnosti a její produkty se používají ve všech průmyslových odvětvích, Zemědělství a bez chemie to nejde další vývoj civilizace.

Široké zavádění chemikálií, látek, metod a technologických metod vyžaduje vysoce vzdělané odborníky se solidním základem chemických znalostí. K tomu má naše škola specializovanou chemickou a biologickou třídu, která zajišťuje kvalitní přípravu školáků k dalšímu chemickému vzdělávání. Aby si studenti na střední škole vybrali právě tento profil, je v 9. ročníku volitelný předmět „Chemie v běžném životě“, jehož smyslem je pomoci dětem seznámit se s profesemi přímo souvisejícími s předměty chemie a biologie. . I když si studenti na střední škole nezvolí chemický a biologický profil, znalosti o látkách, se kterými se neustále setkávají v běžném životě, se jim v životě budou hodit.

V učebně volitelného předmětu jsou na prvním místě přednášky. Při přípravě na ně využívám informační internetové zdroje. Na obrazovce je zobrazeno mnoho ilustrací, diagramů, sbírek videí, laboratorních pracovních materiálů, diapozitivů a na jejich základě vedu svůj příběh. Moje vysvětlovací technologie se výrazně změnila. Děti mají velký zájem, příběh poslouchají s velkou pozorností a touhou.

Chemie je experimentální věda. Velké množství času je věnováno laboratorním pracím. Stává se však, že některá činidla v laboratoři nejsou a na záchranu přichází virtuální laboratoř. Pomocí speciálního programu mohou studenti provádět virtuální experiment. Děti zkoumají vliv syntetických pracích prostředků na různé druhy pletiva, rozpustnost minerálních hnojiv ve vodě, prostředí jejich rozpouštění, kvalitativní složení potravy (sacharidy, bílkoviny, tuky). S pomocí počítače si vedou vlastní experimentální deník, kde si téma fixují laboratorní práce, jejich pozorování, závěry o správném používání těchto látek v běžném životě. Výhodou virtuální laboratoře je bezpečnost, není potřeba laboratorního vybavení a časové náklady jsou minimální.

Na konci kurzu musí studenti složit test na libovolné probírané téma. Jsou postaveni před úkol vybrat si, jakou formou shrnout. Nejtradičnější je test ve formě abstraktu, sdělení nebo zprávy. K jejich přípravě děti využívají materiály z internetových zdrojů. V tom jim samozřejmě pomáhám: jasně stanovím úkol, formuluji otázky, na které musí studenti odpovědět, a uvedu adresu místa s informacemi k příslušnému tématu.

Ale tato forma je již trochu zastaralá a někteří kluci si začali vybírat projektové aktivity. Pracují samostatně, ve skupinách, v týmech. Hledání informací se neobejde bez využití možností internetu. Než je pustím do bezplatného vyhledávání, zorientuji se: technika vyhledávání, klíčová slova, fráze, názvy vyhledávačů, se kterými může být užitečné pracovat, adresy stránek na internetu.

Děti si také volí test formou hry, úkolů a cvičení, ke kterým se samy rozvíjejí. Může to být testovací gramofon, „Smarts and smarts“, „Jak se stát milionářem?“, „Co? Kde? Kdy?", různé hádanky.

Zajišťuji také prezentaci výsledného produktu se zapojením vzdálených technologií. Zveřejněním výsledků činnosti na internetu na webových stránkách školy nebo třídy získávají studenti možnost hodnotit svou práci nejen s pomocí svých spolužáků, ale také s pomocí dětí a učitelů z jiných škol, diskutovat o těchto výsledky, podívejte se na ně jinýma očima.

Z pohledu pedagogiky nových médií žijeme v mimořádně zajímavé době. Rychlé zavádění moderních technologií nás nutí přistupovat ke starým pozicím novým způsobem. Předprofilové školení na naší škole existuje čtyři roky a pokaždé si zopakuji průběh výuky, protože. otevírají se nové perspektivy, objevují se plodné vazby mezi tradičními vyučovacími metodami a novými úkoly společnosti, informací a znalostí. Mediální výchova se skutečně stala součástí všeobecného vzdělání. Zároveň se u dětí rozvíjí komunikační dovednosti, zájem o nové technologie, nadšení, individuální aktivita, kreativita, aktivně spolupracují, vyměňují si vlastní názory.

Jsem přesvědčen, že využívání informačních technologií může poskytnout rozvinutou kulturu učení. To je úspěch ve vyučování a učení. Aplikujte informační technologie! Přejděte ze starých forem tříd, které ztratily svou účinnost, k novějším, pokročilejším a modernějším!

Využití nových informačních technologií v vzdělávací proces lze ilustrovat na příkladu jedné z hodin obecné chemie v 11. ročníku.

Mechanismus vzniku a vlastnosti kovalentní vazby

Účel lekce. Připomeňte si z průběhu 8. ročníku mechanismus vzniku kovalentní vazby, prostudujte mechanismus donor-akceptor a vlastnosti kovalentní vazby.

Zařízení. Tabulka elektronegativity chemické prvky, kodogramy st- a l-vazeb, tréninkový disk " obecná chemie» z řady výukových programů Cyrila a Metoděje se schématy a modely molekul, kuličkovými modely molekul, pracovní kartou s úkoly a testy, interaktivní tabulí, počítačem, úkoly pro upevňování a ovládání znalostí s dálkovým řízení.

Během vyučování

Přednáška je vedena pomocí tréninkového disku "Obecná chemie".

Opakování probrané látky

Připomeňte si se studenty, díky čemuž vzniká vazba mezi atomy nekovů. Dokončete úkoly 1, 2 na pracovní kartě (viz příloha).

Učení nového materiálu

Mechanismus tvorby kovalentní vazby:

a) výměna (například H2, Cl2, HC1);

b) donor-akceptor (například NH4C1).

Studenti si hned na okraj zapíší domácí úkol: Znázorněte vznik hydroniového iontu H 3 O + z H iontu + a molekul vody.

Typy kovalentních vazeb: polární a nepolární (dle složení molekuly).

Vlastnosti kovalentní vazby.

mnohost(jedno, jeden a půl, dvojitý, trojitý).

Energie vazby je množství energie uvolněné během formování chemická vazba nebo vynaložené na jeho rozbití.

Délka odkazu je vzdálenost mezi jádry atomů v molekule.

Energie a délka vazby jsou vzájemně propojené. Ukažte na příkladu, jak jsou tyto vlastnosti propojeny, jak ovlivňují pevnost molekuly (promítněte na tabuli):

S rostoucím počtem vazeb mezi atomy v molekule se délka vazby zmenšuje a její energie roste, například (promítněte na desku):

Sytost- to je schopnost atomů tvořit určitý a omezený počet vazeb. Ukažte s příklady míčků a tyčí

molekuly Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.

Orientace. Zvažte vzory překrývajících se elektronových mraků během tvorby σ- a π-vazeb, promítněte na desku (obr.).

Opravte úkoly 6, 7 na pracovní kartě (viz příloha).

Malá přestávka!

1. Začněme seznam v pořadí,

Protože první prvek.

(Tvoří mimochodem vodu -

velmi důležitý bod).

Představme si molekulu

Pohodlný vzorec H2.

Dodejme -

Na světě neexistuje lehčí látka!

2. N 2 je molekula dusíku.

Je známo, že je bezbarvý

plyn. Hodně znalostí, ale pojďme

Každopádně je doplníme.

3. Je všude a všude:

A v kameni, ve vzduchu, ve vodě,

Je v ranní rose

A modrá na obloze.

(Kyslík.)

4. Houbaři našli v lese malou bažinu, ze které místy unikaly bublinky plynu. Zápalka zapálila plyn a močálem začal bloudit slabý plamínek. Co je to za plyn? (metan)

Pokračování lekce.

Polarizovatelnost je schopnost kovalentní vazby měnit svou polaritu pod vlivem vnějších elektrické pole(věnujte pozornost tak odlišným konceptům, jako je polarita vazby a molekulární polarizace).

Konsolidace studovaného materiálu

Ovládání probíraného tématu se provádí pomocí dálkových ovladačů.

Průzkum probíhá do 3 minut, 10 otázek v ceně jednoho bodu, na odpověď je dáno 30 sekund, otázky se promítají na interaktivní tabuli. Při skóre 9-10 bodů - skóre "5", 7-8 bodů - skóre "4", 5-6 bodů - skóre "3".

Otázky ke konsolidaci

1. Vazba, která vzniká díky společným elektronovým párům, se nazývá:

a) iontové; b) kovalentní; c) kov.

2. Mezi atomy vzniká kovalentní vazba:

a) kovy; b) nekovy; c) kovové a nekovové.

3. Mechanismus vzniku kovalentní vazby v důsledku osamoceného elektronového páru jednoho atomu a volného orbitalu druhého se nazývá:

a) dárce-akceptor; b) inertní; c) katalytické.

4. Která z molekul má kovalentní vazbu?

a) Zn; b) Cu O; c) NH3.

5. Počet vazeb v molekule dusíku je roven:

a) tři; b) dva; c) jednotka.

6. Nejmenší délka vazby v molekule:

a) H2S; b) SF6; c) S02; d) SOr

7. Když se elektronová mračna překrývají podél osy spojující jádra interagujících atomů, vzniká následující:

a) a-vazba; b) vazba π; c) ρ-vazba.

8. Atom dusíku má možný počet nepárových elektronů:

a) 1; b) 2; ve 3.

9. Pevnost spoje se zvyšuje v sérii:

a) H20 - H2S; 6) NH3-PH3; c) CS2-C02; d) N2-02

10. Hybridní s-orbital má tvar:

a) míč b) chybná osmička; c) správná osmička.

Výsledky se okamžitě zobrazí na obrazovce, o každé otázce pořídíme zprávu.

Rozbor domácího úkolu (viz příloha - pracovní karta), § 6 učebnice O.S.Gabrielyan, G.Glysov „Chemie. Stupeň 11 “(M .: Drofa, 2006), abstrakt v poznámkovém bloku.

aplikace

pracovní karta

1. Přiřaďte názvy látek a typ spojení.

1) chlorid draselný;

2) kyslík;

3) hořčík;

4) tetrachlormethan.

a) Kovalentní nepolární;

b) iontové;

c) kov;

d) kovalentní polární.

2. Mezi atomy kterých prvků bude mít chemická vazba iontový charakter?

a) NnO; b) Si a Cl; c) Na a O; d) P a Br.

3. Délka vazby je vyjádřena v:

a) nm; b) kg; c) j; d) m3.

4. Kde je chemická vazba nejsilnější: v molekule Cl 2 nebo O 2?

5. Ve které molekule je síla vodíkové vazby větší: H 2 O nebo H 2 S?

6. Pokračujte ve větě: „Vazba vzniklá překrýváním elektronových mraků podél čáry spojující jádra atomů se nazývá ........................ ...................... ......",

7. Načrtněte vzory překrývajících se elektronových orbitalů během tvorby vazby π.

8. Domácí práce. "Obecná chemie v testech, úkolech, cvičeních" O.S. Gabrielyan (Moskva: Drofa, 2003), práce 8A, možnost 1, 2.

Myšlenku vytvoření chemické vazby pomocí páru elektronů patřících oběma spojovacím atomům předložil v roce 1916 americký fyzikální chemik J. Lewis.

Kovalentní vazba existuje mezi atomy jak v molekulách, tak v krystalech. Vyskytuje se jak mezi identickými atomy (například v molekulách H 2, Cl 2, O 2, v diamantovém krystalu), tak mezi různými atomy (například v molekulách H 2 O a NH 3 v krystalech SiC). Téměř všechny vazby v molekulách organické sloučeniny jsou kovalentní (C-C, C-H, C-N atd.).

Existují dva mechanismy pro vytvoření kovalentní vazby:

1) výměna;

2) dárce-akceptor.

Výměnný mechanismus pro vznik kovalentní vazbyje, že každý ze spojovacích atomů zajišťuje vytvoření společného elektronového páru (vazby) jedním nepárovým elektronem. Elektrony interagujících atomů musí mít opačné spiny.

Uvažujme například o vzniku kovalentní vazby v molekule vodíku. Při přiblížení atomů vodíku k sobě jejich elektronová mračna prostupují, čemuž se říká překrytí elektronových mraků (obr. 3.2), zvyšuje se elektronová hustota mezi jádry. Jádra se k sobě přitahují. V důsledku toho se energie systému snižuje. Při velmi silném přiblížení atomů se odpuzování jader zvyšuje. Proto existuje optimální vzdálenost mezi jádry (délka vazby l), při které má systém minimální energii. V tomto stavu se uvolňuje energie, nazývaná vazebná energie E St.

Rýže. 3.2. Schéma překrývajících se elektronových mraků při vzniku molekuly vodíku

Schematicky lze vznik molekuly vodíku z atomů znázornit následovně (tečka znamená elektron, sloupec znamená elektronový pár):

H + H→H: H nebo H + H→H - H.

V obecný pohled pro AB molekuly jiných látek:

A + B = A: B.

Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazbyspočívá v tom, že jedna částice - donor - představuje elektronový pár pro vytvoření vazby a druhá - akceptor - volný orbital:

A: + B = A: B.

příjemce dárce

Zvažte mechanismy tvorby chemických vazeb v molekule amoniaku a amonném iontu.

1. Vzdělávání

Atom dusíku má na své vnější energetické úrovni dva párové a tři nepárové elektrony:

Atom vodíku na s - podúrovni má jeden nepárový elektron.

V molekule amoniaku tvoří nepárové elektrony 2p atomu dusíku tři elektronové páry s elektrony 3 atomů vodíku:

V molekule NH 3 vznikají výměnným mechanismem 3 kovalentní vazby.

2. Vznik komplexního iontu - amonný iont.

NH3 + HCl = NH4Cl nebo NH3 + H+ = NH4+

Atom dusíku má osamocený elektronový pár, tj. dva elektrony s antiparalelními spiny na stejném atomovém orbitalu. Atomový orbital vodíkového iontu neobsahuje elektrony (prázdný orbital). Když se molekula amoniaku a vodíkový ion přiblíží k sobě, osamocený elektronový pár atomu dusíku a prázdný orbital vodíkového iontu interagují. Nesdílený pár elektronů se stává společným pro atomy dusíku a vodíku, vzniká chemická vazba podle mechanismu donor-akceptor. Atom dusíku molekuly amoniaku je donorem a vodíkový iont je akceptorem:

Je třeba poznamenat, že v iontu NH 4 + jsou všechny čtyři vazby ekvivalentní a nerozlišitelné, proto je náboj v iontu delokalizován (dispergován) po celém komplexu.

Uvažované příklady ukazují, že schopnost atomu tvořit kovalentní vazby je určena nejen jednoelektronovými, ale i 2elektronovými oblaky nebo přítomností volných orbitalů.

Podle mechanismu donor-akceptor se tvoří vazby v komplexní sloučeniny: - ; 2+; 2- atd.

Kovalentní vazba má následující vlastnosti:

- sytost;

- orientace;

- polarita a polarizovatelnost.

Číslo lístku 11

Vstupenka číslo 12

Vstupenka číslo 13

Vstupenka číslo 14

Vstupenka číslo 15.

VSTUPENKA NA ZKOUŠKU č. 11

Redoxní reakce. Oxidační stav prvku. Příklady oxidačních a redukčních činidel.

Metoda valenčních vazeb (MVS). Výměnné a donor-akceptorové mechanismy tvorby kovalentních vazeb.

Odpovědět:

Redoxní reakce(OVR) - reakce, které jdou se změnou s.d. atomy. Redoxní reakce jsou chemické reakce, ke kterým dochází se změnou oxidačních stavů atomů, které tvoří reaktanty, realizované redistribucí elektronů mezi oxidujícím atomem a redukujícím atomem.

Oxidační stav(s.d.) - náboj, který je přisuzován atomu, považujeme jej za iont

Oxidační činidlo (Vůl) přijímá elektrony.

Restaurátor (Červené) - daruje elektrony

Vůl 1 + Červený 2  Červený 1 + Ox 2

Ox1 + ne– → Červená1

Cu2+ + 2e– → Cu0

CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu

Červená2–ne– → Ox2

Zn0 – 2e– → Zn2+

Metoda valenční vazby

1927 - Heitler a Londýn Kvantově-mechanický výpočet molekuly vodíku

Metoda valenční vazby(MBS) se jinak nazývá teorie lokalizovaných elektronových párů, protože metoda je založena na předpokladu, že chemická vazba mezi dvěma atomy se provádí pomocí jednoho nebo více elektronových párů, které jsou lokalizovány především mezi nimi. Na rozdíl od MMO ( Molekulární orbitální metoda vychází z toho, že každý molekulový orbital je reprezentován jako algebraický součet (lineární kombinace) atomových orbitalů.), ve kterém nejjednodušší chemická vazba může být dvou- i multicentrická, v MVS je vždy dvouelektronová a nutně dvou- centrum. Počet elementárních chemických vazeb, které může atom nebo iont vytvořit, se rovná jeho mocenství. Valenční elektrony se podílejí na tvorbě chemické vazby.

Mechanismy formování komunikace

Výměna

A + BA : V

Dárce-akceptor

A : +VA : V

BF 3 + F –  –

: NH3 + H +  +

Mechanismus vzniku kovalentní vazby.

MVS umožňuje rozlišit tři mechanismy vzniku kovalentní vazby: výměnný, donor-akceptorový a dativní.

výměnný mechanismus. Zahrnuje ty případy vzniku chemické vazby, kdy každý ze dvou vázaných atomů alokuje jeden elektron pro socializaci, jako by si je vyměňoval. K navázání jader dvou atomů musí být elektrony v prostoru mezi jádry. Tato oblast v molekule se nazývá vazebná oblast (oblast, kde elektronový pár s největší pravděpodobností zůstane v molekule). Aby došlo k výměně nepárových elektronů mezi atomy, je nutné překrytí atomových orbitalů. Jedná se o působení výměnného mechanismu pro vytvoření kovalentní chemické vazby. Atomové orbitaly se mohou překrývat, pouze pokud mají stejné vlastnosti symetrie kolem internukleární osy.

Dárcovsko-akceptorové a dativní mechanismy.

Mechanismus donor-akceptor je spojen s přenosem osamoceného páru elektronů z jednoho atomu na prázdný. atomový orbital další atom. Například tvorba iontu -:

Prázdné p-AO v atomu boru v molekule BF 3 přijímá pár elektronů z fluoridového iontu (donor). Ve výsledném aniontu mají čtyři kovalentní vazby B-F ekvivalentní délku a energii. V původní molekule byly všechny tři B-F vazby vytvořeny výměnným mechanismem.

Atomy, jejichž vnější obal se skládá pouze ze s- nebo p-elektronů, mohou být buď donory nebo akceptory osamělého páru elektronů. Atomy, které mají valenční elektrony na d-AO, mohou současně působit jako donory i akceptory. Pro rozlišení těchto dvou mechanismů byly zavedeny koncepty dativního mechanismu tvorby vazby.

Testovací lístek číslo 12

Druhý termodynamický zákon. Entropie, ona fyzický význam a výpočetních metod. Změna entropie systému jako pravděpodobnostní kritérium pro směr procesu.

Osmóza. osmotický tlak. Van't Hoffův zákon pro roztoky neelektrolytů.