Nagu juba mainitud, võib ergastamata interakteeruvates aatomites esinevate paaritute elektronide tõttu tekkida ühine elektronide paar, mis teostab kovalentset sidet. See juhtub näiteks selliste molekulide nagu H2, HC1, Cl2 moodustumisel. Siin on igal aatomil üks paaritu elektron; kui kaks sellist aatomit interakteeruvad, tekib ühine elektronpaar – tekib kovalentne side.
Ergastamata lämmastikuaatomil on kolm paaristamata elektroni:
Seetõttu võib lämmastikuaatom paaritute elektronide tõttu osaleda kolme kovalentse sideme moodustamises. Nii juhtub näiteks N 2 või NH 3 molekulides, milles lämmastiku kovalentsus on 3.
Kovalentsete sidemete arv võib aga olla rohkem numbrit ergastamata aatomis esinevad paarimata elektronid. Niisiis on süsinikuaatomi välisel elektronkihil normaalses olekus struktuur, mis on kujutatud diagrammil:
Paaritute elektronide olemasolu tõttu võib süsinikuaatom moodustada kaks kovalentset sidet. Samal ajal iseloomustavad süsinikku ühendid, milles iga selle aatom on seotud naaberaatomitega nelja kovalentse sideme kaudu (näiteks CO 2, CH 4 jne). See on võimalik tänu sellele, et teatud energiakuluga saab ühe aatomis leiduvatest 2x elektronidest üle kanda alamtasandile 2 R selle tulemusena läheb aatom ergastatud olekusse ja paaritute elektronide arv suureneb. Sellist ergastusprotsessi, millega kaasneb elektronide "paaristumine", saab kujutada järgmise skeemiga, kus ergastatud olek on tähistatud elemendi sümboli kõrval tärniga:
Nüüd on süsinikuaatomi välises elektronkihis neli paaristamata elektroni; seetõttu võib ergastatud süsinikuaatom osaleda nelja kovalentse sideme moodustamises. Sel juhul kaasneb loodud kovalentsete sidemete arvu suurenemisega vabanemine rohkem energiat, kui kulub aatomi ergastatud olekusse viimiseks.
Kui aatomi ergastamine, mis toob kaasa paaritute elektronide arvu suurenemise, on seotud väga suurte energiakuludega, siis ei kompenseeri neid kulusid uute sidemete moodustumise energia; siis osutub selline protsess tervikuna energeetiliselt ebasoodsaks. Seega ei ole hapniku- ja fluoriaatomitel välises elektronkihis vabu orbitaale:
Siin on paaritute elektronide arvu suurendamine võimalik ainult ühe elektronide ülekandmisel järgmisele energiatasemele, s.o. olekusse 3s. Selline üleminek on aga seotud väga suure energiakuluga, mida uute sidemete tekkimisel vabanev energia ei kata. Seetõttu ei saa hapnikuaatom paaritute elektronide tõttu moodustada rohkem kui kaks kovalentset sidet ja fluoriaatom võib moodustada ainult ühe. Tõepoolest, neid elemente iseloomustab pidev kovalentsus, mis võrdub kahega hapniku ja ühega fluori jaoks.
Kolmanda ja järgneva perioodi elementide aatomitel on välimises elektronkihis "i-alamtase, millele ergastamisel võivad nad minna s- ja väliskihi p-elektronid. Seetõttu tekivad siin täiendavad võimalused paaritute elektronide arvu suurendamiseks. Seega on klooriaatom, millel on ergastamata olekus üks paaritu elektron
saab teatud energiakuluga üle kanda ergastatud olekutesse (SI), mida iseloomustavad kolm, viis või seitse paarimata elektroni: 
Seetõttu võib klooriaatom erinevalt fluoriaatomist osaleda mitte ainult ühe, vaid ka kolme, viie või seitsme kovalentse sideme moodustamises. Niisiis on vesinikkloriidhappes HClO 2 kloori kovalentsus kolm, kloorhappes HClO 3 - viis ja perkloorhappes HClO 4 - seitse. Samamoodi võib väävliaatom, millel on ka hõivamata 36 Ciod tase, minna ergastatud olekusse nelja või kuue paaritu elektroniga ja seetõttu osaleda mitte ainult kahe, nagu hapnikus, vaid ka nelja või kuue kovalentse sideme moodustamises. See võib seletada ühendite olemasolu, milles väävli kovalentsus on neli (SO 2 , SCl 4) või kuus (SF 6).
Paljudel juhtudel tekivad kovalentsed sidemed ka aatomi välises elektronkihis olevate paariselektronide tõttu. Mõelge näiteks ammoniaagi molekuli elektroonilisele struktuurile:
Siin tähistavad punktid elektrone, mis algselt kuulusid lämmastikuaatomite hulka, ja ristid tähistavad neid, mis kuulusid vesinikuaatomite hulka. Lämmastikuaatomi kaheksast välimisest elektronist kuus moodustavad kolm kovalentset sidet ja on ühised lämmastiku- ja vesinikuaatomitele. Kuid kaks elektroni kuuluvad ainult lämmastikule ja moodustavad üksik elektronpaar. Selline elektronide paar võib osaleda ka kovalentse sideme moodustamisel teise aatomiga, kui selle aatomi välises elektronkihis on vaba orbitaal. Täitmata ls-orbitaal esineb näiteks vesinikioonis H +, milles üldiselt puuduvad elektronid:
Seega, kui NH 3 molekul interakteerub vesinikuiooniga, tekib nende vahel kovalentne side; lämmastikuaatomi üksik elektronide paar muutub kahele aatomile ühiseks, mille tulemusena moodustub ioon ammoonium NH4:
Siin tekkis kovalentne side algselt ühele aatomile kuulunud elektronide paari tõttu (doonor elektronpaar) ja teise aatomi vaba orbitaal (aktsepteerija elektronpaar). Sellist kovalentse sideme moodustamise viisi nimetatakse doonor-aktsepteerija. Vaadeldavas näites on elektronpaari doonoriks lämmastikuaatom ja aktseptoriks vesinikuaatom.
Kogemused on näidanud, et neli N-H sidemed ammooniumiioonides on igas mõttes samaväärsed. Sellest järeldub, et doonor-aktseptor meetodil moodustunud side ei erine oma omadustelt kovalentsest sidemest, mis tekib interakteeruvate aatomite paaritute elektronide tõttu.
Teine näide molekulist, milles on doonor-aktseptor meetodil moodustunud sidemed, on lämmastikoksiidi (I) N 2 O molekul.
Varem struktuurvalem seda ühendit kujutati järgmiselt:
Selle valemi järgi on keskne lämmastikuaatom ühendatud naaberaatomitega viie kovalentse sidemega, nii et selle välimises elektronkihis on kümme elektroni (viis elektronpaari). Kuid selline järeldus on vastuolus lämmastikuaatomi elektroonilise struktuuriga, kuna selle välimine L-kiht sisaldab ainult nelja orbitaali (üks 5- ja kolm p-orbitaali) ja ei saa sisaldada rohkem kui kaheksa elektroni. Seetõttu ei saa ülaltoodud struktuurivalemit õigeks pidada.
Vaatleme lämmastikoksiidi (I) elektroonilist struktuuri ja üksikute aatomite elektrone tähistatakse vaheldumisi punktide või ristidega. Hapnikuaatom, millel on kaks paaristamata elektroni, moodustab kaks kovalentset sidet keskse lämmastikuaatomiga:
Tsentraalsesse lämmastikuaatomisse jääva paaritu elektroni tõttu moodustab viimane kovalentse sideme teise lämmastikuaatomiga:
Seega on hapnikuaatomi ja keskse lämmastikuaatomi välimised elektronkihid täidetud: siin moodustuvad stabiilsed kaheksaelektronilised konfiguratsioonid. Kuid äärmise lämmastikuaatomi välimises elektronkihis asub ainult kuus elektroni; see aatom võib seega olla mõne teise elektronpaari aktseptor. Sellega külgneval kesksel lämmastikuaatomil on jagamata elektronpaar ja see võib toimida doonorina. See viib doonor-aktseptori meetodil teise kovalentse sideme moodustumiseni lämmastikuaatomite vahel:
Nüüd on kõigil kolmel aatomil, mis moodustavad N2O molekuli, väliskihi stabiilne kaheksaelektronistruktuur. Kui doonor-aktseptor meetodil moodustunud kovalentset sidet tähistatakse tavapäraselt noolega, mis osutab doonor-aatomilt aktseptor-aatomile, siis lämmastikoksiidi (I) struktuurivalemit võib esitada järgmiselt:
Seega on lämmastikoksiidis (I) keskse lämmastikuaatomi kovalentsus neli ja äärmise üks on kaks.
Vaadeldavad näited näitavad, et aatomitel on kovalentsete sidemete moodustamiseks mitmesuguseid võimalusi. Viimast saab luua nii ergastamata aatomi paaritute elektronide arvelt kui ka paaritute elektronide arvelt, mis ilmnevad aatomi ergastamise (elektronipaaride paaritumise) tulemusena, ja lõpuks doonor-aktseptor meetod. Kuid kovalentsete sidemete koguarv, mida antud aatom võib moodustada, on piiratud. See on määratletud koguarv valentsorbitaalid ehk need orbitaalid, mille kasutamine kovalentsete sidemete moodustamiseks osutub energeetiliselt soodsaks. Kvantmehaaniline arvutus näitab, et sellised orbitaalid hõlmavad S- ja välise elektronkihi p-orbitaalid ja eelmise kihi d-orbitaalid; mõnel juhul, nagu oleme näinud kloori- ja väävliaatomite näidete puhul, võib väliskihi b/-orbitaale kasutada ka valentsorbitaalidena.
Kõigi teise perioodi elementide aatomitel on välises elektronkihis neli orbitaali, kui eelmises kihis puuduvad ^-orbitaalid. Seetõttu ei mahu nende aatomite valentsorbitaalid rohkem kui kaheksa elektroni. See tähendab, et teise perioodi elementide maksimaalne kovalentsus on neli.
Kolmanda ja järgnevate perioodide elementide aatomeid saab kasutada mitte ainult kovalentsete sidemete moodustamiseks s- Ja R-, aga ka ^-orbitaalid. Tuntud on ^-elementide ühendid, milles s- Ja R-välise elektronkihi orbitaalid ja kõik viis
Aatomite võimet osaleda piiratud arvu kovalentsete sidemete moodustamises nimetatakse küllastustunne kovalentne side.
- Doonor-aktseptor protsessi käigus moodustunud kovalentset sidet nimetatakse mõnikord lühidalt doonor-aktseptor sidemeks. Seda terminit ei tohiks aga mõista kui erilist tüüpi sidet, vaid ainult teatud moodust kovalentse sideme moodustamiseks.
Kovalentse sideme moodustamiseks on kaks peamist viisi (mehhanismi).
1) Spinvalentne (vahetus)mehhanism : sidet moodustav elektronpaar tekib ergastamata aatomites esinevate paaritute elektronide tõttu.
Kovalentsete sidemete arv võib aga olla suurem kui paaritute elektronide arv. Näiteks ergastamata olekus (nimetatakse ka põhiolekuks) on süsinikuaatomil kaks paaristamata elektroni, kuid seda iseloomustavad ühendid, milles ta moodustab neli kovalentset sidet. See saab võimalikuks aatomi ergastamise tulemusena. Sel juhul läheb üks s-elektronidest p-alatasemele:
Loodud kovalentsete sidemete arvu suurenemisega kaasneb rohkem energia vabanemine, kui kulutatakse aatomi ergastamisele. Kuna aatomi valents sõltub paaritute elektronide arvust, põhjustab ergastus valentsi suurenemist. Lämmastiku, hapniku, fluori aatomis paaritute elektronide arv ei suurene, sest teise tasandi sees ei ole vabu orbitaale ja elektronide liikumine kolmandale kvanttasandile nõuab palju rohkem energiat kui see, mis vabaneks täiendavate sidemete tekkimisel. Seega, kui aatom on ergastatud, on elektronide üleminekud vabadele orbitaalidele võimalikud ainult ühe energiataseme piires.
3. perioodi elemendid - fosfor, väävel, kloor - võivad näidata valentsi, mis on võrdne rühma numbriga. See saavutatakse aatomite ergastamise teel 3s ja 3p elektronide üleminekuga 3d alamtasandi vabadele orbitaalidele:
P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 (valents 5)
S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (valents 6)
Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (valents 7)
Ülaltoodud ergastatud aatomite elektroonilistes valemites on ainult paarituid elektrone sisaldavad alamtasemed alla joonitud. Kloori aatomi näitel on lihtne näidata, et valents võib olla muutuv:
Erinevalt kloorist on F-aatomi valents konstantne ja võrdne 1-ga, sest valents- (teisel) energiatasandil puuduvad d-alamtasandi orbitaalid ja muud vabad orbitaalid.
2) Doonor-aktseptor mehhanism : kovalentsed sidemed tekivad aatomi välisel elektronkihil olevate paariselektronide tõttu. Sel juhul peab teisel aatomil olema väliskihil vaba orbitaal. Näiteks ammooniumiooni moodustumist ammoniaagi molekulist ja vesinikuioonist saab kuvada järgmiselt:
Aatomit, mis annab kovalentse sideme moodustamiseks oma elektronpaari, nimetatakse doonoriks ja aatomit, mis annab tühja orbitaali, nimetatakse aktseptoriks. kovalentne side Sel viisil moodustunud sidet nimetatakse doonor-aktseptor sidemeks. Ammooniumkatioonis on see side oma omadustelt absoluutselt identne ülejäänud kolme vahetusmeetodil moodustatud kovalentse sidemega.
Aatomiorbitaalide hübridiseerumine
Et selgitada sidenurkade erinevust H 2 O (104,5) ja NH 3 (107,3) molekulides alates 90, tuleb arvestada, et molekuli stabiilne olek vastab selle madalaima potentsiaaliga geomeetrilisele struktuurile. energiat. Seetõttu muutub molekuli tekkimisel aatomi elektronpilvede kuju ja vastastikune paigutus võrreldes nende kuju ja paigutusega vabades aatomites. Selle tulemusena saavutatakse keemilise sideme moodustumisel orbitaalide täielikum kattumine. Selline elektronpilvede deformeerumine nõuab energiat, kuid täielikum kattumine viib tugevama sideme tekkeni ja üldiselt toimub energia juurdekasv. See seletab hübriidorbitaalide tekkimist.
Hübriidorbitaali kuju saab matemaatiliselt määrata, lisades algsete orbitaalide lainefunktsioonid:
S- ja p-orbitaalide lainefunktsioonide liitmise tulemusena nende märke arvesse võttes selgub, et elektronpilve tihedust (väärtus 2) ühel pool tuuma suurendatakse ja langetatakse. teiselt poolt.
Üldjuhul hõlmab hübridisatsiooniprotsess järgmisi etappe: aatomi ergastamine, ergastatud aatomi orbitaalide hübridiseerumine, sidemete moodustumine teiste aatomitega. Kahe esimese etapi energiakulud kompenseeritakse hübriidorbitaalidega tugevamate sidemete moodustamisel saadava energiaga. Hübridisatsiooni tüüp määratakse selles osalevate orbitaalide tüübi ja arvu järgi.
Allpool vaadeldakse näiteid s- ja p-orbitaalide erinevat tüüpi hübridisatsioonist.
Ühe s- ja ühe p-orbitaali hübridiseerumine (sp-hübridiseerumine) toimub näiteks berülliumhüdriidi, berülliumi, tsingi, kaadmium-elavhõbe halogeniidide tekkimisel. Nende elementide normaalses olekus aatomitel on väliskihis kaks paaris s-elektroni. Ergastuse tulemusena läheb üks s-elektronidest p-olekusse - tekivad kaks paaritut elektroni, millest üks on s-elektron ja teine p-elektron. Keemilise sideme tekkimisel muundatakse need kaks erinevat orbitaali kaheks identseks hübriidorbitaaliks Orbitaalide koguarv hübridisatsiooni ajal ei muutu . Kaks sp-hübriidorbitaali on suunatud üksteise suhtes 180º nurga all ja moodustavad kaks sidet (joonis 2):
Joonis 2 – berülliumi ja kloori p-orbitaalide kattuvad orbitaalid BeCl 2 molekulis
Molekulide BeГ 2 , ZnГ 2 , CdГ 2 , HgГ 2 (Г-halogeen) struktuuri katseline määramine näitas, et need molekulid on lineaarsed ning mõlemad metallisidemed halogeeniaatomitega on ühepikkused.
Ühe s- ja kahe p-orbitaali hübridiseerumine (sp 2 -hübridisatsioon) toimub näiteks booriühendite moodustumisel. Ergastatud boori aatomil on kolm paarita elektroni – üks s-elektron ja kaks p-elektroni. Kolmest orbitaalist moodustub kolm ekvivalentset sp 2 -hübriidorbitaali, mis paiknevad samal tasapinnal üksteise suhtes 120 nurga all (joonis 3). Tõepoolest, nagu näitavad eksperimentaalsed uuringud, on selliste booriühendite nagu BG 3 (G-halogeen), B (CH 3) 3 - trimetüülboor, B (OH) 3 - boorhape molekulidel tasapinnaline struktuur. Sel juhul on nendes molekulides kolm boori sidet ühepikkused ja asuvad 120 nurga all.
Joonis 3 – Boori sp 2 orbitaalid ja kloori p orbitaalid BCl 3 molekulis
Ühe s- ja kolme p-orbitaali hübridisatsioon (sp 3 -hübridisatsioon) on tüüpiline näiteks süsinikule ja selle analoogidele, ränile ja germaaniumile. Sel juhul asuvad neli hübriidset sp3 orbitaali üksteise suhtes 10928 nurga all; need on suunatud tetraeedri tippudele (molekulides CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 jt). Sidenurgad H 2 O (104,5º) ja NH3 (107,3º) molekulides ei vasta täpselt „puhaste“ p-orbitaalide (90º) vastastikusele paigutusele. See on tingitud s-elektronide teatud panusest keemilise sideme moodustumisse. See panus pole midagi muud kui hübridiseerimine. Nendes molekulides asuvad valentselektronid hõivavad neli orbitaali, mis on lähedased sp 3 hübriidile. Väike erinevus sidenurkade ja tetraeedriliste nurkade vahel 109º28" on Gillespie teooria kohaselt seletatav asjaoluga, et jagamata hübriidorbitaalid hõivavad ruumis suurema ruumala.
Paljudes molekulides ei läbi keskaatom hübridisatsiooni. Seega on sidemete nurgad molekulides H 2 S, PH 3 jne 90 lähedased, s.o. sidemete moodustumine toimub üksteise suhtes täisnurga all asuvate "puhaste" p-orbitaalide osalusel. 
UUE INFO KASUTAMINE
TEHNOLOOGIAD KEEMIATUNNIDES
Aeg jookseb kiiresti edasi ja kui varem oli koolil vaja luua teoreetiline baas ning hariduslik ja metoodiline tugi, siis nüüd on kõik vajalik töö efektiivsuse tõstmiseks. Ja see on riikliku projekti "Haridus" suur teene. Muidugi on meil, õpetajatel, kaasaegsete tehnoloogiate omandamise osas suuri raskusi. Meie võimetus arvutiga töötada mõjutab ja selle omandamine võtab palju aega. Aga ikkagi väga huvitav ja põnev! Pealegi on tulemus ilmne. Lapsed on tundidest huvitatud, mitmesugused tunnid on väga kiired ja informatiivsed.
Inimesed arvavad sageli, et keemia on kahjulik ja ohtlik. Tihti kuuleme: “Keskkonnasõbralikud tooted!”, “Kuulsin, et teid mürgitatakse kemikaalidega!”... Aga see pole tõsi! Meie, keemiaõpetajate ees seisab ülesanne veenda koolilapsi, et keemia on loov teadus, et see on ühiskonna tootlik jõud ja selle tooteid kasutatakse kõigis tööstusharudes, Põllumajandus ja ilma kemikaalideta on see võimatu edasine areng tsivilisatsioon.
Kemikaalide, ainete, meetodite ja tehnoloogiliste meetodite laialdane kasutuselevõtt nõuab kõrgelt haritud spetsialiste, kellel on kindel keemiaalaste teadmiste baas. Selleks on meie koolis keemia-bioloogia erialaklass, mis tagab koolinoortele kvaliteetse koolituse keemiaõppe jätkamiseks. Et gümnaasiumis õppijad saaksid just selle profiili valida, on 9. klassis valikkursus "Keemia igapäevaelus", mille eesmärk on aidata lastel tutvuda keemia ja bioloogia ainetega otseselt seotud ametitega. . Isegi kui õpilased keskkoolis keemilist ja bioloogilist profiili ei vali, tulevad elus kasuks teadmised ainetest, millega nad igapäevaelus pidevalt kokku puutuvad.
Valikkursuse klassiruumis on esikohal loengud. Nendeks valmistudes kasutan info-internetiressursse. Ekraanile kuvatakse palju illustratsioone, diagramme, videokogumikke, laboritööde materjale, slaide ning nende põhjal juhin oma lugu. Minu selgitustehnoloogia on oluliselt muutunud. Lapsed on väga huvitatud, nad kuulavad lugu suure tähelepanu ja sooviga.
Keemia on eksperimentaalne teadus. Suur hulk aega pühendatakse laboritöödele. Kuid juhtub, et mõnda reaktiivi pole laboris ja virtuaalne labor tuleb appi. Spetsiaalse programmi abil saavad õpilased läbi viia virtuaalse eksperimendi. Lapsed uurivad sünteetiliste pesuvahendite mõju erinevat tüüpi kuded, mineraalväetiste lahustuvus vees, nende lahustumiskeskkond, toidu kvalitatiivne koostis (süsivesikud, valgud, rasvad). Arvuti abiga peavad nad oma katsepäevikut, kus fikseerivad teema laboritööd, nende tähelepanekud, järeldused nende ainete õige kasutamise kohta igapäevaelus. Virtuaalse labori eelised on ohutus, laboriseadmete puudumine ja ajakulu on minimaalne.
Kursuse lõpus peavad õpilased sooritama testi mis tahes õpitud teemal. Nad seisavad silmitsi ülesandega valida, millises vormis kokkuvõtteid teha. Kõige traditsioonilisem on test abstrakti, sõnumi või raporti vormis. Nende ettevalmistamiseks kasutavad lapsed Interneti-ressursside materjale. Selles aitan ma neid loomulikult: panen selgelt ülesande paika, sõnastan küsimused, millele õpilased peavad vastama, ja märgin saidi aadressi koos teabega vastava teema kohta.
Kuid see vorm on juba pisut aegunud ja mõned poisid hakkasid valima projektitegevusi. Nad töötavad individuaalselt, rühmades, meeskondades. Infootsing ei ole täielik ilma Interneti võimalusi kasutamata. Enne nende tasuta otsingusse laskmist annan neile orientatsiooni: otsingutehnika, märksõnad, fraasid, otsingumootorite nimed, millega võib olla kasulik töötada, Interneti-saitide aadressid.
Lapsed valivad ka mängu, ülesannete ja harjutuste vormis testi, mille jaoks nad end arendavad. See võib olla proovimängija, “Nutikad ja nutikad”, “Kuidas saada miljonäriks?”, “Mis? Kuhu? Millal?", erinevad mõistatused.
Samuti korraldan kaugtehnoloogiaid kaasates valmiva toote esitluse. Pannes tegevuste tulemused internetti kooli või klassi kodulehele, saavad õpilased võimaluse hinnata oma tööd mitte ainult klassikaaslaste, vaid ka teiste koolide laste ja õpetajate abiga, arutleda nende üle. tulemusi, vaadake neid erinevate silmadega.
Uue meedia pedagoogika seisukohalt elame äärmiselt huvitaval ajal. Kaasaegsete tehnoloogiate kiire kasutuselevõtt sunnib meid lähenema vanadele ametikohtadele uutmoodi. Eelkoolitus meie koolis eksisteerib neli aastat ja iga kord vaatan tundide käigu üle, sest. avanevad uued perspektiivid, tekivad viljakad sidemed traditsiooniliste õppemeetodite ning ühiskonna uute ülesannete, teabe ja teadmiste vahel. Tõepoolest, meediakasvatus on muutunud üldhariduse osaks. Samal ajal areneb lastel suhtlemisoskus, huvi uute tehnoloogiate vastu, entusiasm, individuaalne aktiivsus, loovus, nad teevad aktiivselt koostööd, vahetavad arvamusi.
Olen veendunud, et infotehnoloogia kasutamine võib anda arenenud õpikultuuri. See on edu õpetamisel ja õppimisel. Rakenda infotehnoloogiat! Liikuge vanadelt, oma efektiivsuse kaotanud tundide vormidelt uuemate, arenenumate ja kaasaegsemate vastu!
Uute infotehnoloogiate kasutamine haridusprotsess saab illustreerida ühe 11. klassi üldkeemia tunni näitel.
Kovalentse sideme tekkemehhanism ja omadused
Tunni eesmärk. Meenutada 8. klassi kursusest kovalentse sideme tekkemehhanismi, uurida doonor-aktseptor mehhanismi ja kovalentse sideme omadusi.
Varustus. Elektronegatiivsuse tabel keemilised elemendid, st- ja l-sidemete kodogrammid, treeningketas " üldine keemia» Cyrili ja Methodiuse koolitusprogrammide seeriast koos molekulide diagrammide ja mudelitega, molekulide palli- ja pulgamudelitega, töökaart ülesannete ja testidega, interaktiivne tahvel, arvuti, ülesanded teadmiste kinnistamiseks ja juhtimiseks kaugjuhtimispuldiga kontroll.
Tundide ajal
Loeng viiakse läbi koolitusketta "Üldkeemia" abil.
Kaetud materjali kordamine
Tuletage õpilastega meelde, mille tõttu tekib side mittemetallide aatomite vahel. Täida töökaardil olevad ülesanded 1, 2 (vt lisa).
Uue materjali õppimine
Kovalentse sideme moodustumise mehhanism:
a) vahetus (näiteks H2, Cl2, HC1);
b) doonoraktseptor (näiteks NH4C1).
Kohe kirjutavad õpilased oma kodutöö veeristele üles: Kujutage hüdroniumiooni H moodustumist 3 KOHTA + H-ioonist + ja vee molekulid.
Kovalentsete sidemete tüübid: polaarsed ja mittepolaarsed (vastavalt molekuli koostisele).
Kovalentse sideme omadused.
paljusus(üksik, poolteist, kahekordne, kolmekordne).
Sideme energia on moodustumise käigus vabanev energia hulk keemiline side või kulutatud selle lõhkumisele.
Lingi pikkus on kaugus molekulis olevate aatomite tuumade vahel.
Sideme energia ja pikkus on omavahel seotud. Näidake näitega, kuidas need omadused on omavahel seotud, kuidas need mõjutavad molekuli tugevust (projekteerige tahvlile):
Molekulis aatomite vaheliste sidemete arvu suurenemisega väheneb sideme pikkus ja suureneb näiteks selle energia (projekteerige tahvlile):Küllastus- see on aatomite võime moodustada teatud ja piiratud arvu sidemeid. Näidake palli ja pulga näidetega
molekulid Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.
Orienteerumine. Mõelge σ- ja π-sidemete moodustumise ajal kattuvate elektronpilvede mustritele, projekteerige need tahvlile (joonis).
Paranda töökaardile ülesanded 6, 7 (vt lisa).
Väike paus!
1. Alustame loendit järjekorras,
Sest esimene element.
(See moodustab muide vett -
väga oluline punkt).
Kujutagem ette molekuli
Mugav valem H 2 .
Lisame -
Maailmas pole kergemat ainet!
2. N 2 on lämmastiku molekul.
Teadaolevalt värvitu
gaas. Teadmisi palju, aga olgu
Täiendame neid ikkagi.
3. Ta on kõikjal ja kõikjal:
Ja kivis, õhus, vees,
Ta on hommikukastes
Ja sinine taevas.
(Hapnik.)
4. Seenekorjajad leidsid metsast väikese raba, millest paiguti gaasimullid välja pääsesid. Tikust süttis gaas ja nõrk leek hakkas läbi soo rändama. Mis see gaas on? (Metaan)
Tunni jätk.
Polariseeritavus on kovalentse sideme võime muuta oma polaarsust välismõjul elektriväli(pöörake tähelepanu sellistele erinevatele mõistetele nagu sideme polaarsus ja molekulaarne polariseeritavus).
Õpitud materjali koondamine
Uuritava teema juhtimine toimub kaugjuhtimispultide abil.
Küsitlus viiakse läbi 3 minuti jooksul, 10 küsimust ühe punkti hinnaga, vastamiseks antakse 30 sekundit, küsimused projitseeritakse interaktiivsele tahvlile. Kui kogute 9-10 punkti - skoor "5", 7-8 punkti - skoor "4", 5-6 punkti - hinnang "3".
Küsimused konsolideerimiseks
1. Ühiste elektronpaaride mõjul tekkivat sidet nimetatakse:
a) ioonsed; b) kovalentne; c) metallist.
2. Aatomite vahel moodustub kovalentne side:
a) metallid; b) mittemetallid; c) metallist ja mittemetallist.
3. Kovalentse sideme moodustumise mehhanismi ühe aatomi üksiku elektronpaari ja teise vaba orbitaali tõttu nimetatakse:
a) doonor-aktsepteerija; b) inertne; c) katalüütiline.
4. Millises molekulis on kovalentne side?
a) Zn; b) CuO; c) NH3.
5. Sidemete kordsus lämmastiku molekulis on võrdne:
a) kolm; b) kaks; c) üksus.
6. Väikseim sideme pikkus molekulis:
a) H2S; b) SF6; c) S02; d) VÕI
7. Kui elektronpilved kattuvad piki interakteeruvate aatomite tuumasid ühendavat telge, tekib järgmine:
a) σ-side; b) π side; c) ρ-side.
8. Lämmastikuaatomil on võimalik arv paarituid elektrone:
a) 1; b) 2; kell 3.
9. Sideme tugevus suureneb sarjas:
a) H20-H2S; 6) NH3 - PH3; c) CS2-CO2; d) N2-O2
10. Hübriidne s-orbitaal on kujul:
a) pall b) vale kaheksa; c) õige kaheksa.
Tulemused kuvatakse kohe ekraanile, iga küsimuse kohta teeme raporti.
Kodutööde analüüs (vt lisa - töökaart), O.S.Gabrieliani, G.Glüsovi õpiku „Keemia. 11. klass ”(M .: Drofa, 2006), abstraktne vihikus.
Rakendus
töökaart
1. Sobitage aine nimetused ja ühenduse tüüp.
1) kaaliumkloriid;
2) hapnik;
3) magneesium;
4) süsiniktetrakloriid.
a) kovalentne mittepolaarne;
b) ioonsed;
c) metall;
d) kovalentne polaarne.
2. Milliste elementide aatomite vaheline keemiline side on ioonse iseloomuga?
a) NnO; b) Si ja C1; c) Na ja O; d) P ja Br.
3. Sideme pikkust väljendatakse:
a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.
4. Kus on keemiline side kõige tugevam: Cl 2 või O 2 molekulis?
5. Millises molekulis on vesiniksideme tugevus suurem: H 2 O või H 2 S?
6. Jätka lauset: “Elektronipilvede kattumisel piki aatomituumi ühendavat joont tekkivat sidet nimetatakse ........................ ...................... ......",
7. Visanda π sideme tekkimisel kattuvate elektroniorbitaalide mustrid.
8. Kodutöö. "Üldine keemia testides, ülesannetes, harjutustes" O.S. Gabrielyan (Moskva: Drofa, 2003), töö 8A, variant 1, 2.
Idee keemilise sideme moodustamiseks mõlemale ühendavale aatomile kuuluva elektronpaari abil pakkus 1916. aastal välja Ameerika füüsikakeemik J. Lewis.
Kovalentne side eksisteerib aatomite vahel nii molekulides kui ka kristallides. See esineb nii identsete aatomite vahel (näiteks H 2, Cl 2, O 2 molekulides, teemantkristallides) kui ka erinevate aatomite vahel (näiteks H 2 O ja NH 3 molekulides, SiC kristallides). Peaaegu kõik sidemed molekulides orgaanilised ühendid on kovalentsed (C-C, C-H, C-N jne).
Kovalentse sideme moodustamiseks on kaks mehhanismi:
1) vahetus;
2) doonor-aktsepteerija.
Vahetusmehhanism kovalentse sideme moodustamisekson see, et iga ühendav aatom tagab ühise elektronpaari (sideme) moodustumise ühe paaritu elektroni poolt. Interakteeruvate aatomite elektronidel peavad olema vastupidised spinnid.
Mõelgem näiteks kovalentse sideme tekkele vesiniku molekulis. Kui vesinikuaatomid lähenevad üksteisele, tungivad nende elektronpilved teineteisesse, mida nimetatakse elektronpilvede kattumiseks (joon. 3.2), suureneb elektronide tihedus tuumade vahel. Tuumad tõmbuvad üksteise poole. Selle tulemusena väheneb süsteemi energia. Aatomite väga tugeva lähenemise korral suureneb tuumade tõrjumine. Seetõttu on tuumade vahel optimaalne kaugus (sideme pikkus l), mille juures on süsteemil minimaalne energia. Selles olekus vabaneb energia, mida nimetatakse sidumisenergiaks E St.
Riis. 3.2. Kattuvate elektronpilvede skeem vesiniku molekuli moodustumisel
Skemaatiliselt võib vesiniku molekuli moodustumist aatomitest kujutada järgmiselt (punkt tähendab elektroni, tulp elektronide paari):
H + H→H: H või H + H→H - H.
IN üldine vaade muude ainete AB molekulide puhul:
A + B = A: B.
Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanismseisneb selles, et üks osake - doonor - esitab sideme moodustamiseks elektronipaari ja teine - aktseptor - vaba orbitaali:
A: + B = A: B.
doonori vastuvõtja
Mõelge keemiliste sidemete moodustumise mehhanismidele ammoniaagi molekulis ja ammooniumioonis.
1. Haridus
Lämmastikuaatomi välisel energiatasemel on kaks paaris ja kolm paarita elektroni:
S - alamtasandi vesinikuaatomil on üks paaritu elektron.
Ammoniaagi molekulis moodustavad lämmastikuaatomi paardumata 2p elektronid 3 vesinikuaatomi elektronidega kolm elektronpaari:
NH 3 molekulis moodustub vahetusmehhanismi kaudu 3 kovalentset sidet.
2. Keerulise iooni - ammooniumiooni tekkimine.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl või NH 3 + H + = NH 4 +
Lämmastikuaatomil on üksik elektronide paar, st kaks elektroni, millel on antiparalleelsed spinnid samal aatomiorbitaalil. Vesinikuiooni aatomiorbitaal ei sisalda elektrone (vaba orbitaal). Kui ammoniaagi molekul ja vesinikuioon lähenevad üksteisele, interakteeruvad lämmastikuaatomi üksik elektronide paar ja vesinikiooni vaba orbitaal. Jagamata elektronide paar muutub tavaliseks lämmastiku- ja vesinikuaatomite jaoks, keemiline side tekib vastavalt doonor-aktseptormehhanismile. Ammoniaagi molekuli lämmastikuaatom on doonor ja vesinikuioon on aktseptor:
Tuleb märkida, et NH 4 + ioonis on kõik neli sidet samaväärsed ja eristamatud, seetõttu on ioonis laeng delokaliseeritud (hajunud) üle kogu kompleksi.
Vaadeldavad näited näitavad, et aatomi võimet moodustada kovalentseid sidemeid ei määra mitte ainult üheelektronilised, vaid ka 2-elektronilised pilved või vabade orbitaalide olemasolu.
Vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile tekivad sidemed komplekssed ühendid: - ; 2+ ; 2- jne.
Kovalentsel sidemel on järgmised omadused:
- küllastustunne;
- orienteerumine;
- polaarsus ja polariseeritavus.
Pileti number 11
Pileti number 12
Pileti number 13
Pileti number 14
Pileti number 15.
EKSAMIPILET nr 11
Redoksreaktsioonid. Elemendi oksüdatsiooniaste. Oksüdeerivate ja redutseerivate ainete näited.
Valentssidemete meetod (MVS). Kovalentse sideme moodustumise vahetus- ja doonor-aktseptormehhanismid.
Vastus:
Redoksreaktsioonid(OVR) – reaktsioonid, mis käivad koos s.d muutumisega. aatomid. Redoksreaktsioonid on keemilised reaktsioonid, mis toimuvad reagendid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete muutumisel, mis realiseeritakse elektronide ümberjaotamisel oksüdeeriva aatomi ja redutseeriva aatomi vahel.
Oksüdatsiooni olek(s.d.) - laeng, mis omistatakse aatomile, pidades seda iooniks
Oksüdeerija (Ox) võtab vastu elektrone.
Taastaja (Punane) – loovutab elektrone
Härg 1 + punane 2 punane 1 + härg 2
Ox1 + ne– → Punane1
Cu2+ + 2e– → Cu0
CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu
Red2–ne– → Ox2
Zn0 – 2e– → Zn2+
Valentssideme meetod
1927 – Heitler ja London vesiniku molekuli kvantmehaaniline arvutamine
Suhtlemismehhanismid
|
Vahetada A + BA : IN |
Doonor-aktsepteerija A : +VA : IN BF 3 + F – – : NH 3 + H + + |
Kovalentse sideme moodustumise mehhanism.
MVS võimaldab eristada kolme kovalentse sideme moodustumise mehhanismi: vahetus, doonor-aktseptor ja daativ.
vahetusmehhanism. See hõlmab neid keemilise sideme moodustumise juhtumeid, kui kumbki kahest seotud aatomist eraldab sotsialiseerimiseks ühe elektroni, justkui neid vahetades. Kahe aatomi tuumade sidumiseks peavad elektronid olema tuumadevahelises ruumis. Seda piirkonda molekulis nimetatakse sidumisalaks (ala, kus elektronpaar kõige tõenäolisemalt molekulis püsib). Paaritute elektronide vahetamiseks aatomite vahel on vajalik aatomiorbitaalide kattumine. See on vahetusmehhanismi toime kovalentse keemilise sideme moodustamiseks. Aatomiorbitaalid saavad kattuda ainult siis, kui neil on tuumadevahelise telje suhtes samad sümmeetriaomadused.
|
|
Doonor-aktseptor ja daatiivsed mehhanismid.
Doonor-aktseptormehhanism on seotud üksiku elektronpaari ülekandmisega ühest aatomist vabasse. aatomi orbitaal teine aatom. Näiteks iooni moodustumine -:
BF 3 molekuli boori aatomis olev vaba p-AO võtab vastu elektronide paari fluoriidioonilt (doonorilt). Saadud anioonis on neli B-F kovalentset sidet pikkuse ja energiaga samaväärsed. Algses molekulis moodustusid kõik kolm B-F sidet vahetusmehhanismi abil.
Aatomid, mille väliskest koosneb ainult s- või p-elektronitest, võivad olla üksiku elektronpaari doonorid või aktseptorid. Aatomid, millel on d-AO valentselektronid, võivad samaaegselt toimida nii doonorite kui ka aktseptoridena. Nende kahe mehhanismi eristamiseks võeti kasutusele sideme moodustumise daatiivse mehhanismi mõiste.
Eksamipilet nr 12
Termodünaamika teine seadus. Entroopia, tema füüsiline tähendus ja arvutusmeetodid. Süsteemi entroopia muutumine kui protsessi suuna tõenäosuslik kriteerium.
Osmoos. osmootne rõhk. Van't Hoffi seadus mitteelektrolüütide lahuste kohta.
Vastus:
Termodünaamika teine seadus
IN isoleeritud süsteemis on spontaanne protsess võimalik ainult entroopia suurenemisega.
