Mint már említettük, egy közös elektronpár, amely kovalens kötést végez, létrejöhet a gerjesztetlen kölcsönható atomokban lévő páratlan elektronok miatt. Ez történik például olyan molekulák képződése során, mint a H2, HC1, Cl2. Itt minden atomnak van egy párosítatlan elektronja; amikor két ilyen atom kölcsönhatásba lép, közös elektronpár jön létre - kovalens kötés keletkezik.
Egy gerjesztetlen nitrogénatomnak három párosítatlan elektronja van:
Ezért a párosítatlan elektronok miatt a nitrogénatom három kovalens kötés kialakításában vehet részt. Ez történik például az N 2 vagy NH 3 molekulákban, amelyekben a nitrogén kovalense 3.
A kovalens kötések száma azonban lehet több szám gerjesztetlen atomban jelen lévő páratlan elektronok. Tehát normál állapotban a szénatom külső elektronrétegének szerkezete a diagramon látható:
A párosítatlan elektronok jelenléte miatt egy szénatom két kovalens kötést tud kialakítani. Eközben a szenet olyan vegyületek jellemzik, amelyekben minden atomja négy kovalens kötéssel kapcsolódik a szomszédos atomokhoz (például CO 2, CH 4 stb.). Ez annak köszönhető, hogy némi energia ráfordításával az atomban jelenlévő 2x elektron egyike a 2-es alszintre kerülhet R ennek eredményeként az atom gerjesztett állapotba kerül, és megnő a párosítatlan elektronok száma. Egy ilyen gerjesztési folyamatot, az elektronok "párosításával" a következő sémával ábrázolhatjuk, amelyben a gerjesztett állapotot csillaggal jelöljük az elem szimbóluma mellett:
Most négy párosítatlan elektron van a szénatom külső elektronrétegében; ezért egy gerjesztett szénatom négy kovalens kötés kialakításában vehet részt. Ebben az esetben a létrehozott kovalens kötések számának növekedése felszabadulással jár több energiát, mint amennyi egy atom gerjesztett állapotba hozásához szükséges.
Ha egy atom gerjesztése, ami a párosítatlan elektronok számának növekedéséhez vezet, nagyon nagy energiaköltséggel jár, akkor ezeket a költségeket nem kompenzálja az új kötések kialakulásának energiája; akkor egy ilyen folyamat összességében energetikailag kedvezőtlennek bizonyul. Így az oxigén- és fluoratomoknak nincs szabad pályájuk a külső elektronrétegben:
Itt a párosítatlan elektronok számának növelése csak az egyik elektronnak a következő energiaszintre való áthelyezésével lehetséges, azaz. állapotba 3s. Egy ilyen átmenet azonban igen nagy energiaráfordítással jár, amit nem fedez az új kötések kialakulása során felszabaduló energia. Ezért a párosítatlan elektronok miatt egy oxigénatom legfeljebb két kovalens kötést, a fluoratom pedig csak egyet képezhet. Valójában ezeket az elemeket állandó kovalencia jellemzi, amely egyenlő kettővel az oxigén és egy a fluor esetében.
A harmadik és az azt követő periódusok elemeinek atomjai a külső elektronrétegben "i-alszinttel rendelkeznek, amelyre gerjesztéssel eljuthatnak s-és a külső réteg p-elektronjai. Ezért itt további lehetőségek jelennek meg a párosítatlan elektronok számának növelésére. Így a klóratom, amelynek gerjesztetlen állapotban egy párosítatlan elektronja van
energia ráfordításával átvihető gerjesztett állapotokba (SI), amelyeket három, öt vagy hét párosítatlan elektron jellemez: 
Ezért a klóratom a fluoratommal ellentétben nemcsak egy, hanem három, öt vagy hét kovalens kötés kialakításában is részt vehet. Tehát a HClO 2 sósavban a klór kovalensége három, a klórsavban HClO 3 - öt, a perklórsavban pedig a HClO 4 - hét. Hasonlóképpen, a szintén nem foglalt 36Ciod szinttel rendelkező kénatom négy-hat párosítatlan elektronnal gerjesztett állapotba kerülhet, és így nemcsak kettő, mint az oxigénben, hanem négy-hat kovalens kötés kialakításában is részt vehet. Ezzel magyarázható olyan vegyületek létezése, amelyekben a kén négyes (SO 2 , SCl 4) vagy hat (SF 6) kovalensséget mutat.
Sok esetben kovalens kötések is keletkeznek az atom külső elektronrétegében lévő elektronpárok miatt. Vegyük például az ammónia molekula elektronszerkezetét:
Itt a pontok az eredetileg a nitrogénatomhoz tartozó elektronokat jelölik, a keresztek pedig azokat, amelyek a hidrogénatomokhoz tartoztak. A nitrogénatom nyolc külső elektronja közül hat három kovalens kötést alkot, és közös a nitrogénatommal és a hidrogénatommal. De két elektron csak a nitrogénhez tartozik és formálódik magányos elektronpár. Egy ilyen elektronpár egy másik atommal való kovalens kötés kialakításában is részt vehet, ha ennek az atomnak a külső elektronrétegében van szabad pálya. Töltetlen ls-pálya van jelen például a H + hidrogénionban, amely általában elektronmentes:
Ezért amikor egy NH 3 molekula kölcsönhatásba lép egy hidrogénionnal, kovalens kötés jön létre közöttük; a nitrogénatom magányos elektronpárja két atommal közös lesz, ami egy ion képződését eredményezi ammónium NH4:
Itt kovalens kötés keletkezett egy eredetileg egy atomhoz tartozó elektronpár miatt (donor elektronpár) és egy másik atom szabad pályája (elfogadó elektronpár). A kovalens kötés kialakításának ezt a módját ún donor-elfogadó. A vizsgált példában az elektronpár donor egy nitrogénatom, az akceptor pedig egy hidrogénatom.
A tapasztalat azt mutatja, hogy négy N-H kötések az ammóniumionban minden tekintetben egyenértékűek. Ebből az következik, hogy a donor-akceptor módszerrel létrejött kötés tulajdonságaiban nem tér el a kölcsönhatásban lévő atomok páratlan elektronjai miatt létrejövő kovalens kötéstől.
Egy másik példa az olyan molekulákra, amelyekben donor-akceptor módszerrel kötések jönnek létre, a nitrogén-monoxid (I) N 2 O molekula.
Korábban szerkezeti képlet ezt a vegyületet a következőképpen ábrázolták:
E képlet szerint a központi nitrogénatom öt kovalens kötéssel kapcsolódik a szomszédos atomokhoz, így a külső elektronrétegében tíz elektron (öt elektronpár) található. De ez a következtetés ellentmond a nitrogénatom elektronszerkezetének, mivel a külső L-réteg csak négy pályát tartalmaz (egy 5-ös és három p-pályát), és nem tud nyolcnál több elektront befogadni. Ezért a fenti szerkezeti képlet nem tekinthető helyesnek.
Tekintsük a nitrogén-monoxid (I) elektronszerkezetét, és az egyes atomok elektronjait felváltva pontokkal vagy keresztekkel jelöljük. Az oxigénatom, amelynek két párosítatlan elektronja van, két kovalens kötést képez a központi nitrogénatommal:
A központi nitrogénatomon maradó páratlan elektron miatt ez utóbbi kovalens kötést képez a második nitrogénatommal:
Így az oxigénatom és a központi nitrogénatom külső elektronrétegei megtelnek: itt stabil nyolcelektronos konfigurációk jönnek létre. De csak hat elektron található a szélső nitrogénatom külső elektronrétegében; ez az atom tehát egy másik elektronpár akceptorja lehet. A szomszédos központi nitrogénatomnak van egy megosztott elektronpárja, és donorként működhet. Ez egy másik kovalens kötés kialakulásához vezet a nitrogénatomok között donor-akceptor módszerrel:
Most az N 2 O molekulát alkotó három atom mindegyikének stabil nyolcelektronos szerkezete van a külső rétegben. Ha a donor-akceptor módszerrel létrejött kovalens kötést szokás szerint a donor atomtól az akceptor atom felé mutató nyíllal jelöljük, akkor a nitrogén-monoxid (I) szerkezeti képlete a következőképpen ábrázolható:
Így a nitrogén-oxidban (I) a központi nitrogénatom kovalensége négy, a szélső egy pedig kettő.
A vizsgált példák azt mutatják, hogy az atomoknak sokféle lehetősége van kovalens kötések kialakítására. Ez utóbbi létrejöhet mind a gerjesztetlen atom párosítatlan elektronjainak rovására, mind pedig az atom gerjesztése (az elektronpárok „párosítása”) eredményeként megjelenő párosítatlan elektronok rovására, és végül a donor-akceptor módszer. Az adott atom által alkotható kovalens kötések száma azonban korlátozott. Meg van határozva teljes szám vegyértékpályák, vagyis azok a pályák, amelyek alkalmazása kovalens kötések kialakítására energetikailag kedvezőnek bizonyul. A kvantummechanikai számítások azt mutatják, hogy az ilyen pályák közé tartozik S-és a külső elektronréteg p-pályái és az előző réteg d-pályái; egyes esetekben, mint a klór- és kénatom példáinál láthattuk, a külső réteg b/ pályái vegyértékpályaként is használhatók.
A második periódus összes elemének atomja négy pályával rendelkezik a külső elektronrétegben, az előző rétegben lévő ^-pályák hiányában. Ezért ezeknek az atomoknak a vegyértékpályája legfeljebb nyolc elektront képes befogadni. Ez azt jelenti, hogy a második periódus elemeinek maximális kovalenciája négy.
A harmadik és az azt követő periódusok elemeinek atomjai nem csak kovalens kötések kialakítására használhatók s-És R-, hanem ^-pályák is. Ismertek olyan ^-elemek vegyületei, amelyekben s-És R-a külső elektronréteg pályái és mind az öt
Az atomok azon képességét, hogy részt vegyenek korlátozott számú kovalens kötés kialakításában, ún jóllakottság kovalens kötés.
- A donor-akceptor folyamat által létrehozott kovalens kötést néha röviden donor-akceptor kötésnek nevezik. Ezt a kifejezést azonban nem a kötés speciális típusaként kell érteni, hanem csak a kovalens kötés kialakításának egy bizonyos módját.
A kovalens kötés kialakulásának két fő módja (mechanizmusa) létezik.
1) Spinvalens (csere) mechanizmus : a gerjesztetlen atomokban lévő párosítatlan elektronok miatt kötést alkotó elektronpár jön létre.
A kovalens kötések száma azonban nagyobb lehet, mint a párosítatlan elektronok száma. Például gerjesztetlen állapotban (más néven alapállapotban) a szénatomnak két párosítatlan elektronja van, de olyan vegyületek jellemzik, amelyekben négy kovalens kötést képez. Ez az atom gerjesztésének eredményeként válik lehetővé. Ebben az esetben az egyik s-elektron a p-alszintre megy:
A létrejövő kovalens kötések számának növekedésével több energia szabadul fel, mint amennyit az atom gerjesztésére fordítanak. Mivel egy atom vegyértéke a párosítatlan elektronok számától függ, a gerjesztés a vegyérték növekedéséhez vezet. A nitrogénben, oxigénben, fluor atomban a párosítatlan elektronok száma nem növekszik, mert a második szinten belül nincsenek szabad pályák, az elektronok mozgása a harmadik kvantumszintre pedig sokkal több energiát igényel, mint amennyi a további kötések kialakulása során felszabadulna. Így ha egy atomot gerjesztünk, az elektronok szabad pályákra való átmenete csak egy energiaszinten belül lehetséges.
A 3. periódus elemei - foszfor, kén, klór - a csoportszámmal megegyező vegyértéket mutathatnak. Ezt az atomok gerjesztésével érik el a 3s és 3p elektronok átmenetével a 3d alszint üres pályáira:
P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 (5-ös vegyérték)
S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (6-os vegyérték)
Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (7-es vegyérték)
A gerjesztett atomok fenti elektronikus képleteiben a csak párosítatlan elektronokat tartalmazó részszintek aláhúzottak. A klóratom példáján könnyen kimutatható, hogy a vegyérték változó lehet:
A klórral ellentétben az F atom vegyértéke állandó és egyenlő 1-gyel, mert a vegyérték (második) energiaszinten nincsenek d-alszintű pályák és egyéb üres pályák.
2) Donor-akceptor mechanizmus : kovalens kötések jönnek létre az atom külső elektronrétegén lévő páros elektronok miatt. Ebben az esetben a második atomnak szabad pályával kell rendelkeznie a külső rétegen. Például egy ammónium-ion képződését egy ammónia molekulából és egy hidrogénionból a következő séma ábrázolja:
Azt az atomot, amely a kovalens kötés kialakításához elektronpárját adja, donornak, az üres pályát biztosító atomot pedig akceptornak nevezzük. kovalens kötés az ily módon kialakult donor-akceptor kötésnek nevezzük. Az ammóniumkationban ez a kötés tulajdonságait tekintve abszolút megegyezik a másik három cseremódszerrel létrejött kovalens kötéssel.
Atompályák hibridizációja
A H 2 O (104,5) és NH 3 (107,3) molekulák kötésszögei közötti különbség magyarázatához 90-től figyelembe kell venni, hogy a molekula stabil állapota megfelel a legkisebb potenciállal rendelkező geometriai szerkezetének. energia. Ezért a molekula kialakulása során az atomi elektronfelhők alakja és kölcsönös elrendezése megváltozik a szabad atomokban való alakjukhoz és elrendezésükhöz képest. Ennek eredményeként a pályák teljesebb átfedése érhető el a kémiai kötés kialakulása során. Az elektronfelhők ilyen deformációja energiát igényel, de a teljesebb átfedés erősebb kötés kialakulásához vezet, és általában energianövekedés következik be. Ez magyarázza a hibrid pályák kialakulását.
A hibrid pálya alakja matematikailag meghatározható az eredeti pályák hullámfüggvényeinek összeadásával:
Az s- és p-pályák hullámfüggvényeinek összeadásával, előjeleiket figyelembe véve kiderül, hogy az elektronfelhő sűrűsége ( 2-es érték) az atommag egyik oldalán megnő, és csökken. a másikon.
Általában a hibridizációs folyamat a következő szakaszokat foglalja magában: egy atom gerjesztése, egy gerjesztett atom pályáinak hibridizációja, kötések kialakulása más atomokkal. Az első két szakasz energiaköltségeit kompenzálja a hibrid pályákkal való erősebb kötések kialakításából származó energianyereség. A hibridizáció típusát a benne részt vevő pályák típusa és száma határozza meg.
Az alábbiakban az s- és p-pályák hibridizációjának különböző típusaira mutatunk be példákat.
Egy s- és egy p-pálya hibridizációja (sp-hibridizáció) történik például berillium-hidrid, berillium, cink, kadmium-higany-halogenidek képződésénél. Ezen elemek atomjai normál állapotban két s-elektronpárral rendelkeznek a külső rétegben. A gerjesztés hatására az egyik s-elektron p-állapotba kerül - két párosítatlan elektron jelenik meg, amelyek közül az egyik s-elektron, a másik p-elektron. Ha kémiai kötés jön létre, akkor ez a két különböző pálya két azonos hibrid pályává alakul. A pályák teljes száma a hibridizáció során nem változik . Két sp-hibrid pálya 180°-os szöget zár be egymással és két kötést képez (2. ábra):
2. ábra - A berillium és a klór p-pályái átfedő pályái a BeCl 2 molekulában
A BeГ 2 , ZnГ 2 , CdГ 2 , HgГ 2 (Г-halogén) molekulák szerkezetének kísérleti meghatározása azt mutatta, hogy ezek a molekulák lineárisak, és mindkét halogénatomos fémkötés azonos hosszúságú.
Egy s- és két p-pálya hibridizációja (sp 2 -hibridizáció) megy végbe például bórvegyületek képződésében. Egy gerjesztett bóratomnak három párosítatlan elektronja van - egy s-elektron és két p-elektron. Három pályából három ekvivalens sp 2 -hibrid pálya alakul ki, amelyek ugyanabban a síkban, egymással 120 szöget zárnak be (3. ábra). Valójában, amint azt a kísérleti vizsgálatok mutatják, az olyan bórvegyületek molekulái, mint a BG 3 (G-halogén), B (CH 3) 3 - trimetil-bór, B (OH) 3 - bórsav, sík szerkezetűek. Ebben az esetben ezekben a molekulákban három bórkötés azonos hosszúságú, és 120 szöget zár be.
3. ábra – A bór és a klór p-pályáinak átfedése a BCl 3 molekulában
Egy s- és három p-pálya hibridizációja (sp 3 -hibridizáció) jellemző például a szénre és analógjaira, a szilíciumra és a germániumra. Ebben az esetben négy hibrid sp3 pálya 10928 szöget zár be egymással; a tetraéder csúcsaira irányulnak (a CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 és mások molekulákban). A H 2 O (104,5º) és az NH 3 (107,3º) molekulák kötési szögei nem felelnek meg pontosan a „tiszta” p-pályák (90º) kölcsönös elrendezésének. Ez annak köszönhető, hogy az s-elektronok bizonyos mértékben hozzájárulnak a kémiai kötések kialakulásához. Ez a hozzájárulás nem más, mint a hibridizáció. Ezekben a molekulákban a vegyértékelektronok négy pályát foglalnak el, amelyek közel állnak az sp 3 hibridhez. A kötésszögek és a 109º28"-os tetraéderszögek közötti csekély különbséget Gillespie elmélete szerint az magyarázza, hogy a meg nem osztott hibrid pályák nagyobb térfogatot foglalnak el a térben.
Sok molekulában a központi atom nem megy át hibridizáción. Így a kötésszögek a H 2 S, PH 3 stb. molekulákban közel 90, azaz. a kötések kialakulása egymásra merőlegesen elhelyezkedő „tiszta” p-pályák részvételével történik. 
ÚJ INFORMÁCIÓK HASZNÁLATA
TECHNOLÓGIÁK A kémiaórákon
Az idő gyorsan rohan előre, és ha korábban az iskolának elméleti bázis kialakítására, oktatási, módszertani támogatásra volt szüksége, most már minden megvan a munka hatékonyságának növeléséhez. És ez az "Oktatás" nemzeti projekt nagy érdeme. Természetesen mi, tanárok nagy nehézségekkel küzdünk a modern technológiák elsajátítása terén. Képtelenségünk a számítógéppel való munkavégzésre hatással van, és ennek elsajátítása sok időt vesz igénybe. De akkor is nagyon érdekes és izgalmas! Ráadásul az eredmény nyilvánvaló. A gyerekek érdeklődnek az órák iránt, a különféle órák nagyon gyorsak és informatívak.
Az emberek gyakran azt gondolják, hogy a kémia káros és veszélyes. Gyakran halljuk: „Környezetbarát termékek!”, „Hallottam, hogy vegyszerrel mérgeznek!”... De ez nem igaz! Mi, kémiatanárok azzal a feladattal állunk szemben, hogy meggyőzzük az iskolásokat arról, hogy a kémia kreatív tudomány, a társadalom termelőereje, és termékeit minden iparágban felhasználják, Mezőgazdaság vegyszerek nélkül pedig lehetetlen további fejlődés civilizáció.
A vegyszerek, anyagok, módszerek és technológiai módszerek széleskörű bevezetése magasan képzett, komoly kémiai tudásbázissal rendelkező szakembereket igényel. Ennek érdekében iskolánkban kémiai-biológiai szakosztály működik, amely magas színvonalú képzést biztosít az iskolásoknak a kémiai oktatás továbbképzéséhez. Annak érdekében, hogy a középiskolás diákok ezt a profilt válasszák, a 9. évfolyamon választható kurzus van "Kémia a mindennapi életben", melynek célja, hogy a gyerekek megismerkedjenek a kémia és biológia tantárgyaihoz közvetlenül kapcsolódó szakmákkal. . Ha a középiskolában nem is választanak kémiai és biológiai profilt a tanulók, a mindennapi életben állandóan találkozó anyagokkal kapcsolatos ismeretek hasznosak lesznek az életben.
A szabadon választható kurzus tantermében az első helyet az előadások kapják. A felkészülés során az internetes információs forrásokat használom. Sok illusztráció, diagram, videógyűjtemény, laboratóriumi munkaanyag, diák jelenik meg a képernyőn, ezek alapján vezetem a történetemet. A magyarázattechnológiám jelentősen megváltozott. A gyerekek nagyon érdeklődnek, nagy figyelemmel és vágyakozással hallgatják a mesét.
A kémia kísérleti tudomány. Nagyon sok időt fordítanak a laboratóriumi munkákra. De előfordul, hogy néhány reagens nincs a laboratóriumban, és egy virtuális laboratórium segít. Egy speciális program segítségével a tanulók virtuális kísérletet hajthatnak végre. A gyerekek tanulmányozzák a szintetikus mosószerek hatását különböző fajták szövetek, ásványi műtrágyák vízoldhatósága, oldódásuk közege, élelmiszerek minőségi összetétele (szénhidrátok, fehérjék, zsírok). Számítógép segítségével saját kísérleti naplót vezetnek, ahol rögzítik a témát laboratóriumi munka, megfigyeléseik, következtetéseik ezeknek az anyagoknak a mindennapi életben való helyes használatáról. A virtuális laboratórium előnye a biztonság, nincs szükség laboratóriumi felszerelésre, és minimális az időköltség.
A kurzus végén a hallgatóknak tesztet kell tenniük bármely tanult témában. Azzal a feladattal állnak szemben, hogy megválasszák, milyen formában foglaljanak össze. A leghagyományosabb egy absztrakt, üzenet vagy jelentés formájú teszt. Felkészülésükhöz a gyerekek internetes forrásokból származó anyagokat használnak. Ebben természetesen segítek nekik: egyértelműen kitűzöm a feladatot, megfogalmazva azokat a kérdéseket, amelyekre a hallgatóknak meg kell válaszolniuk, és az oldal címét feltüntetem az adott témával kapcsolatos információkkal.
De ez a forma már kissé elavult, és néhány srác elkezdte a projekttevékenységeket választani. Egyénileg, csoportban, csapatban dolgoznak. Az információkeresés nem teljes az internet lehetőségeinek kihasználása nélkül. Mielőtt felengednék őket az ingyenes keresésre, eligazítást adok nekik: keresési technika, kulcsszavak, kifejezések, keresőmotorok nevei, amelyekkel hasznos lehet dolgozni, internetes oldalak címei.
A gyerekek játék, feladatok és gyakorlatok formájában is választanak tesztet, amihez fejlesztik magukat. Ez lehet egy teszt-lemezjátszó, „Okosok és okosságok”, „Hogyan legyek milliomos?”, „Mi? Ahol? Mikor?", különféle rejtvények.
Az elkészült termék bemutatását is megszervezem távoli technológiák bevonásával. A tevékenységek eredményeinek internetes közzétételével egy iskola vagy osztály honlapján a tanulók lehetőséget kapnak arra, hogy ne csak osztálytársaik, hanem más iskolákból érkező gyerekek, tanárok segítségével értékeljék munkájukat, megbeszéljék ezeket eredményeket, nézze meg őket más szemmel.
Az újmédia-pedagógia szempontjából rendkívül érdekes korszakot élünk. A modern technológiák gyors bevezetése arra kényszerít bennünket, hogy a régi pozíciókat új módon közelítsük meg. Iskolánkban négy évig tart a profilelőkészítő képzés, és minden alkalommal áttekintem az órák menetét, mert. új távlatok nyílnak meg, gyümölcsöző kapcsolatok alakulnak ki a hagyományos tanítási módszerek és a társadalom új feladatai, az információ és a tudás között. A médiaoktatás ugyanis az általános oktatás részévé vált. Ezzel párhuzamosan fejlődik a gyerekekben a kommunikációs készség, az új technológiák iránti érdeklődés, a lelkesedés, az egyéni aktivitás, a kreativitás, aktívan együttműködnek, véleményt cserélnek.
Meggyőződésem, hogy az információs technológia alkalmazása fejlett tanulási kultúrát biztosíthat. Ez a tanítás és a tanulás sikere. Alkalmazza az információs technológiát! Térjen át a régi, hatékonyságukat vesztett óraformákról az újabb, haladóbb és modernebbekre!
Az új információs technológiák alkalmazása oktatási folyamat osztályos általános kémia egyik órájának példájával szemléltethető.
A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa és tulajdonságai
Az óra célja. Idézzük fel a 8. osztályból a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát, a donor-akceptor mechanizmust és a kovalens kötés tulajdonságait.
Felszerelés. Elektronegativitás táblázata kémiai elemek, st- és l-kötések kodogramjai, oktatólemez " Általános kémia» Cyril és Metód képzési programjaiból molekuladiagramokkal és -modellekkel, golyós-botos molekulamodellekkel, feladatokkal és tesztekkel ellátott munkakártyával, interaktív táblával, számítógéppel, tudásmegszilárdítási és távirányítós feladatokkal ellenőrzés.
Az órák alatt
Az előadás az „Általános kémia” oktatólemez segítségével zajlik.
A lefedett anyag ismétlése
Felidézni a tanulókkal, aminek köszönhetően kötés jön létre a nemfémek atomjai között. Végezze el az 1., 2. feladatot a munkakártyán (lásd a mellékletet).
Új anyagok tanulása
Kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa:
a) csere (például H2, Cl2, HC1);
b) donor-akceptor (például NH4C1).
A tanulók azonnal leírják a margóra a házi feladatukat: Ábrázolja a H hidroniumion képződését 3 RÓL RŐL + H-ionból + és vízmolekulák.
A kovalens kötések típusai: poláris és nem poláris (a molekula összetételétől függően).
A kovalens kötés tulajdonságai.
sokaság(egyszemélyes, másfél, dupla, hármas).
Kötési energia a képződés során felszabaduló energia mennyisége kémiai kötés vagy törésére költött.
Link hossza a távolság a molekulában lévő atommagok között.
A kötés energiája és hossza összefügg. Mutasd meg példán keresztül, hogy ezek a tulajdonságok hogyan kapcsolódnak egymáshoz, hogyan befolyásolják a molekula erősségét (vetítsd ki a táblára):
A molekulában lévő atomok közötti kötések számának növekedésével a kötés hossza csökken, energiája pedig nő, például (kivetítés egy táblára):Telíthetőség- ez az atomok azon képessége, hogy meghatározott és korlátozott számú kötést képezzenek. Mutasd a labdát és a botot példákkal
Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3 molekulák.
Irányultság. Tekintsük az átfedő elektronfelhők mintázatait a σ- és π-kötések kialakulása során, vetítsük a táblára (ábra).
Rögzítse a 6., 7. feladatokat a munkakártyán (lásd a mellékletet).
Kis szünet!
1. Kezdjük a listát sorrendben,
Mivel az első elem.
(Egyébként vizet képez...
nagyon fontos pont).
Képzeljünk el egy molekulát
Kényelmes képlet H 2 .
Tegyük hozzá -
Nincs könnyebb anyag a világon!
2. Az N 2 egy nitrogénmolekula.
Színtelennek ismert
gáz. Sok tudás, de hagyjuk
Mindenképpen pótoljuk őket.
3. Mindenhol és mindenhol ott van:
És kőben, levegőben, vízben,
A reggeli harmatban van
És kék az égen.
(Oxigén.)
4. A gombászok az erdőben egy kis mocsarat találtak, amelyből helyenként gázbuborékok szöktek ki. A gyufa meggyújtotta a gázt, és halvány láng kezdett vándorolni a mocsárban. Mi ez a gáz? (metán)
A lecke folytatása.
Polarizálhatóság a kovalens kötés azon képessége, hogy külső hatás hatására megváltoztatja polaritását elektromos mező(ügyeljen az olyan különböző fogalmakra, mint a kötés polaritása és a molekuláris polarizálhatóság).
A tanult anyag konszolidációja
A vizsgált téma vezérlése távirányítókkal történik.
A felmérés 3 percen belül megtörténik, 10 kérdés egy pont áron, a válaszadásra 30 másodperc áll rendelkezésre, a kérdéseket interaktív táblára vetítjük. 9-10 pont elérésekor - "5", 7-8 pont - "4", 5-6 pont - "3" pontszám.
Kérdések a konszolidációhoz
1. A közös elektronpárok hatására létrejövő kötést nevezzük:
a) ionos; b) kovalens; c) fém.
2. Az atomok között kovalens kötés jön létre:
a) fémek; b) nem fémek; c) fém és nem fém.
3. Az egyik atom magányos elektronpárja és egy másik szabad pályája miatti kovalens kötés kialakulásának mechanizmusát nevezzük:
a) donor-akceptor; b) inert; c) katalitikus.
4. Melyik molekulában van kovalens kötés?
a) Zn; b) CuO; c) NH3.
5. Egy nitrogénmolekulában a kötések sokasága egyenlő:
a) három; b) kettő; c) egység.
6. A legkisebb kötéshossz egy molekulában:
a) H2S; b) SF6; c) S02; d) SO
7. Amikor az elektronfelhők átfedik egymást a kölcsönható atommagokat összekötő tengely mentén, a következő képződés jön létre:
a) σ-kötés; b) π kötés; c) ρ-kötés.
8. Egy nitrogénatomnak lehetséges számú párosítatlan elektronja van:
a) 1; b) 2; 3-kor.
9. A kötés erőssége nő a sorozatban:
a) H20-H2S; 6) NH3-PH3; c) CS2-CO 2; d) N 2 - O 2
10. A hibrid s-pálya alakja:
a) egy labda b) rossz nyolc; c) a helyes nyolc.
Az eredmények azonnal megjelennek a képernyőn, minden kérdésről jelentést készítünk.
A házi feladat elemzése (lásd a függeléket - munkakártya), O.S. Gabrielyan, G. Glysov „Kémia. 11. évfolyam ”(M .: Drofa, 2006), absztrakt jegyzetfüzetben.
Alkalmazás
munkakártya
1. Párosítsa az anyag nevét és a kapcsolat típusát!
1) kálium-klorid;
2) oxigén;
3) magnézium;
4) szén-tetraklorid.
a) kovalens nem poláris;
b) ionos;
c) fém;
d) kovalens poláris.
2. Mely elemek atomjai között lesz ionos jellegű a kémiai kötés?
a) NnO; b) Si és C1; c) Na és O; d) P és Br.
3. A kötés hosszát a következőképpen fejezzük ki:
a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.
4. Hol a legerősebb a kémiai kötés: a Cl 2 vagy az O 2 molekulában?
5. Melyik molekulában nagyobb a hidrogénkötés erőssége: H 2 O vagy H 2 S?
6. Folytasd a mondatot: „Az elektronfelhőknek az atommagokat összekötő vonal mentén történő átfedésével létrejövő kötést ........................ ...................... ......",
7. Vázolja fel az egymást átfedő elektronpályák mintázatait a π kötés kialakulása során!
8. Házi feladat. "Általános kémia tesztekben, feladatokban, gyakorlatokban" O.S. Gabrielyan (Moszkva: Drofa, 2003), 8A munka, 1., 2. lehetőség.
A kémiai kötés kialakításának ötletét mindkét összekötő atomhoz tartozó elektronpár segítségével 1916-ban terjesztette elő J. Lewis amerikai fizikai kémikus.
Mind a molekulákban, mind a kristályokban kovalens kötés létezik az atomok között. Egyazon atomok között (például H 2, Cl 2, O 2 molekulákban, gyémántkristályban) és különböző atomok között (például H 2 O és NH 3 molekulákban, SiC kristályokban) egyaránt előfordul. Szinte minden kötés a molekulákban szerves vegyületek kovalensek (C-C, C-H, C-N stb.).
A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van:
1) csere;
2) donor-akceptor.
Cseremechanizmus kovalens kötés kialakításáhozaz, hogy a csatlakozó atomok mindegyike közös elektronpárt (kötést) hoz létre egy párosítatlan elektron által. A kölcsönhatásban lévő atomok elektronjainak ellentétes spinekkel kell rendelkezniük.
Vegyük például a kovalens kötés kialakulását egy hidrogénmolekulában. Amikor a hidrogénatomok közelednek egymáshoz, elektronfelhőik áthatolnak egymáson, amit elektronfelhők átfedésének nevezünk (3.2. ábra), megnő az atommagok közötti elektronsűrűség. A magok vonzódnak egymáshoz. Ennek eredményeként a rendszer energiája csökken. Az atomok nagyon erős megközelítése esetén az atommagok taszítása megnő. Ezért van egy optimális távolság az atommagok között (l kötéshossz), amelynél a rendszer minimális energiával rendelkezik. Ebben az állapotban energia szabadul fel, az úgynevezett kötőenergia E St.
Rizs. 3.2. Átfedő elektronfelhők vázlata a hidrogénmolekula kialakulása során
Sematikusan a hidrogénmolekula atomokból történő keletkezését a következőképpen ábrázolhatjuk (a pont elektront, az oszlop elektronpárt jelent):
H + H→H: H vagy H + H→H - H.
BAN BEN Általános nézet más anyagok AB molekuláira:
A + B = A: B.
A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusaabból áll, hogy az egyik részecske - a donor - egy elektronpárt mutat be a kötés kialakításához, a második pedig - az akceptor - egy szabad pályát:
A: + B = A: B.
donor elfogadó
Tekintsük a kémiai kötések kialakulásának mechanizmusait az ammónia molekulában és az ammóniumionban.
1. Oktatás
A nitrogénatom külső energiaszintjén két páros és három párosítatlan elektron található:
Az s - alszinten lévő hidrogénatomnak egy párosítatlan elektronja van.
Az ammónia molekulában a nitrogénatom párosítatlan 2p elektronjai három elektronpárt alkotnak a 3 hidrogénatom elektronjaival:
Az NH 3 molekulában a cseremechanizmus révén 3 kovalens kötés jön létre.
2. Egy komplex ion képződése - egy ammóniumion.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl vagy NH 3 + H + = NH 4 +
A nitrogénatomnak van egy magányos elektronpárja, azaz két elektron antiparallel spinnel ugyanazon az atompályán. A hidrogénion atompályája nem tartalmaz elektronokat (üres pálya). Amikor egy ammónia molekula és egy hidrogénion közeledik egymáshoz, a nitrogénatom magányos elektronpárja és a hidrogénion üres pályája kölcsönhatásba lép. A meg nem osztott elektronpár a nitrogén- és hidrogénatomoknál általánossá válik, a donor-akceptor mechanizmus szerint kémiai kötés jön létre. Az ammónia molekula nitrogénatomja a donor, a hidrogénion pedig az akceptor:
Megjegyzendő, hogy az NH 4 + ionban mind a négy kötés ekvivalens és megkülönböztethetetlen, ezért az ionban a töltés delokalizálódik (diszperz) a teljes komplexben.
A vizsgált példák azt mutatják, hogy az atom azon képességét, hogy kovalens kötéseket hozzon létre, nemcsak az egyelektronos, hanem a 2 elektronos felhők vagy a szabad pályák jelenléte is meghatározza.
A donor-akceptor mechanizmus szerint kötések jönnek létre összetett vegyületek: - ; 2+ ; 2- stb.
A kovalens kötés a következő tulajdonságokkal rendelkezik:
- jóllakottság;
- irányultság;
- polaritás és polarizálhatóság.
11-es számú jegy
12-es számú jegy
13. számú jegy
14-es számú jegy
15-ös számú jegy.
VIZSGAJEGY 11. sz
Redox reakciók. Egy elem oxidációs állapota. Példák oxidáló- és redukálószerekre.
A vegyértékkötések (MVS) módszere. A kovalens kötés kialakulásának csere- és donor-akceptor mechanizmusai.
Válasz:
Redox reakciók(OVR) - reakciók, amelyek az s.d változásával járnak. atomok. A redoxreakciók olyan kémiai reakciók, amelyek a reaktánsokat alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre, és az elektronok újraeloszlásával valósulnak meg az oxidáló atom és a redukáló atom között.
Oxidációs állapot(s.d.) - az atomnak tulajdonított töltés, ionnak tekintve
Oxidálószer (Ökör) elektronokat fogad el.
Helyreállító (Piros) - elektronokat adományoz
Ökör 1 + Piros 2 Piros 1 + Ökör 2
Ox1 + ne– → Piros1
Cu2+ + 2e– → Cu0
CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu
Red2–ne– → Ox2
Zn0 – 2e– → Zn2+
Vegyérték kötés módszer
1927 – Heitler és London a hidrogénmolekula kvantummechanikai számítása
Kommunikációs formáló mechanizmusok
|
Csere A + BA : BAN BEN |
Donor-elfogadó A : +VA : BAN BEN BF 3 + F – – : NH 3 + H + + |
A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa.
Az MVS lehetővé teszi a kovalens kötés kialakulásának három mechanizmusának megkülönböztetését: csere, donor-akceptor és dativus.
cseremechanizmus. Ide tartoznak a kémiai kötés kialakulásának azok az esetei, amikor a két kötött atom mindegyike egy elektront allokál a szocializációhoz, mintha kicserélné őket. Két atom atommagjának megkötéséhez az elektronoknak az atommagok közötti térben kell lenniük. A molekulában ezt a területet kötőterületnek nevezik (az a terület, ahol az elektronpár a legnagyobb valószínűséggel a molekulában marad). A párosítatlan elektronok atomok közötti cseréjéhez az atompályák átfedésére van szükség. Ez a cseremechanizmus hatása a kovalens kémiai kötés kialakítására. Az atomi pályák csak akkor fedhetik át egymást, ha azonos szimmetriatulajdonságokkal rendelkeznek a magközi tengely körül.
|
|
Donor-akceptor és datív mechanizmusok.
A donor-akceptor mechanizmus egy magányos elektronpár átviteléhez kapcsolódik egyik atomból egy üresbe. atompálya egy másik atom. Például egy ion képződése -:
A BF 3 molekulában lévő bóratomban lévő üres p-AO egy elektronpárt fogad el a fluoridiontól (donor). A kapott anionban négy B-F kovalens kötés ekvivalens hosszúságban és energiában. Az eredeti molekulában mindhárom B-F kötés a cseremechanizmussal jött létre.
Azok az atomok, amelyek külső héja csak s- vagy p-elektronokból áll, lehetnek donorai vagy akceptorai a magányos elektronpárnak. Azok az atomok, amelyek vegyértékelektronjai vannak a d-AO-n, egyszerre működhetnek donorként és akceptorként. E két mechanizmus megkülönböztetésére bevezették a kötésképződés datív mechanizmusának fogalmát.
12-es számú vizsgajegy
A termodinamika második főtétele. Entrópia, ő fizikai jelentéseés számítási módszerek. A rendszer entrópiájának változása, mint a folyamat irányának valószínűségi kritériuma.
Ozmózis. ozmotikus nyomás. Van't Hoff törvénye a nem elektrolitok oldataira.
Válasz:
A termodinamika második főtétele
BAN BEN izolált rendszerben spontán folyamat csak az entrópia növekedésével lehetséges.
