Kā jau minēts, kopīgs elektronu pāris, kas veic kovalento saiti, var veidoties nesapārotu elektronu dēļ, kas atrodas neierosinātos mijiedarbojošos atomos. Tas notiek, piemēram, tādu molekulu veidošanās laikā kā H2, HC1, Cl2. Šeit katram no atomiem ir viens nepāra elektrons; diviem šādiem atomiem mijiedarbojoties, rodas kopīgs elektronu pāris – rodas kovalentā saite.
Neierosinātam slāpekļa atomam ir trīs nepāra elektroni:
Tāpēc nepāra elektronu dēļ slāpekļa atoms var piedalīties trīs kovalento saišu veidošanā. Tā notiek, piemēram, N 2 vai NH 3 molekulās, kurās slāpekļa kovalence ir 3.
Tomēr kovalento saišu skaits var būt vairāk numuru nepāra elektroni, kas atrodas neierosinātā atomā. Tātad normālā stāvoklī oglekļa atoma ārējam elektronu slānim ir struktūra, kas attēlota diagrammā:
Nesapārotu elektronu klātbūtnes dēļ oglekļa atoms var veidot divas kovalentās saites. Tikmēr oglekli raksturo savienojumi, kuros katrs tā atoms ir saistīts ar blakus esošajiem atomiem ar četrām kovalentām saitēm (piemēram, CO 2, CH 4 utt.). Tas ir iespējams tāpēc, ka, patērējot zināmu enerģiju, viens no 2x elektroniem, kas atrodas atomā, var tikt pārnests uz 2. apakšlīmeni. R rezultātā atoms nonāk ierosinātā stāvoklī, un palielinās nepāra elektronu skaits. Šādu ierosmes procesu, ko pavada elektronu "savienošana pārī", var attēlot ar šādu shēmu, kurā ierosinātais stāvoklis ir atzīmēts ar zvaigznīti blakus elementa simbolam:
Tagad oglekļa atoma ārējā elektronu slānī ir četri nepāra elektroni; tāpēc ierosināts oglekļa atoms var piedalīties četru kovalento saišu veidošanā. Šajā gadījumā izveidoto kovalento saišu skaita palielināšanos pavada atbrīvošanās vairāk enerģiju, nekā tas nepieciešams, lai atomu nonāktu ierosinātā stāvoklī.
Ja atoma ierosināšana, kas izraisa nepāra elektronu skaita palielināšanos, ir saistīta ar ļoti lielām enerģijas izmaksām, tad šīs izmaksas nekompensē jaunu saišu veidošanās enerģija; tad šāds process kopumā izrādās enerģētiski nelabvēlīgs. Tādējādi skābekļa un fluora atomiem ārējā elektronu slānī nav brīvu orbitāļu:
Šeit nepāra elektronu skaita pieaugums ir iespējams, tikai pārnesot vienu no elektroniem uz nākamo enerģijas līmeni, t.i. stāvoklī 3s. Taču šāda pāreja ir saistīta ar ļoti lielu enerģijas patēriņu, ko nesedz jaunu saišu veidošanās laikā izdalītā enerģija. Tāpēc nepāra elektronu dēļ skābekļa atoms var veidot ne vairāk kā divas kovalentās saites, bet fluora atoms var veidot tikai vienu. Patiešām, šiem elementiem ir raksturīga nemainīga kovalence, kas vienāda ar diviem skābeklim un vienu fluoram.
Trešā un nākamo periodu elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir "i-apakšlīmenis, uz kuru, ierosinot, tie var nokļūt s- un ārējā slāņa p-elektroni. Tāpēc šeit parādās papildu iespējas palielināt nepāra elektronu skaitu. Tādējādi hlora atoms, kuram neierosinātā stāvoklī ir viens nepāra elektrons
var pārnest ar zināmas enerģijas patēriņu ierosinātos stāvokļos (SI), ko raksturo trīs, pieci vai septiņi nepāra elektroni: 
Tāpēc atšķirībā no fluora atoma hlora atoms var piedalīties ne tikai vienas, bet arī trīs, piecu vai septiņu kovalento saišu veidošanā. Tātad sālsskābē HClO 2 hlora kovalence ir trīs, hlorskābē HClO 3 - piecas un perhlorskābē HClO 4 - septiņas. Tāpat sēra atoms, kuram arī ir neaizņemts 36Ciod līmenis, var nonākt ierosinātā stāvoklī ar četriem vai sešiem nepāra elektroniem un līdz ar to piedalīties ne tikai divu, kā skābeklī, bet arī četru vai sešu kovalento saišu veidošanā. Tas var izskaidrot tādu savienojumu esamību, kuros sēram ir kovalente, kas vienāda ar četrām (SO 2 , SCl 4) vai sešām (SF 6).
Daudzos gadījumos kovalentās saites rodas arī elektronu pāru dēļ, kas atrodas atoma ārējā elektronu slānī. Apsveriet, piemēram, amonjaka molekulas elektronisko struktūru:
Šeit punkti apzīmē elektronus, kas sākotnēji piederēja slāpekļa atomam, un krustiņi apzīmē tos, kas piederēja ūdeņraža atomiem. No astoņiem slāpekļa atoma ārējiem elektroniem seši veido trīs kovalentās saites un ir kopīgi slāpekļa atomam un ūdeņraža atomiem. Bet divi elektroni pieder tikai slāpeklim un veidojas vientuļš elektronu pāris.Šāds elektronu pāris var piedalīties arī kovalentās saites veidošanā ar citu atomu, ja šī atoma ārējā elektronu slānī ir brīva orbitāle. Neaizpildīta ls-orbitāle atrodas, piemēram, ūdeņraža jonā H +, kurā parasti nav elektronu:
Tāpēc, kad NH 3 molekula mijiedarbojas ar ūdeņraža jonu, starp tiem rodas kovalentā saite; slāpekļa atoma vientuļais elektronu pāris kļūst kopīgs diviem atomiem, kā rezultātā veidojas jons amonijs NH4:
Šeit kovalentā saite radās elektronu pāra dēļ, kas sākotnēji piederēja vienam atomam (donors elektronu pāris) un cita atoma brīva orbitāle (akceptētājs elektronu pāris). Šo kovalentās saites veidošanas veidu sauc donors-akceptors. Aplūkotajā piemērā elektronu pāra donors ir slāpekļa atoms, bet akceptors ir ūdeņraža atoms.
Pieredze rāda, ka četri N-H saites amonija jonos ir līdzvērtīgi visos aspektos. No tā izriet, ka ar donorakceptora metodi izveidotā saite pēc savām īpašībām neatšķiras no kovalentās saites, kas izveidota mijiedarbojošo atomu nepāra elektronu dēļ.
Vēl viens piemērs molekulai, kurā ir saites, kas izveidotas ar donora-akceptora metodi, ir slāpekļa oksīda (I) N 2 O molekula.
Agrāk strukturālā formulašis savienojums tika attēlots šādi:
Saskaņā ar šo formulu centrālais slāpekļa atoms ir savienots ar blakus esošajiem atomiem ar piecām kovalentajām saitēm, tā ka tā ārējā elektronu slānī ir desmit elektroni (pieci elektronu pāri). Bet šāds secinājums ir pretrunā ar slāpekļa atoma elektronisko struktūru, jo tā ārējais L slānis satur tikai četras orbitāles (viena 5 un trīs p-orbitāles) un nevar saturēt vairāk par astoņiem elektroniem. Tāpēc iepriekš minēto strukturālo formulu nevar uzskatīt par pareizu.
Apskatīsim slāpekļa oksīda (I) elektronisko struktūru, un atsevišķu atomu elektroni tiks pārmaiņus apzīmēti ar punktiem vai krustiņiem. Skābekļa atoms, kuram ir divi nepāra elektroni, veido divas kovalentās saites ar centrālo slāpekļa atomu:
Sakarā ar nepāra elektronu, kas paliek centrālajā slāpekļa atomā, pēdējais veido kovalento saiti ar otro slāpekļa atomu:
Tādējādi tiek piepildīti skābekļa atoma un centrālā slāpekļa atoma ārējie elektronu slāņi: šeit veidojas stabilas astoņu elektronu konfigurācijas. Bet galējā slāpekļa atoma ārējā elektronu slānī atrodas tikai seši elektroni; tāpēc šis atoms var būt cita elektronu pāra akceptors. Tam blakus esošajam centrālajam slāpekļa atomam ir nedalīts elektronu pāris, un tas var darboties kā donors. Tas noved pie citas kovalentās saites veidošanās starp slāpekļa atomiem ar donora-akceptora metodi:
Tagad katram no trim atomiem, kas veido N2O molekulu, ir stabila ārējā slāņa astoņu elektronu struktūra. Ja ar donora-akceptora metodi izveidoto kovalento saiti, kā ierasts, apzīmē ar bultiņu, kas norāda no donora atoma uz akceptora atomu, tad slāpekļa oksīda (I) strukturālo formulu var attēlot šādi:
Tādējādi slāpekļa oksīdā (I) centrālā slāpekļa atoma kovalence ir četri, bet galējā - divi.
Aplūkotie piemēri parāda, ka atomiem ir dažādas iespējas kovalento saišu veidošanai. Pēdējo var izveidot gan uz nesapārotu elektronu rēķina, kas nav ierosināts atoms, gan uz nesapārotu elektronu rēķina, kas parādās atoma ierosināšanas rezultātā (elektronu pāru “savienošana pārī”), un, visbeidzot, ar donora-akceptora metode. Tomēr kopējais kovalento saišu skaits, ko konkrētais atoms var veidot, ir ierobežots. Tas ir definēts kopējais skaits valences orbitāles, t.i., tās orbitāles, kuru izmantošana kovalento saišu veidošanai izrādās enerģētiski labvēlīga. Kvantu mehāniskie aprēķini liecina, ka šādas orbitāles ietver S- un ārējā elektronu slāņa p-orbitāles un iepriekšējā slāņa d-orbitāles; dažos gadījumos, kā mēs redzējām hlora un sēra atomu piemēros, ārējā slāņa b/ orbitāles var izmantot arī kā valences orbitāles.
Visu otrā perioda elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir četras orbitāles, ja iepriekšējā slānī nav ^-orbitāļu. Tāpēc šo atomu valences orbitāles var uzņemt ne vairāk kā astoņus elektronus. Tas nozīmē, ka otrā perioda elementu maksimālā kovalence ir četri.
Trešā un nākamo periodu elementu atomi var tikt izmantoti kovalento saišu veidošanai ne tikai s- Un R-, bet arī ^-orbitāles. Ir zināmi ^-elementu savienojumi, kuros s- Un R-ārējā elektronu slāņa orbitāles un visas piecas
Tiek saukta atomu spēja piedalīties ierobežota skaita kovalento saišu veidošanā sāta sajūtu kovalentā saite.
- Kovalentā saite, kas veidojas donora-akceptora procesā, dažreiz tiek īsi apzīmēta kā donora-akceptora saite. Tomēr šis termins nav jāsaprot kā īpašs saites veids, bet gan tikai noteikts kovalentās saites veidošanas veids.
Kovalentās saites veidošanai ir divi galvenie veidi (mehānismi).
1) Spinvalents (apmaiņas) mehānisms : elektronu pāris, kas veido saiti, veidojas nesapārotu elektronu dēļ, kas atrodas neierosinātos atomos.
Tomēr kovalento saišu skaits var būt lielāks nekā nepāra elektronu skaits. Piemēram, neuzbudinātā stāvoklī (saukts arī par pamatstāvokli) oglekļa atomam ir divi nepāra elektroni, bet to raksturo savienojumi, kuros tas veido četras kovalentās saites. Tas kļūst iespējams atoma ierosmes rezultātā. Šajā gadījumā viens no s-elektroniem nonāk p-apakšlīmenī:
Izveidoto kovalento saišu skaita palielināšanos pavada vairāk enerģijas, nekā tiek iztērēts atoma ierosināšanai. Tā kā atoma valence ir atkarīga no nepāra elektronu skaita, ierosme izraisa valences palielināšanos. Slāpekļa, skābekļa, fluora atomā nepāra elektronu skaits nepalielinās, jo otrajā līmenī nav brīvu orbitāļu, un elektronu pārvietošanās uz trešo kvantu līmeni prasa daudz vairāk enerģijas nekā tā, kas izdalītos papildu saišu veidošanās laikā. Tādējādi, kad atoms ir ierosināts, elektronu pārejas uz brīvām orbitālēm ir iespējamas tikai viena enerģijas līmeņa ietvaros.
3. perioda elementi - fosfors, sērs, hlors - var uzrādīt valenci, kas vienāda ar grupas numuru. To panāk, ierosinot atomus ar 3s un 3p elektronu pāreju uz 3d apakšlīmeņa brīvajām orbitālēm:
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)
Iepriekš minētajās elektroniskajās formulās ierosinātajiem atomiem apakšlīmeņi, kas satur tikai nepāra elektronus, ir pasvītroti. Izmantojot hlora atoma piemēru, ir viegli parādīt, ka valence var būt mainīga:
Atšķirībā no hlora, F atoma valence ir nemainīga un vienāda ar 1, jo valences (otrā) enerģijas līmenī nav d-apakšlīmeņa orbitāļu un citu brīvu orbitāļu.
2) Donora-akceptora mehānisms : kovalentās saites veidojas elektronu pāru dēļ, kas atrodas uz atoma ārējā elektronu slāņa. Šajā gadījumā otrajam atomam ir jābūt brīvai orbitālei uz ārējā slāņa. Piemēram, amonija jonu veidošanos no amonjaka molekulas un ūdeņraža jona var parādīt pēc shēmas:
Atomu, kas nodrošina savu elektronu pāri kovalentās saites veidošanai, sauc par donoru, un atomu, kas nodrošina tukšu orbitāli, sauc par akceptoru. kovalentā saitešādā veidā izveidoto sauc par donora-akceptora saiti. Amonija katjonā šī saite pēc savām īpašībām ir absolūti identiska pārējām trim kovalentajām saitēm, kas veidojas ar apmaiņas metodi.
Atomu orbitāļu hibridizācija
Lai izskaidrotu atšķirību starp saites leņķiem H 2 O (104,5) un NH 3 (107,3) molekulās no 90, jāņem vērā, ka molekulas stabilais stāvoklis atbilst tās ģeometriskajai struktūrai ar viszemāko potenciālu. enerģiju. Tāpēc molekulas veidošanās laikā mainās atomu elektronu mākoņu forma un savstarpējais izvietojums salīdzinājumā ar to formu un izvietojumu brīvajos atomos. Rezultātā ķīmiskās saites veidošanās laikā tiek panākta pilnīgāka orbitāļu pārklāšanās. Šāda elektronu mākoņu deformācija prasa enerģiju, bet pilnīgāka pārklāšanās noved pie stiprākas saites veidošanās, un kopumā notiek enerģijas pieaugums. Tas izskaidro hibrīdu orbitāļu rašanos.
Hibrīda orbitāles formu var noteikt matemātiski, pievienojot sākotnējo orbitāļu viļņu funkcijas:
S- un p-orbitāļu viļņu funkciju saskaitīšanas rezultātā, ņemot vērā to pazīmes, izrādās, ka elektronu mākoņa blīvums (vērtība 2) tiek palielināts vienā kodola pusē, un pazemināts. uz citiem.
Kopumā hibridizācijas process ietver šādus posmus: atoma ierosmi, ierosinātā atoma orbitāļu hibridizāciju, saišu veidošanos ar citiem atomiem. Pirmo divu posmu enerģijas izmaksas tiek kompensētas ar enerģijas pieaugumu, veidojot spēcīgākas saites ar hibrīda orbitālēm. Hibridizācijas veidu nosaka tajā iesaistīto orbitāļu veids un skaits.
Tālāk ir apskatīti dažādu s- un p-orbitāļu hibridizācijas veidu piemēri.
Vienas s- un vienas p-orbitāles hibridizācija (sp-hibridizācija) notiek, piemēram, veidojoties berilija hidrīdam, berilijam, cinkam, kadmija-dzīvsudraba halogenīdiem. Šo elementu atomiem normālā stāvoklī ārējā slānī ir divi pārī savienoti s-elektroni. Ierosināšanas rezultātā viens no s-elektroniem pāriet p-stāvoklī - parādās divi nepāra elektroni, no kuriem viens ir s-elektrons un otrs ir p-elektrons. Veidojot ķīmisko saiti, šīs divas dažādās orbitāles tiek pārveidotas par divām identiskām hibrīdorbitālēm Kopējais orbitāļu skaits hibridizācijas laikā nemainās . Divas sp-hibrīda orbitāles ir vērstas viena pret otru 180º leņķī un veido divas saites (2. attēls):
2. attēls. Berilija sp-orbitāles un hlora p-orbitāles pārklājas BeCl 2 molekulā
Molekulu BeГ 2 , ZnГ 2 , CdГ 2 , HgГ 2 (Г-halogēna) struktūras eksperimentālā noteikšana parādīja, ka šīs molekulas ir lineāras, un abām metālu saitēm ar halogēna atomiem ir vienāds garums.
Viena s- un divu p-orbitāļu hibridizācija (sp 2 -hibridizācija) notiek, piemēram, veidojoties bora savienojumiem. Uzbudinātam bora atomam ir trīs nepāra elektroni - viens s-elektrons un divi p-elektroni. No trim orbitālēm veidojas trīs ekvivalentas sp 2 -hibrīda orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120 leņķī viena pret otru (3. attēls). Patiešām, kā liecina eksperimentālie pētījumi, tādu bora savienojumu molekulām kā BG 3 (G-halogēns), B (CH 3) 3 - trimetilbors, B (OH) 3 - borskābe, ir plakana struktūra. Šajā gadījumā trīs bora saitēm šajās molekulās ir vienāds garums un tās atrodas 120 leņķī.
3. attēls. Bora sp 2 orbitāļu un hlora p orbitāļu pārklāšanās BCl 3 molekulā
Viena s- un trīs p-orbitāļu hibridizācija (sp 3 -hibridizācija) ir raksturīga, piemēram, ogleklim un tā analogiem, silīcijam un germānijam. Šajā gadījumā četras hibrīda sp3 orbitāles atrodas viena pret otru 10928 leņķī; tie ir vērsti uz tetraedra virsotnēm (molekulās CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 un citās). Saites leņķi H 2 O (104,5º) un NH 3 (107,3º) molekulās precīzi neatbilst “tīro” p-orbitāļu (90º) savstarpējam izvietojumam. Tas ir saistīts ar zināmu s-elektronu ieguldījumu ķīmiskās saites veidošanā. Šis ieguldījums nav nekas cits kā hibridizācija. Valences elektroni šajās molekulās aizņem četras orbitāles, kas ir tuvu sp 3 hibrīdam. Nelielā atšķirība starp saites leņķiem un tetraedra leņķiem 109º28" saskaņā ar Žilespija teoriju ir izskaidrojama ar to, ka nedalītās hibrīda orbitāles telpā aizņem lielāku tilpumu.
Daudzās molekulās centrālais atoms netiek hibridizēts. Tādējādi saišu leņķi molekulās H 2 S, PH 3 u.c. ir tuvu 90, t.i. saišu veidošanās notiek, piedaloties “tīrām” p-orbitālēm, kas atrodas taisnā leņķī viena pret otru. 
JAUNAS INFORMĀCIJAS IZMANTOŠANA
TEHNOLOĢIJAS ĶĪMIJAS STUNDĀS
Laiks skrien ātri uz priekšu, un, ja agrāk skolai bija nepieciešams izveidot teorētisko bāzi un izglītības un metodisko nodrošinājumu, tad tagad ir viss nepieciešamais, lai palielinātu tās darba efektivitāti. Un tas ir valsts projekta "Izglītība" lielais nopelns. Protams, mēs, skolotāji, piedzīvojam lielas grūtības moderno tehnoloģiju apguvē. Mūsu nespēja strādāt ar datoru ietekmē, un ir nepieciešams daudz laika, lai to apgūtu. Bet tomēr ļoti interesanti un aizraujoši! Turklāt rezultāts ir acīmredzams. Bērniem ir interese par nodarbībām, dažādas nodarbības ir ļoti ātras un informatīvas.
Cilvēki bieži domā, ka ķīmija ir kaitīga un bīstama. Bieži dzirdam: “Videi draudzīgi produkti!”, “Es dzirdēju, ka jūs saindē ar ķimikālijām!”... Bet tā nav taisnība! Mēs, ķīmijas skolotāji, saskaramies ar uzdevumu pārliecināt skolēnus, ka ķīmija ir radoša zinātne, ka tā ir sabiedrības produktīvs spēks un tās produkti tiek izmantoti visās nozarēs, Lauksaimniecība un bez ķimikālijām tas nav iespējams tālākai attīstībai civilizācija.
Plašai ķīmisko vielu, vielu, metožu un tehnoloģisko metožu ieviešanai nepieciešami augsti izglītoti speciālisti ar stabilu ķīmijas zināšanu bāzi. Lai to izdarītu, mūsu skolā ir specializēta ķīmijas un bioloģijas klase, kas nodrošina kvalitatīvu apmācību skolēniem ķīmijas izglītības turpināšanai. Lai skolēni vidusskolā varētu izvēlēties tieši šo profilu, 9.klasē notiek izvēles kurss "Ķīmija ikdienā", kura mērķis ir palīdzēt bērniem iepazīties ar profesijām, kas tieši saistītas ar ķīmijas un bioloģijas priekšmetiem. . Pat ja skolēni vidusskolā neizvēlas ķīmisko un bioloģisko profilu, zināšanas par vielām, ar kurām ikdienā saskaras nemitīgi, dzīvē noderēs.
Izvēles kursa auditorijā pirmā vieta ir lekcijām. Gatavojoties tām, izmantoju informācijas interneta resursus. Uz ekrāna tiek parādītas daudzas ilustrācijas, diagrammas, video kolekcijas, laboratorijas darbu materiāli, slaidi, un, pamatojoties uz tiem, es vedu savu stāstu. Mana skaidrošanas tehnoloģija ir būtiski mainījusies. Bērni ir ļoti ieinteresēti, viņi klausās stāstu ar lielu uzmanību un vēlmi.
Ķīmija ir eksperimentāla zinātne. Liels laiks tiek veltīts laboratorijas darbiem. Bet gadās, ka daži reaģenti neatrodas laboratorijā, un palīgā nāk virtuālā laboratorija. Ar speciālas programmas palīdzību skolēni var veikt virtuālu eksperimentu. Bērni pēta sintētisko mazgāšanas līdzekļu ietekmi uz Dažādi audi, minerālmēslu šķīdība ūdenī, to šķīduma vide, pārtikas kvalitatīvais sastāvs (ogļhidrāti, olbaltumvielas, tauki). Ar datora palīdzību viņi ved paši savu eksperimentālo dienasgrāmatu, kur fiksē tēmu laboratorijas darbi, viņu novērojumi, secinājumi par šo vielu pareizu lietošanu ikdienā. Virtuālās laboratorijas priekšrocības ir drošība, nav nepieciešams laboratorijas aprīkojums, un laika izmaksas ir minimālas.
Kursa beigās studentiem jānokārto tests par jebkuru apgūto tēmu. Viņi saskaras ar uzdevumu izvēlēties, kādā formā apkopot. Tradicionālākais ir tests abstrakta, ziņojuma vai ziņojuma veidā. Sagatavošanai bērni izmanto materiālus no interneta resursiem. Šajā, protams, es viņiem palīdzu: skaidri uzstādu uzdevumu, formulēju jautājumus, uz kuriem studentiem jāatbild, un norādu vietnes adresi ar informāciju par attiecīgo tēmu.
Bet šī forma jau ir nedaudz novecojusi, un daži puiši sāka izvēlēties projekta aktivitātes. Viņi strādā individuāli, grupās, komandās. Informācijas meklēšana nav pilnīga, neizmantojot interneta iespējas. Pirms izlaižu tos bezmaksas meklēšanā, es viņiem sniedzu orientāciju: meklēšanas tehnika, atslēgvārdi, frāzes, meklētājprogrammu nosaukumi, ar kuriem var būt noderīgi strādāt, vietņu adreses internetā.
Bērni arī izvēlas testu spēles veidā, uzdevumus un vingrinājumus, kuriem paši attīsta. Tas var būt testa atskaņotājs, “Gudrie un gudrie”, “Kā kļūt par miljonāru?”, “Ko? Kur? Kad?", dažādas mīklas.
Sakārtoju arī iegūtā produkta prezentāciju, iesaistot attālinātās tehnoloģijas. Ievietojot aktivitāšu rezultātus internetā skolas vai klases mājaslapā, skolēni iegūst iespēju novērtēt savu darbu ne tikai ar klasesbiedru, bet arī ar citu skolu bērnu un skolotāju palīdzību, pārrunāt šos rezultātus, paskatieties uz tiem ar citām acīm.
No jauno mediju pedagoģijas viedokļa mēs dzīvojam ārkārtīgi interesantā laikā. Mūsdienu tehnoloģiju straujā ieviešana liek jaunā veidā pieiet vecajām pozīcijām. Pirmsprofila apmācība mūsu skolā pastāv četrus gadus, un katru reizi pārskatu nodarbību gaitu, jo. paveras jaunas perspektīvas, veidojas auglīgas saiknes starp tradicionālajām mācību metodēm un jaunajiem sabiedrības uzdevumiem, informāciju un zināšanām. Patiešām, mediju izglītība ir kļuvusi par daļu no vispārējās izglītības. Tajā pašā laikā bērnos attīstās komunikācijas prasmes, interese par jaunajām tehnoloģijām, entuziasms, individuālā aktivitāte, radošums, viņi aktīvi sadarbojas, apmainās ar viedokļiem.
Esmu pārliecināts, ka informācijas tehnoloģiju izmantošana var nodrošināt attīstītu mācīšanās kultūru. Tie ir panākumi mācībās un mācībās. Pielieto informācijas tehnoloģijas! Pārejiet no vecām nodarbību formām, kas zaudējušas savu efektivitāti, uz jaunākām, progresīvākām un modernākām!
Jauno informācijas tehnoloģiju izmantošana izglītības process var ilustrēt ar piemēru vienā no vispārējās ķīmijas stundām 11. klasē.
Kovalentās saites veidošanās mehānisms un īpašības
Nodarbības mērķis. Atsaukt no 8. klases kursa kovalentās saites veidošanās mehānismu, pētīt donora-akceptora mehānismu un kovalentās saites īpašības.
Aprīkojums. Elektronegativitātes tabula ķīmiskie elementi, st- un l-saišu kodogrammas, treniņu disks " vispārējā ķīmija» no Kirila un Metodija apmācību programmu sērijas ar molekulu diagrammām un modeļiem, molekulu modeļiem ar bumbiņu un nūju, darba karti ar uzdevumiem un testiem, interaktīvo tāfeli, datoru, uzdevumiem zināšanu nostiprināšanai un kontrolei ar tālvadības pulti kontrole.
Nodarbību laikā
Lekcija tiek vadīta ar apmācību diska "Vispārējā ķīmija" palīdzību.
Aptvertā materiāla atkārtošana
Atgādiniet ar skolēniem, kuru dēļ starp nemetālu atomiem veidojas saite. Izpildi 1., 2. uzdevumus darba kartē (skat. pielikumu).
Jauna materiāla apgūšana
Kovalentās saites veidošanās mehānisms:
a) apmaiņa (piemēram, H 2, Cl 2, HC1);
b) donors-akceptors (piemēram, NH 4 C1).
Tūlīt skolēni pie malām pieraksta savus mājasdarbus: Attēlojiet hidronija jona H veidošanos 3 PAR + no H jona + un ūdens molekulas.
Kovalento saišu veidi: polārā un nepolārā (atbilstoši molekulas sastāvam).
Kovalentās saites īpašības.
daudzveidība(vienvietīgs, pusotrs, divvietīgs, trīsvietīgs).
Saiknes enerģija ir enerģijas daudzums, kas izdalās veidošanās laikā ķīmiskā saite vai iztērēti, lai to salauztu.
Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem molekulā.
Saites enerģija un garums ir savstarpēji saistīti. Parādiet ar piemēru, kā šīs īpašības ir savstarpēji saistītas, kā tās ietekmē molekulas stiprumu (projektējiet uz tāfeles):
Palielinoties saišu skaitam starp atomiem molekulā, saites garums samazinās un palielinās tās enerģija, piemēram (projicēt uz tāfeles):Piesātināmība- tā ir atomu spēja veidot noteiktu un ierobežotu skaitu saišu. Rādīt ar bumbiņu un nūju piemēriem
molekulas Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.
Orientēšanās. Apsveriet elektronu mākoņu pārklāšanās modeļus σ- un π-saišu veidošanās laikā, projicējiet uz tāfeles (att.).
Piefiksējiet 6., 7. uzdevumus darba kartē (skat. pielikumu).
Mazs pārtraukums!
1. Sāksim sarakstu secībā,
Jo pirmais elements.
(Tas, starp citu, veido ūdeni -
ļoti svarīgs punkts).
Iedomāsimies molekulu
Ērta formula H 2 .
Pievienosim -
Pasaulē nav vieglākas vielas!
2. N 2 ir slāpekļa molekula.
Zināms, ka tas ir bezkrāsains
gāze. Daudz zināšanu, bet pieņemsim
Papildināsim tos vienalga.
3. Viņš ir visur un visur:
Un akmenī, gaisā, ūdenī,
Viņš ir rīta rasā
Un zils debesīs.
(Skābeklis.)
4. Sēņotāji mežā atrada nelielu purvu, no kura vietām izplūda gāzes burbuļi. Sērkociņš aizdedzināja gāzi, un pa purvu sāka klīst vāja liesma. Kas šī ir par gāzi? (metāns)
Nodarbības turpinājums.
Polarizējamība ir kovalentās saites spēja mainīt savu polaritāti ārējas ietekmes ietekmē elektriskais lauks(pievērsiet uzmanību tādiem dažādiem jēdzieniem kā saites polaritāte un molekulārā polarizējamība).
Izpētītā materiāla konsolidācija
Kontrole par pētāmo tēmu tiek veikta, izmantojot tālvadības pultis.
Aptauja tiek veikta 3 minūšu laikā, 10 jautājumi par viena punkta cenu, atbildes sniegšanai tiek dotas 30 sekundes, jautājumi tiek projicēti uz interaktīvās tāfeles. Iegūstot 9-10 punktus - rezultāts "5", 7-8 punkti - rezultāts "4", 5-6 punkti - rezultāts "3".
Jautājumi konsolidācijai
1. Saiti, kas veidojas kopīgu elektronu pāru dēļ, sauc:
a) jonu; b) kovalentā; c) metāls.
2. Starp atomiem veidojas kovalentā saite:
a) metāli; b) nemetāli; c) metāls un nemetāls.
3. Kovalentās saites veidošanās mehānismu viena atoma vientuļā elektronu pāra un cita brīvās orbitāles dēļ sauc:
a) donors-akceptors; b) inerts; c) katalītisks.
4. Kurai no molekulām ir kovalentā saite?
a) Zn; b) Cu O; c) NH3.
5. Saišu daudzveidība slāpekļa molekulā ir vienāda ar:
a) trīs; b) divi; c) vienība.
6. Mazākais saites garums molekulā:
a) H2S; b) SF6; c) SO2; d) SOR
7. Elektronu mākoņiem pārklājoties pa asi, kas savieno mijiedarbībā esošo atomu kodolus, veidojas:
a) σ-saite; b) π saite; c) ρ-saite.
8. Slāpekļa atomam ir iespējamais nepāra elektronu skaits:
a) 1; b) 2; plkst.3.
9. Saites stiprība palielinās sērijā:
a) H2O-H2S; 6) NH3 - PH 3; c) CS2 - CO2; d) N 2 - O 2
10. Hibrīda s-orbitālei ir šāda forma:
a) bumba b) nepareizi astoņi; c) pareizie astoņi.
Rezultāti uzreiz tiek parādīti ekrānā, mēs sagatavojam atskaiti par katru jautājumu.
Mājas darbu analīze (sk. pielikumu - darba kartiņa), 6.§ O.S.Gabrijana, G.Glisova mācību grāmatā “Ķīmija. 11. klase ”(M .: Drofa, 2006), abstrakts burtnīcā.
Pieteikums
darba karte
1. Saskaņojiet vielas nosaukumus un savienojuma veidu.
1) Kālija hlorīds;
2) skābeklis;
3) magnijs;
4) tetrahlorīds.
a) Kovalents nepolārs;
b) jonu;
c) metāls;
d) kovalentais polārs.
2. Starp kuru elementu atomiem ķīmiskajai saitei būs jonu raksturs?
a) NnO; b) Si un C1; c) Na un O; d) P un Br.
3. Saites garums ir izteikts:
a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.
4. Kur ķīmiskā saite ir spēcīgākā: Cl 2 vai O 2 molekulā?
5. Kurā molekulā ūdeņraža saites stiprums ir lielāks: H 2 O vai H 2 S?
6. Turpiniet teikumu: “Saite, kas veidojas, elektronu mākoņiem pārklājoties pa līniju, kas savieno atomu kodolus, tiek saukta par ........................ ...................... ......",
7. Uzzīmējiet pārklāšanās elektronu orbitāļu modeļus π saites veidošanās laikā.
8. Mājasdarbs. "Vispārējā ķīmija kontroldarbos, uzdevumos, vingrinājumos" O.S.Gabrieljans (Maskava: Drofa, 2003), darbs 8A, 1., 2. variants.
Ideju par ķīmiskās saites veidošanu ar elektronu pāra palīdzību, kas pieder abiem savienojošajiem atomiem, 1916. gadā izvirzīja amerikāņu fizikālais ķīmiķis Dž. Lūiss.
Kovalentā saite pastāv starp atomiem gan molekulās, gan kristālos. Tas notiek gan starp identiskiem atomiem (piemēram, H 2, Cl 2, O 2 molekulās, dimanta kristālā), gan starp dažādiem atomiem (piemēram, H 2 O un NH 3 molekulās, SiC kristālos). Gandrīz visas saites molekulās organiskie savienojumi ir kovalentas (C-C, C-H, C-N utt.).
Kovalentās saites veidošanai ir divi mehānismi:
1) maiņa;
2) donors-akceptors.
Apmaiņas mehānisms kovalentās saites veidošanaiir tas, ka katrs no savienojošajiem atomiem nodrošina vienota elektronu pāra (saites) veidošanos ar vienu nepāra elektronu. Mijiedarbojošo atomu elektroniem jābūt ar pretējiem spiniem.
Apsveriet, piemēram, kovalentās saites veidošanos ūdeņraža molekulā. Kad ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, to elektronu mākoņi iekļūst viens otrā, ko sauc par elektronu mākoņu pārklāšanos (3.2. att.), palielinās elektronu blīvums starp kodoliem. Kodoli tiek piesaistīti viens otram. Tā rezultātā sistēmas enerģija samazinās. Ar ļoti spēcīgu atomu pieeju palielinās kodolu atgrūšanās. Tāpēc starp kodoliem ir optimālais attālums (saites garums l), pie kura sistēmai ir minimālā enerģija. Šajā stāvoklī tiek atbrīvota enerģija, ko sauc par saistošo enerģiju E St.
Rīsi. 3.2. Elektronu mākoņu pārklāšanās shēma ūdeņraža molekulas veidošanās laikā
Shematiski ūdeņraža molekulas veidošanos no atomiem var attēlot šādi (punkts nozīmē elektronu, josla nozīmē elektronu pāri):
H+H→H: H vai H+H→H–H.
IN vispārējs skats citu vielu AB molekulām:
A + B = A: B.
Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānismssastāv no tā, ka viena daļiņa - donors - rada elektronu pāri saites veidošanai, bet otrā - akceptors - brīvu orbitāli:
A: + B = A: B.
donora akceptors
Apsveriet ķīmisko saišu veidošanās mehānismus amonjaka molekulā un amonija jonos.
1. Izglītība
Slāpekļa atoma ārējā enerģijas līmenī ir divi pārī savienoti un trīs nepāra elektroni:
Ūdeņraža atomam s - apakšlīmenī ir viens nepāra elektrons.
Amonjaka molekulā slāpekļa atoma nepāra 2p elektroni veido trīs elektronu pārus ar 3 ūdeņraža atomu elektroniem:
NH 3 molekulā apmaiņas mehānismā veidojas 3 kovalentās saites.
2. Kompleksa jona - amonija jona veidošanās.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl vai NH 3 + H + = NH 4 +
Slāpekļa atomam ir vientuļš elektronu pāris, t.i., divi elektroni ar pretparalēliem spiniem vienā atoma orbitālē. Ūdeņraža jona atomu orbitāle nesatur elektronus (vakanta orbitāle). Kad amonjaka molekula un ūdeņraža jons tuvojas viens otram, mijiedarbojas slāpekļa atoma vientuļais elektronu pāris un ūdeņraža jona brīvā orbitāle. Nedalītais elektronu pāris kļūst parasts slāpekļa un ūdeņraža atomiem, ķīmiskā saite rodas saskaņā ar donora-akceptora mehānismu. Amonjaka molekulas slāpekļa atoms ir donors, un ūdeņraža jons ir akceptors:
Jāņem vērā, ka NH 4 + jonā visas četras saites ir līdzvērtīgas un neatšķiramas, tāpēc jonā lādiņš tiek delokalizēts (izkliedēts) pa visu kompleksu.
Aplūkotie piemēri parāda, ka atoma spēju veidot kovalentās saites nosaka ne tikai viena elektrona, bet arī 2 elektronu mākoņi vai brīvu orbitāļu klātbūtne.
Saskaņā ar donora-akceptora mehānismu tiek veidotas saites sarežģīti savienojumi: - ; 2+ ; 2- utt.
Kovalentai saitei ir šādas īpašības:
- sāta sajūta;
- orientēšanās;
- polaritāte un polarizējamība.
Biļetes numurs 11
Biļetes numurs 12
Biļetes numurs 13
Biļetes numurs 14
Biļetes numurs 15.
EKSĀMENU BIĻETE Nr.11
Redoksreakcijas. Elementa oksidācijas stāvoklis. Oksidētāju un reducētāju piemēri.
Valences saišu (MVS) metode. Kovalentās saites veidošanās apmaiņas un donoru-akceptoru mehānismi.
Atbilde:
Redoksreakcijas(OVR) - reakcijas, kas iet ar izmaiņām s.d. atomi. Redoksreakcijas ir ķīmiskas reakcijas, kas notiek, mainoties reaģentu veidojošo atomu oksidācijas pakāpēm, ko realizē elektronu pārdalīšana starp oksidējošo atomu un reducējošo atomu.
Oksidācijas stāvoklis(s.d.) - lādiņš, kas tiek attiecināts uz atomu, uzskatot to par jonu
Oksidētājs (Vērsis) pieņem elektronus.
Restaurators (sarkans) - ziedo elektronus
Vērsis 1 + Sarkans 2 Sarkans 1 + Vērsis 2
Ox1 + ne– → Red1
Cu2+ + 2e– → Cu0
CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu
Red2–ne– → Ox2
Zn0 – 2e– → Zn2+
Valences saites metode
1927. gads — Heitlers un Londona veica ūdeņraža molekulas kvantu mehānisko aprēķinu
Komunikācijas veidošanas mehānismi
|
Apmaiņa A + BA : IN |
Donors-akceptors A : +VA : IN BF 3 + F – – : NH 3 + H + + |
Kovalentās saites veidošanās mehānisms.
MVS ļauj izšķirt trīs kovalentās saites veidošanās mehānismus: apmaiņas, donora-akceptora un datīvu.
apmaiņas mehānisms. Tas ietver tos ķīmiskās saites veidošanās gadījumus, kad katrs no diviem saistītiem atomiem atvēl vienu elektronu socializācijai, it kā tos apmainot. Lai saistītu divu atomu kodolus, elektroniem jāatrodas telpā starp kodoliem. Šo zonu molekulā sauc par saistīšanas zonu (zonu, kurā elektronu pāris, visticamāk, paliks molekulā). Lai starp atomiem notiktu nepāra elektronu apmaiņa, ir nepieciešama atomu orbitāļu pārklāšanās. Tā ir apmaiņas mehānisma darbība kovalentās ķīmiskās saites veidošanai. Atomu orbitāles var pārklāties tikai tad, ja tām ir vienādas simetrijas īpašības attiecībā pret starpkodolu asi.
|
|
Donor-akceptors un datīvie mehānismi.
Donora-akceptora mehānisms ir saistīts ar vientuļa elektronu pāra pārnešanu no viena atoma uz brīvu. atomu orbitāle cits atoms. Piemēram, jonu veidošanās -:
Brīvais p-AO bora atomā BF 3 molekulā pieņem elektronu pāri no fluorīda jona (donora). Iegūtajā anjonā četras B-F kovalentās saites ir līdzvērtīgas garuma un enerģijas ziņā. Sākotnējā molekulā visas trīs B-F saites veidoja apmaiņas mehānisms.
Atomi, kuru ārējais apvalks sastāv tikai no s- vai p-elektroniem, var būt vientuļā elektronu pāra donori vai akceptori. Atomi, kuriem uz d-AO ir valences elektroni, vienlaikus var darboties gan kā donori, gan kā akceptori. Lai atšķirtu šos divus mehānismus, tika ieviesti saišu veidošanās datīvā mehānisma jēdzieni.
Eksāmena biļetes numurs 12
Otrais termodinamikas likums. Entropija, viņa fiziskā nozīme un aprēķinu metodes. Sistēmas entropijas izmaiņas kā varbūtības kritērijs procesa virzienam.
Osmoze. osmotiskais spiediens. Van Hofa likums neelektrolītu šķīdumiem.
Atbilde:
Otrais termodinamikas likums
IN izolēts sistēmā, spontāns process ir iespējams tikai ar entropijas pieaugumu.
