Механізм утворення ковалентного зв'язку. Ковалентний (неполярная, полярна) зв'язок. Закріплення вивченого матеріалу

Ковалентний зв'язок - це зв'язок, що зв'язує найчастіше атоми неметалів молекулах і кристалах. Про те, яку хімічну зв'язок називають ковалентним говоримо в цій статті.

Що таке ковалентний хімічний зв'язок?

Ковалентний хімічний зв'язок - це зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення спільних (зв'язують) електронних пар.

Якщо між двома атомами є одна загальна електронна пара, то такий зв'язок називається одинарної (ординарної), якщо дві - подвійний, якщо три - потрійний.

Зв'язок прийнято позначати горизонтальною рискою між атомами. Наприклад, в молекулі водню одинарна зв'язок: H-H; в молекулі кисню подвійний зв'язок: O \u003d O; в молекулі азоту потрійний зв'язок:

Мал. 1. Потрійна зв'язок в молекулі азоту.

Чим вище кратність зв'язку, тим міцніше молекула: наявність потрійний зв'язку пояснює високу хімічну стійкість молекул азоту.

Освіта і види ковалентного зв'язку

Існують два механізми утворення ковалентного зв'язку: обмінний механізм і донорно-акцепторні механізм:

обмінний механізм. При обмінному механізмі для утворення спільної електронної пари два зв'язуються атома надають по одному неспарених електронів. Саме так відбувається, наприклад, при утворенні молекули водню.

Мал. 2. Освіта молекула водню.

Загальна електронна пара належить кожному з пов'язаних атомів, тобто електронна оболонка у них завершена.

донорно-акцепторні механізм. При донорно-акцепторном механізмі загальну електронну пару представляє один з зв'язуються атомів, той, який є більш електронегативний. Другий атом являє вільну орбіталь для загальної електронної пари.

Мал. 3. Освіта іона амонію.

Так утворюється іон амонію NH 4 +. Цей позитивно заряджений іон (катіон) утворюється при взаємодії газу аміаку з будь-якою кислотою. У розчині кислоти існують катіони водню (протони), в водневої середовищі утворюють катіон гидроксония H 3 O +. Формула аміаку NH 3: молекула складається з одного атома азоту і трьох атомів водню, пов'язаних одинарними ковалентними зв'язками з обмінним механізмом. У атома азоту залишається при цьому одна неподіленого електронних пари. Її він надає в якості загальної, як донор, йону водню H +, що має вільну орбіталь.

Ковалентний хімічний зв'язок в хімічних речовинах може бути полярної і неполярний. Зв'язок не має дипольного моменту, тобто полярності, якщо пов'язані два атома одного і того ж елемента, які мають одне і те ж значення електронегативності. Так, в молекулі водню зв'язок неполярная.

У молекулі хлороводню HCl ковалентного одинарним зв'язком з'єднані атоми з різною електронегативність. Загальна електронна пара виявляється зрушено в бік хлору, у якого вище спорідненість до електрону і електронний торгівельний. Виникає дипольний момент, зв'язок стає полярною. При цьому відбувається часткове поділ заряду: атом водню стає позитивним кінцем диполя, а атом хлору - негативним.

Будь-яка ковалентний зв'язок володіє наступними характеристиками: енергія, довжина, кратність, полярність, поляризованість, насичуваність, спрямованість в просторі

Що ми дізналися?

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється перекриттям пари валентних електронних хмар. Цей вид зв'язку може утворюватися за донорно-акцепторного механізму, а також за обмінним механізмом. Ковалентний зв'язок буває полярної і неполярний і характеризується наявністю довжини, кратності, полярності, спрямованості в просторі.

Тест по темі

оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.2. Всього отримано оцінок: 164.

ковалентний зв'язок (Від латинського «зі» спільно і «vales» має силу) здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам. Утворюється між атомами неметалів.

Електронегативність неметалів досить велика, так що при хімічній взаємодії двох атомів неметалів повне перенесення електронів від одного до іншого (як у випадку) неможливий. В цьому випадку для виконання необхідне об'єднання електронів.

Як приклад обговоримо взаємодію атомів водню і хлору:

H 1s 1 - один електрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 - сім електронів на зовнішньому рівні

Кожному з двох атомів бракує по одному електрону для того, щоб мати завершену зовнішню електронну оболонку. І кожен з атомів виділяє "в загальне користування" по одному електрону. Тим самим правило октету виявляється виконаним. Найкраще зображати це за допомогою формул Льюїса:

Утворення ковалентного зв'язку

Усуспільнені електрони належать тепер удвох атомам. Атом водню має два електрона (свій власний і усуспільнений електрон атома хлору), а атом хлору - вісім електронів (свої плюс усуспільнений електрон атома водню). Ці два обобществленних електрона утворюють ковалентний зв'язок між атомами водню і хлору. Новоутворена при зв'язуванні двох атомів частка називається молекулою.

Неполярная ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок може утворитися і між двома однаковими атомами. наприклад:

Ця схема пояснює, чому водень і хлор існують у вигляді двохатомних молекул. Завдяки спаровування і усуспільнення двох електронів вдається виконати правило октету для обох атомів.

Крім одинарних зв'язків може утворюватися подвійна або потрійна ковалентний зв'язок, як, наприклад, в молекулах кисню О2 або азоту N 2. Атоми азоту мають по п'ять валентних електронів, отже, для завершення оболонки потрібно ще по три електрона. Це досягається обобществлением трьох пар електронів, як показано нижче:

Ковалентні з'єднання - зазвичай гази, рідини або порівняно низкоплавкие тверді речовини. Одним з рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3 500 ° С. Це пояснюється будовою алмаза, який являє собою суцільну решітку ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмаза, незалежно від його розміру, являє собою одну величезну молекулу.

Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла при цьому структура називається молекулою.

Полярна ковалентний зв'язок

У більшості випадків два ковалентно пов'язаних атома мають різну електронегативність і усуспільнені електрони не належать двом атомам в рівній мірі. Велику частину часу вони перебувають ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атому хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбувся повний перенос електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню і хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) і неполярной ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню кажуть, що вона полярна, т. е. має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).

У таблиці нижче перераховані основні типи зв'язків і приклади речовин:

Обмінний і донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку

1) Обмінний механізм. Кожен атом дає по одному неспарених електронів в загальну електронну пару.

2) Донорно-акцепторні механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає для цієї пари вільну орбіталь.

Як вже говорилося, загальна електронна пара, що здійснює ковалентний зв'язок, може утворитися за рахунок неспарених електронів, наявних в збудженому взаємодіючих атомах. Це відбувається, наприклад, при утворенні таких молекул, як H2, НС1, Cl2. Тут кожен з атомів має один неспареним електроном; при взаємодії двох таких атомів створюється загальна електронна пара - виникає ковалентний зв'язок.

У збудженому атомі азоту є три неспарених електрона:

Отже, за рахунок неспарених електронів атом азоту може брати участь в утворенні трьох ковалентних зв'язків. Це і відбувається, наприклад, в молекулах N 2 або NH 3, в яких ковалентность азоту дорівнює 3.

Однак число ковалентних зв'язків може бути і більше числа наявних у збудженого атома неспарених електронів. Так, в нормальному стані зовнішній електронний шар атома вуглецю має структуру, яка зображується схемою:

За рахунок наявних неспарених електронів атом вуглецю може утворити дві ковалентні зв'язку. Тим часом для вуглецю характерні сполуки, в яких кожен його атом пов'язаний з сусідніми атомами чотирма ковалентними зв'язками (наприклад, CO 2, CH 4 і т.д.). Це виявляється можливим завдяки тому, що при витраті деякої енергії можна один з наявних в атомі 2х-електронів перевести на підрівень 2 р в результаті атом переходить у збуджений стан, а число неспарених електронів зростає. Такий процес збудження, що супроводжується «розпарюванням» електронів, може бути представлений наступною схемою, в якій збуджений стан відзначено зірочкою у символу елемента:

Тепер у зовнішньому електронному шарі атома вуглецю знаходяться чотири неспарених електрона; отже, збуджений атом вуглецю може брати участь в утворенні чотирьох ковалентних зв'язків. При цьому збільшення числа створюваних ковалентних зв'язків супроводжується виділенням великої кількості енергії, ніж витрачається на переклад атома в збуджений стан.

Якщо збудження атома, що приводить до збільшення цифри не спарених електронів, пов'язане з дуже великими витратами енергії, то ці витрати не компенсуються енергією утворення нових зв'язків; тоді такий процес в цілому виявляється енергетично невигідним. Так, атоми кисню і фтору не мають вільних орбіталей в зовнішньому електронному шарі:

Тут зростання числа неспарених електронів можливо тільки шляхом перекладу одного з електронів на наступний енергетичний рівень, тобто в стан 3s. Однак такий перехід пов'язаний з дуже великою витратою енергії, яка не покривається енергією, що виділяється при виникненні нових зв'язків. Тому за рахунок неспарених електронів атом кисню може утворити не більш двох ковалентних зв'язків, а атом фтору - тільки одну. Дійсно, для цих елементів характерна постійна ковалентность, рівна двом для кисню і одиниці - для фтору.

Атоми елементів третього і наступних періодів мають в зовнішньому електронному шарі «i-підрівень, на який при порушенні можуть переходити s- і р-електрони зовнішнього шару. Тому тут з'являються додаткові можливості збільшення числа неспарених електронів. Так, атом хлору, що володіє в збудженому стані одним неспареним електроном

може бути переведений при витраті деякої енергії в порушені стану (СІ), що характеризуються трьома, п'ятьма або сімома неспареними електронами:

Тому на відміну від атома фтору атом хлору може брати участь в освіті не тільки однієї, але також трьох, п'яти або семи ковалентних зв'язків. Так, в хлористої кислоті HClO 2 ковалентность хлору дорівнює трьом, в хлорноватої кислоті HClO 3 - п'яти, а в хлорним кислоті HClO 4 - семи. Аналогічно атом сірки, також володіє незайнятим ЗбСіодуровнем, може переходити в порушені стану з чотирма або шістьма неспареними електронами і брати участь, отже, в освіті не тільки двох, як у кисню, але також чотирьох або шести ковалентних зв'язків. Цим можна пояснити існування сполук, в яких сірка виявляє ковалентность, рівну чотирьом (SO 2, SCl 4) або шести (SF 6).

У багатьох випадках ковалентні зв'язки виникають і за рахунок спарених електронів, наявних в зовнішньому електронному шарі атома. Розглянемо, наприклад, електронну структуру молекули аміаку:

Тут точками позначені електрони, спочатку належали атома азоту, а хрестиками - належали атомам водню. З восьми зовнішніх електронів атома азоту шість утворюють три ковалентні зв'язки і є загальними для атома азоту і атомів водню. Але два електрона належать тільки азоту і утворюють неподеленную електронну пару. Така пара електронів теж може брати участь в утворенні ковалентного зв'язку з іншим атомом, якщо в зовнішньому електронному шарі цього атома є вільна орбіталь. Незаповнена ls-орбіталь є, наприклад, у іона водню H +, взагалі позбавленого електронів:

Тому при взаємодії молекули NH 3 з іоном водню між ними виникає ковалентний зв'язок; неподіленої пари електронів атома азоту стає загальною для двох атомів, в результаті чого утворюється іон амонію NH 4:

Тут ковалентний зв'язок виникла за рахунок пари електронів, спочатку належала одному атому (донору електронної пари), і вільної орбіталі іншого атома (акцептора електронної пари). Такий спосіб утворення ковалентного зв'язку називається донорно- акцепторні. У розглянутому прикладі донором електронної пари служить атом азоту, а акцептором - атом водню.

Досвідом встановлено, що чотири зв'язку N-H в іоні амонію в усіх відношеннях рівноцінні. З цього випливає, що зв'язок, утворена донорно-акцепторні способом, не відрізняється за своїми властивостями від ковалентного зв'язку, створюваної за рахунок неспарених електронів взаємодіючих атомів.

Іншим прикладом молекули, в якій є зв'язки, утворені донорно-акцепторні способом, може служити молекула оксиду азоту (I) N 2 O.

раніше структурну формулу цього з'єднання зображували наступним чином:

Відповідно до цієї формули, центральний атом азоту з'єднаний з сусідніми атомами п'ятьма ковалентними зв'язками, так що в його зовнішньому електронному шарі знаходяться десять електронів (п'ять електронних пар). Але такий висновок суперечить електронної структурі атома азоту, оскільки його зовнішній L-шар містить всього чотири орбіталі (одну 5- і три р-орбіталі) і не може вмістити більше восьми електронів. Тому наведену структурну формулу можна визнати правильною.

Розглянемо електронну структуру оксиду азоту (I), причому електрони окремих атомів будемо по черзі позначати точками або хрестиками. Атом кисню, що має два неспарених електрона, утворює дві ковалентних зв'язку з центральним атомом азоту:

За рахунок неспареного електрона, що залишився у центрального атома азоту, останній утворює ковалентний зв'язок з другим атомом азоту:

Таким чином, зовнішні електронні шари атома кисню і центрального атома азоту виявляються заповненими: тут утворюються стійкі восьміелектронние конфігурації. Але в зовнішньому електронному шарі крайнього атома азоту розміщено тільки шість електронів; цей атом може, отже, бути акцептором ще однієї електронної пари. Сусідній ж з ним центральний атом азоту має неподіленої електронної парою і може виступати в якості донора. Це призводить до утворення по донорно-акцепторного способу ще однієї ковалентного зв'язку між атомами азоту:

Тепер кожен з трьох атомів, складових молекулу N 2 O, володіє стійкою восьміелектронной структурою зовнішнього шару. Якщо ковалентний зв'язок, утворену донорно-акцепторні способом, позначити, як це прийнято, стрілкою, спрямованої від атома-донора до атому-акцептору, то структурну формулу оксиду азоту (I) можна уявити наступним чином:

Таким чином, в оксиді азоту (I) ковалентность центрального атома азоту дорівнює чотирьом, а крайнього - двом.

Розглянуті приклади показують, що атоми мають різноманітними можливостями для утворення ковалентних зв'язків. Останні можуть створюватися і за рахунок неспарених електронів збудженого атома, і за рахунок неспарених електронів, що з'являються в результаті порушення атома ( «розпарювання» електронних пар), і, нарешті, по донорно-акцепторного способу. Проте загальне число ковалентних зв'язків, які здатний утворити даний атом, обмежена. Воно визначається загальним числом валентних орбіталей, т. Е. Тих орбіталей, використання яких для утворення ковалентних зв'язків виявляється енергетично вигідним. Квантово-механічний розрахунок показує, що до подібних орбиталям належать S- і р-орбіталі зовнішнього електронного шару і d-орбіталі попереднього шару; в деяких випадках, як ми бачили на прикладах атомів хлору і сірки, як валентних орбіталей можуть використовуватися і б / орбіталі зовнішнього шару.

Атоми всіх елементів другого періоду мають у зовнішньому електронному шарі чотири орбіталі при відсутності ^ -орбіталей в попередньому шарі. Отже, на валентних орбіталях цих атомів може розміститися не більше восьми електронів. Це означає, що максимальна ковалентность елементів другого періоду дорівнює чотирьом.

Атоми елементів третього і наступних періодів можуть використовувати для утворення ковалентних зв'язків не тільки s- і р-, але також і ^ орбіталі. Відомі сполуки ^ -елементів, в яких в освіті ковалентних зв'язків беруть участь s- і рорбіталі зовнішнього електронного шару і всі п'ять

Здатність атомів брати участь в утворенні обмеженого числа ковалентних зв'язків отримала назву насичуваності ковалентного зв'язку.

Ковалентний зв'язок, утворену донорно-акцепторні способом, іноді кратконазивают донорно-акцепторної зв'язком. Під цим терміном слід, однак, поніматьне особливий вид зв'язку, а лише певний спосіб утворення ковалентного зв'язку.

ВИКОРИСТАННЯ НОВИХ ІНФОРМАЦІЙНИХ

ТЕХНОЛОГІЙ НА УРОКАХ ХІМІЇ

Час швидко біжить вперед, і якщо раніше школа потребувала створення теоретичної бази та навчально-методичного забезпечення, то зараз є все необхідне для того, щоб підвищити ефективність її роботи. І в цьому велика заслуга національного проекту «Освіта». Звичайно, ми, педагоги, відчуваємо великі труднощі в плані освоєння сучасних технологій. Позначається наше невміння працювати з комп'ютером, а щоб його освоїти, потрібна велика кількість часу. Але все одно дуже цікаво, захоплююче! Тим більше, що результат не забарився. Дітям цікаво на уроках, різноманітні заняття проходять дуже швидко і пізнавально.

Люди нерідко думають, що хімія шкідлива і небезпечна. Ми часто чуємо: «Екологічно чисті продукти!», «Чув, що вас хімією труять!» ... Але це ж не так! Перед нами, вчителями хімії, стоїть завдання - переконати школярів у тому, що хімія - наука творить, що це продуктивна сила суспільства, а її продукти використовуються в усіх галузях промисловості, сільського господарства і без хімізації неможливий подальший розвиток цивілізації.

Повсюдне впровадження хімічних засобів, речовин, методів і технологічних прийомів вимагає високоосвічених фахівців, що мають солідну базу хімічних знань. Для цього в нашій школі існує профільний хіміко-біологічний клас, який забезпечує якісну підготовку школярів до продовження хімічної освіти. Для того щоб учні в старших класах вибирали саме цей профіль, в 9-му класі існує елективний курс «Хімія в побуті», мета якого - допомогти хлопцям ознайомитися з професіями, пов'язаними безпосередньо з предметами хімії та біології. Навіть якщо учні не виберуть хіміко-біологічний профіль в старших класах, то знання про речовини, з якими вони постійно зустрічаються в побуті, стануть в нагоді в житті.

На заняттях елективного курсу перше місце відводиться лекціям. При підготовці до них я використовую інформаційні інтернет-ресурси. Багато ілюстрації, схеми, відеоколекції, матеріали лабораторних робіт, слайди відображаються на екрані, і на їх основі я веду свою розповідь. Моя технологія пояснення істотно змінилася. Хлопцям дуже цікаво, вони слухають розповідь з великою увагою і бажанням.

Хімія - наука експериментальна. Велика кількість часу відводиться для лабораторних занять. Але буває так, що деяких реактивів в лабораторії немає, і на допомогу приходить віртуальна лабораторія. За допомогою спеціальної програми учні можуть провести віртуальний експеримент. Хлопці вивчають дію синтетичних миючих засобів на різні види тканин, розчинність в воді мінеральних добрив, середу їх розчину, якісний склад їжі (вуглеводи, білки, жири). За допомогою комп'ютера вони ведуть свій власний експериментальний щоденник, де фіксують тему лабораторної роботи, Свої спостереження, висновки щодо правильного застосування цих речовин в побуті. Переваги віртуальної лабораторії - це безпека, відсутність необхідності в лабораторному устаткуванні, та й тимчасові витрати мінімальні.

В кінці курсу хлопці повинні здати залік по будь-вивченої теми. Перед ними стоїть завдання - вибрати, в якій формі підвести підсумок. Сама традиційна - залік у вигляді реферату, повідомлення або доповіді. Для їх підготовки діти використовують матеріали інтернет-ресурсів. У цьому, звичайно, я допомагаю їм: чітко ставлю завдання, сформулювавши при цьому питання, на які учні повинні відповісти, вказую адресу сайту з інформацією з відповідної теми.

Але ця форма вже трохи застаріла, і деякі хлопці стали вибирати проектну діяльність. Працюють індивідуально, групами, колективами. Пошук інформації не обходиться без залучення можливостей Інтернету. Перш ніж випустити їх у вільний пошук, даю їм орієнтування: прийом пошуку, ключові слова, фрази, назви пошукових систем, робота з якими може бути корисна, адреси сайтів в Інтернеті.

Діти також вибирають залік у вигляді гри, завдання і вправи до якої вони розробляють самі. Це може бути залік-вертушка, «Розумники і розумниці», «Як стати мільйонером?», «Що? Де? Коли? », Різні головоломки.

Презентацію отриманого продукту теж влаштовую з залученням дистанційних технологій. Розмістивши результати діяльності в Інтернеті на сайті школи або класу, учні отримують можливість оцінити свою працю не тільки за допомогою своїх однокласників, а й хлопців і вчителів з інших шкіл, обговорити ці результати, поглянути на них іншими очима.

З точки зору нової медійної педагогіки ми живемо в надзвичайно цікавий час. Швидке впровадження сучасних технологій змушує нас підійти по-новому до старих позицій. Передпрофільне навчання у нас в школі існує чотири роки, і кожен раз я переглядаю хід уроків, тому що відкриваються нові перспективи, намічаються плідні зв'язки між традиційними методами навчання та новими завданнями суспільства, інформацією і знаннями. Дійсно, медійне освіта стала частиною загальної освіти. При цьому у хлопців розвиваються комунікативні здібності, інтерес до нових технологій, захопленість, індивідуальна активність, творчість, вони активно співпрацюють, обмінюються власною думкою.

Я переконана, що використання інформаційних технологій може забезпечити розвинену навчальну культуру. Це успіх у викладанні і навчанні. Застосовуйте інформаційні технології! Переходьте від старих форм занять, які втратили свою ефективність, до новіших, просунутим і сучасним!

Використання нових інформаційних технологій в навчальному процесі можна проілюструвати на прикладі одного з уроків з загальної хімії в 11-му класі.

Механізм утворення і властивості ковалентного зв'язку

Мета уроку. Згадати з курсу 8-го класу механізм утворення ковалентного зв'язку, вивчити донорно-акцепторні механізм і властивості ковалентного зв'язку.

устаткування. Таблиця електронегативності хімічних елементів, Кодограми ст- і л-зв'язків, навчальний диск «Загальна хімія» із серії навчальних програм Кирила і Мефодія зі схемами і моделями молекул, шаростержневие моделі молекул, робоча картка із завданнями і тестами, інтерактивна дошка, комп'ютер, завдання для закріплення і контролю знань з дистанційним управлінням.

Хід уроку

Лекція проводиться за допомогою навчального диска «Загальна хімія».

Повторення пройденого матеріалу

Згадати з учнями, за рахунок чого утворюється зв'язок між атомами неметалів. Виконати завдання 1, 2 на робочій картці (див. Додаток).

Вивчення нового матеріалу

Механізм утворення ковалентного зв'язку:

а) обмінний (на прикладі Н 2, Cl 2, НС1);

б) донорно-акцепторні (на прикладі NH 4 C1).

Відразу ж учні записують домашнє завдання на полях: Зобразити освіту іона гідроксонію Н 3 Про + з іона Н + і молекули води.

Види ковалентного зв'язку: полярний і неполярний (за складом молекули).

Властивості ковалентного зв'язку.

кратність (Одинарна, полуторна, подвійна, потрійна).

енергія зв'язку - це кількість енергії, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку або витрачається на її розрив.

довжина зв'язку - це відстань між ядрами атомів в молекулі.

Енергія і довжина зв'язку між собою взаємопов'язані. Показати на прикладі, як ці властивості взаємопов'язані, як вони впливають на міцність молекули (проектувати на дошку):

Зі збільшенням числа зв'язків між атомами в молекулі довжина зв'язку зменшується, а її енергія збільшується, наприклад (проектувати на дошку):

насичуваність - це здатність атомів утворювати певне і обмежене число зв'язків. Показати на прикладах шаростержневих

молекул Cl 2, Н 2 О, СН 4, HNО 3.

Спрямованість. Розглянути малюнки перекривання електронних хмар при утворенні σ- і π-зв'язків, проектувати на дошку (рис.).

Закріпити завданнями 6, 7 на робочій картці (див. Додаток).

Невелика перерва!

1. Почнемо ж список по порядку,

Оскільки перший елемент.

(Він утворює, до речі, воду -

Вельми существенниймомент).

Молекулу його представимо

Зручною формулою Н 2.

Багатозначно додамо -

Немає в світі легше речовини!

2. N 2 - молекула азоту.

Відомо, він безбарвний

газ. Чимало знань, але давайте

Поповнимо все ж їх запас.

3. Він усюди і скрізь:

І в камені, в повітрі, у воді,

Він і в ранковій росі,

І в небес блакиті.

(Кисень.)

4. Грибники знайшли в лісі невелике болото, з якого виривалися місцями бульбашки газу. Від сірника газ спалахнув, і слабосветящіхся полум'я стало блукати по болоту. Що це за газ? (Метан.)

Продовження уроку.

поляризуемость - це здатність ковалентного зв'язку змінювати свою полярність під дією зовнішнього електричного поля (звернути увагу на такі різні поняття, як полярність зв'язку і поляризованість молекули).

Закріплення вивченого матеріалу

Контроль з вивченої теми здійснюється за допомогою пультів дистанційного керування.

Опитування проводиться протягом 3 хв., 10 питань ціною в один бал, на відповідь відводиться 30 сек., Питання проектуються на інтерактивну дошку. При наборі 9-10 балів - оцінка «5», 7-8 балів - оцінка «4», 5-6 балів - оцінка «3».

Питання для закріплення

1. Зв'язок, яка утворюється за рахунок загальних електронних пар, називається:

а) іонної; б) ковалентного; в) металевою.

2. Ковалентний зв'язок утворюється між атомами:

а) металів; б) неметалів; в) металу і неметалла.

3. Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок неподіленої електронної пари одного атома і вільної орбіталі іншого називається:

а) донорно-акцепторні; б) інертний; в) каталітичний.

4. В якій з молекул ковалентний зв'язок?

a) Zn; б) Сu О; в) NH 3.

5. Кратність зв'язку в молекулі азоту дорівнює:

а) трьом; б) двом; в) одиниці.

6. Довжина зв'язку найменша в молекулі:

a) H 2 S; б) SF 6; в) SO 2; г) SOr

7. При перекривання електронних хмар уздовж осі, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів, утворюється:

а) σ-зв'язок; б) π-зв'язок; в) ρ-зв'язок.

8. У атома азоту можливе число неспарених електронів:

а) 1; б) 2; у 3.

9. Міцність зв'язку збільшується в ряду:

a) H 2 O - H 2 S; 6) NH 3 - PH 3; в) CS 2 - C О2; г) N 2 - O 2

10. Гібридна s орбіталь має форму:

а) кулі; б) неправильної вісімки; в) правильної вісімки.

Результати відразу відображаються на екрані, робимо звіт по кожному питанню.

Розбір домашнього завдання (див. Додаток - робочу картку), § 6 підручника О.С.Габріеляна, Г.ГЛисова «Хімія. 11 клас »(М .: Дрофа, 2006), конспект в зошиті.

прикладна програма

робоча картка

1. Зіставте назви речовини і тип зв'язку.

1) Хлорид калію;

2) кисень;

3) магній;

4) Тетрахлорметан.

а) Ковалентний неполярний;

б) іонна;

в) металева;

г) ковалентний полярна.

2. Між атомами яких елементів хімічний зв'язок матиме іонний характер?

a) NnO; б) Si і С1; в) Na і О; г) Р і Вr.

3. Довжина зв'язку виражається в:

а) нм; б) кг; в) дж; г) м 3.

4. Де хімічний зв'язок найбільш міцна: в молекулі Сl 2 або О 2?

5. Якою молекулі більше міцність водневого зв'язку: Н 2 О або H 2 S?

6. Продовжте речення: «Зв'язок, утворена перекриванням електронних хмар по лінії, що з'єднує ядра атомів, називається .............................. ...... »,

7. Замалюйте схеми перекривання електронних орбіталей при утворенні π-зв'язку.

8. Домашнє завдання. «Загальна хімія в тестах, задачах, вправах» О.С.Габріеляна (М .: Дрофа, 2003), робота 8А, варіант 1, 2.

В якій один з атомів віддавав електрон і ставав катіоном, а інший атом брав електрон і ставав аніоном.

Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість - визначають хімічні і фізичні властивості з'єднань.

Спрямованість зв'язку обумовлена молекулярною будовою речовини і геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежене число ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежено числом його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку обумовлена \u200b\u200bнерівномірним розподілом електронної щільності внаслідок відмінностей в електронний торгівельний атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки підрозділяються на неполярні і полярні (неполярні - двухатомная молекула складається з однакових атомів (H 2, Cl 2, N 2) і електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двухатомная молекула складається з атомів різних хімічних елементів , і загальне електронне хмара зміщується в бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

Поляризуемость зв'язку виражається в зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі і інший реагує частки. Поляризуемость визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Однак, двічі лауреат Нобелівської премії Л. Полінг вказував, що «в деяких молекулах є ковалентні зв'язки, обумовлені одним або трьома електронами замість загальної пари». Одноелектронні хімічний зв'язок реалізується в молекулярному іоні водню H 2 +.

Молекулярний іон водню H 2 + містить два протона і один електрон. Єдиний електрон молекулярної системи компенсує електростатичне відштовхування двох протонів і утримує їх на відстані 1,06 Å (довжина хімічного зв'язку H 2 +). Центр електронної щільності електронного хмари молекулярної системи рівновіддалений від обох протонів на борівський радіус α 0 \u003d 0,53 А і є центром симетрії молекулярного іона водню H 2 +.

енциклопедичний YouTube

1 / 5
Ковалентний зв'язок утворюється парою електронів, поділеної між двома атомами, причому ці електрони повинні займати дві стійкі орбіталі, по одній від кожного атома.
A · + · В → А: В
В результаті усуспільнення електрони утворюють заповнений енергетичний рівень. Зв'язок утворюється, якщо їх сумарна енергія на цьому рівні буде менше, ніж в початковому стані (а різниця в енергії буде ні чим іншим, як енергією зв'язку).

Відповідно до теорії молекулярних орбіталей, перекривання двох атомних орбіталей призводить в найпростішому випадку до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): зв'язує МО і антісвязивающей (розпушує) МО. Обобществлённие електрони розташовуються на більш низькою по енергії зв'язує МО.

Освіта зв'язку при рекомбінації атомів

Однак, механізм міжатомної взаємодії довгий час залишався невідомим. Лише в 1930 р Ф. Лондон ввів поняття дисперсійне тяжіння - взаємодія між миттєвим і наведеним (індукованими) диполями. В даний час сили тяжіння, обумовлені взаємодією між флуктуирующими електричними диполями атомів і молекул носять назву «лондоновских сили».
Енергія такої взаємодії прямо пропорційна квадрату електронної поляризуемости α і обернено пропорційна відстані між двома атомами або молекулами в шостого ступеня.

Освіта зв'язку за донорно-акцепторного механізму

Крім викладеного в попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія разноименно заряджених іонів - протона H + і негативного іона водню H -, званого гідрид-іоном:
H + + H - → H 2
При зближенні іонів двухелектронних хмара (електронна пара) гідрид-іона притягається до протона і в кінцевому рахунку стає загальним для обох ядер водню, тобто перетворюється в зв'язує електронну пару. Частка, що поставляє електронну пару, називається донором, а частка, що приймає цю електронну пару, називається акцептором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторні.
H + + H 2 O → H 3 O +
Протон атакує неподілену електронну пару молекули води і утворює стійкий катіон, існуючий у водних розчинах кислот.
Аналогічно відбувається приєднання протона до молекули аміаку з утворенням комплексного катіона амонію:
NH 3 + H + → NH 4 +
Таким шляхом (по донорно-акцепторного механізму утворення ковалентного зв'язку) отримують великий клас онієвих з'єднань, до складу якого входять амонієві, оксоніевие, фосфонієві, сульфоніевие та інші сполуки.
В якості донора електронної пари може виступати молекула водню, яка при контакті з протоном призводить до утворення молекулярного іона водню H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Зв'язуюча електронна пара молекулярного іона водню H 3 + належить одночасно трьом протонам.

Види ковалентного зв'язку

Існують три види ковалентного хімічного зв'язку, що відрізняються механізмом освіти:
1. Проста ковалентний зв'язок. Для її освіти кожен з атомів надає по одному неспарених електронів. При утворенні простий ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними.
- Якщо атоми, що утворюють просту ковалентний зв'язок, однакові, то справжні заряди атомів в молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюють зв'язок, в рівній мірі володіють обобществлённой електронної парою. Такий зв'язок називається неполярной ковалентним зв'язком. Такий зв'язок мають прості речовини, наприклад: 2, 2, 2. Але не тільки неметали одного типу можуть утворювати ковалентний неполярну зв'язок. Ковалентну неполярну зв'язок можуть утворювати також елементи-неметали, електронний торгівельний яких має рівне значення, наприклад, в молекулі PH 3 зв'язок є ковалентним неполярной, так як ЕО водню дорівнює ЕО фосфору.
- Якщо атоми різні, то ступінь володіння обобществлённой парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів. Атом з більшою електронегативність сильніше притягує до себе пару електронів зв'язку, і його істинний заряд стає негативним. Атом з меншою електронегативність набуває, відповідно, такий же за величиною позитивний заряд. Якщо з'єднання утворюється між двома різними неметалами, то таке з'єднання називається ковалентного полярної зв'язком.
У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 \u003d СН 2, його електронна формула: Н: С :: З: Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронних хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю розташовується над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючи вище і нижче площини молекули, утворюють другу зв'язок між атомами вуглецю. Першу, більш міцну ковалентний зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другу, менш міцну ковалентний зв'язок називають π (\\ displaystyle \\ pi)-зв'язком.
У лінійної молекулі ацетилену
Н-С≡С-Н (Н: С ::: З: Н)
є σ-зв'язку між атомами вуглецю і водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю і дві π (\\ displaystyle \\ pi)-зв'язку між цими ж атомами вуглецю. дві π (\\ displaystyle \\ pi)-зв'язку розташовані над сферою дії σ-зв'язку в двох взаємно перпендикулярних площинах.
Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу С 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють σ-зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрона. Хмари четверте валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно до площини молекули бензолу. Кожне таке хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π (\\ displaystyle \\ pi)-зв'язку, а єдина π (\\ displaystyle \\ pi) діелектрики або напівпровідники. Типовими прикладами атомних кристалів (атоми в яких з'єднані між собою ковалентними (атомними) зв'язками) можуть служити