Χημικός δεσμός. Τύποι χημικών δεσμών

χημικός δεσμός

Όλες οι αλληλεπιδράσεις που οδηγούν στην ενοποίηση χημικά σωματίδια(άτομα, μόρια, ιόντα κ.λπ.) σε ουσίες χωρίζονται σε χημικούς δεσμούς και σε διαμοριακούς δεσμούς (ενδομοριακές αλληλεπιδράσεις).

χημικοί δεσμοί- δεσμούς απευθείας μεταξύ ατόμων. Υπάρχουν ιοντικοί, ομοιοπολικοί και μεταλλικοί δεσμοί.

Διαμοριακούς δεσμούς- δεσμούς μεταξύ μορίων. Αυτά είναι ένας δεσμός υδρογόνου, ένας δεσμός ιόντος-διπόλου (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, για παράδειγμα, συμβαίνει ο σχηματισμός ενός κελύφους ενυδάτωσης ιόντων), ένας δεσμός διπόλου-διπόλου (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, μόρια οι πολικές ουσίες συνδυάζονται, για παράδειγμα, σε υγρή ακετόνη) κ.λπ.

Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων. ΣΤΟ δυαδικές ενώσεις(ενώσεις δύο στοιχείων), σχηματίζεται όταν τα μεγέθη των ατόμων που συνδέονται διαφέρουν πολύ μεταξύ τους: μερικά άτομα είναι μεγάλα, άλλα είναι μικρά - δηλαδή μερικά άτομα δίνουν εύκολα ηλεκτρόνια, ενώ άλλα τείνουν να τα δέχονται ( συνήθως αυτά είναι άτομα στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά μέταλλα και άτομα στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά αμέταλλα). η ηλεκτραρνητικότητα τέτοιων ατόμων είναι επίσης πολύ διαφορετική.
Ο ιονικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός και μη κορεσμένος.

ομοιοπολικό δεσμό- ένας χημικός δεσμός που προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ μικρών ατόμων με την ίδια ή κοντινή ακτίνα. Απαραίτητη προϋπόθεση- η παρουσία μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και στα δύο συνδεδεμένα άτομα (μηχανισμός ανταλλαγής) ή ενός μη κοινόχρηστου ζεύγους σε ένα άτομο και ενός ελεύθερου τροχιακού σε ένα άλλο (μηχανισμός δότη-δέκτη):

ένα)	H + H H:H	H-H	Η2	(ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, το H είναι μονοσθενές).
σι)		NN	Ν 2	(τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το Ν είναι τρισθενές).
σε)		H-F	HF	(ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, τα H και F είναι μονοσθενή).
ΣΟΛ)			NH4+	(τέσσερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το N είναι τετρασθενές)

απλό (μονό)- ένα ζεύγος ηλεκτρονίων
διπλό- δύο ζεύγη ηλεκτρονίων
τριπλούς- τρία ζεύγη ηλεκτρονίων.

Οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί ονομάζονται πολλαπλοί δεσμοί.

Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων, ο ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε μη πολικόκαι πολικός. Δεν πολικός δεσμόςσχηματίζεται μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων, πολικά - μεταξύ διαφορετικών.

Ηλεκτραρνητικότητα- ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου σε μια ουσία να έλκει κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.
Τα ζεύγη ηλεκτρονίων των πολικών δεσμών είναι προκατειλημμένα προς πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία. Η ίδια η μετατόπιση των ζευγών ηλεκτρονίων ονομάζεται πόλωση δεσμού. Τα μερικά (υπερβάλλοντα) φορτία που σχηματίζονται κατά την πόλωση συμβολίζονται με + και -, για παράδειγμα: .

Σύμφωνα με τη φύση της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων ("τροχιακά"), ο ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε -δεσμός και -δεσμός.
-ο δεσμός σχηματίζεται λόγω άμεσης επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων (κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων), -δεσμός - λόγω της πλευρικής επικάλυψης (και στις δύο πλευρές του επιπέδου στο οποίο βρίσκονται οι πυρήνες των ατόμων).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι κατευθυντικός και κορεσμένος, καθώς και πολικός.
Για να εξηγηθεί και να προβλεφθεί η αμοιβαία κατεύθυνση των ομοιοπολικών δεσμών, χρησιμοποιείται ένα μοντέλο υβριδισμού.

Παραγωγή μικτών γενών ατομικά τροχιακάκαι ηλεκτρονικά σύννεφα- η υποτιθέμενη ευθυγράμμιση των ατομικών τροχιακών σε ενέργεια και των νεφών ηλεκτρονίων σε σχήμα κατά το σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών από ένα άτομο.
Οι τρεις πιο συνηθισμένοι τύποι υβριδισμού είναι: sp-, sp 2 και sp 3 - υβριδισμός. Για παράδειγμα:
sp-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (γραμμική δομή).
sp 2-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (επίπεδο τριγωνικό σχήμα).
sp 3-υβριδισμός - σε μόρια CCl 4, SiH 4, CH 4 (τετραεδρική μορφή). NH 3 (πυραμιδικό σχήμα); H 2 O (γωνιακό σχήμα).

μεταλλική σύνδεση- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της κοινωνικοποίησης των ηλεκτρονίων σθένους όλων των συνδεδεμένων ατόμων ενός κρυστάλλου μετάλλου. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένα μόνο ηλεκτρονιακό νέφος του κρυστάλλου, το οποίο μετατοπίζεται εύκολα υπό τη δράση ηλεκτρική τάση- εξ ου και η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων.
Ένας μεταλλικός δεσμός σχηματίζεται όταν τα συνδεδεμένα άτομα είναι μεγάλα και επομένως τείνουν να δώσουν ηλεκτρόνια. απλές ουσίες με μεταλλικός δεσμός- μέταλλα (Na, Ba, Al, Cu, Au, κ.λπ.), σύνθετες ουσίες- διαμεταλλικές ενώσεις (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, κ.λπ.).
Ο μεταλλικός δεσμός δεν έχει κατευθυντικότητα κορεσμού. Διατηρείται και σε τήγματα μετάλλων.

δεσμός υδρογόνου- ένας διαμοριακός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της μερικής αποδοχής ενός ζεύγους ηλεκτρονίων ενός εξαιρετικά ηλεκτραρνητικού ατόμου από ένα άτομο υδρογόνου με μεγάλο θετικό μερικό φορτίο. Σχηματίζεται όταν στο ένα μόριο υπάρχει ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων και υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (F, O, N), και στο άλλο υπάρχει ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με έναν ισχυρά πολικό δεσμό με ένα από αυτά τα άτομα. Παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου:

H—O—H ··· OH 2, H—O—H ··· NH 3, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν στα πολυπεπτιδικά μόρια, νουκλεϊκά οξέα, πρωτεΐνες κ.λπ.

Ένα μέτρο της ισχύος οποιουδήποτε δεσμού είναι η ενέργεια του δεσμού.
Ενέργεια δεσμούείναι η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει το δεδομένο χημικός δεσμόςσε 1 mole της ουσίας. Η μονάδα μέτρησης είναι 1 kJ/mol.

Ιωνική και ομοιοπολικό δεσμό- ίδιας τάξης ενέργειας δεσμός υδρογόνου- μια τάξη μεγέθους μικρότερη.

Η ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού εξαρτάται από το μέγεθος των δεσμευμένων ατόμων (μήκος δεσμού) και από την πολλαπλότητα του δεσμού. Όσο μικρότερα είναι τα άτομα και όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα του δεσμού, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργειά του.

Η ενέργεια του ιοντικού δεσμού εξαρτάται από το μέγεθος των ιόντων και από τα φορτία τους. Όσο μικρότερα είναι τα ιόντα και όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο τους, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια δέσμευσης.

Η δομή της ύλης

Ανάλογα με τον τύπο της δομής, όλες οι ουσίες χωρίζονται σε μοριακόςκαι μη μοριακό. Αναμεταξύ οργανική ύληκυριαρχούν οι μοριακές ουσίες, μεταξύ των ανόργανων - μη μοριακών.

Ανάλογα με το είδος του χημικού δεσμού, οι ουσίες χωρίζονται σε ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς, σε ουσίες με ιοντικούς δεσμούς (ιονικές ουσίες) και σε ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς (μέταλλα).

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να είναι μοριακές ή μη μοριακές. Αυτό επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές τους ιδιότητες.

Οι μοριακές ουσίες αποτελούνται από μόρια που διασυνδέονται με ασθενείς διαμοριακούς δεσμούς, όπως: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 και άλλα απλές ουσίες; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, οργανικά πολυμερή και πολλές άλλες ουσίες. Αυτές οι ουσίες δεν έχουν υψηλή αντοχή, έχουν χαμηλές θερμοκρασίεςτήξη και βρασμό, δεν διεξάγεται ηλεκτρική ενέργεια, μερικά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό ή σε άλλους διαλύτες.

Μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς ή ατομικές ουσίες (διαμάντι, γραφίτης, Si, SiO 2, SiC και άλλα) σχηματίζουν πολύ ισχυρούς κρυστάλλους (εξαίρεση ο γραφίτης σε στρώματα), είναι αδιάλυτες στο νερό και άλλους διαλύτες, έχουν υψηλή τήξη και βρασμό σημεία, τα περισσότερα από αυτά δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, ο οποίος έχει ηλεκτρική αγωγιμότητα, και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.)

Όλες οι ιοντικές ουσίες είναι εκ φύσεως μη μοριακές. Πρόκειται για στερεές πυρίμαχες ουσίες των οποίων τα διαλύματα και τα τήγματα άγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Πολλά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό. Πρέπει να σημειωθεί ότι σε ιοντικές ουσίες, οι κρύσταλλοι των οποίων αποτελούνται από σύμπλοκα ιόντα, υπάρχουν και ομοιοπολικοί δεσμοί, για παράδειγμα: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), κ.λπ. Τα άτομα που αποτελούν σύμπλοκα ιόντα συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς.

Μέταλλα (ουσίες με μεταλλικό δεσμό)πολύ διαφορετικές ως προς τις φυσικές τους ιδιότητες. Μεταξύ αυτών είναι υγρά (Hg), πολύ μαλακά (Na, K) και πολύ σκληρά μέταλλα (W, Nb).

χαρακτηριστικό γνώρισμα φυσικές ιδιότητεςμέταλλα είναι η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητά τους (σε αντίθεση με τους ημιαγωγούς, μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας), η υψηλή θερμοχωρητικότητα και η ολκιμότητα (καθαρά μέταλλα).

Στη στερεά κατάσταση, σχεδόν όλες οι ουσίες αποτελούνται από κρυστάλλους. Σύμφωνα με τον τύπο της δομής και τον τύπο του χημικού δεσμού, οι κρύσταλλοι (" κρυσταλλικά πλέγματα") διαιρούμενο με ατομικός(οι κρύσταλλοι δεν είναι μοριακές ουσίεςμε ομοιοπολικό δεσμό) ιωνικός(κρύσταλλοι ιοντικών ουσιών), μοριακός(κρύσταλλοι μοριακών ουσιών με ομοιοπολικό δεσμό) και μέταλλο(κρύσταλλοι ουσιών με μεταλλικό δεσμό).

Εργασίες και δοκιμές με θέμα «Θέμα 10. «Χημικός δεσμός. Η δομή της ύλης».

Τύποι χημικών δεσμών - Η δομή της ύλης 8–9 τάξη
Μαθήματα: 2 Εργασίες: 9 Τεστ: 1

Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού και σημειώστε το σχήμα σχηματισμού του για ουσίες με τους τύπους:

α) S2, K2O και H2S;
β) N 2 , Li 3 N και Cl 3 N.

Απάντηση

Στο μόριο S 2, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης θα είναι το εξής:

Το θείο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VI. Τα άτομά του έχουν 6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Θα υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια: 8 - 6 = 2.

Στο μόριο K 2 O, ο δεσμός είναι ιοντικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα μεταλλικών και μη μεταλλικών στοιχείων.

Το κάλιο είναι στοιχείο της ομάδας Ι της κύριας υποομάδας, ενός μετάλλου. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δώσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να δεχτεί το 7 που λείπει:

K 0 άτομο − 1e − → K +1 ιόν

Το οξυγόνο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VI, ένα μη μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δεχτεί 2 ηλεκτρόνια, τα οποία δεν είναι αρκετά για να ολοκληρώσει το επίπεδο, παρά να δώσει 6 ηλεκτρόνια:

O 0 άτομο + 2e − → O -2 ιόν

Ας βρούμε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων των σχηματιζόμενων ιόντων, είναι ίσο με 2(2 1). Για να δώσουν τα άτομα καλίου 2 ηλεκτρόνια, πρέπει να πάρουν 2, έτσι ώστε τα άτομα οξυγόνου να μπορούν να δεχτούν 2 ηλεκτρόνια, χρειάζεται μόνο 1 άτομο:

Στο μόριο H 2 S, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα στοιχείων με διαφορετική ΕΟ. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης θα είναι το εξής:

Το θείο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VI. Τα άτομά του έχουν 6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Θα υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια: 8 - 6 = 2

Το υδρογόνο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας Ι. Τα άτομά του περιέχουν 1 ηλεκτρόνιο ανά εξωτερικό περίβλημα. Το πρώτο ηλεκτρόνιο είναι ασύζευκτο (για το άτομο υδρογόνου, το επίπεδο των δύο ηλεκτρονίων είναι πλήρες).

Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων ωθούνται προς το άτομο θείου, καθώς είναι πιο ηλεκτραρνητικό

Στο μόριο N 2, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:

Το άζωτο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V. Τα άτομά του έχουν 5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τους περίβλημα. Ασύζευκτα ηλεκτρόνια: 8 - 5 = 3.

Στο μόριο Li 3 N, ο δεσμός είναι ιοντικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα μεταλλικών και μη μεταλλικών στοιχείων.

Το λίθιο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας Ι, ένα μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δώσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να δεχτεί το 7 που λείπει:

Άτομο Li 0 − 1e − → Li +1 ιόν

Το άζωτο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας U, ένα μη μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δεχθεί 3 ηλεκτρόνια, τα οποία δεν είναι αρκετά για να ολοκληρώσουν το εξωτερικό επίπεδο, παρά να δώσει πέντε ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο:

N 0 άτομο + 3e − → N -3 ιόν

Ας βρούμε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων των σχηματιζόμενων ιόντων, είναι ίσο με 3(3 1). Για να δώσουν τα άτομα λιθίου 3 ηλεκτρόνια, χρειάζονται 3 άτομα, για να μπορέσουν τα άτομα αζώτου να δεχτούν 3 ηλεκτρόνια, χρειάζεται μόνο ένα άτομο:

Στο μόριο NCl 3, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός, επειδή σχηματίζεται από άτομα μη μεταλλικών στοιχείων με διαφορετικές έννοιεςΕΟ. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:

Το άζωτο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V. Τα άτομά του έχουν 5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Θα υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια: 8 - 5 = 3.

Το χλώριο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας VII ομάδα. Τα άτομά του περιέχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. 1 ηλεκτρόνιο παραμένει ασύζευκτο.

Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται στο άτομο αζώτου, ως πιο ηλεκτραρνητικά:

Χημικός δεσμός.

Προσδιορισμός ενός χημικού δεσμού.

τύποι χημικών δεσμών.

μέθοδος δεσμών σθένους.

τα κύρια χαρακτηριστικά του ομοιοπολικού δεσμού·

μηχανισμοί για το σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού.

σύνθετες ενώσεις;

μοριακή τροχιακή μέθοδος;

διαμοριακές αλληλεπιδράσεις.

ΠΡΟΣΔΙΟΡΙΣΜΟΣ ΧΗΜΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ

χημικός δεσμόςονομάζεται η αλληλεπίδραση μεταξύ των ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων ή ιόντων και στην ισχυρή συγκράτηση των ατόμων το ένα κοντά στο άλλο.

Ο χημικός δεσμός έχει ηλεκτρονική φύση, δηλαδή πραγματοποιείται λόγω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων σθένους. Ανάλογα με την κατανομή των ηλεκτρονίων σθένους σε ένα μόριο, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι δεσμών: ιονικός, ομοιοπολικός, μεταλλικός κ.λπ. Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως η οριακή περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ ατόμων που διαφέρουν έντονα στη φύση.

ΕΙΔΗ ΧΗΜΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ

Ιοντικός δεσμός.

Βασικά σημεία σύγχρονη θεωρίαιοντικός δεσμός.

Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται κατά την αλληλεπίδραση στοιχείων που διαφέρουν έντονα μεταξύ τους σε ιδιότητες, δηλαδή μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων.

Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού εξηγείται από την προσπάθεια των ατόμων να επιτύχουν ένα σταθερό εξωτερικό κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 Π 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 Π 6

Τα σχηματισμένα αντίθετα φορτισμένα ιόντα συγκρατούνται το ένα κοντά στο άλλο λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης.

Ο ιονικός δεσμός δεν είναι κατευθυντικός.

Δεν υπάρχει καθαρός ιοντικός δεσμός. Δεδομένου ότι η ενέργεια ιονισμού είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων, η πλήρης μετάπτωση ηλεκτρονίων δεν συμβαίνει ακόμη και στην περίπτωση ενός ζεύγους ατόμων με μεγάλη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα. Επομένως, μπορούμε να μιλήσουμε για το μερίδιο της ιονικότητας του ομολόγου. Η υψηλότερη ιοντικότητα του δεσμού εμφανίζεται στα φθοριούχα και τα χλωρίδια των στοιχείων-s. Έτσι, στους κρυστάλλους RbCl, KCl, NaCl και NaF είναι 99, 98, 90 και 97%, αντίστοιχα.

ομοιοπολικό δεσμό.

Οι κύριες διατάξεις της σύγχρονης θεωρίας των ομοιοπολικών δεσμών.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ στοιχείων που έχουν παρόμοιες ιδιότητες, δηλαδή μη μετάλλων.

Κάθε στοιχείο παρέχει 1 ηλεκτρόνιο για το σχηματισμό δεσμών και τα σπιν των ηλεκτρονίων πρέπει να είναι αντιπαράλληλα.

Εάν σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός από άτομα του ίδιου στοιχείου, τότε αυτός ο δεσμός δεν είναι πολικός, δηλαδή το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζεται σε κανένα από τα άτομα. Εάν ο ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από δύο διαφορετικά άτομα, τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, αυτό πολικός ομοιοπολικός δεσμός.

Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, τα νέφη ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων επικαλύπτονται, με αποτέλεσμα να εμφανίζεται μια ζώνη αυξημένης πυκνότητας ηλεκτρονίων στο χώρο μεταξύ των ατόμων, προσελκύοντας τους θετικά φορτισμένους πυρήνες των αλληλεπιδρώντων ατόμων και κρατώντας τους το ένα κοντά στο άλλο. Ως αποτέλεσμα, η ενέργεια του συστήματος μειώνεται (Εικ. 14). Ωστόσο, με μια πολύ ισχυρή προσέγγιση των ατόμων, η απώθηση των πυρήνων αυξάνεται. Επομένως, υπάρχει μια βέλτιστη απόσταση μεταξύ των πυρήνων ( μήκος δεσμού,μεγάλοστην οποία το σύστημα έχει την ελάχιστη ενέργεια. Σε αυτή την κατάσταση, απελευθερώνεται ενέργεια, που ονομάζεται ενέργεια δέσμευσης - E St.

Ρύζι. Εικ. 14. Εξάρτηση της ενέργειας συστημάτων δύο ατόμων υδρογόνου με παράλληλες (1) και αντιπαράλληλες (2) σπιν από την απόσταση μεταξύ των πυρήνων (E είναι η ενέργεια του συστήματος, Eb η ενέργεια δέσμευσης, r είναι η απόσταση ανάμεσα στους πυρήνες, μεγάλοείναι το μήκος του δεσμού).

Δύο μέθοδοι χρησιμοποιούνται για την περιγραφή ενός ομοιοπολικού δεσμού: η μέθοδος του δεσμού σθένους (BC) και η μέθοδος μοριακής τροχιακής (MMO).

ΜΕΘΟΔΟΣ ΔΕΣΜΟΥ Σθένους.

Η μέθοδος VS βασίζεται στις ακόλουθες διατάξεις:

1. Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός σχηματίζεται από δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα κατευθυνόμενα σπιν, και αυτό ζεύγος ηλεκτρονίωνανήκει σε δύο άτομα. Οι συνδυασμοί τέτοιων δικεντρικών δεσμών δύο ηλεκτρονίων, που αντανακλούν την ηλεκτρονική δομή του μορίου, ονομάζονται σθένους σχήματα.

2. Όσο ισχυρότερος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός, τόσο περισσότερο επικαλύπτονται τα αλληλεπιδρώντα νέφη ηλεκτρονίων.

Για μια οπτική αναπαράσταση σχημάτων σθένους, χρησιμοποιείται συνήθως η ακόλουθη μέθοδος: τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο εξωτερικό ηλεκτρονικό στρώμα συμβολίζονται με κουκκίδες που βρίσκονται γύρω από το χημικό σύμβολο του ατόμου. Τα κοινά ηλεκτρόνια σε δύο άτομα φαίνονται με κουκκίδες που τοποθετούνται μεταξύ τους. χημικά σύμβολα; ένας διπλός ή τριπλός δεσμός συμβολίζεται αντίστοιχα με δύο ή τρία ζεύγη κοινών κουκκίδων:

N:1s2 2s 2 Π 3 ;

C:1s2 2s 2 Π 4

Μπορεί να φανεί από τα παραπάνω διαγράμματα ότι κάθε ζεύγος ηλεκτρονίων που δεσμεύει δύο άτομα αντιστοιχεί σε μία παύλα που απεικονίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό στους δομικούς τύπους:

Ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν ένα άτομο ενός δεδομένου στοιχείου με άλλα άτομα, ή, με άλλα λόγια, ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο, ονομάζεται ομοιοπολικόσύμφωνα με τη μέθοδο VS. Έτσι, η ομοιοπολικότητα του υδρογόνου είναι 1, το άζωτο - 3.

Ανάλογα με τον τρόπο που επικαλύπτονται τα ηλεκτρονικά σύννεφα, υπάρχουν δύο τύποι συνδέσεων:  - σύνδεση και  - σύνδεση.

 - η σύνδεση συμβαίνει όταν δύο νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται κατά μήκος του άξονα που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων.

Ρύζι. 15. Σχέδιο εκπαίδευσης  - συνδέσεις.

 - ο δεσμός σχηματίζεται όταν τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται και στις δύο πλευρές της γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των αλληλεπιδρώντων ατόμων.

Ρύζι. 16. Σχέδιο εκπαίδευσης  - συνδέσεις.

ΚΥΡΙΑ ΧΑΡΑΚΤΗΡΙΣΤΙΚΑ ΟΜΟΙΟΙΠΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ.

1. Μήκος δεσμού, ℓ. Αυτή είναι η ελάχιστη απόσταση μεταξύ των πυρήνων των αλληλεπιδρώντων ατόμων, η οποία αντιστοιχεί στην πιο σταθερή κατάσταση του συστήματος.

2. Ενέργεια δεσμού, E min - αυτή είναι η ποσότητα ενέργειας που πρέπει να δαπανηθεί για να σπάσει ο χημικός δεσμός και να αφαιρεθούν τα άτομα από την αλληλεπίδραση.

3. Διπολική στιγμή δεσμού, ,=qℓ. Η διπολική ροπή χρησιμεύει ως ποσοτικό μέτρο της πολικότητας ενός μορίου. Για μη πολικά μόρια, η διπολική ροπή είναι 0, για μη πολικά μόρια δεν είναι 0. Η διπολική ροπή ενός πολυατομικού μορίου είναι ίση με το διανυσματικό άθροισμα των διπόλων των μεμονωμένων δεσμών:

4. Ένας ομοιοπολικός δεσμός χαρακτηρίζεται από προσανατολισμό. Ο προσανατολισμός του ομοιοπολικού δεσμού καθορίζεται από την ανάγκη για μέγιστη επικάλυψη στο χώρο των νεφών ηλεκτρονίων αλληλεπιδρώντων ατόμων, τα οποία οδηγούν στο σχηματισμό των ισχυρότερων δεσμών.

Δεδομένου ότι αυτοί οι δεσμοί  είναι αυστηρά προσανατολισμένοι στο χώρο, ανάλογα με τη σύνθεση του μορίου, μπορούν να βρίσκονται σε μια ορισμένη γωνία μεταξύ τους - μια τέτοια γωνία ονομάζεται γωνία σθένους.

Τα διατομικά μόρια έχουν γραμμική δομή. Τα πολυατομικά μόρια έχουν πιο πολύπλοκη διαμόρφωση. Ας εξετάσουμε τη γεωμετρία διαφόρων μορίων χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού υδριδίων.

1. Ομάδα VI, κύρια υποομάδα (εκτός οξυγόνου), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Για το υδρογόνο, ένα ηλεκτρόνιο με s-AO συμμετέχει στο σχηματισμό δεσμού, για το θείο, 3p y και 3p z. Μόριο Η 2 Σιμέτ επίπεδη δομήμε γωνία μεταξύ δεσμών 90 0 . .

Εικ. 17. Η δομή του μορίου H 2 E

2. Υδρίδια στοιχείων της ομάδας V, η κύρια υποομάδα: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

Στο σχηματισμό δεσμών παίρνουν μέρος: στο υδρογόνο s-AO, στο φώσφορο - p y, p x και p z AO.

Το μόριο PH 3 έχει σχήμα τριγωνικής πυραμίδας (στη βάση είναι ένα τρίγωνο).

Εικόνα 18. Η δομή του μορίου EN 3

5. Διαβρεκτόομοιοπολικός δεσμός είναι ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο. Περιορίζεται, γιατί Ένα στοιχείο έχει περιορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων σθένους. Ο μέγιστος αριθμός ομοιοπολικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα δεδομένο άτομο στη θεμελιώδη ή διεγερμένη κατάσταση ονομάζεται ομοιοπολικότητας.

Παράδειγμα: το υδρογόνο είναι μονοσθενές, το οξυγόνο είναι δισθενές, το άζωτο είναι τρισθενές κ.λπ.

Μερικά άτομα μπορούν να αυξήσουν το ομοιοπολικό τους σε διεγερμένη κατάσταση λόγω του διαχωρισμού των ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων.

Παράδειγμα. Να είστε 0 1 2 2s 2

Ένα άτομο βηρυλλίου σε διεγερμένη κατάσταση έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους στο 2p-AO και ένα ηλεκτρόνιο στο 2s-AO, δηλαδή το ομοιοπολικό Be 0 = 0 και το ομοιοπολικό Be * = 2. Κατά την αλληλεπίδραση, υβριδισμός των τροχιακών λαμβάνει χώρα.

Παραγωγή μικτών γενών- αυτή είναι η ευθυγράμμιση της ενέργειας διαφόρων ΑΟ ως αποτέλεσμα της ανάμειξης πριν από τη χημική αλληλεπίδραση. Ο υβριδισμός είναι μια τεχνική υπό όρους που καθιστά δυνατή την πρόβλεψη της δομής ενός μορίου χρησιμοποιώντας έναν συνδυασμό AOs. Εκείνα τα AO των οποίων οι ενέργειες είναι κοντινές μπορούν να λάβουν μέρος στον υβριδισμό.

Κάθε τύπος υβριδισμού αντιστοιχεί σε ένα συγκεκριμένο γεωμετρικό σχήμα των μορίων.

Στην περίπτωση των υδριδίων στοιχείων της ομάδας II της κύριας υποομάδας, δύο πανομοιότυπα sp-υβριδικά τροχιακά συμμετέχουν στο σχηματισμό του δεσμού. Παρόμοιος τύποςΟ δεσμός ονομάζεται υβριδισμός sp.

Εικ. 19. Μόριο υβριδισμού VeH 2 .sp.

Τα sp-υβριδικά τροχιακά έχουν ασύμμετρο σχήμα, επιμήκη τμήματα του AO με γωνία δεσμού 180 o κατευθύνονται προς το υδρογόνο. Επομένως, το μόριο BeH 2 έχει γραμμική δομή (Εικ.).

Ας εξετάσουμε τη δομή των μορίων υδριδίου των στοιχείων της ομάδας III της κύριας υποομάδας χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 Π 1

Ομοιοπολικότητα Β 0 = 1, ομοιοπολικότητα Β * = 3.

Τρία sp-υβριδικά τροχιακά συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών, οι οποίοι σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ανακατανομής των πυκνοτήτων ηλεκτρονίων s-AO και δύο p-AO. Αυτός ο τύπος σύνδεσης ονομάζεται sp 2 - υβριδισμός. Η γωνία δεσμού στο sp 2 - υβριδισμός είναι ίση με 120 0, επομένως, το μόριο BH 3 έχει επίπεδη τριγωνική δομή.

Εικ.20. μόριο BH 3. sp 2 -Υβριδισμός.

Χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου CH 4, ας εξετάσουμε τη δομή των μορίων υδριδίου των στοιχείων της ομάδας IV της κύριας υποομάδας.

C 0 1s 2 2s 2 Π 2

Ομοιοπολικότητα C 0 = 2, ομοιοπολικότητα C * = 4.

Στον άνθρακα, τέσσερα sp-υβριδικά τροχιακά εμπλέκονται στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού, που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της ανακατανομής των πυκνοτήτων ηλεκτρονίων μεταξύ s-AO και τριών p-AO. Το σχήμα του μορίου CH 4 είναι τετράεδρο, η γωνία δεσμού είναι 109 o 28`.

Ρύζι. 21. Μόριο CH 4 .sp 3 -Υβριδισμός.

Εξαιρέσεις σε γενικός κανόναςείναι μόρια H 2 O και NH 3.

Σε ένα μόριο νερού, οι γωνίες μεταξύ των δεσμών είναι 104,5 o. Σε αντίθεση με τα υδρίδια άλλων στοιχείων αυτής της ομάδας, το νερό έχει ειδικές ιδιότητες, είναι πολικό, διαμαγνητικό. Όλα αυτά εξηγούνται από το γεγονός ότι στο μόριο του νερού ο τύπος του δεσμού είναι sp 3 . Δηλαδή, τέσσερα sp - υβριδικά τροχιακά εμπλέκονται στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. Δύο τροχιακά περιέχουν ένα ηλεκτρόνιο το καθένα, αυτά τα τροχιακά αλληλεπιδρούν με το υδρογόνο, τα άλλα δύο τροχιακά περιέχουν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Η παρουσία αυτών των δύο τροχιακών εξηγεί τις μοναδικές ιδιότητες του νερού.

Στο μόριο αμμωνίας, οι γωνίες μεταξύ των δεσμών είναι περίπου 107,3 o, δηλαδή, το σχήμα του μορίου αμμωνίας είναι ένα τετράεδρο, ο τύπος δεσμού είναι sp 3 . Τέσσερα υβριδικά τροχιακά sp 3 συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού σε ένα μόριο αζώτου. Τρία τροχιακά περιέχουν ένα ηλεκτρόνιο το καθένα, αυτά τα τροχιακά συνδέονται με το υδρογόνο, το τέταρτο ΑΟ περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, το οποίο καθορίζει τη μοναδικότητα του μορίου της αμμωνίας.

ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΙ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΟΜΙΟΙΠΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ.

Το MVS καθιστά δυνατή τη διάκριση τριών μηχανισμών για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού: ανταλλαγής, δότης-δέκτης και δοτικός.

μηχανισμός ανταλλαγής. Περιλαμβάνει εκείνες τις περιπτώσεις σχηματισμού ενός χημικού δεσμού, όταν καθένα από τα δύο συνδεδεμένα άτομα διαθέτει ένα ηλεκτρόνιο για κοινωνικοποίηση, σαν να τα ανταλλάσσει. Για να συνδεθούν οι πυρήνες δύο ατόμων, τα ηλεκτρόνια πρέπει να βρίσκονται στο χώρο μεταξύ των πυρήνων. Αυτή η περιοχή στο μόριο ονομάζεται περιοχή δέσμευσης (η περιοχή όπου το ζεύγος ηλεκτρονίων είναι πιο πιθανό να παραμείνει στο μόριο). Για να συμβεί η ανταλλαγή ασύζευκτων ηλεκτρονίων σε άτομα, είναι απαραίτητη η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών (Εικ. 10.11). Αυτή είναι η δράση του μηχανισμού ανταλλαγής για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού. Τα ατομικά τροχιακά μπορούν να επικαλύπτονται μόνο εάν έχουν τις ίδιες ιδιότητες συμμετρίας γύρω από τον διαπυρηνικό άξονα (Εικ. 10, 11, 22).

Ρύζι. 22. Επικάλυψη ΑΟ που δεν οδηγεί στο σχηματισμό χημικού δεσμού.

Μηχανισμοί δότη-δέκτη και δοτική.

Ο μηχανισμός δότη-δέκτη σχετίζεται με τη μεταφορά ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων από ένα άτομο σε ένα κενό ατομικό τροχιακό άλλου ατόμου. Για παράδειγμα, ο σχηματισμός ενός ιόντος -:

Το κενό p-AO στο άτομο βορίου στο μόριο BF 3 δέχεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από το ιόν φθορίου (δότης). Στο προκύπτον ανιόν, τέσσερις ομοιοπολικοί δεσμοί B-F είναι ισοδύναμοι σε μήκος και ενέργεια. Στο αρχικό μόριο, και οι τρεις δεσμοί B-F σχηματίστηκαν από τον μηχανισμό ανταλλαγής.

Τα άτομα, το εξωτερικό περίβλημα του οποίου αποτελείται μόνο από s- ή p-ηλεκτρόνια, μπορεί να είναι είτε δότες είτε αποδέκτες του μοναδικού ζεύγους ηλεκτρονίων. Τα άτομα που έχουν ηλεκτρόνια σθένους επίσης στο d-AO μπορούν ταυτόχρονα να λειτουργήσουν και ως δότες και ως δέκτες. Για να γίνει διάκριση μεταξύ αυτών των δύο μηχανισμών, εισήχθησαν οι έννοιες του δοτικού μηχανισμού σχηματισμού δεσμού.

Το απλούστερο παράδειγμα δοτικού μηχανισμού είναι η αλληλεπίδραση δύο ατόμων χλωρίου.

Δύο άτομα χλωρίου σε ένα μόριο χλωρίου σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό ανταλλαγής συνδυάζοντας τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια τους 3p. Επιπλέον, το άτομο Cl-1 μεταφέρει το μοναδικό ζεύγος ηλεκτρονίων 3p 5 - AO στο άτομο Cl-2 στο κενό 3d-AO, και το άτομο Cl-2 μεταφέρει το ίδιο ζεύγος ηλεκτρονίων στο κενό 3d-AO του το άτομο Cl- 1. Κάθε άτομο εκτελεί ταυτόχρονα τις λειτουργίες ενός δέκτη και ενός δότη. Αυτός είναι ο δοτικός μηχανισμός. Η δράση του δοτικού μηχανισμού αυξάνει τη δύναμη του δεσμού, επομένως το μόριο του χλωρίου είναι ισχυρότερο από το μόριο του φθορίου.

ΣΥΝΔΕΣΕΙΣ ΣΥΝΔΕΣΕΩΝ.

Σύμφωνα με την αρχή του μηχανισμού δότη-δέκτη, μια τεράστια κατηγορία συμπλέγματος χημικές ενώσεις- σύνθετες ενώσεις.

Οι σύνθετες ενώσεις είναι ενώσεις που έχουν στη σύνθεσή τους σύνθετα ιόντα ικανά να υπάρχουν τόσο σε κρυσταλλική μορφή όσο και σε διάλυμα, συμπεριλαμβανομένου ενός κεντρικού ιόντος ή ατόμου που σχετίζεται με αρνητικά φορτισμένα ιόντα ή ουδέτερα μόρια με ομοιοπολικούς δεσμούς που σχηματίζονται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη.

Η δομή των σύνθετων ενώσεων σύμφωνα με τον Werner.

Οι σύνθετες ενώσεις αποτελούνται από μια εσωτερική σφαίρα (σύνθετο ιόν) και μια εξωτερική σφαίρα. Η σύνδεση μεταξύ των ιόντων της εσωτερικής σφαίρας πραγματοποιείται σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη. Οι δέκτες ονομάζονται παράγοντες συμπλοκοποίησης, μπορεί συχνά να είναι θετικά μεταλλικά ιόντα (εκτός από μέταλλα της ομάδας ΙΑ) που έχουν κενά τροχιακά. Η ικανότητα σχηματισμού συμπλόκου αυξάνεται με την αύξηση του φορτίου του ιόντος και τη μείωση του μεγέθους του.

Οι δότες ενός ζεύγους ηλεκτρονίων ονομάζονται συνδέτες ή προσθήκες. Οι συνδέτες είναι ουδέτερα μόρια ή αρνητικά φορτισμένα ιόντα. Ο αριθμός των προσδεμάτων καθορίζεται από τον αριθμό συντονισμού του παράγοντα συμπλοκοποίησης, ο οποίος, κατά κανόνα, είναι ίσος με το διπλάσιο του σθένους του ιόντος συμπλοκοποίησης. Οι συνδέτες είναι είτε μονοοδοντικοί είτε πολυοδοντικοί. Η οδόντωση ενός συνδετήρα καθορίζεται από τον αριθμό των θέσεων συντονισμού που καταλαμβάνει ο συνδέτης στη σφαίρα συντονισμού του παράγοντα συμπλοκοποίησης. Για παράδειγμα, F--μονοοδοντωτός συνδέτης, S2O32--διπλής συνδέτης. Το φορτίο της εσωτερικής σφαίρας είναι αλγεβρικό άθροισματα φορτία των συστατικών του ιόντων. Αν η εσωτερική σφαίρα έχει αρνητικό φορτίοείναι ένα ανιονικό σύμπλοκο· εάν είναι θετικό, είναι κατιονικό. Τα κατιονικά σύμπλοκα ονομάζονται με το όνομα του συμπλοκοποιητικού ιόντος στα ρωσικά, στα ανιονικά σύμπλοκα ο παράγοντας συμπλοκοποίησης ονομάζεται στα λατινικά με την προσθήκη του επιθέματος - στο. Η σύνδεση μεταξύ της εξωτερικής και της εσωτερικής σφαίρας σε μια σύνθετη ένωση είναι ιοντική.

Παράδειγμα: K2 - τετραϋδροξοζινικό κάλιο, ένα ανιονικό σύμπλοκο.

2- - εσωτερική σφαίρα

2K+ - εξωτερική σφαίρα

Zn 2+ - συμπλοκοποιητικός παράγοντας

OH - - προσδέματα

αριθμός συντονισμού - 4

η σύνδεση μεταξύ της εξωτερικής και της εσωτερικής σφαίρας είναι ιοντική:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

δεσμός μεταξύ του ιόντος Zn 2+ και υδροξυλομάδες- ομοιοπολικό, που σχηματίζεται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη: ΟΗ - - δότες, Zn 2+ - δέκτης.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Τύποι σύνθετων ενώσεων:

1. Αμμωνία - προσδέματα του μορίου αμμωνίας.

Cl 2 - χλωριούχος τετρααμμινοχαλκός (II). Η αμμωνία λαμβάνεται με τη δράση της αμμωνίας σε ενώσεις που περιέχουν έναν παράγοντα συμπλοκοποίησης.

2. Υδροξοενώσεις - ΟΗ - συνδέτες.

Το Na είναι τετραϋδροξοαργιλικό νάτριο. Τα σύμπλοκα υδρόξο λαμβάνονται με τη δράση περίσσειας αλκαλίου σε υδροξείδια μετάλλων, τα οποία έχουν επαμφοτερίζουσες ιδιότητες.

3. Υδατοσύμπλεγμα - προσδέματα του μορίου του νερού.

Το Cl 3 είναι χλωριούχο εξαακοχρώμιο (III). Τα υδάτινα σύμπλοκα λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση ανύδρων αλάτων με νερό.

4. Σύμπλοκα οξέος - προσδέματα ανιόντα οξέων - Cl-, F-, CN-, SO 3 2-, I-, NO 2 -, C 2 O 4 - και άλλα.

K4 - εξακυανοφερρικό κάλιο (II). Λαμβάνεται από την αλληλεπίδραση περίσσειας άλατος που περιέχει πρόσδεμα σε άλας που περιέχει παράγοντα συμπλοκοποίησης.

ΜΟΡΙΑΚΗ ΤΡΟΧΙΑ ΜΕΘΟΔΟΣ.

Το MVS εξηγεί αρκετά καλά τον σχηματισμό και τη δομή πολλών μορίων, αλλά αυτή η μέθοδος δεν είναι καθολική. Για παράδειγμα, η μέθοδος των δεσμών σθένους δεν δίνει μια ικανοποιητική εξήγηση για την ύπαρξη του ιόντος
, αν και στα τέλη του 19ου αιώνα διαπιστώθηκε η ύπαρξη ενός αρκετά ισχυρού μοριακού ιόντος υδρογόνου
: Η ενέργεια θραύσης του δεσμού εδώ είναι 2,65 eV. Ωστόσο, δεν μπορεί να σχηματιστεί ζεύγος ηλεκτρονίων σε αυτή την περίπτωση, δεδομένου ότι η σύνθεση του ιόντος
περιλαμβάνεται μόνο ένα ηλεκτρόνιο.

Η μοριακή τροχιακή μέθοδος (MMO) καθιστά δυνατή την εξήγηση ορισμένων αντιφάσεων που δεν μπορούν να εξηγηθούν χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του δεσμού σθένους.

Βασικές διατάξεις του ΙΜΟ.

Όταν δύο ατομικά τροχιακά αλληλεπιδρούν, σχηματίζονται δύο μοριακά τροχιακά. Κατά συνέπεια, όταν αλληλεπιδρούν n-ατομικά τροχιακά, σχηματίζονται n-μοριακά τροχιακά.

Ηλεκτρόνια σε ένα μόριο εξίσουανήκουν σε όλους τους πυρήνες του μορίου.

Από τα δύο μοριακά τροχιακά που σχηματίζονται, το ένα έχει μικρότερη ενέργεια από το αρχικό, είναι το δεσμευτικό μοριακό τροχιακό, το άλλο έχει μεγαλύτερη ενέργεια από το αρχικό, είναι αντιδεσμικό μοριακό τροχιακό.

Τα MMO χρησιμοποιούν ενεργειακά διαγράμματα χωρίς κλίμακα.

Κατά την πλήρωση των υποεπιπέδων ενέργειας με ηλεκτρόνια, χρησιμοποιούνται οι ίδιοι κανόνες όπως για τα ατομικά τροχιακά:

η αρχή της ελάχιστης ενέργειας, δηλ. Τα υποεπίπεδα με χαμηλότερη ενέργεια συμπληρώνονται πρώτα.

Η αρχή Pauli: σε κάθε ενεργειακό υποεπίπεδο δεν μπορούν να υπάρχουν περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια με αντιπαράλληλα σπιν.

Κανόνας του Hund: τα ενεργειακά υποεπίπεδα γεμίζονται με τέτοιο τρόπο ώστε το συνολικό σπιν να είναι το μέγιστο.

Επικοινωνιακή πολλαπλότητα. Επικοινωνιακή πολλαπλότηταστον ΙΜΟ καθορίζεται από τον τύπο:

όταν K p = 0, δεν σχηματίζεται δεσμός.

Παραδείγματα.

1. Μπορεί να υπάρχει μόριο H 2;

Ρύζι. 23. Σχήμα σχηματισμού του μορίου υδρογόνου H 2 .

Συμπέρασμα: το μόριο H 2 θα υπάρχει, αφού η πολλαπλότητα του δεσμού Kp\u003e 0.

2. Μπορεί να υπάρχει ένα μόριο He 2;

Ρύζι. 24. Σχήμα σχηματισμού του μορίου ηλίου He 2 .

Συμπέρασμα: το μόριο He 2 δεν θα υπάρχει, αφού η πολλαπλότητα του δεσμού Kp = 0.

3. Μπορεί να υπάρχει ένα σωματίδιο H 2 +;

Ρύζι. 25. Σχήμα σχηματισμού του σωματιδίου H 2 +.

Το σωματίδιο H 2 + μπορεί να υπάρχει, αφού η πολλαπλότητα του δεσμού Kp > 0.

4. Μπορεί να υπάρχει μόριο O 2;

Ρύζι. 26. Σχήμα σχηματισμού του μορίου O 2.

Το μόριο O 2 υπάρχει. Από το Σχ. 26 προκύπτει ότι το μόριο οξυγόνου έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Λόγω αυτών των δύο ηλεκτρονίων, το μόριο του οξυγόνου είναι παραμαγνητικό.

Έτσι εξηγεί η μοριακή τροχιακή μέθοδος μαγνητικές ιδιότητεςμόρια.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΗ ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ.

Όλες οι διαμοριακές αλληλεπιδράσεις μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες: Παγκόσμιοςκαι ειδικός. Οι καθολικές εμφανίζονται σε όλα τα μόρια χωρίς εξαίρεση. Αυτές οι αλληλεπιδράσεις ονομάζονται συχνά σύνδεση ή δυνάμεις van der Waals. Αν και αυτές οι δυνάμεις είναι αδύναμες (η ενέργεια δεν υπερβαίνει τα οκτώ kJ/mol), είναι η αιτία της μετάβασης των περισσότερων ουσιών από την αέρια κατάσταση στην υγρή κατάσταση, την προσρόφηση αερίων από τις επιφάνειες των στερεών και άλλα φαινόμενα. Η φύση αυτών των δυνάμεων είναι ηλεκτροστατική.

Οι κύριες δυνάμεις αλληλεπίδρασης:

1). Αλληλεπίδραση δίπολου - διπόλου (προσανατολισμού).υπάρχει μεταξύ πολικών μορίων.

Η προσανατολιστική αλληλεπίδραση είναι όσο μεγαλύτερη, όσο μεγαλύτερες είναι οι διπολικές ροπές, τόσο μικρότερη είναι η απόσταση μεταξύ των μορίων και τόσο χαμηλότερη είναι η θερμοκρασία. Επομένως, όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια αυτής της αλληλεπίδρασης, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία στην οποία πρέπει να θερμανθεί η ουσία για να βράσει.

2). Επαγωγική αλληλεπίδρασησυμβαίνει όταν υπάρχει επαφή μεταξύ πολικών και μη πολικών μορίων σε μια ουσία. Ένα δίπολο επάγεται σε ένα μη πολικό μόριο ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης με ένα πολικό μόριο.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Η ενέργεια αυτής της αλληλεπίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της ικανότητας πόλωσης των μορίων, δηλαδή την ικανότητα των μορίων να σχηματίζουν ένα δίπολο υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού πεδίου. Η ενέργεια της επαγωγικής αλληλεπίδρασης είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια της αλληλεπίδρασης διπόλου-διπόλου.

3). Αλληλεπίδραση διασποράς- αυτή είναι η αλληλεπίδραση μη πολικών μορίων λόγω στιγμιαίων διπόλων που προκύπτουν λόγω διακυμάνσεων στην πυκνότητα ηλεκτρονίων στα άτομα.

Σε μια σειρά ουσιών του ίδιου τύπου, η αλληλεπίδραση διασποράς αυξάνεται με την αύξηση του μεγέθους των ατόμων που αποτελούν τα μόρια αυτών των ουσιών.

4) απωθητικές δυνάμειςοφείλονται στην αλληλεπίδραση ηλεκτρονιακών νεφών μορίων και εμφανίζονται όταν προσεγγίζονται περαιτέρω.

Οι ειδικές διαμοριακές αλληλεπιδράσεις περιλαμβάνουν όλους τους τύπους αλληλεπιδράσεων δότη-δέκτη, δηλαδή αυτές που σχετίζονται με τη μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα μόριο στο άλλο. Ο προκύπτων διαμοριακός δεσμός έχει όλα τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα ενός ομοιοπολικού δεσμού: κορεσμό και κατευθυντικότητα.

Ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από ένα θετικά πολωμένο υδρογόνο που είναι μέρος μιας πολικής ομάδας ή μορίου και ένα ηλεκτραρνητικό άτομο ενός άλλου ή του ίδιου μορίου ονομάζεται δεσμός υδρογόνου. Για παράδειγμα, τα μόρια του νερού μπορούν να αναπαρασταθούν ως εξής:

Οι συμπαγείς γραμμές είναι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί μέσα σε μόρια νερού μεταξύ ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου· οι τελείες υποδεικνύουν δεσμούς υδρογόνου. Ο λόγος για τον σχηματισμό δεσμών υδρογόνου είναι ότι τα άτομα υδρογόνου πρακτικά στερούνται κελύφη ηλεκτρονίων: τα μόνα τους ηλεκτρόνια μετατοπίζονται στα άτομα οξυγόνου των μορίων τους. Αυτό επιτρέπει στα πρωτόνια, σε αντίθεση με άλλα κατιόντα, να πλησιάζουν τους πυρήνες των ατόμων οξυγόνου των γειτονικών μορίων χωρίς να αντιμετωπίζουν απώθηση από τα κελύφη ηλεκτρονίων των ατόμων οξυγόνου.

Ο δεσμός υδρογόνου χαρακτηρίζεται από ενέργεια δέσμευσης 10 έως 40 kJ/mol. Ωστόσο, αυτή η ενέργεια είναι αρκετή για να προκαλέσει συσχέτιση μορίωνεκείνοι. η συσχέτισή τους σε διμερή ή πολυμερή, τα οποία σε ορισμένες περιπτώσεις υπάρχουν όχι μόνο στην υγρή κατάσταση μιας ουσίας, αλλά διατηρούνται και όταν αυτή περνά σε ατμό.

Για παράδειγμα, το υδροφθόριο στην αέρια φάση υπάρχει ως διμερές.

Στα δύσκολα οργανικά μόριαΥπάρχουν τόσο διαμοριακοί δεσμοί υδρογόνου όσο και ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου.

Τα μόρια με ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου δεν μπορούν να εισέλθουν σε διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Επομένως, οι ουσίες με τέτοιους δεσμούς δεν σχηματίζουν συσχετισμούς, είναι πιο πτητικές, έχουν χαμηλότερα ιξώδη, σημεία τήξης και βρασμού από τα ισομερή τους που είναι ικανά να σχηματίζουν διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου.

Μέρος Ι

1. Επικοινωνία μεταξύ ατόμων-ιόντων σε μέταλλα και κράματα λόγω κοινωνικοποιημένων εξωτερικών ηλεκτρονίωνπου ονομάζεται μέταλλο.

2. Σχέδιο σχηματισμού μεταλλικού δεσμού:

3. Συμπληρώστε τον πίνακα «Τύποι χημικού δεσμού».

Μέρος II

1. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ του τύπου του χημικού δεσμού και των τύπων των ουσιών. Από τα γράμματα που αντιστοιχούν στις σωστές απαντήσεις, θα σχηματίσετε το όνομα του πρώτου κράματος μετάλλων που χρησιμοποίησε ο άνθρωπος: μπρούτζος.

2. Από έναν αριθμό τύπων ουσιών:

- επιλέξτε αυτά που αντιστοιχούν στον ηλεκτρονικό τύπο της ουσίας, που παρουσιάζεται σε γενική μορφή.

3. Να γράψετε τους τύπους των ουσιών που σχηματίζονται από στοιχεία της 2ης περιόδου χρησιμοποιώντας όλους τους τύπους χημικών δεσμών.

Καταγράψτε τα σχήματα για το σχηματισμό ουσιών με ιοντικούς και ομοιοπολικούς πολικούς χημικούς δεσμούς.

4. Καταργήστε τα «έξτρα».

5. Είναι αληθείς οι παρακάτω προτάσεις;
Α. Η φύση κάθε χημικού δεσμού είναι ηλεκτροστατική.
Β. Σε μια ουσία μπορεί να υπάρχει μόνο ένας τύπος χημικού δεσμού.
4) Και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες

6. Σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων στοιχείων με αύξοντες αριθμούς 11 και 9:
1) ιοντικό

7. Είναι σωστές οι παρακάτω προτάσεις;
Α. Το χημικό στοιχείο ασβέστιο σχηματίζει ουσίες στις οποίες παρατηρούνται όλα τα είδη χημικών δεσμών.
Β. Η ουσία ασβέστιο Ca και το νιτρίδιο του ασβεστίου Ca3N2 σχηματίζονται αντίστοιχα με τη βοήθεια μεταλλικών και ομοιοπολικών μη πολικών δεσμών.
4) Και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες

Τύποι χημικών δεσμών.
Ιοντικός δεσμός

8η τάξη

Όντας συνδρομητής σας για πολλά χρόνια, πάντα γνωρίζω το ενδιαφέρον για τις δημοσιεύσεις των εξελίξεων των μαθημάτων, εξωσχολικές δραστηριότητες, διδακτικό υλικό. Από πολλές δημοσιεύσεις είναι δυνατό να αντληθεί ενδιαφέρουσες ιδέεςμε βάση τα οποία αναπτύσσω τα δικά μου μαθήματα.

Έχοντας την ευκαιρία να καθορίσετε ανεξάρτητα την ακολουθία μελέτης του υλικού στο μάθημα της χημείας, μετά τη μελέτη του θέματος " Περιοδικός Νόμοςκαι περιοδικό σύστημα χημικά στοιχεία D.I. Mendeleev με βάση τη δομή των ατόμων «Νομίζω απαραίτητη μελέτηυλικό με θέμα «Η δομή της ύλης». Η εξέταση του θέματος "Δομή της ύλης" στην 8η τάξη σας επιτρέπει να μελετήσετε σε βαθύτερο επίπεδο τα επόμενα θέματα του μαθήματος, για παράδειγμα "Αλογόνα", " αλκαλιμέταλλα" και τα λοιπά.

Φέρνω στην προσοχή σας την ανάπτυξη ενός μαθήματος με θέμα "Ιωνικός δεσμός". Το μάθημα είναι σχεδιασμένο με τέτοιο τρόπο ώστε οι μαθητές, έχοντας επαναλάβει το προηγουμένως μελετημένο υλικό, να κατακτήσουν με επιτυχία το νέο. Ελπίζω ότι η ανάπτυξη του μαθήματος θα είναι χρήσιμη σε συναδέλφους - καθηγητές χημείας, θα κάνει τα μαθήματα ενδιαφέροντα, θα οργανώσει ένα ανεξάρτητο δημιουργική εργασίαπαιδιά.

Στόχοι μαθήματος. Εκπαιδευτικός:επανάληψη, διόρθωση και εμπέδωση γνώσεων σχετικά με το θέμα "Δομή των ατόμων". ενοποίηση των εννοιών της "ηλεκτραρνητικότητας", "ομοιοπολικός πολικός δεσμός" και "ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός". εισαγωγή των εννοιών "ιόντα", "ιονικός δεσμός". μελέτη ενός νέου τύπου χημικού δεσμού - ιοντικού δεσμού, της φύσης και των συνθηκών σχηματισμού του. εκπαίδευση στις δεξιότητες σύγκρισης των σχημάτων της δομής των ουδέτερων ατόμων και ιόντων.

Ανάπτυξη:ανάπτυξη δεξιοτήτων στη διαμόρφωση ηλεκτρονικών κυκλωμάτων για το σχηματισμό χημικών δεσμών, ενώσεων με ιοντικό τύπο δεσμού και προσδιορισμό του αριθμού ηλεκτρονίων στα ιόντα. ανάπτυξη δεξιοτήτων για τον προσδιορισμό του τύπου του δεσμού με βάση την ανάλυση της σύστασης μιας χημικής ένωσης.

Εξοπλισμός.Περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων, κάρτες με τύπους ουσιών (H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8), φυλλάδια, έγχρωμες κάρτες σήματος με αριθμούς: κόκκινο - 1, μπλε - 2, μωβ - 3.

Τύπος μαθήματος.Συνδυασμένο (80 λεπτά)

ΚΑΤΑ ΤΑ ΜΑΘΗΜΑΤΑ

Επανάληψη υλικού που μελετήθηκε προηγουμένως

Δάσκαλος. Σήμερα πρέπει να κατακτήσουμε μια από τις πιο σημαντικές κορυφές της επιστήμης της χημείας - την κορυφή του «Χημικού Δεσμού». Για να ξεκινήσετε την ανάβαση, πρέπει να προετοιμαστείτε για αυτό, να συλλέξετε σακίδια στα οποία θα βάλετε τα πάντα απαραίτητη γνώση. Αρχικά, ας δούμε πώς το κάνετε μόνοι σας.

Μαζεύουμε σακίδια.Οι μαθητές καλούνται να συμπληρώσουν ανεξάρτητη εργασίαακολουθούμενο από αυτοέλεγχο. Η ανεξάρτητη εργασία επιλύει το πρόβλημα της ενημέρωσης της γνώσης, παίζει το ρόλο της διάγνωσης εισόδου (καθορισμός της ετοιμότητας των μαθητών για περαιτέρω εργασία στο θέμα).

Οι μαθητές λαμβάνουν εργασίες σε κάρτες. Δύο μαθητές με καλό επίπεδοεργασία κατάρτισης για ξεχωριστό τραπέζι, κάνοντας την εργασία με μαρκαδόρους σε φύλλα Α4. Στο τέλος της εργασίας τα κρεμούν στον πίνακα. Δύο καλά προετοιμασμένοι μαθητές σχολιάζουν τη δουλειά που έγινε, απαντούν σε διευκρινιστικές ερωτήσεις του δασκάλου και των συμμαθητών. Οι υπόλοιποι μαθητές της τάξης ελέγχουν μόνοι τους τη δουλειά τους, κατά τη διάρκεια του σχολιασμού.

Οι μαθητές που ολοκληρώνουν την εργασία και τη σχολιάζουν λαμβάνουν βαθμούς.

Ανεξάρτητη εργασία

Ασκηση 1. Χρησιμοποιώντας τον ηλεκτρονικό τύπο, προσδιορίστε τη θέση του στοιχείου στο περιοδικό σύστημα, ονομάστε το.

Επιλογή Ι. 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 4 .

Παραλλαγή II. ένας μικρό 2 2μικρό 1 .

Εργασία 2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στο περιοδικό σύστημα, συγκρίνετε την ηλεκτραρνητικότητα τους και βάλτε ένα σημάδι μεταξύ τους<, >, =.

V a r i a n t I.

1) EO (Br) * EO (Li);

2) EO (Al) * EO (Cl);

3) ΕΟ (Σ) * ΕΟ (Ο).

Παραλλαγή II.

1) EO (Mg) * EO (F);

2) EO(C) * EO(O);

3) EO(I) * EO(Cl).

Εργασία 3. Προσδιορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων μέσα εξωτερικό επίπεδοσε άτομα.

Παραλλαγή I. Cl, K, P.

Παραλλαγή II. Ca, S, F.

Εργασία 4. Προσδιορίστε πόσα ηλεκτρόνια λείπουν από κάθε άτομο πριν από την ολοκλήρωση του εξωτερικού επιπέδου.

Παραλλαγή I. C, S, Cl.

Παραλλαγή II. Ο, Π, Ι.

Εργασία 5. Τελειώστε την πρόταση.

Παραλλαγή I. Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ……………………. .

Παραλλαγή II. Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ……………………….

Απαντήσεις σε ανεξάρτητη εργασία

Ασκηση 1.

Παραλλαγή I. Ηλεκτρονικός τύπος 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3ΠΤο 4 αντιστοιχεί στο άτομο του θείου. Το στοιχείο είναι στην 3η περίοδο στον VI όμιλο.

Παραλλαγή II. Ηλεκτρονική Formula 1 μικρό 2 2μικρόΤο 1 αντιστοιχεί σε ένα άτομο λιθίου. Το στοιχείο είναι στη 2η περίοδο στον 1ο όμιλο.

Εργασία 2.

V a r i a n t I.

1) EO (Br) > EO (Li);

2) ΕΟ (Αλ)< ЭО (Cl);

3) EO (S)< ЭО (O).

Παραλλαγή II.

1) EO (Mg)< ЭО (F);

2) ΕΟ (Γ)< ЭО (O);

3) ΕΟ (Ι)< ЭО (Сl).

Εργασία 3.

Παραλλαγή Ι. Cl—7, K—1, P—5.

Παραλλαγή II. Ca - 2, S - 6, F - 7.

Εργασία 4.

V a r i a n t I. C - 4, S - 2, Cl - 1.

Παραλλαγή II. O - 2, P - 3, I - 1.

Εργασία 5.

Επιλογή I. Σχηματίζεται ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός μεταξύ άτομα με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, για παράδειγμα, μεταξύ ατόμων του ίδιου μη μεταλλικό χημικό στοιχείο.

Παραλλαγή II. Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ άτομα, στα οποία η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει ελαφρώς, μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.

Δάσκαλος. Το έργο έγινε καλά, αλλά κάποια παιδιά έκαναν λάθη. Ας επαναλάβουμε για άλλη μια φορά τις βασικές έννοιες και ας ελέγξουμε τη δυνατότητα κατασκευής ηλεκτρονικών κυκλωμάτων για το σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού ώστε το σακίδιο μας να συναρμολογηθεί σωστά.

1η ομάδα. Οι μαθητές που έχουν ολοκληρώσει ανεξάρτητη εργασία χωρίς λάθη (σύμφωνα με τα αποτελέσματα της αυτοεξέτασης) εκτελούν εργασίες επαλήθευσης για αξιολόγηση.

Στόχος. Εφαρμογή της γνώσης σε μια νέα κατάσταση.

Εργασίες επαλήθευσης

V a r i a n t I.

1. Να φτιάξετε τύπους ουσιών που αποτελούνται από δύο στοιχεία, οι ηλεκτρονικοί τύποι ατόμων των οποίων είναι: α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 3; β) 1 μικρόένας . Να αναφέρετε το είδος του χημικού δεσμού σε αυτά τα μόρια και να σχεδιάσετε ηλεκτρονικά διαγράμματα σχηματισμού του.

2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, τακτοποιήστε τα σε αύξουσα σειρά της ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων τους:

α) S, Cl, O, K; β) F, P, Ca, N.

Παραλλαγή II.

1. Να φτιάξετε τύπους πιθανών ουσιών που αποτελούνται από δύο στοιχεία, οι ηλεκτρονικοί τύποι ατόμων των οποίων είναι: α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 4 ; β) 1 μικρόένας . Να αναφέρετε το είδος του χημικού δεσμού σε αυτά τα μόρια και να σχεδιάσετε ηλεκτρονικά διαγράμματα σχηματισμού του.

2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στο περιοδικό σύστημα, τακτοποιήστε τα με αύξουσα σειρά της ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων τους: α) Cl, I, Li, Al; β) C, N, Si, Ba.

2η ομάδα. Οι μαθητές που κάνουν λάθη φτιάχνουν μια ιστορία, συμπληρώνοντας τα κενά με τις προτεινόμενες λέξεις και φράσεις. Σε περίπτωση δυσκολίας χρησιμοποιήστε σχολικό βιβλίο, σημειώσεις σε τετράδιο.

Στόχος. Επανάληψη, διόρθωση και εμπέδωση γνώσεων.

κλισέ ιστορίας

Στον περιοδικό πίνακα, τα στοιχεία είναι ταξινομημένα σε ομάδες και περιόδους. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι .......... Ο αριθμός περιόδου αντιστοιχεί σε ....... Ο αριθμός της ομάδας δείχνει ………. . Το ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο περιέχει ………..

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια προς τον εαυτό τους από άλλα άτομα. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, η ηλεκτραρνητικότητα είναι ……………., στις κύριες υποομάδες από πάνω προς τα κάτω – ….................

Ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ………………. Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ....... .

Λέξεις και φράσεις:

1) μεταξύ ατόμων ενός χημικού στοιχείου - μη μετάλλου,

2) τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο των στοιχείων κύριες υποομάδες,

3) αυξάνει

4) τακτικός αριθμός στοιχείου,

5) οκτώ ηλεκτρόνια,

6) μειώνεται

7) ποσότητα επίπεδα ενέργειας,

8) μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.

Η 1η ομάδα υποβάλλει την εργασία στον καθηγητή για επαλήθευση, οι βαθμοί θα ανακοινωθούν στο επόμενο μάθημα.

Η 2η ομάδα ελέγχει την εργασία της ενώ ακούει την απάντηση ενός από τους μαθητές. Δίνονται εξηγήσεις εάν χρειάζεται.

Απαντήσεις στο τεστ

1η ομάδα
V a r i a n t I.

1. Ηλεκτρονικοί τύποιαντιστοιχούν σε: α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 3 - άτομο αζώτου. β) 1 μικρό 1 - άτομο υδρογόνου. Αυτά τα στοιχεία σχηματίζουν τις ακόλουθες ενώσεις - N 2, H 2, NH 3. Στα μόρια N 2 , H 2 - ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. στο μόριο NH 3 - ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται με την ακόλουθη σειρά: α) K, S, Cl, O; β) Ca, P, N, F.

Παραλλαγή II.

1. Οι ηλεκτρονικοί τύποι αντιστοιχούν σε α) 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 4 - άτομο θείου. β) 1 μικρό 1 - άτομο υδρογόνου. Αυτά τα στοιχεία σχηματίζουν τις ακόλουθες ενώσεις: S 2, H 2, H 2 S. Στα μόρια S 2, H 2 - ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. στο μόριο H 2 S, ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

Ηλεκτρονικά προγράμματα εκπαίδευσης.

S2*:

H 2 S:

2. Με βάση τη θέση των στοιχείων στο περιοδικό σύστημα, η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται με την ακόλουθη σειρά: α) Li, Al, I, Cl; β) Ba, Si, C, N.

2η ομάδα
Στον περιοδικό πίνακα, τα στοιχεία είναι ταξινομημένα σε ομάδες και περιόδους. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι ο τακτικός αριθμός του στοιχείου. Ο αριθμός περιόδου αντιστοιχεί σε τον αριθμό των ενεργειακών επιπέδων.Εμφανίζεται ο αριθμός ομάδας τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο για τα στοιχεία των κύριων υποομάδων.Το ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο περιέχει οκτώ ηλεκτρόνια.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια προς τον εαυτό τους από άλλα άτομα. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, ηλεκτραρνητικότητα αυξάνειστις κύριες υποομάδες από πάνω προς τα κάτω - μειώνεται.

Δημιουργείται ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων του ίδιου μη μεταλλικού χημικού στοιχείου.Σχηματίζεται ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ διαφορετικών ατόμων μη μεταλλικών χημικών στοιχείων.

Δάσκαλος. Έτσι, τα σακίδια είναι γεμάτα, ξεκινάμε την ανάβασή μας. Ωστόσο, υπάρχουν εμπόδια στην πορεία. Και το πρώτο εμπόδιο είναι ο «καταρράκτης» των ουσιών.

Στον πίνακα είναι μια εικόνα ενός καταρράκτη. Στον καταρράκτη επικολλώνται κάρτες με χημικούς τύπους: H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8 .

Το έργο. Για να ξεπεραστεί ο καταρράκτης, προτείνεται η διανομή ουσιών ανάλογα με τους τύπους των χημικών δεσμών.

Επιλογή Ι. Γράψτε ουσίες με ομοιοπολικό πολικό δεσμό σε ένα τετράδιο.

Παραλλαγή II. Καταγράψτε ουσίες με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό.

Ο έλεγχος πραγματοποιείται μετωπικά.

Απάντηση. Ουσίες με ομοιοπολικό πολικό δεσμό - H 2 O, CO 2, HCl, HNO 3, CS 2, H 2 SO 4.

Ουσίες με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό - Br 2, O 3, P 4, S 8.

Δάσκαλος. Υπέροχα, περάσαμε με επιτυχία τον καταρράκτη, αλλά υπάρχει ένα νέο εμπόδιο μπροστά μας. Σε ένα στενό ορεινό μονοπάτι, σχηματίστηκε ένα «μπλοκάρισμα» ηλεκτρονικών κυκλωμάτων.

Το έργο. Προσδιορίστε ποιο από τα σχήματα αντικατοπτρίζει σωστά τον μηχανισμό σχηματισμού ενός χημικού δεσμού.

Επιλογή I. ΑΠΟ 2

Παραλλαγή II. BCl 3

Τα ηλεκτρονικά κυκλώματα είναι γραμμένα αντιθετη πλευρασανίδες. Κάθε μαθητής έχει τρεις χρωματιστές κάρτες σήμανσης με αριθμούς. Οι μαθητές κρατούν κάρτες με τον αριθμό της σωστής απάντησης. Εάν γίνουν λάθη, εκτελούνται διορθωτικές εργασίες.

Δάσκαλος. Μπράβο, καταφέραμε να περάσουμε από ένα στενό ορεινό μονοπάτι, και συνεχίζουμε να ανεβαίνουμε. Προσοχή! Υπήρχε μια σπηλιά μπροστά. Οι περίεργοι ορειβάτες βρήκαν ένα ενδιαφέρον εύρημα σε αυτό - ένα σεντούκι και ένα μυστηριώδες γράμμα.

Θα μπορέσουμε να συνεχίσουμε το ταξίδι μόνο όταν μαντέψουμε τι υπάρχει σε αυτό το φέρετρο. Λοιπόν, ας σταματήσουμε λίγο και ας διαβάσουμε την επιστολή.

Στο τραπέζι του δασκάλου υπάρχει ένα «φέρετρο» σφραγισμένο με κερί σφραγίδα. Δίπλα του ένα διπλωμένο γράμμα. Ο μαθητής καλείται να διαβάσει την επιστολή.

Μαθητής (διαβάζει το κείμενο της επιστολής). Από την ουσία που κρύβεται σε αυτό το κουτί, μπορείτε να πάρετε ένα μέταλλο που κόβεται εύκολα με ένα μαχαίρι, τσαλακώνεται σαν πλαστελίνη και αποθηκεύεται μόνο κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Από αυτό μπορείτε επίσης να πάρετε ένα ασφυκτικό και δηλητηριώδες κιτρινοπράσινο αέριο, το οποίο χρησιμοποιείται για την απολύμανση του νερού. Συνήθως όμως χρησιμοποιούμε αυτή την ουσία με διαφορετικό τρόπο. Είναι σε κάθε σπίτι, σε κάθε τραπέζι. Στην αρχαιότητα, έλεγαν ότι είναι πιο ακριβό από τον χρυσό, γιατί μπορείς να ζήσεις χωρίς χρυσό, αλλά δεν μπορείς να ζήσεις χωρίς αυτόν. Σύμφωνα με το ρωσικό έθιμο, οι αγαπητοί επισκέπτες καλωσορίζονται με αυτήν την ουσία, τους εύχονται έτσι υγεία και το ξύπνημα σημαίνει απώλεια υγείας, αποτυχία.

Δάσκαλος. Ποια μυστηριώδη ουσία αναφέρεται στην επιστολή; Ποιες ουσίες λαμβάνονται από αυτό;

Οι μαθητές μαντεύουν την ουσία, την δίνουν χημική ονομασία- επιτραπέζιο αλάτι, χλωριούχο νάτριο. Υποδεικνύεται ότι από αυτό μπορεί να ληφθεί μέταλλο νάτριο και αέριο χλώριο. Λαμβάνεται δείγμα του ορυκτού από το «φέρετρο» και παρουσιάζεται στους μαθητές.

Δάσκαλος. Τι σχέση έχει αυτή η ουσία με το μάθημά μας;

Μαθητης σχολειου. Δεδομένου ότι μελετάμε το θέμα "Χημικός δεσμός", είναι απαραίτητο να μάθουμε πώς σχηματίζεται μεταξύ ατόμων σε χλωριούχο νάτριο και σε ποιον τύπο πρέπει να αποδοθεί.

Εκμάθηση νέου υλικού

Δάσκαλος. Μπράβο. Σκοπός του μαθήματός μας είναι να εξοικειωθούμε με έναν νέο τύπο χημικού δεσμού - ιοντικό, να μάθουμε τη φύση και τις συνθήκες σχηματισμού του. Θα μάθουμε πώς να κατασκευάζουμε ηλεκτρονικά κυκλώματα για το σχηματισμό ενώσεων με ιοντικό τύπο χημικού δεσμού, να προσδιορίσουμε σύνολοηλεκτρόνια σε ιόντα.

Θέμα και τύπος μαθήματος επιτραπέζιο αλάτιείναι γραμμένα σε ένα τετράδιο.

Δάσκαλος. Εξετάστε το σχηματισμό ενός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του χλωριούχου νατρίου. Ας γράψουμε μια εξίσωση που αντικατοπτρίζει την αλληλεπίδραση των ατόμων νατρίου και χλωρίου:

Φτιάξτε τα δικά σας διαγράμματα της δομής των ατόμων νατρίου και χλωρίου στα τετράδιά σας. Προσδιορίστε τον αριθμό των ζευγαρωμένων και μη συζευγμένων ηλεκτρονίων στο τελευταίο επίπεδο σε άτομα.

Na +11 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 1 ;

Сl +17 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 5 .

Τα άτομα νατρίου και χλωρίου έχουν το καθένα ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Καθώς αυτά τα άτομα πλησιάζουν ορισμένη απόστασηυπάρχει επικάλυψη ηλεκτρονιακών νεφών ασύζευκτων ηλεκτρονίων και σχηματίζεται ένα σύννεφο ηλεκτρονίων κοινό με δύο άτομα. Επειδή όμως η ηλεκτραρνητικότητα του χλωρίου είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή του νατρίου, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται πλήρως στο άτομο χλωρίου. Ως αποτέλεσμα της μετάβασης ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου σε ένα άτομο χλωρίου, εμφανίζονται αντίθετα φορτισμένα σωματίδια: το άτομο χλωρίου αποκτά αρνητικό φορτίο, το άτομο νατρίου αποκτά θετικό.

(Εισάγεται η έννοια του "ιόντος", "ιονικός δεσμός", οι ορισμοί γράφονται σε ένα σημειωματάριο.)

Τα σωματίδια που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο ονομάζονται ιόντων.

Na0-1 μι-> Na 1+, Cl 0 + 1 μι-> Cl1–.

Το φορτίο ενός ιόντος καθορίζεται από τον αριθμό των δεδομένων ή των λαμβανόμενων ηλεκτρονίων. Ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν περικλείεται σε αγκύλες.

Ο χημικός δεσμός που προκύπτει μεταξύ ιόντων ως αποτέλεσμα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης ονομάζεται ιωνικός.

Ας δούμε τα δομικά διαγράμματα των ιόντων νατρίου και χλωρίου και ας προσδιορίσουμε τον συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων σε κάθε ιόν:

Na 1+ +11 , 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 0 (10 ηλεκτρόνια);

Cl 1– +17, 1 μικρό 2 2μικρό 2 2Π 6 3μικρό 2 3Π 6 (18 ηλεκτρόνια).

Δείτε το κύριο μας ευρήματα.

Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια στα οποία τα άτομα έχουν μετατραπεί ως αποτέλεσμα της ανάκρουσης ή της προσκόλλησης ηλεκτρονίων.

Ο δεσμός που προκύπτει ως αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης μεταξύ των ιόντων ονομάζεται ιονικός.

Δημιουργείται ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου και μη μετάλλου, του οποίου η ηλεκτραρνητικότητα είναι πολύ διαφορετική (κατά περισσότερες από δύο μονάδες). Ένας ιονικός δεσμός είναι μια ακραία περίπτωση ομοιοπολικού πολικού δεσμού.

Στην πορεία, το απόθεμα γνώσεων μας αναπληρώθηκε. Ας συνεχίσουμε να πηγαίνουμε στην κορυφή. Ξαφνικά όμως εμφανίζεται ένα νέο εμπόδιο. Μπροστά από πυκνά «παχάκια» του χημικούς τύπους, μέσω του οποίου μπορείτε να περάσετε εάν αφαιρέσετε ουσίες με ιοντικό τύπο χημικού δεσμού.

Οι τύποι είναι γραμμένοι στον πίνακα.

СCl 4 , Na 2 SO 4 , I 2 , LiBr, F 2 , CaCl 2 , KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2 , SO 2 , Cl 2 , BaO, I 2 , N 2 , MgS.

Οι μαθητές καλούνται να γράψουν σε ένα τετράδιο ενώσεις με ιοντικό τύπο δεσμού.

Μετωπικός έλεγχος. Ένας μαθητής διαβάζει τους τύπους που έγραψε σε ένα τετράδιο, οι υπόλοιποι μαθητές ελέγχουν. Ο δάσκαλος δίνει εξηγήσεις για ουσίες που αποτελούνται από τρία χημικά στοιχεία και έχουν δύο τύπους δεσμών.

Απάντηση. Na2SO4, LiBr, CaCl2, KI, Na2S, Mg(NO 3)2, BaO, MgS.

Δάσκαλος. Καταφέραμε να κάνουμε ένα μονοπάτι μέσα από πυκνά αλσύλλια, είμαστε πολύ κοντά στον στόχο. Ας συγκεντρώσουμε όλες μας τις γνώσεις και ας ανεβούμε στην κορυφή.

Υπό την καθοδήγηση ενός δασκάλου, η ικανότητα κατάρτισης σχημάτων για το σχηματισμό ιοντικών δεσμών, ο προσδιορισμός των φορτίων των ιόντων, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα ιόντα ενοποιείται χρησιμοποιώντας το παράδειγμα των ενώσεων: α) KF. β) Na2S; γ) BeO.

Επιπλέον, οι μαθητές εκτελούν παρόμοια εργασία μόνοι τους, επιλέγοντας δύο από τους προτεινόμενους τύπους: α) LiBr; β) CaCl2; γ) MgS; δ) Mg 3 N 2 *. Τρεις μαθητές εργάζονται στον πίνακα ταυτόχρονα. Εργασία με τον αστερίσκο (*). αυτό το μάθημαδεν εξηγείται και δεν επαληθεύεται, η εξήγηση θα δοθεί σε συνεδρίαση του χημικού κύκλου.

Η επαλήθευση των αποτελεσμάτων πραγματοποιείται μετωπικά.

Στερέωση του υλικού

Δάσκαλος. Διανύσαμε ένα δύσκολο αλλά ενδιαφέρον μονοπάτι, η κορυφή του «Χημικού Δεσμού» έχει κατακτηθεί. Σας συγχαίρω, κάνατε πολλές προσπάθειες για να το πετύχετε, δείξατε τις γνώσεις σας, δείξατε επινοητικότητα, ήσασταν φιλικοί, βοηθήσατε ο ένας τον άλλον σε δύσκολες στιγμές. Και τώρα ήρθε η ώρα να επιστρέψουμε.

Οι μαθητές καλούνται να ολοκληρώσουν ένα τεστ. Στόχος: λειτουργικός έλεγχοςη γνώση. Τα αποτελέσματα της εφαρμογής θα χρησιμοποιηθούν κατά τον σχεδιασμό ατομικής διορθωτικής εργασίας με μαθητές.

Εργασίες επαλήθευσης

1. Προσδιορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο στα άτομα.

Παραλλαγή I. F, B, Ca.

Παραλλαγή II. Se, Al, C.

2. Καθορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που θα δεχτεί ένα άτομο για να ολοκληρώσει το εξωτερικό του επίπεδο.

Παραλλαγή I. S, P, Si.

Παραλλαγή II. F, N, O.

3. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού στις ενώσεις.

Παραλλαγή I. CH 4 , K 2 O, F 2 .

Παραλλαγή II. PCl 3 , O 3 , Al 2 O 3 .

4. Φτιάξτε ηλεκτρονικά κυκλώματα για το σχηματισμό χημικού δεσμού, υποδείξτε τα φορτία των ιόντων και προσδιορίστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων σε κάθε τύπο ατόμου και ιόντος.

Παραλλαγή Ι. α) KBr; β) AlCl 3 .

Παραλλαγή II. α) MgI 2; β) NaBr.

Γεμίστε τον πίνακα.

Τραπέζι

Ατομο	Αριθμός ηλεκτρονίων	Και αυτος	Αριθμός ηλεκτρονίων
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………

5*. Αναλύστε την εικόνα και συμπληρώστε τους τύπους που λείπουν.

Απαντήσεις σε εργασίες επαλήθευσης

Ασκηση 1.

Παραλλαγή I. F, 7, B, 3, Ca, 2.

Παραλλαγή II. Se - 6, Al - 3, C - 4.

Εργασία 2.

Παραλλαγή I. S – 2, P – 3, Si – 4.

Παραλλαγή II. F - 1, N - 3, O - 2.

Εργασία 3.

Επιλογή I. Στις ενώσεις: Το CH 4 είναι ένας ομοιοπολικός πολικός χημικός δεσμός, το K 2 O είναι ένας ιοντικός δεσμός, ο F 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.

Παραλλαγή II. Σε ενώσεις: PCl 3 - ομοιοπολικός πολικός δεσμός, O 3 - ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός, Al 2 O 3 - ιονικός δεσμός.

Εργασία 4.

V a r i a n t I.

α) Για KBr:

Κ0-1 μι-> K 1+ , Br 0 + 1 μι-> Br 1– .

β) Για το AlCl 3:

Αλ 0-3 μι-> Al 3+, Cl 0 + 1 μι-> Cl 1– .

Ατομο Αριθμός ηλεκτρονίων Και αυτος Αριθμός ηλεκτρονίων
Αλ 0 13 Al 3+ 10
Cl 0 17 Cl 1- 18
Κ0 19 Κ1+ 18
Br0 35 Br 1 - 36
Παραλλαγή II.

α) Για MgF 2:

Mg 0-2 μι-> Mg 2+, F 0 + 1 μι-> F 1– .

β) Για NaBr:

Na0-1 μι-> Na 1+ , Br 0 + 1 μι-> Br 1– .

Ατομο Αριθμός ηλεκτρονίων Και αυτος Αριθμός ηλεκτρονίων
mg 0 12 Mg2+ 10
Εγώ 0 53 Ι 1- 54
Na 0 11 Na 1+ 10
Br0 35 Br 1 - 36
Εργασία 5* (εξετάστηκε σε συνεδρίαση του χημικού κύκλου).

Οι απαντήσεις μπορεί να είναι οι εξής: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (μπορεί να υπάρχουν άλλες μεταλλικές ενώσεις με αμέταλλα που φαίνονται στο κεντρικό τμήμα του σχήματος, δηλαδή ενώσεις με ιοντικό δεσμό).