Kjemisk forbindelse. Typer kjemiske bindinger

kjemisk forbindelse

Alle interaksjoner som fører til forening kjemiske partikler(atomer, molekyler, ioner osv.) til stoffer deles inn i kjemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære interaksjoner).

kjemiske bindinger- bindes direkte mellom atomer. Det er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- bindinger mellom molekyler. Disse er en hydrogenbinding, en ione-dipolbinding (på grunn av dannelsen av denne bindingen, for eksempel, dannelsen av et hydreringsskall av ioner skjer), en dipol-dipolbinding (på grunn av dannelsen av denne bindingen, molekyler av polare stoffer kombineres, for eksempel i flytende aceton), etc.

Ionebinding- en kjemisk binding dannet på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede ioner. PÅ binære forbindelser(sammensetninger av to grunnstoffer), det dannes når størrelsen på atomene som bindes avviker sterkt fra hverandre: noen atomer er store, andre er små - det vil si at noen atomer lett gir bort elektroner, mens andre har en tendens til å akseptere dem ( vanligvis er dette atomer av elementer som danner typiske metaller og atomer av elementer som danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten til slike atomer er også veldig forskjellig.
Ionebindingen er ikke-retningsbestemt og ikke-mettbar.

kovalent binding- en kjemisk binding som oppstår på grunn av dannelsen av et felles elektronpar. En kovalent binding dannes mellom små atomer med samme eller nære radier. Nødvendig tilstand- tilstedeværelsen av uparrede elektroner i begge bundne atomer (utvekslingsmekanisme) eller et ikke-delt par i ett atom og en fri orbital i et annet (donor-akseptormekanisme):

en)	H + H H:H	H-H	H2	(ett delt elektronpar; H er univalent);
b)		NN	N 2	(tre vanlige elektronpar; N er treverdig);
i)		H-F	HF	(ett felles elektronpar; H og F er univalente);
G)			NH4+	(fire delte elektronpar; N er fireverdig)

enkel (enkel)- ett par elektroner
dobbelt- to par elektroner
trippel- tre par elektroner.

Dobbelt- og trippelbindinger kalles multippelbindinger.

I henhold til fordelingen av elektrontetthet mellom de bundne atomene er den kovalente bindingen delt inn i ikke-polar og polar. Ikke polar binding dannet mellom identiske atomer, polar - mellom forskjellige.

Elektronegativitet- et mål på evnen til et atom i et stoff til å tiltrekke seg vanlige elektronpar.
Elektronparene av polare bindinger er forspente mot mer elektronegative elementer. Selve forskyvningen av elektronpar kalles bindingspolarisering. De partielle (overskytende) ladningene som dannes under polarisering er betegnet med + og -, for eksempel: .

I henhold til arten av overlappingen av elektronskyer ("orbitaler") er den kovalente bindingen delt inn i -binding og -binding.
-binding dannes på grunn av direkte overlapping av elektronskyer (langs den rette linjen som forbinder atomkjernene), -binding - på grunn av lateral overlapping (på begge sider av planet som atomkjernene ligger i).

En kovalent binding er retningsbestemt og mettbar, så vel som polariserbar.
For å forklare og forutsi den gjensidige retningen til kovalente bindinger, brukes en hybridiseringsmodell.

Hybridisering atomorbitaler og elektroniske skyer- den antatte justeringen av atomorbitaler i energi, og elektronskyer i form under dannelsen av kovalente bindinger av et atom.
De tre vanligste typene hybridisering er: sp-, sp 2 og sp 3 - hybridisering. For eksempel:
sp-hybridisering - i C 2 H 2, BeH 2, CO 2 molekyler (lineær struktur);
sp 2-hybridisering - i C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 molekyler (flat trekantet form);
sp 3-hybridisering - i CCl 4, SiH 4, CH 4 molekyler (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (hjørneform).

metallforbindelse- en kjemisk binding dannet på grunn av sosialiseringen av valenselektroner til alle bundne atomer i en metallkrystall. Som et resultat dannes en enkelt elektronsky av krystallen, som lett forskyves under påvirkning av elektrisk spenning- derav den høye elektriske ledningsevnen til metaller.
En metallisk binding dannes når de bundne atomene er store og derfor har en tendens til å donere elektroner. Enkle stoffer med metallisk binding- metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au, etc.), komplekse stoffer- intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, etc.).
Den metalliske bindingen har ikke metningsretning. Det er også bevart i metallsmelter.

Hydrogenbinding- en intermolekylær binding dannet på grunn av delvis aksept av et elektronpar av et svært elektronegativt atom av et hydrogenatom med en stor positiv partiell ladning. Det dannes når det i det ene molekylet er et atom med et ensomt elektronpar og høy elektronegativitet (F, O, N), og i det andre er det et hydrogenatom bundet av en sterkt polar binding til ett av disse atomene. Eksempler på intermolekylære hydrogenbindinger:

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

Intramolekylære hydrogenbindinger finnes i polypeptidmolekyler, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål på styrken til enhver binding er bindingsenergien.
Bond energi er energien som kreves for å bryte det gitte kjemisk forbindelse i 1 mol av stoffet. Måleenheten er 1 kJ/mol.

Ionisk og kovalent binding- av samme orden, energi Hydrogenbinding- en størrelsesorden mindre.

Energien til en kovalent binding avhenger av størrelsen på de bundne atomene (bindingslengden) og av bindingens mangfold. Jo mindre atomer og jo større mangfold av bindingen, jo større er energien.

Ionebindingsenergien avhenger av størrelsen på ionene og ladningene deres. Jo mindre ioner og større ladning, jo større bindingsenergi.

Materiens struktur

I henhold til type struktur er alle stoffer delt inn i molekylær og ikke-molekylært. Blant organisk materiale molekylære stoffer dominerer, blant uorganiske - ikke-molekylære.

Etter type kjemisk binding deles stoffer inn i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ioniske bindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaper betydelig.

Molekylære stoffer består av molekyler forbundet med svake intermolekylære bindinger, disse inkluderer: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre enkle stoffer; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiske polymerer og mange andre stoffer. Disse stoffene har ikke høy styrke, har lave temperaturer smelting og koking, ikke lede elektrisitet, noen av dem er løselige i vann eller andre løsemidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger eller atomiske stoffer (diamant, grafitt, Si, SiO 2 , SiC og andre) danner veldig sterke krystaller (lagdelt grafitt er et unntak), de er uløselige i vann og andre løsemidler, har høy smelting og koking poeng, de fleste av de leder ikke elektrisk strøm (bortsett fra grafitt, som har elektrisk ledningsevne, og halvledere - silisium, germanium, etc.)

Alle ioniske stoffer er naturlig ikke-molekylære. Dette er faste ildfaste stoffer hvis løsninger og smelter leder elektrisk strøm. Mange av dem er løselige i vann. Det skal bemerkes at i ioniske stoffer, hvis krystaller består av komplekse ioner, er det også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), etc. Atomene som utgjør komplekse ioner er bundet av kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med en metallisk binding) svært forskjellige i deres fysiske egenskaper. Blant dem er flytende (Hg), veldig myke (Na, K) og veldig harde metaller (W, Nb).

karakteristisk fysiske egenskaper metaller er deres høye elektriske ledningsevne (i motsetning til halvledere, avtar med økende temperatur), høy varmekapasitet og duktilitet (rene metaller).

I fast tilstand er nesten alle stoffer sammensatt av krystaller. I henhold til type struktur og type kjemisk binding, krystaller (" krystallgitter") delt på atomisk(krystaller er det ikke molekylære stoffer med en kovalent binding) ionisk(krystaller av ioniske stoffer), molekylær(krystaller av molekylære stoffer med kovalent binding) og metall(krystaller av stoffer med en metallisk binding).

Oppgaver og prøver om emnet "Tema 10. "Kjemisk binding. Materiens struktur."

Typer kjemisk binding - Stoffets struktur 8–9 klasse
Leksjoner: 2 oppgaver: 9 prøver: 1

Bestem typen kjemisk binding og skriv ned skjemaet for dannelsen av stoffer med formlene:

a) S2, K20 og H2S;
b) N2, Li3N og Cl3N.

Svar

I S 2-molekylet er bindingen kovalent ikke-polar, fordi det er dannet av atomer av samme grunnstoff. Tilknytningsformasjonen vil være som følger:

Svovel er et element i hovedundergruppen til gruppe VI. Atomene har 6 elektroner i det ytre skallet. Det vil være uparrede elektroner: 8 - 6 = 2.

I K 2 O-molekylet er bindingen ionisk, pga det er dannet av atomer av metall og ikke-metalliske elementer.

Kalium er et element i gruppe I i hovedundergruppen, et metall. Det er lettere for atomet å gi 1 elektron enn å akseptere de manglende 7:

K 0 atom − 1e − → K +1 ion

Oksygen er et element i hovedundergruppen til gruppe VI, et ikke-metall. Det er lettere for atomet å akseptere 2 elektroner, som ikke er nok til å fullføre nivået, enn å gi 6 elektroner:

O 0 atom + 2e − → O -2 ion

La oss finne det minste felles multiplum mellom ladningene til de dannede ionene, det er lik 2(2 1). For at kaliumatomer skal gi fra seg 2 elektroner, må de ta 2, slik at oksygenatomer kan akseptere 2 elektroner, bare 1 atom er nødvendig:

I H 2 S-molekylet er bindingen kovalent polar, pga det er dannet av atomer av grunnstoffer med forskjellig EO. Tilknytningsformasjonen vil være som følger:

Svovel er et element i hovedundergruppen til gruppe VI. Atomene har 6 elektroner i det ytre skallet. Det vil være uparrede elektroner: 8 - 6 = 2

Hydrogen er et element i hovedundergruppen til gruppe I. Atomene inneholder 1 elektron per ytre skall. Det første elektronet er uparet (for hydrogenatomet er to-elektronnivået fullstendig).

Delte elektronpar er partisk mot svovelatomet, da det er mer elektronegativt

I N 2-molekylet er bindingen kovalent ikke-polar, fordi det er dannet av atomer av samme grunnstoff. Tilknytningsformasjonsskjemaet er som følger:

Nitrogen er et element i hovedundergruppen til gruppe V. Atomene har 5 elektroner i sitt ytre skall. Uparede elektroner: 8 - 5 = 3.

I Li 3 N-molekylet er bindingen ionisk, fordi det er dannet av atomer av metall og ikke-metalliske elementer.

Litium er et element i hovedundergruppen av gruppe I, et metall. Det er lettere for atomet å gi 1 elektron enn å akseptere de manglende 7:

Li 0 atom − 1e − → Li +1 ion

Nitrogen er et element i hovedundergruppen til U-gruppen, et ikke-metall. Det er lettere for atomet å akseptere 3 elektroner, som ikke er nok til å fullføre det ytre nivået, enn å gi fem elektroner fra det ytre nivået:

N 0 atom + 3e − → N -3 ion

La oss finne det minste felles multiplum mellom ladningene til de dannede ionene, det er lik 3(3 1). For at litiumatomer skal donere 3 elektroner, trengs 3 atomer, for at nitrogenatomer skal kunne akseptere 3 elektroner, trengs bare ett atom:

I NCl 3-molekylet er bindingen kovalent polar, pga det er dannet av atomer av ikke-metalliske elementer med forskjellige betydninger EO. Tilknytningsformasjonsskjemaet er som følger:

Nitrogen er et element i hovedundergruppen til gruppe V. Atomene har 5 elektroner i det ytre skallet. Det vil være uparrede elektroner: 8 - 5 = 3.

Klor er et element i hovedundergruppen VII gruppe. Atomene inneholder 7 elektroner i det ytre skallet. 1 elektron forblir uparet.

Delte elektronpar flyttes til nitrogenatomet, som mer elektronegative:

Kjemisk forbindelse.

bestemmelse av en kjemisk binding;

typer kjemiske bindinger;

metode for valensbindinger;

hovedkarakteristikkene til den kovalente bindingen;

mekanismer for dannelse av en kovalent binding;

komplekse forbindelser;

molekylær orbital metode;

intermolekylære interaksjoner.

BESTEMMELSE AV KJEMISK BÆNDING

kjemisk forbindelse kalt samspillet mellom atomer, noe som fører til dannelse av molekyler eller ioner og at atomer holder seg sterkt nær hverandre.

Den kjemiske bindingen har en elektronisk natur, det vil si at den utføres på grunn av samspillet mellom valenselektroner. Avhengig av fordelingen av valenselektroner i et molekyl, skilles følgende typer bindinger ut: ioniske, kovalente, metalliske osv. En ionisk binding kan betraktes som det begrensende tilfellet for en kovalent binding mellom atomer som avviker kraftig i naturen.

TYPER KJEMISK BÆNDING

Ionebinding.

Viktige punkter moderne teori ionisk binding.

En ionisk binding dannes under samspillet mellom elementer som skiller seg kraftig fra hverandre i egenskaper, det vil si mellom metaller og ikke-metaller.

Dannelsen av en kjemisk binding forklares av atomenes streben etter å oppnå et stabilt ytre skall med åtte elektroner (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 s 6

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 s 6

De dannede motsatt ladede ionene holdes nær hverandre på grunn av elektrostatisk tiltrekning.

Ionebindingen er ikke retningsbestemt.

Det er ingen ren ionebinding. Siden ioniseringsenergien er større enn elektronaffinitetsenergien, skjer ikke den fullstendige overgangen av elektroner selv i tilfelle av et par atomer med stor forskjell i elektronegativitet. Derfor kan vi snakke om andelen ionisitet til bindingen. Den høyeste bindingsionisiteten forekommer i fluorider og klorider av s-elementer. I RbCl-, KCl-, NaCl- og NaF-krystaller er det således henholdsvis 99, 98, 90 og 97%.

kovalent binding.

Hovedbestemmelsene i den moderne teorien om kovalente bindinger.

En kovalent binding dannes mellom elementer som er like i egenskaper, det vil si ikke-metaller.

Hvert element gir 1 elektron for dannelse av bindinger, og spinnene til elektronene må være antiparallelle.

Hvis en kovalent binding dannes av atomer av samme grunnstoff, er denne bindingen ikke polar, det vil si at det vanlige elektronparet ikke forskyves til noen av atomene. Hvis den kovalente bindingen er dannet av to forskjellige atomer, forskyves det vanlige elektronparet til det mest elektronegative atomet, dette polar kovalent binding.

Når en kovalent binding dannes, overlapper elektronskyene til de interagerende atomene seg, som et resultat, en sone med økt elektrontetthet vises i rommet mellom atomene, tiltrekker seg de positivt ladede kjernene til de interagerende atomene og holder dem nær hverandre. Som et resultat avtar systemets energi (fig. 14). Imidlertid, med en veldig sterk tilnærming av atomer, øker frastøtingen av kjernene. Derfor er det en optimal avstand mellom kjernene ( bindingslengde,l hvor systemet har minimum energi. I denne tilstanden frigjøres energi, kalt bindingsenergi - E St.

Ris. Fig. 14. Avhengighet av energien til systemer med to hydrogenatomer med parallelle (1) og antiparallelle (2) spinner av avstanden mellom kjernene (E er energien til systemet, Eb er bindingsenergien, r er avstanden mellom kjernene, l er bindingslengden).

To metoder brukes for å beskrive en kovalent binding: valensbindingsmetoden (BC) og molekylær orbitalmetoden (MMO).

VALENSBIND-METODE.

VS-metoden er basert på følgende bestemmelser:

1. En kovalent kjemisk binding dannes av to elektroner med motsatt rettede spinn, og dette elektronpar tilhører to atomer. Kombinasjoner av slike to-elektron-to-senterbindinger, som gjenspeiler den elektroniske strukturen til molekylet, kalles valente ordninger.

2. Jo sterkere kovalent binding, jo mer overlapper de samvirkende elektronskyene.

For en visuell representasjon av valensskjemaer brukes vanligvis følgende metode: elektroner plassert i det ytre elektroniske laget er angitt med prikker rundt det kjemiske symbolet til atomet. Elektroner som er felles for to atomer er vist med prikker plassert mellom dem. kjemiske symboler; en dobbelt- eller trippelbinding er betegnet med henholdsvis to eller tre par vanlige prikker:

N:1s2 2s 2 s 3 ;

C:1s2 2s 2 s 4

Det kan sees fra diagrammene ovenfor at hvert elektronpar som binder to atomer tilsvarer en strek som viser en kovalent binding i strukturformlene:

Antall vanlige elektronpar som binder et atom av et gitt grunnstoff med andre atomer, eller med andre ord antallet kovalente bindinger som dannes av et atom, kalles kovalens etter VS-metoden. Så kovalensen til hydrogen er 1, nitrogen - 3.

I henhold til måten de elektroniske skyene overlapper, er det to typer forbindelser:  - forbindelse og  - forbindelse.

 - forbindelse oppstår når to elektronskyer overlapper hverandre langs aksen som forbinder atomkjernene.

Ris. 15. Utdanningsordning  - sammenhenger.

 - binding dannes når elektronskyer overlapper hverandre på begge sider av linjen som forbinder kjernene til samvirkende atomer.

Ris. 16. Utdanningsordning  - forbindelser.

HOVED KARAKTERISTIKA FOR COVALENT BOND.

1. Bindingslengde, ℓ. Dette er minimumsavstanden mellom kjernene til interagerende atomer, som tilsvarer den mest stabile tilstanden til systemet.

2. Bindingsenergi, E min - dette er mengden energi som må brukes for å bryte den kjemiske bindingen og for å fjerne atomer fra interaksjonen.

3. Dipol bindingsmoment, ,=qℓ. Dipolmomentet fungerer som et kvantitativt mål på polariteten til et molekyl. For upolare molekyler er dipolmomentet 0, for upolare molekyler er det ikke 0. Dipolmomentet til et polyatomisk molekyl er lik vektorsummen av dipolene til individuelle bindinger:

4. En kovalent binding er preget av orientering. Orienteringen av den kovalente bindingen bestemmes av behovet for maksimal overlapping i rommet av elektronskyer av interagerende atomer, noe som fører til dannelsen av de sterkeste bindingene.

Siden disse -bindingene er strengt orientert i rommet, avhengig av sammensetningen av molekylet, kan de være i en viss vinkel i forhold til hverandre - en slik vinkel kalles en valensvinkel.

Diatomiske molekyler har en lineær struktur. Polyatomiske molekyler har en mer kompleks konfigurasjon. La oss vurdere geometrien til forskjellige molekyler ved å bruke eksemplet på dannelsen av hydrider.

1. Gruppe VI, hovedundergruppe (unntatt oksygen), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

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

For hydrogen deltar et elektron med s-AO i dannelsen av en binding, for svovel, 3p y og 3p z. Molekyl H 2 Simet flat struktur med en vinkel mellom bindinger på 90 0 . .

Fig 17. Strukturen til H 2 E-molekylet

2. Hydrider av elementer fra V-gruppen, hovedundergruppen: PH 3, AsH 3, SbH 3.

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

I dannelsen av bindinger delta: i hydrogen s-AO, i fosfor - p y, p x og p z AO.

PH 3-molekylet har form av en trigonal pyramide (i bunnen er en trekant).

Figur 18. Strukturen til EN 3-molekylet

5. Metningsevne kovalent binding er antallet kovalente bindinger som et atom kan danne. Det er begrenset, fordi Et grunnstoff har et begrenset antall valenselektroner. Det maksimale antallet kovalente bindinger som et gitt atom kan danne i grunnen eller eksitert tilstand kalles dens kovalens.

Eksempel: hydrogen er monovalent, oksygen er bivalent, nitrogen er trivalent osv.

Noen atomer kan øke sin kovalens i en eksitert tilstand på grunn av separasjonen av sammenkoblede elektroner.

Eksempel. Vær 0 1s 2 2s 2

Et berylliumatom i eksitert tilstand har ett valenselektron på 2p-AO og ett elektron på 2s-AO, det vil si kovalensen Be 0 = 0 og kovalensen Be * = 2. Under interaksjonen, hybridisering av orbitalene inntreffer.

Hybridisering- dette er justeringen av energien til forskjellige AO som et resultat av blanding før kjemisk interaksjon. Hybridisering er en betinget teknikk som gjør det mulig å forutsi strukturen til et molekyl ved hjelp av en kombinasjon av AO. De AO-ene hvis energier er nære kan delta i hybridisering.

Hver type hybridisering tilsvarer en viss geometrisk form av molekylene.

Når det gjelder hydrider av elementer fra gruppe II i hovedundergruppen, deltar to identiske sp-hybride orbitaler i dannelsen av bindingen. Lignende type Bindingen kalles sp-hybridisering.

Fig. 19. VeH2.sp-hybridiseringsmolekyl.

sp-hybride orbitaler har en asymmetrisk form, langstrakte deler av AO med en bindingsvinkel på 180 o er rettet mot hydrogen. Derfor har BeH 2-molekylet en lineær struktur (fig.).

La oss vurdere strukturen til hydridmolekyler av elementer fra gruppe III i hovedundergruppen ved å bruke eksemplet på dannelsen av et BH3-molekyl.

B 0 1s 2 2s 2 s 1

Kovalens B 0 = 1, kovalens B * = 3.

Tre sp-hybride orbitaler deltar i dannelsen av bindinger, som dannes som et resultat av omfordelingen av elektrontetthetene s-AO og to p-AO. Denne typen forbindelse kalles sp 2 - hybridisering. Bindingsvinkelen ved sp 2 - hybridisering er lik 120 0, derfor har BH 3-molekylet en flat trekantet struktur.

Fig.20. BH 3 molekyl. sp 2 -Hybridisering.

Ved å bruke eksempelet på dannelsen av et CH 4-molekyl, la oss vurdere strukturen til hydridmolekylene til elementer i gruppe IV i hovedundergruppen.

C 0 1s 2 2s 2 s 2

Kovalens C 0 = 2, kovalens C * = 4.

I karbon er fire sp-hybride orbitaler involvert i dannelsen av en kjemisk binding, dannet som et resultat av omfordelingen av elektrontettheter mellom s-AO og tre p-AO. Formen på CH 4-molekylet er et tetraeder, bindingsvinkelen er 109 o 28`.

Ris. 21. Molekyl CH4.sp3 -Hybridisering.

Unntak fra generell regel er H 2 O og NH 3 molekyler.

I et vannmolekyl er vinklene mellom bindinger 104,5 o. I motsetning til hydrider av andre elementer i denne gruppen, har vann spesielle egenskaper, det er polar, diamagnetisk. Alt dette forklares ved at i vannmolekylet er bindingstypen sp 3 . Det vil si at fire sp - hybridorbitaler er involvert i dannelsen av en kjemisk binding. To orbitaler inneholder ett elektron hver, disse orbitalene samhandler med hydrogen, de to andre orbitalene inneholder et par elektroner. Tilstedeværelsen av disse to orbitalene forklarer de unike egenskapene til vann.

I ammoniakkmolekylet er vinklene mellom bindingene omtrent 107,3 o, det vil si at formen på ammoniakkmolekylet er et tetraeder, bindingstypen er sp 3 . Fire hybrid sp 3 orbitaler deltar i dannelsen av en binding i et nitrogenmolekyl. Tre orbitaler inneholder ett elektron hver, disse orbitalene er assosiert med hydrogen, den fjerde AO inneholder et ikke-delt elektronpar, som bestemmer ammoniakkmolekylets unike karakter.

MEKANISMER FOR KOVALENT BÅNDINGSDANNING.

MVS gjør det mulig å skille mellom tre mekanismer for dannelsen av en kovalent binding: utveksling, donor-akseptor og dativ.

utvekslingsmekanisme. Det inkluderer de tilfellene av dannelsen av en kjemisk binding, når hvert av de to bundne atomene tildeler ett elektron for sosialisering, som om de byttet ut dem. For å binde kjernene til to atomer, må elektronene være i rommet mellom kjernene. Dette området i molekylet kalles bindingsområdet (området der det er mest sannsynlig at elektronparet oppholder seg i molekylet). For at utveksling av uparrede elektroner i atomer skal skje, er overlapping av atomorbitaler nødvendig (fig. 10.11). Dette er virkningen av utvekslingsmekanismen for dannelsen av en kovalent kjemisk binding. Atomorbitaler kan bare overlappe hvis de har samme symmetriegenskaper rundt den indre nukleære aksen (fig. 10, 11, 22).

Ris. 22. AO-overlapping som ikke fører til dannelse av en kjemisk binding.

Donor-akseptor- og dativmekanismer.

Donor-akseptormekanismen er assosiert med overføringen av et ensomt elektronpar fra ett atom til en ledig atomorbital til et annet atom. For eksempel dannelsen av et ion -:

Den ledige p-AO i boratomet i BF 3-molekylet aksepterer et par elektroner fra fluoridionet (donor). I det resulterende anion er fire B-F kovalente bindinger ekvivalente i lengde og energi. I det opprinnelige molekylet ble alle tre B–F-bindingene dannet av utvekslingsmekanismen.

Atomer, hvis ytre skall kun består av s- eller p-elektroner, kan være enten donorer eller akseptorer av det ensomme elektronparet. Atomer som har valenselektroner også på d-AO kan samtidig fungere som både donorer og akseptorer. For å skille mellom disse to mekanismene ble begrepene om dativmekanismen for bindingsdannelse introdusert.

Det enkleste eksemplet på en dativmekanisme er samspillet mellom to kloratomer.

To kloratomer i et klormolekyl danner en utvekslingskovalent binding ved å kombinere deres uparrede 3p-elektroner. I tillegg overfører Cl-1-atomet det ensomme elektronparet 3p 5 - AO til Cl-2-atomet til det ledige 3d-AO, og Cl-2-atomet overfører det samme elektronparet til det ledige 3d-AO av Cl-1-atomet Hvert atom utfører samtidig funksjonene til en akseptor og en donor. Dette er dativmekanismen. Virkningen av dativmekanismen øker styrken til bindingen, slik at klormolekylet er sterkere enn fluormolekylet.

KOMPLEKSE FORBINDELSER.

I henhold til prinsippet om donor-akseptormekanismen, en stor klasse kompleks kjemiske forbindelser- komplekse forbindelser.

Komplekse forbindelser er forbindelser som i sin sammensetning har komplekse ioner som er i stand til å eksistere både i krystallinsk form og i løsning, inkludert et sentralt ion eller atom assosiert med negativt ladede ioner eller nøytrale molekyler ved kovalente bindinger dannet av donor-akseptormekanismen.

Strukturen til komplekse forbindelser ifølge Werner.

Komplekse forbindelser består av en indre sfære (kompleks ion) og en ytre sfære. Forbindelsen mellom ionene i den indre sfæren utføres i henhold til donor-akseptormekanismen. Akseptorer kalles kompleksdannende midler, de kan ofte være positive metallioner (unntatt metaller fra IA-gruppen) som har ledige orbitaler. Evnen til kompleksdannelse øker med en økning i ladningen til ion og en reduksjon i størrelsen.

Donorer av et elektronpar kalles ligander eller addender. Ligander er nøytrale molekyler eller negativt ladede ioner. Antallet ligander bestemmes av koordinasjonsnummeret til kompleksdannende middel, som som regel er lik to ganger valensen til det kompleksdannende ionet. Ligander er enten monodentate eller polydentate. Tannevnen til en ligand bestemmes av antall koordinasjonssteder som liganden opptar i koordinasjonssfæren til kompleksdannende middel. For eksempel, F - - monodentat ligand, S 2 O 3 2- - bidentat ligand. Ladningen til den indre sfæren er algebraisk sum ladningene til dets bestanddeler. Hvis den indre sfæren har negativ ladning er et anionisk kompleks; hvis det er positivt, er det kationisk. Kationiske komplekser kalles med navnet på det kompleksdannende ionet på russisk, i anioniske komplekser kalles det kompleksdannende midlet på latin med tillegg av suffikset - på. Forbindelsen mellom ytre og indre sfærer i en kompleks forbindelse er ionisk.

Eksempel: K 2 - kaliumtetrahydroksozinkat, et anionisk kompleks.

2- - indre sfære

2K+ - ytre sfære

Zn 2+ - kompleksdannende middel

OH - - ligander

koordinasjonsnummer - 4

forbindelsen mellom ytre og indre sfærer er ionisk:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

binding mellom Zn 2+ ion og hydroksylgrupper- kovalent, dannet av donor-akseptor-mekanismen: OH - - donorer, Zn 2+ - akseptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Typer komplekse forbindelser:

1. Ammoniakk - ligander av ammoniakkmolekylet.

Cl 2 - tetraamminkobber(II)klorid. Ammoniakk oppnås ved innvirkning av ammoniakk på forbindelser som inneholder et kompleksdannende middel.

2. Hydroxoforbindelser - OH - ligander.

Na er natriumtetrahydroksoaluminat. Hydroxo-komplekser oppnås ved virkningen av et overskudd av alkali på metallhydroksider, som har amfotere egenskaper.

3. Aquacomplexes - ligander av vannmolekylet.

Cl 3 er hexaaquachromium (III) klorid. Aquacomplexes oppnås ved interaksjon av vannfrie salter med vann.

4. Acidokomplekser - ligander anioner av syrer - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - og andre.

K 4 - kaliumheksacyanoferrat (II). Oppnådd ved interaksjon av et overskudd av et salt som inneholder en ligand på et salt som inneholder et kompleksdannende middel.

MOLEKYLÆR ORBITALMETODE.

MVS forklarer ganske godt dannelsen og strukturen til mange molekyler, men denne metoden er ikke universell. For eksempel gir ikke metoden med valensbindinger en tilfredsstillende forklaring på eksistensen av ionet
, selv om det på slutten av 1800-tallet ble etablert et ganske sterkt molekylært hydrogenion
: bindingsbrytende energi her er 2,65 eV. Imidlertid kan ikke noe elektronpar dannes i dette tilfellet, siden sammensetningen av ionet
bare ett elektron er inkludert.

Molecular orbital-metoden (MMO) gjør det mulig å forklare en rekke motsetninger som ikke kan forklares ved hjelp av valensbindingsmetoden.

Grunnleggende bestemmelser i IMO.

Når to atomorbitaler samhandler, dannes to molekylære orbitaler. Følgelig, når n-atomiske orbitaler samhandler, dannes n-molekylære orbitaler.

Elektroner i et molekyl likt tilhører alle kjerner i molekylet.

Av de to dannede molekylære orbitalene har en lavere energi enn den opprinnelige, er den bindende molekylære orbitalen, den andre har høyere energi enn originalen, det er det antibindende molekylær orbital.

MMO-er bruker energidiagrammer uten målestokk.

Når du fyller energiundernivåer med elektroner, brukes de samme reglene som for atomorbitaler:

prinsippet om minimumsenergi, dvs. undernivåer med lavere energi fylles først;

Pauli-prinsippet: på hvert energiundernivå kan det ikke være mer enn to elektroner med antiparallelle spinn;

Hunds regel: energiundernivåene fylles på en slik måte at det totale spinnet er maksimalt.

Kommunikasjonsmangfold. Kommunikasjonsmangfold i IMO bestemmes av formelen:

når K p = 0, dannes ingen binding.

Eksempler.

1. Kan et H 2 molekyl eksistere?

Ris. 23. Skjema for dannelsen av hydrogenmolekylet H 2 .

Konklusjon: H2-molekylet vil eksistere, siden mangfoldet av bindingen Kp\u003e 0.

2. Kan et He 2-molekyl eksistere?

Ris. 24. Skjema for dannelse av heliummolekylet He 2 .

Konklusjon: He 2-molekylet vil ikke eksistere, siden bindingsmultiplisiteten Kp = 0.

3. Kan en partikkel H 2 + eksistere?

Ris. 25. Skjema for dannelsen av H 2 + partikkelen.

H 2 + partikkelen kan eksistere siden multiplisiteten av bindingen Kp > 0.

4. Kan et O 2 molekyl eksistere?

Ris. 26. Skjema for dannelsen av O 2 molekylet.

O 2 molekylet eksisterer. Det følger av fig. 26 at oksygenmolekylet har to uparrede elektroner. På grunn av disse to elektronene er oksygenmolekylet paramagnetisk.

Slik forklarer den molekylære orbitalmetoden magnetiske egenskaper molekyler.

INTERMOLEKYLÆR INTERAKSJON.

Alle intermolekylære interaksjoner kan deles inn i to grupper: universell og spesifikk. Universale vises i alle molekyler uten unntak. Disse interaksjonene kalles ofte forbindelse eller van der Waals styrker. Selv om disse kreftene er svake (energien ikke overstiger åtte kJ/mol), er de årsaken til overgangen til de fleste stoffer fra gassform til flytende tilstand, adsorpsjon av gasser av overflater av faste stoffer og andre fenomener. Naturen til disse kreftene er elektrostatisk.

De viktigste kreftene til samhandling:

1). Dipol - dipol (orientering) interaksjon eksisterer mellom polare molekyler.

Orienteringsinteraksjonen er jo større, jo større dipolmomenter, jo mindre avstand mellom molekylene, og jo lavere temperatur. Derfor, jo større energi denne interaksjonen har, desto høyere temperatur må stoffet varmes opp til for at det skal koke.

2). Induktiv interaksjon oppstår når det er kontakt mellom polare og ikke-polare molekyler i et stoff. En dipol induseres i et ikke-polart molekyl som et resultat av interaksjon med et polart molekyl.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energien til denne interaksjonen øker med en økning i polariserbarheten til molekyler, det vil si evnen til molekyler til å danne en dipol under påvirkning av et elektrisk felt. Energien til den induktive interaksjonen er mye mindre enn energien til dipol-dipol-interaksjonen.

3). Spredningsinteraksjon- dette er samspillet mellom ikke-polare molekyler på grunn av øyeblikkelige dipoler som oppstår på grunn av fluktuasjoner i elektrontettheten i atomer.

I en serie stoffer av samme type øker dispersjonsinteraksjonen med en økning i størrelsen på atomene som utgjør molekylene til disse stoffene.

4) frastøtende krefter skyldes samspillet mellom elektronskyer av molekyler og vises når de nærmes ytterligere.

Spesifikke intermolekylære interaksjoner inkluderer alle typer donor-akseptor-interaksjoner, det vil si de som er forbundet med overføring av elektroner fra ett molekyl til et annet. Den resulterende intermolekylære bindingen har alle de karakteristiske egenskapene til en kovalent binding: metning og retning.

En kjemisk binding dannet av et positivt polarisert hydrogen som er en del av en polar gruppe eller molekyl og et elektronegativt atom til et annet eller samme molekyl kalles en hydrogenbinding. For eksempel kan vannmolekyler representeres som følger:

Heltrukne linjer er polare kovalente bindinger inne i vannmolekyler mellom hydrogen- og oksygenatomer; prikker indikerer hydrogenbindinger. Årsaken til dannelsen av hydrogenbindinger er at hydrogenatomer er praktisk talt blottet for elektronskjell: deres eneste elektroner er fortrengt til oksygenatomene i molekylene deres. Dette gjør at protoner, i motsetning til andre kationer, kan nærme seg kjernene til oksygenatomer til nabomolekyler uten å oppleve frastøting fra elektronskallene til oksygenatomer.

Hydrogenbindingen er karakterisert ved en bindingsenergi på 10 til 40 kJ/mol. Imidlertid er denne energien tilstrekkelig til å forårsake assosiasjon av molekyler de. deres assosiasjon til dimerer eller polymerer, som i noen tilfeller ikke bare eksisterer i flytende tilstand av et stoff, men som også blir bevart når det går over i damp.

For eksempel eksisterer hydrogenfluorid i gassfasen som en dimer.

I vanskelig organiske molekyler Det er både intermolekylære hydrogenbindinger og intramolekylære hydrogenbindinger.

Molekyler med intramolekylære hydrogenbindinger kan ikke gå inn i intermolekylære hydrogenbindinger. Derfor danner ikke stoffer med slike bindinger assosiater, er mer flyktige, har lavere viskositeter, smelte- og kokepunkter enn deres isomerer som er i stand til å danne intermolekylære hydrogenbindinger.

Del I

1. Kommunikasjon mellom atom-ioner i metaller og legeringer på grunn av sosialiserte eksterne elektroner kalt metall.

2. Skjema for dannelsen av en metallisk binding:

3. Fyll ut tabellen "Typer kjemisk binding".

Del II

1. Etabler samsvar mellom typen kjemisk binding og formlene til stoffer. Fra bokstavene som tilsvarer de riktige svarene, vil du danne navnet på den første metalllegeringen brukt av mennesket: bronse.

2. Fra en rekke formler for stoffer:

- velg de som tilsvarer den elektroniske formelen til stoffet, presentert i en generell form.

3. Skriv formlene for stoffer dannet av elementer fra 2. periode ved å bruke alle typer kjemiske bindinger.

Skriv ned skjemaene for dannelse av stoffer med ioniske og kovalente polare kjemiske bindinger.

4. Eliminer "ekstra".

5. Er følgende påstander sanne?
A. Naturen til enhver kjemisk binding er elektrostatisk.
B. I ett stoff kan det bare være én type kjemisk binding.
4) begge dommene er feil

6. En kjemisk binding dannes mellom atomene til grunnstoffer med serienummer 11 og 9:
1) ionisk

7. Er følgende utsagn korrekte?
A. Det kjemiske elementet kalsium danner stoffer der alle typer kjemiske bindinger observeres.
B. Stoffet kalsium Ca og kalsiumnitrid Ca3N2 dannes henholdsvis ved hjelp av metalliske og kovalente ikke-polare bindinger.
4) begge dommene er feil

Typer kjemisk binding.
Ionebinding

8. klasse

Som din abonnent i mange år, blir jeg alltid kjent med interesse for publikasjoner av leksjonsutviklinger, fritidsaktiviteter, didaktisk materiale. Fra mange publikasjoner er det mulig å tegne interessante ideer som jeg utvikler mine egne leksjoner på grunnlag av.

Å ha muligheten til selvstendig å bestemme sekvensen for å studere materialet i løpet av kjemi, etter å ha studert emnet " Periodisk lov og periodisk system kjemiske elementer D.I. Mendeleev på grunnlag av strukturen til atomer "tror jeg nødvendig studie materiale om emnet "Materiens struktur." Betraktning av emnet "Struktur av materie" i 8. klasse lar deg studere på et dypere nivå de påfølgende emnene i kurset, for eksempel "Halogener", " alkalimetaller" og så videre.

Jeg gjør deg oppmerksom på utviklingen av en leksjon om emnet "ionisk binding". Leksjonen er utformet på en slik måte at studenter, etter å ha gjentatt tidligere studert materiale, mestret det nye. Jeg håper at utviklingen av leksjonen vil være nyttig for kolleger - lærere i kjemi, vil gjøre leksjonene interessante, organisere en uavhengig kreativt arbeid gutter.

Leksjonens mål. Pedagogisk: repetisjon, korreksjon og konsolidering av kunnskap om emnet "Struktur av atomer"; konsolidering av begrepene "elektronegativitet", "kovalent polar binding" og "kovalent ikke-polar binding"; introduksjon av begrepene "ioner", "ionisk binding"; studie av en ny type kjemisk binding - ionebinding, dens natur og dannelsesforhold; trening i ferdighetene til å sammenligne skjemaene for strukturen til nøytrale atomer og ioner.

Utvikler: utvikling av ferdigheter i å tegne elektroniske kretser for dannelse av kjemiske bindinger, forbindelser med en ionisk type binding og å bestemme antall elektroner i ioner; utvikling av ferdigheter for å bestemme typen binding basert på analyse av sammensetningen av en kjemisk forbindelse.

Utstyr. Periodisk system av kjemiske elementer, kort med formler for stoffer (H 2 O, Br 2, CO 2, O 3, HCl, HNO 3, P 4, CS 2, H 2 SO 4, S 8), utdelinger, fargede signalkort med tall: rød - 1, blå - 2, lilla - 3.

Leksjonstype. Kombinert (80 min.)

UNDER KLASSENE

Repetisjon av tidligere studert materiale

Lærer. I dag må vi erobre en av de viktigste toppene i vitenskapen om kjemi - toppen av den "kjemiske bindingen". For å starte oppstigningen må du forberede deg på det, samle ryggsekker som du kan legge alt i nødvendig kunnskap. Først, la oss se hvordan du gjør det selv.

Vi samler ryggsekker. Studentene blir bedt om å fullføre selvstendig arbeid etterfulgt av en selvtest. Uavhengig arbeid løser problemet med å oppdatere kunnskap, spiller rollen som inputdiagnostikk (bestemmer studentenes beredskap for videre arbeid med emnet).

Elevene får oppgaver på kort. To elever med bra nivå opplæringsarbeid for separat bord, gjør arbeidet med tusjer på A4-ark. På slutten av arbeidet henger de dem på brettet. To godt forberedte elever kommenterer arbeidet som er utført, svarer på oppklarende spørsmål fra lærer og klassekamerater. Resten av elevene i klassen sjekker arbeidet sitt på egen hånd, mens de kommenterer.

Elever som fullfører arbeidet og kommenterer det får karakterer.

Selvstendig arbeid

Øvelse 1. Bruk den elektroniske formelen, bestem posisjonen til elementet i det periodiske systemet, navngi det.

Alternativ I. 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 4 .

Variant II. en s 2 2s 1 .

Oppgave 2. Basert på plasseringen av elementene i periodisk system, sammenlign deres elektronegativitet og sett et tegn mellom dem<, >, =.

V a r i a n t I.

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

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

3) EO (S) * EO (O).

Variant II.

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

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

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

Oppgave 3. Bestem antall elektroner i ytre nivå i atomer.

Variant I. Cl, K, P.

Variant II. Ca, S, F.

Oppgave 4. Bestem hvor mange elektroner som mangler fra hvert atom før fullføringen av det ytre nivået.

Variant I. C, S, Cl.

Variant II. Å, P, I.

Oppgave 5. Fullfør setningen.

Variant I. En kovalent ikke-polar binding dannes mellom …………………. .

Variant II. En kovalent polar binding dannes mellom ………………….

Svar på selvstendig arbeid

Øvelse 1.

Variant I. Elektronisk formel 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 4 tilsvarer svovelatomet. Elementet er i 3. periode i VI-gruppen.

Variant II. Elektronisk formel 1 s 2 2s 1 tilsvarer et litiumatom. Elementet er i 2. periode i 1. gruppe.

Oppgave 2.

V a r i a n t I.

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

2) EO (Al)< ЭО (Cl);

3) EO (S)< ЭО (O).

Variant II.

1) EO (Mg)< ЭО (F);

2) EO (C)< ЭО (O);

3) EO (I)< ЭО (Сl).

Oppgave 3.

Variant I. Cl—7, K—1, P—5.

Variant II. Ca - 2, S - 6, F - 7.

Oppgave 4.

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

Variant II. O - 2, P - 3, I - 1.

Oppgave 5.

Alternativ I. En kovalent upolar binding dannes mellom atomer med samme elektronegativitet, for eksempel mellom atomer av samme ikke-metallisk kjemisk element.

Variant II. En polar kovalent binding dannes mellom atomer, hvor elektronegativiteten er litt forskjellig, mellom forskjellige atomer av ikke-metalliske kjemiske elementer.

Lærer. Oppgaven ble gjort bra, men noen karer gjorde feil. La oss gjenta de grunnleggende konseptene igjen og sjekke evnen til å lage elektroniske kretser for dannelse av en kovalent binding slik at ryggsekken vår er satt sammen riktig.

1. gruppe. Studenter som har utført selvstendig arbeid uten feil (i henhold til resultat av egenundersøkelse) utfører verifikasjonsarbeid for evaluering.

Mål. Anvendelse av kunnskap i en ny situasjon.

Verifikasjonsarbeid

V a r i a n t I.

1. Lag formler for stoffer som består av to elementer, de elektroniske formlene til atomene er: a) 1 s 2 2s 2 2s 3; b) 1 s en . Angi typen kjemisk binding i disse molekylene og tegn elektroniske diagrammer over dannelsen.

2. Basert på plasseringen av elementene i det periodiske systemet, ordne dem i stigende rekkefølge av elektronegativiteten til atomene deres:

a) S, Cl, O, K; b) F, P, Ca, N.

Variant II.

1. Lag formler for mulige stoffer som består av to elementer, hvor de elektroniske formlene for atomer er: a) 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s fire; b) 1 s en . Angi typen kjemisk binding i disse molekylene og tegn elektroniske diagrammer over dannelsen.

2. Basert på plasseringen av elementene i det periodiske systemet, ordne dem i stigende rekkefølge av elektronegativiteten til deres atomer: a) Cl, I, Li, Al; b) C, N, Si, Ba.

2. gruppe. Elever som gjør feil, lager en historie og fyller ut hullene med de foreslåtte ordene og setningene. Ved vanskeligheter, bruk en lærebok, notater i en notatbok.

Mål. Repetisjon, korrigering og konsolidering av kunnskap.

historieklisjé

I det periodiske systemet er grunnstoffene ordnet i grupper og perioder. Det totale antallet elektroner i et atom er .......... Periodenummeret tilsvarer ...… . Gruppenummeret viser ………. . Det fullførte ytre nivået inneholder ………..

Elektronegativitet er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner til seg selv fra andre atomer. I perioder fra venstre til høyre er elektronegativitet …..……., i hovedundergrupper fra topp til bunn – ….................

En kovalent ikke-polar binding dannes mellom ……..……. En kovalent polar binding dannes mellom ....... .

Ord og uttrykk:

1) mellom atomer av ett kjemisk element - ikke-metall,

2) antall elektroner i grunnstoffenes ytre nivå hovedundergrupper,

3) øker

4) ordinær elementnummer,

5) åtte elektroner,

6) avtar

7) mengde energinivåer,

8) mellom forskjellige atomer av ikke-metalliske kjemiske elementer.

1. gruppe leverer arbeidet til lærer for verifisering, karakterene kunngjøres ved neste time.

2. gruppe sjekker arbeidet sitt mens de hører på svaret til en av elevene. Forklaringer gis ved behov.

Svar på prøveoppgaven

1. gruppe
V a r i a n t I.

1. Elektroniske formler tilsvarer: a) 1 s 2 2s 2 2s 3 - nitrogenatom; b) 1 s 1 - hydrogenatom. Disse elementene danner følgende forbindelser - N 2, H 2, NH 3. I molekyler N 2, H 2 - kovalent ikke-polar binding; i NH 3-molekylet - en kovalent polar binding.

2. Basert på posisjonen til elementene i det periodiske systemet, øker elektronegativiteten i følgende rekkefølge: a) K, S, Cl, O; b) Ca, P, N, F.

Variant II.

1. Elektroniske formler tilsvarer a) 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 4 - svovelatom; b) 1 s 1 - hydrogenatom. Disse elementene danner følgende forbindelser: S 2, H 2, H 2 S. I molekylene S 2, H 2 - en kovalent ikke-polar binding; i H 2 S-molekylet, en kovalent polar binding.

Elektroniske utdanningsordninger.

S2*:

H 2 S:

2. Basert på posisjonen til elementene i det periodiske systemet, øker elektronegativiteten i følgende rekkefølge: a) Li, Al, I, Cl; b) Ba, Si, C, N.

2. gruppe
I det periodiske systemet er grunnstoffene ordnet i grupper og perioder. Det totale antallet elektroner i et atom er elementets ordensnummer. Periodenummeret tilsvarer antall energinivåer. Gruppenummer vises antall elektroner i det ytre nivået for elementene i hovedundergruppene. Det fullførte ytre nivået inneholder åtte elektroner.

Elektronegativitet er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner til seg selv fra andre atomer. I perioder fra venstre til høyre, elektronegativitet øker i hovedundergruppene fra topp til bunn - avtar.

En ikke-polar kovalent binding dannes mellom atomer av samme ikke-metalliske grunnstoff. Det dannes en polar kovalent binding mellom forskjellige atomer av ikke-metalliske kjemiske elementer.

Lærer. Så, ryggsekkene er pakket, vi begynner oppstigningen. Det er imidlertid hindringer på veien. Og den første hindringen er "fossen" av stoffer.

På tavlen er det et bilde av en foss. Kort med kjemiske formler er festet til fossen: H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8 .

Trening. For å overvinne fossen foreslås det å fordele stoffer i henhold til typene kjemiske bindinger.

Alternativ I. Skriv ut stoffer med en kovalent polar binding i en notatbok.

Variant II. Skriv ut stoffer med en kovalent ikke-polar binding.

Kontrollen utføres frontalt.

Svar. Stoffer med en kovalent polar binding - H 2 O, CO 2, HCl, HNO 3, CS 2, H 2 SO 4.

Stoffer med en kovalent ikke-polar binding - Br 2, O 3, P 4, S 8.

Lærer. Flott, vi har krysset fossen, men det er en ny hindring foran oss. På en smal fjellsti dannet det seg en "blokkering" av elektroniske kretsløp.

Trening. Bestem hvilken av skjemaene som korrekt gjenspeiler mekanismen for dannelse av en kjemisk binding.

Alternativ I. AV 2

Variant II. BCl 3

Elektroniske kretser er skrevet inn motsatt side brett. Hver elev har tre fargede signalkort med tall. Elevene holder opp kort med nummeret på det riktige svaret. Hvis det gjøres feil, utføres korrigerende arbeid.

Lærer. Godt gjort, vi klarte å passere langs en smal fjellsti, og vi fortsetter å klatre. Merk følgende! Det var en hule foran. Nysgjerrige klatrere fant et interessant funn i det - en kiste og et mystisk brev.

Vi vil bare kunne fortsette reisen når vi gjetter hva som er i denne kisten. Vel, la oss stoppe opp og lese brevet.

På lærerbordet står en «kiste» forseglet med voksforsegling. Ved siden av ham ligger et brettet brev. Eleven blir bedt om å lese brevet.

Elev (leser teksten i brevet). Fra stoffet som er skjult i denne boksen, kan du få et metall som lett kuttes med en kniv, krølles som plastelina og lagres kun under et lag med parafin. Fra den kan du også få en kvelende og giftig gulgrønn gass, som brukes til å desinfisere vann. Men vanligvis bruker vi dette stoffet på en annen måte. Det er i hvert hjem, på hvert bord. I gamle tider ble det sagt at det er dyrere enn gull, fordi du kan leve uten gull, men du kan ikke leve uten det. I henhold til russisk skikk blir kjære gjester møtt med dette stoffet, og ønsker dem helse, og å våkne det betyr å miste helse, svikte.

Lærer. Hvilket mystisk stoff er det referert til i brevet? Hvilke stoffer får man fra det?

Elevene gjetter stoffet, gi det kjemisk navn- bordsalt, natriumklorid. Det er indikert at natriummetall og klorgass kan oppnås fra det. En prøve av mineralet tas fra «skrinet» og vises til elevene.

Lærer. Hva har dette stoffet med leksjonen vår å gjøre?

Student. Siden vi studerer emnet "Kjemisk binding", er det nødvendig å finne ut hvordan det dannes mellom atomer i natriumklorid og hvilken type det skal tilskrives.

Lære nytt stoff

Lærer. Bra gjort. Hensikten med leksjonen vår er å bli kjent med en ny type kjemisk binding - ionisk, for å finne ut dens natur og dannelsesbetingelser. Vi vil lære å bygge elektroniske kretser for dannelse av forbindelser med en ionisk type kjemisk binding, bestemme Total elektroner i ioner.

Leksjonens tema og formel bordsalt er skrevet i en notatbok.

Lærer. Vurder dannelsen av en ionisk binding ved å bruke eksempelet med natriumklorid. La oss skrive en ligning som gjenspeiler samspillet mellom natrium- og kloratomer:

Lag dine egne diagrammer over strukturen til natrium- og kloratomer i notatbøkene dine. Bestem antall sammenkoblede og uparrede elektroner på det siste nivået i atomer.

Na +11 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 1 ;

Сl +17 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 5 .

Natrium- og kloratomene har hver ett uparet elektron. Når disse atomene nærmer seg viss avstand det er en overlapping av elektronskyer av uparrede elektroner og det dannes en elektronsky felles for to atomer. Men siden elektronegativiteten til klor er mye større enn for natrium, skifter det delte elektronparet fullstendig til kloratomet. Som et resultat av overgangen til et elektron fra et natriumatom til et kloratom, oppstår motsatt ladede partikler: kloratomet får en negativ ladning, natriumatomet får en positiv.

(Konseptet "ion", "ionisk binding" er introdusert, definisjoner er skrevet i en notatbok.)

Partikler som dannes som følge av overføring av elektroner fra ett atom til et annet kalles ioner.

Na0-1 e-> Na 1+, Cl 0 + 1 e-> Cl1–.

Ladningen til et ion bestemmes av antall gitte eller mottatte elektroner. Et negativt ladet ion er omsluttet av firkantede parenteser.

Den kjemiske bindingen som oppstår mellom ioner som følge av elektrostatisk interaksjon kalles ionisk.

La oss se på strukturdiagrammene for natrium- og klorioner og bestemme det totale antallet elektroner i hvert ion:

Na1++11, 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 0 (10 elektroner);

Cl 1– +17, 1 s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 6 (18 elektroner).

Sjekk ut hovedsiden vår konklusjoner.

Ioner er ladede partikler som atomer har blitt til som et resultat av rekyl eller feste av elektroner.

Bindingen som oppstår som et resultat av elektrostatisk interaksjon mellom ioner kalles ionisk.

En ionisk binding dannes mellom metall- og ikke-metallatomer, hvis elektronegativitet er veldig forskjellig (med mer enn to enheter). En ionisk binding er et ekstremt tilfelle av en kovalent polar binding.

Underveis ble kunnskapslageret vårt fylt opp. La oss fortsette til toppen. Men plutselig dukker det opp en ny hindring. Foran tette "kratt" av kjemiske formler, som du kan komme gjennom hvis du fjerner stoffer med en ionisk type kjemisk binding.

Formlene er skrevet på tavlen.

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.

Studentene inviteres til å skrive ned forbindelser med en ionisk type binding i en notatbok.

Frontal sjekk. En elev leser formlene som han skrev ned i en notatbok, resten av elevene sjekker. Læreren gir forklaringer på stoffer som består av tre kjemiske elementer og har to typer bindinger.

Svar. Na2S04, LiBr, CaCl2, KI, Na2S, Mg(NO3)2, BaO, MgS.

Lærer. Vi klarte å lage en sti gjennom tett kratt, vi er veldig nær målet. La oss samle all vår kunnskap og stige til toppen.

Under veiledning av en lærer, evnen til å utarbeide skjemaer for dannelse av ioniske bindinger, bestemme ladningene til ioner, blir antallet elektroner i ioner konsolidert ved å bruke eksemplet på forbindelser: a) KF; b) Na2S; c) BeO.

Videre utfører studentene lignende arbeid på egenhånd, ved å velge to av de foreslåtte formlene: a) LiBr; b) CaCl2; c) MgS; d) Mg3N2*. Tre elever jobber ved tavlen samtidig. Oppgave med en stjerne (*) på denne leksjonen ikke er forklart og ikke verifisert, vil forklaringen bli gitt på møte i kjemikaliekretsen.

Verifisering av resultatene utføres frontalt.

Feste materialet

Lærer. Vi har reist en vanskelig, men interessant sti, toppen av "Chemical Bond" er erobret. Jeg gratulerer deg, du har anstrengt deg mye for å oppnå det, viste kunnskapen din, viste oppfinnsomhet, var vennlige, hjalp hverandre i vanskelige tider. Og nå er det på tide å gå tilbake.

Studentene blir bedt om å gjennomføre en prøve. Mål: driftskontroll kunnskap. Resultatene av gjennomføringen vil bli brukt ved planlegging av individuelt korrigerende arbeid med elever.

Verifikasjonsarbeid

1. Bestem antall elektroner på det ytre nivået i atomer.

Variant I.F, B, Ca.

Variant II. Se, Al, C.

2. Spesifiser antall elektroner et atom vil akseptere for å fullføre sitt ytre nivå.

Variant I.S, P, Si.

Variant II. F, N, O.

3. Spesifiser typen kjemisk binding i forbindelser.

Variant I. CH4, K20, F2.

Variant II. PCl3, O3, Al203.

4. Lag elektroniske kretser for dannelse av en kjemisk binding, angi ladningene til ionene og bestem antall elektroner i hver type atom og ion.

Variant I. a) KBr; b) AICI3.

Variant II. a) MgI2; b) NaBr.

Fyll bordet.

Bord

Atom	Antall elektroner	Og han	Antall elektroner
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………
…	……………	…	…………

5*. Analyser bildet og fyll inn de manglende formlene.

Svar på verifiseringsarbeid

Øvelse 1.

Variant I. F, 7; B, 3; Ca, 2.

Variant II. Se - 6, Al - 3, C - 4.

Oppgave 2.

Variant I. S – 2, P – 3, Si – 4.

Variant II. F - 1, N - 3, O - 2.

Oppgave 3.

Alternativ I. I forbindelser: CH 4 er en kovalent polar kjemisk binding, K 2 O er en ionisk binding, F 2 er en kovalent ikke-polar binding.

Variant II. I forbindelser: PCl 3 - kovalent polar binding, O 3 - kovalent ikke-polar binding, Al 2 O 3 - ionisk binding.

Oppgave 4.

V a r i a n t I.

a) For KBr:

K0-1 e-> K 1+ , Br 0 + 1 e-> Br 1– .

b) For AlCl 3:

Al 0 - 3 e-> Al 3+, Cl 0 + 1 e-> Cl 1– .

Atom Antall elektroner Og han Antall elektroner
Al 0 13 Al 3+ 10
Cl 0 17 Cl 1– 18
K0 19 K1+ 18
Br0 35 Br 1– 36
Variant II.

a) For MgF 2:

Mg 0-2 e-> Mg 2+ , F 0 + 1 e-> F 1– .

b) For NaBr:

Na0-1 e-> Na 1+, Br 0 + 1 e-> Br 1– .

Atom Antall elektroner Og han Antall elektroner
mg 0 12 Mg2+ 10
jeg 0 53 jeg 1– 54
Na 0 11 Na 1+ 10
Br0 35 Br 1– 36
Oppgave 5* (behandlet på møte i kjemikaliekretsen).

Svarene kan være som følger: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (det kan være andre metallforbindelser med ikke-metaller vist i den sentrale delen av figuren, dvs. forbindelser med en ionebinding).