Видеоурок по химии «Виды химических связей. Ковалентная и ионная связь»

Цель: изучить виды химических связей.

Задачи:

Образовательные:

• изучить ковалентную и ионную связь;
• научиться составлять электронные, графические формулы молекул веществ.

Развивающие:

• закрепить знания учащихся о распределении электронов в атоме;
• формировать умения написания электронных формул веществ;
• формировать умения определять вид ковалентной связи.

Воспитательные:

• воспитывать умение работать в сотрудничестве, оказывать взаимовыручку и взаимопомощь.

Тип урока: комбинированный.

Актуализация знаний.

Задание учащимся у доски по карточкам. (Индивидуальное задание)

№ 1. Изобразить схему строения атомов и электронную формулу атомов углерода и кремния.

№ 2. Изобразить схему строения атомов и электронную формулу атомов азота и аргона.

№ 3. Изобразить схему строения атомов и электронную формулу атомов неона и хлора.

Остальные учащиеся выполняют самостоятельную работу

ВАРИАНТ 1

1. Определите элемент со схемой распределения электронов в атоме 2, 8, 4:

а) Mg; б) Si; в) Cl; г) S.

2. Максимальное число электронов на третьем энергетическом уровне:

а) 14; б) 18; в) 8; г) 24.

3. Орбитали, имеющие сферическую форму, называют:

а) s-орбиталями;

б) p-орбиталями;

в) d-орбиталями;

г) f-орбиталями.

4. Максимальное число электронов на р-орбиталях:

а) 2; б) 6; в) 10; г) 14.

5. Укажите химический элемент, атомы которого имеют электронную формулу

1s²2s²2p⁶3s²3p¹:

а) Na; б) P; в) Al; г) Ar.

6. Сколько орбиталей в атоме водорода, на которых находятся электроны?

А) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

7. Атом какого химического элемента содержит три протона?

А) B; б) P; в) Al; г) Li.

8. Атом какого химического элемента имеет заряд ядра +22?

А) Na; б) P; в) О; г) Ti.

9. Число нейтронов в атоме марганца равно:

а) 25; б) 29; в) 30; г) 55.

10. Количество неспаренных электронов в атоме серы равно:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

ВАРИАНТ 2

1. Определите элемент со схемой распределения электронов в атоме 2, 8, 8:

а) Na; б) P; в) Al; г) Ar.

2. Максимальное число электронов на четвертом энергетическом уровне:

а) 14; б) 32; в) 26; г) 18.

3. Орбитали, имеющие гантелеобразную форму, называют:

а) s-орбиталями;

б) p-орбиталями;

в) d-орбиталями;

г) f-орбиталями.

4. Максимальное число электронов на s-орбиталях:

а) 2; б) 6; в) 10; г) 14.

5. Укажите химический элемент, атомы которого имеют электронную формулу

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵:

а) Mg; б) P; в) Cl; г) Si.

6. Сколько орбиталей в атоме гелия, на которых находятся электроны?

А) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

7. Атом какого химического элемента содержит десять электронов?

А) S; б) H; в) Ne; г) Li.

8. Атом какого химического элемента имеет заряд ядра +35?

А) Ni; б) Pt; в) Br; г) Te.

9. Число нейтронов в атоме цинка равно:

а) 65; б) 22; в) 30; г) 35.

10. Количество неспаренных электронов в атоме хлора равно:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

ОТВЕТЫ

Вариант 1

1 — б, 2 — б, 3 — а, 4 — б, 5 — в, 6 — а, 7 — г, 8 — г, 9 — в, 10 — б.

Вариант 2

1 — г, 2 — б, 3 — б, 4 — а, 5 — в, 6 — а, 7 — в, 8 — в, 9 — г, 10 — а.

Изучение нового материала.

Как известно, атомы не могут существовать изолированно друг от друга. Они входят в состав либо простых, либо сложных веществ. Только благородные или инертные газы представляют собой одноатомные молекулы. В состав остальных веществ могут входить два атома, сотни и даже тысячи атомов. Сила, которая связывает эти молекулы, радикалы или кристаллы называется химическая связь.

Таким образом, химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы (молекулы, радикалы, кристаллы и др.).

Существовать атомам изолированно друг от друга энергетически невыгодно, поэтому при взаимодействии атомов друг с другом достигается более устойчивое состояние, то есть состояние с минимально возможным запасом энергии. Это состояние является основной причиной образования химической связи.

А основным условием образования химической связи является понижение полной энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов.

Например, при взаимодействии атомов, А и В образуется вещество АВ, энергия этого вещества будет меньше, чем суммарная энергия отдельных атомов, А и В.

Именно поэтому, образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии.

Природа сил химической связи — электростатическая, так как обусловлена различными видами взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.

В образовании химической связи принимают участие валентные электроны, то есть те электроны, которые находятся на внешнем энергетическом уровне и наименее прочно связаны с ядром. При образовании химической связи каждый атом хочет завершить свой внешний энергетический уровень. Помните, внешний энергетический уровень считается завершенным, если на нём 8 электронов, исключение составляет первый период, где для завершения внешнего уровня необходимо 2 электрона.

Достичь этого состояния можно, если атомы при образовании химической связи объединят свои электроны с образованием общей электронной пары.

В зависимости от способа обобществления электронов различают ковалентную, ионную и металлическую связь.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами неметаллов с одинаковыми или разными значениями электроотрицательности. Рассмотрим образование химической связи на примере молекулы водорода. У каждого атома водорода на внешнем энергетическом уровне 1 электрон, до завершения внешнего уровня ему не хватает 1-го электрона. При сближении двух атомов водорода происходит частичное перекрывание электронных облаков неспаренных электронов с антипараллельными спинами. В зоне перекрывания облаков возникает область повышенной электронной плотности. Образование химической связи можно показать с помощью электронных формул, где валентные электроны показаны в виде точек, или с помощью графических (структурных) формул, где пару электронов обозначают с помощью черточки. Каждая такая чёрточка показывает ковалентную связь. Образование химической связи также можно показать с помощью электронно-графических схем, в которых указываются орбитали внешнего энергетического уровня. Так, при образовании молекулы водорода, химическая связь возникает в результате перекрывания двух s-обиталей.

То есть, ковалентная связь — это химическая связь, которая возникает в результате обобществления электронов с образованием общих электронных пар.

В молекуле водорода атомы связаны одной химической связью. Такую связь называют одинарной. Причем, эта ковалентная связь образовалась путём перекрывания атомных орбиталей вдоль линии связи, поэтому такая связь называется σ-связью.

Рассмотрим пример образования химических связей в молекуле азота. У атомов азота на внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов, до завершения внешнего слоя им не хватает трёх электронов. Поэтому в образовании химический связи принимают участие три неспаренных электрона от каждого атома. Схему образования молекулы азота также можно изобразить в виде электронной и графической формулы.

Та пара электронов, которая образует ковалентную связь, называется связывающей, а та пара электронов, которая не участвует в образовании связи, называется несвязывающей. Её ещё называют неподелённой парой электронов, так как она принадлежит только одному атому. У каждого атома азота по одной такой паре электронов.

В молекуле азота между двумя атомами возникает тройная связь. Причём, одна связь образовалась путём перекрывания р-электронных облаков вдоль линии связи, поэтому эта s-связь. Две другие связи образовались путём перекрывания вертикально направленных облаков р-электронов. Это перекрывание идёт уже не вдоль линии, соединяющей центры атомов, а по обе стороны от неё. Таким образом, возникает две области перекрывания. Такая связь называется p-связью.

p-Связь — это ковалентная связь, которая возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

В образовании p-связей принимают участие только р- и d-облака.

Различают два вида ковалентной связи: полярную и неполярную. Мы рассматривали примеры образования молекулы водорода и азота, эта ковалентная связь образована атомами одного и того же химического элемента, электронная пара симметрично располагалась между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется неполярной.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами разных химических элементов, то есть с различной электроотрицательностью и общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью.

Например, в образовании молекулы хлороводорода принимают участие атомы хлора и водорода, которые различаются по электротрицательности, причём общая электронная пара будет смещена к атому хлора, потому что он более электроотрицательный, чем водород.

При образовании молекулы происходит перекрывание s-электронного облака атома водорода и р-электронного облака атома хлора. в результате смещения общей электронной пары к атому хлора на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода — частичный положительный заряд, который условно обозначается греческой буквой «d» (дельта), которая показывает, что заряд меньше единицы.

Значение заряда d можно использовать как оценку полярности связи: чем больше частичные заряды на атомах, тем больше полярность связи. Если взять молекулу HF и HCl, то связь в молекуле HF будет более полярной, чем в HCl, так как частичные заряды на атомах Н и F 0,43+ и 0,43-, а на атомах H и Cl — 0,18+ и 0,18 -.

Полярные молекулы можно представить в виде диполя, в котором один полюс положительный, а второй — отрицательный. Например, связь в молекуле хлороводорода является ковалентной полярной, сама молекула тоже полярная. В молекуле метана дело обстоит по-другому. Связи С—Н являются полярными, а вот сама молекула является неполярной. Это объясняется тем, что молекула метана имеет вид тетраэдра и полярность всех связей взаимно компенсируется.

Поэтому полярность молекулы зависит от полярности связей и от геометрии молекулы. Так, молекула воды имеет угловое строение, поэтому её молекула полярная и представляет собой диполь, молекула углекислого газа имеет линейное строение, потому сама молекула неполярна.

Существует два основных механизма образования ковалентной связи — это обменный механизм и донорно-акцепторный.

Например, в образовании молекулы аммиака принимают участие 3 неспаренных электрона атома азота и один электрон от каждого атома водорода. У атома азота остаётся ещё одна неподелённая пара электронов. Каждая связь N—H является полярной, поэтому вся молекула аммиака представляет собой диполь, она имеет форму пирамиды, на вершине которой расположен атом азота.

Поэтому механизм образования ковалентной связи за счёт обобществления неспаренных электронов двух взаимодействующих атомов называется обменным.

Кроме того, образование ковалентной связи возможно и при взаимодействии атомов, один из которых имеет пару неподелённых электронов (А, а другой — свободную орбиталь ( В). При этом атом, А предоставляет атому В пару электронов и эта пара электронов становится связывающей и возникает ковалентная связь.

Атом, который предоставляет электронную пару, называется донором, а атом, у которого есть свободная орбиталь — акцептором. Поэтому данный механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи — это такой механизм. при котором ковалентная связь возникает за счёт неподелённой пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома.

Разберём данный механизм на примере образования иона аммония. Он образуется в результате взаимодействия аммиака с раствором кислоты.

В образовании химической связи в ионе аммония принимают участие неподелённая пара электронов азота и свободная орбиталь иона водорода.

Донорно-акцепторный механизм позволяет объяснить существование иона гидроксония H₃O⁺, эта частица образуется в результате гидратации иона водорода. При образовании иона гидроксония донором электронной пары является кислород, а акцептором — ион водорода, который предоставляет свободную орбиталь.

Ковалентная связь имеет свои характеристики. Одной из важных характеристик ковалентной связи является её прочность. Мерой этой прочности является энергия, которую необходимо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Эту характеристику называют энергией связи. Например, в молекуле водорода энергия связи Н—Н равна 435 кДж/моль, у молекулы фтора — 159 кДж/моль, а у молекулы азота — 943 кДж/моль. Соответственно, чем меньше энергия связи. тем менее прочной является ковалентная связь и тем больше реакционная способность вещества.

Ещё одной важной характеристикой ковалентной связи является длина связи, то есть это расстояние между ядрами атомов. С увеличение радиусов атомов длина связи между ними увеличивается, а прочность связи — уменьшается. Например, связь Н—Н более прочная, чем связь F—F, так длина её связи 0,074 нм, а связи F—F — 0,142 нм.

Например, в органических соединениях. длина одинарной связи 0,154 нм, энергия связи 348 кДж/моль, длина двойной связи 0.133 нм, энергия связи 635 кДж/моль, а длина тройной связи 0,120 нм, энергия этой связи 830 кДж/моль. Таким образом, энергия двойной или тройной связи меньше удвоенной или утроенной энергии одинарной связи, поэтому одинарная связь, которая является s-связью более прочная, чем p-связь

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью. То есть число ковалентных связей, которое может образовывать атом, ограниченно. Число связей, которое может образовывать тот или иной атом определяется числом орбиталей, которые принимают участие в образовании химической связи. например. элементы второго периода, у которых на внешнем уровне только 4 орбитали (одна s- и три р-орбитали) могут образовывать не более 4-х ковалентных связей. В образовании химических связей у других атомов принимают участие и d-орбитали внешнего и предвнешнего энергетического уровня.

Ковалентная связь характеризуется направленностью, так как в образовании этой связи принимают участие электронные облака различной формы и они расположены так в пространстве, чтобы их перекрывание было максимально.

Если происходит перекрывание s-облаков, то ковалентная связь может располагаться в любом направлении относительно центра атома. Если же ковалентная связь образована за счёт перекрывания р-облаков, то область перекрывания располагается вдоль линии связи, определённой пространственной ориентацией р-облака.

Рассмотрим с вами ионную связь. Она возникает между атомами с различной электроотрицательностью. Причём, в отличие от ковалентной полярной связи, разница в электроотрицательности атомов должна составлять более 1,7, поэтому общая электронная пара практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В результате этого образуются положительно и отрицательно заряженные ионы. Эти ионы удерживаются силами электростатического притяжения.

Таким образом, ионная связь — это химическая связь, которая осуществляется за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.

Как правило, ионная связь образуется между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Например, хлорид натрия. Ион натрия образуется при отрыве от атома одного электрона, а ион хлора образуется при присоединении к атому хлора одного электрона. Между этими образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Na + Cl → Na⁺ + [Сl^-] → NaCl

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи. И это смещение тем больше, чем больше разность в электроотрицательности. Типичный пример ионной связи — это CsF, где разница в электроотрицательности превышает 3,0, но даже здесь электрон атома цезия не полностью переходит к атому фтора. Поэтому мы можем говорить об ионной химической связи с определённой долей ковалентной.

Большинство бинарных соединений. которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F^-, Cl^-, S^2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-, OH^-). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания Na₂SO₄, Cu (NO₃)₂, (NH₄)₂SO₄).

Закрепление материала.

Задание по группам:

1−3 группа: Cоставьте электронные и структурные формулы молекул веществ и укажите тип связи Br₂; NH₃.

4−6 группы: Cоставьте электронные и структурные формулы молекул веществ и укажите тип связи F₂; HBr.

Два ученика работают у дополнительной доски с этим же заданием для образца к самопроверке.

Рефлексия.

Домашнее задание.