10504

Хімічний звязок та будова у неорганічних речовинах

Конспект урока

Химия и фармакология

Тема: Хімічний зв’язок та будова у неорганічних речовинах. Тип уроку: уроклекція. Навчальна мета: Узагальнити та систематизувати знання учнів про хімічний зв’язок, характеризувати взаємозв’язки між складом будовою і властивостями речовин, виробити вм...

Украинкский

2013-03-27

100.5 KB

40 чел.

Тема: Хімічний зв’язок та будова у неорганічних речовинах.

Тип уроку: урок-лекція.

Навчальна мета:

  •  Узагальнити та систематизувати  знання учнів про хімічний зв’язок;
  •   характеризувати  взаємозв’язки між складом, будовою і властивостями речовин;
  •  виробити вміння визначати  типи кристалічних решіток і прогнозувати  фізичні властивості з різними кристалічними решітками.

Виховна мета:

  •  навчити учнів самостійно виконувати поставлені перед ними завдання;
  •  виховувати в них спостережливість, наполегливість та працьовитість;
  •  плекати в учнів інтерес до вивчення хімії як цікавої теоретичної, експериментальної та прикладної науки.

 Розвивальна мета:

  •  забезпечити розвиток розумових здібностей учнів та їхнього вміння користуватися прийомами логічного і аналітичного мислення;
  •  розвивати  вміння самостійно аналізувати, порівнювати, узагальнювати, систематизувати та робити висновки.

Засоби наочності: Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця електронегативностей хімічних елементів, моделі кристалічних решіток алмазу, графіту, натрій хлориду.

Базові поняття й терміни: Хімічний зв’язок, ковалентний полярний і неполярний зв’язки, іонний зв’язок, електронегативність, полярність зв’язку, кристалічна решітка: атомна, іонна, молекулярна.

                                                               Хід уроку.

І. Організаційний етап.

ІІ. Актуалізація опорних знань.

Бесіда.

  1.  З яких частинок складається атом?
  2.  Який заряд має електрон?
  3.  Які електрони називають неспареними?
  4.  Що називають електронною парою?
  5.  Яка максимальна кількість електронів може знаходитися на зовнішньому електронному рівні?

ІІІ. Вивчення нового матеріалу.

  1.  Розвиток вчення про хімічний зв’язок.

Бесіда.

Які сили змушують атоми з’єднуватися  в молекули?

Розповідь учителя.

У XVIXVII ст. з’явилися перші спроби пояснити хімічну спорідненість на основі корпускулярних уявлень. Так, Р. Бойль гадав, що рушійною силою хімічних реакцій є збіг форм частинок, що утворюють різні комбінації в ході хімічних процесів; при цьому хімічні частинки повинні підходити одна одній, подібно до того як ключ підходить до замка. Вважалося, що хімічні процеси варто розглядати як операцію „збирання-розбирання” , тобто з’єднання або роз’єднання атомів. У XVIIІ ст. на зміну механістичним теоріям прийшли динамічні концепції взаємодії речовин. І. Ньютон виходив із припущення, що причиною хімічної спорідненості є сили притягання різної інтенсивності.

 Початок ХІХ ст. завершив період динамічної інтерпретації сил хімічної спорідненості та відкрив так званий електрохімічний період. Коли взаємозв’язок між хімічними і електричними явищами став очевидним, наслідком цього було ототожнення електричних сил із тими, які зумовлюють хімічні процеси й утримують атоми в молекулах. Саме цей підхід поклав в основу своєї знаменитої електрохімічної  теорії Берцеліус (популярна модель атома у вигляді електричного диполя).

 Уперше поняття спорідненості з валентністю пов’язав А. Кекулє , відомий німецький хімік-органік. Він припустив, що валентність є чисельним вираженням величини спорідненості та числа хімічних зв’язків атома.

 Вчення про хімічний зв’язок – це одна із основних проблем хімії, розв’язання якої розвивалося від уявлень про „петельки” й „крючечки” в атомів до знань про електростатичну природу хімічного зв’язку. Хімічний зв’язок – це досить складне поняття. Можна сказати, що він утворюється за рахунок взаємодії всіх електронів і всіх ядер атомів, які входять до складу молекул. Простіше кажучи, хімічний зв’язок утворюється за рахунок перекривання електронних хмар різних атомів і за рахунок взаємодії неспарених електронів цих атомів. Для опису хімічного зв’язку застосовується математичний апарат квантової хімії.

  1.  Види хімічного зв’язку .

Розповідь учителя.

Сучасна наука ділить хімічний зв’язок на декілька типів.

Хімічний зв’язок:

  1.  Металічний – існує тільки в металах.
  2.  Іонний – зв’язок між атомами елементів з великою різницею електронегативностей.
  3.  Донорноакцепторний – утворюється між атомами з неподіленою електронною парою й атомом з вільною орбіталлю.
  4.  Ковалентний:

а) полярний – зв’язок між однаковими атомами.

б) неполярний – зв’язок між атомами різних елементів з невеликою різницею електронегативностей.

Металічний зв’язок.

 Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелике число електронів. Так, по одному електрону містять 16 еелментів, по два – 58, по три – 4 елементи і жодного – тільки Pd. Атоми елементів Ge, Sn, Pb  мають на зовнішньому енергетичному рівні по 4 електрони, Sb, Bi – по 5, Po – 6, але ці елементи не є характерними металами.

 Елементи метали утворюють прості речовини – метали. За звичайних умов – це кристалічні речовини (крім ртуті).

На рис. Зображено кристалічну решітку натрію. Як бачимо, кожен атом натрію оточений вісьмома сусідніми. На прикладі натрію розглянемо природу хімічного зв’язку в металах.

 В атома натрію, як і в інших металів, е надлишок валентних орбіта лей і нестача електронів. Так, валентний електрон (3 s1 ) може займати одну з дев’яти вільних орбіта лей – 3s(одна), 3p(три) 3d(п’ять) . Під час зближення атомів внаслідок утворення кристалічної решітки валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, в результаті чого електрони вільно переміщуються з однієї орбіталі на іншу, здійснюючи зв’язок між усіма атомами кристала металу. Такий тип хімічного зв’язку називають металічним зв’язком.

 Металічний зв’язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому рівні мають мало валентних електронів порівняно із загальним числом зовнішніх енергетично близьких орбіта лей, а валентні електрони внаслідок невеликої енергії іонізації слабко утримуються в атомі. Хімічний зв’язок у металічних кристалах сильно делокалізований, тобто електрони, що здійснюють зв’язок, узагальнені („електронний газ”) і переміщуються по всьому шматку металу, який в цілому є електронейтральний.

 Металічний зв’язок характерний для металів у твердому і рідкому станах. Це властивість агрегатів атомів, розміщених в безпосередній близькості один від одного. Однак, у пароподібному стані атоми металів, як і всіх речовин, сполучені між собою ковалентними зв’язками. Пара металів складається з окремих молекул (одно- і двохатомних). Міцність зв’язку в кристалі більша, ніж у молекулі металу, а тому процес утворення металічного кристала відбувається з виділенням енергії.

 Металічний зв’язок дещо подібний до ковалентного, оскільки в його основі лежить усуспільнення валентних електронів. Однак електрони, що здійснюють ковалентний зв’язок, перебувають близько суспільних атомів і міцно з ними зв’язані. Електрони ж, які здійснюють металічний зв’язок, вільно переміщуються  по всьому кристалу і належать усім його атомам. Саме тому кристали з ковалентним зв’язком крихкі, а з металічним – пластичні, тобто вони змінюють форму під час удару, прокатуються в тонкі листи і витягуються в дріт. Завдяки існуванню електронного газу, усі метали мають подібні загальні металічні властивості – металічний блиск, електропровідність, теплопровідність, ковкість.

  1.  Механізм утворення ковалентного зв’язку

Бесіда.

  1.  які електрони можуть брати участь в утворенні ковалентного хімічного зв’язку ? ( Електрони зовнішніх енергетичних рівнів).
  2.  Чому електрони внутрішніх енергетичних рівнів не беруть участі в утворенні хімічного зв’язку?

Розповідь учителя.

 Знаючи будову електронної оболонки атомів, можна припустити можливі валентності елементів, тобто можливу кількість хімічних зв’язків, які може утворити атом. Електрони, що беруть участь в утворенні хімічного зв’язку ще називають валентними. В утворенні ковалентного зв’язку можуть брати участь неспарені електрони. Спарювання електронів (накладання електронних орбіта лей різних атомів) – енергетично вигідний процес, при якому відбувається виділення енергії. Ця енергія характеризує міцність хімічного зв’язку. Отже, молекула енергетично більш стійка, ніж одиничний атом із неспареним електроном. Потенційна енергія молекули менша за суму енергій утворюючих її атомів.

Бесіда.

  1.  Скільки неспарених електронів має атом Гідрогену?
  2.  Якою є валентність гідрогену?
  3.  Скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атома Оксигену?
  4.  Скільки неспарених електронів знаходиться на оболонці атома Оксигену?
  5.  Якою є валентність Оксигену?

Розповідь учителя.

На основі цього можна зобразити електронно-крапкові формули Гідрогену та Оксигену:

Існування в атомі неспарених електронів енергетично невигідно. Атом з неспареними електронами існує дуже невеликий проміжок часу і намагається з’єднатися з іншими атомом, який має неспарений електрон. Неспарені електрони двох атомів утворюють спільну електронну пару. Спільна електронна пара і є ковалентним зв’язком. Якщо атом Гідрогену зустрічається з іншим атомом Гідрогену, то утворюється молекула водню.

Ковалентний зв’язок у молекулі хлору також здійснюється за допомогою двох спільних електронів, або електронної пари:

Неподілена пара електронів, їх у атомі три

Як бачимо, кожен атом хлору має три неподілені пари і один неспарений електрон. Хімічний зв’язок виникає за рахунок неспарених електронів кожного атома. Неспарені електрони зв’язуються в спільну пару електронів, що називається також поділеною парою електронів.

 Якщо між атомами виник один ковалентний зв’язок (одна спільна електронна пара), то він називається  одинарним; якщо більше – то кратним; подвійним (дві спільні електронні пари; потрійним (три спільні електронні пари). Одинарний зв’язок зображується однією рискою, подвійний -  двома і т д.

Отже, в молекулі хлору кожен його атом має завершений зовнішній рівень з восьми електронів (s2 p6 ), причому два з них (електронна пара) однаковою мірою належить обом атомам. Перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули показано на мал.:

 

Якщо ж атоми Оксигену зустрінуться один з одним, то утвориться молекула кисню. При чому в цій молекулі між атомами оксигену утворяться дві спільні електронні пари, тобто два хімічні зв’язки:

 Хімічний зв’язок, що здійснюється електронними парами, називається ковалентним. Це двохелектронний і двоцентровий (утримує двоє ядер)  зв’язок. Сполуки з ковалентним зв’язком називаються гомеополярним, або атомними.

 Розрізняють два види ковалентного зв’язку: неполярний і полярний.

Ковалентний неполярний зв’язок – це зв’язок утворений між атомами з однаковою електронегативністю (атомами однакового елемента)

 У разі неполярного ковалентного зв’язку електронна хмара, утворена спільною парою електронів, або електронна хмара зв’язку, розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів. Прикладом є двохатомні молекули, які складаються з атомів одного елемента: H2 , CI2 , O2 , N2 , та ін. У них електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.

Ковалентний полярний зв’язок – це зв’язок утворений між атомами з невеликою різницею електронегативностей.

 У разі полярного ковалентного зв’язку електронна хмара зв’язку зміщена в бік атома з більшою відносною електронегативністю. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCI, H2 O, H2 S тощо.

  Електронна пара зміщена в бік атома хлору, оскільки відносна негативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома гідрогену (2.1).

 Можливий також й інший механізм його утворення – донорно-акцепторний. У цьому випадку хімічний зв’язок виникає за рахунок двох електронної хмари  одного атома і вільної орбіталі іншого атома. Розглянемо як приклад механізм утворення іона амонію . У молекулі аміаку атом нітрогену має неподілену пару електронів (двохелектронну хмару). В іона гідрогену є вільна (не заповнена) 1s-орбіталь, що можна позначити як . Під час утворення  іона амонію двохелектронна хмара нітрогену стає спільною для атомів нітрогену й гідрогену, тобто перетворюється на молекулярну електронну хмару. А отже, виникає четвертий ковалентний зв’язок . Процес утворення іона амонію можна подати схемою:

  Заряд іона гідрогену стає спільним (він делокалізований, тобто розосереджений між атомами),а  двохелектронна хмара (неподілена електронна пара), що належить нітрогену, стає спільною і для гідрогену. У схемах зображення комірки  часто опускається.

 Атом, що надає спільну електронну пару, називається донором, а атом, що приймає її (тобто надає вільну орбіталь), називається акцептором.

 Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двохелектронної  хмари одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора) називається донорно-акцепторним. Утворений таким шляхом ковалентний зв’язок називають донорно-акцепторним, або координаційним зв’язком.

Бесіда.

  1.  У натрій хлориді атоми є різними. Який атом має більшу електронегативністю? У бік якого атома буде зміщатися спільна електронна пара?

Учитель пропонує учням надписати значення електронегативностей елементів у зображених на дошці формулах і визначити зсув спільної електронної пари.

Розповідь учителя.

 У молекулі водню спільна електронна пара однаково належить обом атомам Гідрогену, оскільки їх електронегативність є однаковою і обидва атоми Гідрогену залишаються електронейтральними.

 У молекулі флуороводню різниця електронегативностей однакова і не дуже велика спільна електронна пара більше належить атому Флуору, ніж Гідрогену. Унаслідок цього в атома Флуору з’являється невеликий надлишок електронів і з’являється невеликий позитивний заряд.

 Натрій хлорид має велику різницю електронегативності і спільна електронна пара цілком зміщається до атома Хлору. В результаті в атома Хлору в електронній оболонці з’являється електрон, заряд якого не компенсується зарядом ядра, і атом Хлору перетворюється на негативно заряджений іон. Атом Натрію цілком утрачає валентний електрон і стає позитивно зарядженим іоном.

 

Іонний зв’язок.

Особливості іонного зв’язку розглянемо на прикладі утворення молекули хлориду натрію. Атоми натрію і хлору, з яких утворилася ця сполука, значно відрізняються за електронегативністю: для атома натрію вона дорівнює 1.01. для атома хлору 2.83. Як випливає з електронних формул Na 1s2 2s2 2p6 3s1 I CI 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 , це атоми з незавершеними зовнішніми електронними рівнями. Для завершення зовнішнього рівня атому натрію легше віддати один електрон , ніж приєднати сім електронів, а атому хлору легше приєднати 1 електрон , ніж віддати сім електронів. Як свідчить досвід, під час хімічних реакцій атом натрію віддає 1 електрон, а атом хлору приєднує його. Схематично це можна зобразити так:

Na – e = Na+

CI + e = CI-

Тобто електронна оболонка атома натрію перетворилася на стійку оболонку атома благородного газу Ne - 1s2 2s2 2p6   ( це натрій-іон  Na+ ), а оболонка атома СІ на оболонку атома благородного газу Ar -  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (це хлорид – іон). Між іонами натрію і хлору виникають сили електростатичного притягання, внаслідок чого утворюється сполука NaCI.

  Хімічний зв’язок між іонами, спричинений електростатичним притягання, називають іонним зв’язком. Сполуки, які утворилися внаслідок притягання іонів, називаються іонними.

   Іонні сполуки утворюють атоми елементів, що значно відрізняються за електронегативністю, наприклад атоми елементів головних підгруп ІІ та ІІ груп з атомами елементів головних підгруп VI та VII груп.

Поняття про кристалічну й аморфну будову речовини; типи кристалічних решіток; властивості речовин із різними типами кристалічних решіток.

 Розрізняють два стани твердих речовин – кристалічний і аморфний. Кристалічний стан характеризується  впорядкованою структурою. Упорядкованість у кристалах зумовлюється правильним геометричним розташуванням частинок, з яких складається тверда речовина. Кожна кристалічна речовина  має певну, характерну форму. Кристали кухарської солі мають форму куба, калійної селітри – форму призми, алюмінієвих квасців – форму октаедрів і т д.

 Аморфні речовини не утворюють правильної геометричної структури і складаються із невпорядковано розташованих молекул. На відміну від кристалічних речовин, що мають певну температуру плавлення, аморфні речовини плавляться  в широкому інтервалі температур . При нагріванні вони поступово розм’якшуються, потім починають розтікатися і, нарешті стають рідкими. Іноді аморфні речовини розглядають як рідини з дуже великою в’язкістю. Іншими словами, на відміну від кристалічних речовин, що характеризуються далеким порядком , тобто правильною повторюваністю розташування атомів на великих відстанях, аморфні речовини, подібно до рідин, мають тільки ближній порядок. Прикладами аморфних речовин можуть бути скло і смола. Деякі речовини можуть перебувати як у кристалічному, так і аморфному станах , наприклад, сульфур, силіцій (ІV) оксид.

 Багато речовин можуть бути переведені з аморфного стану в кристалічний і навпаки. Так, аморфне скло після витримки при певній температурі „розскловується”, тобто в ньому з’являються дрібні кристалики і скло мутніє. Аморфні речовини сильно відрізняються від кристалічних за своїми фізичними властивостями.

 Переважна більшість твердих речовин має кристалічну будову.

  Кристалічна структура. У кристалічних речовинах частинки з яких побудовані кристали. Розміщені в просторі в певному порядку й утворюють просторову кристалічну решітку. Звичайно на малюнках частинки в кристалічній решітці з’єднуються уявними лініями. Кристалічна решітка побудована з повторюваних однакових структурних одиниць, індивідуальних для кожного кристала. Така структурна одиниця називається елементарною коміркою. Існує всього 14 типів кристалічних решіток (куб, призма, октаедр і т д.).

 В залежності від характеру частинок, що утворюють кристал, і типу хімічного зв’язку між ними розрізняють чотири класи кристалічних решіток: металічні, іонні, молекулярні й атомні ( останні іноді називають макромолекурними). Кристали кожного з них можуть мати кожен з 14 типів кристалічних решіток.

 Металічна кристалічна решітка.

У вузлах кристалічної решітки металів знаходяться атоми. Атоми в металах упаковані максимально щільно й утворюють найпростіші металічні структури. Атоми спрощено уявлять у вигляді куль. Упакувати кулі так, щоб вони заповнили весь простір без проміжків, неможливо. Якщо проміжки зведені до мінімуму, говорять про щільно упаковані структури. Особливий характер металічного зв’язку обумовлює такі найважливіші властивості металів, як високу температуру плавлення, ковкість, електропровідність, теплопровідність.

Іонна кристалічна решітка.

 Якщо у вузлах кристалічної решітки розташовані іони, то така решітка називається іонною. Різнойменні іони, з яких складаються іонні кристали, з’єднані один з одним електростатичними силами. Тому структура іонної кристалічної решітки повинна забезпечувати їхню електричну нейтральність. Навколо кожного іона  в  іонній кристалічній решітці знаходиться певна кількість інших, протилежних за знаком іонів. Так, у кристалічній решітці натрій хлориду кожен іон Na+ оточений шістьма іонами СІ- . Аналогічно кожен іон СІ-  оточений шістьма іонами  Na+  . Речовини з іонною кристалічною решіткою мають порівняно високу твердість, вони досить тугоплавкі і мало леткі. Електричний струм проводять не  тільки розплави. Але і розчини, багато іонних сполук легко розчиняються у воді. На відміну від металів, іонні кристали є крихкими, оскільки навіть невеликі зрушення в кристалічній решітці наближають одне до одного однойменно заряджені іони, відштовхування між якими приводить до розриву іонних зв’язків і, як результат, до появи тріщин у кристалі чи до його руйнування.

Молекулярна кристалічна решітка.

 Молекулярні кристали складають молекули, зв’язані між собою слабкими міжмолекулярними силами. Наприклад, лід складається з молекул  води, утримуваних у кристалічній решітці водневими зв’язками. Як інший приклад можна вказати структуру кристалів йоду, що існує у вигляді кристалів до 30 ˚С. Вузли кристалічної решітки кристалів йоду зайняті двоатомними молекулами йоду. Хлор і Бром утворюють подібні структури при більш низьких температурах. Таку саму структуру має твердий карбон двооксид („сухий лід”) . Молекулярну структуру  має ще низка неорганічних сполук ( наприклад, твердий амоніак), а також більшість органічних сполук (наприклад, тверді бензол, фенол, нафталін, білки і т д.)

Атомна кристалічна решітка (молекулярна).

   Макромолекулярні кристали мають решітку, побудовану з атомів. Такі кристалі ще називають атомними. Макромолекулярні кристал, у свою чергу, можна підрозділити на три типи: каркасні структури, ланцюжкові структури та шаруваті структури.

  Каркасну структуру має алмаз – це одна з найтвердіших речовин. Атом карбону може утворювати чотири одинарні ковалентні зв’язки, спрямовані до вершин правильного тетраедра, у центрі якого розташовується атом Карбону. Таким чином, з цим центральним атомом можуть бути зв’язані чотири атоми Карбону. Кожен з них володіє ще трьома неспареними електронами, що можуть утворювати  зв’язок із трьома атомами Карбону, і т д. У такий спосіб будується тривимірна решітка, що складається винятково з атомів карбону. Усі зв’язки однакові, як і кути, що утворюються між атомами.

 Щоб зруйнувати кристали з атомно-ковалентною  решіткою, подібною до алмаза, необхідно зруйнувати безліч міцних ковалентних зв’язків, тому такі кристали є твердими речовинами з високими температурами плавлення. Так. температура  плавлення алмаза становить 3500 ˚С.

  Шаруваті структури. Кристали з такою структурою можна розглядати  як двовимірні макромолекули. Шаруваті структури характеризуються ковалентними зв’язками усередині кожного шару і слабкими зв’язками між шарами. Класичним прикладом речовини із шаруватою структурою є графіт – інша алотропна модифікація карбону. У межах кожного шару кожен атом Карбону утворить три ковалентні зв’язки з трьома іншими атомами карбону; при цьому утвориться плоска „сітка із шестикутників”. Четвертий валентний електрон кожного з атомів Карбону не локалізований – у результаті ці електрони сприяють слабким взаємодіям між шарами шестикутників, утворюючи зв’язки схожі на металічні .

  Оскільки площини в графіті  з’єднуються тільки міжмолекулярними силами , їх легко змусити ковзати відносно одна одної навіть невеликим зусиллям. Цим пояснюється, наприклад, „пишучі” властивості графіту.

  На відміну від алмаза, графіт добре проводить електрику. Під впливом електричного поля нелокалізовані електрони легко можуть переміщатися уздовж площини шестикутників; у перпендикулярному напрямку графіт практично не проводить електричний струм.

 Ланцюжкові структури. Деякі речовини утворюють структури, схожі на ланцюжки. Як приклад, можна навести сульфур (VI) оксид, що кристалізується у вигляді тонких блискучих голок (SO3)n . Ланцюжкову структуру мають багато аморфних речовин, наприклад деякі силікатні матеріали (азбест).