В соответствии с основным принципом, что материя всегда стремится занять энергетически наиболее выгодное состояние, отдельные атомы имеют более или менее выраженную тенденцию создавать атомное соединение. Разность энергии отдельного атома ЕA и атома в соединении твердого тела, в частности в кристалле, EК называется энергией связи EВ. Эта энергия связи EВ=EА-EК равна энергии, затрачиваемой на освобождение отдельного атома из его соединения. Она зависит от соответствующего вида связи, благодаря которой создается атомное соединение.
В силах, обеспечивающих сцепление кристалла, речь идет о притяжении между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными атомными ядрами. Эти силы притяжения образуются из стремления атомов достигнуть насыщения квантовых состояний в соответствующей внешней оболочке, т.е. принять конфигурацию инертного газа. На 2-й, 3-й, 4-й оболочке это бывает в случае полностью занятых s- и р-состояний (s2 и р6), т.е. при занятии этой соответственно внешней оболочки восемью электронами.
Силам притяжения противостоят силы отталкивания между одноименными зарядами ядер и между электронами. Из равновесия сил притяжения и сил отталкивания создается расстояние между атомами в кристаллическом соединении, определенное квантовыми состояниями внешних электронов и видом связи (рис. 5.6.1). Для расстояния r0 силы притяжения и отталкивания компенсируются (уравниваются). Кристаллическое соединение находится в равновесии.

Таким образом, можно понять, что структура внешних электронных оболочек ведет к различным видам связи между отдельными атомами. Видом связи обусловливаются характерные свойства атомного соединения. Если здесь и нужно уделить наибольшее внимание металлической связи, то для понимания структуры и свойств твердых тел следует рассмотреть и другие ее виды. В зависимости от величины энергии связи различаются следующие ее виды (рис. 5.6.2):
1. Связь Ван-дер-Ваальса (см. рис. 5.6.2, а).
Этот вид связи имеется у твердых инертных газов и молекулярных кристаллов. Он имеет очень низкую энергию связи. Так как инертные газы имеют полные (занятые) квантовые состояния на внешней оболочке, то стремление таких атомов объединиться в прочное соединение можно объяснить тем, что распределение зарядов не является симметричным сферически, а имеет ди-польный момент. Положительные и отрицательные полюса обусловливают слабые соединения (сцепления) этих твердых тел, которые кристаллизуются с самой плотной упаковкой шаров-атомов.
2. Металлическая связь (см. рис. 5.6.2, б).
В металлах имеется сравнительно тонкая заполненная внешняя электронная оболочка. Внешние электроны атомов отдаются и больше не принадлежат определенным атомам. У некоторых металлов, например у Fe и В, на ближних внутренних электронных оболочках не полностью занятые квантовые состояния способствуют связи. Ионные каркасы металлов "плавают" в электронном газе, который действует в качестве "сцепки". Благодаря свободно перемещающимся электронам создается хорошая электрическая проводимость. Так как все атомы в металлах занимают равноценные положения, при действии внешних сил атомы могут смещаться относительно друг друга, причем они по соседству всегда находят равноценные места. Этим можно объяснить хорошую пластичность металлов. Одновременно из характера связи возникает склонность металлов к самой плотной упаковке шаров-атомов.
3. Гомеополярная (ковалентная) связь (см. рис. 5.6.2, в).
Здесь речь идет о валентной связи. С помощью направленных валентных сил однородные атомы сцепляются. Энергия связи при этом сравнительно велика. В стремлении к заполненной внешней оболочке атомы соединяются так, что отсутствующие электроны замещаются таким образом, что два или несколько электронов относятся одновременно к двум или нескольким атомам. Хлор с семью электронами, например, имеет незанятое энергетическое состояние во внешней оболочке. Благодаря соединению двух атомов хлора эти два электрона делятся так, что в молекуле Cl2 для каждого атома имеется полностью занятая оболочка. Из-за этого в молекуле отдельного атома снижается энергия.
Если два электрона для полного замещения энергетического состояния отсутствуют на внешней оболочке, то ковалентная связь трех атомов стабильна, например у сурьмы Sb3. У углерода на внешней оболочке отсутствуют четыре электрона, так что атом углерода с четырьмя ближайшими соседями делит отсутствующие электроны. Таким образом, в алмазе конфигурация пяти атомов стабильна. Число ближайших соседей, т.е. координационное число, вычисляется таким образом из 8-N, причем N есть число электронов во внешней оболочке. Таким образом, ковалентная связь возможна только у элементов с N ≤ 4. При N ≥ 4 число электронов для этого вида сцепления недостаточно. Кристаллы с ковалентной связью очень твердые (алмаз) и обнаруживают в чистом виде очень незначительную проводимость.
4. Гетерополярная (ионная) связь (см. рис. 5.6.2, г).

Этот вид связи обладает очень высокой энергией. По этому типу соединяются элементы с почти полностью занятыми внешними электронными оболочками с элементами с почти незанятыми внешними оболочками. Для образования закрытых оболочек один элемент отдает электрон, другой элемент принимает их.
Так, кристалл NaCl образуется благодаря тому, что Na отдает свой электрон на внешней оболочке, а Cl, у которого отсутствует электрон, принимает его. Благодаря этому Na+ с положительным избытком заряда становится катионом, Cl- с отрицательным зарядом - анионом. Связь через электростатическое взаимодействие противоположно заряженных ионов. В ионном кристалле ионы располагаются так, что кулоновское притяжение разноименных зарядов сильнее, чем кулоновское отталкивание одинаковых ионов. Характерными кристаллическими структурами для ионных кристаллов являются структуры хлорида натрия и хлорида цезия. Так как при деформации связи должны нарушаться, то эти кристаллы, как и ковалентные, являются твердыми и хрупкими. Твердые тела с ионной связью имеют электролитическую проводимость.
В металлах наряду с металлическим сцеплением существуют также ионная и ковалентная связи. Эти виды связи обнаруживаются преимущественно в интерметаллических фазах. При этом эти виды связи в большинстве случаев встречаются не а чистом состоянии, а в смешанных формах. Интерметаллические; фазы в противоположность чисто металлическим являются очень твердыми, хрупкими и сохраняют свои прочностные свойства до высокой температуры. Таким образом, интерметаллические фазы пригодны для того, чтобы делать металлы твердыми, износо- и теплостойкими.
Важными формами интерметаллических фаз являются карбиды.
Дополнительно к рассмотренным видам связи нужно назвать еще водородную мостовую связь. Эта связь имеет в основном ионный характер. Атом водорода теряет свой электрон и, осаждаясь, создает мост между сильно отрицательными атомами, как, например, F, N и О.

§1. Как электроны "ковали" ковалентную связь

Молекулы состоят из атомов, соединенных между собой.
Но как соединенных - сцепленных, склеенных, скованных одной цепью? И кто тот слесарь, столяр или кузнец, который соединяет воедино атомы?
Вы уже знаете, что в древности считалось в порядке вещей, что атомы соединяются крючками. Отсюда недалеко и до пуговиц с петельками.
Если отбросить шутки, придется признать, что вопрос на самом деле непростой: ведь оболочка каждого из соединяемых в молекулу атомов состоит из электронов, заряженных одинаково по знаку, поэтому при попытке сблизить электронные облака неизбежно будет возникать сильное отталкивание.
Но атомы все-таки соединяются ! Причем - с помощью тех самых электронов, которые, казалось бы, только противодействуют соединению.

Вот как это происходит...
Вспомним, что электроны в атоме мы обозначали по-разному - стрелкой, направленной вверх, и стрелкой, направленной вниз:

И ↓

и располагаться между ядрами двух атомов. Оба положительно заряженных ядра атомов будут притягиваться к отрицательной электронной паре, - а значит, и друг к другу:

Так образуется из двух отдельных атомов самая простая двухатомная молекула. Например, из двух атомов водорода Н получается молекула H 2 :

Остается всего ничего: понять, отчего это вдруг двум электронам вздумалось объединиться в пару?

У древнегреческих философов на этот вопрос был однозначный ответ. Они считали, что, событиями в мире атомов правят, как и у людей, два чувства - любовь и вражда .
Значит, взаимное отталкивание - это вражда , а соединение двух атомов - это дружба , любовь и, в конце концов, счастливый брак .

Наивные представления древности в наши дни приходится подкреплять какими-то вещественными, физическими объяснениями. Но не будем же мы предполагать, что два электрона - две стрелочки - ЦЕПЛЯЮТСЯ друг за друга своим оперением? Дело совсем в другом!

Каждый электрон, помимо электрического заряда, обладает магнитным моментом и ведет себя, как микроскопический магнит . Два электрона с разнонаправленными стрелками - это два таких микромагнита с противоположно ориентированными полюсами. Вот они и притягиваются друг к другу:

Так или иначе, пара электронов образуется. Но чтобы это произошло, надо, чтобы атомы сблизились между собой, а их электронные облака частично совместились. Химики называют эту ситуацию в атомном "хозяйстве" перекрыванием атомных орбиталей .

Возьмем тот же пример образования молекулы водорода из атомов. Две сферические (шарообразные) орбитали, два электронных облака перекрываются и входят одно в другое, вот так:

При этом образуется ковалентная связь .

Ковалентной называют такую химическую связь, которая образуется при помощи пары электронов.

Если перевести нашу картинку на язык квантовых ячеек, то это будет выглядеть так:

Химики говорят, что химическая связь в этом случае образовалась по обменному (иначе - по "равноценному") механизму ".

Точно такая же молекула водорода может образоваться и по-другому, если взаимодействовать между собой будут катион водорода Н + (у него нет ни одного электрона, а только пустая атомная орбиталь) и анион водорода Н − , у которого имеется пара электронов:

H + + H − = H 2

На энергетической диаграмме это выглядит так.

Химия - удивительная и, признаться, запутанная наука. Почему-то ассоциируется она с яркими экспериментами, разноцветными пробирками, густыми облаками пара. Но мало кто задумывается о том, откуда же берётся это «волшебство». На самом деле ни одна реакция не проходит без образования соединений между атомами реагентов. Более того, эти «перемычки» иногда встречаются и в простых элементах. Они влияют на способность веществ вступать в реакции и объясняют некоторые их физические свойства.

Какие же бывают виды химических связей и как они влияют на соединения?

Теория

Начинать надо с самого простого. Химическая связь - это взаимодействие, при котором атомы веществ соединяются и образуют более сложные вещества. Ошибочно полагать, что это свойственно только соединениям вроде солей, кислот и оснований - даже простые вещества, молекулы которых состоят из двух атомов, имеют эти «перемычки», если так можно условно назвать связь. Кстати, важно запомнить, что объединиться могут только атомы, имеющие разные заряды (это основы физики: одинаково заряженные частицы отталкиваются, а противоположные -- притягиваются), так что в сложных веществах всегда найдётся катион (ион с положительным зарядом) и анион (отрицательная частица), а само соединение всегда будет нейтральным.

Теперь попробуем разобраться в том, как происходит образование химической связи.

Механизм образования

У любого вещества есть определённое количество электронов, распределённых по энергетическим слоям. Самым уязвимым считается внешний слой, на котором обычно находится самое малое количество этих частиц. Узнать их число можно, посмотрев на номер группы (строка с цифрами от одного до восьми в верхней части таблицы Менделеева), в которой находится химический элемент, а количество энергетических слоёв равно номеру периода (от одного до семи, вертикальная строка слева от элементов).

В идеале на внешнем энергетическом слое находятся восемь электронов. Если же их не хватает, атом старается перетянуть их у другой частицы. Именно в процессе отбора необходимых для завершения внешнего энергетического слоя электронов образуются химические связи веществ. Их число может варьироваться и зависит от количества валентных, или неспаренных, частиц (чтобы узнать, сколько их в атоме, нужно составить его электронную формулу). Число электронов, не имеющих пару, будет равно количеству образовавшихся связей.

Чуть подробнее о типах

Виды химических связей, образующихся при реакциях или же просто в молекуле какого-то вещества, целиком и полностью зависят от самого элемента. Различают три типа «перемычек» между атомами: ионный, металлический и ковалентный. Последний, в свою очередь, делится на полярный и неполярный.

Для того чтобы понять, какой связью связаны атомы, используют своеобразное правило: если элементы находятся в правой и левой частях таблицы (то есть являются металлом и неметаллом, например NaCl), то их соединение - отличный пример ионной связи. Два неметалла образуют (HCl), а два атома одного вещества, соединяясь в одну молекулу, - ковалентную неполярную (Cl 2 , O 2). Вышеназванные типы химических связей не подходят для веществ, состоящих из металлов, - там встречается исключительно

Ковалентное взаимодействие

Как уже упоминалось ранее, виды химических связей имеют определённое влияние на вещества. Так, например, ковалентная «перемычка» очень нестойкая, из-за чего соединения с ней легко разрушаются при малейшем внешнем воздействии, нагревании например. Правда, касается это только молекулярных веществ. Те же, что имеют немолекулярное строение, практически неразрушимы (идеальный пример - кристалл алмаза - соединение атомов углерода).

Вернёмся к полярной и неполярной С неполярной всё просто - электроны, между которыми образуется «перемычка», находятся на равном расстоянии от атомов. Но во втором случае они смещаются к одному из элементов. Победителем в «перетягивании» окажется то вещество, электроотрицательность (способность привлекать электроны) которого выше. Определяется она по специальным таблицам, и чем больше разница этой величины у двух элементов, тем более полярной будет связь между ними. Правда единственное, для чего может пригодиться знание электроотрицательности элементов, - определение катиона (положительный заряд - вещество, у которого эта величина будет меньше) и аниона (отрицательная частица с лучшей способностью к привлечению электронов).

Ионная связь

Для соединения металла и неметалла подходят далеко не все типы химических связей. Как уже говорилось выше, если разница в электроотрицательности элементов огромна (а именно так бывает, когда они расположены в противоположных частях таблицы), между ними образуется ионная связь. В этом случае валентные электроны переходят от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей, образуя анион и катион. Самым ярким примером подобной связи является соединение галогена и металла, например AlCl 2 или HF.

Металлическая связь

С металлами всё ещё проще. Им чужды вышеперечисленные виды химических связей, потому что у них есть собственная. Соединять она может как атомы одного вещества (Li 2), так и разных (AlCr 2), в последнем случае образуются сплавы. Если говорить о физических свойствах, то металлы совмещают в себе пластичность и прочность, то есть они не разрушаются при малейшем воздействии, а просто изменяют форму.

Межмолекулярная связь

Кстати, химические связи в молекулах тоже существуют. Они так и называются - межмолекулярными. Самый распространённый тип - водородная связь, при которой атом водорода заимствует электроны у элемента с высокой электроотрицательностью (у молекулы воды, например).

Внимание, только СЕГОДНЯ!

Степень окисления

О наглядности условного заряда

Каждому учителю известно, как много значит первый год изучения химии. Будет ли она понятной, интересной, важной в жизни и при выборе профессии? Многое зависит от умения учителя доступно и наглядно ответить на «простые» вопросы учащихся.

Один из таких вопросов: «Откуда берутся формулы веществ?» – требует знания понятия «степень окисления».

Формулировка понятия «степень окисления» как «условного заряда атомов химических элементов в соединении, вычисленного на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентно-полярные) состоят только из ионов» (см.: Габриелян О.С. Химия-8. М.: Дрофа, 2002,
с. 61) доступна немногим учащимся, понимающим природу образования химической связи между атомами. Большинству запомнить это определение трудно, его нужно зубрить. А для чего?

Определение – шаг в познании и становится инструментом для работы, когда оно не заучено, а запомнилось, потому что понятно.

В начале изучения нового предмета важно наглядно проиллюстрировать абстрактные понятия, которых особенно много в курсе химии 8-го класса. Именно такой подход я и хочу предложить, причем сформировать понятие «степень окисления» до изучения разновидностей химической связи и как основу для понимания механизма ее образования.

С первых уроков восьмиклассники учатся применять периодическую систему химических элементов как справочную таблицу для составления схем строения атомов и определения их свойств по числу валентных электронов. Приступая к формированию понятия «степень окисления», я провожу два урока.

Урок 1.
Почему атомы неметаллов
соединяются друг с другом?

Давайте пофантазируем. Как выглядел бы мир, если бы атомы не соединялись, не было бы молекул, кристаллов и более крупных образований? Ответ поражает: мир был бы невидим. Мира физических тел, одушевленных и неодушевленных, просто бы не было!

Далее обсуждаем, все ли атомы химических элементов соединяются. Нет ли в природе одиночных атомов? Оказывается, есть – это атомы благородных (инертных) газов. Сравниваем электронное строение атомов благородных газов, выясняем особенность завершенных и устойчивых внешних энергетических уровней:

Выражение «внешние энергетические уровни завершены и устойчивы» означает, что эти уровни содержат максимальное число электронов (у атома гелия – 2e , у атомов других благородных газов – 8e ).

Чем объяснить устойчивость внешнего восьмиэлектронного уровня? В периодической системе восемь групп элементов, значит, максимальное число валентных электронов равно восьми. Атомы благородных газов одиночные потому, что имеют максимальное число электронов на внешнем энергетическом уровне. Они не образуют ни молекул, как Cl 2 и Р 4 , ни кристаллических решеток, как графит и алмаз. Тогда можно предположить, что атомы остальных химических элементов стремятся принять оболочку благородного газа – восемь электронов на внешнем энергетическом уровне, – соединяясь друг с другом.

Проверим это предположение на примере образования молекулы воды (формула Н 2 О известна учащимся, как и то, что вода – главное вещество планеты и жизни). Почему формула воды Н 2 О?

Используя схемы атомов, учащиеся догадываются, почему выгодно соединение двух атомов Н и одного атома О в молекулу. В результате смещения одиночных электронов от двух атомов водорода у атома кислорода на внешнем энергетическом уровне помещается восемь электронов. Учащиеся предлагают разные способы взаимного расположения атомов. Выбираем симметричный вариант, подчеркивая, что природа живет по законам красоты и гармонии:

Соединение атомов ведет к утрате их электронейтральности, хотя молекула в целом электронейтральна:

Возникший заряд определяется как условный, т.к. он «скрыт» внутри электронейтральной молекулы.

Формируем понятие «электроотрицательность»: атом кислорода имеет условный отрицательный заряд –2, т.к. он сместил к себе два электрона от атомов водорода. Значит, кислород электроотрицательнее водорода.

Записываем: электроотрицательность (ЭО) – свойство атомов смещать к себе валентные электроны от других атомов. Работаем с рядом электроотрицательности неметаллов. Используя периодическую систему, объясняем наибольшую электроотрицательность фтора.

Объединяя все вышесказанное, формулируем и записываем определение степени окисления.

Степень окисления – условный заряд атомов в соединении, равный числу электронов, смещенных к атомам с большей электроотрицательностью.

Можно пояснить и термин «окисление» как отдачу электронов атомам более электроотрицательного элемента, подчеркнув, что при соединении атомов разных неметаллов чаще происходит лишь смещение электронов к более электроотрицательному неметаллу. Таким образом, электроотрицательность – свойство атомов неметаллов, что и отражено в названии «Ряд электроотрицательности неметаллов».

Согласно закону постоянства состава веществ, открытому французским ученым Жозефом Луи Прустом в 1799–1806 гг., каждое химически чистое вещество, независимо от места нахождения и способа получения, имеет один и тот же постоянный состав. Значит, если на Марсе есть вода, то она будет той же самой «аш-два-о»!

В качестве закрепления материала проверяем «правильность» формулы углекислого газа, составляя схему образования молекулы СО 2:

Соединяются атомы с разной электроотрицательностью: углерод (ЭО = 2,5) и кислород (ЭО = 3,5). Валентные электроны (4е ) атома углерода смещаются к двум атомам кислорода (2е – к одному атому О и 2е – к другому атому О). Следовательно, степень окисления углерода +4, а степень окисления кислорода –2.

Соединяясь, атомы завершают, делают устойчивым свой внешний энергетический уровень (дополняют его до 8е ). Вот почему атомы всех элементов, кроме благородных газов, соединяются друг с другом. Атомы благородных газов одиночные, их формулы записывают знаком химического элемента: Не, Nе, Аr и т. д.

Степень окисления атомов благородных газов, как и всех атомов в свободном состоянии, равна нулю:

Это и понятно, т.к. атомы электронейтральны.

Степень окисления атомов в молекулах простых веществ также равна нулю:

При соединении атомов одного элемента никакого смещения электронов не происходит, т.к. их электроотрицательность одинакова.

Использую прием парадокса: как дополняют свой внешний энергетический уровень до восьми электронов атомы неметаллов в составе двухатомных молекул газов, например, хлора? Схематически представим вопрос так:

Смещения валентных электронов (е ) не происходит, т.к. электроотрицательность обоих атомов хлора одинакова.

Этот вопрос ставит учащихся в тупик.

В качестве подсказки предлагается рассмотреть более простой пример – образование двухатомной молекулы водорода.

Учащиеся быстро догадываются: раз смещение электронов невозможно, атомы могут объединить свои электроны. Схема такого процесса следующая:

Валентные электроны становятся общими, соединяя атомы в молекулу, при этом внешний энергетический уровень обоих атомов водорода становится завершенным.

Предлагаю изобразить валентные электроны точками. Тогда общую пару электронов следует расположить на оси симметрии между атомами, т.к. при соединении атомов одного химического элемента смещения электронов не происходит. Следовательно, степень окисления атомов водорода в молекуле равна нулю:

Так закладывается основа для изучения в дальнейшем ковалентной связи.

Возвращаемся к образованию двухатомной молекулы хлора. Кто-то из учащихся догадывается предложить следующую схему соединения атомов хлора в молекулу:

Обращаю внимание учащихся, что общую пару электронов, соединяющую атомы хлора в молекулу, образуют только неспаренные валентные электроны.

Так учащиеся могут делать свои открытия, радость от которых не только надолго запоминается, но и развивает творческие способности, личность в целом.

На дом учащиеся получают задание: изобразить схемы образования общих электронных пар в молекулах фтора F 2 , хлороводорода НСl, кислорода O 2 и определить степени окисления в них атомов.

В домашнем задании надо суметь отойти от шаблона. Так, при составлении схемы образования молекулы кислорода учащимся надо изобразить не одну, а две общие пары электронов на оси симметрии между атомами:

В схеме образования молекулы хлороводорода следует показать смещение общей пары электронов к более электроотрицательному атому хлора:

В соединении HCl степени окисления атомов: Н – +1 и Cl – –1.

Таким образом, определение степени окисления как условного заряда атомов в молекуле, равное числу электронов, смещенных к атомам с большей электроотрицательностью, дает возможность не только сформулировать это понятие наглядно и доступно, но и сделать его основой для понимания природы химической связи.

Работая по принципу «сначала понять, а потом запомнить», применяя прием парадокса и создавая на уроках проблемные ситуации, можно получить не только хорошие результаты обучения, но и добиться понимания даже самых сложных абстрактных понятий и определений.

Урок 2.
Соединение атомов металлов
с неметаллами

При проверке домашнего задания предлагаю учащимся сравнить два варианта наглядного изображения соединения атомов в молекулу.

Варианты изображения образования молекул

М о л е к у л а ф т о р а F 2

Вариант 1.

Соединяются атомы одного химического элемента.

Электроотрицательность атомов одинакова.

Смещения валентных электронов не происходит.

Как образуется молекула фтора F 2 – н е я с н о.

Вариант 2.
Спаривание валентных электронов одинаковых атомов

Изображаем валентные электроны атомов фтора точками:

Неспаренные валентные электроны атомов фтора образовали общую пару электронов, изображаемую в схеме молекулы на оси симметрии. Поскольку смещения валентных электронов не происходит, степень окисления атомов фтора в молекуле F 2 равна нулю.

Результатом соединения атомов фтора в молекулу при помощи общей пары электронов стал завершенный внешний восьмиэлектронный уровень обоих атомов фтора.

Подобным образом рассматривается образование молекулы кислорода О 2 .

М о л е к у л а к и с л о р о д а О 2

Вариант 1.
Использование схем строения атомов

Вариант 2.
Cпаривание валентных электронов одинаковых атомов

М о л е к у л а х л о р о в о д о р о д а HCl

Вариант 1.
Использование схем строения атомов

Более электроотрицательный атом хлора сместил к себе один валентный электрон от атома водорода. На атомах возникли условные заряды: степень окисления атома водорода +1, степень окисления атома хлора –1.

В результате соединения атомов в молекулу НСl атом водорода «утратил» (по схеме) свой валентный электрон, а атом хлора достроил свой внешний энергетический уровень до восьми электронов.

Вариант 2.
Спаривание валентных электронов разных атомов

Неспаренные валентные электроны атомов водорода и хлора образовали общую пару электронов, смещенную к более электроотрицательному атому хлора. В результате на атомах образовались условные заряды: степень окисления атома водорода +1, степень окисления атома хлора –1.

При соединении атомов в молекулу с помощью общей пары электронов их внешние энергетические уровни становятся завершенными. У атома водорода внешний уровень становится двухэлектронным, но смещенным к более электроотрицательному атому хлора, а у атома хлора – устойчивым восьмиэлектронным.

Остановимся подробнее на последнем примере – образовании молекулы НСl. Какая схема точнее и почему? Учащиеся подмечают существенное различие. Использование схем атомов при образовании молекулы НСl предполагает смещение валентного электрона от атома водорода к более электроотрицательному атому хлора.

Напоминаю, что электроотрицательность (свойство атомов смещать к себе валентные электроны от других атомов) в разной степени присуща всем элементам.

Учащиеся приходят к выводу, что использование схем атомов при образовании HCl не дает возможности показать смещение электронов к более электроотрицательному элементу. Изображение валентных электронов точками более точно объясняет образование молекулы хлороводорода. При связывании атомов H и Сl присходит смещение (на схеме – отклонение от оси симметрии) валентного электрона атома водорода к более электроотрицательному атому хлора. Как следствие, оба атома приобретают определенную степень окисления. Неспаренные валентные электроны не только образовали общую пару электронов, соединившую атомы в молекулу, но и достроили внешние энергетические уровни обоих атомов. Схемы образования молекул F 2 и О 2 из атомов также более понятны при изображении валентных электронов точками.

По примеру предыдущего урока с его главным вопросом «Откуда берутся формулы веществ?» учащимся предлагается ответить на вопрос: «Почему у поваренной соли формула NaCl?»

О б р а з о в а н и е х л о р и д а н а т р и я NaCl

Учащиеся составляют следующую схему:

Проговариваем: натрий – элемент Ia подгруппы, имеет один валентный электрон, следовательно, он – металл; хлор – элемент VIIа подгруппы, имеет семь валентных электронов, следовательно, он – неметалл; в хлориде натрия валентный электрон атома натрия будет смещен к атому хлора.

Спрашиваю ребят: а все ли в этой схеме верно? Каков результат соединения атомов натрия и хлора в молекулу NaCl?

Учащиеся отвечают: результатом соединения атомов в молекулу NaCl стало образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня атома хлора и двухэлектронного внешнего уровня атома натрия. Парадокс: два валентных электрона на внешнем третьем энергетическом уровне атому натрия ни к чему! (Работаем со схемой атома натрия.)

Значит, атому натрия «невыгодно» соединяться с атомом хлора, и соединения NaCl не должно быть в природе. Однако учащимся известно из курсов географии и биологии о распространенности поваренной соли на планете и ее роли в жизни живых организмов.

Как найти выход из сложившейся парадоксальной ситуации?

Работаем со схемами атомов натрия и хлора, и учащиеся догадываются, что атому натрия выгодно не сместить, а отдать свой валентный электрон атому хлора. Тогда у атома натрия будет завершен второй снаружи – предвнешний – энергетический уровень. У атома хлора внешний энергетический уровень также станет восьмиэлектронным:

Приходим к выводу: атомам металла, имеющим малое число валентных электронов, выгодно отдавать, а не смещать свои валентные электроны к атомам неметалла. Следовательно, атомы металлов электроотрицательностью не обладают.

Предлагаю ввести «знак захвата» чужого валентного электрона атомом неметалла – квадратную скобку.

При изображении валентных электронов точками схема соединения атомов металла и неметалла будет выглядеть так:

Обращаю внимание учащихся, что при переносе валентного электрона от атома металла (натрия) к атому неметалла (хлору) атомы превращаются в ионы.

Ионы – заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате передачи или присоединения электронов.

Знаки и величины зарядов ионов и степеней окисления совпадают, а отличие в оформлении следующее:

1 –1
Na, Cl – для степеней окисления,

Na + , Cl – – для зарядов ионов.

О б р а з о в а н и е ф т о р и д а к а л ь ц и я CaF 2

Кальций – элемент IIа подгруппы, он имеет два валентных электрона, это – металл. Атом кальция отдает свои валентные электроны атому фтора – неметаллу, самому электроотрицательному элементу.

В схеме располагаем неспаренные валентные электроны атомов так, чтобы они «увидели» друг друга и смогли образовать электронные пары:

Связывание атомов кальция и фтора в соединение CaF 2 энергетически выгодно. В результате у обоих атомов энергетический уровень становится восьмиэлектронным: у фтора – это внешний энергетический уровень, а у кальция – предвнешний. Схематическое изображение переноса электронов в атомах (пригодится при изучении окислительно-восстановительных реакций):

Обращаю внимание учащихся, что, подобно притяжению отрицательно заряженных электронов к положительно заряженному ядру атома, противоположно заряженные ионы удерживаются силой электростатического притяжения.

Ионные соединения – это твердые вещества с высокой температурой плавления. Из жизни учащимся известно: можно несколько часов безрезультатно прокаливать поваренную соль. Температуры пламени газовой горелки (~500 °C) недостаточно, чтобы расплавить соль
(t пл (NaCl) = 800 °C). Отсюда делаем вывод: связь между заряженными частицами (ионами) – ионная связь – очень прочная.

Обобщаем: при соединении атомов металла (М) с атомами неметалла (Нем) происходит не смещение, а отдача валентных электронов атомами металла атомам неметалла.

При этом электронейтральные атомы превращаются в заряженные частицы – ионы, заряд которых совпадает с числом отданных (у металла) и присоединенных (у неметалла) электронов.

Таким образом, на первом из двух уроков формируется понятие «степень окисления», а на втором объясняется образование ионного соединения. Новые понятия послужат хорошей основой для дальнейшего изучения теоретического материала, а именно: механизмов образования химической связи, зависимости свойств веществ от их состава и строения, рассмотрения окислительно-восстановительных реакций.

В заключение хочу сравнить два методических приема: прием парадокса и прием создания проблемных ситуаций на уроке.

Парадоксальная ситуация создается логически в ходе изучения нового материала. Ее главный плюс – сильные эмоции, удивление учащихся. Удивление – мощный толчок мышлению вообще. Оно «включает» непроизвольное внимание, активизирует мышление, заставляет исследовать и находить пути решения возникшего вопроса.

Коллеги, наверное, возразят: создание проблемной ситуации на уроке приводит к тому же. Приводит, да не всегда! Как правило, проблемный вопрос формулируется учителем перед изучением нового материала и стимулирует к работе далеко не всех учащихся. Многим остается непонятным, откуда эта проблема взялась и почему, собственно, она нуждается в решении. Прием парадокса создается в ходе изучения нового материала, побуждает учащихся самих сформулировать проблему, а значит, понимать истоки ее возникновения и необходимость решения.

Осмелюсь утверждать, что прием парадокса является наиболее успешным способом активизации деятельности учащихся на уроках, развития у них навыков исследовательской работы и творческих способностей.