Σύμφωνα με τη βασική αρχή ότι η ύλη τείνει πάντα να καταλαμβάνει την ενεργειακά πιο ευνοϊκή κατάσταση, τα μεμονωμένα άτομα έχουν λίγο πολύ έντονη τάση να δημιουργούν μια ατομική ένωση. Η διαφορά στην ενέργεια ενός μεμονωμένου ατόμου ЕА και ενός ατόμου σε μια ένωση ενός στερεού, ειδικότερα σε έναν κρύσταλλο, το EК ονομάζεται δεσμευτική ενέργεια EВ. Αυτή η δεσμευτική ενέργεια EB \u003d EA-EK είναι ίση με την ενέργεια που δαπανάται για την απελευθέρωση ενός ατόμου από την ένωση του. Εξαρτάται από τον κατάλληλο τύπο δεσμού, λόγω του οποίου δημιουργείται η ατομική σύνδεση.
Οι δυνάμεις που εξασφαλίζουν την πρόσφυση ενός κρυστάλλου είναι η έλξη μεταξύ αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένων ατομικών πυρήνων. Αυτές οι ελκυστικές δυνάμεις σχηματίζονται από την τάση των ατόμων να επιτυγχάνουν κορεσμό των κβαντικών καταστάσεων στο αντίστοιχο εξωτερικό περίβλημα, δηλ. αποδεχτείτε τη διαμόρφωση αδρανούς αερίου. Στα 2η, 3η, 4η κελύφη, αυτό συμβαίνει στην περίπτωση των καταλυμένων καταστάσεων s- και p (s2 και p6), δηλαδή όταν αυτό το αντίστοιχο εξωτερικό περίβλημα καταλαμβάνεται από οκτώ ηλεκτρόνια.
Οι δυνάμεις έλξης αντιτίθενται από τις δυνάμεις απωθήσεως μεταξύ των ίδιων φορτίων πυρήνων και μεταξύ ηλεκτρονίων. Από την ισορροπία ελκυστικών και απωθητικών δυνάμεων, δημιουργείται η απόσταση μεταξύ των ατόμων στην κρυσταλλική ένωση, καθοριζόμενη από τις κβαντικές καταστάσεις των εξωτερικών ηλεκτρονίων και τον τύπο του δεσμού (Εικ. 5.6.1). Για την απόσταση r0, οι δυνάμεις έλξης και απώθησης αντισταθμίζονται (εξισορροπούνται). Η κρυσταλλική ένωση βρίσκεται σε ισορροπία.

Έτσι, μπορεί να γίνει κατανοητό ότι η δομή των εξωτερικών κελυφών ηλεκτρονίων οδηγεί σε διαφορετικούς τύπους σύνδεσης μεταξύ μεμονωμένων ατόμων. Ο τύπος του δεσμού καθορίζει τις χαρακτηριστικές ιδιότητες μιας ατομικής ένωσης. Εάν εδώ είναι απαραίτητο να δοθεί η μεγαλύτερη προσοχή στον μεταλλικό δεσμό, τότε για να κατανοήσουμε τη δομή και τις ιδιότητες των στερεών, θα πρέπει επίσης να ληφθούν υπόψη και άλλοι τύποι. Ανάλογα με την αξία της ενέργειας του δεσμού, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι (Εικ.5.6.2):
1. Σύνδεση Van der Waals (βλ. Εικ. 5.6.2, α).
Αυτός ο τύπος δεσμού βρίσκεται σε στερεά αδρανή αέρια και μοριακούς κρυστάλλους. Έχει πολύ χαμηλή δεσμευτική ενέργεια. Δεδομένου ότι τα αδρανή αέρια έχουν πλήρεις (καταλαμβανόμενες) κβαντικές καταστάσεις στο εξωτερικό κέλυφος, η τάση τέτοιων ατόμων να ενώνονται σε μια ισχυρή ένωση μπορεί να εξηγηθεί από το γεγονός ότι η κατανομή φορτίου δεν είναι σφαιρικά συμμετρική, αλλά έχει διπολική ροπή. Οι θετικοί και αρνητικοί πόλοι προκαλούν αδύναμες συνδέσεις (συνοχή) αυτών των στερεών, οι οποίες κρυσταλλώνονται με την πυκνότερη συσκευασία σφαιρών-ατόμων.
2. Μεταλλικός δεσμός (βλέπε Εικ.5.6.2, b).
Τα μέταλλα έχουν σχετικά λεπτό γεμάτο εξωτερικό περίβλημα ηλεκτρονίων. Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια των ατόμων δίδονται και δεν ανήκουν πλέον σε συγκεκριμένα άτομα. Σε ορισμένα μέταλλα, για παράδειγμα, σε Fe και B, οι ατελείς καταλαμβανόμενες κβαντικές καταστάσεις προάγουν τη σύνδεση στα εσωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων. Τα ιονικά πλαίσια των μετάλλων «επιπλέουν» στο αέριο ηλεκτρονίων, το οποίο δρα ως «ζεύκτης». Χάρη στα ελεύθερα κινούμενα ηλεκτρόνια, δημιουργείται καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Δεδομένου ότι όλα τα άτομα στα μέταλλα καταλαμβάνουν ισοδύναμες θέσεις, υπό τη δράση εξωτερικών δυνάμεων, τα άτομα μπορούν να μετατοπιστούν το ένα στο άλλο και βρίσκουν πάντα ισοδύναμες θέσεις στη γειτονιά. Αυτό μπορεί να εξηγήσει την καλή ολκιμότητα των μετάλλων. Ταυτόχρονα, η φύση του δεσμού δημιουργεί την τάση των μετάλλων στην πυκνότερη συσκευασία σφαιρών-ατόμων.
3. Ομοιοπολικός (ομοιοπολικός) δεσμός (βλέπε σχήμα 5.6.2, γ).
Εδώ μιλάμε δεσμός σθένους... Με τη βοήθεια κατευθυνόμενων δυνάμεων σθένους, συνδέονται ομοιογενή άτομα. Σε αυτήν την περίπτωση, η δεσμευτική ενέργεια είναι σχετικά υψηλή. Στην προσπάθεια για ένα γεμάτο εξωτερικό κέλυφος, τα άτομα συνδυάζονται έτσι ώστε τα ηλεκτρόνια που λείπουν να αντικαθίστανται με τέτοιο τρόπο ώστε δύο ή περισσότερα ηλεκτρόνια να ανήκουν ταυτόχρονα σε δύο ή περισσότερα άτομα. Το χλώριο με επτά ηλεκτρόνια, για παράδειγμα, έχει μια κατάσταση ακατάλληλης ενέργειας στο εξωτερικό κέλυφος. Λόγω του συνδυασμού δύο ατόμων χλωρίου, αυτά τα δύο ηλεκτρόνια διαιρούνται έτσι ώστε στο μόριο Cl2 να υπάρχει ένα πλήρως κατειλημμένο κέλυφος για κάθε άτομο. Εξαιτίας αυτού, η ενέργεια στο μόριο ενός ατόμου μειώνεται.
Εάν δεν υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια για πλήρη αντικατάσταση της ενεργειακής κατάστασης στο εξωτερικό κέλυφος, τότε ο ομοιοπολικός δεσμός τριών ατόμων είναι σταθερός, για παράδειγμα, στο αντιμόνιο Sb3. Ο άνθρακας δεν έχει τέσσερα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του κέλυφος, έτσι το άτομο άνθρακα μοιράζεται τα ηλεκτρόνια που λείπουν με τους τέσσερις πλησιέστερους γείτονές του. Έτσι, η διαμόρφωση πέντε ατόμων σε διαμάντια είναι σταθερή. Ο αριθμός των πλησιέστερων γειτόνων, δηλαδή Ο αριθμός συντονισμού υπολογίζεται κατ 'αυτόν τον τρόπο από 8-Ν, με το Ν να είναι ο αριθμός ηλεκτρονίων στο εξωτερικό κέλυφος. Έτσι, ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι δυνατός μόνο για στοιχεία με Ν ≤ 4. Για Ν ≥ 4, ο αριθμός ηλεκτρονίων για αυτόν τον τύπο πρόσφυσης είναι ανεπαρκής. Οι κρύσταλλοι με έναν ομοιοπολικό δεσμό είναι πολύ σκληροί (διαμάντια) και βρίσκονται στο καθαρή μορφή πολύ χαμηλή αγωγιμότητα.
4. Ετεροπολικός (ιοντικός) δεσμός (βλέπε Εικ. 5.6.2, d).

Αυτό το είδος σύνδεσης είναι πολύ ενεργητικό. Με αυτόν τον τύπο, τα στοιχεία με σχεδόν πλήρως κατειλημμένα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων συνδέονται με στοιχεία με σχεδόν άχρηστα εξωτερικά κελύφη. Για το σχηματισμό κλειστών κελυφών, ένα στοιχείο παραδίδει ένα ηλεκτρόνιο, ένα άλλο στοιχείο τα δέχεται.
Έτσι, σχηματίζεται κρύσταλλος NaCl λόγω του γεγονότος ότι το Na δωρίζει το ηλεκτρόνιο του στο εξωτερικό κέλυφος και το Cl, το οποίο δεν έχει ηλεκτρόνιο, το δέχεται. Λόγω αυτού, το Na + με θετική υπέρβαση φορτίου γίνεται κατιόν, το Cl- με αρνητικό φορτίο γίνεται ανιόν. Επικοινωνία μέσω ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Σε έναν ιοντικό κρύσταλλο, τα ιόντα είναι διατεταγμένα έτσι ώστε η έλξη του Coulomb με αντίθετα φορτία να είναι ισχυρότερη από την απώθηση των ίδιων ιόντων του Coulomb. Οι χαρακτηριστικές κρυσταλλικές δομές για ιοντικούς κρυστάλλους είναι οι δομές χλωριούχου νατρίου και χλωριούχου καισίου. Δεδομένου ότι οι δεσμοί πρέπει να σπάσουν κατά τη διάρκεια της παραμόρφωσης, αυτοί οι κρύσταλλοι, όπως οι ομοιοπολικοί, είναι σκληροί και εύθραυστοι. Στερεά σώματα με ιοντική σύνδεση έχουν ηλεκτρολυτική αγωγιμότητα.
Στα μέταλλα, μαζί με την πρόσφυση μετάλλων, υπάρχουν επίσης ιοντικά και ομοιοπολικό δεσμό... Αυτοί οι τύποι δεσμών βρίσκονται κυρίως σε διαμεταλλικές φάσεις. Επιπλέον, αυτοί οι τύποι επικοινωνίας στις περισσότερες περιπτώσεις δεν βρίσκονται σε καθαρή κατάσταση, αλλά σε μικτές μορφές. Διαμεταλλικά; Οι φάσεις, σε αντίθεση με τις καθαρά μεταλλικές, είναι πολύ σκληρές, εύθραυστες και διατηρούν τις ιδιότητες αντοχής τους σε υψηλές θερμοκρασίες. Έτσι, οι διαμεταλλικές φάσεις είναι κατάλληλες για να κάνουν τα μέταλλα σκληρά, ανθεκτικά στη φθορά και στη θερμότητα.
Τα καρβίδια είναι σημαντικές μορφές διαμεταλλικών φάσεων.
Εκτός από τους θεωρούμενους τύπους επικοινωνίας, πρέπει επίσης να αναφέρουμε την επικοινωνία γέφυρας υδρογόνου. Αυτός ο δεσμός είναι κυρίως ιοντικός. Το άτομο υδρογόνου χάνει το ηλεκτρόνιο του και, όταν εναποτίθεται, δημιουργεί μια γέφυρα μεταξύ έντονα αρνητικών ατόμων, όπως F, N και O.

§ένας. Πώς τα ηλεκτρόνια σφυρηλάτησαν έναν ομοιοπολικό δεσμό

Τα μόρια αποτελούνται από άτομα συνδεδεμένα μεταξύ τους.
Αλλά όπως και συνδεδεμένο - συνδεδεμένο, κολλημένο, δεσμευμένο από μία αλυσίδα; Και ποιος είναι αυτός ο κλειδαράς, ο ξυλουργός ή ο σιδηρουργός που συνδέει τα άτομα μαζί;
Γνωρίζετε ήδη ότι στην αρχαιότητα θεωρήθηκε με τη σειρά των πραγμάτων ότι τα άτομα συνδέονται με άγκιστρα. Δεν είναι μακριά από εδώ για κουμπιά με βρόχους.
Αστειεύοντας κατά μέρος, θα πρέπει να παραδεχτούμε ότι το ερώτημα είναι πραγματικά δύσκολο: τελικά, το κέλυφος καθενός από τα άτομα που συνδέονται για να σχηματίσουν ένα μόριο αποτελείται από ηλεκτρόνια, φορτισμένα με το ίδιο σύμβολο, επομένως, όταν προσπαθούμε να φέρουμε τα σύννεφα ηλεκτρονίων πιο κοντά μεταξύ τους, αναπόφευκτα θα εμφανιστεί μια ισχυρή απώθηση.
Όμως τα άτομα είναι τα ίδια συνδέω-συωδεομαι! Και - με τη βοήθεια αυτών των πολύ ηλεκτρονίων που, φαίνεται, αντιτίθενται μόνο στη σύνδεση.

Έτσι πηγαίνει ...
Θυμηθείτε ότι υποδηλώσαμε διαφορετικά τα ηλεκτρόνια σε ένα άτομο - ένα βέλος που δείχνει προς τα πάνω και ένα βέλος που δείχνει προς τα κάτω:

Και ↓

και να βρίσκονται μεταξύ των πυρήνων δύο ατόμων. Και οι δύο θετικά φορτισμένοι πυρήνες ατόμων θα προσελκύονται στο αρνητικό ζεύγος ηλεκτρονίων και, ως εκ τούτου, ο ένας στον άλλο:

Έτσι σχηματίζεται το απλούστερο διατομικό μόριο από δύο ξεχωριστά άτομα. Για παράδειγμα, από τα δύο άτομα υδρογόνο Η καταλήγει μόριο Η 2:

Δεν υπάρχει τίποτα: να καταλάβουμε γιατί χρειάστηκαν ξαφνικά δύο ηλεκτρόνια για να ενώσουν σε ένα ζευγάρι;

Οι αρχαίοι Έλληνες φιλόσοφοι είχαν μια συγκεκριμένη απάντηση σε αυτό το ερώτημα. Πίστευαν ότι τα γεγονότα στον κόσμο των ατόμων κυβερνούνται, όπως και στους ανθρώπους, από δύο συναισθήματα - αγάπη και εχθρότητα.
Αυτό σημαίνει ότι η αμοιβαία απώθηση είναι εχθρότητα, και η σύνδεση δύο ατόμων είναι φιλία, αγάπη και στο τέλος ευτυχισμένος γάμος.

Σήμερα, οι αφελείς ιδέες της αρχαιότητας πρέπει να υποστηρίζονται από κάποιες υλικές, φυσικές εξηγήσεις. Αλλά ας μην υποθέσουμε ότι δύο ηλεκτρόνια - δύο βέλη - ΣΥΝΔΕΣΗ μεταξύ τους με το φτέρωμα τους; Το θέμα είναι εντελώς διαφορετικό!

Κάθε ηλεκτρόνιο, εκτός από ένα ηλεκτρικό φορτίο, έχει μαγνητική ροπή και συμπεριφέρεται σαν μικροσκοπικό μαγνήτης... Δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα κατευθυνόμενα βέλη είναι δύο τέτοιος μικρομαγνήτης με αντίθετους πόλους. Έτσι προσελκύονται ο ένας στον άλλο:

Με τον ένα ή τον άλλο τρόπο, σχηματίζεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Αλλά για να συμβεί αυτό, είναι απαραίτητο τα άτομα να πλησιάσουν το ένα το άλλο και τα σύννεφα ηλεκτρονίων τους να αλληλεπικαλύπτονται μερικώς. Οι χημικοί αποκαλούν αυτήν την κατάσταση στην ατομική «οικονομία» επικαλυπτόμενες ατομικές τροχιές.

Ας πάρουμε το ίδιο παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου υδρογόνου από άτομα. Δύο σφαιρικά (σφαιρικά) τροχιακά, δύο σύννεφα ηλεκτρονίων αλληλεπικαλύπτονται και εισέρχονται το ένα στο άλλο, όπως αυτό:

Σε αυτήν την περίπτωση, ομοιοπολικό δεσμό.

Ο ομοιοπολικός είναι ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Εάν μεταφράσουμε την εικόνα μας στη γλώσσα των κβαντικών κυττάρων, τότε θα μοιάζει με αυτό:

Οι χημικοί λένε ότι ο χημικός δεσμός σε αυτή την περίπτωση σχηματίστηκε από ανταλλαγή(διαφορετικά - με "ισοδύναμο") μηχανισμός".

Ακριβώς το ίδιο μόριο υδρογόνου μπορεί να σχηματιστεί με διαφορετικό τρόπο, εάν αλληλεπιδρούν μεταξύ τους κατιόν υδρογόνο Η + (δεν έχει ούτε ένα ηλεκτρόνιο, αλλά μόνο ένα κενό ατομική τροχιακή) και ανιόν υδρογόνο Η -, που έχει ένα ζευγάρι ηλεκτρονίων:

H + + H - \u003d H 2

Στο ενεργειακό διάγραμμα, μοιάζει με αυτό.

Η χημεία είναι μια καταπληκτική και συγκεχυμένη επιστήμη. Για κάποιο λόγο, σχετίζεται με έντονα πειράματα, πολύχρωμους δοκιμαστικούς σωλήνες, πυκνά σύννεφα ατμού. Αλλά λίγοι άνθρωποι σκέφτονται από πού προέρχεται αυτή η «μαγεία». Στην πραγματικότητα, καμία αντίδραση δεν λαμβάνει χώρα χωρίς το σχηματισμό ενώσεων μεταξύ των ατόμων των αντιδρώντων. Επιπλέον, αυτοί οι «άλτες» βρίσκονται μερικές φορές σε απλά στοιχεία. Επηρεάζουν την ικανότητα των ουσιών να αντιδρούν και να εξηγούν ορισμένες από τις φυσικές τους ιδιότητες.

Ποιοι είναι οι τύποι χημικοί δεσμοί και πώς επηρεάζουν τις συνδέσεις;

Θεωρία

Πρέπει να ξεκινήσετε με το απλούστερο. Ένας χημικός δεσμός είναι μια αλληλεπίδραση στην οποία τα άτομα μιας ουσίας συνδυάζονται για να σχηματίσουν πιο πολύπλοκες ουσίες. Είναι λάθος να πιστεύουμε ότι αυτό είναι χαρακτηριστικό μόνο ενώσεων όπως άλατα, οξέα και βάσεις - ακόμη και απλές ουσίες, τα μόρια των οποίων αποτελούνται από δύο άτομα, έχουν αυτές τις "γέφυρες", εάν αυτό μπορεί συμβατικά να ονομαστεί δεσμός. Παρεμπιπτόντως, είναι σημαντικό να θυμόμαστε ότι μόνο άτομα με διαφορετικά φορτία μπορούν να ενωθούν (αυτά είναι τα θεμέλια της φυσικής: εξίσου φορτισμένα σωματίδια απωθούν και τα αντίθετα προσελκύουν), έτσι ώστε σε σύνθετες ουσίες θα υπάρχει πάντα ένα κατιόν (ένα ιόν με θετικό φορτίο) και ένα ανιόν (ένα αρνητικό σωματίδιο), και η ίδια η ένωση θα είναι πάντα ουδέτερη.

Τώρα ας προσπαθήσουμε να καταλάβουμε πώς συμβαίνει ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού.

Μηχανισμός σχηματισμού

Κάθε ουσία έχει έναν ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων που κατανέμονται σε ενεργειακά στρώματα. Το πιο ευάλωτο είναι το εξωτερικό στρώμα, το οποίο συνήθως περιέχει τη μικρότερη ποσότητα αυτών των σωματιδίων. Μπορείτε να μάθετε τον αριθμό τους κοιτάζοντας τον αριθμό ομάδας (γραμμή με αριθμούς από ένα έως οκτώ στην κορυφή του περιοδικού πίνακα), στον οποίο βρίσκεται το χημικό στοιχείο και ο αριθμός ενεργειακών στρωμάτων είναι ίσος με τον αριθμό της περιόδου (από ένα έως επτά, η κατακόρυφη γραμμή στα αριστερά των στοιχείων).

Στην ιδανική περίπτωση, υπάρχουν οκτώ ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ενεργειακό στρώμα. Εάν δεν υπάρχουν αρκετά από αυτά, το άτομο προσπαθεί να τα απομακρύνει από ένα άλλο σωματίδιο. Στη διαδικασία επιλογής των ηλεκτρονίων που απαιτούνται για την ολοκλήρωση της εξωτερικής ενεργειακής στιβάδας σχηματίζονται χημικοί δεσμοί ουσιών. Ο αριθμός τους μπορεί να ποικίλλει και εξαρτάται από τον αριθμό των σωματιδίων σθένους ή χωρίς ζεύγη (για να μάθετε πόσα είναι σε ένα άτομο, πρέπει να συνθέσετε τον ηλεκτρονικό τύπο). Ο αριθμός των ηλεκτρονίων χωρίς ζεύγος θα είναι ίσος με τον αριθμό των δεσμών που σχηματίζονται.

Λίγο περισσότερο για τους τύπους

Οι τύποι χημικών δεσμών που σχηματίζονται κατά τη διάρκεια αντιδράσεων ή απλά στο μόριο μιας ουσίας εξαρτώνται πλήρως από το ίδιο το στοιχείο. Υπάρχουν τρεις τύποι "γεφυρών" μεταξύ ατόμων: ιοντικό, μεταλλικό και ομοιοπολικό. Το τελευταίο, με τη σειρά του, χωρίζεται σε πολικό και μη πολικό.

Για να κατανοήσουμε τι είδους δεσμό συνδέονται τα άτομα, χρησιμοποιείται ένα είδος κανόνα: εάν τα στοιχεία βρίσκονται στα δεξιά και αριστερά μέρη του τραπεζιού (δηλαδή είναι ένα μέταλλο και ένα μη μέταλλο, για παράδειγμα NaCl), τότε η σύνδεσή τους είναι ένα εξαιρετικό παράδειγμα ιονικού δεσμού. Δύο μη μέταλλα σχηματίζουν (HCl) και δύο άτομα μιας ουσίας, που συνδυάζονται σε ένα μόριο, σχηματίζουν ένα ομοιοπολικό μη πολικό (Cl2, O2). Οι παραπάνω τύποι χημικών δεσμών δεν είναι κατάλληλοι για ουσίες που αποτελούνται από μέταλλα - υπάρχουν μόνο

Ομοιοπολική αλληλεπίδραση

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, οι τύποι χημικών δεσμών έχουν καθοριστική επίδραση στις ουσίες. Έτσι, για παράδειγμα, μια ομοιοπολική "γέφυρα" είναι πολύ ασταθής, λόγω του οποίου οι συνδέσεις με αυτήν καταστρέφονται εύκολα από την παραμικρή εξωτερική επίδραση, για παράδειγμα, τη θέρμανση. Είναι αλήθεια, αυτό ισχύει μόνο μοριακές ουσίες... Το ίδιο που έχουν μη μοριακή δομή, πρακτικά άφθαρτο (ένα ιδανικό παράδειγμα είναι ένας κρύσταλλος διαμαντιών - μια ένωση ατόμων άνθρακα).

Ας επιστρέψουμε σε πολικό και μη πολικό. Με μη πολικό όλα είναι απλά - τα ηλεκτρόνια, μεταξύ των οποίων σχηματίζεται η "γέφυρα", βρίσκονται σε ίση απόσταση από τα άτομα. Αλλά στη δεύτερη περίπτωση, μετατοπίζονται σε ένα από τα στοιχεία. Ο νικητής στο "τράβηγμα" θα είναι η ουσία της οποίας η ηλεκτροαραγωγικότητα (η ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων) είναι υψηλότερη. Προσδιορίζεται σύμφωνα με ειδικούς πίνακες και όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά αυτής της τιμής για δύο στοιχεία, τόσο πιο πολική θα είναι η σχέση μεταξύ τους. Είναι αλήθεια ότι το μόνο πράγμα για το οποίο μπορεί να είναι χρήσιμη η γνώση της ηλεκτροπαραγωγικότητας των στοιχείων είναι ο ορισμός ενός κατιόντος (ένα θετικό φορτίο είναι μια ουσία στην οποία αυτή η τιμή θα είναι μικρότερη) και ένα ανιόν (ένα αρνητικό σωματίδιο με καλύτερη ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων).

Ιοντικός δεσμός

Δεν είναι όλοι οι τύποι χημικών δεσμών κατάλληλοι για ένωση μετάλλων και μη μετάλλων. Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, εάν η διαφορά στην ηλεκτροπαραγωγικότητα των στοιχείων είναι τεράστια (και αυτό ακριβώς συμβαίνει όταν βρίσκονται σε αντίθετα μέρη του πίνακα), σχηματίζεται μεταξύ τους ιοντικός δεσμός... Σε αυτήν την περίπτωση, τα ηλεκτρόνια σθένους μεταφέρουν από ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτροαναρτητικότητα σε ένα άτομο με ένα υψηλότερο, σχηματίζοντας ένα ανιόν και ένα κατιόν. Το πιο εντυπωσιακό παράδειγμα ενός τέτοιου δεσμού είναι η ένωση ενός αλογόνου και ενός μετάλλου, για παράδειγμα AlCl2 ή HF.

Μεταλλικός δεσμός

Είναι ακόμη πιο εύκολο με μέταλλα. Οι παραπάνω τύποι χημικών δεσμών είναι ξένοι για αυτούς, επειδή έχουν τους δικούς τους. Μπορεί να συνδέσει και τα δύο άτομα μιας ουσίας (Li 2) και διαφορετικά (AlCr 2), στην τελευταία περίπτωση, σχηματίζονται κράματα. Εάν μιλάμε για φυσικές ιδιότητες, τότε τα μέταλλα συνδυάζουν την πλαστικότητα και τη δύναμη, δηλαδή, δεν καταρρέουν με την παραμικρή πρόσκρουση, αλλά απλά αλλάζουν το σχήμα τους.

Διαμοριακός δεσμός

Παρεμπιπτόντως, υπάρχουν επίσης χημικοί δεσμοί στα μόρια. Ονομάζονται διαμοριακά. Ο πιο κοινός τύπος είναι δεσμός υδρογόνουστο οποίο ένα άτομο υδρογόνου δανείζεται ηλεκτρόνια από ένα στοιχείο με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα (για παράδειγμα από ένα μόριο νερού).

Προσοχή, μόνο ΣΗΜΕΡΑ!

Κατάσταση οξείδωσης

Σχετικά με την ορατότητα της υπό όρους χρέωσης

Κάθε δάσκαλος ξέρει πόσο σημαίνει το πρώτο έτος σπουδών χημείας. Θα είναι κατανοητό, ενδιαφέρον, σημαντικό στη ζωή και όταν επιλέγετε ένα επάγγελμα; Πολλά εξαρτώνται από την ικανότητα του δασκάλου να παρέχει προσβάσιμες και σαφείς απαντήσεις στις «απλές» ερωτήσεις των μαθητών.

Ένα από αυτά τα ερωτήματα είναι: "Από πού προέρχονται οι τύποι ουσιών;" - απαιτεί γνώση της έννοιας της «κατάστασης οξείδωσης».

Διατύπωση της έννοιας "κατάσταση οξείδωσης" ως "το υπό όρους φορτίο ατόμων χημικών στοιχείων σε μια ένωση, υπολογιζόμενη με βάση την υπόθεση ότι όλες οι ενώσεις (τόσο ιονικές όσο και ομοιοπολικά πολικές) αποτελούνται μόνο από ιόντα" (βλέπε: Gabrielyan O.S.Χημεία-8. Μ.: Bustard, 2002,
από. 61) είναι διαθέσιμο σε λίγους μαθητές που κατανοούν τη φύση του σχηματισμού ενός χημικού δεσμού μεταξύ ατόμων. Αυτός ο ορισμός είναι δύσκολος για τους περισσότερους να θυμούνται, πρέπει να είναι γεμάτος. Και για τι;

Ο ορισμός είναι ένα βήμα στη γνώση και γίνεται εργαλείο για εργασία όταν δεν απομνημονεύεται, αλλά θυμάται γιατί είναι κατανοητό.

Στην αρχή της μελέτης ενός νέου θέματος, είναι σημαντικό να απεικονίσουμε οπτικά αφηρημένες έννοιες, οι οποίες είναι ιδιαίτερα πολυάριθμες κατά τη διάρκεια της χημείας στην 8η τάξη. Αυτή είναι η προσέγγιση που θέλω να προτείνω και να διαμορφώσω την έννοια της «οξειδωτικής κατάστασης» πριν μελετήσουμε τις ποικιλίες των χημικών δεσμών και ως βάση για την κατανόηση του μηχανισμού του σχηματισμού της.

Από τα πρώτα μαθήματα, οι όγδοοι μαθητές μαθαίνουν να εφαρμόζουν περιοδικό σύστημα χημικά στοιχεία ως πίνακας αναφοράς για την κατάρτιση διαγραμμάτων της δομής των ατόμων και τον προσδιορισμό των ιδιοτήτων τους με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους. Καθώς αρχίζω να αναπτύσσω την έννοια της «οξειδωτικής κατάστασης», διδάσκω δύο μαθήματα.

Μάθημα 1.
Γιατί είναι άτομα μη μετάλλων
να συνδεθείτε μεταξύ τους;

Ας ονειρευτούμε. Πώς θα μοιάζει ο κόσμος εάν τα άτομα δεν ενώνονται, δεν θα υπάρχουν μόρια, κρύσταλλοι και μεγαλύτεροι σχηματισμοί; Η απάντηση είναι εντυπωσιακή: ο κόσμος θα ήταν αόρατος. Ο κόσμος των φυσικών σωμάτων, ζωντανός και άψυχος, απλά δεν θα υπήρχε!

Στη συνέχεια, συζητάμε αν όλα τα άτομα των χημικών στοιχείων συνδυάζονται. Υπάρχουν μεμονωμένα άτομα στη φύση; Αποδεικνύεται ότι υπάρχουν - αυτά είναι άτομα ευγενών (αδρανών) αερίων. Συγκρίνω ηλεκτρονική δομή άτομα ευγενών αερίων, ανακαλύπτουμε την ιδιαιτερότητα των ολοκληρωμένων και σταθερών επιπέδων εξωτερικής ενέργειας:

Η έκφραση "τα επίπεδα εξωτερικής ενέργειας είναι ολοκληρωμένα και σταθερά" σημαίνει ότι αυτά τα επίπεδα περιέχουν τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων (για ένα άτομο ηλίου - 2 μι, άτομα άλλων ευγενών αερίων - 8 μι).

Πώς να εξηγήσετε τη σταθερότητα του εξωτερικού επιπέδου οκτώ ηλεκτρονίων; Υπάρχουν οκτώ ομάδες στοιχείων στον περιοδικό πίνακα, που σημαίνει ότι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων σθένους είναι οκτώ. Τα άτομα ευγενών αερίων είναι μονό, επειδή έχουν τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Δεν σχηματίζουν μόρια όπως τα Cl 2 και P 4, ούτε κρυσταλλικά πλέγματαόπως γραφίτης και διαμάντι. Τότε μπορεί να υποτεθεί ότι τα άτομα των υπόλοιπων χημικών στοιχείων τείνουν να δέχονται το κέλυφος ενός ευγενούς αερίου - οκτώ ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας - συνδέοντας το ένα με το άλλο.

Ας δούμε αυτήν την υπόθεση χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου νερού (ο τύπος H2O είναι γνωστός στους μαθητές, καθώς και το γεγονός ότι το νερό είναι η κύρια ουσία του πλανήτη και της ζωής). Γιατί είναι ο τύπος νερού H 2 O;

Χρησιμοποιώντας ατομικά διαγράμματα, οι μαθητές καταλαβαίνουν γιατί είναι ωφέλιμο να συνδυαστούν δύο άτομα Η και ένα άτομο Ο σε ένα μόριο. Ως αποτέλεσμα της μετατόπισης μεμονωμένων ηλεκτρονίων από δύο άτομα υδρογόνου, οκτώ ηλεκτρόνια τοποθετούνται στο άτομο οξυγόνου στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Οι μαθητές προτείνουν διαφορετικοί τρόποι αμοιβαία ρύθμιση των ατόμων. Επιλέγουμε μια συμμετρική επιλογή, τονίζοντας ότι η φύση ζει σύμφωνα με τους νόμους της ομορφιάς και της αρμονίας:

Ο συνδυασμός των ατόμων οδηγεί στην απώλεια της ηλεκτρότητάς τους, αν και το μόριο στο σύνολό του είναι ηλεκτρικά ουδέτερο:

Η προκύπτουσα χρέωση ορίζεται ως υπό όρους, επειδή είναι «κρυμμένο» μέσα σε ένα ηλεκτρικά ουδέτερο μόριο.

Διαμορφώνουμε την έννοια της «ηλεκτροπαραγωγικότητας»: το άτομο οξυγόνου έχει αρνητικό όρο -2 υπό όρους, επειδή εκτόπισε δύο ηλεκτρόνια από άτομα υδρογόνου προς αυτόν. Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο.

Γράφουμε: electronegativity (EO) - η ιδιότητα των ατόμων να αντικαθιστούν τα ηλεκτρόνια σθένους από άλλα άτομα στον εαυτό τους. Συνεργαζόμαστε με μια σειρά ηλεκτροπαραγωγών μη μετάλλων. Χρησιμοποιώντας το περιοδικό σύστημα, εξηγούμε τη μεγαλύτερη ηλεκτροαρνητικότητα του φθορίου.

Συνδυάζοντας όλα τα παραπάνω, διατυπώνουμε και γράφουμε τον ορισμό της κατάστασης οξείδωσης.

Η κατάσταση οξείδωσης είναι το υπό όρους φορτίο ατόμων σε μια ένωση, ίσο με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μετατοπίζονται προς τα άτομα με μεγαλύτερη ηλεκτροαραγωγικότητα.

Ο όρος «οξείδωση» μπορεί επίσης να εξηγηθεί ως η επιστροφή των ηλεκτρονίων στα άτομα ενός πιο ηλεκτροαρνητικού στοιχείου, τονίζοντας ότι όταν συνδυάζονται άτομα διαφορετικών μη μετάλλων, συμβαίνει συχνά μια μετατόπιση των ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό μη μέταλλο. Επομένως, η ηλεκτροπαραγωγικότητα είναι μια ιδιότητα ατόμων μη μετάλλων, η οποία αντικατοπτρίζεται στον τίτλο "Η σειρά της ηλεκτροαραγωγικότητας των μη μετάλλων".

Σύμφωνα με το νόμο της σταθερότητας σύνθεση ουσιών, που ανακαλύφθηκε από τον Γάλλο επιστήμονα Joseph Louis Proust το 1799-1806, κάθε χημικά καθαρή ουσία, ανεξάρτητα από τη θέση και τη μέθοδο παραγωγής της, έχει την ίδια σταθερή σύνθεση. Αυτό σημαίνει ότι αν υπάρχει νερό στον Άρη, τότε θα είναι το ίδιο "ash-two-o"!

Ως ενοποίηση του υλικού, ελέγχουμε την «ορθότητα» του τύπου διοξειδίου του άνθρακα, καταρτίζοντας ένα σχήμα για το σχηματισμό ενός μορίου CO 2:

Συνδέονται άτομα με διαφορετική ηλεκτροαρνητικότητα: άνθρακας (EO \u003d 2,5) και οξυγόνο (EO \u003d 3,5). Ηλεκτρόνια σθένους (4 μι) του ατόμου άνθρακα μετατοπίζονται σε δύο άτομα οξυγόνου (2 μι - σε ένα άτομο O και 2 μι- σε άλλο άτομο O). Επομένως, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι +4 και η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι -2.

Η σύνδεση, τα άτομα ολοκληρώνονται, καθιστούν το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας σταθερό (συμπληρώστε το έως και 8 μι). Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο τα άτομα όλων των στοιχείων, εκτός από τα ευγενή αέρια, συνδυάζονται μεταξύ τους. Τα άτομα ευγενών αερίων είναι ενιαία, οι τύποι τους γράφονται με το σύμβολο χημικό στοιχείο: Όχι, Ne, Ar κ.λπ.

Η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων ευγενών αερίων, όπως όλα τα άτομα σε ελεύθερη κατάσταση, είναι μηδενική:

Αυτό είναι κατανοητό, δεδομένου ότι τα άτομα είναι ηλεκτρικά ουδέτερα.

Η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων σε μόρια απλών ουσιών είναι επίσης μηδενική:

Όταν συνδέονται άτομα ενός στοιχείου, δεν συμβαίνει μετατόπιση ηλεκτρονίων, διότι η ηλεκτροπαραγωγικότητά τους είναι η ίδια.

Χρησιμοποιώ το παράδοξο: πώς τα μη μεταλλικά άτομα στα διατομικά μόρια των αερίων, για παράδειγμα, το χλώριο, συμπληρώνουν το εξωτερικό τους επίπεδο ενέργειας σε οκτώ ηλεκτρόνια; Ας παρουσιάσουμε σχηματικά την ερώτηση ως εξής:

Μετατοπίσεις ηλεκτρονίων σθένους ( μι) δεν συμβαίνει, γιατί Η ηλεκτροπαραγωγική ικανότητα και των δύο ατόμων χλωρίου είναι η ίδια.

Αυτή η ερώτηση μπερδεύει τους μαθητές.

Ως υπόδειξη, προτείνεται να εξεταστεί ένα απλούστερο παράδειγμα - ο σχηματισμός ενός διατομικού μορίου υδρογόνου.

Οι μαθητές καταλαβαίνουν γρήγορα ότι επειδή η μετατόπιση ηλεκτρονίων είναι αδύνατη, τα άτομα μπορούν να συνδυάσουν τα ηλεκτρόνια τους. Το σχήμα μιας τέτοιας διαδικασίας έχει ως εξής:

Τα ηλεκτρόνια σθένους καθίστανται κοινά, συνδέοντας τα άτομα σε ένα μόριο, ενώ το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας και των δύο ατόμων υδρογόνου γίνεται πλήρες.

Προτείνω να απεικονίσω τα ηλεκτρόνια σθένους με τελείες. Τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων θα πρέπει να βρίσκεται στον άξονα συμμετρίας μεταξύ των ατόμων, αφού όταν άτομα ενός χημικού στοιχείου ενώνονται, δεν συμβαίνει μετατόπιση ηλεκτρονίων. Επομένως, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων υδρογόνου σε ένα μόριο είναι μηδέν:

Αυτό θέτει τα θεμέλια για περαιτέρω μελέτη του ομοιοπολικού δεσμού.

Επιστρέφουμε στο σχηματισμό ενός διατομικού μορίου χλωρίου. Μερικοί από τους μαθητές υποθέτουν ότι προτείνουν το ακόλουθο σχήμα για το συνδυασμό ατόμων χλωρίου σε ένα μόριο:

Εφιστώ την προσοχή των μαθητών ότι μόνο τα ζεύγη ηλεκτρόνια σθένους σχηματίζουν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων που συνδέουν άτομα χλωρίου σε ένα μόριο.

Έτσι οι μαθητές μπορούν να κάνουν τις ανακαλύψεις τους, η χαρά των οποίων δεν θυμάται μόνο για μεγάλο χρονικό διάστημα, αλλά επίσης αναπτύσσει τη δημιουργικότητα, την προσωπικότητα στο σύνολό της.

Στο σπίτι, οι μαθητές λαμβάνουν το καθήκον: να απεικονίσουν τα σχήματα του σχηματισμού κοινών ζευγών ηλεκτρονίων στα μόρια του φθορίου F2, του υδροχλωρίου HCl, του οξυγόνου O2 και να προσδιορίσουν την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων σε αυτά.

Στην εργασία σας, πρέπει να είστε σε θέση να απομακρυνθείτε από το πρότυπο. Έτσι, όταν καταρτίζουν ένα σχήμα για το σχηματισμό ενός μορίου οξυγόνου, οι μαθητές πρέπει να απεικονίσουν όχι ένα, αλλά δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων στον άξονα συμμετρίας μεταξύ ατόμων:

Στο σχήμα για το σχηματισμό ενός μορίου υδροχλωρίου, θα πρέπει να δείξει τη μετατόπιση ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο χλωρίου:

Στην ένωση HCl, οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων είναι: Н - +1 και Cl - –1.

Έτσι, ο ορισμός της κατάστασης οξείδωσης ως ένα υπό όρους φορτίο ατόμων σε ένα μόριο, ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μετατοπίζονται στα άτομα με μεγαλύτερη ηλεκτροαναρτητικότητα, καθιστά δυνατή όχι μόνο τη διατύπωση αυτής της έννοιας με σαφήνεια και ευκολία, αλλά και για να γίνει η βάση για την κατανόηση της φύσης των χημικών δεσμών.

Δουλεύοντας σύμφωνα με την αρχή «πρώτα να καταλάβετε και μετά να θυμάστε», εφαρμόζοντας την τεχνική του παράδοξου και δημιουργώντας προβληματικές καταστάσεις στην τάξη, μπορείτε να έχετε όχι μόνο καλά μαθησιακά αποτελέσματα, αλλά και να κατανοήσετε ακόμη και τις πιο περίπλοκες αφηρημένες έννοιες και ορισμούς.

Μάθημα 2.
Σύνδεση μεταλλικών ατόμων
με μη μέταλλα

Οταν έλεγχος της εργασίας στο σπίτι Καλώ τους μαθητές να συγκρίνουν δύο εκδοχές μιας οπτικής αναπαράστασης του συνδυασμού ατόμων σε ένα μόριο.

Επιλογές εικόνας μοριακού σχηματισμού

ΕΛΛΗΝΙΚΑ ΠΡΟΣΦΟΡΑ F 2

Επιλογή 1.

Συνδέονται άτομα ενός χημικού στοιχείου.

Η ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων είναι η ίδια.

Δεν υπάρχει μετατόπιση ηλεκτρονίων σθένους.

Το πώς σχηματίζεται το μόριο φθορίου F 2 δεν είναι σαφές.

Επιλογή 2.
Σύζευξη ηλεκτρονίων σθένους ίδιου ατόμου

Αντιπροσωπεύουμε τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων φθορίου με τελείες:

Χωρίς ζεύγη Τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων φθορίου σχημάτισαν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, που απεικονίζεται στο διάγραμμα του μορίου στον άξονα συμμετρίας. Επειδή δεν υπάρχει μετατόπιση των ηλεκτρονίων σθένους, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων φθορίου στο μόριο F2 είναι μηδέν.

Το αποτέλεσμα του συνδυασμού ατόμων φθορίου σε ένα μόριο χρησιμοποιώντας ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ήταν το πλήρες εξωτερικό επίπεδο οκτώ-ηλεκτρονίων και των δύο ατόμων φθορίου.

Ο σχηματισμός του μορίου οξυγόνου 02 θεωρείται με παρόμοιο τρόπο.

ΕΛΛΗΝΙΚΑ 1 και 2 o 2

Επιλογή 1.
Χρήση ατομικών διαγραμμάτων

Επιλογή 2.
Σύζευξη ηλεκτρονίων σθένους ίδιου ατόμου

ΗΟΙ

Επιλογή 1.
Χρήση ατομικών διαγραμμάτων

Το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο χλωρίου έχει μετατοπίσει ένα ηλεκτρόνιο σθένους από το άτομο υδρογόνου. Στα άτομα, προέκυψαν υπό όρους φορτία: η κατάσταση οξείδωσης του ατόμου υδρογόνου είναι +1, η κατάσταση οξείδωσης του ατόμου χλωρίου είναι –1.

Ως αποτέλεσμα του συνδυασμού ατόμων στο μόριο HCl, το άτομο υδρογόνου «έχασε» (σύμφωνα με το σχήμα) το ηλεκτρόνιο σθένους του και το άτομο χλωρίου επέκτεινε το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας σε οκτώ ηλεκτρόνια.

Επιλογή 2.
Ζεύξη ηλεκτρονίων σθένους διαφορετικά άτομα

Τα μη ζεύγη ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων υδρογόνου και χλωρίου σχηματίζουν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, μετατοπισμένα προς το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο χλωρίου. Ως αποτέλεσμα, σχηματίστηκαν υπό όρους φορτία στα άτομα: η κατάσταση οξείδωσης του ατόμου υδρογόνου είναι +1, η κατάσταση οξείδωσης του ατόμου χλωρίου είναι -1.

Όταν τα άτομα συνδυάζονται σε ένα μόριο με τη βοήθεια ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, τα επίπεδα της εξωτερικής τους ενέργειας γίνονται πλήρη. Για ένα άτομο υδρογόνου, το εξωτερικό επίπεδο γίνεται δύο ηλεκτρονίων, αλλά μετατοπίζεται προς το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο χλωρίου και για ένα άτομο χλωρίου, ένα σταθερό επίπεδο οκτώ ηλεκτρονίων.

Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα το τελευταίο παράδειγμα - τον σχηματισμό του μορίου HCl. Ποιο σχήμα είναι πιο ακριβές και γιατί; Οι μαθητές παρατηρούν μια σημαντική διαφορά. Η χρήση ατομικών σχημάτων στο σχηματισμό ενός HCl μορίου περιλαμβάνει τη μετατόπιση του σθένους ηλεκτρονίου από το άτομο υδρογόνου στο περισσότερο ηλεκτρογανητικό άτομο χλωρίου.

Επιτρέψτε μου να σας υπενθυμίσω ότι η ηλεκτροπαραγωγικότητα (η ιδιότητα των ατόμων να αντικαθιστούν τα ηλεκτρόνια σθένους από άλλα άτομα) είναι εγγενή σε όλα τα στοιχεία σε διαφορετικούς βαθμούς.

Οι μαθητές καταλήγουν στο συμπέρασμα ότι η χρήση ατομικών διαγραμμάτων στο σχηματισμό HCl δεν παρέχει την ευκαιρία να δείξει τη μετατόπιση των ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο. Η διάστικτη αναπαράσταση των ηλεκτρονίων σθένους εξηγεί με μεγαλύτερη ακρίβεια τον σχηματισμό του μορίου υδροχλωρίου. Όταν τα άτομα Η και Cl συνδέονται, το ηλεκτρόνιο σθένους του ατόμου υδρογόνου μετατοπίζεται (στο διάγραμμα - απόκλιση από τον άξονα συμμετρίας) στο περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο χλωρίου. Κατά συνέπεια, και τα δύο άτομα αποκτούν μια συγκεκριμένη κατάσταση οξείδωσης. Τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια σθένους όχι μόνο σχημάτισαν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων που συνέδεαν τα άτομα σε ένα μόριο, αλλά επίσης ολοκλήρωσαν τα εξωτερικά επίπεδα ενέργειας και των δύο ατόμων. Τα σχήματα για το σχηματισμό μορίων F2 και 02 από άτομα είναι επίσης πιο κατανοητά όταν τα ηλεκτρόνια σθένους απεικονίζονται με τελείες.

Ακολουθώντας το παράδειγμα του προηγούμενου μαθήματος με το κύριο ερώτημα "Από πού προέρχονται οι τύποι ουσιών;" Οι μαθητές καλούνται να απαντήσουν στην ερώτηση: "Γιατί το χλωριούχο νάτριο έχει τον τύπο NaCl;"

ΧΛΩΡΙΔΑΝΑΤΡΙΟ NaCl

Οι μαθητές κάνουν το ακόλουθο διάγραμμα:

Λέμε: το νάτριο είναι ένα στοιχείο της υποομάδας Ia, έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους, επομένως, είναι ένα μέταλλο. το χλώριο είναι ένα στοιχείο της υποομάδας VIIa, έχει επτά ηλεκτρόνια σθένους, επομένως, είναι ένα μη μέταλλο. σε χλωριούχο νάτριο, το ηλεκτρόνιο σθένους του ατόμου νατρίου θα προκαλεί πόλωση προς το άτομο χλωρίου.

Ρωτώ τα παιδιά: είναι σωστά όλα σε αυτό το σχήμα; Ποιο είναι το αποτέλεσμα του συνδυασμού ατόμων νατρίου και χλωρίου για το σχηματισμό του μορίου NaCl;

Οι μαθητές απαντούν: το αποτέλεσμα του συνδυασμού ατόμων στο μόριο NaCl ήταν ο σχηματισμός ενός σταθερού εξωτερικού επιπέδου οκτώ ηλεκτρονίων του ατόμου χλωρίου και ενός εξωτερικού επιπέδου δύο ηλεκτρονίων του ατόμου νατρίου. Το παράδοξο: δύο ηλεκτρόνια σθένους στο εξωτερικό τρίτο επίπεδο ενέργειας δεν χρειάζονται άτομο νατρίου! (Δουλεύουμε με το διάγραμμα του ατόμου νατρίου.)

Αυτό σημαίνει ότι είναι "μη κερδοφόρο" για το άτομο νατρίου να συνδυαστεί με το άτομο χλωρίου και η ένωση NaCl δεν πρέπει να είναι στη φύση. Ωστόσο, οι μαθητές γνωρίζουν από μαθήματα γεωγραφίας και βιολογίας για τον επιπολασμό του επιτραπέζιου αλατιού στον πλανήτη και τον ρόλο του στη ζωή των ζωντανών οργανισμών.

Πώς μπορείτε να βρείτε μια διέξοδο από αυτήν την παράδοξη κατάσταση;

Συνεργαζόμαστε με τα διαγράμματα ατόμων νατρίου και χλωρίου και οι μαθητές υποθέτουν ότι είναι ωφέλιμο το άτομο νατρίου να μην μετατοπιστεί, αλλά να δώσει το ηλεκτρόνιο σθένους του στο άτομο χλωρίου. Στη συνέχεια, το άτομο νατρίου θα έχει ολοκληρώσει το δεύτερο επίπεδο εξωτερικής - προ-εξωτερικής - ενέργειας. Για ένα άτομο χλωρίου, το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας θα γίνει επίσης οκτώ ηλεκτρονίων:

Καταλήγουμε στο συμπέρασμα: είναι πλεονεκτικό για τα μεταλλικά άτομα που έχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους να δωρίσουν και να μην μετατοπίσουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους σε μη μεταλλικά άτομα. Κατά συνέπεια, τα μεταλλικά άτομα δεν έχουν ηλεκτροαραγωγικότητα.

Προτείνω να εισαγάγω το «σημάδι σύλληψης» ενός ξένου σθένους ηλεκτρονίου από ένα μη μεταλλικό άτομο - ένα τετράγωνο βραχίονα.

Όταν απεικονίζετε ηλεκτρόνια σθένους με τελείες, το διάγραμμα σύνδεσης μεταλλικών και μη μεταλλικών ατόμων θα μοιάζει με αυτό:

Εφιστώ την προσοχή των μαθητών ότι όταν ένα ηλεκτρόνιο σθένους μεταφέρεται από ένα άτομο μετάλλου (νατρίου) σε ένα μη μέταλλο (χλώριο) άτομο, τα άτομα μετατρέπονται σε ιόντα.

Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια στα οποία μετατρέπονται τα άτομα ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ή της προσάρτησης των ηλεκτρονίων.

Τα σημεία και οι τιμές των φορτίων ιόντων και των καταστάσεων οξείδωσης συμπίπτουν και η διαφορά στο σχεδιασμό είναι η εξής:

1 –1
Na, Cl - για καταστάσεις οξείδωσης,

Na +, Cl - - για φορτία ιόντων.

C u a l c a l c a f 2

Το ασβέστιο είναι ένα στοιχείο της υποομάδας IIa, έχει δύο ηλεκτρόνια σθένους, είναι ένα μέταλλο. Το άτομο ασβεστίου δωρίζει τα ηλεκτρόνια σθένους στο άτομο φθορίου - ένα μη μέταλλο, το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο.

Στο σχήμα, τακτοποιούμε τα ζεύγη ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων έτσι ώστε να "βλέπουν" το ένα το άλλο και να σχηματίζονται ηλεκτρονικά ζεύγη:

Η δέσμευση ατόμων ασβεστίου και φθορίου στο σχηματισμό CaF2 είναι ενεργητικά ευνοϊκή. Ως αποτέλεσμα, το επίπεδο ενέργειας και των δύο ατόμων γίνεται οκτώ ηλεκτρονίων: για το φθόριο, αυτό είναι το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, και για το ασβέστιο, είναι το προ-εξωτερικό. Σχηματική αναπαράσταση της μεταφοράς ηλεκτρονίων σε άτομα (χρήσιμη στη μελέτη των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής):

Εφιστώ την προσοχή των μαθητών ότι, όπως η έλξη αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων στον θετικά φορτισμένο πυρήνα ενός ατόμου, τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα συγκρατούνται από τη δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης.

Οι ιονικές ενώσεις είναι στερεά με υψηλό σημείο τήξεως. Οι μαθητές γνωρίζουν από τη ζωή: είναι δυνατόν να αναφλεγεί το επιτραπέζιο αλάτι για αρκετές ώρες χωρίς αποτέλεσμα. Η θερμοκρασία φλόγας του καυστήρα αερίου (~ 500 ° C) δεν είναι αρκετή για να λιώσει το αλάτι
(τ pl (NaCl) \u003d 800 ° C). Από αυτό καταλήγουμε στο συμπέρασμα: ο δεσμός μεταξύ φορτισμένων σωματιδίων (ιόντα) - ιοντικός δεσμός - είναι πολύ ισχυρός.

Συνοψίζοντας: όταν τα άτομα ενός μετάλλου (Μ) συνδυάζονται με άτομα ενός μη μετάλλου (He), δεν υπάρχει μετατόπιση, αλλά η επιστροφή των ηλεκτρονίων σθένους από τα άτομα του μετάλλου στα άτομα του μη μετάλλου.

Σε αυτήν την περίπτωση, τα ηλεκτρικά ουδέτερα άτομα μετατρέπονται σε φορτισμένα σωματίδια - ιόντα, το φορτίο των οποίων συμπίπτει με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δωρίστηκαν (για ένα μέταλλο) και προσαρτημένα (για ένα μη μέταλλο).

Έτσι, στο πρώτο από τα δύο μαθήματα, διαμορφώνεται η έννοια της «κατάστασης οξείδωσης» και στο δεύτερο εξηγείται ο σχηματισμός μιας ιοντικής ένωσης. Οι νέες έννοιες θα χρησιμεύσουν ως καλή βάση για περαιτέρω μελέτη του θεωρητικού υλικού, συγκεκριμένα: μηχανισμοί σχηματισμού χημικών δεσμών, εξάρτηση των ιδιοτήτων των ουσιών από τη σύνθεση και τη δομή τους, εξέταση των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής.

Συμπερασματικά, θέλω να συγκρίνω δύο μεθοδολογικές τεχνικές: τη λήψη ενός παράδοξου και τη λήψη δημιουργικών προβληματικών καταστάσεων στην τάξη.

Μια παράδοξη κατάσταση δημιουργείται λογικά κατά τη διάρκεια της μελέτης νέου υλικού. Το κύριο πλεονέκτημά του είναι τα έντονα συναισθήματα, η έκπληξη των μαθητών. Η έκπληξη είναι μια ισχυρή ώθηση στη σκέψη γενικά. Ενεργοποιεί ακούσια την προσοχή, ενεργοποιεί τη σκέψη, σας κάνει να εξερευνήσετε και να βρείτε τρόπους για να επιλύσετε το πρόβλημα.

Οι συνάδελφοι πιθανότατα θα αντιταχθούν: η δημιουργία προβληματικής κατάστασης στην τάξη οδηγεί στο ίδιο πράγμα. Οδηγεί, αλλά όχι πάντα! Κατά κανόνα, η προβληματική ερώτηση διατυπώνεται από τον δάσκαλο πριν μάθει νέο υλικό και δεν ενθαρρύνει όλους τους μαθητές να εργαστούν. Πολλοί άνθρωποι δεν καταλαβαίνουν από πού προήλθε αυτό το πρόβλημα και γιατί, στην πραγματικότητα, χρειάζεται λύση. Η λήψη ενός παράδοξου δημιουργείται κατά τη διάρκεια της μελέτης νέου υλικού, ενθαρρύνει τους μαθητές να διατυπώσουν οι ίδιοι το πρόβλημα και, συνεπώς, να κατανοήσουν την προέλευση της εμφάνισής του και την ανάγκη για λύση.

Τολμώ να πω ότι το παράδοξο είναι ο πιο επιτυχημένος τρόπος αναζωογόνησης των μαθητών στην τάξη, ανάπτυξης των ερευνητικών δεξιοτήτων και της δημιουργικότητάς τους.