У відповідності з основним принципом, що матерія завжди прагне зайняти енергетично найбільш вигідний стан, окремі атоми мають більш-менш виражену тенденцію створювати атомну з'єднання. Різниця енергії окремого атома ЕA і атома в з'єднанні твердого тіла, зокрема в кристалі, ЄК називається енергією зв'язку EВ. Ця енергія зв'язку EВ \u003d EА-ЄК дорівнює енергії, що витрачається на звільнення окремого атома з його сполуки. Вона залежить від відповідного виду зв'язку, завдяки якій створюється атомне з'єднання.
Нам під силу, забезпечують зчеплення кристала, мова йде про тяжінні між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими атомними ядрами. Ці сили тяжіння утворюються з прагнення атомів досягти насичення квантових станів у відповідній зовнішній оболонці, тобто прийняти конфігурацію інертного газу. На 2-й, 3-й, 4-й оболонці це буває в разі повністю зайнятих s- і р-станів (s2 і Р6), тобто при занятті цієї відповідно зовнішньої оболонки вісьмома електронами.
Силам тяжіння протистоять сили відштовхування між однойменними зарядами ядер і між електронами. З рівноваги сил тяжіння і сил відштовхування створюється відстань між атомами в кристалічній з'єднанні, певне квантовими станами зовнішніх електронів і видом зв'язку (рис. 5.6.1). Для відстані r0 сили тяжіння і відштовхування компенсуються (зрівнюються). Кристалічне з'єднання знаходиться в рівновазі.

Таким чином, можна зрозуміти, що структура зовнішніх електронних оболонок веде до різних видів зв'язку між окремими атомами. Видом зв'язку обумовлюються характерні властивості атомного з'єднання. Якщо тут і потрібно приділити найбільшу увагу металевої зв'язку, то для розуміння структури і властивостей твердих тіл слід розглянути і інші її види. Залежно від величини енергії зв'язку розрізняють такі її види (рис. 5.6.2):
1. Зв'язок Ван-дер-Ваальса (див. Рис. 5.6.2, а).
Цей вид зв'язку є у твердих інертних газів і молекулярних кристалів. Він має дуже низьку енергію зв'язку. Так як інертні гази мають повні (зайняті) квантові стану на зовнішній оболонці, то прагнення таких атомів об'єднатися в міцне з'єднання можна пояснити тим, що розподіл зарядів не є симетричним сферически, а має ді-польний момент. Позитивні і негативні полюси обумовлюють слабкі з'єднання (зчеплення) цих твердих тіл, які кристалізуються з самої щільною упаковкою куль-атомів.
2. металева зв'язок (Див. Рис. 5.6.2, б).
В металах є порівняно тонка заповнена зовнішня електронна оболонка. Зовнішні електрони атомів віддаються і більше не належать певним атомам. У деяких металів, наприклад у Fe і В, на ближніх внутрішніх електронних оболонках в повному обсязі зайняті квантові стану сприяють зв'язку. Іонні каркаси металів "плавають" в електронному газі, який діє в якості "зчіпки". Завдяки вільно переміщається електронам створюється хороша електрична провідність. Так як всі атоми в металах займають рівноцінні положення, при дії зовнішніх сил атоми можуть зміщуватися відносно один одного, причому вони по сусідству завжди знаходять рівноцінні місця. Цим можна пояснити гарну пластичність металів. Одночасно з характеру зв'язку виникає схильність металів до найщільнішою упаковці куль-атомів.
3. гомеополярной (ковалентний) зв'язок (див. Рис. 5.6.2, в).
Тут мова йде про валентного зв'язку. За допомогою спрямованих валентних сил однорідні атоми зчіплюються. Енергія зв'язку при цьому порівняно велика. У прагненні до заповненої зовнішній оболонці атоми з'єднуються так, що відсутні електрони заміщуються таким чином, що два або кілька електронів відносяться одночасно до двох або кількох атомів. Хлор з сімома електронами, наприклад, має незайняте енергетичний стан у зовнішній оболонці. Завдяки поєднанню двох атомів хлору ці два електрона діляться так, що в молекулі Cl2 для кожного атома є повністю зайнята оболонка. Через це в молекулі окремого атома знижується енергія.
Якщо два електрона для повного заміщення енергетичного стану відсутні на зовнішній оболонці, то ковалентний зв'язок трьох атомів стабільна, наприклад у сурми Sb3. У вуглецю на зовнішній оболонці відсутні чотири електрона, так що атом вуглецю з чотирма найближчими сусідами ділить відсутні електрони. Таким чином, в алмазі конфігурація п'яти атомів стабільна. Число найближчих сусідів, тобто координаційне число, обчислюється таким чином з 8-N, причому N є число електронів в зовнішній оболонці. Таким чином, ковалентний зв'язок можливий тільки у елементів з N ≤ 4. При N ≥ 4 число електронів для цього виду зчеплення недостатньо. Кристали з ковалентним зв'язком дуже тверді (алмаз) і виявляють в чистому вигляді дуже незначну провідність.
4. іонні (іонна) зв'язок (див. Рис. 5.6.2, г).

Цей вид зв'язку має дуже високою енергією. З цього типу поєднуються елементи з майже повністю зайнятими зовнішніми електронними оболонками з елементами з майже незайнятими зовнішніми оболонками. Для освіти закритих оболонок один елемент віддає електрон, інший елемент приймає їх.
Так, кристал NaCl утворюється завдяки тому, що Na віддає свій електрон на зовнішній оболонці, а Cl, у якого відсутня електрон, приймає його. Завдяки цьому Na + з позитивним надлишком заряду стає катіоном, Cl- з негативним зарядом - аніоном. Зв'язок через електростатичне взаємодія протилежно заряджених іонів. В іонному кристалі іони розташовуються так, що кулоновское тяжіння різнойменних зарядів сильніше, ніж кулоновское відштовхування однакових іонів. Характерними кристалічними структурами для іонних кристалів є структури хлориду натрію і хлориду цезію. Так як при деформації зв'язку повинні порушуватися, то ці кристали, як і ковалентні, є твердими і тендітними. тверді тіла з іонним зв'язком мають велектролітичні провідність.
В металах поряд з металевим зчепленням існують також іонна і ковалентная зв'язку. Ці види зв'язку виявляються переважно в интерметаллических фазах. При цьому ці види зв'язку в більшості випадків зустрічаються не а чистому стані, а в змішаних формах. интерметаллические; фази на противагу чисто металевим є дуже твердими, крихкими і зберігають свої властивості міцності до високої температури. Таким чином, интерметаллические фази придатні для того, щоб робити метали твердими, зносо- і теплостійкими.
Важливими формами интерметаллических фаз є карбіди.
Додатково до розглянутим видам зв'язку потрібно назвати ще водневу бруківку зв'язок. Цей зв'язок має в основному іонний характер. Атом водню втрачає свій електрон і, осідаючи, створює міст між сильно негативними атомами, як, наприклад, F, N і О.

§1. Як електрони "кували" ковалентний зв'язок

Молекули складаються з атомів, з'єднаних між собою.
але як з'єднаних - зчеплених, склеєних, скутих одним ланцюгом? І хто той слюсар, столяр або коваль, який з'єднує воєдино атоми?
Ви вже знаєте, що в давнину вважалося в порядку речей, що атоми з'єднуються гачками. Звідси недалеко і до ґудзиків з петельками.
Якщо відкинути жарти, доведеться визнати, що питання насправді непростий: адже оболонка кожного з з'єднуються в молекулу атомів складається з електронів, заряджених однаково по знаку, тому при спробі зблизити електронні хмари неминуче буде виникати сильне відштовхування.
Але атоми все-таки з'єднуються! Причому - за допомогою тих самих електронів, які, здавалося б, тільки протидіють з'єднанню.

Ось як це відбувається ...
Згадаймо, що електрони в атомі ми позначали по-різному - стрілкою, спрямованої вгору, і стрілкою, спрямованої вниз:

І ↓

і розташовуватися між ядрами двох атомів. Обидва позитивно заряджених ядра атомів будуть притягатися до негативної електронної парі, - а значить, і один до одного:

Так утворюється з двох окремих атомів найпростіша двухатомная молекула. Наприклад, з двох атомів водню Н виходить молекула H 2:

Залишається зовсім небагато: зрозуміти, чому це раптом двом електронам заманулося об'єднатися в пару?

У давньогрецьких філософів на це питання була однозначна відповідь. Вони вважали, що, подіями в світі атомів правлять, як і у людей, два почуття - кохання і ворожнеча.
Значить, взаємне відштовхування - це ворожнеча, А поєднання двох атомів - це дружба, кохання і врешті-решт, щасливий шлюб.

Наївні уявлення давнини в наші дні доводиться підкріплювати якимись речовими, фізичними поясненнями. Але не будемо ж ми припускати, що два електрона - дві стрілочки - чіпляються один за одного своїм оперенням? Справа зовсім в іншому!

Кожен електрон, крім електричного заряду, володіє магнітним моментом і поводиться, як мікроскопічний магніт. Два електрона з різноспрямованими стрілками - це два таких мікромагніти з протилежно орієнтованими полюсами. Ось вони і притягуються один до одного:

Так чи інакше, пара електронів утворюється. Але щоб це сталося, треба, щоб атоми зблизилися між собою, а їх електронні хмари частково поєдналися. Хіміки називають цю ситуацію в атомному "господарстві" перекриванням атомних орбіталей.

Візьмемо той же приклад утворення молекули водню з атомів. Дві сферичні (кулясті) орбіталі, два електронних хмари перекриваються і входять одне в інше, ось так:

При цьому утворюється ковалентний зв'язок.

Ковалентного називають таку хімічну зв'язок, яка утворюється за допомогою пари електронів.

Якщо перевести нашу картинку на мову квантових осередків, то це буде виглядати так:

Хіміки кажуть, що хімічний зв'язок в цьому випадку утворилася по обмінним(Інакше - по "рівноцінного") механізму".

Точно така ж молекула водню може утворитися і по-іншому, якщо взаємодіяти між собою будуть катіон водню Н + (У нього немає жодного електрона, а тільки порожня атомна орбіталь) і аніон водню Н -, у якого є пара електронів:

H + + H - \u003d H 2

На енергетичної діаграмі це виглядає так.

Хімія - дивовижна і, зізнатися, заплутана наука. Чомусь асоціюється вона з яскравими експериментами, різнокольоровими пробірками, густими хмарами пара. Але мало хто замислюється про те, звідки ж береться це «диво». Насправді жодна реакція не проходить без утворення сполук між атомами реагентів. Більш того, ці «перемички» іноді зустрічаються і в простих елементах. Вони впливають на здатність речовин вступати в реакції і пояснюють деякі їх фізичні властивості.

Які ж бувають види хімічних зв'язків і як вони впливають на з'єднання?

теорія

Починати треба з самого простого. Хімічна зв'язок - це взаємодія, при якому атоми речовин з'єднуються і утворюють більш складні речовини. Помилково вважати, що це властиво тільки з'єднанням на зразок солей, кислот і підстав - навіть прості речовини, молекули яких складаються з двох атомів, мають ці «перемички», якщо так можна умовно назвати зв'язок. До речі, важливо запам'ятати, що об'єднатися можуть тільки атоми, які мають різні заряди (це основи фізики: однаково заряджені частинки відштовхуються, а протилежні - притягуються), так що в складних речовинах завжди знайдеться катіон (іон з позитивним зарядом) і аніон (негативна частка), а саме з'єднання завжди буде нейтральним.

Тепер спробуємо розібратися в тому, як відбувається утворення хімічного зв'язку.

механізм утворення

У будь-якої речовини є певна кількість електронів, розподілених по енергетичним верствам. Самим уразливим вважається зовнішній шар, на якому зазвичай знаходиться найменша кількість цих частинок. Дізнатися їх число можна, подивившись на номер групи (рядок з цифрами від одного до восьми в верхній частині таблиці Менделєєва), в якій знаходиться хімічний елемент, а кількість енергетичних шарів дорівнює номеру періоду (від одного до семи, вертикальна рядок зліва від елементів).

В ідеалі на зовнішньому енергетичному шарі знаходяться вісім електронів. Якщо ж їх не вистачає, атом намагається перетягнути їх у іншої частинки. Саме в процесі відбору необхідних для завершення зовнішнього енергетичного шару електронів утворюються хімічні зв'язки речовин. Їх число може варіюватися і залежить від кількості валентних, або неспарених, часток (щоб дізнатися, скільки їх в атомі, потрібно скласти його електронну формулу). Число електронів, які не мають пару, буде дорівнює кількості утворилися зв'язків.

Трохи докладніше про типи

Види хімічних зв'язків, що утворюються при реакціях або ж просто в молекулі якоїсь речовини, цілком і повністю залежать від самого елемента. Розрізняють три типи «перемичок» між атомами: іонний, металевий і ковалентний. Останній, в свою чергу, ділиться на полярний і неполярний.

Для того щоб зрозуміти, яким зв'язком пов'язані атоми, використовують своєрідне правило: якщо елементи знаходяться в правій і лівій частинах таблиці (тобто є металом і неметаллом, наприклад NaCl), то їх з'єднання - відмінний приклад іонної зв'язку. Два неметалла утворюють (HCl), а два атома одного речовини, з'єднуючись в одну молекулу, - ковалентний неполярну (Cl 2, O 2). Вищеназвані типи хімічних зв'язків не підходять для речовин, що складаються з металів, - там зустрічається виключно

ковалентное взаємодія

Як уже згадувалося раніше, види хімічних зв'язків мають певний вплив на речовини. Так, наприклад, ковалентний «перемичка» дуже нестійка, через що з'єднання з нею легко руйнуються при найменшому зовнішньому впливі, нагріванні наприклад. Правда, стосується це тільки молекулярних речовин. Ті ж, що мають немолекулярное будова, Практично неразрушими (ідеальний приклад - кристал алмаза - з'єднання атомів вуглецю).

Повернемося до полярної і неполярний З неполярной все просто - електрони, між якими утворюється «перемичка», знаходяться на рівній відстані від атомів. Але в другому випадку вони зміщуються до одного з елементів. Переможцем в «перетягуванні» виявиться то речовина, електронний торгівельний (здатність залучати електрони) якого вище. Визначається вона за спеціальними таблицями, і чим більша різниця цієї величини у двох елементів, тим більше полярної буде зв'язок між ними. Правда єдине, для чого може стати в нагоді знання електронегативності елементів, - визначення катіона (позитивний заряд - речовина, яка має ця величина буде менше) і аніону (негативна частка з кращою здатністю до залучення електронів).

іонна зв'язок

Для з'єднання металу і неметалла підходять далеко не всі типи хімічних зв'язків. Як вже говорилося вище, якщо різниця в електронегативності елементів величезна (а саме так буває, коли вони розташовані в протилежних частинах таблиці), між ними утворюється іонна зв'язок. В цьому випадку валентні електрони переходять від атома з меншою електронегативність до атома з більшою, утворюючи аніон і катіон. Найяскравішим прикладом подібної зв'язку є з'єднання галогену і металу, наприклад AlCl 2 або HF.

металева зв'язок

З металами все ще простіше. Їм чужі перераховані вище види хімічних зв'язків, тому що у них є власна. З'єднувати вона може як атоми одного речовини (Li 2), так і різних (AlCr 2), в останньому випадку утворюються сплави. Якщо говорити про фізичні властивості, То метали поєднують в собі пластичність і міцність, тобто вони не руйнуються при найменшому впливі, а просто змінюють форму.

межмолекулярная зв'язок

До речі, хімічні зв'язки в молекулах теж існують. Вони так і називаються - міжмолекулярними. Найпоширеніший тип - воднева зв'язок, При якій атом водню запозичує електрони у елемента з високою електронегативність (у молекули води, наприклад).

Увага, тільки СЬОГОДНІ!

Ступінь окислення

Про наочності умовного заряду

Кожному вчителю відомо, як багато значить перший рік вивчення хімії. Чи буде вона зрозумілою, цікавою, важливою в житті і при виборі професії? Багато що залежить від уміння вчителя є і наочно відповісти на «прості» питання учнів.

Один з таких питань: «Звідки беруться формули речовин?» - вимагає знання поняття «ступінь окислення».

Формулювання поняття «ступінь окислення» як «умовного заряду атомів хімічних елементів в з'єднанні, обчисленого на основі припущення, що всі з'єднання (і іонні, і ковалентно-полярні) складаються тільки з іонів» (див .: Габрієлян О.С.Хімія-8. М .: Дрофа, 2002
с. 61) доступна небагатьом учням, розуміючим природу утворення хімічного зв'язку між атомами. Більшості запам'ятати це визначення важко, його потрібно зубрити. А для чого?

Визначення - крок в пізнанні і стає інструментом для роботи, коли воно не завчено, а запам'яталося, бо зрозуміло.

На початку вивчення нового предмета важливо наочно проілюструвати абстрактні поняття, яких особливо багато в курсі хімії 8-го класу. Саме такий підхід я і хочу запропонувати, причому сформувати поняття «ступінь окислення» до вивчення різновидів хімічного зв'язку і як основу для розуміння механізму її утворення.

З перших уроків восьмикласники вчаться застосовувати періодичну систему хімічних елементів як довідкову таблицю для складання схем будови атомів і визначення їх властивостей за кількістю валентних електронів. Приступаючи до формування поняття «ступінь окислення», я проводжу два уроки.

Урок 1.
Чому атоми неметалів
з'єднуються один з одним?

Давайте пофантазуємо. Як виглядав би світ, якби атоми не єдналися, не було б молекул, кристалів і більших утворень? Відповідь вражає: світ був би невидимий. Миру фізичних тіл, морського і неживих, просто б не було!

Далі обговорюємо, чи всі атоми хімічних елементів з'єднуються. Чи немає в природі одиночних атомів? Виявляється, є - це атоми благородних (інертних) газів. порівнюємо електронна будова атомів благородних газів, з'ясовуємо особливість завершених і стійких зовнішніх енергетичних рівнів:

Вираз «зовнішні енергетичні рівні завершені і стійкі» означає, що ці рівні містять максимальну кількість електронів (у атома гелію - 2 e, У атомів інших благородних газів - 8 e).

Чим пояснити стійкість зовнішнього восьміелектронного рівня? У періодичної системі вісім груп елементів, значить, максимальне число валентних електронів дорівнює восьми. Атоми благородних газів поодинокі тому, що мають максимальне число електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Вони не утворюють ні молекул, як Cl 2 і Р 4, ні кристалічних решіток, Як графіт і алмаз. Тоді можна припустити, що атоми інших хімічних елементів прагнуть прийняти оболонку благородного газу - вісім електронів на зовнішньому енергетичному рівні, - з'єднуючись один з одним.

Перевіримо це припущення на прикладі утворення молекули води (формула Н 2 О відома учням, як і те, що вода - головне речовина планети і життя). Чому формула води Н 2 О?

Використовуючи схеми атомів, учні здогадуються, чому вигідно з'єднання двох атомів Н і одного атома О в молекулу. В результаті зсуву одиночних електронів від двох атомів водню у атома кисню на зовнішньому енергетичному рівні міститься вісім електронів. учні пропонують різні способи взаємного розташування атомів. Вибираємо симетричний варіант, підкреслюючи, що природа живе за законами краси і гармонії:

З'єднання атомів веде до втрати їх електронейтральності, хоча молекула в цілому електронейтральна:

Виниклий заряд визначається як умовний, тому що він «прихований» всередині електронейтральної молекули.

Формуємо поняття «електронний торгівельний»: атом кисню має умовний негативний заряд -2, тому що він змістив до себе два електрона від атомів водню. Значить, кисень електронегативний водню.

записуємо: електронегативність (ЕО) - властивість атомів зміщувати до себе валентні електрони від інших атомів. Працюємо з рядом електронегативності неметалів. Використовуючи періодичну систему, пояснюємо найбільшу електронегативність фтору.

Об'єднуючи все вищесказане, формулюємо і записуємо визначення ступеня окислення.

Ступінь окислення - умовний заряд атомів в з'єднанні, рівний числу електронів, зміщених до атомам з більшою електронегативність.

Можна пояснити і термін «окислення» як віддачу електронів атомам більш електронегативного елемента, підкресливши, що при з'єднанні атомів різних неметалів частіше відбувається лише зсув електронів до більш електронегативного неметалів. Таким чином, електронний торгівельний - властивість атомів неметалів, що і відображено в назві «Ряд електронегативності неметалів».

Відповідно до закону сталості складу речовин, Відкритого французьким вченим Жозефом Луї Прустом в 1799-1806 рр., Кожне хімічно чиста речовина, незалежно від місця знаходження і способу отримання, має один і той же постійний склад. Значить, якщо на Марсі є вода, то вона буде тією ж самою «аш-два-о»!

Як закріплення матеріалу перевіряємо «правильність» формули вуглекислого газу, складаючи схему утворення молекули СО 2:

З'єднуються атоми з різною електронегативність: вуглець (ЕО \u003d 2,5) і кисень (ЕО \u003d 3,5). Валентні електрони (4 е) Атома вуглецю зміщуються до двох атомів кисню (2 е - до одного атома О і 2 е- до іншого атому О). Отже, ступінь окислення вуглецю +4, а ступінь окислення кисню -2.

З'єднуючись, атоми завершують, роблять стійким свій зовнішній енергетичний рівень (доповнюють його до 8 е). Ось чому атоми всіх елементів, крім благородних газів, з'єднуються один з одним. Атоми благородних газів поодинокі, їх формули записують знаком хімічного елемента: Не, Nе, Аr і т. Д.

Ступінь окислювання атомів благородних газів, як і всіх атомів у вільному стані, дорівнює нулю:

Це і зрозуміло, тому що атоми електронейтральні.

Ступінь окислювання атомів в молекулах простих речовин також дорівнює нулю:

При з'єднанні атомів одного елемента ніякого зміщення електронів не відбувається, тому що їх електронний торгівельний однакова.

Використовую прийом парадоксу: як доповнюють свій зовнішній енергетичний рівень до восьми електронів атоми неметалів в складі двоатомних молекул газів, наприклад, хлору? Схематично представимо питання так:

Зміщення валентних електронів ( е) Не відбувається, тому що електронний торгівельний обох атомів хлору однакова.

Це питання ставить учнів в глухий кут.

В якості підказки пропонується розглянути більш простий приклад - освіту двоатомних молекули водню.

Учні швидко здогадуються: раз зміщення електронів неможливо, атоми можуть об'єднати свої електрони. Схема такого процесу наступна:

Валентні електрони стають загальними, поєднуючи атоми в молекулу, при цьому зовнішній енергетичний рівень обох атомів водню стає завершеним.

Пропоную зобразити валентні електрони точками. Тоді загальну пару електронів слід розташувати на осі симетрії між атомами, тому що при з'єднанні атомів одного хімічного елемента зміщення електронів не відбувається. Отже, ступінь окислення атомів водню в молекулі дорівнює нулю:

Так закладається основа для вивчення в подальшому ковалентного зв'язку.

Повертаємося до утворення двоатомних молекули хлору. Хтось із учнів здогадується запропонувати наступну схему з'єднання атомів хлору в молекулу:

Звертаю увагу учнів, що загальну пару електронів, що сполучає атоми хлору в молекулу, утворюють тільки неспарені валентні електрони.

Так учні можуть робити свої відкриття, радість від яких не тільки надовго запам'ятовується, а й розвиває творчі здібності, особистість в цілому.

На будинок учні отримують завдання: зобразити схеми освіти загальних електронних пар в молекулах фтору F 2, хлороводню НСl, кисню O 2 і визначити ступеня окислення в них атомів.

У домашньому завданні треба зуміти відійти від шаблону. Так, при складанні схеми освіти молекули кисню учням треба зобразити не одну, а дві загальні пари електронів на осі симетрії між атомами:

У схемі утворення молекули хлороводню слід показати зміщення загальної пари електронів до більш електронегативного атома хлору:

У поєднанні HCl ступеня окислення атомів: Н - +1 і Cl - -1.

Таким чином, визначення ступеня окислення як умовного заряду атомів в молекулі, яка дорівнює кількості електронів, зміщених до атомам з більшою електронегативність, дає можливість не тільки сформулювати це поняття наочно і доступно, але і зробити його основою для розуміння природи хімічного зв'язку.

Працюючи за принципом «спочатку зрозуміти, а потім запам'ятати», застосовуючи прийом парадоксу і створюючи на уроках проблемні ситуації, можна отримати не тільки хороші результати навчання, але і домогтися розуміння навіть найскладніших абстрактних понять і визначень.

Урок 2.
З'єднання атомів металів
з неметалами

при перевірці домашнього завдання пропоную учням порівняти два варіанти наочного зображення з'єднання атомів в молекулу.

Варіанти зображення освіти молекул

М о л е к у л а ф т о р а F 2

Варіант 1.

З'єднуються атоми одного хімічного елемента.

Електронегативність атомів однакова.

Зміщення валентних електронів не відбувається.

Як утворюється молекула фтору F 2 - н е я з н о.

Варіант 2.
Парування валентних електронів однакових атомів

Изображаем валентні електрони атомів фтору точками:

неспарені валентні електрони атомів фтору утворили загальну пару електронів, зображує в схемі молекули на осі симетрії. Оскільки зміщення валентних електронів не відбувається, ступінь окислення атомів фтору в молекулі F 2 дорівнює нулю.

Результатом з'єднання атомів фтору в молекулу за допомогою загальної пари електронів став завершений зовнішній восьміелектронний рівень обох атомів фтору.

Подібним чином розглядається освіту молекули кисню О2.

М о л е к у л а к і з л про р о д а О 2

Варіант 1.
Використання схем будови атомів

Варіант 2.
Cпаріваніе валентних електронів однакових атомів

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

Варіант 1.
Використання схем будови атомів

Більш електронегативний атом хлору змістив до себе один валентний електрон від атома водню. На атомах виникли умовні заряди: ступінь окислення атома водню +1, ступінь окислення атома хлору -1.

В результаті з'єднання атомів в молекулу НСl атом водню «втратив» (за схемою) свій валентний електрон, а атом хлору добудував свій зовнішній енергетичний рівень до восьми електронів.

Варіант 2.
Парування валентних електронів різних атомів

Неспарені валентні електрони атомів водню і хлору утворили загальну пару електронів, зміщену до більш електронегативного атома хлору. В результаті на атомах утворилися умовні заряди: ступінь окислення атома водню +1, ступінь окислення атома хлору -1.

При з'єднанні атомів в молекулу за допомогою загальної пари електронів їх зовнішні енергетичні рівні стають завершеними. У атома водню зовнішній рівень стає двухелектронних, але зміщеним до більш електронегативного атома хлору, а у атома хлору - стійким восьміелектронним.

Зупинимося докладніше на останньому прикладі - освіті молекули НСl. Яка схема точніше і чому? Учні помічають істотна відмінність. Використання схем атомів при утворенні молекули НСl передбачає зміщення валентного електрона від атома водню до більш електронегативного атома хлору.

Нагадую, що електронний торгівельний (властивість атомів зміщувати до себе валентні електрони від інших атомів) в різному ступені властива всім елементам.

Учні приходять до висновку, що використання схем атомів при утворенні HCl не дає можливості показати зміщення електронів до більш електронегативного елементу. Зображення валентних електронів точками більш точно пояснює утворення молекули хлороводню. При зв'язуванні атомів H і Сl присходит зміщення (на схемі - відхилення від осі симетрії) валентного електрона атома водню до більш електронегативного атома хлору. Як наслідок, обидва атома набувають певний ступінь окислення. Неспарені валентні електрони не тільки утворили загальну пару електронів, що з'єднала атоми в молекулу, а й добудували зовнішні енергетичні рівні обох атомів. Схеми освіти молекул F 2 і О 2 з атомів також більш зрозумілі при зображенні валентних електронів точками.

За прикладом попереднього уроку з його головним питанням «Звідки беруться формули речовин?» учням пропонується відповісти на питання: «Чому у кухонної солі формула NaCl?»

Про б р а з о в а н і е х т о к р і д а н а т р і я NaCl

Учні складають наступну схему:

Промовляємо: натрій - елемент Ia підгрупи, має один валентний електрон, отже, він - метал; хлор - елемент VIIа підгрупи, має сім валентних електронів, отже, він - неметалл; в хлориде натрію валентний електрон атома натрію буде зміщений до атому хлору.

Питаю хлопців: а чи все в цій схемі вірно? Який результат з'єднання атомів натрію і хлору в молекулу NaCl?

Учні відповідають: результатом з'єднання атомів в молекулу NaCl стало утворення стійкого восьміелектронного зовнішнього рівня атома хлору і двухелектронних зовнішнього рівня атома натрію. Парадокс: два валентних електрона на зовнішньому третьому енергетичному рівні атома натрію ні до чого! (Працюємо зі схемою атома натрію.)

Значить, атому натрію «невигідно» з'єднуватися з атомом хлору, і з'єднання NaCl не повинно бути в природі. Однак учням відомо з курсів географії та біології про поширеність кухонної солі на планеті і її ролі в житті живих організмів.

Як знайти вихід із ситуації, що парадоксальної ситуації?

Працюємо зі схемами атомів натрію і хлору, і учні здогадуються, що атому натрію вигідно не змістити, а віддати свій валентний електрон атома хлору. Тоді у атома натрію буде завершено другий зовні - предвнешнего - енергетичний рівень. У атома хлору зовнішній енергетичний рівень також стане восьміелектронним:

Приходимо до висновку: атомам металу, що має мале число валентних електронів, вигідно віддавати, а не зміщувати свої валентні електрони до атомам неметалла. Отже, атоми металів електронегативні не володіють.

Пропоную ввести «знак захоплення» чужого валентного електрона атомом неметалла - квадратну дужку.

При зображенні валентних електронів точками схема з'єднання атомів металу і неметалла буде виглядати так:

Звертаю увагу учнів, що при перенесенні валентного електрона від атома металу (натрію) до атому неметалла (хлору) атоми перетворюються в іони.

Іони - заряджені частинки, в які перетворюються атоми в результаті передачі або приєднання електронів.

Знаки і величини зарядів іонів і ступенів окислення збігаються, а відмінність в оформленні наступне:

1 –1
Na, Cl - для ступенів окислення,

Na +, Cl - - для зарядів іонів.

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

Кальцій - елемент IIа підгрупи, він має два валентних електрона, це - метал. Атом кальцію віддає свої валентні електрони атому фтору - неметали, самому електронегативного елементу.

У схемі маємо неспарені валентні електрони атомів так, щоб вони «побачили» один одного і змогли утворити електронні пари:

Зв'язування атомів кальцію і фтору в з'єднання CaF 2 енергетично вигідно. В результаті в обох атомів енергетичний рівень стає восьміелектронним: у фтору - це зовнішній енергетичний рівень, а у кальцію - предвнешнего. Схематичне зображення перенесення електронів в атомах (знадобиться при вивченні окислювально-відновних реакцій):

Звертаю увагу учнів, що, подібно до тяжінню негативно заряджених електронів до позитивно зарядженого ядра атома, протилежно заряджені іони утримуються силою електростатичного притягання.

Іонні сполуки - це тверді речовини з високою температурою плавлення. З життя учням відомо: можна кілька годин безрезультатно прожарювати кухонну сіль. Температури полум'я газового пальника (~ 500 ° C) недостатньо, щоб розплавити сіль
(t пл (NaCl) \u003d 800 ° C). Звідси робимо висновок: зв'язок між зарядженими частинками (іонами) - іонний зв'язок - дуже міцна.

Узагальнюємо: при з'єднанні атомів металу (М) з атомами неметалла (Ньому) відбувається не зсув, а віддача валентних електронів атомами металу атомам неметалла.

При цьому електронейтральні атоми перетворюються в заряджені частинки - іони, заряд яких збігається з числом відданих (у металу) і приєднаних (у неметалла) електронів.

Таким чином, на першому з двох уроків формується поняття «ступінь окислення», а на другому пояснюється утворення іонного з'єднання. Нові поняття послужать хорошою основою для подальшого вивчення теоретичного матеріалу, а саме: механізмів утворення хімічного зв'язку, залежності властивостей речовин від їх складу і будови, розгляду окисно-відновних реакцій.

На закінчення хочу порівняти два методичних прийому: прийом парадоксу і прийом створення проблемних ситуацій на уроці.

Парадоксальна ситуація створюється логічно в ході вивчення нового матеріалу. Її головний плюс - сильні емоції, здивування учнів. Подив - потужний поштовх мисленню взагалі. Воно «включає» мимовільне увагу, активізує мислення, змушує досліджувати і знаходити шляхи вирішення виниклого питання.

Колеги, напевно, заперечать: створення проблемної ситуації на уроці призводить до того ж. Призводить, та не завжди! Як правило, проблемне питання формулюється вчителем перед вивченням нового матеріалу і стимулює до роботи далеко не всіх учнів. Багатьом залишається незрозумілим, звідки ця проблема взялася і чому, власне, вона потребує вирішення. Прийом парадоксу створюється в ході вивчення нового матеріалу, спонукає учнів самих сформулювати проблему, а значить, розуміти витоки її виникнення та необхідність вирішення.

Насмілюся стверджувати, що прийом парадоксу є найбільш успішним способом активізації діяльності учнів на уроках, розвитку у них навичок дослідницької роботи і творчих здібностей.