Ковалентная связь, в зависимости от того, как возникает общая электронная пара, может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму .
Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется в тех случаях, когда в образовании общей электронной пары от каждого атома участвуют и атомная орбиталь, и неспаренный электрон, находящийся на этой орбитали.
Например, в молекуле водорода. Взаимодействующие атомы водорода, содержащие на атомных s-орбиталях одиночные электроны с противоположными спинами, образуют общую электронную пару, движение которой в молекуле Н 2 осуществляется в границах σ-молекулярной орбитали, возникающей при слиянии двух s-атомных орбиталей:
В молекуле аммиака атом азота, имея на четырёх атомных орбиталях внешнего энергетического уровня три одиночных электрона и одну электронную пару, образует с s-электронами трёх атомов водорода три общие электронные пары. Эти электронные пары в молекуле NH 3 находятся на трёх σ-молекулярных орбиталях, каждая из которых возникает при слиянии атомной орбитали атома азота с s-орбиталью атомоf водорода:
Таким образом, в молекуле аммиака атом азота образует три σ- связи с атомами водорода и имеет неподелённую электронную пару.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи реализуется в тех случаях, когда один нейтральный атом или ион (донор) имеет на атомной орбитали внешнего энергетического уровня электронную пару, а другой ион или нейтральный атом (акцептор) - свободную (вакантную) орбиталь. При слиянии атомных орбиталей возникает молекулярная орбиталь, на которой находится общая электронная пара, ранее принадлежавшая атому-донору:
По донорно-акцепторному механизму происходит, например, образование ковалентной связи между молекулой аммиака и ионом водорода с возникновением иона аммония + . В молекуле аммиака у атома азота во внешнем слое имеется свободная электронная пара, что позволяет этой молекуле выступать в роли донора. У иона водорода (акцептора)имеется свободная s-орбиталь. За счёт слияния атомных орбиталей атома азота и иона водорода возникает σ-молекулярная орбиталь, а свободная пара электронов атома азота становится общей для соединяющихся атомов:
Или Н + + NH 3 [ H NH 3 ] +
В ионе аммония + ковалентная связь N-H, образовавшаяся по донорно-акцепторному механизму, равноценна по энергии и длине трём другим ковалентным связям N-H, образовавшимся по обменному механизму.
Атом бора образует молекулу фторида бора BF 3 за счёт перекрывания электронных орбиталей, занятых в возбуждённом состоянии неспаренными электронами, с электронными орбиталями фтора. При этом у атома бора сохраняется одна вакантная орбиталь, за счет которой по донорно-акцепторному механизму может образоваться четвёртая химическая связь.
Связь, образованную по донорно-акцепторному механизму, часто называют донорно-акцепторной, координационной или координативной. Однако это не особый тип связи, а лишь иной механизм образования ковалентной связи.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи характерен для комплексных соединений: роль акцептора обычно выполняют ионы d-металлов, которые обычно могут предоставлять две, четыре или шесть свободных атомных орбиталей s-, p-, d-типа, что значительно расширяет их возможности образовывать ковалентные связи.
Например, ионы Ag + и Сu 2+ соответственно предоставляют две и четыре свободные атомные орбитали, а донором электронных пар могут быть, например, две или четыре молекулы аммиака или цианид-иона:
Акцептор Донор 
В данных случаях между донорами и акцептором возникают ковалентные связи с образованием комплексных катионов (аммиакатов серебра и меди) или аниона (цианида меди).
Ковалентная связь – это связь, связывающая чаще всего атомы неметаллов молекулах и кристаллах. О том, какую химическую связь называют ковалентной говорим в этой статье.
Что такое ковалентная химическая связь?
Ковалентная химическая связь – это связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных пар.
Если между двумя атомами имеется одна общая электронная пара, то такая связь называется одинарной (ординарной), если две – двойной, если три – тройной.
Связь принято обозначать горизонтальной черточкой между атомами. Например, в молекуле водорода одинарная связь: H-H; в молекуле кислорода двойная связь: O=O; в молекуле азота тройная связь:
Рис. 1. Тройная связь в молекуле азота.
Чем выше кратность связи, тем прочнее молекула: наличие тройной связи объясняет высокую химическую устойчивость молекул азота.
Образование и виды ковалентной связи
Существуют два механизма образования ковалентной связи: обменный механизм и донорно-акцепторный механизм:
- обменный механизм . При обменном механизме для образования общей электронной пары два связывающихся атома предоставляют по одному неспаренному электрону. Именно так происходит, например, при образовании молекулы водорода.
Рис. 2. Образование молекула водорода.
Общая электронная пара принадлежит каждому из связанных атомов, то есть электронная оболочка у них завершена.
- донорно-акцепторный механизм . При донорно-акцепторном механизме общую электронную пару представляет один из связывающихся атомов, тот, который является более электроотрицательным. Второй атом представляет свободную орбиталь для общей электронной пары.
Рис. 3. Образование иона аммония.
Так образуется ион аммония NH 4 +. Этот положительно заряженный ион (катион) образуется при взаимодействии газа аммиака с любой кислотой. В растворе кислоты существуют катионы водорода (протоны), в водородной среде образующие катион гидроксония H 3 O+. Формула аммиака NH 3: молекула состоит из одного атома азота и трех атомов водорода, связанных одинарными ковалентными связями по обменному механизму. У атома азота остается при этом одна неподеленная электронная пара. Ее он предоставляет в качестве общей, как донор, иону водорода H+, имеющему свободную орбиталь.
Ковалентная химическая связь в химических веществах может быть полярной и неполярной. Связь не имеет дипольного момента, то есть полярности, если связаны два атома одного и того же элемента, имеющие одно и то же значение электроотрицательности. Так, в молекуле водорода связь неполярная.
В молекуле хлороводорода HCl ковалентной одинарной связью соединены атомы с разной электроотрицательностью. Общая электронная пара оказывается сдвинутой в сторону хлора, у которого выше сродство к электрону и электроотрицательность. Возникает дипольный момент, связь становится полярной. При этом происходит частичное разделение заряда: атом водорода становится положительным концом диполя, а атом хлора – отрицательным.
Любая ковалентная связь обладает следующими характеристиками: энергия, длина, кратность, полярность, поляризуемость, насыщаемость, направленность в пространстве
Что мы узнали?
Ковалентная химическая связь образуется перекрытием пары валентных электронных облаков. Этот вид связи может образовываться по донорно-акцепторному механизму, а также по обменному механизму. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной и характеризуется наличием длины, кратности, полярности, направленности в пространстве.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.2 . Всего получено оценок: 164.
Как уже говорилось, общая электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это происходит, например, при образовании таких молекул, как H2, НС1, Cl2. Здесь каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара - возникает ковалентная связь.
В невозбужденном атоме азота имеются три неспаренных электрона:
Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N 2 или NH 3 , в которых ковалентность азота равна 3.
Однако число ковалентных связей может быть и больше числа имеющихся у невозбужденного атома неспаренных электронов. Так, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, которая изображается схемой:
За счет имеющихся неспаренных электронов атом углерода может образовать две ковалентные связи. Между тем для углерода характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями (например, CO 2 , CH 4 и т.д.). Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате некоторой энергии можно один из имеющихся в атоме 2х-электронов перевести на подуровень 2р в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. Такой процесс возбуждения, сопровождающийся «распариванием» электронов, может быть представлен следующей схемой, в которой возбужденное состояние отмечено звездочкой у символа элемента:
Теперь во внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре неспаренных электрона; следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четырех ковалентных связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на перевод атома в возбужденное состояние.
Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа не спаренных электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей; тогда такой процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:
Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т.е. в состояние 3s. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора - только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице - для фтора.
Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое «i-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя. Поэтому здесь появляются дополнительные возможности увеличения числа неспаренных электронов. Так, атом хлора, обладающий в невозбужденном состоянии одним неспаренным электроном
может быть переведен при затрате некоторой энергии в возбужденные состояния (СИ), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспаренными электронами:
Поэтому в отличие от атома фтора атом хлора может участвовать в образовании не только одной, но также трех, пяти или семи ковалентных связей. Так, в хлористой кислоте HClO 2 ковалентность хлора равна трем, в хлорноватой кислоте HClO 3 - пяти, а в хлорной кислоте HClO 4 - семи. Аналогично атом серы, также обладающий незанятым ЗбСиодуровнем, может переходить в возбужденные состояния с четырьмя или шестью неспаренными электронами и участвовать, следовательно, в образовании не только двух, как у кислорода, но также четырех или шести ковалентных связей. Этим можно объяснить существование соединений, в которых сера проявляет ковалентность, равную четырем (SO 2 , SCl 4) или шести (SF 6).
Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:
Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками - принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная ls-орбиталь имеется, например, у иона водорода H + , вообще лишенного электронов:
Поэтому при взаимодействии молекулы NH 3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь; неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NH 4:
Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно- акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором - атом водорода.
Опытом установлено, что четыре связи N-H в ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, образованная донорно-акцепторным способом, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, создаваемой за счет неспаренных электронов взаимодействующих атомов .
Другим примером молекулы, в которой имеются связи, образованные донорно-акцепторным способом, может служить молекула оксида азота (I) N 2 O.
Раньше структурную формулу этого соединения изображали следующим образом:
Согласно этой формуле, центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный L-слой содержит всего четыре орбитали (одну 5- и три р-орбита- ли) и не может вместить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной.
Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I), причем электроны отдельных атомов будем попеременно обозначать точками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота:
За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота:
Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными: здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов; этот атом может, следовательно, быть акцептором еще одной электронной пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Это приводит к образованию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота:
Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N 2 O, обладает устойчивой восьмиэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной от атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом:
Таким образом, в оксиде азота (I) ковалентность центрального атома азота равна четырем, а крайнего - двум.
Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома («распаривания» электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбиталей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантово-механический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат S- и р-орбитали внешнего электронного слоя и d-орбитали предшествующего слоя; в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и б/-орбитали внешнего слоя.
Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии ^-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем.
Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и ^-орбитали. Известны соединения ^-элементов, в которых в образовании ковалентных связей участвуют s- и р -орбитали внешнего электронного слоя и все пять
Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи.
- Ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, иногда кратконазывают донорно-акцепторной связью. Под этим термином следует, однако, пониматьне особый вид связи, а лишь определенный способ образования ковалентной связи.
ИСПОЛЬЗОВАНИЕ НОВЫХ ИНФОРМАЦИОННЫХ
ТЕХНОЛОГИЙ НА УРОКАХ ХИМИИ
Время быстро бежит вперед, и если раньше школа нуждалась в создании теоретической базы и учебно-методического обеспечения, то сейчас есть все необходимое для того, чтобы повысить эффективность ее работы. И в этом большая заслуга национального проекта «Образование». Конечно, мы, педагоги, испытываем большие трудности в плане освоения современных технологий. Сказывается наше неумение работать с компьютером, а чтобы его освоить, требуется большое количество времени. Но все равно очень интересно, увлекательно! Тем более, что результат налицо. Детям интересно на уроках, разнообразные занятия проходят очень быстро и познавательно.
Люди нередко думают, что химия вредна и опасна. Мы часто слышим: «Экологически чистые продукты!», «Слышал, что вас химией травят!»... Но это же не так! Перед нами, учителями химии, стоит задача - убедить школьников в том, что химия - наука созидающая, что это производительная сила общества, а ее продукты используются во всех отраслях промышленности, сельского хозяйства и без химизации невозможно дальнейшее развитие цивилизации.
Повсеместное внедрение химических средств, веществ, методов и технологических приемов требует высокообразованных специалистов, имеющих солидную базу химических знаний. Для этого в нашей школе существует профильный химико-биологический класс, который обеспечивает качественную подготовку школьников к продолжению химического образования. Для того чтобы учащиеся в старших классах выбирали именно этот профиль, в 9-м классе существует элективный курс «Химия в быту», цель которого - помочь ребятам ознакомиться с профессиями, связанными непосредственно с предметами химии и биологии. Даже если учащиеся не выберут химико-биологический профиль в старших классах, то знания о веществах, с которыми они постоянно встречаются в быту, пригодятся в жизни.
На занятиях элективного курса первое место отводится лекциям. При подготовке к ним я использую информационные интернет-ресурсы. Многие иллюстрации, схемы, видеоколлекции, материалы лабораторных работ, слайды отображаются на экране, и на их основе я веду свой рассказ. Моя технология объяснения существенно изменилась. Ребятам очень интересно, они слушают рассказ с большим вниманием и желанием.
Химия - наука экспериментальная. Большое количество времени отводится для лабораторных занятий. Но бывает так, что некоторых реактивов в лаборатории нет, и на помощь приходит виртуальная лаборатория. С помощью специальной программы ученики могут провести виртуальный эксперимент. Ребята изучают действие синтетических моющих средств на различные виды тканей, растворимость в воде минеральных удобрений, среду их раствора, качественный состав пищи (углеводы, белки, жиры). С помощью компьютера они ведут свой собственный экспериментальный дневник, где фиксируют тему лабораторной работы, свои наблюдения, выводы по правильному применению этих веществ в быту. Преимущества виртуальной лаборатории - это безопасность, отсутствие необходимости в лабораторном оборудовании, да и временные затраты минимальны.
В конце курса ребята должны сдать зачет по любой изученной теме. Перед ними стоит задача - выбрать, в какой форме подвести итог. Самая традиционная - зачет в виде реферата, сообщения или доклада. Для их подготовки дети используют материалы интернет-ресурсов. В этом, конечно, я помогаю им: четко ставлю задачу, сформулировав при этом вопросы, на которые ученики должны ответить, указываю адрес сайта с информацией по соответствующей теме.
Но эта форма уже немного устарела, и некоторые ребята стали выбирать проектную деятельность. Работают индивидуально, группами, коллективами. Поиск информации не обходится без привлечения возможностей Интернета. Прежде чем выпустить их в свободный поиск, даю им ориентировку: прием поиска, ключевые слова, фразы, названия поисковых систем, работа с которыми может быть полезна, адреса сайтов в Интернете.
Дети также выбирают зачет в виде игры, задания и упражнения к которой они разрабатывают сами. Это может быть зачет-вертушка, «Умники и умницы», «Как стать миллионером?», «Что? Где? Когда?», различные головоломки.
Презентацию полученного продукта тоже устраиваю с привлечением дистанционных технологий. Разместив результаты деятельности в Интернете на сайте школы или класса, учащиеся получают возможность оценить свой труд не только с помощью своих одноклассников, но и ребят и учителей из других школ, обсудить эти результаты, взглянуть на них другими глазами.
С точки зрения новой медийной педагогики мы живем в чрезвычайно интересное время. Быстрое внедрение современных технологий заставляет нас подойти по-новому к старым позициям. Предпрофильное обучение у нас в школе существует четыре года, и каждый раз я пересматриваю ход уроков, т.к. открываются новые перспективы, намечаются плодотворные связи между традиционными методами обучения и новыми задачами общества, информацией и знаниями. Действительно, медийное образование стало частью общего образования. При этом у ребят развиваются коммуникативные способности, интерес к новым технологиям, увлеченность, индивидуальная активность, творчество, они активно сотрудничают, обмениваются собственным мнением.
Я убеждена, что использование информационных технологий может обеспечить развитую учебную культуру. Это успех в преподавании и учебе. Применяйте информационные технологии! Переходите от старых форм занятий, утративших свою эффективность, к более новым, продвинутым и современным!
Использование новых информационных технологий в учебном процессе можно проиллюстрировать на примере одного из уроков по общей химии в 11-м классе.
Механизм образования и свойства ковалентной связи
Цель урока. Вспомнить из курса 8-го класса механизм образования ковалентной связи, изучить донорно-акцепторный механизм и свойства ковалентной связи.
Оборудование . Таблица электроотрицательности химических элементов, кодограммы ст- и л-связей, обучающий диск «Общая химия» из серии обучающих программ Кирилла и Мефодия со схемами и моделями молекул, шаростержневые модели молекул, рабочая карточка с заданиями и тестами, интерактивная доска, компьютер, задания для закрепления и контроля знаний с дистанционным управлением.
Ход урока
Лекция проводится с помощью обучающего диска «Общая химия».
Повторение пройденного материала
Вспомнить с учащимися, за счет чего образуется связь между атомами неметаллов. Выполнить задания 1, 2 на рабочей карточке (см. приложение).
Изучение нового материала
Механизм образования ковалентной связи:
а) обменный (на примере Н 2 , Cl 2 , НС1);
б) донорно-акцепторный (на примере NH 4 C1).
Сразу же учащиеся записывают домашнее задание на полях: Изобразить образование иона гидроксония Н 3 О + из иона Н + и молекулы воды.
Виды ковалентной связи: полярная и неполярная (по составу молекулы).
Свойства ковалентной связи.
Кратность (одинарная, полуторная, двойная, тройная).
Энергия связи - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
Длина связи - это расстояние между ядрами атомов в молекуле.
Энергия и длина связи между собой взаимосвязаны. Показать на примере, как эти свойства взаимосвязаны, как они влияют на прочность молекулы (проецировать на доску):
С увеличением числа связей между атомами в молекуле длина связи уменьшается, а ее энергия увеличивается, например (проецировать на доску):Насыщаемость - это способность атомов образовывать определенное и ограниченное число связей. Показать на примерах шаростержневых
молекул Cl 2 , Н 2 О, СН 4 , HNО 3 .
Направленность. Рассмотреть рисунки перекрывания электронных облаков при образовании σ- и π-связей, проецировать на доску (рис.).
Закрепить заданиями 6, 7 на рабочей карточке (см. приложение).
Небольшой перерыв!
1. Начнем же список по порядку,
Поскольку первый элемент.
(Он образует, кстати, воду –
Весьма существенныймомент).
Молекулу его представим
Удобной формулой Н 2 .
Многозначительно добавим –
Нет в мире легче вещества!
2. N 2 - молекула азота.
Известно, он бесцветный
газ. Немало знаний, но давайте
Пополним все же их запас.
3. Он всюду и везде:
И в камне, в воздухе, в воде,
Он и в утренней росе,
И в небес голубизне.
(Кислород.)
4. Грибники нашли в лесу небольшое болото, из которого вырывались местами пузырьки газа. От спички газ вспыхнул, и слабосветящееся пламя стало блуждать по болоту. Что это за газ?(Метан.)
Продолжение урока.
Поляризуемость - это способность ковалентной связи изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля (обратить внимание на такие разные понятия, как полярность связи и поляризуемость молекулы).
Закрепление изученного материала
Контроль по изученной теме осуществляется с помощью пультов дистанционного управления.
Опрос проводится в течение 3 мин., 10 вопросов ценой в один балл, на ответ отводится 30 сек., вопросы проецируются на интерактивную доску. При наборе 9-10 баллов - оценка «5», 7-8 баллов - оценка «4», 5-6 баллов - оценка «3».
Вопросы для закрепления
1. Связь, которая образуется за счет общих электронных пар, называется:
а) ионной; б) ковалентной; в) металлической.
2. Ковалентная связь образуется между атомами:
а) металлов; б) неметаллов; в) металла и неметалла.
3. Механизм образования ковалентной связи за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого называется:
а) донорно-акцепторный; б) инертный; в) каталитический.
4. В какой из молекул ковалентная связь?
a) Zn; б) Сu О; в) NH 3 .
5. Кратность связи в молекуле азота равна:
а) трем; б) двум; в) единице.
6. Длина связи наименьшая в молекуле:
a) H 2 S; б) SF 6 ; в) SO 2 ; г) SOr
7. При перекрывании электронных облаков вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, образуется:
а) σ-связь; б) π-связь; в) ρ-связь.
8. У атома азота возможное число неспаренных электронов:
а) 1; б)2; в)3.
9. Прочность связи увеличивается в ряду:
a) H 2 O - H 2 S; 6) NH 3 - PH 3 ; в) CS 2 - C О 2 ; г) N 2 – O 2
10. Гибридная s -орбиталь имеет форму:
а) шара; б) неправильной восьмерки; в) правильной восьмерки.
Результаты сразу отображаются на экране, делаем отчет по каждому вопросу.
Разбор домашнего задания {см. приложение - рабочую карточку), § 6 учебника О.С.Габриеляна, Г.ГЛысова «Химия. 11 класс» (М.: Дрофа, 2006), конспект в тетради.
Приложение
Рабочая карточка
1. Соотнесите названия вещества и тип связи.
1) Хлорид калия;
2)кислород;
3) магний;
4) тетрахлорметан.
а) Ковалентная неполярная;
б) ионная;
в) металлическая;
г) ковалентная полярная.
2. Между атомами каких элементов химическая связь будет иметь ионный характер?
a) NnO; б) Si и С1; в) Na и О; г) Р и Вr .
3. Длина связи выражается в:
а) нм; б) кг; в) дж; г) м 3 .
4. Где химическая связь наиболее прочная: в молекуле Сl 2 или О 2 ?
5. В какой молекуле больше прочность водородной связи: Н 2 О или H 2 S?
6. Продолжите предложение: «Связь, образованная перекрыванием электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов, называется....................................»,
7. Зарисуйте схемы перекрывания электронных орбиталей при образовании π-связи.
8. Домашнее задание. «Общая химия в тестах, задачах, упражнениях» О.С.Габриеляна (М.: Дрофа, 2003), работа 8А, вариант 1, 2.
Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916г американским физико-химиком Дж. Льюисом.
Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах Н 2 , Cl 2 , О 2 , в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах Н 2 О и NН 3 , в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С-С, С-Н, С-N, и др.).
Различают два механизма образования ковалентной связи:
1) обменный;
2) донорно-акцепторный.
Обменный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что каждый из соединяющихся атомов предоставляет на образование общей электронной пары (связи) по одному неспаренному электрону. Электроны взаимодействующих атомов должны при этом иметь противоположные спины.
Рассмотрим для примера образование ковалентной связи в молекуле водорода . При сближении атомов водорода происходит проникновение их электронных облаков друг в друга, которое называется перекрыванием электронных облаков (рис. 3.2), электронная плотность между ядрами возрастает. Ядра притягиваются друг к другу. Вследствие этого снижается энергия системы. При очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи l), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи Е св.
Рис. 3.2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы водорода
Схематично образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон , черта - пару электронов):
Н + Н→Н: Н или Н + Н→Н - Н.
В общем виде для молекул АВ других веществ:
А + В = А: В.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что одна частица - донор - представляет на образование связи электронную пару, а вторая - акцептор - свободную орбиталь:
А: + В = А: В.
донор акцептор
Рассмотрим механизмы образования химических связей в молекуле аммиака и ионе аммония .
1. Образование
Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне два спаренных и три неспаренных электрона:
Атом водорода на s - подуровне имеет один неспаренный электрон.
В молекуле аммиака неспаренные 2р - электроны атома азота образуют три электронные пары с электронами 3-х атомов водорода:
В молекуле NH 3 образованы 3 ковалентных связи по обменному механизму.
2. Образование комплексного иона - иона аммония.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl или NH 3 + H + = NH 4 +
У атома азота остается неподелённая пара электронов , т. е. два электрона с антипараллельными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной пары электронов атома азота и вакантной орбитали иона водорода. Неподеленная пара электронов становится общей для атомов азота и водорода, возникает химическая связь по донорно - акцепторному механизму. Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода - акцептором:
Следует отметить, что в ионе NH 4 + все четыре связи равноценны и неразличимы, следовательно, в ионе заряд делокализован (рассредоточен) по всему комплексу.
Рассмотренные примеры показывают, что способность атома образовывать ковалентные связи обусловливается не только одноэлектронными, но и 2-электронными облаками или наличием свободных орбиталей.
По донорно-акцепторному механизму образуются связи в комплексных соединениях: - ; 2+ ; 2- и т. д.
Ковалентная связь обладает следующими свойствами:
- насыщаемость;
- направленность;
- полярность и поляризуемость.
