Eine durch eine kovalente Bindung gebildete Verbindung. Kovalente Bindung – polare und unpolare Bildungsmechanismen

Je nachdem, wie das gemeinsame Elektronenpaar auftritt, kann eine kovalente Bindung gebildet werden Austausch oder Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Austauschmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt dann, wenn sowohl ein Atomorbital als auch ein in diesem Orbital befindliches ungepaartes Elektron an der Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares jedes Atoms beteiligt sind.

Zum Beispiel in einem Wasserstoffmolekül. Wechselwirkende Wasserstoffatome, die einzelne Elektronen mit entgegengesetzten Spins in Atom-S-Orbitalen enthalten, bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, dessen Bewegung im H2-Molekül innerhalb der Grenzen des σ-Molekülorbitals erfolgt, das entsteht, wenn zwei S-Atomorbitale verschmelzen:

Im Ammoniakmolekül bildet das Stickstoffatom mit drei Einzelelektronen und einem Elektronenpaar in den vier Atomorbitalen des äußeren Energieniveaus drei gemeinsame Elektronenpaare mit den s-Elektronen von drei Wasserstoffatomen. Diese Elektronenpaare im NH 3 -Molekül befinden sich in drei σ-Molekülorbitalen, die jeweils entstehen, wenn das Atomorbital eines Stickstoffatoms mit dem s-Orbital eines Wasserstoffatoms verschmilzt:

Somit bildet das Stickstoffatom in einem Ammoniakmolekül drei σ-Bindungen mit Wasserstoffatomen und hat ungeteilt Elektronenpaar.

Donor-Akzeptor-Mechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt in Fällen, in denen ein neutrales Atom oder Ion vorhanden ist (Spender) hat ein Elektronenpaar im Atomorbital des äußeren Energieniveaus und das andere Ion oder neutrale Atom (Akzeptor)- freies (freies) Orbital. Bei der Verschmelzung von Atomorbitalen entsteht ein Molekülorbital, in dem sich ein gemeinsames Elektronenpaar befindet, das zuvor zum Donoratom gehörte:

Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus erfolgt beispielsweise die Bildung einer kovalenten Bindung zwischen einem Ammoniakmolekül und einem Wasserstoffion mit dem Auftreten von Ammonium + Ion. Im Ammoniakmolekül verfügt das Stickstoffatom in der äußeren Schicht über ein freies Elektronenpaar, wodurch dieses Molekül als Donor fungieren kann. Das Wasserstoffion (Akzeptor) hat ein freies s-Orbital. Durch die Verschmelzung der Atomorbitale des Stickstoffatoms und des Wasserstoffions entsteht ein σ-Molekülorbital und das freie Elektronenpaar des Stickstoffatoms wird den verbindenden Atomen gemeinsam:

Oder H + + NH 3 [ H NH 3 ] +

Im Ammoniumion + ist die kovalente N-H-Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, in Energie und Länge gleich den anderen drei kovalenten N-H-Bindungen, die durch den Austauschmechanismus gebildet werden.

Das Boratom bildet das Borfluoridmolekül BF 3 aufgrund der Überlappung der im angeregten Zustand mit ungepaarten Elektronen besetzten Elektronenorbitale mit den Elektronenorbitalen von Fluor. In diesem Fall behält das Boratom ein freies Orbital, wodurch über den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine vierte chemische Bindung gebildet werden kann.

Eine Bindung, die durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus entsteht, wird oft als bezeichnet Spender-Akzeptor, Koordination oder koordiniert. Hierbei handelt es sich jedoch nicht um eine spezielle Bindungsart, sondern lediglich um einen anderen Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung.

Charakteristisch für komplexe Verbindungen ist der Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen: Die Rolle des Akzeptors übernehmen meist d-Metallionen, die meist zwei, vier oder sechs freie Atomorbitale der s-, p- , d-Typ, was ihre Fähigkeit zur Bildung kovalenter Kommunikation erheblich erweitert.

Beispielsweise stellen Ag + - und Cu 2+ -Ionen jeweils zwei bzw. vier freie Atomorbitale bereit, und der Donor von Elektronenpaaren kann beispielsweise zwei oder vier Moleküle Ammoniak oder Cyanidion sein:

Akzeptorspender

In diesen Fällen entstehen kovalente Bindungen zwischen Donoren und Akzeptor unter Bildung komplexer Kationen (Silber- und Kupferammoniak) oder eines Anions (Kupfercyanid).

Eine kovalente Bindung ist eine Bindung, die am häufigsten Nichtmetallatome in Molekülen und Kristallen bindet. Wir sprechen in diesem Artikel darüber, welche Art von chemischer Bindung als kovalent bezeichnet wird.

Was ist eine kovalente chemische Bindung?

Eine kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die durch die Bildung gemeinsamer (bindender) Elektronenpaare entsteht.

Wenn es ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen zwei Atomen gibt, dann nennt man eine solche Bindung einfach; wenn es zwei gibt, ist sie doppelt; wenn es drei sind, ist sie dreifach.

Eine Bindung wird normalerweise durch eine horizontale Linie zwischen Atomen bezeichnet. In einem Wasserstoffmolekül gibt es beispielsweise eine Einfachbindung: H-H; in einem Sauerstoffmolekül gibt es eine Doppelbindung: O=O; In einem Stickstoffmolekül gibt es eine Dreifachbindung:

Reis. 1. Dreifachbindung in einem Stickstoffmolekül.

Je höher die Bindungsvielfalt, desto stärker das Molekül: Das Vorhandensein einer Dreifachbindung erklärt die hohe chemische Stabilität von Stickstoffmolekülen.

Bildung und Arten kovalenter Bindungen

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung: den Austauschmechanismus und den Donor-Akzeptor-Mechanismus:

• Austauschmechanismus. Beim Austauschmechanismus stellen die beiden Bindungsatome jeweils ein ungepaartes Elektron zur Verfügung, um ein gemeinsames Elektronenpaar zu bilden. Genau das passiert beispielsweise, wenn ein Wasserstoffmolekül entsteht.

Reis. 2. Bildung eines Wasserstoffmoleküls.

Zu jedem der gebundenen Atome gehört ein gemeinsames Elektronenpaar, das heißt, ihre Elektronenhülle ist vollständig.

• Donor-Akzeptor-Mechanismus. Im Donor-Akzeptor-Mechanismus wird das gemeinsame Elektronenpaar durch eines der Bindungsatome repräsentiert, das elektronegativer ist. Das zweite Atom stellt ein leeres Orbital für ein gemeinsames Elektronenpaar dar.

Reis. 3. Bildung von Ammoniumionen.

Auf diese Weise entsteht das Ammoniumion NH 4 +. Dieses positiv geladene Ion (Kation) entsteht, wenn Ammoniakgas mit einer Säure reagiert. In einer sauren Lösung gibt es Wasserstoffkationen (Protonen), die in einer Wasserstoffumgebung das Hydroniumkation H 3 O+ bilden. Die Formel von Ammoniak lautet NH 3: Das Molekül besteht aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen, die durch einfache kovalente Bindungen über einen Austauschmechanismus verbunden sind. Das Stickstoffatom verbleibt mit einem freien Elektronenpaar. Er stellt es als gemeinsamen Donor dem Wasserstoffion H+ zur Verfügung, das über ein freies Orbital verfügt.

Kovalente chemische Bindungen in chemischen Substanzen können polar oder unpolar sein. Eine Bindung hat kein Dipolmoment, also keine Polarität, wenn zwei Atome desselben Elements mit demselben Elektronegativitätswert gebunden sind. In einem Wasserstoffmolekül ist die Bindung also unpolar.

Im Chlorwasserstoff-HCl-Molekül sind Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität durch eine kovalente Einfachbindung verbunden. Das gemeinsame Elektronenpaar wird in Richtung Chlor verschoben, das eine höhere Elektronenaffinität und Elektronegativität aufweist. Es entsteht ein Dipolmoment und die Bindung wird polar. In diesem Fall kommt es zu einer teilweisen Ladungstrennung: Das Wasserstoffatom wird zum positiven Ende des Dipols und das Chloratom zum negativen Ende.

Jede kovalente Bindung weist die folgenden Eigenschaften auf: Energie, Länge, Multiplizität, Polarität, Polarisierbarkeit, Sättigung, Richtung im Raum

Was haben wir gelernt?

Eine kovalente chemische Bindung entsteht durch die Überlappung zweier Valenzelektronenwolken. Diese Art von Bindung kann sowohl durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus als auch durch einen Austauschmechanismus gebildet werden. Eine kovalente Bindung kann polar oder unpolar sein und zeichnet sich durch das Vorhandensein von Länge, Multiplizität, Polarität und Richtung im Raum aus.

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Wie bereits erwähnt, kann durch ungepaarte Elektronen in nicht angeregten wechselwirkenden Atomen ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet werden, das eine kovalente Bindung ausführt. Dies geschieht beispielsweise bei der Bildung von Molekülen wie H2, HC1, Cl2. Hier hat jedes Atom ein ungepaartes Elektron; Wenn zwei solcher Atome interagieren, entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar – es entsteht eine kovalente Bindung.

Ein nicht angeregtes Stickstoffatom hat drei ungepaarte Elektronen:

Folglich kann das Stickstoffatom aufgrund ungepaarter Elektronen an der Bildung von drei kovalenten Bindungen beteiligt sein. Dies geschieht beispielsweise in N2- oder NH3-Molekülen, in denen die Kovalenz von Stickstoff 3 beträgt.

Allerdings kann die Zahl der kovalenten Bindungen größer sein als die Zahl der ungepaarten Elektronen, die einem nicht angeregten Atom zur Verfügung stehen. Somit hat die äußere elektronische Schicht des Kohlenstoffatoms im Normalzustand eine Struktur, die im Diagramm dargestellt ist:

Aufgrund der verfügbaren ungepaarten Elektronen kann ein Kohlenstoffatom zwei kovalente Bindungen eingehen. Unterdessen zeichnet sich Kohlenstoff durch Verbindungen aus, in denen jedes seiner Atome durch vier kovalente Bindungen (z. B. CO 2, CH 4 usw.) mit benachbarten Atomen verbunden ist. Dies erweist sich als möglich, da mit etwas Energieaufwand eines der 2x im Atom vorhandenen Elektronen auf die Unterebene 2 übertragen werden kann R Dadurch geht das Atom in einen angeregten Zustand über und die Zahl der ungepaarten Elektronen nimmt zu. Ein solcher Anregungsprozess, begleitet von der „Paarung“ von Elektronen, lässt sich durch das folgende Diagramm darstellen, in dem der angeregte Zustand mit einem Sternchen neben dem Elementsymbol markiert ist:

In der äußeren Elektronenschicht des Kohlenstoffatoms befinden sich nun vier ungepaarte Elektronen; Daher kann das angeregte Kohlenstoffatom an der Bildung von vier kovalenten Bindungen beteiligt sein. In diesem Fall geht mit einer Erhöhung der Zahl der gebildeten kovalenten Bindungen die Freisetzung von mehr Energie einher, als für die Überführung des Atoms in einen angeregten Zustand aufgewendet wird.

Wenn die Anregung eines Atoms, die zu einer Erhöhung der Zahl ungepaarter Elektronen führt, mit sehr hohen Energiekosten verbunden ist, werden diese Kosten nicht durch die Energie der Bildung neuer Bindungen ausgeglichen; dann erweist sich ein solcher Vorgang insgesamt als energetisch ungünstig. Somit haben Sauerstoff- und Fluoratome keine freien Orbitale in der äußeren Elektronenschicht:

Hier ist eine Erhöhung der Zahl ungepaarter Elektronen nur durch die Überführung eines der Elektronen in das nächste Energieniveau möglich, d.h. in einem Staat 3s. Allerdings ist ein solcher Übergang mit einem sehr großen Energieaufwand verbunden, der nicht durch die bei der Entstehung neuer Bindungen freigesetzte Energie gedeckt wird. Daher kann ein Sauerstoffatom aufgrund ungepaarter Elektronen nicht mehr als zwei kovalente Bindungen eingehen und ein Fluoratom nur eine. Tatsächlich zeichnen sich diese Elemente durch eine konstante Kovalenz von zwei für Sauerstoff und eins für Fluor aus.

Atome von Elementen der dritten und folgenden Perioden haben eine „i-Unterebene“ in der äußeren elektronischen Schicht, zu der sie bei Anregung übergehen können S- und p-Elektronen der äußeren Schicht. Daher ergeben sich hier zusätzliche Möglichkeiten, die Zahl der ungepaarten Elektronen zu erhöhen. Also ein Chloratom, das im nicht angeregten Zustand ein ungepaartes Elektron besitzt

können mit etwas Energieaufwand in angeregte Zustände (ES) überführt werden, die durch drei, fünf oder sieben ungepaarte Elektronen gekennzeichnet sind:

Daher kann das Chloratom im Gegensatz zum Fluoratom nicht nur an der Bildung einer, sondern auch von drei, fünf oder sieben kovalenten Bindungen beteiligt sein. So beträgt die Kovalenz von Chlor in chloriger Säure HClO 2 drei, in Perchlorsäure HClO 3 fünf und in Perchlorsäure HClO 4 sieben. Ebenso kann ein Schwefelatom, das ebenfalls über ein unbesetztes 36SiO-Niveau verfügt, mit vier oder sechs ungepaarten Elektronen in angeregte Zustände übergehen und daher nicht nur an der Bildung von zwei, wie Sauerstoff, sondern auch von vier oder sechs kovalenten Bindungen beteiligt sein. Dies kann die Existenz von Verbindungen erklären, in denen Schwefel eine Kovalenz von vier (SO 2, SCl 4) oder sechs (SF 6) aufweist.

In vielen Fällen entstehen kovalente Bindungen auch durch gepaarte Elektronen, die in der äußeren Elektronenschicht des Atoms vorhanden sind. Betrachten Sie zum Beispiel die elektronische Struktur des Ammoniakmoleküls:

Hier zeigen die Punkte Elektronen an, die ursprünglich zum Stickstoffatom gehörten, und die Kreuze zeigen diejenigen an, die ursprünglich zu den Wasserstoffatomen gehörten. Von den acht Außenelektronen des Stickstoffatoms bilden sechs drei kovalente Bindungen und sind dem Stickstoffatom und den Wasserstoffatomen gemeinsam. Aber zwei Elektronen gehören nur zu Stickstoff und bilden einsames Elektronenpaar. Ein solches Elektronenpaar kann auch an der Bildung einer kovalenten Bindung mit einem anderen Atom beteiligt sein, wenn in der äußeren Elektronenschicht dieses Atoms ein freies Orbital vorhanden ist. Ein unbesetztes ls-Orbital existiert beispielsweise im Wasserstoffion H +, das im Allgemeinen frei von Elektronen ist:

Wenn daher ein NH 3 -Molekül mit einem Wasserstoffion interagiert, entsteht zwischen ihnen eine kovalente Bindung; Das freie Elektronenpaar am Stickstoffatom wird zwischen den beiden Atomen geteilt, was zur Bildung eines Ions führt Ammonium NH4:

Hier entstand die kovalente Bindung durch ein Elektronenpaar, das ursprünglich zu einem Atom gehörte (Spender Elektronenpaar) und ein freies Orbital eines anderen Atoms (Akzeptor Elektronenpaar). Diese Methode zur Bildung einer kovalenten Bindung wird aufgerufen Spender-Akzeptor. Im betrachteten Beispiel ist der Elektronenpaardonor ein Stickstoffatom und der Akzeptor ein Wasserstoffatom.

Die Erfahrung hat gezeigt, dass die vier N-H-Bindungen im Ammoniumion in jeder Hinsicht gleichwertig sind. Daraus folgt, dass sich eine nach der Donor-Akzeptor-Methode gebildete Bindung in ihren Eigenschaften nicht von einer kovalenten Bindung unterscheidet, die durch ungepaarte Elektronen wechselwirkender Atome entsteht.

Ein weiteres Beispiel für ein Molekül, in dem Donor-Akzeptor-Bindungen gebildet werden, ist das Stickoxid (I) N 2 O-Molekül.

Zuvor wurde die Strukturformel dieser Verbindung wie folgt dargestellt:

Nach dieser Formel ist das zentrale Stickstoffatom durch fünf kovalente Bindungen mit benachbarten Atomen verbunden, sodass seine äußere Elektronenschicht zehn Elektronen (fünf Elektronenpaare) enthält. Eine solche Schlussfolgerung widerspricht jedoch der elektronischen Struktur des Stickstoffatoms, da seine äußere L-Schicht nur vier Orbitale (ein 5- und drei p-Orbitale) enthält und nicht mehr als acht Elektronen aufnehmen kann. Daher kann die angegebene Strukturformel nicht als korrekt angesehen werden.

Betrachten wir die elektronische Struktur von Stickstoffmonoxid (I), wobei die Elektronen einzelner Atome abwechselnd durch Punkte oder Kreuze gekennzeichnet werden. Das Sauerstoffatom, das über zwei ungepaarte Elektronen verfügt, geht mit dem zentralen Stickstoffatom zwei kovalente Bindungen ein:

Aufgrund des am zentralen Stickstoffatom verbleibenden ungepaarten Elektrons geht dieses eine kovalente Bindung mit dem zweiten Stickstoffatom ein:

Dadurch werden die äußeren Elektronenschichten des Sauerstoffatoms und des zentralen Stickstoffatoms gefüllt: Hier entstehen stabile Acht-Elektronen-Konfigurationen. Aber die äußerste Elektronenschicht des äußersten Stickstoffatoms enthält nur sechs Elektronen; Dieses Atom kann daher ein Akzeptor eines anderen Elektronenpaares sein. Das daneben liegende zentrale Stickstoffatom verfügt über ein freies Elektronenpaar und kann als Donor fungieren. Dies führt zur Bildung einer weiteren kovalenten Bindung zwischen Stickstoffatomen nach der Donor-Akzeptor-Methode:

Jetzt hat jedes der drei Atome, aus denen das N 2 O-Molekül besteht, eine stabile Acht-Elektronen-Struktur der äußeren Schicht. Wird eine durch ein Donor-Akzeptor-Verfahren gebildete kovalente Bindung wie üblich durch einen vom Donoratom zum Akzeptoratom gerichteten Pfeil bezeichnet, so lässt sich die Strukturformel von Stickoxid (I) wie folgt darstellen:

Somit beträgt in Stickstoffmonoxid (I) die Kovalenz des zentralen Stickstoffatoms vier und die des äußersten zwei.

Die betrachteten Beispiele zeigen, dass Atome vielfältige Möglichkeiten zur Bildung kovalenter Bindungen haben. Letzteres kann durch ungepaarte Elektronen eines nicht angeregten Atoms und durch ungepaarte Elektronen, die infolge der Anregung des Atoms entstehen („Paarung“ von Elektronenpaaren), und schließlich durch die Donor-Akzeptor-Methode entstehen. Allerdings ist die Gesamtzahl der kovalenten Bindungen, die ein bestimmtes Atom eingehen kann, begrenzt. Sie wird durch die Gesamtzahl der Valenzorbitale bestimmt, also derjenigen Orbitale, deren Nutzung zur Bildung kovalenter Bindungen sich als energetisch günstig erweist. Quantenmechanische Berechnungen zeigen, dass es ähnliche Orbitale gibt S- und p-Orbitale der äußeren Elektronenschicht und d-Orbitale der vorherigen Schicht; in manchen Fällen, wie wir am Beispiel der Chlor- und Schwefelatome gesehen haben, können auch die b-Orbitale der äußeren Schicht als Valenzorbitale genutzt werden.

Atome aller Elemente der zweiten Periode haben vier Orbitale in der äußeren Elektronenschicht, wenn in der vorherigen Schicht keine ^-Orbitale vorhanden sind. Folglich können die Valenzorbitale dieser Atome nicht mehr als acht Elektronen aufnehmen. Dies bedeutet, dass die maximale Kovalenz der Elemente in der zweiten Periode vier beträgt.

Atome von Elementen der dritten und folgenden Perioden können nicht nur zur Bildung kovalenter Bindungen verwendet werden S- Und R-, aber auch ^-Orbitale. Es sind Verbindungen von ^-Elementen bekannt, bei denen es zur Bildung kovalenter Bindungen kommt S- Und R-Orbitale der äußeren Elektronenschicht und aller fünf

Die Fähigkeit von Atomen, an der Bildung einer begrenzten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen, wird als bezeichnet Sättigung kovalente Bindung.

• Eine auf Donor-Akzeptor-Weise gebildete kovalente Bindung wird manchmal auch kurz Donor-Akzeptor-Bindung genannt. Unter diesem Begriff ist jedoch keine spezielle Bindungsart zu verstehen, sondern lediglich eine bestimmte Art der Bildung einer kovalenten Bindung.

NEUE INFORMATIONEN NUTZEN

TECHNOLOGIE IM CHEMIEUNTERRICHT

Die Zeit schreitet schnell voran, und wenn die Schule früher eine theoretische Grundlage sowie pädagogische und methodische Unterstützung schaffen musste, verfügt sie jetzt über alles Notwendige, um die Effizienz ihrer Arbeit zu steigern. Und das ist ein großer Verdienst des nationalen Projekts „Bildung“. Natürlich haben wir Lehrer große Schwierigkeiten, moderne Technologien zu beherrschen. Unsere Unfähigkeit, mit einem Computer zu arbeiten, beeinträchtigt uns und es erfordert viel Zeit, ihn zu beherrschen. Aber trotzdem sehr interessant und spannend! Darüber hinaus ist das Ergebnis offensichtlich. Die Kinder sind am Unterricht interessiert, die vielfältigen Aktivitäten werden sehr schnell und informativ abgehalten.

Die Leute denken oft, dass Chemie schädlich und gefährlich sei. Wir hören oft: „Umweltfreundliche Produkte!“, „Ich habe gehört, dass Sie mit Chemikalien vergiftet werden!“... Aber das ist nicht so! Wir Chemielehrer stehen vor der Aufgabe, Schüler davon zu überzeugen, dass Chemie eine kreative Wissenschaft ist, dass sie die Produktivkraft der Gesellschaft ist und dass ihre Produkte in allen Industriezweigen, in der Landwirtschaft und ohne Chemisierung in der Weiterentwicklung der Zivilisation eingesetzt werden ist unmöglich.

Die flächendeckende Einführung von Chemikalien, Substanzen, Methoden und technologischen Techniken erfordert hochqualifizierte Fachkräfte mit soliden chemischen Kenntnissen. Zu diesem Zweck verfügt unsere Schule über eine Fachklasse für Chemie und Biologie, die den Schülern eine hochwertige Vorbereitung auf die Fortsetzung ihrer Chemieausbildung bietet. Damit sich Schülerinnen und Schüler im Gymnasium für dieses besondere Profil entscheiden können, gibt es in der 9. Klasse den Wahlpflichtkurs „Chemie im Alltag“, der den Kindern den Einstieg in Berufe mit direktem Bezug zu den Fächern Chemie und Biologie erleichtern soll . Auch wenn die Schüler im Gymnasium kein chemisches und biologisches Hauptfach wählen, wird das Wissen über Stoffe, denen sie im Alltag ständig begegnen, im Leben von Nutzen sein.

Im Wahlfachbereich stehen Vorlesungen an erster Stelle. Bei der Vorbereitung nutze ich Online-Informationsquellen. Auf dem Bildschirm werden viele Illustrationen, Diagramme, Videosammlungen, Labormaterialien und Folien angezeigt, auf deren Grundlage ich meine Geschichte erzähle. Meine Erklärungstechnologie hat sich erheblich verändert. Die Kinder sind sehr interessiert, sie hören der Geschichte mit großer Aufmerksamkeit und Lust zu.

Chemie ist eine experimentelle Wissenschaft. Für den Laborunterricht wird viel Zeit aufgewendet. Es kommt jedoch vor, dass einige Reagenzien im Labor nicht verfügbar sind und ein virtuelles Labor Abhilfe schafft. Mithilfe eines speziellen Programms können Studierende ein virtuelles Experiment durchführen. Die Kinder untersuchen die Wirkung synthetischer Waschmittel auf verschiedene Stoffarten, die Löslichkeit von Mineraldüngern in Wasser, das Medium ihrer Lösung und die qualitative Zusammensetzung von Lebensmitteln (Kohlenhydrate, Proteine, Fette). Am Computer führen sie ein eigenes Experimentiertagebuch, in dem sie das Thema der Laborarbeit, ihre Beobachtungen und Schlussfolgerungen zum richtigen Einsatz dieser Substanzen im Alltag festhalten. Die Vorteile eines virtuellen Labors liegen in der Sicherheit, dem Verzicht auf Laborgeräte und dem minimalen Zeitaufwand.

Am Ende des Kurses müssen die Studierenden einen Test zu jedem behandelten Thema ablegen. Sie stehen vor der Aufgabe zu entscheiden, in welcher Form sie zusammenfassen möchten. Die traditionellste Variante ist ein Test in Form einer Zusammenfassung, einer Nachricht oder eines Berichts. Um sie vorzubereiten, verwenden Kinder Materialien aus Internetressourcen. Dabei helfe ich ihnen natürlich: Ich stelle die Aufgabenstellung klar, formuliere die Fragen, die die Studierenden beantworten müssen, und gebe die Adresse der Seite mit Informationen zum jeweiligen Thema an.

Diese Form ist jedoch bereits etwas veraltet und einige Leute begannen, Projektaktivitäten auszuwählen. Sie arbeiten einzeln, in Gruppen, in Teams. Die Suche nach Informationen ist ohne die Nutzung der Leistungsfähigkeit des Internets nicht vollständig. Bevor ich sie in eine kostenlose Suche überlasse, gebe ich ihnen Orientierung: Suchtechniken, Schlüsselwörter, Phrasen, Namen von Suchmaschinen, mit denen die Arbeit nützlich sein könnte, Adressen von Internetseiten.

Kinder wählen auch einen Test in Form eines Spiels, Aufgaben und Übungen, für die sie sich entwickeln. Dies könnte ein Spin-Test sein, „Kluge Männer und Frauen“, „Wie wird man Millionär?“, „Was?“ Wo? Wann?“, verschiedene Rätsel.

Ich arrangiere auch eine Präsentation des resultierenden Produkts mithilfe von Remote-Technologien. Durch die Veröffentlichung der Ergebnisse ihrer Aktivitäten im Internet auf der Schul- oder Klassenwebsite haben Schüler die Möglichkeit, ihre Arbeit nicht nur mit Hilfe ihrer Klassenkameraden, sondern auch mit Kindern und Lehrern anderer Schulen zu bewerten, diese Ergebnisse zu diskutieren und anzuschauen betrachte sie mit anderen Augen.

Aus Sicht der Neue-Medien-Pädagogik leben wir in äußerst interessanten Zeiten. Die rasante Einführung moderner Technologien zwingt uns, alte Positionen neu anzugehen. Die berufsvorbereitende Ausbildung an unserer Schule läuft seit vier Jahren und jedes Mal schaue ich mir den Verlauf des Unterrichts an, weil... Es eröffnen sich neue Perspektiven, es entstehen fruchtbare Verbindungen zwischen traditionellen Lehrmethoden und neuen Herausforderungen der Gesellschaft, Information und Wissen. Tatsächlich ist Medienerziehung Teil der Allgemeinbildung geworden. Gleichzeitig entwickeln die Kinder Kommunikationsfähigkeiten, Interesse an neuen Technologien, Leidenschaft, Eigenaktivität, Kreativität, sie arbeiten aktiv zusammen und tauschen ihre eigenen Meinungen aus.

Ich bin davon überzeugt, dass der Einsatz von Informationstechnologie zu einer entwickelten Bildungskultur führen kann. Das ist Erfolg im Lehren und Lernen. Nutzen Sie Informationstechnologie! Wechseln Sie von alten Trainingsformen, die ihre Wirksamkeit verloren haben, zu neueren, fortschrittlicheren und moderneren!

Der Einsatz neuer Informationstechnologien im Bildungsprozess lässt sich am Beispiel einer Unterrichtsstunde in allgemeiner Chemie in der 11. Klasse veranschaulichen.

Bildungsmechanismus und Eigenschaften kovalenter Bindungen

Der Zweck der Lektion. Erinnern Sie sich an den Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aus dem Kurs der 8. Klasse, studieren Sie den Donor-Akzeptor-Mechanismus und die Eigenschaften einer kovalenten Bindung.

Ausrüstung. Tabelle der Elektronegativität chemischer Elemente, Kodogramme von st- und l-Bindungen, Lehrdiskette „Allgemeine Chemie“ aus der Reihe der Lehrprogramme von Cyril und Methodius mit Diagrammen und Modellen von Molekülen, Kugel-Stab-Modelle von Molekülen, Arbeitskarte mit Aufgaben und Tests, interaktives Whiteboard, Computer, Aufgaben zur Festigung und Kontrolle des Wissens mit Fernbedienung.

Während des Unterrichts

Die Vorlesung wird mit der Lehrdiskette „Allgemeine Chemie“ durchgeführt.

Wiederholung des behandelten Materials

Erinnern Sie sich mit den Schülern daran, wie Bindungen zwischen Nichtmetallatomen gebildet werden. Erledigen Sie die Aufgaben 1, 2 auf der Arbeitskarte (siehe Anhang).

Neues Material lernen

Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung:

a) Austausch (zum Beispiel H 2, Cl 2, HC1);

b) Donor-Akzeptor (am Beispiel von NH 4 C1).

Die Schüler notieren sofort ihre Hausaufgaben am Rand: Beschreiben Sie die Entstehung des Hydroniumions H 3 UM + aus H-Ion + und Wassermoleküle.

Arten kovalenter Bindungen: polar und unpolar (je nach Zusammensetzung des Moleküls).

Eigenschaften kovalenter Bindungen.

Vielzahl(einfach, eineinhalb, doppelt, dreifach).

Kommunikationsenergie- Dies ist die Energiemenge, die bei der Bildung einer chemischen Bindung freigesetzt oder für deren Bruch aufgewendet wird.

Linklänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen eines Moleküls.

Energie und Bindungslänge hängen zusammen. Zeigen Sie anhand eines Beispiels, wie diese Eigenschaften miteinander zusammenhängen und wie sie sich auf die Stärke des Moleküls auswirken (auf die Tafel projizieren):

Sättigungsfähigkeit ist die Fähigkeit von Atomen, eine bestimmte und begrenzte Anzahl von Bindungen einzugehen. Zeigen Sie mit Beispielen von Ball-and-Rod

Moleküle Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.

Direktionalität. Betrachten Sie Zeichnungen der Überlappung von Elektronenwolken während der Bildung von σ- und π-Bindungen und projizieren Sie sie auf die Tafel (Abb.).

Fixieren Sie die Aufgaben 6, 7 auf der Arbeitskarte (siehe Anhang).

Kleine Pause!

1. Beginnen wir die Liste der Reihe nach,

Weil das erste Element.

(Übrigens bildet es Wasser -

Ein sehr wichtiger Punkt).

Stellen wir uns sein Molekül vor

Praktische Formel H 2.

Lassen Sie uns deutlich hinzufügen -

Es gibt keinen leichteren Stoff auf der Welt!

2. N 2 - Stickstoffmolekül.

Es ist bekanntermaßen farblos

Gas. Viel Wissen, aber lasst uns

Lassen Sie uns ihren Vorrat auffüllen.

3. Er ist überall und überall:

Und in Stein, in der Luft, im Wasser,

Er ist im Morgentau,

Und am blauen Himmel.

(Sauerstoff.)

4. Pilzsammler fanden im Wald einen kleinen Sumpf, aus dem stellenweise Gasblasen platzten. Das Gas loderte aus dem Streichholz auf und eine schwach leuchtende Flamme begann durch den Sumpf zu wandern. Was für ein Gas ist das? (Methan.)

Fortsetzung der Lektion.

Polarisierbarkeit- Dies ist die Fähigkeit einer kovalenten Bindung, ihre Polarität unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu ändern (achten Sie auf so unterschiedliche Konzepte wie Bindungspolarität und Polarisierbarkeit des Moleküls).

Vertiefung des Gelernten

Die Steuerung des untersuchten Themas erfolgt über Fernbedienungen.

Die Umfrage dauert 3 Minuten, 10 Fragen sind einen Punkt wert, für die Beantwortung sind 30 Sekunden vorgesehen, die Fragen werden auf die interaktive Tafel projiziert. Wenn Sie 9–10 Punkte erzielen, erhalten Sie „5“, bei 7–8 Punkten erhalten Sie „4“, bei 5–6 Punkten erhalten Sie „3“.

Fragen zur Vertiefung

1. Eine Bindung, die aufgrund gemeinsamer Elektronenpaare entsteht, heißt:

a) ionisch; b) kovalent; c) Metall.

2. Zwischen Atomen entsteht eine kovalente Bindung:

a) Metalle; b) Nichtmetalle; c) Metall und Nichtmetall.

3. Der Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund eines einzelnen Elektronenpaars eines Atoms und eines freien Orbitals eines anderen heißt:

a) Spender-Akzeptor; b) inert; c) katalytisch.

4. Welches Molekül hat eine kovalente Bindung?

a) Zn; b) CuO; c) NH 3.

5. Die Bindungsvielfalt in einem Stickstoffmolekül ist gleich:

eine Drei; b) zwei; c) eins.

6. Die kürzeste Bindungslänge in einem Molekül:

a) H 2 S; b) SF 6; c) SO 2; d) SOr

7. Wenn sich Elektronenwolken entlang der Achse überlappen, die die Kerne wechselwirkender Atome verbindet, entsteht Folgendes:

a) σ-Bindung; b) π-Bindung; c) ρ-Bindung.

8. Das Stickstoffatom hat eine mögliche Anzahl ungepaarter Elektronen:

a) 1; b)2; um 3.

9. Die Bindungsstärke nimmt in der Reihe zu:

a) H 2 O – H 2 S; 6) NH 3 - PH 3; c) CS 2 – C O 2; d) N 2 – O 2

10. Das Orbital des Hybrids hat die Form:

ein Ball; b) unregelmäßige Acht; c) reguläre Acht.

Die Ergebnisse werden sofort auf dem Bildschirm angezeigt, wir erstellen zu jeder Frage einen Bericht.

Analyse der Hausaufgaben (siehe Anhang - Arbeitskarte), § 6 des Lehrbuchs von O.S. Gabrielyan, G.GLysov „Chemie. 11. Klasse“ (M.: Bustard, 2006), Notizen in einem Notizbuch.

Anwendung

Arbeitskarte

1. Ordnen Sie die Namen des Stoffes und die Art der Bindung zu.

1) Kaliumchlorid;

2) Sauerstoff;

3) Magnesium;

4) Tetrachlorkohlenstoff.

a) kovalent unpolar;

b) ionisch;

c) Metall;

d) kovalent polar.

2. Zwischen den Atomen welcher Elemente wird die chemische Bindung ionischer Natur sein?

a) NnO; b) Si und C1; c) Na und O; d) P und Br.

3. Die Länge der Verbindung wird ausgedrückt in:

a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.

4. Wo ist die chemische Bindung am stärksten: im Cl 2- oder O 2-Molekül?

5. Welches Molekül hat eine stärkere Wasserstoffbindung: H 2 O oder H 2 S?

6. Setzen Sie den Satz fort: „Die Bindung, die durch die Überlappung von Elektronenwolken entlang der Verbindungslinie zwischen den Atomkernen entsteht, heißt........................ ..... ......",

7. Zeichnen Sie Diagramme der Überlappung von Elektronenorbitalen während der Bildung einer π-Bindung.

8. Hausaufgaben. „Allgemeine Chemie in Tests, Problemen, Übungen“ von O.S. Gabrielyan (M.: Drofa, 2003), Arbeit 8A, Option 1, 2.

Die Idee, eine chemische Bindung mithilfe eines Elektronenpaars beider verbindender Atome zu bilden, wurde 1916 von dem amerikanischen physikalischen Chemiker J. Lewis geäußert.

Kovalente Bindungen bestehen zwischen Atomen sowohl in Molekülen als auch in Kristallen. Es kommt sowohl zwischen identischen Atomen (z. B. in H2-, Cl2-, O2-Molekülen, in einem Diamantkristall) als auch zwischen verschiedenen Atomen (z. B. in H2O- und NH3-Molekülen, in SiC-Kristallen) vor. Fast alle Bindungen in Molekülen organischer Verbindungen sind kovalent (C-C, C-H, C-N usw.).

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter Bindungen:

1) Austausch;

2) Spender-Akzeptor.

Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungenliegt darin, dass jedes der verbindenden Atome ein ungepaartes Elektron zur Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares (Bindung) bereitstellt. Die Elektronen wechselwirkender Atome müssen entgegengesetzte Spins haben.

Betrachten wir zum Beispiel die Bildung einer kovalenten Bindung in einem Wasserstoffmolekül. Wenn sich Wasserstoffatome nähern, dringen ihre Elektronenwolken ineinander ein, was als Überlappung von Elektronenwolken bezeichnet wird (Abb. 3.2), die Elektronendichte zwischen den Kernen nimmt zu. Die Kerne ziehen sich gegenseitig an. Dadurch sinkt die Energie des Systems. Wenn Atome sehr nahe beieinander liegen, verstärkt sich die Abstoßung der Atomkerne. Daher gibt es einen optimalen Abstand zwischen den Kernen (Bindungslänge l), bei dem das System die minimale Energie aufweist. In diesem Zustand wird Energie freigesetzt, die sogenannte Bindungsenergie E St.

Reis. 3.2. Diagramm der Überlappung von Elektronenwolken während der Bildung eines Wasserstoffmoleküls

Schematisch lässt sich die Entstehung eines Wasserstoffmoleküls aus Atomen wie folgt darstellen (ein Punkt bedeutet ein Elektron, eine Linie bedeutet ein Elektronenpaar):

N + N→N: N oder N + N→N – N.

Allgemein gilt für AB-Moleküle anderer Stoffe:

A + B = A: B.

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungenliegt darin, dass ein Teilchen – der Donor – ein Elektronenpaar zur Bindungsbildung darstellt und das zweite – der Akzeptor – ein freies Orbital darstellt:

A: + B = A: B.

Spenderakzeptor

Betrachten wir die Mechanismen der Bildung chemischer Bindungen im Ammoniakmolekül und im Ammoniumion.

1. Bildung

Das Stickstoffatom verfügt auf dem äußeren Energieniveau über zwei gepaarte und drei ungepaarte Elektronen:

Das Wasserstoffatom in der s-Unterebene hat ein ungepaartes Elektron.

Im Ammoniakmolekül bilden die ungepaarten 2p-Elektronen des Stickstoffatoms drei Elektronenpaare mit den Elektronen von 3 Wasserstoffatomen:

Im NH 3 -Molekül werden nach dem Austauschmechanismus 3 kovalente Bindungen gebildet.

2. Bildung eines komplexen Ions – Ammoniumion.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl oder NH 3 + H + = NH 4 +

Das Stickstoffatom verbleibt mit einem freien Elektronenpaar, also zwei Elektronen mit antiparallelen Spins in einem Atomorbital. Das Atomorbital des Wasserstoffions enthält keine Elektronen (freies Orbital). Wenn sich ein Ammoniakmolekül und ein Wasserstoffion einander nähern, kommt es zu einer Wechselwirkung zwischen dem freien Elektronenpaar des Stickstoffatoms und dem freien Orbital des Wasserstoffions. Das freie Elektronenpaar wird den Stickstoff- und Wasserstoffatomen gemeinsam und es kommt zu einer chemischen Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus. Das Stickstoffatom des Ammoniakmoleküls ist der Donor und das Wasserstoffion ist der Akzeptor:

Es ist zu beachten, dass im NH 4 + -Ion alle vier Bindungen äquivalent und nicht unterscheidbar sind; daher ist die Ladung im Ion im gesamten Komplex delokalisiert (verteilt).

Die betrachteten Beispiele zeigen, dass die Fähigkeit eines Atoms, kovalente Bindungen zu bilden, nicht nur durch Ein-Elektronen-, sondern auch durch 2-Elektronen-Wolken oder das Vorhandensein freier Orbitale bestimmt wird.

Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus werden Bindungen in komplexen Verbindungen gebildet: - ; 2+ ; 2- usw.

Eine kovalente Bindung hat folgende Eigenschaften:

- Sättigung;

- Direktionalität;

- Polarität und Polarisierbarkeit.