Esta lección está dedicada a generalizar y sistematizar el conocimiento sobre los tipos de enlaces químicos. Durante la lección, se considerarán los esquemas para la formación de enlaces químicos en diversas sustancias. La lección ayudará a reforzar la capacidad de determinar el tipo de enlace químico en una sustancia según su fórmula química.
Tema: Enlace químico. disociación electrolítica
Lección: Esquemas de formación de sustancias con diferentes tipos de enlaces.
Arroz. 1. Esquema de formación de enlaces en una molécula de flúor.
La molécula de flúor consta de dos átomos del mismo elemento químico no metálico con la misma electronegatividad, por lo que en esta sustancia se realiza un enlace covalente no polar; Representamos un diagrama de formación de enlaces en una molécula de flúor. Arroz. 1.
Alrededor de cada átomo de flúor, mediante puntos, dibujaremos siete electrones de valencia, es decir, exteriores. Cada átomo necesita un electrón más para alcanzar un estado estable. Por tanto, se forma un par de electrones común. Reemplazándolo con un guión, representamos la fórmula gráfica de la molécula de flúor F-F.
Conclusión:Se forma un enlace covalente no polar entre moléculas de un elemento químico no metálico. Con este tipo de enlace químico se forman pares de electrones comunes que pertenecen por igual a ambos átomos, es decir, no hay desplazamiento en la densidad electrónica hacia ninguno de los átomos del elemento químico.
Arroz. 2. Esquema de formación de enlaces en una molécula de agua.
Una molécula de agua consta de átomos de hidrógeno y oxígeno, dos elementos no metálicos con diferentes valores de electronegatividad relativa, por lo que esta sustancia tiene un enlace covalente polar.
Dado que el oxígeno es un elemento más electronegativo que el hidrógeno, los pares de electrones compartidos están sesgados hacia el oxígeno. Aparece una carga parcial en los átomos de hidrógeno y una carga negativa parcial en el átomo de oxígeno. Reemplazando ambos pares de electrones comunes con guiones, o más bien flechas, que muestran el cambio en la densidad electrónica, escribimos la fórmula gráfica del agua Fig. 2.
Conclusión:Un enlace polar covalente se produce entre átomos de diferentes elementos no metálicos, es decir, con diferentes valores de electronegatividad relativa. En este tipo de enlace se forman pares de electrones compartidos, que se desplazan hacia el elemento más electronegativo..
1. Nos. 5,6,7 (pág. 145) Rudzitis G.E. Química inorgánica y orgánica. 8vo grado: libro de texto para instituciones de educación general: nivel básico / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Iluminación. 2011, 176 págs.: enfermo.
2. Indique la partícula con radio mayor y menor: átomo de Ar, iones: K +, Ca 2+, Cl - Justifique su respuesta.
3. Nombra tres cationes y dos aniones que tengan la misma capa electrónica que el ion F -.
Capte la respuesta.
a) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre sodio y
oxígeno.
1. El sodio es un elemento del subgrupo principal del grupo I, un metal. Es más fácil para su átomo ceder el primer electrón externo que aceptar los siete que faltan:
2. El oxígeno es un elemento del subgrupo principal del grupo VI, un no metal.
Es más fácil para su átomo aceptar 2 electrones, que no son suficientes para completar el nivel exterior, que ceder 6 electrones del nivel exterior. 
3. Primero, encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: es igual a 2(2∙1). Para que los átomos de Na cedan 2 electrones, necesitan tomar 2 (2:1), para que los átomos de oxígeno puedan tomar 2 electrones, necesitan tomar 1.
4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de sodio y oxígeno se puede escribir de la siguiente manera: 
b) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo.
I. El litio es un elemento del grupo I del subgrupo principal, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 1 electrón exterior que aceptar los 7 que faltan: 
2. El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Su
Es más fácil para un átomo aceptar 1 electrón que ceder 7 electrones: 
2. El mínimo común múltiplo de 1, es decir Para que 1 átomo de litio ceda y un átomo de cloro reciba 1 electrón, debemos tomarlos uno a la vez.
3. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y cloro se puede escribir de la siguiente manera: 
c) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos.
magnesio y flúor.
1. El magnesio es un elemento del grupo II del subgrupo principal, el metal. Su
Es más fácil para un átomo ceder 2 electrones externos que aceptar los 6 que faltan: 
2. El flúor es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Su
Es más fácil para un átomo aceptar 1 electrón, que no es suficiente para completar el nivel exterior, que ceder 7 electrones: 
2. Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: es igual a 2(2∙1). Para que los átomos de magnesio cedan 2 electrones, solo se necesita un átomo; para que los átomos de flúor acepten 2 electrones, necesitan tomar 2 (2: 1).
3. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo se puede escribir de la siguiente manera: 
Responde a la pregunta 5.
El elemento con número atómico 35 es el bromo (Br). La carga nuclear de su átomo es 35. Un átomo de bromo contiene 35 protones, 35 electrones y 45 neutrones.
§ 7. Cambios en la composición de los núcleos de átomos de elementos químicos. Isótopos
Respuesta a la pregunta 1.
Los isótopos 40 19 K y 40 18 Ar exhiben propiedades diferentes porque tienen diferentes cargas nucleares y diferentes números de electrones.
Respuesta a la pregunta 2.
La masa atómica relativa del argón es cercana a 40, porque en el núcleo de su átomo hay 18 protones y 22 neutrones, y en el núcleo del átomo de potasio hay 19 protones y 20 neutrones, por lo que su masa atómica relativa es cercana a 39. Dado que el número de protones en el núcleo del El átomo de potasio es mayor, aparece en la tabla después del argón.
Respuesta a la pregunta 3.
Los isótopos son variedades de átomos de un mismo elemento que tienen la misma cantidad de protones y electrones y diferente cantidad de neutrones.
Respuesta a la pregunta 4.
Los isótopos del cloro tienen propiedades similares, porque Las propiedades están determinadas por la carga del núcleo, y no por su masa relativa, incluso cuando la masa atómica relativa de los isótopos de cloro cambia en 1 o 2 unidades, la masa cambia ligeramente, a diferencia de los isótopos de hidrógeno, donde cuando se agregan uno o dos neutrones. , la masa del núcleo cambia 2 o 3 veces.
Responde a la pregunta 5.
Deuterio (agua pesada): un compuesto en el que 1 átomo de oxígeno está unido a dos átomos del isótopo de hidrógeno 2 1 D, fórmula D2 O. Comparación de las propiedades de D2 O y H2 O
Respuesta a la pregunta 6.
El elemento con un valor relativo grande se coloca primero.
masa atómica en vapor:
Te-I (yodo de telurio) 128 Te y 127 I.
Th-Pa (torio-protactinio) 232 90 Th y 231 91 Pa. U-Np (uranio-neptunio) 238 92 U y 237 93 Np.
§ 8 . Estructura de capas electrónicas de átomos.
Respuesta a la pregunta 1.
a)Al +13 | b) pag | c) O | |||||||
13 Al 2e– , 8e– , 3e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 8 О 2e– , 6e– | |||||||
a) - diagrama de la estructura del átomo de aluminio; b) - diagrama de la estructura del átomo de fósforo; c) - diagrama de la estructura del átomo de oxígeno.
Respuesta a la pregunta 2.
a) comparar la estructura de los átomos de nitrógeno y fósforo.
7 norte 2e– , 5e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– |
|||||
La estructura de la capa electrónica de estos átomos es similar; ambos contienen 5 electrones en el último nivel de energía. Sin embargo, el nitrógeno sólo tiene 2 niveles de energía, mientras que el fósforo tiene 3.
b) Comparemos la estructura de los átomos de fósforo y azufre.
15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 16 T 2e– , 8e– , 6e– | ||||||
Los átomos de fósforo y azufre tienen 3 niveles de energía, cada uno con un último nivel incompleto, pero el fósforo tiene 5 electrones en su último nivel de energía y el azufre tiene 6.
Respuesta a la pregunta 3.
Un átomo de silicio contiene 14 protones y 14 neutrones en su núcleo. El número de electrones alrededor del núcleo, así como el número de protones, es igual al número atómico del elemento. El número de niveles de energía está determinado por el número del período y es igual a 3. El número de electrones externos está determinado por el número del grupo y es igual a 4.
Respuesta a la pregunta 4.
El número de elementos contenidos en un período es igual al número máximo posible de electrones en el nivel de energía externo y este número está determinado por la fórmula 2n2, donde n es el número del período.
Por lo tanto, el primer período contiene solo 2 elementos (2 12) y el segundo período contiene 8 elementos (2 22).
Responde a la pregunta 5.
EN astronomía - El período de rotación de la Tierra alrededor de su eje es de 24 horas.
EN Geografía - Cambio de estaciones con un período de 1 año.
EN física - Oscilaciones periódicas de un péndulo.
EN biología - Cada célula de levadura en condiciones óptimas una vez cada 20 minutos. Comparte.
Respuesta a la pregunta 6.
Los electrones y la estructura del átomo fueron descubiertos a principios del siglo XX, un poco más tarde se escribió este poema, que refleja en gran medida la teoría nuclear, o planetaria, de la estructura del átomo, y el autor también admite la posibilidad de que Los electrones también son partículas complejas, cuya estructura simplemente no entendemos todavía.
Respuesta a la pregunta 7.
Las dos cuartetas que figuran en el libro de texto hablan del enorme talento poético y la mente flexible de V. Bryusov, ya que fácilmente podía comprender y aceptar todos los logros de la ciencia contemporánea, así como, aparentemente, la ilustración y la educación en esta área.
§ 9 . Cambio en el número de electrones en el nivel de energía externo de los átomos de elementos químicos.
Respuesta a la pregunta 1.
a) Comparemos la estructura y propiedades de los átomos de carbono y silicio.
6C 2e–, 4e– | 14 Si 2e– , 8e– , 4e– | ||||
En términos de la estructura de la capa electrónica, estos elementos son similares: ambos tienen 4 electrones en el último nivel de energía, pero el carbono tiene 2 niveles de energía y el silicio tiene 3. Porque Si el número de electrones en el nivel exterior es el mismo, entonces las propiedades de estos elementos serán similares, pero el radio del átomo de silicio es mayor, por lo tanto, en comparación con el carbono, exhibirá más propiedades metálicas.
b) Comparemos la estructura y propiedades de los átomos de silicio y fósforo:
14 Si 2e– , 8e– , 4e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | |||||
Los átomos de silicio y fósforo tienen 3 niveles de energía y cada uno tiene un último nivel incompleto, pero el silicio tiene 4 electrones en el último nivel de energía y el fósforo tiene 5, por lo que el radio del átomo de fósforo es más pequeño y exhibe propiedades no metálicas para en mayor medida que el silicio.
Respuesta a la pregunta 2.
a) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre aluminio y oxígeno.
1. El aluminio es un elemento del subgrupo principal del grupo III, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 3 electrones externos que aceptar los que faltan.
Al0 – 3e– → Al+ 3
2. El oxígeno es un elemento del subgrupo principal del grupo VI, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar 2 electrones, que no son suficientes para completar el nivel exterior, que ceder 6 electrones del nivel exterior.
O0 + 2e– → O− 2
3. Primero, encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones resultantes: 6(3 2). Para que los átomos de Al cedan 6
electrones, deben tomarse 2 (6: 3), para que los átomos de oxígeno puedan aceptar 6 electrones, deben tomarse 3 (6: 2).
4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de aluminio y oxígeno se puede escribir de la siguiente manera:
2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3
6e–
b) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo.
1. El litio es un elemento del grupo I del subgrupo principal, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 1 electrón exterior que aceptar los 7 que faltan:
Li0 – 1e– → Li+ 1
2. El fósforo es un elemento del subgrupo principal del grupo V, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar 3 electrones, que no son suficientes para completar el nivel exterior, que ceder 5 electrones:
Р0 + 3e– → Р− 3
3. Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: 3(3 1). Para regalar átomos de litio.
3 electrones, necesitas tomar 3 (3:1), para que los átomos de fósforo puedan tomar 5 electrones, necesitas tomar solo 1 átomo (3:3).
4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo se puede escribir de la siguiente manera:
3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P
c) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos de magnesio y flúor.
1. El magnesio es un elemento del grupo II del subgrupo principal, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 2 electrones externos que aceptar los que faltan.
Mg0 – 2e– → Mg+ 2
2. El flúor es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar 1 electrón, que no es suficiente para completar el nivel exterior, que ceder 7 electrones:
F0 + 1e– → F− 1
3. Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: 2(2 1). Para que los átomos de magnesio cedan 2 electrones, solo se necesita un átomo; para que los átomos de flúor acepten 2 electrones, necesitan tomar 2 (2: 1).
4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo se puede escribir de la siguiente manera:
Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2
Respuesta a la pregunta 3.
Los metales más típicos están ordenados en la tabla periódica.
V al principio de los períodos y al final de los grupos, por lo que el metal más típico es el francio (Fr). Los no metales típicos se encuentran
V al final de los períodos y al inicio de los grupos. Por tanto, el no metal más típico es el flúor (F). (El helio no se muestra cualquier propiedad química).
Respuesta a la pregunta 4.
Los gases inertes comenzaron a llamarse gases nobles, al igual que los metales, porque en la naturaleza se encuentran exclusivamente en forma libre y forman compuestos químicos con gran dificultad.
Responde a la pregunta 5.
La expresión “Las calles de la ciudad por la noche se inundaron de neón” es químicamente incorrecta, porque... El neón es un gas inerte y raro; hay muy poco en el aire. Sin embargo, el neón está lleno de lámparas de neón y lámparas fluorescentes, que a menudo se utilizan para iluminar carteles, carteles y anuncios por la noche.
§ 10 . Interacción de átomos de elementos no metálicos entre sí.
Respuesta a la pregunta 1.
El esquema electrónico para la formación de una molécula de halógeno diatómico se verá así:
a + a → aa
Una fórmula estructural
Respuesta a la pregunta 2.
a) Esquema de formación de enlaces químicos para AlCl3:
El aluminio es un elemento del grupo III. Es más fácil para su átomo ceder 3 electrones externos que aceptar los 5 que faltan.
Al° - 3 e→ Al+3
El cloro es un elemento del grupo VII. Es más fácil para su átomo aceptar 1 electrón, que no es suficiente para completar el nivel exterior, que ceder 7 electrones.
Сl° + 1 e → Сl–1
Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: 3(3:1). Para que los átomos de aluminio cedan 3 electrones, necesitan tomar solo 1 átomo (3:3), para que los átomos de cloro puedan tomar 3 electrones, necesitan tomar 3 (3:1)
Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3
3 mi –
El enlace entre átomos metálicos y no metálicos es de naturaleza iónica. b) Esquema de formación de enlaces químicos para Cl2:
El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII. Sus átomos tienen 7 electrones en el nivel exterior. El número de electrones desapareados es
→ClCl |
|||||||||
El enlace entre átomos de un mismo elemento es covalente.
Respuesta a la pregunta 3.
El azufre es un elemento del subgrupo principal del grupo VI. Sus átomos tienen 6 electrones en el nivel exterior. El número de electrones desapareados es (8–6)2. En las moléculas S2, los átomos están conectados por dos pares de electrones compartidos, por lo que el enlace es doble.
El esquema de formación de la molécula S2 se verá así:
Respuesta a la pregunta 4.
En la molécula de S2 hay un doble enlace, en la molécula de Cl hay un enlace sencillo, en la molécula de N2 hay un triple enlace. Por lo tanto, la molécula más fuerte será N2, menos fuerte S2 y aún más débil Cl2.
La longitud del enlace es más corta en la molécula de N2, más larga en la molécula de S2 e incluso más larga en la molécula de Cl2.
§ once . Enlace químico polar covalente
Respuesta a la pregunta 1.
Dado que los valores de EO del hidrógeno y el fósforo son los mismos, el enlace químico en la molécula de PH3 será covalente no polar.
Respuesta a la pregunta 2.
1. a) en la molécula S2 el enlace es covalente no polar, porque está formado por átomos del mismo elemento. El esquema de formación de la conexión será el siguiente:
El azufre es un elemento del subgrupo principal del grupo VI. Sus átomos tienen 6 electrones en su capa exterior. Habrá electrones desapareados: 8 – 6 = 2.
Denotemos los electrones externos S.
b) en la molécula de K2 O el enlace es iónico, porque está formado por átomos de elementos metálicos y no metálicos.
El potasio es un elemento del grupo I del subgrupo principal, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 1 electrón que aceptar los 7 que faltan:
K0 – 1e– → K+ 1
El oxígeno es un elemento del subgrupo principal del grupo VI, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar 2 electrones, que no son suficientes para completar el nivel, que ceder 6 electrones:
O0 + 2e– → O− 2
Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: 2(2 1). Para que los átomos de potasio cedan 2 electrones, necesitan tomar 2, para que los átomos de oxígeno puedan aceptar 2 electrones, solo se necesita 1 átomo:
2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O
c) en la molécula de H2 S el enlace es polar covalente, porque está formado por átomos de elementos con diferentes EO. El esquema de formación de la conexión será el siguiente:
El azufre es un elemento del subgrupo principal del grupo VI. Sus átomos tienen 6 electrones en su capa exterior. Habrá electrones desapareados: 8– 6=2.
El hidrógeno es un elemento del subgrupo principal del grupo I. Sus átomos contienen 1 electrón en la capa exterior. Un electrón no está apareado (para un átomo de hidrógeno, el nivel de dos electrones está completo). Denotamos los electrones externos:
H + S + H → H | |||
Los pares de electrones comunes se desplazan hacia el átomo de azufre, ya que es más electronegativo.
H δ+→ S 2 δ−← H δ+
1. a) en la molécula de N2 el enlace es covalente no polar, porque está formado por átomos del mismo elemento. El esquema de formación de conexiones es el siguiente:
El nitrógeno es un elemento del subgrupo principal del grupo V. Sus átomos tienen 5 electrones en la capa exterior. Electrones desapareados: 8 – 5 = 3.
Denotemos los electrones externos: N
→ norte norte |
|||||||
norte ≡ norte
b) en la molécula de Li3 N el enlace es iónico, porque está formado por átomos de elementos metálicos y no metálicos.
El litio es un elemento del subgrupo principal del grupo I, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 1 electrón que aceptar los 7 que faltan:
Li0 – 1e– → Li+ 1
El nitrógeno es un elemento del subgrupo principal del grupo V, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar 3 electrones, que no son suficientes para completar el nivel exterior, que ceder cinco electrones del nivel exterior:
N0 + 3e– → N− 3
Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: 3(3 1). Para que los átomos de litio cedan 3 electrones, se necesitan 3 átomos, para que los átomos de nitrógeno acepten 3 electrones, solo se necesita un átomo:
3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N
3e–
c) en la molécula de NCl3 el enlace es polar covalente, porque está formado por átomos de elementos no metálicos con diferentes valores de EO. El esquema de formación de conexiones es el siguiente:
El nitrógeno es un elemento del subgrupo principal del grupo V. Sus átomos tienen 5 electrones en su capa exterior. Habrá electrones desapareados: 8– 5=3.
El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII. Sus átomos contienen 7 electrones en la capa exterior. permanece sin emparejar
De vuelta atras
¡Atención! Las vistas previas de diapositivas tienen únicamente fines informativos y es posible que no representen todas las características de la presentación. Si está interesado en este trabajo, descargue la versión completa.
Objetivos de la lección:
- Forme un concepto de enlaces químicos usando el ejemplo de un enlace iónico. Lograr una comprensión de la formación de enlaces iónicos como un caso extremo de los polares.
- Durante la lección, asegurar el dominio de los siguientes conceptos básicos: iones (catión, anión), enlace iónico.
- Desarrollar la actividad mental de los estudiantes mediante la creación de una situación problemática al aprender material nuevo.
Tareas:
- enseñar a reconocer tipos de enlaces químicos;
- repetir la estructura de un átomo;
- explorar el mecanismo de formación de enlaces químicos iónicos;
- enseñar a elaborar esquemas de formación y fórmulas electrónicas de compuestos iónicos, ecuaciones de reacción con la designación de transiciones electrónicas.
Equipo: computadora, proyector, recurso multimedia, tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev, tabla “Enlace iónico”.
Tipo de lección: Formación de nuevos conocimientos.
Tipo de lección: Lección multimedia.
X lección de
I.Organizar el tiempo.
II . revisando la tarea.
Maestro: ¿Cómo pueden los átomos adoptar configuraciones electrónicas estables? ¿Cuáles son las formas de formar un enlace covalente?
Estudiante: Los enlaces covalentes polares y no polares se forman mediante un mecanismo de intercambio. El mecanismo de intercambio incluye casos en los que un electrón de cada átomo participa en la formación de un par de electrones. Por ejemplo, hidrógeno: (diapositiva 2)
El enlace se produce mediante la formación de un par de electrones compartido mediante la combinación de electrones desapareados. Cada átomo tiene un electrón. Los átomos de H son equivalentes y los pares pertenecen por igual a ambos átomos. Por lo tanto, el mismo principio ocurre cuando se forman pares de electrones comunes (nubes de electrones p superpuestas) durante la formación de la molécula F 2. (diapositiva 3)
Registro H · significa que un átomo de hidrógeno tiene 1 electrón en su capa electrónica externa. La grabación muestra que hay 7 electrones en la capa electrónica externa del átomo de flúor.
Cuando se forma la molécula de N 2. Se forman 3 pares de electrones comunes. Los orbitales p se superponen. (diapositiva 4)
El enlace se llama no polar.
Maestro: Ahora hemos visto casos en los que se forman moléculas de una sustancia simple. Pero a nuestro alrededor hay muchas sustancias con estructuras complejas. Tomemos una molécula de fluoruro de hidrógeno. ¿Cómo se forma la conexión en este caso?
Estudiante: Cuando se forma una molécula de fluoruro de hidrógeno, el orbital del electrón s del hidrógeno y el orbital del electrón p del flúor H-F se superponen. (diapositiva 5)
El par de electrones de enlace se desplaza al átomo de flúor, lo que resulta en la formación dipolo. Conexión llamado polar.
III. Actualizando conocimientos.
Maestro: Un enlace químico surge como resultado de cambios que ocurren en las capas electrónicas externas de los átomos conectados. Esto es posible porque las capas externas de electrones no están completas en elementos distintos de los gases nobles. El enlace químico se explica por el deseo de los átomos de adquirir una configuración electrónica estable similar a la configuración del gas inerte "más cercano" a ellos.
Profesor: Escriba el diagrama de la estructura electrónica del átomo de sodio (en la pizarra). (diapositiva 6)
Estudiante: Para lograr la estabilidad de la capa electrónica, el átomo de sodio debe ceder un electrón o aceptar siete. El sodio cederá fácilmente su electrón, que está lejos del núcleo y débilmente unido a él.
Maestro: Haz un diagrama de liberación de electrones.
Na° - 1ē → Na+ = Ne
Profesor: Escriba el diagrama de la estructura electrónica del átomo de flúor (en la pizarra).
Profesor: ¿Cómo completar el relleno de la capa electrónica?
Estudiante: Para lograr la estabilidad de la capa electrónica, el átomo de flúor debe ceder siete electrones o aceptar uno. Es energéticamente más favorable que el flúor acepte un electrón.
Maestro: Haz un diagrama para recibir un electrón.
F° + 1ē → F- = Ne
IV. Aprender material nuevo.
El profesor hace una pregunta a la clase en la que se plantea la tarea de la lección:
¿Existen otras formas posibles en que los átomos puedan adoptar configuraciones electrónicas estables? ¿Cuáles son las formas de formar tales conexiones?
Hoy veremos un tipo de enlace: un enlace iónico. Comparemos la estructura de las capas de electrones de los átomos y gases inertes ya mencionados.
Conversación con la clase.
Profesor: ¿Qué carga tenían los átomos de sodio y flúor antes de la reacción?
Estudiante: Los átomos de sodio y flúor son eléctricamente neutros, porque las cargas de sus núcleos están equilibradas por los electrones que giran alrededor del núcleo.
Maestro: ¿Qué sucede entre los átomos cuando dan y reciben electrones?
Estudiante: Los átomos adquieren cargas.
El profesor da explicaciones: En la fórmula de un ion, además está escrita su carga. Para hacer esto, use el superíndice. Indica el monto del cargo con un número (no escriben uno), y luego un signo (más o menos). Por ejemplo, un ion sodio con una carga de +1 tiene la fórmula Na + (léase “sodio-plus”), un ion fluoruro con una carga de -1 – F - (“flúor-menos”), un ion hidróxido con una carga de -1 – OH - (“ o-ash-menos"), un ion carbonato con una carga -2 – CO 3 2- (“tse-o-tres-dos-menos”).
En las fórmulas de los compuestos iónicos se escriben primero los iones con carga positiva, sin indicar cargas, y luego los con carga negativa. Si la fórmula es correcta, entonces la suma de las cargas de todos los iones que contiene es cero.
Ion cargado positivamente llamado catión, y un ion cargado negativamente es un anión.
Maestro: Anotamos la definición en nuestros libros de trabajo:
Y el Es una partícula cargada en la que se convierte un átomo como resultado de aceptar o perder electrones.
Profesor: ¿Cómo determinar el valor de carga del ion calcio Ca 2+?
Estudiante: Un ion es una partícula cargada eléctricamente formada como resultado de la pérdida o ganancia de uno o más electrones por parte de un átomo. El calcio tiene dos electrones en su último nivel electrónico; la ionización de un átomo de calcio ocurre cuando se pierden dos electrones. Ca 2+ es un catión doblemente cargado.
Maestro: ¿Qué pasa con los radios de estos iones?
durante la transición Cuando un átomo eléctricamente neutro se transforma en un estado iónico, el tamaño de las partículas cambia mucho. El átomo, al renunciar a sus electrones de valencia, se convierte en una partícula más compacta: un catión. Por ejemplo, cuando un átomo de sodio se transforma en un catión Na+, que, como se indicó anteriormente, tiene la estructura del neón, el radio de la partícula disminuye considerablemente. El radio de un anión siempre es mayor que el radio del átomo eléctricamente neutro correspondiente.
Maestro: ¿Qué sucede con las partículas con cargas diferentes?
Estudiante: Los iones de sodio y flúor con carga opuesta, resultantes de la transferencia de un electrón de un átomo de sodio a un átomo de flúor, se atraen mutuamente y forman fluoruro de sodio. (diapositiva 7)
Na + + F - = NaF
El esquema de formación de iones que hemos considerado muestra cómo se forma un enlace químico entre un átomo de sodio y un átomo de flúor, que se denomina enlace iónico.
Enlace iónico– un enlace químico formado por la atracción electrostática de iones con cargas opuestas entre sí.
Los compuestos que se forman en este caso se denominan compuestos iónicos.
V. Consolidación de material nuevo.
Tareas para consolidar conocimientos y habilidades.
1. Compare la estructura de las capas electrónicas de un átomo de calcio y un catión de calcio, un átomo de cloro y un anión cloruro:
Comente sobre la formación de enlaces iónicos en el cloruro de calcio:
2. Para completar esta tarea, debes dividirte en grupos de 3 a 4 personas. Cada miembro del grupo considera un ejemplo y presenta los resultados a todo el grupo.
Respuesta del estudiante:
1. El calcio es un elemento del subgrupo principal del grupo II, un metal. Es más fácil para su átomo ceder dos electrones externos que aceptar los seis que faltan:
2. El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Es más fácil para su átomo aceptar un electrón, que le falta para completar el nivel exterior, que ceder siete electrones del nivel exterior:
3. Primero, encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones resultantes, es igual a 2 (2x1). Luego determinamos cuántos átomos de calcio se deben tomar para que cedan dos electrones, es decir, necesitamos tomar un átomo de Ca y dos átomos de CI.
4. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de calcio y cloro se puede escribir: (diapositiva 8)
Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2
Tareas de autocontrol
1. Según el esquema para la formación de un compuesto químico, cree una ecuación para la reacción química: (diapositiva 9)
2. Según el esquema para la formación de un compuesto químico, cree una ecuación para la reacción química: (diapositiva 10)
3. Se proporciona un esquema para la formación de un compuesto químico: (diapositiva 11)
Seleccione un par de elementos químicos cuyos átomos puedan interactuar de acuerdo con este esquema:
A) N / A Y oh;
b) li Y F;
V) k Y oh;
GRAMO) N / A Y F
La ayuda está en camino, aquí la tienes.
a) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre sodio y
oxígeno.
1. El sodio es un elemento del subgrupo principal del grupo I, un metal. Es más fácil para su átomo ceder el electrón exterior I que aceptar el 7 que falta:
1. El oxígeno es un elemento del subgrupo principal del grupo VI, un no metal.
Es más fácil para su átomo aceptar 2 electrones, que no son suficientes para completar el nivel exterior, que ceder 6 electrones del nivel exterior. 
1. Primero, encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados, es igual a 2(2∙1). Para que los átomos de Na cedan 2 electrones, necesitan tomar 2 (2:1), para que los átomos de oxígeno puedan tomar 2 electrones, necesitan tomar 1.
2. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de sodio y oxígeno se puede escribir de la siguiente manera:
b) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo.
I. El litio es un elemento del grupo I del subgrupo principal, un metal. Es más fácil para su átomo ceder 1 electrón exterior que aceptar los 7 que faltan: 
2. El cloro es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Su
Es más fácil para un átomo aceptar 1 electrón que ceder 7 electrones: 
2. El mínimo común múltiplo de 1, es decir Para que 1 átomo de litio ceda y un átomo de cloro reciba 1 electrón, es necesario tomarlos uno a la vez.
3. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y cloro se puede escribir de la siguiente manera: 
c) Considere el esquema para la formación de un enlace iónico entre átomos.
magnesio y flúor.
1. El magnesio es un elemento del grupo II del subgrupo principal, el metal. Su
Es más fácil para un átomo ceder 2 electrones externos que aceptar los 6 que faltan: 
2. El flúor es un elemento del subgrupo principal del grupo VII, un no metal. Su
Es más fácil para un átomo aceptar 1 electrón, que no es suficiente para completar el nivel exterior, que ceder 7 electrones: 
2. Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados: es igual a 2(2∙1). Para que los átomos de magnesio cedan 2 electrones, solo se necesita un átomo; para que los átomos de flúor acepten 2 electrones, necesitan tomar 2 (2: 1).
3. Esquemáticamente, la formación de un enlace iónico entre átomos de litio y fósforo se puede escribir de la siguiente manera: 
