Un compuesto formado por un enlace covalente. Enlace covalente: mecanismos de formación polares y no polares.

Un enlace covalente, dependiendo de cómo se produzca el par de electrones compartidos, puede formarse mediante intercambio o mecanismo donante-aceptor.

Mecanismo de intercambio La formación de un enlace covalente se realiza en los casos en que tanto un orbital atómico como un electrón desapareado ubicado en este orbital participan en la formación de un par de electrones común de cada átomo.

Por ejemplo, en una molécula de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno que interactúan, que contienen electrones individuales con espines opuestos en los orbitales s atómicos, forman un par de electrones común, cuyo movimiento en la molécula de H2 ocurre dentro de los límites del orbital molecular σ, que surge cuando dos orbitales atómicos s se fusionan:

En la molécula de amoníaco, el átomo de nitrógeno, que tiene tres electrones individuales y un par de electrones en los cuatro orbitales atómicos del nivel de energía exterior, forma tres pares de electrones comunes con los electrones s de tres átomos de hidrógeno. Estos pares de electrones en la molécula de NH 3 están ubicados en tres orbitales moleculares σ, cada uno de los cuales surge cuando el orbital atómico de un átomo de nitrógeno se fusiona con el orbital s de un átomo de hidrógeno:

Así, en una molécula de amoníaco, el átomo de nitrógeno forma tres enlaces σ con átomos de hidrógeno y tiene incompartible par de electrones.

Mecanismo donante-aceptor la formación de un enlace covalente ocurre en los casos en que un átomo o ion neutro (donante) tiene un par de electrones en el orbital atómico del nivel de energía exterior, y el otro ion o átomo neutro (aceptador)- orbital libre (vacía). Cuando los orbitales atómicos se fusionan, aparece un orbital molecular en el que hay un par de electrones común que anteriormente pertenecía al átomo donante:

Según el mecanismo donante-aceptor, por ejemplo, la formación de un enlace covalente entre una molécula de amoníaco y un ion hidrógeno se produce con la aparición del ion amonio +. En la molécula de amoníaco, el átomo de nitrógeno de la capa exterior tiene un par de electrones libres, lo que permite que esta molécula actúe como donante. El ion hidrógeno (aceptor) tiene un orbital s libre. Debido a la fusión de los orbitales atómicos del átomo de nitrógeno y el ion de hidrógeno, surge un orbital molecular σ y el par libre de electrones del átomo de nitrógeno se vuelve común a los átomos conectados:

O H + + NH 3 [ H NH 3 ] +

En el ion amonio +, el enlace covalente N-H formado por el mecanismo donante-aceptor es igual en energía y longitud a los otros tres enlaces covalentes N-H formados por el mecanismo de intercambio.

El átomo de boro forma la molécula de fluoruro de boro BF 3 debido a la superposición de los orbitales electrónicos ocupados en el estado excitado por electrones desapareados con los orbitales electrónicos del flúor. En este caso, el átomo de boro retiene un orbital vacante, por lo que se puede formar un cuarto enlace químico mediante el mecanismo donante-aceptor.

Un vínculo formado por un mecanismo donante-aceptor a menudo se denomina donante-aceptador, coordinación o coordinado. Sin embargo, no se trata de un tipo especial de enlace, sino simplemente de un mecanismo diferente para la formación de un enlace covalente.

El mecanismo donante-aceptor para la formación de enlaces covalentes es característico de los compuestos complejos: el papel del aceptor generalmente lo desempeñan los iones d-metal, que generalmente pueden proporcionar dos, cuatro o seis orbitales atómicos libres de los s-, p- , tipo d, que amplía significativamente su capacidad para formar comunicaciones covalentes.

Por ejemplo, los iones Ag + y Cu 2+, respectivamente, proporcionan dos y cuatro orbitales atómicos libres, y el donante de pares de electrones puede ser, por ejemplo, dos o cuatro moléculas de amoníaco o ion cianuro:

Donante aceptor

En estos casos surgen enlaces covalentes entre los donadores y el aceptor con la formación de cationes complejos (plata y cobre, amoníaco) o un anión (cianuro de cobre).

Un enlace covalente es un enlace que une con mayor frecuencia átomos no metálicos en moléculas y cristales. Hablamos de qué tipo de enlace químico se llama covalente en este artículo.

¿Qué es un enlace químico covalente?

Un enlace químico covalente es un enlace que se logra mediante la formación de pares de electrones compartidos (de enlace).

Si hay un par de electrones común entre dos átomos, entonces dicho enlace se llama simple; si hay dos, es doble; si hay tres, es triple;

Un enlace suele indicarse mediante una línea horizontal entre los átomos. Por ejemplo, en una molécula de hidrógeno existe un enlace sencillo: H-H; en una molécula de oxígeno existe un doble enlace: O=O; Hay un triple enlace en una molécula de nitrógeno:

Arroz. 1. Triple enlace en una molécula de nitrógeno.

Cuanto mayor es la multiplicidad de enlaces, más fuerte es la molécula: la presencia de un triple enlace explica la alta estabilidad química de las moléculas de nitrógeno.

Formación y tipos de enlaces covalentes.

Existen dos mecanismos para la formación de un enlace covalente: el mecanismo de intercambio y el mecanismo donante-aceptor:

• mecanismo de intercambio. En el mecanismo de intercambio, para formar un par de electrones compartido, los dos átomos enlazados proporcionan cada uno un electrón desapareado. Esto es exactamente lo que sucede, por ejemplo, cuando se forma una molécula de hidrógeno.

Arroz. 2. Formación de una molécula de hidrógeno.

Un par de electrones común pertenece a cada uno de los átomos enlazados, es decir, su capa electrónica está completa.

• mecanismo donante-aceptor. En el mecanismo donante-aceptor, el par de electrones compartido está representado por uno de los átomos enlazantes, el que es más electronegativo. El segundo átomo representa un orbital vacío para un par de electrones compartido.

Arroz. 3. Formación de ion amonio.

Así se forma el ion amonio NH 4 +. Este ion (catión) cargado positivamente se forma cuando el gas amoníaco reacciona con cualquier ácido. En una solución ácida hay cationes de hidrógeno (protones), que en un ambiente de hidrógeno forman el catión hidronio H 3 O+. La fórmula del amoníaco es NH 3: la molécula consta de un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno conectados por enlaces covalentes simples mediante un mecanismo de intercambio. El átomo de nitrógeno permanece con un solo par de electrones. Lo proporciona como común, como donante, al ion hidrógeno H+, que tiene un orbital libre.

Los enlaces químicos covalentes en sustancias químicas pueden ser polares o no polares. Un enlace no tiene momento dipolar, es decir polaridad, si están unidos dos átomos de un mismo elemento que tienen el mismo valor de electronegatividad. Por tanto, en una molécula de hidrógeno el enlace no es polar.

En la molécula de cloruro de hidrógeno y HCl, los átomos con diferente electronegatividad están conectados mediante un enlace simple covalente. El par de electrones compartido se desplaza hacia el cloro, que tiene una mayor afinidad electrónica y electronegatividad. Surge un momento dipolar y el enlace se vuelve polar. En este caso, se produce una separación parcial de la carga: el átomo de hidrógeno se convierte en el extremo positivo del dipolo y el átomo de cloro se convierte en el extremo negativo.

Cualquier enlace covalente tiene las siguientes características: energía, longitud, multiplicidad, polaridad, polarizabilidad, saturación, direccionalidad en el espacio.

¿Qué hemos aprendido?

Un enlace químico covalente se forma mediante la superposición de un par de nubes de electrones de valencia. Este tipo de vínculo puede formarse mediante un mecanismo donante-aceptor, así como mediante un mecanismo de intercambio. Un enlace covalente puede ser polar o no polar y se caracteriza por la presencia de longitud, multiplicidad, polaridad y dirección en el espacio.

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Como ya se mencionó, se puede formar un par de electrones común que realiza un enlace covalente debido a electrones desapareados presentes en átomos que interactúan no excitados. Esto ocurre, por ejemplo, durante la formación de moléculas como H2, HC1, Cl2. Aquí, cada átomo tiene un electrón desapareado; Cuando dos de estos átomos interactúan, se crea un par de electrones común: se produce un enlace covalente.

Un átomo de nitrógeno no excitado tiene tres electrones desapareados:

En consecuencia, debido a los electrones desapareados, el átomo de nitrógeno puede participar en la formación de tres enlaces covalentes. Esto es lo que ocurre, por ejemplo, en las moléculas de N2 o NH3, en las que la covalencia del nitrógeno es 3.

Sin embargo, el número de enlaces covalentes puede ser mayor que el número de electrones desapareados disponibles para un átomo no excitado. Por tanto, en estado normal, la capa electrónica externa del átomo de carbono tiene una estructura que se muestra en el diagrama:

Debido a los electrones desapareados disponibles, un átomo de carbono puede formar dos enlaces covalentes. Mientras tanto, el carbono se caracteriza por compuestos en los que cada uno de sus átomos está conectado a los átomos vecinos mediante cuatro enlaces covalentes (por ejemplo, CO 2, CH 4, etc.). Esto es posible debido a que con el gasto de algo de energía uno de los 2x electrones presentes en el átomo puede ser transferido al subnivel 2. R como resultado, el átomo entra en un estado excitado y aumenta el número de electrones desapareados. Este proceso de excitación, acompañado del "emparejamiento" de electrones, se puede representar mediante el siguiente diagrama, en el que el estado excitado está marcado con un asterisco junto al símbolo del elemento:

Ahora hay cuatro electrones desapareados en la capa electrónica externa del átomo de carbono; por tanto, el átomo de carbono excitado puede participar en la formación de cuatro enlaces covalentes. En este caso, un aumento en el número de enlaces covalentes creados va acompañado de la liberación de más energía de la que se gasta en transferir el átomo a un estado excitado.

Si la excitación de un átomo, que conduce a un aumento en el número de electrones desapareados, está asociada con costos de energía muy altos, entonces estos costos no se compensan con la energía de formación de nuevos enlaces; entonces tal proceso en su conjunto resulta energéticamente desfavorable. Por tanto, los átomos de oxígeno y flúor no tienen orbitales libres en la capa electrónica exterior:

Aquí, un aumento en el número de electrones desapareados solo es posible transfiriendo uno de los electrones al siguiente nivel de energía, es decir, en un estado 3 chelines. Sin embargo, esta transición conlleva un gasto de energía muy grande, que no se cubre con la energía liberada cuando surgen nuevos enlaces. Por lo tanto, debido a los electrones desapareados, un átomo de oxígeno no puede formar más de dos enlaces covalentes y un átomo de flúor puede formar solo uno. De hecho, estos elementos se caracterizan por una covalencia constante igual a dos para el oxígeno y una para el flúor.

Los átomos de los elementos del tercer período y posteriores tienen un "subnivel i" en la capa electrónica externa, al que pueden pasar cuando se excitan. s- y electrones p de la capa exterior. Por lo tanto, aquí surgen oportunidades adicionales para aumentar el número de electrones desapareados. Por tanto, un átomo de cloro, que en estado no excitado tiene un electrón desapareado

puede transferirse, con el gasto de algo de energía, a estados excitados (ES), caracterizados por tres, cinco o siete electrones desapareados:

Por lo tanto, a diferencia del átomo de flúor, el átomo de cloro puede participar en la formación no solo de uno, sino también de tres, cinco o siete enlaces covalentes. Así, en el ácido cloroso HClO 2 la covalencia del cloro es tres, en el ácido perclórico HClO 3 es cinco y en el ácido perclórico HClO 4 es siete. De manera similar, un átomo de azufre, que también tiene un nivel de 36SiO desocupado, puede entrar en estados excitados con cuatro o seis electrones desapareados y, por tanto, participar en la formación no sólo de dos, como el oxígeno, sino también de cuatro o seis enlaces covalentes. Esto puede explicar la existencia de compuestos en los que el azufre presenta una covalencia de cuatro (SO 2, SCl 4) o seis (SF 6).

En muchos casos, los enlaces covalentes también surgen debido a pares de electrones presentes en la capa electrónica externa del átomo. Consideremos, por ejemplo, la estructura electrónica de la molécula de amoníaco:

Aquí, los puntos indican electrones que originalmente pertenecían al átomo de nitrógeno y las cruces indican aquellos que originalmente pertenecían a los átomos de hidrógeno. De los ocho electrones externos del átomo de nitrógeno, seis forman tres enlaces covalentes y son comunes al átomo de nitrógeno y al átomo de hidrógeno. Pero dos electrones pertenecen sólo al nitrógeno y forman par de electrones solitario. Un par de electrones de este tipo también puede participar en la formación de un enlace covalente con otro átomo, si hay un orbital libre en la capa electrónica externa de este átomo. Un orbital ls vacío existe, por ejemplo, en el ion hidrógeno H+, que generalmente está desprovisto de electrones:

Por tanto, cuando una molécula de NH 3 interactúa con un ion de hidrógeno, se produce un enlace covalente entre ellos; El único par de electrones del átomo de nitrógeno se comparte entre los dos átomos, lo que resulta en la formación de un ion. amonio NH4:

Aquí el enlace covalente surgió debido a un par de electrones que originalmente pertenecían a un átomo. (donante par de electrones) y un orbital libre de otro átomo. (aceptador par de electrones). Este método de formación de un enlace covalente se llama donante-aceptador. En el ejemplo considerado, el donante del par de electrones es un átomo de nitrógeno y el aceptor es un átomo de hidrógeno.

La experiencia ha demostrado que los cuatro enlaces N-H del ion amonio son equivalentes en todos los aspectos. De esto se deduce que un enlace formado por el método donante-aceptor no difiere en sus propiedades de un enlace covalente creado por electrones desapareados de átomos que interactúan.

Otro ejemplo de una molécula en la que hay enlaces formados en forma donante-aceptor es la molécula de óxido de nitrógeno (I) N 2 O.

Anteriormente, la fórmula estructural de este compuesto se representaba de la siguiente manera:

Según esta fórmula, el átomo de nitrógeno central está conectado con los átomos vecinos mediante cinco enlaces covalentes, de modo que su capa electrónica exterior contiene diez electrones (cinco pares de electrones). Pero tal conclusión contradice la estructura electrónica del átomo de nitrógeno, ya que su capa L exterior contiene sólo cuatro orbitales (un orbital 5 y tres orbitales p) y no puede acomodar más de ocho electrones. Por tanto, la fórmula estructural dada no puede considerarse correcta.

Consideremos la estructura electrónica del óxido nítrico (I), y los electrones de los átomos individuales se designarán alternativamente mediante puntos o cruces. El átomo de oxígeno, que tiene dos electrones desapareados, forma dos enlaces covalentes con el átomo de nitrógeno central:

Debido al electrón desapareado que queda en el átomo de nitrógeno central, este último forma un enlace covalente con el segundo átomo de nitrógeno:

De este modo, se llenan las capas electrónicas exteriores del átomo de oxígeno y del átomo de nitrógeno central: aquí se forman configuraciones estables de ocho electrones. Pero la capa electrónica más externa del átomo de nitrógeno más externo contiene sólo seis electrones; por tanto, este átomo puede ser aceptor de otro par de electrones. El átomo de nitrógeno central adyacente tiene un par de electrones solitario y puede actuar como donante. Esto conduce a la formación de otro enlace covalente entre átomos de nitrógeno mediante el método donante-aceptor:

Ahora cada uno de los tres átomos que forman la molécula de N 2 O tiene una estructura estable de ocho electrones en la capa exterior. Si un enlace covalente formado por el método donante-aceptor se designa, como es habitual, mediante una flecha dirigida desde el átomo donante al átomo aceptor, entonces la fórmula estructural del óxido nítrico (I) se puede representar de la siguiente manera:

Así, en el óxido nítrico (I) la covalencia del átomo de nitrógeno central es cuatro y la exterior es dos.

Los ejemplos considerados muestran que los átomos tienen diversas posibilidades para la formación de enlaces covalentes. Este último puede crearse debido a electrones desapareados de un átomo no excitado, y debido a electrones desapareados que aparecen como resultado de la excitación del átomo ("emparejamiento" de pares de electrones) y, finalmente, mediante el método donante-aceptor. Sin embargo, el número total de enlaces covalentes que puede formar un átomo determinado es limitado. Está determinado por el número total de orbitales de valencia, es decir, aquellos orbitales cuyo uso para la formación de enlaces covalentes resulta energéticamente favorable. Los cálculos de mecánica cuántica muestran que orbitales similares incluyen S- y orbitales p de la capa externa de electrones y orbitales d de la capa anterior; en algunos casos, como vimos en los ejemplos de los átomos de cloro y azufre, los orbitales b de la capa exterior también se pueden utilizar como orbitales de valencia.

Los átomos de todos los elementos del segundo período tienen cuatro orbitales en la capa electrónica exterior en ausencia de orbitales ^ en la capa anterior. En consecuencia, los orbitales de valencia de estos átomos no pueden albergar más de ocho electrones. Esto significa que la covalencia máxima de elementos en el segundo período es cuatro.

Los átomos de elementos del tercer período y posteriores se pueden utilizar para formar enlaces covalentes no solo s- Y R-, pero también ^-orbitales. Se conocen compuestos de elementos ^ en los que la formación de enlaces covalentes implica s- Y R-orbitales de la capa electrónica externa y los cinco

La capacidad de los átomos para participar en la formación de un número limitado de enlaces covalentes se llama saturación enlace covalente.

• Un enlace covalente formado de forma donante-aceptor a veces se denomina, para abreviar, enlace donante-aceptor. Sin embargo, por este término no se debe entender un tipo especial de enlace, sino sólo un determinado método de formación de un enlace covalente.

USANDO NUEVA INFORMACIÓN

TECNOLOGÍA EN CLASES DE QUÍMICA

El tiempo avanza rápidamente, y si antes la escuela necesitaba crear una base teórica y un apoyo educativo y metodológico, ahora tiene todo lo necesario para incrementar la eficiencia de su trabajo. Y este es un gran mérito del proyecto nacional “Educación”. Por supuesto, nosotros, los profesores, experimentamos grandes dificultades a la hora de dominar las tecnologías modernas. Nuestra incapacidad para trabajar con una computadora nos afecta y dominarla requiere mucho tiempo. ¡Pero sigue siendo muy interesante y emocionante! Además, el resultado es obvio. Los niños están interesados ​​en las lecciones; se llevan a cabo una variedad de actividades de manera muy rápida e informativa.

La gente suele pensar que la química es dañina y peligrosa. A menudo escuchamos: “¡Productos amigables con el medio ambiente!”, “¡Escuché que te están envenenando con productos químicos!”... ¡Pero no es así! Nosotros, los profesores de química, nos enfrentamos a la tarea de convencer a los escolares de que la química es una ciencia creativa, que es la fuerza productiva de la sociedad y que sus productos se utilizan en todas las ramas de la industria, la agricultura y, sin quimización, el mayor desarrollo de la civilización. es imposible.

La introducción generalizada de productos químicos, sustancias, métodos y técnicas tecnológicas requiere especialistas altamente capacitados con una base sólida de conocimientos químicos. Para ello, nuestra escuela cuenta con una clase especializada en química y biología, que brinda a los escolares una preparación de alta calidad para continuar su educación química. Para que los estudiantes de secundaria puedan elegir este perfil particular, en 9º grado existe la asignatura optativa “Química en la vida cotidiana”, cuyo objetivo es ayudar a los niños a familiarizarse con profesiones relacionadas directamente con las materias de química y biología. . Incluso si los estudiantes no eligen una especialización en química y biología en la escuela secundaria, el conocimiento sobre las sustancias que encuentran constantemente en la vida cotidiana será útil en la vida.

En las clases de cursos optativos, el primer lugar se otorga a las clases magistrales. Al prepararme para ellos, utilizo recursos de información en línea. En la pantalla se muestran muchas ilustraciones, diagramas, colecciones de videos, materiales de laboratorio, diapositivas y, en base a ellos, cuento mi historia. La tecnología de mi explicación ha cambiado significativamente. Los niños se muestran muy interesados, escuchan el cuento con mucha atención y ganas.

La química es una ciencia experimental. Se dedica una gran cantidad de tiempo a las clases de laboratorio. Pero sucede que algunos reactivos no están disponibles en el laboratorio y un laboratorio virtual viene al rescate. Utilizando un programa especial, los estudiantes pueden realizar un experimento virtual. Los niños estudian el efecto de los detergentes sintéticos sobre distintos tipos de tejidos, la solubilidad de los fertilizantes minerales en agua, el medio de su solución y la composición cualitativa de los alimentos (hidratos de carbono, proteínas, grasas). Utilizando una computadora, llevan su propio diario experimental, donde registran el tema del trabajo de laboratorio, sus observaciones y conclusiones sobre el uso correcto de estas sustancias en la vida cotidiana. Las ventajas de un laboratorio virtual son la seguridad, la ausencia de necesidad de equipos de laboratorio y el coste de tiempo es mínimo.

Al finalizar el curso, los estudiantes deberán realizar una prueba sobre cualquier tema estudiado. Se enfrentan a la tarea de elegir en qué forma resumir. El más tradicional es una prueba en forma de resumen, mensaje o informe. Para prepararlos, los niños utilizan materiales de recursos de Internet. En esto, por supuesto, los ayudo: establezco claramente la tarea, mientras formulo las preguntas que los estudiantes deben responder, e indico la dirección del sitio con información sobre el tema relevante.

Pero este formulario ya está un poco desactualizado y algunos muchachos comenzaron a elegir actividades del proyecto. Trabajan individualmente, en grupos, en equipos. La búsqueda de información no está completa sin utilizar el poder de Internet. Antes de lanzarlos a una búsqueda libre, les doy orientación: técnicas de búsqueda, palabras clave, frases, nombres de motores de búsqueda con los que puede resultar útil trabajar, direcciones de sitios de Internet.

Los niños también eligen una prueba en forma de juego, tareas y ejercicios para los que se desarrollan. Esto podría ser una prueba de giro, “Hombres y mujeres inteligentes”, “¿Cómo convertirse en millonario?”, “¿Qué? ¿Dónde? ¿Cuándo?”, varios acertijos.

También organizo una presentación del producto resultante utilizando tecnologías remotas. Al publicar los resultados de sus actividades en Internet en el sitio web de la escuela o de la clase, los estudiantes tienen la oportunidad de evaluar su trabajo no solo con la ayuda de sus compañeros, sino también con niños y maestros de otras escuelas, discutir estos resultados y mirar. mirarlos con otros ojos.

Desde el punto de vista de la pedagogía de los nuevos medios, vivimos en tiempos extremadamente interesantes. La rápida introducción de tecnologías modernas nos obliga a abordar viejas posiciones de una manera nueva. La formación preprofesional en nuestra escuela se lleva a cabo desde hace cuatro años, y cada vez reviso el desarrollo de las lecciones, porque... Se abren nuevas perspectivas, surgen vínculos fructíferos entre los métodos de enseñanza tradicionales y los nuevos desafíos de la sociedad, la información y el conocimiento. De hecho, la educación en medios se ha convertido en parte de la educación general. Al mismo tiempo, los niños desarrollan habilidades de comunicación, interés por las nuevas tecnologías, pasión, actividad individual, creatividad, colaboran activamente e intercambian sus propias opiniones.

Estoy convencido de que el uso de la tecnología de la información puede proporcionar una cultura educativa desarrollada. Esto es éxito en la enseñanza y el aprendizaje. ¡Usa la tecnología de la información! ¡Pase de las antiguas formas de ejercicio que han perdido su eficacia a otras más nuevas, avanzadas y modernas!

El uso de nuevas tecnologías de la información en el proceso educativo se puede ilustrar con el ejemplo de una de las lecciones de química general en el undécimo grado.

Mecanismo de formación y propiedades de los enlaces covalentes.

El propósito de la lección. Recordar del curso de 8vo grado el mecanismo de formación de un enlace covalente, estudiar el mecanismo donante-aceptor y las propiedades de un enlace covalente.

Equipo. Tabla de electronegatividad de elementos químicos, codogramas de enlaces st y l, disco educativo "Química general" de la serie de programas educativos de Cirilo y Metodio con diagramas y modelos de moléculas, modelos de moléculas de bolas y palos, tarjeta de trabajo con tareas y pruebas, pizarra interactiva, computadora, tareas para consolidación y control de conocimientos con control remoto.

durante las clases

La conferencia se lleva a cabo utilizando el disco educativo "Química general".

Repetición del material cubierto.

Recuerde con los estudiantes cómo se forman los enlaces entre átomos no metálicos. Complete las tareas 1, 2 en la tarjeta de trabajo (ver apéndice).

Aprendiendo nuevo material

Mecanismo de formación de enlaces covalentes:

a) intercambio (por ejemplo, H 2, Cl 2, HC1);

b) donante-aceptor (usando el ejemplo de NH 4 C1).

Inmediatamente, los estudiantes anotan su tarea en los márgenes: Describe la formación del ion hidronio H. 3 ACERCA DE + del ion H + y moléculas de agua.

Tipos de enlaces covalentes: polares y apolares (según la composición de la molécula).

Propiedades de los enlaces covalentes.

Multiplicidad(simple, uno y medio, doble, triple).

Energía de comunicación- es la cantidad de energía liberada durante la formación de un enlace químico o gastada en su ruptura.

Longitud del enlace es la distancia entre los núcleos de los átomos de una molécula.

La energía y la longitud del enlace están interrelacionadas. Muestre con un ejemplo cómo estas propiedades están interconectadas, cómo afectan la fuerza de la molécula (proyectar en la pizarra):

Saturabilidad Es la capacidad de los átomos para formar un número determinado y limitado de enlaces. Mostrar con ejemplos de bolas y varillas.

moléculas Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.

Direccionalidad. Considere dibujos de la superposición de nubes de electrones durante la formación de enlaces σ y π y proyéctelos en la pizarra (Fig.).

Corrija las tareas 6, 7 en la tarjeta de trabajo (ver apéndice).

¡Pequeño descanso!

1. Comencemos la lista en orden,

Porque el primer elemento.

(Por cierto, se forma agua.

Un punto muy significativo).

Imaginemos su molécula.

Fórmula conveniente H 2.

Agreguemos significativamente -

¡No existe ninguna sustancia más ligera en el mundo!

2. N 2 - molécula de nitrógeno.

Se sabe que es incoloro.

gas. Mucho conocimiento, pero

Repongamos su stock.

3. Él está en todas partes y en todas partes:

Y en piedra, en aire, en agua,

Él está en el rocío de la mañana.

Y en el cielo azul.

(Oxígeno.)

4. Los recolectores de setas encontraron un pequeño pantano en el bosque, del que en algunos lugares estallaban burbujas de gas. El gas brotó de la cerilla y una llama débilmente brillante comenzó a vagar por el pantano. ¿Qué tipo de gas es este? (Metano).

Continuación de la lección.

Polarizabilidad- esta es la capacidad de un enlace covalente para cambiar su polaridad bajo la influencia de un campo eléctrico externo (preste atención a conceptos tan diferentes como polaridad del enlace y polarizabilidad de una molécula).

Reforzar el material aprendido.

El control sobre el tema estudiado se realiza mediante mandos a distancia.

La encuesta dura 3 minutos, 10 preguntas que valen un punto, se asignan 30 segundos para las respuestas y las preguntas se proyectan en la pizarra interactiva. Si obtiene 9-10 puntos - obtenga "5", 7-8 puntos - obtenga "4", 5-6 puntos - obtenga "3".

Preguntas para la consolidación

1. Un enlace que se forma debido a pares de electrones compartidos se llama:

a) iónico; b) covalente; c) metales.

2. Se forma un enlace covalente entre átomos:

a) metales; b) no metales; c) metal y no metal.

3. El mecanismo de formación de un enlace covalente debido a un par de electrones solitarios de un átomo y un orbital libre de otro se denomina:

a) donante-aceptor; b) inerte; c) catalítico.

4. ¿Qué molécula tiene un enlace covalente?

a) Zn; b) CuO; c) NH3.

5. La multiplicidad de enlaces en una molécula de nitrógeno es igual a:

un tres; b) dos; c) uno.

6. La longitud de enlace más corta en una molécula:

a) H2S; b) SF6; c) SO2; d) SO

7. Cuando las nubes de electrones se superponen a lo largo del eje que conecta los núcleos de los átomos que interactúan, se forma lo siguiente:

a) enlace σ; b) enlace π; c) enlace ρ.

8. El átomo de nitrógeno tiene una cantidad posible de electrones desapareados:

a) 1; b)2; a las 3.

9. La fuerza de enlace aumenta en la serie:

a) H2O - H2S; 6) NH3 - PH3; c) CS2 - CO2; d) N 2 – O 2

10. El orbital s del híbrido tiene la forma:

una bola; b) ocho irregulares; c) ocho regulares.

Los resultados se muestran inmediatamente en pantalla, hacemos un informe de cada pregunta.

Análisis de la tarea (ver apéndice - ficha de trabajo), § 6 del libro de texto de O.S Gabrielyan, G.GLysov “Química. 11° grado” (M.: Avutarda, 2006), apuntes en un cuaderno.

Solicitud

Tarjeta de trabajo

1. Relaciona los nombres de la sustancia y el tipo de enlace.

1) Cloruro de potasio;

2) oxígeno;

3) magnesio;

4) tetracloruro de carbono.

a) Covalente no polar;

b) iónico;

c) metales;

d) polar covalente.

2. ¿Entre los átomos de qué elementos el enlace químico será de naturaleza iónica?

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

3. La longitud de la conexión se expresa en:

a) nm; b) kilos; c)j; d) metro 3.

4. ¿Dónde es más fuerte el enlace químico: en la molécula de Cl 2 u O 2?

5. ¿Qué molécula tiene un enlace de hidrógeno más fuerte: H 2 O o H 2 S?

6. Continúe la frase: “El enlace formado por la superposición de nubes de electrones a lo largo de la línea que conecta los núcleos de los átomos se llama........................ ....... .........",

7. Dibuje diagramas de la superposición de orbitales de electrones durante la formación de un enlace π.

8. Tarea. “Química general en pruebas, problemas, ejercicios” de O.S Gabrielyan (M.: Drofa, 2003), obra 8A, opción 1, 2.

La idea de formar un enlace químico utilizando un par de electrones pertenecientes a ambos átomos conectados fue expresada en 1916 por el físico-químico estadounidense J. Lewis.

Los enlaces covalentes existen entre átomos tanto en moléculas como en cristales. Ocurre tanto entre átomos idénticos (por ejemplo, en moléculas de H2, Cl2, O2, en un cristal de diamante) como entre átomos diferentes (por ejemplo, en moléculas de H2O y NH3, en cristales de SiC). Casi todos los enlaces de las moléculas de compuestos orgánicos son covalentes (C-C, C-H, C-N, etc.).

Existen dos mecanismos para la formación de enlaces covalentes:

1) intercambio;

2) donante-aceptor.

Mecanismo de intercambio de formación de enlaces covalentes.radica en el hecho de que cada uno de los átomos conectados proporciona un electrón desapareado para la formación de un par de electrones común (enlace). Los electrones de los átomos que interactúan deben tener espines opuestos.

Consideremos, por ejemplo, la formación de un enlace covalente en una molécula de hidrógeno. Cuando los átomos de hidrógeno se acercan, sus nubes de electrones penetran entre sí, lo que se denomina superposición de nubes de electrones (Fig. 3.2), y la densidad de electrones entre los núcleos aumenta. Los núcleos se atraen entre sí. Como resultado, la energía del sistema disminuye. Cuando los átomos se acercan mucho, aumenta la repulsión de los núcleos. Por tanto, existe una distancia óptima entre los núcleos (longitud de enlace l), en la que el sistema tiene energía mínima. En este estado se libera energía, llamada energía de enlace E St.

Arroz. 3.2. Diagrama de superposición de nubes de electrones durante la formación de una molécula de hidrógeno.

La formación de una molécula de hidrógeno a partir de átomos se puede representar esquemáticamente de la siguiente manera (un punto significa un electrón, una línea, un par de electrones):

N + N→N: N o N + N→N - N.

En términos generales para moléculas AB de otras sustancias:

A + B = A: B.

Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes.radica en el hecho de que una partícula, el donante, representa un par de electrones para formar un enlace, y la segunda, el aceptor, representa un orbital libre:

A: + B = A: B.

aceptador de donante

Consideremos los mecanismos de formación de enlaces químicos en la molécula de amoníaco y el ion amonio.

1. Educación

El átomo de nitrógeno tiene dos electrones pares y tres no pares en su nivel de energía exterior:

El átomo de hidrógeno en el subnivel s tiene un electrón desapareado.

En la molécula de amoníaco, los electrones 2p desapareados del átomo de nitrógeno forman tres pares de electrones con los electrones de 3 átomos de hidrógeno:

En la molécula de NH 3 se forman 3 enlaces covalentes según el mecanismo de intercambio.

2. Formación de un ion complejo: ion amonio.

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

El átomo de nitrógeno permanece con un par de electrones solitarios, es decir, dos electrones con espines antiparalelos en un orbital atómico. El orbital atómico del ion hidrógeno no contiene electrones (orbital vacante). Cuando una molécula de amoníaco y un ion de hidrógeno se acercan, se produce una interacción entre el par solitario de electrones del átomo de nitrógeno y el orbital vacante del ion de hidrógeno. El par solitario de electrones se vuelve común a los átomos de nitrógeno e hidrógeno, y se produce un enlace químico según el mecanismo donante-aceptor. El átomo de nitrógeno de la molécula de amoníaco es el donante y el ion hidrógeno es el aceptor:

Cabe señalar que en el ion NH 4 + los cuatro enlaces son equivalentes e indistinguibles, por lo tanto, en el ion la carga está deslocalizada (dispersa) por todo el complejo;

Los ejemplos considerados muestran que la capacidad de un átomo para formar enlaces covalentes está determinada no solo por nubes de un electrón, sino también por nubes de dos electrones o la presencia de orbitales libres.

Según el mecanismo donante-aceptor, los enlaces se forman en compuestos complejos: - ; 2+ ; 2-etc.

Un enlace covalente tiene las siguientes propiedades:

- saturación;

- direccionalidad;

- polaridad y polarizabilidad.