Un composé formé par une liaison covalente. Liaison covalente - mécanismes de formation polaires et non polaires

Une liaison covalente, selon la façon dont la paire d'électrons partagée se produit, peut être formée par échange ou mécanisme donneur-accepteur.

Mécanisme d'échange La formation d'une liaison covalente est réalisée dans les cas où une orbitale atomique et un électron non apparié situé dans cette orbitale participent à la formation d'une paire d'électrons commune à partir de chaque atome.

Par exemple, dans une molécule d'hydrogène. Les atomes d'hydrogène en interaction contenant des électrons simples avec des spins opposés dans les orbitales s atomiques forment une paire d'électrons commune, dont le mouvement dans la molécule H2 se produit dans les limites de l'orbitale σ-moléculaire, qui se produit lorsque deux orbitales s-atomiques fusionnent :

Dans la molécule d'ammoniac, l'atome d'azote, possédant trois électrons simples et une paire d'électrons dans les quatre orbitales atomiques du niveau d'énergie externe, forme trois paires d'électrons communes avec les électrons s de trois atomes d'hydrogène. Ces paires d'électrons dans la molécule NH 3 sont situées dans trois orbitales moléculaires σ, dont chacune apparaît lorsque l'orbitale atomique d'un atome d'azote fusionne avec l'orbitale s d'un atome d'hydrogène :

Ainsi, dans une molécule d'ammoniac, l'atome d'azote forme trois liaisons σ avec les atomes d'hydrogène et possède non partagé paire d'électrons.

Mécanisme donneur-accepteur la formation d'une liaison covalente se produit dans les cas où un atome ou un ion neutre (donneur) a une paire d'électrons dans l'orbitale atomique du niveau d'énergie externe, et l'autre ion ou atome neutre (accepteur)- orbitale libre (vacante). Lorsque les orbitales atomiques fusionnent, une orbitale moléculaire apparaît dans laquelle se trouve une paire d'électrons commune qui appartenait auparavant à l'atome donneur :

Selon le mécanisme donneur-accepteur, par exemple, la formation d'une liaison covalente entre une molécule d'ammoniac et un ion hydrogène se produit avec l'apparition d'un ion ammonium +. Dans la molécule d'ammoniac, l'atome d'azote de la couche externe possède une paire d'électrons libres, ce qui permet à cette molécule d'agir comme donneur. L’ion hydrogène (accepteur) a une orbitale s libre. En raison de la fusion des orbitales atomiques de l'atome d'azote et de l'ion hydrogène, une orbitale σ-moléculaire apparaît et la paire libre d'électrons de l'atome d'azote devient commune aux atomes de connexion :

Ou H + + NH 3 [ H NH 3 ] +

Dans l'ion ammonium +, la liaison covalente NH formée par le mécanisme donneur-accepteur est égale en énergie et en longueur aux trois autres liaisons covalentes NH formées par le mécanisme d'échange.

L'atome de bore forme la molécule de fluorure de bore BF 3 en raison du chevauchement des orbitales électroniques occupées à l'état excité par des électrons non appariés avec les orbitales électroniques du fluor. Dans ce cas, l'atome de bore conserve une orbitale vacante, grâce à laquelle une quatrième liaison chimique peut être formée via le mécanisme donneur-accepteur.

Un lien formé par un mécanisme donneur-accepteur est souvent appelé donneur-accepteur, coordination ou coordonnée. Cependant, il ne s’agit pas d’un type particulier de liaison, mais seulement d’un mécanisme différent pour la formation d’une liaison covalente.

Le mécanisme donneur-accepteur pour la formation de liaisons covalentes est caractéristique des composés complexes : le rôle d'accepteur est généralement joué par les ions métalliques d, qui peuvent généralement fournir deux, quatre ou six orbitales atomiques libres des s-, p- , de type D, ce qui augmente considérablement leur capacité à former des communications covalentes.

Par exemple, les ions Ag + et Cu 2+ fournissent respectivement deux et quatre orbitales atomiques libres, et le donneur de paires d'électrons peut être, par exemple, deux ou quatre molécules d'ammoniac ou d'ions cyanure :

Accepteur Donateur

Dans ces cas, des liaisons covalentes naissent entre les donneurs et l'accepteur avec formation de cations complexes (argent et cuivre ammoniac) ou d'un anion (cyanure de cuivre).

Une liaison covalente est une liaison qui lie le plus souvent des atomes non métalliques dans des molécules et des cristaux. Nous parlons du type de liaison chimique appelée covalente dans cet article.

Qu'est-ce qu'une liaison chimique covalente ?

Une liaison chimique covalente est une liaison obtenue grâce à la formation de paires d’électrons partagées (liaison).

S'il existe une paire d'électrons commune entre deux atomes, alors une telle liaison est dite simple ; s'il y en a deux, elle est double ; s'il y en a trois, elle est triple.

Une liaison est généralement représentée par une ligne horizontale entre les atomes. Par exemple, dans une molécule d’hydrogène, il existe une simple liaison : H-H ; dans une molécule d'oxygène, il existe une double liaison : O=O ; Il existe une triple liaison dans une molécule d'azote :

Riz. 1. Triple liaison dans une molécule d'azote.

Plus la multiplicité des liaisons est élevée, plus la molécule est forte : la présence d'une triple liaison explique la grande stabilité chimique des molécules d'azote.

Formation et types de liaisons covalentes

Il existe deux mécanismes pour la formation d'une liaison covalente : le mécanisme d'échange et le mécanisme donneur-accepteur :

• mécanisme d'échange. Dans le mécanisme d’échange, pour former une paire d’électrons partagée, les deux atomes de liaison fournissent chacun un électron non apparié. C’est exactement ce qui se produit, par exemple, lorsqu’une molécule d’hydrogène se forme.

Riz. 2. Formation d'une molécule d'hydrogène.

Une paire d’électrons commune appartient à chacun des atomes liés, c’est-à-dire que leur couche électronique est complète.

• mécanisme donneur-accepteur. Dans le mécanisme donneur-accepteur, la paire d’électrons partagée est représentée par l’un des atomes de liaison, celui qui est le plus électronégatif. Le deuxième atome représente une orbitale vide pour une paire d’électrons partagée.

Riz. 3. Formation d’ions ammonium.

C'est ainsi que se forme l'ion ammonium NH 4 +. Cet ion (cation) chargé positivement se forme lorsque l’ammoniac gazeux réagit avec un acide. Dans une solution acide, il y a des cations hydrogène (protons) qui, dans un environnement hydrogène, forment le cation hydronium H 3 O+. La formule de l'ammoniac est NH 3 : la molécule est constituée d'un atome d'azote et de trois atomes d'hydrogène reliés par des liaisons covalentes simples via un mécanisme d'échange. L’atome d’azote reste avec une seule paire d’électrons. Il le fournit comme commun, comme donneur, à l'ion hydrogène H+, qui possède une orbitale libre.

Les liaisons chimiques covalentes dans les substances chimiques peuvent être polaires ou non polaires. Une liaison n’a pas de moment dipolaire, c’est-à-dire de polarité, si deux atomes du même élément ayant la même valeur d’électronégativité sont liés. Ainsi, dans une molécule d’hydrogène, la liaison est non polaire.

Dans la molécule de chlorure d'hydrogène HCl, les atomes d'électronégativité différente sont reliés par une simple liaison covalente. La paire d’électrons partagée est déplacée vers le chlore, qui possède une affinité électronique et une électronégativité plus élevées. Un moment dipolaire apparaît et la liaison devient polaire. Dans ce cas, une séparation partielle des charges se produit : l'atome d'hydrogène devient l'extrémité positive du dipôle et l'atome de chlore devient l'extrémité négative.

Toute liaison covalente possède les caractéristiques suivantes : énergie, longueur, multiplicité, polarité, polarisabilité, saturation, directionnalité dans l'espace.

Qu'avons-nous appris ?

Une liaison chimique covalente est formée par le chevauchement de deux nuages ​​​​d’électrons de valence. Ce type de lien peut être formé par un mécanisme donneur-accepteur, ainsi que par un mécanisme d'échange. Une liaison covalente peut être polaire ou non polaire et se caractérise par la présence d'une longueur, d'une multiplicité, d'une polarité et d'une direction dans l'espace.

Test sur le sujet

Évaluation du rapport

Note moyenne: 4.2. Notes totales reçues : 164.

Comme déjà mentionné, une paire d'électrons commune qui réalise une liaison covalente peut être formée grâce aux électrons non appariés présents dans les atomes en interaction non excités. Cela se produit par exemple lors de la formation de molécules telles que H2, HC1, Cl2. Ici, chaque atome possède un électron non apparié ; Lorsque deux de ces atomes interagissent, une paire d’électrons commune est créée : une liaison covalente se produit.

Un atome d'azote non excité possède trois électrons non appariés :

Par conséquent, grâce aux électrons non appariés, l’atome d’azote peut participer à la formation de trois liaisons covalentes. C'est ce qui se produit par exemple dans les molécules N2 ou NH3, dans lesquelles la covalence de l'azote est de 3.

Cependant, le nombre de liaisons covalentes peut être supérieur au nombre d’électrons non appariés disponibles pour un atome non excité. Ainsi, à l’état normal, la couche électronique externe de l’atome de carbone a une structure représentée par le schéma :

Grâce aux électrons non appariés disponibles, un atome de carbone peut former deux liaisons covalentes. Pendant ce temps, le carbone est caractérisé par des composés dans lesquels chacun de ses atomes est relié aux atomes voisins par quatre liaisons covalentes (par exemple, CO 2, CH 4, etc.). Cela s'avère possible car, en dépensant une certaine énergie, l'un des 2x électrons présents dans l'atome peut être transféré au sous-niveau 2. R. en conséquence, l'atome passe dans un état excité et le nombre d'électrons non appariés augmente. Un tel processus d'excitation, accompagné de « l'appariement » d'électrons, peut être représenté par le schéma suivant, dans lequel l'état excité est marqué d'un astérisque à côté du symbole de l'élément :

Il y a maintenant quatre électrons non appariés dans la couche électronique externe de l’atome de carbone ; par conséquent, l'atome de carbone excité peut participer à la formation de quatre liaisons covalentes. Dans ce cas, une augmentation du nombre de liaisons covalentes créées s'accompagne de la libération de plus d'énergie que celle dépensée pour transférer l'atome vers un état excité.

Si l'excitation d'un atome, conduisant à une augmentation du nombre d'électrons non appariés, est associée à des coûts énergétiques très importants, alors ces coûts ne sont pas compensés par l'énergie de formation de nouvelles liaisons ; alors un tel processus dans son ensemble s'avère énergétiquement défavorable. Ainsi, les atomes d’oxygène et de fluor n’ont pas d’orbitales libres dans la couche électronique externe :

Ici, une augmentation du nombre d'électrons non appariés n'est possible qu'en transférant l'un des électrons au niveau d'énergie suivant, c'est-à-dire dans un état 3s. Cependant, une telle transition est associée à une dépense d’énergie très importante, qui n’est pas couverte par l’énergie libérée lors de l’apparition de nouvelles liaisons. Par conséquent, en raison des électrons non appariés, un atome d’oxygène ne peut former plus de deux liaisons covalentes et un atome de fluor ne peut en former qu’une. En effet, ces éléments sont caractérisés par une covalence constante égale à deux pour l'oxygène et une pour le fluor.

Les atomes des éléments de la troisième période et des périodes suivantes ont un « sous-niveau i » dans la couche électronique externe, vers lequel ils peuvent passer lors d'une excitation. s- et les électrons p de la couche externe. Par conséquent, des opportunités supplémentaires se présentent ici pour augmenter le nombre d’électrons non appariés. Ainsi, un atome de chlore qui, à l'état non excité, possède un électron non apparié

peut être transféré, moyennant une certaine dépense d'énergie, dans des états excités (ES), caractérisés par trois, cinq ou sept électrons non appariés :

Ainsi, contrairement à l’atome de fluor, l’atome de chlore peut participer à la formation non seulement d’une, mais aussi de trois, cinq ou sept liaisons covalentes. Ainsi, dans l'acide chloreux HClO 2, la covalence du chlore est de trois, dans l'acide perchlorique HClO 3, elle est de cinq et dans l'acide perchlorique HClO 4, elle est de sept. De même, un atome de soufre, qui possède également un niveau de 36SiO inoccupé, peut entrer dans des états excités avec quatre ou six électrons non appariés et, par conséquent, participer à la formation non seulement de deux, comme l'oxygène, mais également de quatre ou six liaisons covalentes. Ceci peut expliquer l'existence de composés dans lesquels le soufre présente une covalence de quatre (SO 2, SCl 4) ou six (SF 6).

Dans de nombreux cas, des liaisons covalentes apparaissent également en raison des paires d’électrons présentes dans la couche électronique externe de l’atome. Considérons, par exemple, la structure électronique de la molécule d'ammoniac :

Ici, les points indiquent les électrons qui appartenaient à l’origine à l’atome d’azote, et les croix indiquent ceux qui appartenaient à l’origine aux atomes d’hydrogène. Parmi les huit électrons externes de l’atome d’azote, six forment trois liaisons covalentes et sont communs à l’atome d’azote et aux atomes d’hydrogène. Mais deux électrons n'appartiennent qu'à l'azote et forment paire d'électrons isolée. Une telle paire d'électrons peut également participer à la formation d'une liaison covalente avec un autre atome s'il existe une orbitale libre dans la couche électronique externe de cet atome. Une orbitale ls non remplie existe, par exemple, dans l'ion hydrogène H+, qui est généralement dépourvu d'électrons :

Par conséquent, lorsqu'une molécule de NH 3 interagit avec un ion hydrogène, une liaison covalente se produit entre eux ; la paire d'électrons libres sur l'atome d'azote est partagée entre les deux atomes, entraînant la formation d'un ion ammonium NH4 :

Ici, la liaison covalente est née d'une paire d'électrons qui appartenaient à l'origine à un atome. (donneur paire d'électrons), et une orbitale libre d'un autre atome (accepteur paire d'électrons). Cette méthode de formation d’une liaison covalente est appelée donneur-accepteur. Dans l'exemple considéré, le donneur de paire d'électrons est un atome d'azote, et l'accepteur est un atome d'hydrogène.

L'expérience a établi que les quatre liaisons N-H de l'ion ammonium sont équivalentes à tous égards. Il s'ensuit qu'une liaison formée par la méthode donneur-accepteur ne diffère pas dans ses propriétés d'une liaison covalente créée par des électrons non appariés d'atomes en interaction.

Un autre exemple de molécule dans laquelle des liaisons sont formées de manière donneur-accepteur est la molécule d'oxyde d'azote (I) N 2 O.

Auparavant, la formule développée de ce composé était représentée comme suit :

Selon cette formule, l’atome d’azote central est relié aux atomes voisins par cinq liaisons covalentes, de sorte que sa couche électronique externe contient dix électrons (cinq paires d’électrons). Mais une telle conclusion contredit la structure électronique de l’atome d’azote, puisque sa couche L externe ne contient que quatre orbitales (une orbitale 5 et trois orbitales p) et ne peut pas accueillir plus de huit électrons. Par conséquent, la formule développée donnée ne peut pas être considérée comme correcte.

Considérons la structure électronique de l'oxyde nitrique (I), et les électrons des atomes individuels seront alternativement désignés par des points ou des croix. L'atome d'oxygène, qui possède deux électrons non appariés, forme deux liaisons covalentes avec l'atome d'azote central :

Du fait de l'électron non apparié restant sur l'atome d'azote central, ce dernier forme une liaison covalente avec le deuxième atome d'azote :

Ainsi, les couches électroniques externes de l'atome d'oxygène et de l'atome d'azote central sont remplies : des configurations stables à huit électrons se forment ici. Mais la couche électronique la plus externe de l’atome d’azote le plus externe ne contient que six électrons ; cet atome peut donc être accepteur d'une autre paire d'électrons. L’atome d’azote central qui lui est adjacent possède une seule paire d’électrons et peut agir comme donneur. Cela conduit à la formation d'une autre liaison covalente entre les atomes d'azote par la méthode donneur-accepteur :

Désormais, chacun des trois atomes qui composent la molécule N 2 O possède une structure stable à huit électrons de la couche externe. Si une liaison covalente formée par une méthode donneur-accepteur est désignée, comme c'est l'habitude, par une flèche dirigée de l'atome donneur à l'atome accepteur, alors la formule développée de l'oxyde nitrique (I) peut être représentée comme suit :

Ainsi, dans l'oxyde nitrique (I), la covalence de l'atome d'azote central est de quatre et celle de l'atome externe est de deux.

Les exemples considérés montrent que les atomes ont de nombreuses possibilités pour former des liaisons covalentes. Ces derniers peuvent être créés grâce aux électrons non appariés d'un atome non excité, et grâce aux électrons non appariés apparaissant à la suite de l'excitation de l'atome (« appariement » de paires d'électrons), et, enfin, par la méthode donneur-accepteur. Cependant, le nombre total de liaisons covalentes qu’un atome donné peut former est limité. Il est déterminé par le nombre total d'orbitales de valence, c'est-à-dire les orbitales dont l'utilisation pour la formation de liaisons covalentes s'avère énergétiquement favorable. Les calculs de mécanique quantique montrent que des orbitales similaires incluent S- et les orbitales p de la couche électronique externe et les orbitales d de la couche précédente ; dans certains cas, comme nous l’avons vu avec les exemples d’atomes de chlore et de soufre, les orbitales b de la couche externe peuvent également être utilisées comme orbitales de valence.

Les atomes de tous les éléments de la deuxième période ont quatre orbitales dans la couche électronique externe en l'absence d'orbitales ^ dans la couche précédente. Par conséquent, les orbitales de valence de ces atomes ne peuvent accueillir plus de huit électrons. Cela signifie que la covalence maximale des éléments dans la deuxième période est de quatre.

Les atomes d'éléments de la troisième période et des périodes suivantes peuvent être utilisés pour former des liaisons covalentes non seulement s- Et R-, mais aussi ^-orbitales. Il existe des composés connus d'éléments ^ dans lesquels la formation de liaisons covalentes implique s- Et R.-orbitales de la couche électronique externe et des cinq

La capacité des atomes à participer à la formation d'un nombre limité de liaisons covalentes est appelée saturation une liaison covalente.

• Une liaison covalente formée de manière donneur-accepteur est parfois appelée en abrégé liaison donneur-accepteur. Par ce terme, cependant, il ne faut pas comprendre un type particulier de liaison, mais seulement une certaine méthode de formation d'une liaison covalente.

UTILISER DE NOUVELLES INFORMATIONS

COURS DE TECHNOLOGIE EN CHIMIE

Le temps avance vite, et si auparavant l'école avait besoin de créer une base théorique et un soutien pédagogique et méthodologique, elle dispose désormais de tout le nécessaire pour accroître l'efficacité de son travail. Et c'est un grand mérite du projet national « Éducation ». Bien entendu, nous, enseignants, rencontrons de grandes difficultés en termes de maîtrise des technologies modernes. Notre incapacité à travailler avec un ordinateur nous affecte et le maîtriser prend beaucoup de temps. Mais toujours très intéressant et passionnant ! De plus, le résultat est évident. Les enfants sont intéressés par les cours ; diverses activités sont organisées très rapidement et de manière informative.

Les gens pensent souvent que la chimie est nocive et dangereuse. On entend souvent : « Des produits respectueux de l'environnement ! », « J'ai entendu dire que vous étiez empoisonné avec des produits chimiques ! »... Mais ce n'est pas le cas ! Nous, professeurs de chimie, sommes confrontés à la tâche de convaincre les écoliers que la chimie est une science créative, qu'elle est la force productive de la société et que ses produits sont utilisés dans toutes les branches de l'industrie, de l'agriculture et, sans chimie, dans le développement ultérieur de la civilisation. est impossible.

L’introduction généralisée de produits chimiques, de substances, de méthodes et de techniques technologiques nécessite des spécialistes hautement qualifiés possédant une solide base de connaissances chimiques. A cet effet, notre école dispose d'une classe spécialisée en chimie et biologie, qui offre une préparation de haute qualité aux écoliers pour poursuivre leur formation en chimie. Afin que les élèves du secondaire choisissent ce profil particulier, il existe en 9e année un cours au choix « Chimie au quotidien », dont le but est d'aider les enfants à se familiariser avec les métiers directement liés aux matières de chimie et de biologie. . Même si les étudiants ne choisissent pas une spécialisation en chimie et biologie au lycée, les connaissances sur les substances qu'ils rencontrent constamment dans la vie quotidienne leur seront utiles dans la vie.

Dans les cours au choix, la première place est accordée aux cours magistraux. Lors de ma préparation, j'utilise des ressources d'information en ligne. De nombreuses illustrations, schémas, collections vidéo, matériel de laboratoire, diapositives sont affichés à l'écran et, sur cette base, je raconte mon histoire. Ma technologie d’explication a considérablement changé. Les enfants sont très intéressés, ils écoutent l’histoire avec beaucoup d’attention et d’envie.

La chimie est une science expérimentale. Une grande partie du temps est allouée aux cours de laboratoire. Mais il arrive que certains réactifs ne soient pas disponibles en laboratoire, et un laboratoire virtuel vient à la rescousse. À l'aide d'un programme spécial, les étudiants peuvent mener une expérience virtuelle. Les enfants étudient l'effet des détergents synthétiques sur différents types de tissus, la solubilité des engrais minéraux dans l'eau, le milieu de leur solution et la composition qualitative des aliments (glucides, protéines, graisses). À l'aide d'un ordinateur, ils tiennent leur propre journal expérimental, dans lequel ils enregistrent le sujet des travaux de laboratoire, leurs observations et leurs conclusions sur l'utilisation correcte de ces substances dans la vie quotidienne. Les avantages d'un laboratoire virtuel sont la sécurité, l'absence d'équipement de laboratoire et les coûts en temps sont minimes.

A la fin du cours, les étudiants doivent passer un test sur n'importe quel sujet étudié. Ils sont confrontés à la tâche de choisir sous quelle forme résumer. Le plus traditionnel est un test sous forme de résumé, de message ou de rapport. Pour les préparer, les enfants utilisent du matériel provenant de ressources Internet. En cela, bien sûr, je les aide : je fixe clairement la tâche, tout en formulant les questions auxquelles les étudiants doivent répondre, et j'indique l'adresse du site avec des informations sur le sujet concerné.

Mais ce formulaire est déjà un peu dépassé et certains gars ont commencé à choisir des activités de projet. Ils travaillent individuellement, en groupe, en équipe. La recherche d’informations n’est pas complète sans utiliser la puissance d’Internet. Avant de les lancer dans une recherche libre, je leur donne des orientations : techniques de recherche, mots-clés, expressions, noms de moteurs de recherche avec lesquels il peut être utile de travailler, adresses de sites Internet.

Les enfants choisissent également un test sous forme de jeu, de tâches et d'exercices pour lesquels ils se développent. Cela pourrait être un test de spin, « Des hommes et des femmes intelligents », « Comment devenir millionnaire ? », « Quoi ? Où? Quand ? », diverses énigmes.

J'organise également une présentation du produit obtenu à l'aide de technologies à distance. En publiant les résultats de leurs activités sur Internet sur le site de l'école ou de la classe, les élèves ont la possibilité d'évaluer leur travail non seulement avec l'aide de leurs camarades de classe, mais aussi avec des enfants et des enseignants d'autres écoles, de discuter de ces résultats et de regarder vers eux avec des yeux différents.

Du point de vue de la pédagogie des nouveaux médias, nous vivons une époque extrêmement intéressante. L’introduction rapide des technologies modernes nous oblige à aborder les anciennes positions d’une manière nouvelle. La formation préprofessionnelle dans notre école dure depuis quatre ans, et à chaque fois je revois le déroulement des cours, car... De nouvelles perspectives s'ouvrent, des liens fructueux se dessinent entre les méthodes pédagogiques traditionnelles et les nouveaux enjeux de société, d'information et de savoir. En effet, l’éducation aux médias fait désormais partie de l’enseignement général. En même temps, les enfants développent leurs capacités de communication, leur intérêt pour les nouvelles technologies, leur passion, leur activité individuelle, leur créativité, ils collaborent activement et échangent leurs propres opinions.

Je suis convaincu que l'utilisation des technologies de l'information peut fournir une culture éducative développée. C’est la réussite dans l’enseignement et l’apprentissage. Utilisez les technologies de l’information ! Passez des anciennes formes d’exercices qui ont perdu leur efficacité à des formes plus récentes, plus avancées et modernes !

L'utilisation des nouvelles technologies de l'information dans le processus éducatif peut être illustrée par l'exemple d'un des cours de chimie générale en 11e.

Mécanisme de formation et propriétés des liaisons covalentes

Le but de la leçon. Rappeler du cours de 8e le mécanisme de formation d'une liaison covalente, étudier le mécanisme donneur-accepteur et les propriétés d'une liaison covalente.

Équipement. Tableau d'électronégativité des éléments chimiques, codogrammes des liaisons st et l, disque pédagogique « Chimie générale » de la série de programmes éducatifs de Cyrille et Méthode avec diagrammes et modèles de molécules, modèles boule et bâton de molécules, carte de travail avec tâches et tests, tableau blanc interactif, ordinateur, tâches de consolidation et contrôle des connaissances avec télécommande.

Pendant les cours

Le cours magistral se déroule à l'aide du disque pédagogique « Chimie Générale ».

Répétition du matériel couvert

Rappelez aux élèves comment les liaisons se forment entre des atomes non métalliques. Complétez les tâches 1, 2 sur la carte de travail (voir annexe).

Apprendre du nouveau matériel

Mécanisme de formation de liaisons covalentes :

a) échange (par exemple, H 2, Cl 2, HC1) ;

b) donneur-accepteur (en prenant l'exemple de NH 4 C1).

Immédiatement, les élèves notent leurs devoirs dans les marges : Décrire la formation de l'ion hydronium H 3 À PROPOS + de H ion + et les molécules d'eau.

Types de liaisons covalentes : polaires et non polaires (selon la composition de la molécule).

Propriétés des liaisons covalentes.

Multiplicité(simple, un et demi, double, triple).

Énergie de communication- c'est la quantité d'énergie libérée lors de la formation d'une liaison chimique ou dépensée pour sa rupture.

Longueur du lien est la distance entre les noyaux des atomes d'une molécule.

L’énergie et la durée des obligations sont interdépendantes. Montrez avec un exemple comment ces propriétés sont interconnectées, comment elles affectent la force de la molécule (projeter au tableau) :

Saturation est la capacité des atomes à former un nombre certain et limité de liaisons. Montrer avec des exemples de billes et de tiges

molécules Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.

Directionnalité. Considérez les dessins du chevauchement des nuages ​​​​d'électrons lors de la formation des liaisons σ et π, projetez-les sur la carte (Fig.).

Corrigez les tâches 6, 7 sur la fiche de travail (voir annexe).

Petite pause !

1. Commençons la liste dans l'ordre,

Parce que le premier élément.

(Au fait, cela forme de l'eau -

Un point très important).

Imaginons sa molécule

Formule pratique H 2.

Ajoutons de manière significative -

Il n’existe pas de substance plus légère au monde !

2. N 2 - molécule d'azote.

On sait qu'il est incolore

gaz. Beaucoup de connaissances, mais

Reconstituons leur stock.

3. Il est partout et partout :

Et dans la pierre, dans l'air, dans l'eau,

Il est dans la rosée du matin,

Et dans le ciel bleu.

(Oxygène.)

4. Les cueilleurs de champignons ont découvert un petit marécage dans la forêt, d'où jaillissaient par endroits des bulles de gaz. Le gaz s'est enflammé de l'allumette et une flamme faiblement rougeoyante a commencé à errer dans le marais. De quel type de gaz s’agit-il ? (Méthane.)

Suite de la leçon.

Polarisabilité- c'est la capacité d'une liaison covalente à changer de polarité sous l'influence d'un champ électrique externe (faites attention à des concepts aussi différents que la polarité de la liaison et la polarisabilité de la molécule).

Renforcer la matière apprise

Le contrôle sur le sujet étudié s'effectue à l'aide de télécommandes.

L'enquête dure 3 minutes, 10 questions valent un point, 30 secondes sont allouées aux réponses, les questions sont projetées sur le tableau interactif. Si vous marquez 9 à 10 points, marquez « 5 », 7 à 8 points – marquez « 4 », 5 à 6 points – marquez « 3 ».

Questions de consolidation

1. Une liaison formée grâce à des paires d’électrons partagées est appelée :

a) ionique ; b) covalent ; c) métal.

2. Une liaison covalente se forme entre les atomes :

a) les métaux ; b) les non-métaux ; c) métal et non métallique.

3. Le mécanisme de formation d'une liaison covalente due à une paire d'électrons libres d'un atome et à une orbitale libre d'un autre est appelé :

a) donneur-accepteur ; b) inerte ; c) catalytique.

4. Quelle molécule a une liaison covalente ?

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

5. La multiplicité des liaisons dans une molécule d'azote est égale à :

a) trois ; b) deux ; c) un.

6. La longueur de liaison est la plus courte d’une molécule :

a) H 2 S ; b) SF6 ; c) SO 2 ; d) SOr

7. Lorsque les nuages ​​​​d'électrons se chevauchent le long de l'axe reliant les noyaux des atomes en interaction, il se forme ce qui suit :

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

8. L’atome d’azote a un nombre possible d’électrons non appariés :

une) 1 ; b)2; à 3.

9. La force de liaison augmente dans la série :

a) H 2 O - H 2 S ; 6) NH3 - PH3 ; c) CS 2 - C O 2 ; d) N2 – O2

10. L’orbitale de l’hybride a la forme :

un ballon; b) huit irrégulier ; c) huit réguliers.

Les résultats s'affichent immédiatement à l'écran, nous faisons un rapport sur chaque question.

Analyse des devoirs (voir annexe - fiche de travail), § 6 du manuel d'O.S Gabrielyan, G.GLysov « Chimie. 11e année" (M. : Outarde, 2006), notes dans un cahier.

Application

Carte de travail

1. Faites correspondre les noms de la substance et le type de liaison.

1) Chlorure de potassium ;

2) oxygène ;

3) magnésium ;

4) tétrachlorure de carbone.

a) Covalent non polaire ;

b) ionique ;

c) métal ;

d) polaire covalente.

2. Entre les atomes de quels éléments la liaison chimique sera de nature ionique ?

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

3. La longueur de la connexion est exprimée en :

a) nm ; b) kg ; c)j; d)m3.

4. Où la liaison chimique est-elle la plus forte : dans la molécule Cl 2 ou O 2 ?

5. Quelle molécule a une liaison hydrogène plus forte : H 2 O ou H 2 S ?

6. Continuez la phrase : « La liaison formée par le chevauchement des nuages ​​d'électrons le long de la ligne reliant les noyaux des atomes est appelée........................ ..... ......",

7. Dessinez des diagrammes du chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation d'une liaison π.

8. Devoirs. « Chimie générale dans les tests, problèmes, exercices » par O.S. Gabrielyan (M. : Drofa, 2003), ouvrage 8A, option 1, 2.

L'idée de former une liaison chimique à l'aide d'une paire d'électrons appartenant aux deux atomes connectés a été exprimée en 1916 par le physicien-chimiste américain J. Lewis.

Des liaisons covalentes existent entre les atomes des molécules et des cristaux. Cela se produit à la fois entre des atomes identiques (par exemple, dans des molécules H2, Cl2, O2, dans un cristal de diamant) et entre des atomes différents (par exemple, dans des molécules H2O et NH3, dans des cristaux de SiC). Presque toutes les liaisons dans les molécules de composés organiques sont covalentes (C-C, C-H, C-N, etc.).

Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons covalentes :

1) échange ;

2) donneur-accepteur.

Mécanisme d'échange de formation de liaisons covalentesréside dans le fait que chacun des atomes de connexion fournit un électron non apparié pour la formation d'une paire d'électrons commune (liaison). Les électrons des atomes en interaction doivent avoir des spins opposés.

Considérons, par exemple, la formation d'une liaison covalente dans une molécule d'hydrogène. Lorsque les atomes d'hydrogène se rapprochent, leurs nuages ​​​​d'électrons pénètrent les uns dans les autres, ce qu'on appelle le chevauchement des nuages ​​​​d'électrons (Fig. 3.2), la densité électronique entre les noyaux augmente. Les noyaux s'attirent. En conséquence, l’énergie du système diminue. Lorsque les atomes se rapprochent beaucoup, la répulsion des noyaux augmente. Par conséquent, il existe une distance optimale entre les noyaux (longueur de liaison l), à laquelle le système a une énergie minimale. Dans cet état, de l’énergie est libérée, appelée énergie de liaison E St.

Riz. 3.2. Schéma du chevauchement des nuages ​​d'électrons lors de la formation d'une molécule d'hydrogène

La formation d'une molécule d'hydrogène à partir d'atomes peut être schématiquement représentée comme suit (un point signifie un électron, une ligne signifie une paire d'électrons) :

N + N→N : N ou N + N→N - N.

En termes généraux pour les molécules AB d'autres substances :

A + B = A : B.

Mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentesréside dans le fait qu'une particule - le donneur - représente une paire d'électrons pour former une liaison, et la seconde - l'accepteur - représente une orbitale libre :

A : + B = A : B.

donneur accepteur

Considérons les mécanismes de formation de liaisons chimiques dans la molécule d'ammoniac et l'ion ammonium.

1. Éducation

L'atome d'azote possède deux électrons appariés et trois électrons non appariés au niveau d'énergie externe :

L’atome d’hydrogène du sous-niveau s possède un électron non apparié.

Dans la molécule d'ammoniac, les électrons 2p non appariés de l'atome d'azote forment trois paires d'électrons avec les électrons de 3 atomes d'hydrogène :

Dans la molécule NH 3, 3 liaisons covalentes se forment selon le mécanisme d'échange.

2. Formation d'un ion complexe - ion ammonium.

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

L’atome d’azote reste avec un doublet non liant, c’est-à-dire deux électrons avec des spins antiparallèles sur une orbitale atomique. L’orbitale atomique de l’ion hydrogène ne contient aucun électron (orbitale vacante). Lorsqu'une molécule d'ammoniac et un ion hydrogène se rapprochent, une interaction se produit entre la paire d'électrons libres de l'atome d'azote et l'orbitale vacante de l'ion hydrogène. La paire libre d'électrons devient commune aux atomes d'azote et d'hydrogène, et une liaison chimique se produit selon le mécanisme donneur-accepteur. L'atome d'azote de la molécule d'ammoniac est le donneur et l'ion hydrogène est l'accepteur :

Il convient de noter que dans l'ion NH 4 +, les quatre liaisons sont équivalentes et indiscernables, par conséquent, dans l'ion, la charge est délocalisée (dispersée) dans tout le complexe ;

Les exemples considérés montrent que la capacité d'un atome à former des liaisons covalentes est déterminée non seulement par des nuages ​​​​à un électron, mais également par des nuages ​​​​à 2 électrons ou par la présence d'orbitales libres.

Selon le mécanisme donneur-accepteur, des liaisons se forment dans des composés complexes : - ; 2+ ; 2- etc

Une liaison covalente a les propriétés suivantes :

-saturation ;

- directionnalité ;

- polarité et polarisabilité.