Kovalentinis ryšys, priklausomai nuo to, kaip atsiranda bendra elektronų pora, gali susidaryti kartu mainai arba donoro-akceptoriaus mechanizmas.
mainų mechanizmas Kovalentinio ryšio susidarymas realizuojamas tais atvejais, kai tiek atominė orbita, tiek šioje orbitoje esantis neporinis elektronas dalyvauja formuojant bendrą elektronų porą iš kiekvieno atomo.
Pavyzdžiui, vandenilio molekulėje. Sąveikaujantys vandenilio atomai, turintys pavienius elektronus su priešingais sukiniais atominėse s-orbitalėse, sudaro bendrą elektronų porą, kurios judėjimas H 2 molekulėje vyksta σ-molekulinės orbitalės ribose, kuri atsiranda susiliejus dviem s-atominėms orbitalėms. :
Amoniako molekulėje azoto atomas, turintis tris atskirus elektronus ir vieną elektronų porą keturiose išorinio energijos lygio atominėse orbitalėse, sudaro tris bendras elektronų poras su trijų vandenilio atomų s-elektronais. Šios elektronų poros NH3 molekulėje yra trijose σ-molekulinėse orbitalėse, kurių kiekviena atsiranda, kai azoto atomo atominė orbita susilieja su vandenilio atomo s-orbitale:
Taigi amoniako molekulėje azoto atomas sudaro tris σ ryšius su vandenilio atomais ir turi nedalomas elektroninė pora.
Donoro-akceptoriaus mechanizmas kovalentinio ryšio susidarymas realizuojamas tais atvejais, kai vienas neutralus atomas arba jonas (donoras) turi elektronų porą išorinio energijos lygio atominėje orbitoje ir kitą joną arba neutralų atomą (priėmėjas)- laisva (laisva) orbita. Kai atominės orbitalės susilieja, atsiranda molekulinė orbita, ant kurios yra bendra elektronų pora, kuri anksčiau priklausė donoro atomui:
Pavyzdžiui, pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą kovalentinis ryšys tarp amoniako molekulės ir vandenilio jono susidaro, kai atsiranda amonio jonas +. Amoniako molekulėje azoto atomas išoriniame sluoksnyje turi laisvą elektronų porą, kuri leidžia šiai molekulei veikti kaip donorei. Vandenilio jonas (akceptorius) turi laisvą s-orbitalę. Dėl azoto atomo ir vandenilio jono atominių orbitalių susiliejimo susidaro σ-molekulinė orbitalė, o laisvoji azoto atomo elektronų pora tampa įprasta jungiantiems atomams:
Arba H + + NH3 [H NH 3] +
Amonio + jone N-H kovalentinė jungtis, kurią sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas, yra lygiavertė energijai ir ilgiui trims kitoms N-H kovalentinėms jungtims, susidarančioms mainų mechanizmu.
Boro atomas sudaro boro fluorido BF 3 molekulę dėl to, kad elektroninės orbitalės, kurias sužadintoje būsenoje užima nesuporuoti elektronai, persidengia su elektroninėmis fluoro orbitomis. Tokiu atveju boro atomas išlaiko vieną laisvą orbitalę, dėl kurios donoro-akceptoriaus mechanizmu gali susidaryti ketvirtoji cheminė jungtis.
Dažnai vadinamas ryšys, kurį sudaro donoro-akceptoriaus mechanizmas donoras-priėmėjas, koordinavimas arba koordinacinis. Tačiau tai nėra ypatinga jungties rūšis, o tik kitoks kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas.
Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmas būdingas kompleksiniams junginiams: akceptoriaus vaidmenį dažniausiai atlieka d-metalo jonai, kurie dažniausiai gali suteikti du, keturis ar šešis laisvus s-, p-, d- tipo atomines orbitales, o tai labai išplečia jų gebėjimą formuoti kovalentinius ryšius.
Pavyzdžiui, Ag + ir Сu 2+ jonai atitinkamai sudaro dvi ir keturias laisvas atomines orbitales, o elektronų porų donoru gali būti, pavyzdžiui, dvi ar keturios amoniako arba cianido jonų molekulės:
Priimtojas donoras 
Tokiais atvejais kovalentiniai ryšiai atsiranda tarp donorų ir akceptorių, susidarant sudėtingiems katijonams (sidabro ir vario amoniatams) arba anijonams (vario cianidui).
Kovalentinis ryšys yra ryšys, kuris dažniausiai jungia nemetalų atomus molekulėse ir kristaluose. Šiame straipsnyje mes kalbame apie tai, kokia cheminė jungtis vadinama kovalentine.
Kas yra kovalentinis cheminis ryšys?
Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, atsirandantis susidarant bendroms (jungiančioms) elektronų poroms.
Jei tarp dviejų atomų yra viena bendra elektronų pora, tai toks ryšys vadinamas viengubu (paprastuoju), jei du – dvigubu, jei trys – trigubu.
Ryšys paprastai žymimas horizontalia linija tarp atomų. Pavyzdžiui, vandenilio molekulėje yra vienguba jungtis: H-H; deguonies molekulėje yra dviguba jungtis: O=O; azoto molekulėje triguba jungtis:
Ryžiai. 1. Trigubas ryšys azoto molekulėje.
Kuo didesnis ryšys, tuo stipresnė molekulė: trigubos jungties buvimas paaiškina didelį azoto molekulių cheminį stabilumą.
Kovalentinių ryšių susidarymas ir tipai
Yra du kovalentinio ryšio formavimo mechanizmai: mainų mechanizmas ir donoro-akceptoriaus mechanizmas:
- mainų mechanizmas. Keičiant bendrą elektronų porą, du jungiantys atomai suteikia po vieną nesuporuotą elektroną. Būtent taip atsitinka, pavyzdžiui, susidarius vandenilio molekulei.
Ryžiai. 2. Vandenilio molekulės susidarymas.
Bendra elektronų pora priklauso kiekvienam iš sujungtų atomų, tai yra, jų elektronų apvalkalas yra baigtas.
- donoro-akceptoriaus mechanizmas. Donoro-akceptoriaus mechanizme bendroji elektronų pora yra vienas iš jungiamųjų atomų, kuris yra labiau elektronegatyvus. Antrasis atomas reiškia laisvą bendros elektronų poros orbitalę.
Ryžiai. 3. Amonio jonų susidarymas.
Taip susidaro amonio jonas NH 4 +. Šis teigiamai įkrautas jonas (katijonas) susidaro, kai amoniako dujos reaguoja su bet kokia rūgštimi. Rūgšties tirpale yra vandenilio katijonų (protonų), vandenilio terpėje jie sudaro hidroksonio katijoną H 3 O +. Amoniako formulė yra NH 3: molekulė susideda iš vieno azoto atomo ir trijų vandenilio atomų, sujungtų vienkartinėmis kovalentinėmis jungtimis mainų mechanizmu. Azoto atomas turi vieną nepasidalintą elektronų porą. Jis teikia jį kaip bendrą, kaip donorą, vandenilio jonui H+, kuris turi laisvą orbitą.
Kovalentinės cheminės jungtys cheminėse medžiagose gali būti polinės arba nepolinės. Ryšys neturi dipolio momento, tai yra poliškumo, jei yra sujungti du to paties elemento atomai, turintys tą pačią elektronegatyvumo reikšmę. Pavyzdžiui, ryšys vandenilio molekulėje yra nepolinis.
HCl molekulėje skirtingo elektronegatyvumo atomai yra sujungti kovalentine vienguba jungtimi. Bendra elektronų pora pasislenka link chloro, kuris turi didesnį elektronų afinitetą ir elektronegatyvumą. Atsiranda dipolio momentas, ryšys tampa polinis. Šiuo atveju įvyksta dalinis krūvio atskyrimas: vandenilio atomas tampa teigiamu dipolio galu, o chloro atomas – neigiamu.
Bet kuri kovalentinė jungtis turi šias charakteristikas: energiją, ilgį, daugialypiškumą, poliškumą, poliarizaciją, prisotinimą, orientaciją erdvėje.
Ko mes išmokome?
Kovalentinis cheminis ryšys susidaro persidengus valentinių elektronų debesų porai. Šio tipo ryšys gali būti suformuotas donoro-akceptoriaus mechanizmu, taip pat mainų mechanizmu. Kovalentinis ryšys gali būti polinis ir nepolinis, jam būdingas ilgis, daugialypiškumas, poliškumas, orientacija erdvėje.
Temos viktorina
Ataskaitos įvertinimas
Vidutinis reitingas: 4.2. Iš viso gautų įvertinimų: 164.
Kaip jau minėta, bendra elektronų pora, kuri atlieka kovalentinį ryšį, gali susidaryti dėl nesuporuotų elektronų, esančių nesužadintuose sąveikaujančiuose atomuose. Tai atsitinka, pavyzdžiui, formuojantis tokioms molekulėms kaip H2, HC1, Cl2. Čia kiekvienas iš atomų turi vieną nesuporuotą elektroną; kai du tokie atomai sąveikauja, susidaro bendra elektronų pora – atsiranda kovalentinis ryšys.
Nesužadintas azoto atomas turi tris nesuporuotus elektronus:
Todėl dėl nesuporuotų elektronų azoto atomas gali dalyvauti formuojant tris kovalentinius ryšius. Taip atsitinka, pavyzdžiui, N 2 arba NH 3 molekulėse, kuriose azoto kovalentiškumas yra 3.
Tačiau kovalentinių ryšių skaičius gali būti didesnis nei nesuporuotų elektronų, esančių nesužadintame atome, skaičius. Taigi normalioje būsenoje anglies atomo išorinis elektroninis sluoksnis turi struktūrą, pavaizduotą diagramoje:
Dėl nesuporuotų elektronų anglies atomas gali sudaryti dvi kovalentines jungtis. Tuo tarpu anglis pasižymi junginiais, kuriuose kiekvienas jos atomas yra susietas su kaimyniniais atomais keturiomis kovalentinėmis jungtimis (pavyzdžiui, CO 2, CH 4 ir kt.). Tai įmanoma dėl to, kad sunaudojant šiek tiek energijos, vienas iš 2x elektronų, esančių atome, gali būti perkeltas į 2 polygį. R dėl to atomas pereina į sužadinimo būseną, o nesuporuotų elektronų skaičius didėja. Tokį sužadinimo procesą, lydimą elektronų „suporavimo“, galima pavaizduoti tokia schema, kurioje sužadinimo būsena pažymėta žvaigždute šalia elemento simbolio:
Dabar anglies atomo išoriniame elektronų sluoksnyje yra keturi nesuporuoti elektronai; todėl sužadintas anglies atomas gali dalyvauti formuojant keturis kovalentinius ryšius. Šiuo atveju, padidėjus sukurtų kovalentinių ryšių skaičiui, išsiskiria daugiau energijos, nei sunaudojama perkeliant atomą į sužadintą būseną.
Jei atomo sužadinimas, dėl kurio padidėja nesuporuotų elektronų skaičius, yra susijęs su labai didelėmis energijos sąnaudomis, tai šių sąnaudų nekompensuoja naujų ryšių susidarymo energija; tada toks procesas kaip visuma pasirodo energetiškai nepalankus. Taigi, deguonies ir fluoro atomai neturi laisvų orbitų išoriniame elektronų sluoksnyje:
Čia nesuporuotų elektronų skaičiaus padidėjimas galimas tik perkeliant vieną iš elektronų į kitą energijos lygį, t.y. į būseną 3s. Tačiau toks perėjimas yra susijęs su labai didelėmis energijos sąnaudomis, kurių nepadengia energija, išsiskirianti formuojantis naujiems ryšiams. Todėl dėl nesuporuotų elektronų deguonies atomas gali sudaryti ne daugiau kaip du kovalentinius ryšius, o fluoro atomas – tik vieną. Iš tiesų, šiems elementams būdingas pastovus kovalentiškumas, lygus dviem deguoniui ir vienas fluorui.
Trečiojo ir vėlesnių periodų elementų atomai išoriniame elektronų sluoksnyje turi „i polygį, į kurį sužadinus jie gali pereiti s- ir išorinio sluoksnio p-elektronai. Todėl čia atsiranda papildomų galimybių padidinti nesuporuotų elektronų skaičių. Taigi, chloro atomas, kuris nesužadintoje būsenoje turi vieną nesuporuotą elektroną
sunaudojant tam tikrą energiją, gali būti perkeliama į sužadintas būsenas (SI), kurioms būdingi trys, penki ar septyni nesuporuoti elektronai: 
Todėl skirtingai nei fluoro atomas, chloro atomas gali dalyvauti formuojant ne tik vieną, bet ir tris, penkis ar septynis kovalentinius ryšius. Taigi druskos rūgštyje HClO 2 chloro kovalentiškumas yra trys, chloro rūgštyje HClO 3 - penki, o perchloro rūgštyje HClO 4 - septyni. Panašiai sieros atomas, kuris taip pat turi neužimtą 36Ciod lygį, gali pereiti į sužadintas būsenas su keturiais ar šešiais nesuporuotais elektronais ir todėl dalyvauti formuojant ne tik du, kaip deguonyje, bet ir keturis ar šešis kovalentinius ryšius. Tai gali paaiškinti junginių, kuriuose sieros kovalentiškumas yra lygus keturiems (SO 2 , SCl 4) arba šešiems (SF 6), egzistavimą.
Daugeliu atvejų kovalentiniai ryšiai taip pat atsiranda dėl suporuotų elektronų, esančių išoriniame atomo elektronų sluoksnyje. Apsvarstykite, pavyzdžiui, amoniako molekulės elektroninę struktūrą:
Čia taškai žymi elektronus, kurie iš pradžių priklausė azoto atomui, o kryžiai – tuos, kurie priklausė vandenilio atomams. Iš aštuonių išorinių azoto atomo elektronų šeši sudaro tris kovalentinius ryšius ir yra bendri azoto atomui ir vandenilio atomams. Bet du elektronai priklauso tik azotui ir formai vieniša elektronų pora. Tokia elektronų pora taip pat gali dalyvauti formuojant kovalentinį ryšį su kitu atomu, jei šio atomo išoriniame elektronų sluoksnyje yra laisva orbita. Neužpildyta ls-orbitalė yra, pavyzdžiui, vandenilio jone H +, kuriame paprastai nėra elektronų:
Todėl, kai NH 3 molekulė sąveikauja su vandenilio jonu, tarp jų atsiranda kovalentinis ryšys; vieniša azoto atomo elektronų pora tampa bendra dviem atomams, todėl susidaro jonas amonio NH4:
Čia kovalentinis ryšys atsirado dėl elektronų poros, kuri iš pradžių priklausė vienam atomui (donoras elektronų pora) ir kito atomo laisvoji orbitalė (priėmėjas elektronų pora). Toks kovalentinio ryšio sudarymo būdas vadinamas donoras-akceptorius. Nagrinėjamame pavyzdyje elektronų poros donoras yra azoto atomas, o akceptorius yra vandenilio atomas.
Patirtis parodė, kad keturios N-H jungtys amonio jone yra lygiavertės visais atžvilgiais. Iš to išplaukia, kad donoro-akceptoriaus metodu susidaręs ryšys savo savybėmis nesiskiria nuo kovalentinio ryšio, susidarančio dėl sąveikaujančių atomų nesuporuotų elektronų.
Kitas molekulės, kurioje yra jungčių, susidariusių donoro-akceptoriaus metodu, pavyzdys yra azoto oksido (I) N 2 O molekulė.
Anksčiau šio junginio struktūrinė formulė buvo pavaizduota taip:
Pagal šią formulę centrinis azoto atomas yra sujungtas su kaimyniniais atomais penkiais kovalentiniais ryšiais, todėl jo išoriniame elektronų sluoksnyje yra dešimt elektronų (penkios elektronų poros). Tačiau tokia išvada prieštarauja elektroninei azoto atomo struktūrai, nes jo išoriniame L sluoksnyje yra tik keturios orbitalės (viena 5 ir trys p orbitalės) ir jame negali tilpti daugiau nei aštuoni elektronai. Todėl aukščiau pateikta struktūrinė formulė negali būti laikoma teisinga.
Panagrinėkime azoto oksido (I) elektroninę struktūrą, o atskirų atomų elektronai bus pakaitomis žymimi taškais arba kryžiais. Deguonies atomas, turintis du nesuporuotus elektronus, sudaro dvi kovalentines jungtis su centriniu azoto atomu:
Dėl nesuporuoto elektrono, likusio centriniame azoto atome, pastarasis sudaro kovalentinį ryšį su antruoju azoto atomu:
Taigi deguonies atomo ir centrinio azoto atomo išoriniai elektronų sluoksniai užpildomi: čia susidaro stabilios aštuonių elektronų konfigūracijos. Tačiau kraštutinio azoto atomo išoriniame elektronų sluoksnyje yra tik šeši elektronai; todėl šis atomas gali būti kitos elektronų poros akceptorius. Centrinis azoto atomas, esantis šalia jo, turi nepasidalintą elektronų porą ir gali veikti kaip donoras. Dėl to donoro-akceptoriaus metodu tarp azoto atomų susidaro kita kovalentinė jungtis:
Dabar kiekvienas iš trijų atomų, sudarančių N2O molekulę, turi stabilią aštuonių elektronų išorinio sluoksnio struktūrą. Jei kovalentinis ryšys, suformuotas donoro-akceptoriaus metodu, kaip įprasta, žymimas rodykle, nukreipta nuo donoro atomo į akceptoriaus atomą, tada azoto oksido (I) struktūrinė formulė gali būti pavaizduota taip:
Taigi azoto okside (I) centrinio azoto atomo kovalentiškumas yra keturi, o kraštutinio - du.
Nagrinėjami pavyzdžiai rodo, kad atomai turi įvairias galimybes kovalentiniams ryšiams susidaryti. Pastarieji gali būti sukurti tiek nesuporuotų nesužadinto atomo elektronų, tiek nesuporuotų elektronų, atsirandančių dėl atomo sužadinimo (elektronų porų „suporavimo“), sąskaita, ir galiausiai donoro-akceptoriaus metodas. Tačiau bendras kovalentinių jungčių, kurias gali sudaryti tam tikras atomas, skaičius yra ribotas. Jį lemia bendras valentinių orbitalių skaičius, t.y. tų orbitalių, kurių panaudojimas kovalentiniams ryšiams formuoti pasirodo energetiškai palankus. Kvantinis mechaninis skaičiavimas rodo, kad tokios orbitos apima S- ir išorinio elektronų sluoksnio p-orbitalės ir ankstesnio sluoksnio d-orbitalės; kai kuriais atvejais, kaip matėme chloro ir sieros atomų pavyzdžiuose, išorinio sluoksnio b/ orbitalės taip pat gali būti naudojamos kaip valentinės orbitalės.
Visų antrojo periodo elementų atomai turi keturias orbitales išoriniame elektronų sluoksnyje, jei ankstesniame sluoksnyje nėra ^-orbitalių. Todėl šių atomų valentinėse orbitalėse gali tilpti ne daugiau kaip aštuoni elektronai. Tai reiškia, kad antrojo periodo elementų maksimali kovalentiškumas yra keturi.
Trečiojo ir vėlesnių periodų elementų atomai gali būti naudojami kovalentiniams ryšiams sudaryti ne tik s- Ir R-, bet ir ^-orbitalės. Žinomi ^-elementų junginiai, kuriuose s- Ir R-išorinio elektronų sluoksnio orbitalės ir visos penkios
Atomų gebėjimas dalyvauti formuojant ribotą skaičių kovalentinių ryšių vadinamas sotumas kovalentinis ryšys.
- Kovalentinis ryšys, susidarantis donoro-akceptoriaus procese, kartais trumpai vadinamas donoro-akceptoriaus ryšiu. Tačiau šis terminas neturėtų būti suprantamas kaip ypatinga ryšio rūšis, o tik tam tikras kovalentinio ryšio formavimo būdas.
NAUJOS INFORMACIJOS NAUDOJIMAS
TECHNOLOGIJOS CHEMIJOS PAMOKOSE
Laikas greitai bėga į priekį, ir jei anksčiau mokyklai reikėjo sukurti teorinę bazę ir edukacinę bei metodinę pagalbą, tai dabar yra viskas, ko reikia jos darbo efektyvumui didinti. Ir tai yra didelis nacionalinio projekto „Švietimas“ nuopelnas. Žinoma, mes, mokytojai, patiriame didelių sunkumų įsisavinant šiuolaikines technologijas. Mūsų nesugebėjimas dirbti kompiuteriu turi įtakos, o norint jį įvaldyti, reikia daug laiko. Bet vis tiek labai įdomu ir įdomu! Be to, rezultatas yra akivaizdus. Vaikai domisi pamokomis, užsiėmimų įvairovė labai greita ir informatyvi.
Žmonės dažnai mano, kad chemija yra kenksminga ir pavojinga. Dažnai girdime: „Aplinkai nekenksmingi produktai!“, „Girdėjau, kad jus nuodija chemikalais!“... Bet tai netiesa! Mes, chemijos mokytojai, susiduriame su užduotimi įtikinti moksleivius, kad chemija yra kūrybingas mokslas, kad ji yra gamybinė visuomenės jėga, o jos produktai naudojami visose pramonės šakose, žemės ūkyje, o be chemijos – tolimesnė plėtra. civilizacijos neįmanoma.
Plačiam chemikalų, medžiagų, metodų ir technologinių metodų diegimui reikalingi aukšto išsilavinimo specialistai, turintys tvirtą chemijos žinių bazę. Tam mūsų mokykloje veikia specializuota chemijos ir biologijos klasė, kurioje kokybiškai rengiami moksleiviai tęsti chemijos išsilavinimą. Kad gimnazijos mokiniai galėtų pasirinkti būtent šį profilį, 9 klasėje yra pasirenkamasis kursas „Chemija kasdieniame gyvenime“, kurio tikslas – padėti vaikams susipažinti su profesijomis, tiesiogiai susijusiomis su chemijos ir biologijos dalykais. . Net jei mokiniai vidurinėje mokykloje nesirenka cheminio ir biologinio profilio, žinios apie medžiagas, su kuriomis nuolat susiduria kasdieniame gyvenime, pravers gyvenime.
Pasirenkamojo kurso auditorijoje pirmoji vieta skiriama paskaitoms. Ruošdamasis joms naudojuosi informaciniais interneto ištekliais. Ekrane rodoma daug iliustracijų, diagramų, video kolekcijų, laboratorinių darbų medžiagos, skaidrių, kurių pagrindu vedu savo istoriją. Mano paaiškinimo technologija labai pasikeitė. Vaikams labai įdomu, jie su dideliu dėmesiu ir noru klausosi istorijos.
Chemija yra eksperimentinis mokslas. Laboratoriniams darbams skiriama daug laiko. Tačiau būna, kad kai kurių reagentų nėra laboratorijoje, o virtuali laboratorija ateina į pagalbą. Specialios programos pagalba mokiniai gali atlikti virtualų eksperimentą. Vaikai tiria sintetinių ploviklių poveikį įvairių tipų audiniams, mineralinių trąšų tirpumą vandenyje, jų tirpinimo terpę, kokybinę maisto sudėtį (angliavandeniai, baltymai, riebalai). Kompiuterio pagalba jie veda savo eksperimentų dienoraštį, kuriame fiksuoja laboratorinių darbų temą, savo pastebėjimus, išvadas apie teisingą šių medžiagų vartojimą kasdieniame gyvenime. Virtualios laboratorijos privalumai – saugumas, nereikia laboratorinės įrangos, o laiko sąnaudos – minimalios.
Kurso pabaigoje studentai turi išlaikyti testą bet kuria studijuojama tema. Jie susiduria su užduotimi pasirinkti, kokia forma apibendrinti. Tradiciškiausias yra testas abstrakčios, žinutės ar ataskaitos forma. Savo ruošimui vaikai naudoja medžiagą iš interneto šaltinių. Tai, žinoma, jiems padedu: aiškiai nustatau užduotį, suformuluoju klausimus, į kuriuos studentai turi atsakyti, ir nurodau svetainės adresą su informacija atitinkama tema.
Tačiau ši forma jau yra šiek tiek pasenusi, o kai kurie vaikinai pradėjo rinktis projektinę veiklą. Jie dirba individualiai, grupėse, komandose. Informacijos paieška nėra baigta nesinaudojant interneto galimybėmis. Prieš išleisdamas juos į nemokamą paiešką, suteikiu jiems orientaciją: paieškos techniką, raktinius žodžius, frazes, paieškos sistemų pavadinimus, su kuriais gali būti naudinga dirbti, svetainių adresus internete.
Vaikai taip pat pasirenka testą žaidimo, užduočių ir pratimų pavidalu, kuriems lavina save. Tai gali būti bandomasis patefonas, „Išmanieji ir išmanieji“, „Kaip tapti milijonieriumi?“, „Ką? Kur? Kada?", įvairūs galvosūkiai.
Taip pat surengiu gauto produkto pristatymą pasitelkdamas nuotolines technologijas. Skelbdami veiklos rezultatus internete mokyklos ar klasės svetainėje, mokiniai įgyja galimybę įvertinti savo darbus ne tik padedami bendraklasių, bet ir padedami kitų mokyklų vaikų bei mokytojų, aptarti šiuos darbus. rezultatus, pažvelkite į juos kitomis akimis.
Naujosios medijos pedagogikos požiūriu gyvename nepaprastai įdomiu laiku. Spartus šiuolaikinių technologijų diegimas verčia naujai prieiti prie senų pozicijų. Išankstinis mokymas mūsų mokykloje egzistuoja ketverius metus, kiekvieną kartą peržiūriu pamokų eigą, nes. atsiveria naujos perspektyvos, atsiranda vaisingos sąsajos tarp tradicinių mokymo metodų ir naujų visuomenės uždavinių, informacijos ir žinių. Iš tiesų, žiniasklaidos švietimas tapo bendrojo ugdymo dalimi. Kartu vaikai ugdo bendravimo įgūdžius, domėjimąsi naujomis technologijomis, entuziazmą, individualų aktyvumą, kūrybiškumą, aktyviai bendradarbiauja, keičiasi savo nuomonėmis.
Esu įsitikinęs, kad informacinių technologijų naudojimas gali suteikti išvystytą mokymosi kultūrą. Tai yra mokymo ir mokymosi sėkmė. Taikykite informacines technologijas! Pereikite nuo senų, veiksmingumą praradusių užsiėmimų formų prie naujesnių, pažangesnių ir modernesnių!
Naujų informacinių technologijų panaudojimą ugdymo procese galima iliustruoti vienos iš 11 klasės bendrosios chemijos pamokų pavyzdžiu.
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas ir savybės
Pamokos tikslas. Prisiminkite iš 8 klasės kurso kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmą, ištirti donoro-akceptoriaus mechanizmą ir kovalentinio ryšio savybes.
Įranga. Cheminių elementų elektronegatyvumo lentelė, st- ir n-jungčių kodogramos, mokomasis diskas "Bendroji chemija" iš Kirilo ir Metodijaus mokymo programų serijos su molekulių schemomis ir modeliais, molekulių rutuliniai modeliai, darbo kortelė su užduotys ir testai, interaktyvi lenta, kompiuteris, užduotys žinių įtvirtinimui ir valdymui nuotoliniu valdymu.
Per užsiėmimus
Paskaita vedama mokomojo disko „Bendroji chemija“ pagalba.
Apimtos medžiagos kartojimas
Prisiminkite su mokiniais, dėl kurių tarp nemetalų atomų susidaro ryšys. Atlikite 1, 2 užduotis darbo kortelėje (žr. priedą).
Naujos medžiagos mokymasis
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas:
a) mainai (pavyzdžiui, H2, Cl2, HC1);
b) donoras-akceptorius (pavyzdžiui, NH 4 C1).
Iš karto mokiniai paraštėse užrašo savo namų darbus: Pavaizduokite hidronio jono H susidarymą 3 APIE + iš H jono + ir vandens molekules.
Kovalentinių ryšių tipai: poliniai ir nepoliniai (pagal molekulės sudėtį).
Kovalentinio ryšio savybės.
daugialypiškumas(vienvietis, pusantro, dvivietis, trivietis).
Ryšio energija yra energijos kiekis, išsiskiriantis susidarant cheminiam ryšiui arba išeikvotas jį nutraukti.
Nuorodos ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių molekulėje.
Ryšio energija ir ilgis yra tarpusavyje susiję. Pavyzdžiu parodykite, kaip šios savybės yra tarpusavyje susijusios, kaip jos veikia molekulės stiprumą (projektuokite ant lentos):
Padidėjus jungčių tarp atomų skaičiui molekulėje, jungties ilgis mažėja, o jo energija didėja, pavyzdžiui (projektuoti ant lentos):Sotumas- tai atomų gebėjimas sudaryti tam tikrą ir ribotą skaičių ryšių. Parodykite su kamuoliukų ir lazdelių pavyzdžiais
molekulės Cl 2, H 2 O, CH 4, HNO 3.
Orientacija. Apsvarstykite persidengiančių elektronų debesų modelius formuojant σ ir π ryšius, projektuokite ant lentos (pav.).
Ištaisykite 6, 7 užduotis darbo kortelėje (žr. priedą).
Maža pertraukėlė!
1. Pradėkime sąrašą eilės tvarka,
Kadangi pirmasis elementas.
(Beje, susidaro vanduo -
labai svarbus punktas).
Įsivaizduokime molekulę
Patogi formulė H 2 .
Pridėkime -
Pasaulyje nėra lengvesnės medžiagos!
2. N 2 yra azoto molekulė.
Žinomas kaip bespalvis
dujų. Daug žinių, bet tegul
Vis tiek juos papildykime.
3. Jis yra visur ir visur:
Ir akmenyje, ore, vandenyje,
Jis yra ryto rasoje
Ir mėlyna danguje.
(Deguonis.)
4. Grybininkai miške aptiko nedidelę pelkę, iš kurios vietomis išbėgo dujų burbuliukai. Degtukas uždegė dujas, ir per pelkę ėmė klaidžioti silpna liepsna. Kas tai per dujos? (metanas)
Pamokos tęsinys.
Poliarizuotumas- tai kovalentinio ryšio gebėjimas pakeisti savo poliškumą veikiant išoriniam elektriniam laukui (atkreipkite dėmesį į tokias skirtingas sąvokas kaip jungties poliškumas ir molekulės poliarizuotumas).
Studijuotos medžiagos konsolidavimas
Valdymas tiriama tema vykdomas nuotolinio valdymo pulteliais.
Apklausa atliekama per 3 minutes, 10 klausimų už vieną tašką, atsakymui skiriama 30 sekundžių, klausimai projektuojami interaktyvioje lentoje. Surinkus 9-10 taškų - balas "5", 7-8 taškai - "4", 5-6 balai - "3".
Klausimai konsolidacijai
1. Ryšys, kuris susidaro dėl bendrų elektronų porų, vadinamas:
a) joninis; b) kovalentinis; c) metalas.
2. Tarp atomų susidaro kovalentinis ryšys:
a) metalai; b) nemetalai; c) metalas ir nemetalas.
3. Kovalentinio ryšio susidarymo dėl vieno atomo vienišos elektronų poros ir kito laisvosios orbitos mechanizmas vadinamas:
a) donoras-akceptorius; b) inertiškas; c) katalizinis.
4. Kuri iš molekulių turi kovalentinį ryšį?
a) Zn; b) Cu O; c) NH3.
5. Ryšių skaičius azoto molekulėje yra lygus:
a) trys; b) du; c) vienetas.
6. Mažiausias jungties ilgis molekulėje:
a) H2S; b) SF6; c) SO2; d) Arba
7. Elektronų debesims persidengus išilgai ašies, jungiančios sąveikaujančių atomų branduolius, susidaro:
a) σ-jungtis; b) π ryšys; c) ρ-jungtis.
8. Azoto atomas turi galimą nesuporuotų elektronų skaičių:
a) 1; b) 2; 3 val.
9. Ryšio stiprumas didėja serijoje:
a) H2O - H2S; 6) NH3 - PH3; c) CS2 - CO2; d) N 2 - O 2
10. Hibridinė s-orbitalė turi tokią formą:
a) kamuolys b) neteisingas aštuonias; c) teisingi aštuoni.
Rezultatai iš karto rodomi ekrane, apie kiekvieną klausimą darome ataskaitą.
Namų darbų analizė (žr. priedą - darbo kortelė), O.S.Gabrieliano, G.Glysovo vadovėlio „Chemija. 11 klasė “(M .: Drofa, 2006), santrauka sąsiuvinyje.
Taikymas
darbo kortelė
1. Suderinkite medžiagos pavadinimus ir ryšio tipą.
1) Kalio chloridas;
2) deguonis;
3) magnio;
4) anglies tetrachloridas.
a) kovalentinis nepolinis;
b) joninės;
c) metalas;
d) kovalentinis polinis.
2. Kurių elementų atomų cheminė jungtis turės joninį pobūdį?
a) NnO; b) Si ir C1; c) Na ir O; d) P ir Br.
3. Ryšio ilgis išreiškiamas:
a) nm; b) kg; c) j; d) m 3.
4. Kur cheminis ryšys stipriausias: Cl 2 ar O 2 molekulėje?
5. Kurioje molekulėje vandenilinio ryšio stiprumas didesnis: H 2 O ar H 2 S?
6. Tęskite sakinį: „Ryšys, susidaręs elektronų debesims persidengiant išilgai linijos, jungiančios atomų branduolius, vadinamas ........................ ...................... ......",
7. Nubraižykite persidengiančių elektronų orbitalių dėsningumus formuojantis π ryšiui.
8. Namų darbai. „Bendroji chemija testuose, užduotyse, pratybose“ O.S. Gabrielyan (Maskva: Drofa, 2003), darbas 8A, 1, 2 variantas.
Idėją apie cheminės jungties susidarymą naudojant elektronų porą, priklausančią abiem jungiantiems atomams, 1916 metais iškėlė amerikiečių fizikinis chemikas J. Lewisas.
Kovalentinis ryšys egzistuoja tarp atomų tiek molekulėse, tiek kristaluose. Jis atsiranda tiek tarp identiškų atomų (pavyzdžiui, H 2, Cl 2, O 2 molekulėse, deimantų kristaluose), tiek tarp skirtingų atomų (pavyzdžiui, H 2 O ir NH 3 molekulėse, SiC kristaluose). Beveik visi organinių junginių molekulių ryšiai yra kovalentiniai (C-C, C-H, C-N ir kt.).
Yra du kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai:
1) mainai;
2) donoras-akceptorius.
Kovalentinio ryšio susidarymo mainų mechanizmasyra tai, kad kiekvienas iš jungiamųjų atomų numato, kad vienas nesuporuotas elektronas sudaro bendrą elektronų porą (ryšį). Sąveikaujančių atomų elektronai turi turėti priešingus sukinius.
Apsvarstykite, pavyzdžiui, kovalentinio ryšio susidarymą vandenilio molekulėje. Vandenilio atomams artėjant vienas prie kito, jų elektronų debesys prasiskverbia vienas į kitą, tai vadinama elektronų debesų persidengimu (3.2 pav.), didėja elektronų tankis tarp branduolių. Branduoliai traukia vienas kitą. Dėl to sistemos energija mažėja. Labai stipriai artėjant atomams, didėja branduolių atstūmimas. Todėl tarp branduolių yra optimalus atstumas (ryšio ilgis l), kuriame sistema turi mažiausią energiją. Šioje būsenoje išsiskiria energija, vadinama rišamąja energija E St.
Ryžiai. 3.2. Persidengusių elektronų debesų schema susidarant vandenilio molekulei
Schematiškai vandenilio molekulės susidarymą iš atomų galima pavaizduoti taip (taškas reiškia elektroną, juosta reiškia elektronų porą):
H + H → H: H arba H + H → H - H.
Apskritai, kitų medžiagų AB molekulėms:
A + B = A: B.
Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmassusideda iš to, kad viena dalelė - donoras - pateikia elektronų porą ryšiui sudaryti, o antroji - akceptorius - laisvą orbitalę:
A: + B = A: B.
donoro akceptorius
Apsvarstykite cheminių jungčių susidarymo amoniako molekulėje ir amonio jone mechanizmus.
1. Išsilavinimas
Azoto atomo išoriniame energijos lygyje yra du suporuoti ir trys nesuporuoti elektronai:
Vandenilio atomas s polygyje turi vieną nesuporuotą elektroną.
Amoniako molekulėje nesuporuoti azoto atomo 2p elektronai sudaro tris elektronų poras su 3 vandenilio atomų elektronais:
NH 3 molekulėje mainų mechanizmu susidaro 3 kovalentiniai ryšiai.
2. Kompleksinio jono – amonio jono susidarymas.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl arba NH 3 + H + = NH 4 +
Azoto atomas turi vienišą elektronų porą, ty du elektronus su antilygiagrečiais sukiniais toje pačioje atominėje orbitoje. Vandenilio jono atominėje orbitoje elektronų nėra (laisva orbitalė). Kai amoniako molekulė ir vandenilio jonas artėja vienas prie kito, sąveikauja vieniša azoto atomo elektronų pora ir laisva vandenilio jono orbitalė. Nebendra elektronų pora tampa įprasta azoto ir vandenilio atomams, cheminė jungtis atsiranda pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą. Amoniako molekulės azoto atomas yra donoras, o vandenilio jonas yra akceptorius:
Pažymėtina, kad NH 4 + jone visi keturi ryšiai yra lygiaverčiai ir nesiskiria, todėl jone krūvis yra delokalizuotas (išsklaidytas) visame komplekse.
Nagrinėjami pavyzdžiai rodo, kad atomo gebėjimą sudaryti kovalentinius ryšius lemia ne tik vieno elektrono, bet ir 2 elektronų debesys arba laisvųjų orbitalių buvimas.
Pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą ryšiai susidaro kompleksiniuose junginiuose: - ; 2+ ; 2- ir kt.
Kovalentinis ryšys turi šias savybes:
- sotumas;
- orientacija;
- poliškumas ir poliarizuotumas.
