Урок-семинар на тему «Виды химической связи, типы кристаллических решеток» — СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА — ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс — поурочные разработки — разработки уроков — авторские уроки — план-конспект урока — химия
Цели урока: обобщить, закрепить знание учащимися темы и умение применять их в решении упражнений.
Оборудование: таблицы «Виды химической связи», «Типы кристаллических решеток», кристаллические решетки (модели): ионная, атомная, молекулярная; кодотранспорант с вопросами теории и практики.
I. Организационный момент
Постановка целей и задач урока, организация учащихся на проведение семинара. Вопросы теории обсуждаются согласно их последовательности, используются конспекты, текст учебника, наглядные пособия.
II. Обсуждение вопросов теории и практики
1. Понятия «химическая связь», «электроотрицательность».
2. Ионная связь. Определение. Примеры соединений. Механизм образования ионной связи. Тип кристаллической решетки, физические свойства веществ с ионной связью.
3. Ковалентная связь. Определение. Примеры соединений. Виды ковалентной связи. Механизмы образования ковалентной связи:
Типы кристаллических решеток, физические свойства веществ.
4. Металлическая связь. Определение. Пример. Механизмы образования. Тип кристаллической решетки. Физические свойства. Сходство и различия с ковалентной и ионной связью.
5. Водородная связь. Определение. Примеры соединений. Механизмы образования водородной связи. Тип кристаллической решетки. Физические свойства веществ.
6. В чем заключается единство природы всех видов химической связи? На конкретных примерах объяснить переход одного вида связи в другой. Далее приступаем к обсуждению вопросов практики, которые непосредственно являются домашним заданием.
1. Какие виды химической связи и типы кристаллических решеток характерны для соединений?
2. Объяснить механизм образования связи в соединениях.
II. Самостоятельная работа
1. Дать характеристику соединений по плану: вид связи, определение, механизм образования связи, способ перекрывания орбиталей, тип кристаллической решетки, физические свойства.
а) NF3 3 ; -sp 2 : -sp, записи за 10 класс, учебник для 10 класса.
Ответы на вопросы теории предложены в планах-конспектах уроков № 1, 2, учебник § 6.
1. Ионная связь — CaF2; ионная кристаллическая решетка. Ковалентная неполярная связь — N2; F2; молекулярная кристаллическая решетка.
Ковалентная полярная связь — OF2; молекулярная кристаллическая решетка.
Са — металлическая связь, металлическая решетка.
К2O2 — в соединении ионная связь и ковалентная неполярная; ионная кристаллическая решетка.
Na2SO4 — в соединении ионная связь; ковалентная полярная, в анионе SO4 2 — ионная кристаллическая решетка.
2. Механизм образования связи в соединениях:
a) N2 — ковалентная, неполярная связь.
+7; 1s 2 2s 2 2p 3
— атом азота имеет пару спаренных электронов и три неспаренных по обменному механизму с другим атомом азота идет образование трех общих электронных пар, идет перекрывание р-орбиталей, одно осевое — σ-связь и два боковых перекрывания 2π-связи.
Кратность связи — 3.
Кристаллическая решетка — молекулярная.
б) Са — металл, металлическая связь, в кристалле присутствуют атомы-ионы, свободные электроны; за счет их взаимопритяжения осуществляется связь.
в) OF2 — ковалентная полярная связь.
+8; 1s 2 2s 2 2p 4
— атом кислорода имеет две пары спаренных электронов и 2p-неспаренных электрона.
-9; 1s 2 2s 2 2p 5
— атом фтора имеет три пары спаренных электронов и 1 р-неспаренный электрон.
Между атомом кислорода и двумя атомами фтора образуются общие электронные пары по обменному механизму, т. к. ЭО фтора больше ЭО кислорода, общие электронные пары смещены в сторону атомов фтора.
г) CaF2 — ионная связь соединения образована элементами, резко отличающиеся в ЭО.
отдает 2е — атомам фтора
приобретает заряд +2
атом фтора принимает один электрон, приобретает заряд -1.
Взаимопритяжение противоположно заряженных частиц приводит к образованию соединения с ионной связью.
1. a) NF3 — ковалентная полярная связь. Связь посредством общих электронных пар, образованных по обменному механизму
N +7; 1s 2 2s 2 2р 3 2 2s 2 2p 5
три неспаренных р-электрона
один неспаренный p-электрон, необходимо три атома фтора
Перекрывание орбиталей осевое, образуются σ-связи; кратность связи между атомами — 1.
Кристаллическая решетка молекулярная, возможно, что это газ, легко переходящий в жидкость.
б) MgCl2 — ионная связь, связь за счет электростатического притяжения противоположно заряженных частиц. Соединение образовано металлом и неметаллом, которые резко отличаются в ЭО.
Взаимопритяжение противоположно заряженных частиц приводит к образованию соединения с ионной связью:
Ионная кристаллическая решетка, вещество твердое, тугоплавкое.
2. HF — соединения с полярной ковалентной связью в молекуле есть смещение общей электронной пары к ЭО атому фтора и возникает полюсность. δ+ — у атома водорода и δ- — у атома фтора, фтор также имеет неподеленные пары электронов Между молекулами возможно образование водородной связи.
Так как в молекуле воды также наблюдается смещение общих элек тронных пар к ЭО атома О — кислороду, который также имеет неподеленные пары электронов. В молекуле у атомов водорода возникает недостаток электронной плотности δ+, у атома кислорода — избыток δ-.
Между молекулами фтороводорода и воды возможно образование водородных связей, фтороводород растворим в воде.
1. a) H2S — ковалентная полярная связь, связь посредством общих электронных пар, образованных по обменному механизму.
один неспаренный s-электрон
на третьем энергетическом уровне две пары спаренных электронов и 2р-неспаренных электрона
Идет перекрывание s-орбиталей атомов водородов и p-орбиталей атома серы, перекрывание осевое, образуется σ-связь, смешенная в сторону ЭО атома серы, кратность связи — 1; кристаллическая решетка молекулярная.
б) Сl2 — ковалентная неполярная связь, связь посредством обшей электронной пары, образованной по обменному механизму.
В атоме три пары спаренных электрона и один р-электрон, не спаренный. Происходит перекрывание p-орбиталей, осевое, возникает σ-связь.
Кратность связи — 1. Кристаллическая решетка молекулярная.
2. NH3 — соединение с полярной ковалентной связью, в молекуле есть смещение общих электронных пар к ЭО атому азота, у которого есть неподеленная пара электрона, возникает полюсность: δ+ — у атомов водорода, δ- — у атома азота.
Между молекулами возможно возникновение водородных связей.
Так как в молекуле воды также наблюдается смешение общих электронных пар к ЭО атому — кислороду, который также имеет неподеленные пары электронов. В молекуле Н2O у атомов водорода возникает недостаток электронной плотности δ+. у атома кислорода — избыток δ+. Между молекулами NH3 и Н2O возможно образование водородных связей. NH3 растворим в воде.
Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.
Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.
Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.
Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.
© 2014-2021 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.
Источник
Mgcl2 способ перекрывания орбиталей
Одним из важнейших свойств ковалентной связи является её направленность. Она определяет пространственную структуру молекул. Если в молекуле имеется больше одной ковалентной связи, то двухэлектронные облака связей вступают во взаимодействие друг с другом. Представляя собой заряды одного знака, они отталкиваются друг от друга, стремясь занять такое положение в пространстве, когда их взаимное отталкивание будет минимальным. Если в первом приближении считать отталкивание всех облаков одинаковым, то в зависимости от числа взаимодействующих облаков (связей) наиболее выгодным расположением будет:
для `2` облаков — линейное расположение,
для `3` облаков — плоский треугольник,
для `4` облаков — тетраэдр,
для `5` облаков — тригональная бипирамида,
для `6` облаков — октаэдр.
Это наиболее распространенные геометрические формы многоатомных молекул (рис. 8).
Часто в образовании связей участвуют различные электроны, например `s` и `p`—электроны. Казалось бы, образующиеся связи тоже должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что все связи одинаковы. Теоретическое обоснование этого факта было предложено Слейтером и Полингом, которые ввели понятие гибридизации атомных орбиталей. Они показали, что при участии в образовании связей нескольких различных орбиталей, незначительно отличающихся по энергии, можно заменить их тем же количеством одинаковых орбиталей, называемых гибридными. При этом орбитали смешиваются и выравниваются по энергии. Изменяется и первона-чальная форма электронных облаков: гибридные орбитали асимметричны и сильно вытянуты по одну сторону от ядра.
Если гибридизуются две орбитали — `s`- и `p`- — тип гибридизации так и называется: `sp`-гибридизация. Он реализуется, например, в молекуле $$ <\mathrm
В этом соединении атому бериллия нужно образовать две связи с атомами хлора. Он переходит в возбужденное состояние и его электронная пара, находящаяся на `2s`-орбитали, распаривается:
Орбитали, занятые валентными электронами, гибридизуются по типу `sp`-гибридизации, в результате чего изменяется их первоначальная форма, они становятся одинаковыми как по форме, так и по энергии, и в таком состоянии способны образовывать более прочные связи за счёт наиболее полного перекрывания с `p`-орбиталями атомов хлора:
Таким образом, геометрия этой молекулы — линейная, валентный угол связи `180^@`.
Однако нужно отметить, что для данного соединения употреблять термин «молекула» можно только тогда, когда хлорид бериллия находится в газообразном состоянии.
Рассмотрим пример `sp^2`-гибридизации. При образовании молекулы хлорида бора $$ <\mathrm
`3sp^2(«B»)+p(«Cl»)+p(«Cl»)+p(«Cl»)->3` ковалентные связи `»B»-«Cl»`.
Поскольку три гибридные $$ s
^<2>$$-орбитали расположены под углом `120^@` друг к другу в одной плоскости, то образующаяся молекула $$ <\mathrm
Четыре $$ s
^<3>$$-гибридных облака определят тетраэдрическое строение молекулы с валентными углами `109,5^@`, например в молекуле метана $$ <\mathrm
Существуют и другие виды гибридизации, в частности, с участием `d`-электронов. Например, $$ s
^<3>d$$-гибридизация приводит к структуре тригональной бипирамиды, а $$ s
^<3>
Источник
