Как сделать схему образования ионной связи
Добавил пользователь Дмитрий К. Обновлено: 04.10.2024
В этом уроке мы рассмотрим образование химической связи между атомами. Почему для некоторых атомов свойственно многообразие соединений, а другие входят в состав не большого количества соединений. Каким образом, соединяются атомы между собою? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо освежить в памяти понятия электроотрицательность (ЭО), валентность и степень окисления (СО).
План урока:
Словно компоненты конструктора, атомы соединяются между собой. И как бы, Вы не старались, но с единичным блоком можно соединить, только один блок. Деталь на 4 ячейки, может удержать не больше четырёх. Этот принцип сохраняется и в химии. За количество свободных ячеек отвечает валентность атомов элементов.
Результатом взаимодействия атомов является получение веществ. Виды химической связи атомов зависят от природы составляющих элементов.
Веществ насчитывается миллионы. Это могут быть простые вещества: металлы железо Fe, золото Au, ртуть Hg; неметаллы сера S, фосфор Р, азот N2. Так и сложные вещества: H2S, Ca3(PO4)2, (C6H10O5)n, молекулы белков и т.д.Комбинация элементов, входящих в состав веществ, определяет какие типы связей будут существовать между ними.
Ковалентная связь
Неметаллы из числа всех элементов находятся в меньшинстве. Но имея некоторые особенности в строении и способности иметь переменную валентность, число соединений, построенных этими элементами внушительное.
Чтобы иметь представление, по которому атомы соединяются, начнём с молекулы водорода Н2.
Давайте дадим волю фантазии, представим то, что нельзя увидеть. Допустим, что мы взяли в руки две одинаковые детали, имеющие такой вид:
Существует одна только комбинация их соединения, и между ними будет одно общее звено. Переместимся с нашего воображения к молекулам. Представим, что перед нами, два атома водорода и наша задача их соединить в молекулу. Покрутите мысленно детали, чтобы они объединились, необходимо их поставить друг на друга, связав их в определённом месте. Точки рядом означают, сколько электронов, располагающихся на наружном слое.
Атомы водорода, как детали, соединились одной связью, поэтому валентность в данном случае каждого из них будет равна I. Но степень окисления будет равна 0, так как вещество образовано элементом с одинаковым значением электроотрицательности.
Рассмотрим, как образуется молекула самого распространённого газа на нашей планете – азота N2.
Азот, имеет 3 неспаренных электрона. Это как взять две детали вида и соединить их.
Таким образом, азот трёхвалентен, а степень
окисления по-прежнему остаётся равна 0. За счёт общей электронной пары азот завершает внешний слой 2s 2 2p 6 .
Ковалентная связь в молекуле, состоящей из одного типа атомов, а именно неметаллов, носит название неполярная.
Во время построения молекулы, количество электронов стремится к завершению. Рассмотрим как образуется молекула О2. Каждому атому не хватает 2 электронов и они эту недостачу компенсируют общей электронной парой.
Также обращаем внимание, что степень окисления 0, ибо атомы равноправные партнёры, и их валентность равна II.
Ковалентная химическая связь образованная разными неметаллами называется полярная.
Возьмём два неметаллических элемента Водород и Хлор. Укажем электронные формулы внешнего слоя.
Проанализировав значения, Э(Н) + Cl − .
Такой вид образования соединений происходит по обменному механизму. Это значит, чтобы получить завершённую конфигурацию более электроотрицательные принимают электроны, менее – отдают, но при этом существует общая электронная пара.
Неметаллы образуют не только бинарные соединения, а возможно в состав будет входить три и более элемента. К примеру, молекула угольной кислоты H2СO3 состоит с 3 элементов. Как они между собой соединяться. Электроотрицательность возрастает в ряду ЭО (Н) + 2С +4 О −2 3. Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.
Чтобы построить структурную формулу, в центре записываем углерод. У него неспаренных 4 электрона. Поскольку атомов кислорода в количестве 3, каждый из них может принять 2 электрона. То путём не хитрых вычислений, видим что 4 электрона придёт от С и по одному от каждого Н. проверяем наш расчёт, учитывая нейтральность молекулы, считаем положительные и отрицательные заряды.
Н2 + С +4 О3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0
Существует ещё один механизм ковалентной связи, под названием донорно-акцепторный.
Чтобы понять этот принцип, опишем образование молекулы, имеющей не совсем приятный резкий, удушающий запах, аммиак NH3.
Ионная связь
Ионная химическая связь является пограничной ковалентной полярной. Отличаются тем, что для веществ, в которых локализуется ковалентная связь, характерно существование совместной электронной пары, тогда как для ионной связи свойственна полная отдача электронов. Следствием отдачи является образование заряженных частиц – ионов.
Определить тип связи помогут вычисления. Если разность значений электроотрицательностей больше 1,7, то для вещества характерна ионная связь. Если значение меньше 1,7, то свойственная полярная связь. Рассмотрим два вещества NaCl и СаС2. Оба они образованы металлом (Na и Са) и неметаллом (Clи С). Однако в одном случае связь будет ионная, во втором – ковалентная полярная.
Постулат физики гласит, что противоположности притягиваются. Т.е. положительные ионы притягивают отрицательные и наоборот.
Допустим, что необходимо получить вещество с атомов калия и фтора. Каждый атом стремится заполучить конфигурацию благородного газа. Достигнуть этого возможно двумя способами отдав или приняв электроны, образуя при этом ионы с желаемой конфигурацией.
Атому калия гораздо проще отдать 1 электрон, чем забрать у фтора 7. Принимая 1 электрон, F имеет завершённый уровень.
Аналогично калий, который с лёгкостью отдал свой электрон, его катион принял электронную формулу аргона.
Кальций двухвалентный металл, то для взаимодействия необходимо два атома фтора, поскольку он способен принять только один электрон. Схема образования ионной связи имеет вид.
Данный вид связи локализуется во всех солях, между металлом и кислотным остатком. В выше приведённом примере для угольной кислоты, кислотным остатком будет СО3 2− , если вместо водорода поставить атомы натрия, то схема образования связи имеет вид.
Следует отметить, что ионная связь будет существовать между Naи О, а между С и О ковалентная полярная.
Металлическая связь
Металлы существуют в разных цветах: чёрные (железо), красные (медь), жёлтые (золото), серые (серебро), плавятся при разных температурах. Однако их всех объединяет наличие блеска, твёрдости, электропроводимости.
Металлическая связь имеет черты сходства с ковалентной неполярной. Металлы бедны электронами на внешнем уровне, поэтому при образовании связи, они не способны притягивать на себя их, для них свойственна отдача. Так как атомный радиус в металлах большой, это даёт возможность легко оторваться электронам, образовав катионы.
Электроны постоянно перемещаются от атома к иону и наоборот. Сами катионы можно сравнить с айсбергами, окружёнными отрицательными частицами.
Схема металлической связи
Водородная связь
Элементы-неметаллы II периода (N, O, F) обладают высоким значением электроотрицательности. Это влияет на способность образования водородной связи между поляризованным Н + одной молекулы и анионом N 3- , O -2 , F - . Водородная связь способна объединить две разные молекулы. К примеру, если взять две молекулы воды, то они соединяются между собой за счёт атомов Н и О.
Водородная химическая связь изображена …… пунктиром. Соединяясь между собою молекулы, играют и находят важную роль в живых организмах. С помощью водородной связи строится вторичная структура молекулы ДНК.
Типы кристаллических решёток
Представьте перед собой геометрическую фигуру – куб, в вершинах будут находиться частицы, условно соединённые между собою.
Существует прямая зависимость между строением атома и типом кристаллической решётки.
Обратите внимание, что соединения с ковалентной неполярной связью образованные частицами-молекулами, которые запакованы в молекулярную кристаллическую решётку. Чаще всего это будут соединения по температурному режиму низкокипящие и летучие. Это известные вам вещества как кислород О2, хлор Cl2, бром Br2.
Ковалентная полярная химическая связь также характерна для молекулярных соединений. Сюда входят как органические: сахароза, спирты, метан так и неорганические соединения: кислоты, аммиак, оксиды неметаллов. Существование их бывает как в жидком (Н2О), твёрдом (сера) так и газообразном виде (СО2).
В узлах атомной кристаллической решётки находятся отдельные атомы, между которыми существует ковалентная неполярная связь. Атомная кристаллическая решётка свойственна алмазу. На данный момент это самое твёрдое вещество. Данный тип связи характерен для вещества, покрывающего значительную часть нашей планеты, это –SiO2 (песок) и карборунд SiC, имеющий похожие свойства с алмазом.
Ионная связь между атомами образует кристаллическую решётку, в узлах которой будут находиться катионы и анионы. Это строение объединяет между собой целый класс неорганических соединений солей, состоящих с катионов металлов и анионов кислотного остатка. Характерными особенностями этих веществ будут высокие температуры, при которых они плавятся и кипят.
Металлическая связь имеет металлическую кристаллическую решётку. В её строении можно провести параллель с ионной решёткой. В узлах будут размещаться атомы и ионы, а между ними электронный газ, состоящий из мигрирующих электронов от атома к электрону.
Обобщая данные сведения, можем сделать вывод, зная состав и строение, можем прогнозировать свойства и наоборот.
Являяcь многие годы вашим подписчиком, всегда с интересом знакомлюсь с публикациями разработок уроков, внеклассных мероприятий, дидактических материалов. Из многих публикаций удается почерпнуть интересные идеи, на основе которых разрабатываю собственные уроки.
Развивающие: развитие навыков составления электронных схем образования химических связей, соединений с ионным типом связи и определения количества электронов в ионах; развитие умений определения типа связи на основании анализа состава химического соединения.
Оборудование. Периодическая система химических элементов, карточки с формулами веществ (H2O, Br2, CO2, O3, HCl, HNO3, P4, CS2, H2SO4, S8), раздаточные материалы, цветные сигнальные карточки с цифрами: красная – 1, синяя – 2, фиолетовая – 3.
Тип урока. Комбинированный (80 мин.)
Повторение ранее изученного материала
Собираем рюкзаки. Учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу с последующей самопроверкой. Самостоятельная работа решает задачу актуализации знаний, играет роль входной диагностики (определение готовности учащихся к дальнейшей работе по теме).
Задание учащиеся получают на карточках. Два ученика с хорошим уровнем подготовки работают за отдельным столом, выполняя работу маркерами на листах формата А4. По окончании работы они вывешивают их на доску. Два хорошо подготовленных ученика комментируют выполненную работу, отвечают на уточняющие вопросы учителя и одноклассников. Остальные ученики класса проверяют свою работу самостоятельно, по ходу комментирования.
Ученики, выполнившие работу и прокомментировавшие ее, получают оценки.
Самостоятельная работа
Задание 1. По электронной формуле определите положение элемента в периодической системе, назовите его.
В а р и а н т I. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .
В а р и а н т II. 1s 2 2s 1 .
Задание 2. Исходя из положения элементов в периодической системе, сравните их электроотрицательность и поставьте между ними знак , =.
В а р и а н т I.
В а р и а н т II.
Задание 3. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.
В а р и а н т I. Cl, K, P.
В а р и а н т II. Ca, S, F.
Задание 4. Определите, сколько электронов не хватает каждому атому до завершения внешнего уровня.
В а р и а н т I. C, S, Cl.
В а р и а н т II. O, P, I.
Задание 5. Закончите предложение.
В а р и а н т I. Ковалентная неполярная связь образуется между …………………. .
В а р и а н т II. Ковалентная полярная связь образуется между …………………… .
Ответы к самостоятельной работе
Задание 1.
В а р и а н т I. Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 соответствует атому серы. Элемент находится в 3-м периоде в VI группе.
В а р и а н т II. Электронная формула 1s 2 2s 1 соответствует атому лития. Элемент находится во 2-м периоде в I группе.
Задание 2.
В а р и а н т I.
1) ЭО (Br) > ЭО (Li);
2) ЭО (Al) 2 2s 2 2p 3 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.
2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов:
а) S, Cl, O, K; б) F, P, Сa, N.
В а р и а н т II.
1. Составьте формулы возможных веществ, состоящих из двух элементов, электронные формулы атомов которых: а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.
2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов: а) Cl, I, Li, Al; б) C, N, Si, Ba.
2-я группа. Учащиеся, допустившие ошибки, составляют рассказ, заполняя пропуски предложенными словами и фразами. В случае затруднения пользуются учебником, записями в тетради.
Ц е л ь. Повторение, коррекция и закрепление знаний.
Клише рассказа
В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно …. . Номер периода соответствует . … . Номер группы показывает ………. . Завершенный внешний уровень содержит …. .
Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность …..…. , в главных подгруппах сверху вниз – …. .
Ковалентная неполярная связь образуется между ……..…. . Ковалентная полярная связь образуется между…. .
С л о в а и ф р а з ы:
1) между атомами одного химического элемента-неметалла,
2) число электронов на внешнем уровне элементов главных подгрупп,
3) увеличивается,
4) порядковому номеру элемента,
5) восемь электронов,
6) уменьшается,
7) количеству энергетических уровней,
8) между разными атомами химических элементов-неметаллов.
1-я группа сдает работы на проверку учителю, оценки будут объявлены на следующем уроке.
2-я группа проверяет свои работы при прослушивании ответа одного из учеников. При необходимости даются пояснения.
Ответы на проверочную работу
В а р и а н т I.
1. Электронные формулы соответствуют: а) 1s 2 2s 2 2p 3 – атому азота; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения – N2 , H2, NH3. В молекулах N2, H2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле NH3 – ковалентная полярная связь.
Электронные схемы образования.
2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) K, S, Cl, O; б) Ca, P, N, F.
В а р и а н т II.
1. Электронные формулы соответствуют а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – атому серы; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения: S2, H2, Н2S. В молекулах S2, H2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле Н2S – ковалентная полярная связь.
Электронные схемы образования.
S2 * :
H2:
Н2S:
2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) Li, Al, I, Cl; б) Ba, Si, C, N.
В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно порядковому номеру элемента. Номер периода соответствует количеству энергетических уровней. Номер группы показывает число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп. Завершенный внешний уровень содержит восемь электронов.
Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается, в главных подгруппах сверху вниз – уменьшается.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одного химического элемента-неметалла. Ковалентная полярная связь образуется между разными атомами химических элементов-неметаллов.
На доске картина с изображением водопада. На водопаде прикреплены карточки с химическими формулами: H2O, Br2, CO2, O3, HCl, HNO3, P4, CS2, H2SO4, S8.
Задание. Чтобы преодолеть водопад, предлагается распределить вещества по типам химической связи.
В а р и а н т I. Выписать в тетрадь вещества с ковалентной полярной связью.
В а р и а н т II. Выписать вещества с ковалентной неполярной связью.
Проверка осуществляется фронтально.
Задание. Определить, какая из схем правильно отражает механизм образования химической связи.
В а р и а н т I. OF2
В а р и а н т II. BCl3
Электронные схемы написаны на обратной стороне доски. У каждого учащегося три цветные сигнальные карты с номерами. Учащиеся поднимают карточки с номером правильного ответа. Если допущены ошибки, проводится коррекционная работа.
Продолжить путешествие мы сможем только тогда, когда отгадаем, что находится в этом ларчике. Что ж, давайте остановимся на привал и прочитаем письмо.
Ученик (читает текст письма). Из вещества, спрятанного в этой коробке, можно получить металл, который легко режется ножом, мнется как пластилин и хранится только под слоем керосина. Из него можно также получить удушливый и ядовитый газ желто-зеленого цвета, который используют для обеззараживания воды. Но обычно мы используем это вещество иначе. Оно в каждом доме, на каждом столе. В древние времена говорили, что оно дороже золота, поскольку без золота можно прожить, а без него нельзя. По русскому обычаю дорогих гостей встречают этим веществом, тем самым желают им здоровья, а просыпать его – значит потерять здоровье, потерпеть неудачу.
Учитель. О каком таинственном веществе идет речь в письме? Какие вещества из него получают?
Учитель. Какое отношение это вещество имеет к нашему уроку?
Изучение нового материала
Учитель. Молодцы. Цель нашего урока – познакомиться с новым типом химической связи – ионной, выяснить ее природу и условия образования. Мы научимся строить электронные схемы образования соединений с ионным типом химической связи, определять общее количество электронов в ионах.
Тема урока и формула поваренной соли записываются в тетрадь.
Учитель. Рассмотрим на примере хлорида натрия образование ионной связи. Запишем уравнение, отражающее взаимодействие атомов натрия и хлора:
Составьте самостоятельно в тетрадях схемы строения атомов натрия и хлора. Определите число спаренных и неспаренных электронов на последнем уровне в атомах.
Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
Сl +17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
Атомы натрия и хлора имеют по одному неспаренному электрону. При сближении этих атомов до определенного расстояния происходит перекрывание электронных облаков неспаренных электронов и образуется общее для двух атомов электронное облако. Но поскольку электроотрицательность хлора намного больше, чем натрия, то общая электронная пара полностью смещается к атому хлора. В результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора появляются противоположно заряженные частицы: атом хлора приобретает отрицательный заряд, атом натрия – положительный.
Частицы, которые образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому, называются ионами.
Na 0 – 1e —> Na 1+ , Cl 0 + 1e —> Cl 1– .
Заряд иона определяется количеством отданных или принятых электронов. Отрицательно заряженный ион заключается в квадратные скобки.
Химическая связь, которая возникает между ионами в результате электростатического взаимодействия, называется ионной.
Давайте рассмотрим схемы строения ионов натрия и хлора и определим общее количество электронов в каждом ионе:
Na 1+ +11 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 (10 электронов);
Cl 1– +17 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 электронов).
Проверим наши главные выводы.
• Ионы – это заряженные частицы, в которые превратились атомы в результате отдачи или присоединения электронов.
• Связь, которая возникает в результате электростатического взаимодействия между ионами, называется ионной.
• Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, электороотрицательность которых сильно отличается (более чем на две единицы). Ионная связь – это крайний случай ковалентной полярной связи.
На доске написаны формулы:
Учащимся предлагается выписать в тетрадь соединения с ионным типом связи.
Проверка фронтальная. Один ученик зачитывает формулы, которые записал в тетрадь, остальные ученики – проверяют. Учителем даются пояснения по веществам, состоящим из трех химических элементов и имеющим два вида связи.
Учитель. Нам удалось проложить тропинку сквозь густые заросли, мы очень близки к цели. Давайте соберем все наши знания и поднимемся на вершину.
Под руководством учителя закрепляется умение составлять схемы образования ионной связи, определять заряды ионов, количество электронов в ионах на примере соединений: а) KF; б) Na2S; в) BeO.
Далее учащиеся выполняют подобную работу самостоятельно, выбрав из предложенных формул две любые: а) LiBr; б) CaCl2; в) MgS; г) Мg3N2*. Одновременно у доски работают три ученика. Задание со звездочкой (*) на данном уроке не объясняется и не проверяется, объяснение будет дано на заседании химического кружка.
Проверка результатов проводится фронтально.
Закрепление материала
Учащимся предлагается выполнить проверочную работу. Ц е л ь: оперативный контроль знаний. Результаты выполнения будут использованы при планировании индивидуальной коррекционной работы с учащимися.
Проверочная работа
1. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.
В а р и а н т I. F, B, Ca.
В а р и а н т II. Se, Al, C.
2. Укажите количество электронов, которое примет атом для завершения своего внешнего уровня.
В а р и а н т I. S, P, Si.
В а р и а н т II. F, N, O.
3. Укажите тип химической связи в соединениях.
4. Составьте электронные схемы образования химической связи, укажите заряды ионов и определите количество электронов в каждом виде атомов и ионов.
В а р и а н т I. а) KBr; б) AlCl3.
В а р и а н т II. а) MgI2; б) NaBr.
5*. Проанализируйте рисунок и впишите недостающие формулы.
Ответы к проверочной работе
Задание 1.
В а р и а н т I. F – 7, B – 3, Ca – 2.
В а р и а н т II. Se – 6, Al – 3, C – 4.
Задание 2.
В а р и а н т I. S – 2, P – 3, Si – 4.
В а р и а н т II. F – 1, N – 3, O – 2.
Задание 3.
В а р и а н т I. В соединениях: CH4 – ковалентная полярная химическая связь, K2O – ионная связь, F2 – ковалентная неполярная связь.
В а р и а н т II. В соединениях: PCl3 – ковалентная полярная связь, O3 – ковалентная неполярная связь, Al2O3 – ионная связь.
Задание 4.
В а р и а н т I.
а) Для KBr:
K 0 – 1e —> K 1+ , Br 0 + 1e —> Br 1– .
б) Для AlCl3:
Al 0 – 3e —> Al 3+ , Cl 0 + 1e —> Cl 1– .
В а р и а н т II.
а) Для MgF2:
Mg 0 – 2e —> Mg 2+ , F 0 + 1e —> F 1– .
б) Для NaBr:
Na 0 – 1e —> Na 1+ , Br 0 + 1e —> Br 1– .
Задание 5* (рассматривается на заседании химического кружка).
Ответы могут быть следующие: KCl, KH, Na2O, NaCl (могут быть и другие соединения металлов с приведенными в центральной части рисунка неметаллами, т.е. соединения с ионной связью).
Домашнее задание. Гузей Л.С. Химия. Вопросы. Задачи. Упражнения. 8–9 классы. § 18.3, упр. 1, 2, 3 – письменно.
* Двухатомные молекулы S2 образуются при нагревании паров серы до высокой температуры. – Прим. ред.
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В . Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – это химическая связь , образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о , поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.
Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .
Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H . + . H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А . + . В= А:В
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару ( донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары ( акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH4 + , в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2 + ;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11 Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11 Na + ) 2 ) 8
Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17 Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4 + , сульфат-ион SO4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na2 + SO4 2- .
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодействий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также к ислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.
Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.
Этот видеофрагмент нестандартный, так как действия здесь разворачиваются в одной стране, где валютой служат электроны. Благодаря наглядному и конкретному примеру учащиеся с легкостью поймут, почему металлы отдают, а неметаллы присоединяют электроны. В видеофрагменте объясняется также изменение металлических свойств по периодам и группам, на основе этого – и механизм образования ионной связи.
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока "Ионная связь"
Прежде, чем узнать, что такое ионная связь и как она образуется, побываем в одной удивительной стране.
Речь в истории шла об элементах металлах и неметаллах. Разберёмся почему.
У атомов металлов на внешнем уровне всегда мало электронов (от одного до трех), естественно, что им легче отдать электроны для завершения энергетического уровня, а для неметаллов, у которых более трех электронов, легче присоединить электроны для завершения энергетического уровня.
Главной характеристикой атома является заряд его ядра, от которого зависит и радиус атома. Чтобы определить число электронов на внешнем уровне достаточно знать номер группы.
Теперь, составим логическую цепочку: радиус атома зависит от заряда ядра, числа электронов на внешнем уровне, числа электронных слоев.
Рассмотрим, как изменяются металлические и неметаллические свойства по периодам и группам периодической системы.
В периодах слева направо увеличивается заряд ядра, радиус атома постепенно уменьшается, увеличивается число электронов на внешнем уровне, которые сильнее притягиваются к положительно заряженному ядру, и атомам становится легче присоединить электроны до завершения уровня, чем отдать их, поэтому металлические свойства ослабевают, а увеличиваются неметаллические.
В Периодической таблице каждый период начинается металлом IA группы (это типичные металлы) и заканчивается неметаллом, в VIIA группе уже находятся типичные неметаллы.
В пределах одной группы главной подгруппы, сверху вниз увеличивается заряд ядра атома, увеличиваются радиусы атомов, число электронов на внешнем уровне остается постоянным, но увеличивается число энергетических уровней, и электроны будут удаляться от ядра, поэтому атомам их легче отдать, чем присоединить до завершения внешнего уровня, следовательно, металлические свойства будут увеличиваться, а неметаллические ослабевать. Поэтому атомы элементов, расположенные внизу в пределах одной группы, будут проявлять более металлические свойства, нежели которые находятся вверху.
Элементы VIIIА группы называют благородными или инертными газами. У всех этих атомов завершен энергетический уровень, для любого атома – это устойчивое состояние. Поэтому они не отдают и не присоединяют электроны. Они практически не соединяются с другими атомами и друг с другом, т.е. они инертны.
Представьте себе, встречается элемент IA группы, у которого 1 электрон, и элемент VIIA группы, у которого 7 электронов. Пусть это будут Na и Cl. У натрия один единственный электрон, а хлору как раз не хватает одного электрона для завершения внешнего уровня. Если натрий отдаст свой электрон, то он приобретет положительный заряд, а когда атом хлора заберет этот электрон, он превратится в отрицательно заряженную частицу. Эти заряженные частицы, называются ионами. Из курса физики известно, что разноименные заряды притягиваются, поэтому ион натрия и хлора соединятся и между ними возникнет химическая связь. Эта связь и будет называться ионной. В результате этого взаимодействия образуется ионное соединение. Для выражения этих ионных соединений пользуются формульными единицами, т.е. говорят не молекула NaCl, а формульная единица NaCl.
Ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом.
Схема образования ионной связи между атомами кальция и хлора
Кальций расположен во IIA группе, значит, на внешнем энергетическом уровне у него два электрона, которые легче отдать, чем присоединить шесть до завершения энергетического уровня. После чего он становится положительным ионом.
Са 0 - 2ē → Са 2+
Атому хлора, у которого на внешнем уровне 7 электронов, легче присоединить 1 электрон до завершения уровня, чем отдать 7 электронов. После присоединения 1 электрона, атом хлора становится отрицательным ионом.
Cl 0 + 1ē → Cl -
Найдём наименьшее общее кратное между образовавшимися ионами. Оно равно двум. Следовательно, нужно взять 1 атом кальция и 2 атома хлора. Это схематично можно показать так:
Ca 0 + 2Cl 0 → Ca 2+ Cl2 - .
Цифра 2, стоящая перед атомом хлора, называется коэффициентом. Коэффициент обычно показывает число атомов, молекул или формульных единиц, а цифра 2 после иона хлора, называется индексом. Индекс показывает число атомов в молекуле или ионов в формульной единице.
Читайте также: