Как найти вещество с ионной связью

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

Содержание:

Ионная связь:

Ионы образуются в результате отдачи или присоединения электронов атомами. Атомы, отдающие свои валентные электроны, превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы, принимающие эти электроны в отрицательно заряженные ионы. Ионы это заряженные частицы. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы анионами. Катионы в основном образуются от металлов и ионов аммония. Неметаллы в одиночку не образуют катионов (кроме H⁺). Из курса физики известно, что положительно и отрицательно заряженные ионы взаимно притягивают друг друга. Следовательно, между положительно и отрицательно заряженными ионами существуют взаимные силы притяжения.

Химическая связь, образованная между ионами в результате действия электростатических сил притяжения, называется ионной связью. Полученное при этом соединение носит название ионного или гетерополярного соединения. Ионная связь образуется между металлами и неметаллами, т.е. между атомами элементов с резко отличающимися электроотрицательностями. Самая сильная ионная связь возникает в солях кислородсодержащих и бескислородных кислот (например, между металлами (щелочные и щелочноземельные металлы) и галогенами), в основаниях. Следовательно, молекула хлорида натрия состоит из ионов натрия (Na⁺) и хлорид-ионов (Cl).

Свойства ионной связи

Ионной связи присущ целый ряд характерных свойств:

1. В соединениях с ионной связью кристаллы состоят не из молекул, а из множества ионов с противоположными зарядами.
2. В обычных условиях бывают в твердом состоянии, не проводят электрический ток.
3. Расплавы и водные растворы ионных соединений проводят электрический ток.
4. Соединения с ионной связью хорошо растворяются в полярных растворителях, легко вступают в химические реакции.

В солях, образованных щелочными металлами с одинаковыми галогенами, по мере возрастания порядкового номера металла, ионная связь усиливается, что объясняется активностью металла (например, в ряду LiF, NaF, K.F, RbF, CsF ). В различных галогенидах одних и тех же металлов по мере возрастания порядкового номера галогена, ионная связь ослабляется (например, NaF, NaCl, NaBr, NaI). Это объясняется ослаблением окислительных способностей (неметаллических свойств) галогена. В солях аммония также между ионом аммония (NH ) и кислотным остатком существует ионная связь.

В соединениях с ионной связью число ионных связей равно произведению числа катионов на валентность.
В солях, в составе которых содержится кислород и ион аммония, в том числе и в основаниях, имеются как ионная, так и полярная ковалентная связи.

В основаниях число полярных ковалентных связей равно числу гидроксильных групп.

В нормальных солях число полярных ковалентных связей равно произведению валентности центрального элемента на его индекс. В кислых же солях число полярных ковалентных связей равно произведению суммы валентности центрального элемента и количества H на индекс кислотного остатка.

Если в соединениях разница электроотрицательностей элементов больше 1,7, то это соединение с ионной связью, а если меньше 1,7, с ковалентной связью.

Металлическая связь

Химическая связь, образованная между положительно заряженными ионами металлов и относительно свободными электронами кристаллических решеток, называется металлической связью. Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Огносительно свободные электроны, оторвавшись от атомов, движутся между положительными ионами металлов, образуя металлическую связь, те. электроны словно цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов.

Металлическая связь обладает целым рядом характерных свойств:

1. При образовании металлической связи валентные электроны относятся не к двум атомам, а ко всему кристаллу.
2. Высокая электро- и теплопроводность металлов, их плавление при высокой температуре и способность отражать свет объясняются металлической связью.
3. Металлическая связь характерна для металлов и их расплавов.

Водородная связь

Химическая связь, образованная между атомом водорода одной молекулы и атомом более сильного электроотрицательного элемента (O,N,F) другой или же аналогичной молекулы, называется водородной связью.

Характерные свойства водородной связи:

1. Водородная связь обозначается 3-мя точками.
2. Водородная связь в 15 20 раз слабее ковалентной связи.
3. Образуется в таких веществах, как NH₃, Н₂O, HF, в том числе между органическими веществами, содержащими группы ОН, NH₂ COOH и др.
4. Водородная связь может быть как межмолекулярной, так и внутримолекулярной.

Вода, HF, спирты, водные растворы спиртов образуют межмолекулярные водородные связи. Для белков и многих органических соединений характерна внутримолекулярная водородная связь.

Радиус атома водорода очень маленький и при перемещении или отдаче своего единственного электрона другому атому он становится положительно заряженным. За счет этого водород одной молекулы взаимодействует с находящимися в составе других молекул (HF, Н₂О) атомами электроотрицательных элементов с частично отрицательным зарядом.

Образование водородной связи

За счет водородной связи действительная формула воды имеет следующий вид: (H₂O)_n

При переходе того или иного вещества, образующего водородную связь, из жидкого состояния в газообразное состояние, водородная связь разрывается, а в обратном процессе вновь восстанавливается.

Вода, находясь в твердом (лед) и жидком состояниях, образует водородную связь. При переходе же в газообразное состояние водородная связь разрывается.

При 1 и 2 превращениях водородная связь сохраняется, при третьем состоянии -разрывается, а при четвертом — восстанавливается. Увеличение объема воды при понижении температуры (т.е. объем льда бывает больше объема жидкой воды одинаковой массы, а плотность — меньше) объясняется наличием водородной связи. Эго связано с тем, что при понижении температуры происходит образование более упорядоченной структуры молекул и в результате их «упаковочная» плотность уменьшается.

Одна из причин того, что фтористая кислота является слабой кислотой, заключается в ассоциации друг с другом молекул HF посредством водородной связи. Вот почему действительная формула фтороводородной кислоты следующая: (HF)_n.

Типы кристаллических решеток

Кристаллические и аморфные вещества:

При механическом раздроблении кусочка хлорида натрия или другого твердого вещества образуются кристаллы определенной формы. Такие вещества называют кристаллическими веществами. Однако существуют и такие твердые вещества (стекло, куски смолы), которые при раздроблении под действием удара образуют осколки неопределенной формы. Такие вещества называют аморфными, т.е. бесформенными веществами.

Частицы (атомы, ионы и т.д.) твердых веществ, располагаясь в строгом порядке, образуют различного типа кристаллические решетки. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки.

В графите атомы углерода на одной плоскости расположены близко друг к другу, а на разных плоскостях на отдаленном расстоянии друг от друга. Расположение атомов углерода, находящихся на разных плоскостях, в отдалении друг от друга приводит к расслоению графита на чешуйки. Свидетельством тому являются оставленные карандашом следы на бумаге (чешуйки графита).

В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними, различают четыре типа кристаллической решетки.

В отличие от кристаллических веществ, в аморфных веществах частицы расположены не в такой закономерности, а неупорядоченно.

Профессор Худу Мамедов (1927 1988) являлся член корреспондентом НАНА, доктором геолого минералогических наук, почетным членом Коралевской Академии Великобритании. Его основные научные труды от носятся к области ристаллохимии. Исследовал молекулярное и кристаллическое строения более 50 ти органических комплексных соединений слигандами.

Ионная кристаллическая решетка. Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся соединенные ионными связями положительно и отрицательно заряженные ионы, называются ионными кристаллическими решетками. Ионные кристаллические решетки характерны для оксидов металлов, оснований и солей: NaCl, KCl, NaBr, KBr, N₂CO₃, Na₂SO₄, Fe₂O₃, Ca(OH)₂ и др.

Строение кристаллической решетки поваренной соли

Строение кристаллической решетки графита

Из-за сильного притяжения между ионами веществ с ионной кристаллической решеткой, эти вещества отличаются относительной тугоплавкостью, малой летучестью и определенной твёрдостью.

Атомные кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы, связанные друг с другом ковалентной связью, называются атомными кристаллическими решетками.

В атомных кристаллических решетках атомы, как и ионы, располагаются в пространстве в различных положениях, образуя в результате различной формы кристаллы. Например, в узлах кристаллической решетки как алмаза, так и графита содержатся атомы углерода. Однако вследствие их различного расположения, кристаллы алмаза обладают формой тетраэдра, а кристаллы графита слоистой формой.

Хотя тип кристаллической решетки аллотропических видоизменений углерода и одинаковый, однако у них различное строение. Примерами веществ, образующих атомную кристаллическую решетку, являются В, С, Si, SiC (карборунд), SiO₂, красный и черный фосфор.

Так как в атомных кристаллических решетках этих веществ ковалентные связи между атомами обладают прочностью, для них характерны большая твердость и высокая температура плавления.

Хотя SiC и SiOi обладают атомной кристаллической решеткой, связь между их атомами образована посредством полярной ковалентной связи.

Молекулярная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся полярные и неполярные молекулы, связанные между собой межмолекулярными силами, называются молекулярными кристаллическими решетками. Молекулярные вещества образуют кристаллические решетки молекулярного типа.

Строение кристаллической решетки йода

Вещества, находящиеся при комнатной температуре в твердом состоянии и образованные только посредством ковалентной связи, в обычных условиях имеют молекулярную кристаллическую решетку, а газообразные, жидкие вещества образуют молекулярную кристаллическую решетку лишь в определенных условиях. В качестве примера веществ с молекулярными кристаллическими решетками в обычных условиях можно привести белый фосфор (Р₄), кристаллическую серу (S₈), Н₃РО₄, иод (I₂), НРО₃, Р₂О₅, глюкозу (C₆H₁₂O₆), сахарозу (C₁₂H₂₂O₁₁) и др.

В молекулярных кристаллических решетках веществ с неполярными ковалентными связями (H₂, N₂, О₂, О₃, F₂, Сl₂, Вr₂, l₂, Р₄, S₈) связи между молекулами создаются лишь слабыми межмолекулярными силами. В веществах с неполярной ковалентной связью межмолекулярное притяжение слабое. Вследствие этого они обладают очень низкой температурой плавления.

В кристаллических решетках веществ с полярной ковалентной связью (кроме SiC и SiO₂) действуют межмолекулярные и электростатические силы притяжения. Значит, только вещества, образованные посредством полярной ковалентной и неполярной ковалентной связи, создают молекулярную кристаллическую решетку. Например, H₂O, HCl, HBr, HI, CO₂, HNO₃, H₂SO₄, большинство органических веществ и др.

Металлические кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы или ионы металлов, связанные общими электронами, называются металлическими кристаллическими решетками. Большинство металлов (Na, Ca, Fe, Al, Cu и др.), а также расплавов, образуют металлические кристаллические решетки.

Многие свойства металлов электрическая проводимость, теплопроводность, ковкость и др. объясняются свободным движением электронов, образующих металлическую связь.

Некоторые физические свойства веществ зависят от типов кристаллических решеток. В этой связи существует такая закономерность: при известном строении веществ можно заранее предсказать их свойства, и наоборот, если известны свойства веществ, то можно определить их строение.

Вещества, обладающие молекулярной кристаллической решеткой, называются молекулярными (состоят из молекул), а обладающие ионной, атомной и металлической кристаллическими решетками немолекулярными (состоят из атомов или ионов) веществами.

Валентность

Валентность элементов относится к основным понятиям химии.

Валентность — это свойство атомов элементов присоединять или замещать определенное число атомов других элементов. Понятие валентности было введено в науку в 1852 году Эдуардом Франклендом.

Данное определение валентности носит несколько формальный характер, так как не дает представления о природе, свойствах вещества. C развитием учения о химической связи содержание понятия «валентность» в настоящее время обычно выражается так:
Валентность это свойство атомов элементов создавать определенное число ковалентных химических связей.

Валентность определяется числам ковалентных связей, посредством которых в соединениях один атом связывается с другими атомами.

Согласно представлениям о ковалентной связи, независимо от способа образования общих электронных пар, валентность определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы в молекуле.

Как вам известно, числовое значение валентности связано с положением элемента в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева. Высшая валентность элемента по числовому значению равна номеру его группы в периодической системе. Некоторые элементы не подчиняются этой закономерности (например, N, О, F). Это связано с тем, что из-за отсутствия в их атомах незаполненных орбиталей, они не могут возбуждаться. Максимальная валентность в соответствующем соединении того или иного элемента определяется числом орбиталей, участвующих в образовании связей в его атоме.

Образование связи в соответствии с валентностью элемента

В образовании иона аммония (NH ) участвуют 3 одиночных электрона (в 2p³) и одна электронная пара (в 2s²) атома азота. Т.е., поскольку в образовании связей участвуют 4 орбитали (2s и 2р), максимально азот бывает четырехвалентным. Точно так же при образовании иона гидроксония (Н₃О⁺) из 2p4 электронов наружного слоя атома кислорода в создании ковалентной связи два одиночных электрона участвуют по механизму обмена, а парный электрон по донорно-акцепторному механизму, т.е. в создании связи задействованы 3 орбитали кислорода. Вот почему в ионе гидроксония кислород трехвалентен. Во всех органических соединениях в образовании связи участвуют все 4 орбитали внешнего электронного слоя атома углерода.

Степень окисления

Степень окисления это условный заряд, который приходится на долю каждого атома в молекуле. Степень окисления может принимать отрицательные, нулевые, положительные и дробные значения. Значение степени окисления определяется числом электронов, отданных атому другого элемента или полученных от атома данного элемента.

Для определения степени окисления каждого элемента в соединениях используются нижеприведенные данные. В таблице даны элементы с постоянной степенью окисления в соединениях.

Степень окисления у других элементов бывает переменной.

Степень окисления водорода в его соединениях с металлами и кремнием равна 1 (например: ВН₃, SiH₄, NaH, CaH₂ и др.), а во всех других соединениях+1.

Вот почему в периодической таблице водород записан как в подгруппе 1А, так и в подгруппе VIIA.

Степень окисления кислорода в пероксидах равна 1 (H₂O₂, Na₂O₂, CaO₂ и др), в супероксидах 1 /2 (КО₂), фтористых соединениях () +2 и +1, во всех остальных соединениях 2.

Углерод в своих соединениях проявляет степень окисления -4 ÷ +4.

Степень окисления азота в его соединениях с металлами (например, в нитридах Na₃N, AIN, Ca₃N₂ и др.), аммиаке (NH₃) равна -3, а в кислородсодержащих соединениях от +1 ÷ +5.

Степень окисления фосфора в его соединениях с металлами, фосфидах (Na₃P, K₃P, Ca₃P₂, AlP и др.), фосфине (PH₃) равна -3, а в других соединениях +3 и +5 (P₂S₃, P₂O₃, P₂O₅, PCl₅, HPO₃, H₃PO₃, H₃PO₄ и др.).

Степень окисления серы в сульфидах равна -2 (H₂S, Na₂S, FeS, P₂S₃, P₂S₅, CS₂, и др.), а в других соединениях -1 ÷ +6 .

Из галогенов хлор, бром и йод только в соединениях с металлами проявляют степень окисления 1, а в кислородсодержащих соединениях +l÷+-7.

Степень окисления элементов в простых веществах всегда равна нулю.

Алгебраическая сумма значений степени окисления элементов в сложных веществах всегда равна нулю. Следуя этому правилу, можно легко вычислить степень окисления любого химического элемента, если известны степень окисления других химических элементов в соединении. Неизвестная степень окисления элемента всегда принимается за х.

В сложных ионах алгебраическая сумма степеней окисления элементов равна заряду иона. Неизвестная степень окисления элемента в сложном ионе принимается за х. Записав в скобках формулу иона, за скобками (справа сверху) отмечают его заряд.

У большинства элементов самая высокая степень окисления соответствует номеру группы, в которой данный элемент размещается (кроме F, О, Fe, Си, Ag, Au). Самая низкая степень окисления любого неметалла (кроме H и В) определяется путем вычитания числа 8 от номера группы, где он расположен.

Металлы никогда не проявляют отрицательной степени окисления. Самая низкая степень окисления у них равна нулю.

В большинстве случаев степень окисления элемента по своему численному значению совпадает с его валентностью. Но такое бывает не всегда. Например: углерод трехвалентный только в угарном газе (СО), во всех остальных соединениях он четырехвалентный. Кислород трехвалентный только в ионе гидроксония (Н₃О⁺) и угарном газе, во всех остальных соединениях он двухвалентный. В таких соединениях, как Аl₄С₃, CO₂, CCl₄, CF₄, CS₂, численные значения степени окисления и валентности у углерода совпадают.

При определении степени окисления посредством общего баланса отданных и полученных электронов ее среднее значение иногда может быть выражено дробным числом.

При разных степенях окисления атомов одного элемента в соединении степени окисления выражаются дробными числами. Среднее значение вычисляется способом электронного баланса.

Значение степени окисления, в отличие от заряда иона, проставляется над химическим знаком элемента (вначале ставится знак заряда, а затем число).

Пример №1

Сколько процентов от числа валентных электронов азота (₇N 2s²2p³) создают связь по механизму обмена?

Решение: В атоме азота из 5-ти валентных электронов 3 одиночные.
Значит, (3/5) ∙ 100%=60% участвуют в механизме обмена.

Каждая электронная пара, образующая химическую связь, обозначается по одной валентной линии, формулы молекул изображаются графически.

Пример №2

Определите отношения между а, b, с.

Решение: Число донорноакцепторных связей в солях аммония равно числу ионов аммония.
Тогда: a=2; b=l; с=3
Ответ: bac

Пример №3

Определите количество а) полярных ковалентных и b) неполярных ковалентных связей в молекуле соединения:

Решение: Полярная ковалентная связь образуется между атомами двух разных неметаллов. В таком случае, в данном соединении N_{(пол.ков.связь)} N(C Н)_связь N(H) 6

А неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного вида (в представленном соединении это линии между атомами углерода). Тогда N_{(κeпoл.ков.связь.)} = 3
Ответ: а=6; b=3

Пример №4

Определите общее число орбиталей, участвующих в образовании химических связей в соединении Н₃С CH₂ СН₃.

Решение: Кроме угарного газа (СО), во всех соединениях углерода все 4 орбитали внешнего электронного слоя участвуют в образовании связи. Поскольку атом H имеет 1 орбиталь, его орбиталь тоже участвует в образовании связи. В таком случае, общее число орбиталей, участвующих в образовании связи: N_{(оpб.)o6щ.} N(C) • 4 + N(H)   3•4 + 8 20

Пример №5

Определите в данном соединении гибридное состояние углерода.

Решение:

Типы химической связи.
Ионная связь

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.

Имея возможность самостоятельно определять
последовательность изучения материала в курсе
химии, после изучения темы «Периодический закон
и периодическая система химических элементов
Д.И.Менделеева на основе строения атомов» считаю
необходимым изучение материала по теме
«Строение вещества». Рассмотрение темы
«Строение вещества» в 8-м классе позволяет на
более глубоком уровне изучать последующие темы
курса, например «Галогены», «Щелочные металлы» и
др.

Предлагаю вашему вниманию разработку урока
по теме «Ионная связь». Урок построен таким
образом, чтобы учащиеся, повторив ранее
изученный материал, успешно освоили новый.
Надеюсь, что разработка урока будет полезна
коллегам – учителям химии, позволит сделать
уроки интересными, организовать самостоятельную
творческую работу ребят.

Задачи урока. Образовательные:
повторение, коррекция и закрепление знаний по
теме «Строение атомов»; закрепление понятий
«электроотрицательность», «ковалентная
полярная связь» и «ковалентная неполярная
связь»; введение понятий «ионы», «ионная связь»;
изучение нового типа химической связи –
ионной связи, ее природы и условий образования;
обучение навыкам сравнения схем строения
нейтральных атомов и ионов.

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.)

ХОД УРОКА

Повторение ранее изученного
материала

Учитель. Сегодня нам с вами предстоит
покорить одну из важнейших вершин науки
химии – вершину «Химическая связь». Чтобы
начать восхождение, нужно к нему подготовиться,
собрать рюкзаки, в которые сложить все
необходимые знания. Для начала посмотрим, как вы
это делаете самостоятельно.

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. 1s²2s ²2p⁶3s²3p⁴
.

В а р и а н т  II. 1s²2s¹.

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.

1) ЭО (Br) * ЭО (Li);

2) ЭО (Al) * ЭО (Cl);

3) ЭО (S) * ЭО (O).

В а р и а н т  II.

1) ЭО (Mg) * ЭО (F);

2) ЭО (C) * ЭО (O);

3) ЭО (I) * ЭО (Cl).

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 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
соответствует атому серы. Элемент находится в 3-м
периоде в VI группе.

В а р и а н т  II. Электронная формула 1s²2s¹
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) < ЭО (Cl);

3) ЭО (S) < ЭО (O).

В а р и а н т  II.

1) ЭО (Mg) < ЭО (F);

2) ЭО (C) < ЭО (O);

3) ЭО (I) < ЭО (Сl).

Задание 3.

В а р и а н т  I. Cl – 7, K – 1, P – 5.

В а р и а н т  II. Ca – 2, S – 6, F – 7.

Задание 4.

В а р и а н т  I. C – 4, S – 2, Cl – 1.

В а р и а н т  II. O – 2, P – 3, I – 1.

Задание 5.

В а р и а н т  I. Ковалентная неполярная связь
образуется между атомами с одинаковой
электроотрицательностью, например между атомами
одного химического элемента-неметалла.

В а р и а н т  II. Ковалентная полярная связь
образуется между атомами, у которых
электроотрицательность отличается
незначительно, между разными атомами химических
элементов-неметаллов.

Учитель. Задание выполнено хорошо, однако
некоторые ребята допустили ошибки. Давайте еще
раз повторим основные понятия и проверим умения
составлять электронные схемы образования
ковалентной связи, чтобы наш рюкзак был собран
правильно.

1-я группа. Учащиеся, выполнившие
самостоятельную работу без ошибок (по
результатам самопроверки), выполняют
проверочную работу на оценку.

Ц е л ь. Применение знаний в новой ситуации.

Проверочная работа

В а р и а н т  I.

1. Составьте формулы веществ, состоящих из
двух элементов, электронные формулы атомов
которых: а) 1s²2s²2p³; б) 1s¹.
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) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴;
б) 1s¹. 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,

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) 1s²2s²2p³ –
атому азота; б) 1s¹ – атому водорода.
Эти элементы образуют следующие соединения –
N_{2 ,} 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) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ –
атому серы; б) 1s¹ – 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.

Учитель. Итак, рюкзаки собраны, начинаем наше
восхождение. Однако в пути нас поджидают
препятствия. И первое препятствие – «водопад»
веществ.

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.

Ответ. Вещества с ковалентной полярной
связью – H₂O, CO₂, HCl, HNO₃,CS₂,
H₂SO₄.

Вещества с ковалентной неполярной связью –
Br₂, O₃, P₄, S₈.

Учитель. Замечательно, мы успешно преодолели
водопад, но впереди нас поджидает новое
препятствие. На узкой горной тропе образовался
«завал» из электронных схем.

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.

Учитель. Молодцы, нам удалось пройти по узкой
горной тропе, и мы продолжаем восхождение.
Внимание! Впереди возникла пещера. Любопытные
альпинисты обнаружили в ней интересную
находку – ларчик и загадочное письмо.

Продолжить путешествие мы сможем только
тогда, когда отгадаем, что находится в этом
ларчике. Что ж, давайте остановимся на привал и
прочитаем письмо.

На столе учителя «ларчик», запечатанный
сургучной печатью. Рядом с ним свернутое письмо.
Ученику предлагается прочитать 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?

Учащиеся угадывают вещество, дают ему
химическое название – поваренная соль, хлорид
натрия. Указывают, что из него можно получить
металлический натрий и газообразный хлор. Из
«ларчика» достается образец минерала,
показывается учащимся.

Учитель. Какое отношение это вещество имеет к
нашему уроку?

Ученик. Поскольку мы изучаем тему «Химическая
связь», то необходимо выяснить, как она
образуется между атомами в хлориде натрия и к
какому типу ее следует отнести.

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:

Na + Cl = NaCl.

Составьте самостоятельно в тетрадях схемы
строения атомов натрия и хлора. Определите число
спаренных и неспаренных электронов на последнем
уровне в атомах.

Na +11   1s²2s²2p⁶3s¹;

Сl +17     1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

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.

(Вводится понятие «ион», «ионная связь»,
определения записываются в тетрадь.)

Частицы, которые образуются в результате
перехода электронов от одного атома к другому,
называются ионами.

Na⁰ – 1e —> Na¹⁺, Cl⁰
+ 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:

Na¹⁺ +11 , 1s²2s²2p⁶3s⁰
(10 электронов);

Cl^1– +17 
, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶
(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.

В пути наш багаж знаний пополнился. Продолжим
движение к вершине. Но неожиданно возникает
новая преграда. Впереди густые «заросли» из
химических формул, через которые можно
пробраться, если удалить вещества с ионным типом
химической связи.

На доске написаны формулы:

СCl₄, Na₂SO₄, I₂, LiBr, F₂,
CaCl₂, KI, Na₂S, Mg(NO₃)₂, SO₂, Cl₂,
BaO, I₂, N₂, MgS.

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.

Ответ. Na₂SO₄, LiBr, CaCl₂, KI, Na₂S,
Mg(NO₃)₂, BaO, MgS.

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

Учитель. Мы проделали трудный, но интересный
путь, вершина «Химическая связь» покорена. Я
поздравляю вас, вы приложили много усилий, чтобы
ее достичь, показали ваши знания, проявили
находчивость, были дружными, помогали друг другу
в трудный момент. А теперь пора в обратный путь.

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.

В а р и а н т  I. CH₄, K₂O, F₂.

В а р и а н т  II. PCl₃, O₃, Al₂O₃.

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.

Заполните таблицу.

Таблица

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:

K⁰ – 1e —> K¹⁺, Br⁰ + 1e
—> Br^1–.

б) Для AlCl₃:

Al⁰ – 3e —> Al³⁺, Cl⁰ + 1e
—> Cl^1–.

Атом	Количество электронов	Ион	Количество электронов
Al0	13	Al3+	10
Cl 0	17	Cl1–	18
K0	19	K1+	18
Br0	35	Br1–	36

В а р и а н т  II.

а) Для MgF₂:

Mg⁰ – 2e —> Mg²⁺, F⁰ + 1e
—> F^1–.

б) Для NaBr:

Na⁰ – 1e —> Na¹⁺, Br⁰ + 1e
—> Br ^1–.

Атом	Количество электронов	Ион	Количество электронов
Mg0	12	Mg2+	10
I0	53	I1–	54
Na0	11	Na1+	10
Br0	35	Br1–	36

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).

Подведение итогов.

Выставление оценок.

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.

Г.Р.ТРОФИМОВА,
учитель химии
лицея № 2
(г. Братск, Иркутская обл.)