Мы уже рассмотрели, как взаимодействуют атомы элементов-металлов с атомами элементов-неметаллов: одни отдают свои внешние электроны и превращаются при этом в положительные ионы, другие принимают электроны и превращаются при этом в отрицательные ионы. Ионы притягиваются друг к другу, образуя ионные соединения.

А как осуществляется связь между атомами элементов-неметаллов, которые имеют сходную тенденцию к присоединению электронов? Рассмотрим вначале, как осуществляется связь между атомами одного и того же химического элемента, например в веществах, имеющих двухатомные молекулы: азота N 2 , водорода Н 2 , хлора С1 2 .

Обратите внимание, что для отражения состава этих веществ с помощью химических знаков также используют индексы.

Два одинаковых атома элемента-неметалла могут объединяться в молекулу только одним способом: обобществив свои внешние электроны, т. е. сделав их общими для обоих атомов.

Рассмотрим, например, образование молекулы фтора F 2 .

Атомы фтора - элемента главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева - имеют на внешнем энергетическом уровне семь электронов, и каждому атому не хватает до его завершения лишь одного электрона. Внешние электроны атома фтора образуют три электронные пары и один непарный электрон:

Если сближаются два атома и у каждого из них есть по одному внешнему неспаренному электрону, то эти электроны «объединяются» и становятся общими для обоих атомов, у которых тем самым сформируется завершённый внешний восьмиэлектронный уровень.

Образование молекулы фтора изображено на схеме:

Если обозначить общую электронную пару чёрточкой, то запись называют структурной формулой, например структурная формула молекулы фтора

Аналогично молекуле фтора образуется и двухатомная молекула водорода Н 2:

Следует учесть, что завершённым для атома водорода будет двухэлектронный уровень, подобный завершённому уровню атома гелия.

Структурная формула молекулы водорода

Уточним наши представления о ковалентной связи на примере образования молекулы водорода, используя понятие электронного облака (см. § 9). При сближении двух атомов водорода, имеющих по одному s-электронному облаку сферической формы, происходит перекрывание электронных облаков. При этом возникает область (место), где плотность отрицательного заряда наиболее высока и поэтому обладает повышенным отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней (это известно из курса физики), и образуется молекула. Таким образом, химическая связь - результат действия электрических сил. Представим вышесказанное в виде схемы:

Нужно отметить, что в основе образования ковалентной связи, так же как и при возникновении ионной связи, лежит взаимодействие противоположных зарядов.

В заключение рассмотрим алгоритм рассуждений, необходимых для того, чтобы записать схему образования ковалентной связи, например для молекулы азота N 2 .

1. Азот - это элемент главной подгруппы V группы (VA группы). Его атомы имеют по пять электронов на внешнем уровне. Чтобы определить число неспаренных электронов, воспользуемся формулой:

8 - N = число неспаренных электронов,

где N - номер группы химического элемента.

Следовательно, атомы азота будут иметь (8-5 = 3) три неспаренных электрона.

2. Запишем знаки химических элементов с обозначением внешних электронов так, чтобы неспаренные электроны были обращены к соседнему знаку:

3. Запишем электронную и структурную формулы образовавшейся молекулы:

Если атомы связаны между собой одной общей электронной парой, то такую ковалентную связь называют одинарной, если двумя - двойной, если тремя - тройной.

Чем больше общих электронных пар у атомов в молекуле, тем прочнее связаны они друг с другом и тем меньше расстояние между ядрами атомов, которое называют длиной связи. В молекулах фтора связь одинарная, и длина связи между ядрами атомов составляет 0,14 нанометра (1 нм = 10 -9 м, или 0,000000001 м). В молекулах азота связь тройная, и длина её составляет 0,11 нм. Чтобы разделить молекулу азота на отдельные атомы, необходимо затратить примерно в семь раз больше энергии, чем для разрыва одинарных связей в молекуле фтора.

Ключевые слова и словосочетания

1. Атомная, или ковалентная, химическая связь.
2. Одинарная, двойная и тройная ковалентные химические связи.
3. Длина связи.
4. Электронные и структурные формулы.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

1. Все элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева (подгруппы фтора) образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул. Запишите электронную схему образования и структурную формулу таких молекул, пользуясь общим химическим знаком для всей подгруппы Г (галоген).
2. Запишите схемы образования химических связей для веществ, состав которых отображают формулами КС1 и С1 2 .
3. Сколько неспаренных электронов имеют атомы серы? Какая связь будет в молекулах S 2 ? Запишите схему образования химической связи в молекулах S 2 .
4. Расположите в порядке увеличения прочности химической связи вещества с формулами S 2 , Cl 2 , N 2 и обоснуйте правильность своего решения. Как будет изменяться длина связи в молекулах составленного вами ряда?
5. Разделите вещества на две группы по типу химической связи: N 2 , Li 2 О, КС1, О 2 , CaF 2 , Н 2 .

Тема: Ковалентная неполярная связь

Задачи:

Сформировать представление о ковалентной связи, в частности ковалентной неполярной связи;

Показать механизм образования ковалентной неполярной связи;

Продолжить развитие умений анализировать, делать выводы;

Воспитывать культуру общения.

Мотивация и целеполагание:

Почему азот или водород существует в виде двухатомных молекул? В процессе беседы осуществляем совместное целеполагание и определяем тему урока.

Изучение нового материала:

Давайте рассмотрим, как образуется химическая связь в молекуле Cl 2.

Атом хлора находится в VIIA группе Периодической системы, значит, у него семь электронов на внешнем энергетическом уровне и ему не хватает всего одного электрона для его завершения. Шесть электронов внешнего уровня образуют пары, а один неспаренный. Два атома хлора, у которых есть по одному неспаренному электрону, сближаются, эти электроны «объединяются» и становятся общими для обоих атомов, уровень при этом становится завершенным – восьми электронным. Общую пару электронов можно обозначить просто черточкой.

Поэтому, ковалентная связь, или атомная – это химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар.

Эта химическая связь образуется между атомами одного и того же неметалла, при этом общие электронные пары, которые образовались, принадлежат обоим атомам в равной степени и ни на одном из них не будет ни избытка, ни недостатка отрицательного заряда, поэтому эта ковалентная связь называется неполярной.

Аналогично, образуется и молекула Н 2. Однако атом водорода находится в IA группе, поэтому у каждого атома водорода только один электрон и до завершения внешнего энергетического уровня ему не хватает всего одного электрона (напомню, что для атомов водорода и гелия уровень считается завершенным, если на нем 2 электрона). Каждый атом водорода имеет по одному электрону и эти неспаренные электроны объединяются, образуя общую электронную пару, которую также можно обозначить в виде черточки.

Кроме того, при сближении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному s-электронному облаку сферической формы, происходит перекрывание этих электронных облаков. При этом образуется область, где плотность отрицательного заряда велика, положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

Давайте рассмотрим механизм образования более сложной молекулы О 2 .

Кислород находится в VIA группе, следовательно, у него 6 электронов на внешнем уровне. А для того чтобы определить число неспаренных электронов, можно использовать формулу 8 – N , где N – номер группы. Поэтому у каждого атома кислорода будет по 2 неспаренных электрона, которые и будут участвовать в образовании химической связи. Эти два неспаренных электрона объединяются с двумя другими неспаренными электронами другого атома и образуется две общие электронные пары, что условно можно изобразить в виде двух черточек.

Так как, связь в молекуле кислорода состоит из двух электронных пар, ее называют еще двойной, она будет буде более прочной, чем одинарная, как в молекуле водорода. Но нужно понимать, чем прочнее связь между атомами в молекуле, тем меньше расстояние между ядрами атомов. Это расстояние называется длиной связи. Тройная связь еще короче двойной, но гораздо прочнее. Например, в молекуле азота тройная связь, для того чтобы разделить молекулу на два атома необходимо затратить в семь раз больше энергии, чем для разрыва одинарной связи в молекуле хлора.

Обобщение и систематизация знаний:

Какая химическая связь называется ковалентной?

Между атомами каких элементов образуется ковалентная неполярная связь?

В чем сущность образования ковалентной связи?

Чем одинарная связь отличается от двойной и тройной?

Что показывает длина связи и от чего она зависит?

Закрепление и контроль знаний:

Составьте схемы образования молекул веществ: а) брома; б) фтора; в) азота.

Исключите лишнее из каждого ряда:

а ) CO 2 , NH 3 , P 4 , P 2 O 5 ;

б ) Cl 2 , S, N 2 , CO 2 .

Ответ:

а) P 4 ; б) Cl 2 , S , N 2 . Это вещества с ковалентной неполярной связью.

Выберите вещества с ковалентной неполярной связью:

P 4 , H 2 S, NH 3 , P 2 O 3 , S, N 2 , O 2 , H 2 O, HCl, H 2 .

Ответ: вещества с ковалентной неполярной связью образованы одинаковыми атомами неметаллов, поэтому это будут P 4 , S , N 2 , O 2 , H 2 .

Рефлексия и подведение итогов:

Как вы считаете, как усвоен материал урока? а) отлично; б) хорошо; в) удовлетворительно; г) не усвоен.

Можете ли вы сейчас ответить на вопрос, который мы ставили в начале урока?

Домашнее задание:

I уровень: §11, упр. 1 – 3;

II уровень: тоже + упр. 4, 5.

Цели урока:

• Обобщить сведения о различных типах химической связи.
• Повторить схемы образования веществ с разным типом связи.*Продолжить формирование умения записывать их на примерах.
• Сравнить разные типы связи.

Задачи урока:

• Закрепить понятие электроотрицательности химических элементов , видов ковалентной связи: полярной и неполярной;
• Упражнять в умении составлять электронные, структурные формулы соединений, объяснять механизм образования ковалентных связей; использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности;
• Способствовать развитию коммуникативных умений;
• Развивать логическое мышление.

Основные термины:

• Металлы - это химические элементы, атомы которых легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительные ионы.
• Неметаллы - это химические элементы, атомы которых принимают электроны на внешний уровень, превращаясь в отрицательные ионы
• Ионы - заряженные частицы, в которые превращается атом после отдачи или принятия электронов.
• Электроотрицательность - это способность атома химического элемента притягивать к себе электроны другого атома.
• Химическая связь - это способ взаимодействия атомов, приводящий к образованию молекул.

  
  ХОД УРОКА

Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой

Для начала давайте вспомним, как выглядит Периодическая таблица элементов, и выделим в ней металлы, неметаллы, металлоиды. Поможет нам в этом рисунок 1.

Рис. 1. Периодическая таблица элементов
Внешний слой атомов неметаллов содержит от 4 до 8 электронов.
Исключение: Н (1e); Не (2e); В (3e)
Радиус атомов неметаллов меньше радиуса атомов металлов.
Химические элементы неметаллы расположены в периодической системе в начале главных подгрупп, начиная с третьей группы и конце периодов, т.е. в правой верхней части периодической системы. Рисунок 2.

Рис. 2. Расположение неметаллов в периодической системе

Химические свойства неметаллов

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.
Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.

Взаимодействие с простыми веществами

1. Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
Fe + S = FeS,
6Li + N2 = 2Li3N,
2Ca + O2 = 2CaO
в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
На видео мы можем просмотреть взаимодействие натрия с хлором

2. Взаимодействие с другими неметаллами:
взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H2 + N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:
S + O2 = SO2,
4P + 5O2 = 2P2O5;
при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:
2F2 + O2 = 2OF2;
неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:
S + 3F2 = SF6,
C + 2Cl2 = CCl4.
На рисунках рассмотрите ковалентную полярную и неполярную связи. Приведите примеры элементов, которые соответствуют этим рисункам.

Рис. 3.

Рис. 4. Ковалентная неполярная связь

На видео 2 Вы сможете просмотреть и прослушать ковалентную неполярную связь