Interaktionen mellan atomer av icke-metalliska element med varandra är kort. "Interaktion mellan atomer av icke-metalliska element med varandra" (årskurs 8). Interaktion med enkla ämnen

Vi har redan övervägt hur atomer av metallelement interagerar med atomer av icke-metalliska element: vissa donerar sina yttre elektroner och förvandlas till positiva joner, medan andra accepterar elektroner och förvandlas till negativa joner. Joner attraheras av varandra och bildar joniska föreningar.

Och hur går kopplingen mellan atomerna i icke-metalliska grundämnen, som har en liknande tendens att fästa elektroner, till? Låt oss först överväga hur bindningen mellan atomer av samma kemiska element utförs, till exempel i ämnen som har diatomiska molekyler: kväve N 2, väte H 2, klor C1 2.

Observera att index också används för att spegla sammansättningen av dessa ämnen med hjälp av kemiska tecken.

Två identiska atomer av ett icke-metalliskt element kan kombineras till en molekyl på bara ett sätt: genom att socialisera deras yttre elektroner, det vill säga genom att göra dem gemensamma för båda atomerna.

Betrakta till exempel bildandet av en fluormolekyl F 2 .

Fluoratomer - ett element i huvudundergruppen i grupp VII (VIIA-gruppen) i det periodiska systemet för kemiska grundämnen av D. I. Mendeleev - har sju elektroner på den yttre energinivån, och varje atom saknar bara en elektron tills den är färdig. Fluoratomens yttre elektroner bildar tre elektronpar och en oparad elektron:

Om två atomer närmar sig varandra och var och en av dem har en extern oparad elektron, så "kombinerar" dessa elektroner och blir gemensamma för båda atomerna, som därigenom bildar en fullständig extern åttaelektronnivå.

Bildandet av en fluormolekyl visas i diagrammet:

Om vi ​​betecknar ett vanligt elektronpar med ett streck, kallas posten en strukturformel, till exempel strukturformeln för en fluormolekyl

På samma sätt som fluormolekylen bildas också en diatomisk vätemolekyl H 2:

Det bör beaktas att två-elektronnivån, liknande den fullbordade nivån för heliumatomen, kommer att fullbordas för väteatomen.

Strukturformel för en vätemolekyl

Låt oss förfina vår förståelse av den kovalenta bindningen genom exemplet med bildandet av en vätemolekyl, med hjälp av begreppet ett elektronmoln (se § 9). När två väteatomer närmar sig varandra, var och en med ett s-elektronmoln med sfärisk form, överlappar elektronmolnen. I detta fall uppstår ett område (plats) där densiteten av den negativa laddningen är högst och därför har en ökad negativ laddning. Positivt laddade kärnor attraheras till det (detta är känt från fysikens lopp), och en molekyl bildas. Således är den kemiska bindningen resultatet av inverkan av elektriska krafter. Låt oss representera ovanstående i form av ett diagram:

Det bör noteras att bildningen av en kovalent bindning, såväl som bildningen av en jonbindning, är baserad på interaktionen av motsatta laddningar.

Avslutningsvis, låt oss överväga algoritmen för resonemang som är nödvändig för att skriva ner schemat för bildandet av en kovalent bindning, till exempel för kvävemolekylen N 2 .

1. Kväve är ett element i huvudundergruppen av V-gruppen (VA-gruppen). Dess atomer har fem elektroner på den yttre nivån. För att bestämma antalet oparade elektroner använder vi formeln:

8 - N = antal oparade elektroner,

där N är gruppnumret för det kemiska elementet.

Därför kommer kväveatomer att ha (8-5 = 3) tre oparade elektroner.

2. Låt oss skriva ner tecknen på kemiska element med beteckningen externa elektroner så att oparade elektroner vänder sig mot det intilliggande tecknet:

3. Låt oss skriva ner de elektroniska och strukturella formlerna för den resulterande molekylen:

Om atomerna är sammankopplade med ett gemensamt elektronpar, kallas en sådan kovalent bindning enkel, om två - dubbel, om tre - trippel.

Ju vanligare elektronpar atomerna i en molekyl har, desto starkare är de bundna till varandra och desto mindre är avståndet mellan atomernas kärnor, vilket kallas bindningslängden. I fluormolekyler är bindningen enkel, och bindningslängden mellan atomkärnorna är 0,14 nanometer (1 nm = 10 -9 m, eller 0,000000001 m). I kvävemolekyler är bindningen trippel, och dess längd är 0,11 nm. Det tar ungefär sju gånger mer energi att dela en kvävemolekyl i enskilda atomer än det tar att bryta enkelbindningar i en fluormolekyl.

Nyckelord och fraser

1. Atomisk eller kovalent kemisk bindning.
2. Enkel-, dubbel- och trippelkovalenta kemiska bindningar.
3. Länklängd.
4. Elektroniska och strukturella formler.

Arbeta med dator

1. Se den elektroniska ansökan. Studera materialet i lektionen och slutför de föreslagna uppgifterna.
2. Sök på Internet efter e-postadresser som kan fungera som ytterligare källor som avslöjar innehållet i nyckelord och fraser i stycket. Erbjud läraren din hjälp med att förbereda en ny lektion - gör en rapport om nyckelorden och fraserna i nästa stycke.

Frågor och uppgifter

1. Alla element i huvudundergruppen av grupp VII (VIIA-gruppen) i det periodiska systemet för D. I. Mendeleev (fluorundergrupper) bildar enkla ämnen som består av diatomiska molekyler. Skriv ner det elektroniska schemat för bildning och strukturformeln för sådana molekyler, med hjälp av ett gemensamt kemiskt tecken för hela undergruppen G (halogen).
2. Skriv ner scheman för bildandet av kemiska bindningar för ämnen vars sammansättning visas av formlerna KC1 och C1 2.
3. Hur många oparade elektroner har svavelatomer? Vilken bindning kommer att finnas i S 2 molekyler? Skriv ner schemat för bildandet av en kemisk bindning i S 2 molekyler.
4. Ordna i ordning efter ökande styrka av de kemiska bindningsämnena med formlerna S 2, Cl 2, N 2 och motivera riktigheten av ditt beslut. Hur kommer bindningslängden att förändras i molekylerna i serien du sammanställt?
5. Dela in ämnena i två grupper efter typ av kemisk bindning: N 2, Li 2 O, KC1, O 2, CaF 2, H 2.

I. Klassificering av kemiska bindningar

1. Enligt mekanismen för bildning av kemiska bindningar

a) utbyta när båda atomerna som bildar en bindning tillhandahåller oparade elektroner för den.

Till exempel bildandet av vätemolekylerna H2 och klor Cl2:

b) donator - acceptor , när en av atomerna tillhandahåller ett klart par elektroner (donator) för att bilda en bindning, och den andra atomen ger en tom fri orbital.

Till exempel bildandet av ammoniumjonen (NH4)+ (laddad partikel):

2. Beroende på hur elektronorbitaler överlappar varandra

a) σ - anslutning (sigma), när överlappningsmaximumet ligger på linjen som förbinder atomernas centra.

Till exempel,

H2 σ(s-s)

Cl2 σ(p-p)

HCl σ(s-p)

b) π - anslutningar (pi), om överlappningsmaximumet inte ligger på linjen som förbinder atomernas centra.

3. Enligt metoden för att uppnå det färdiga elektronskalet

Varje atom tenderar att fullborda sitt yttre elektronskal, och det kan finnas flera sätt att uppnå ett sådant tillstånd.

II. Kärnan i en kovalent bindning

kovalent bindning - detta är en bindning som uppstår mellan atomer på grund av bildandet av vanliga elektronpar (till exempel H2, HCl, H2O, O2).

Beroende på graden av förskjutning av vanliga elektronpar till en av atomerna bundna av dem, kan en kovalent bindning vara polär och icke-polär.

III. Kovalent icke-polär kemisk bindning

Kovalent icke-polär bindning (CNS) - bildar atomer av samma kemiska element - en icke-metall(T.ex. H2, O2, O3).

Kommunikationsmekanism

Varje atom i en icke-metall donerar sina yttre oparade elektroner till en annan atom. Delade elektronpar bildas. Ett elektronpar hör lika till båda atomerna.

Tänk på mekanismen för bildandet av klormolekylen: Cl2- kns.

Elektroniskt schema för bildandet av Cl2-molekylen:

Strukturformel för Cl2-molekylen:

Cl - Cl, σ(p - p) - enkelbindning

Demonstration av bildandet av en vätemolekyl

Tänk på mekanismen för bildandet av en syremolekyl: O2 - kns.

Elektroniskt schema för bildandet av O2-molekylen:

Strukturformeln för O2-molekylen:

O = O

π

I en molekyl, en multipel dubbelbindning:

En σ (p - p)

och en π (p - p)

Demonstration av bildandet av syre- och kvävemolekyler

IV. Uppgifter för att fixa

Uppgift nummer 1. Bestäm typerna av kemiska bindningar i molekylerna av följande ämnen:

H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, CO2, SO3, CCl4, F2.

Uppgift nummer 2. Skriv mekanismen för bildning av H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2 molekyler. I fallet med en kovalent bindning, bestäm typen av överlappning av elektronmoln (π eller σ), såväl som bildningsmekanismen (utbyte eller donator-acceptor)

Ämne: Kovalent icke-polär bindning

Uppgifter:

Att bilda en idé om en kovalent bindning, särskilt en kovalent opolär bindning;

Visa mekanismen för bildandet av en kovalent icke-polär bindning;

Fortsätt utveckla färdigheterna för att analysera, dra slutsatser;

Odla en kommunikationskultur.

Motivation och målsättning:

Varför finns kväve eller väte som diatomiska molekyler? Under samtalet genomför vi gemensam målsättning och bestämmer ämnet för lektionen.

Att lära sig nytt material:

Låt oss titta på hur en kemisk bindning bildas i en molekyl.Cl 2.

Kloratomen är iVIIAgrupp i det periodiska systemet, vilket betyder att den har sju elektroner i den yttre energinivån och att den bara saknar en elektron för att fullborda den. Sex elektroner på den yttre nivån bildar par, och en är oparad. Två kloratomer, som har en oparad elektron vardera, närmar sig varandra, dessa elektroner "kombinerar" och blir gemensamma för båda atomerna, och nivån blir komplett - åtta elektroner. Ett vanligt elektronpar kan betecknas helt enkelt med ett streck.

Därför är en kovalent bindning, eller atombindning, en kemisk bindning som härrör från bildandet av vanliga elektronpar.

Denna kemiska bindning bildas mellan atomer av samma icke-metall, medan de gemensamma elektronparen som har bildats tillhör båda atomerna lika och ingen av dem kommer att ha vare sig ett överskott eller en brist på en negativ laddning, därför kallas denna kovalenta bindning icke-polär.

På liknande sätt bildas en H-molekyl 2. Men väteatomen är inneIAgrupp, så varje väteatom har bara en elektron, och innan den externa energinivån fullbordats, saknar den bara en elektron (kom ihåg att för väte- och heliumatomer anses nivån vara komplett om den har 2 elektroner). Varje väteatom har en elektron, och dessa oparade elektroner kombineras för att bilda ett gemensamt elektronpar, som också kan betecknas som ett streck.

Dessutom, när två väteatomer närmar sig, som var och en har ett s-elektronmoln med en sfärisk form, överlappar dessa elektronmoln. I det här fallet bildas ett område där den negativa laddningstätheten är hög, positivt laddade kärnor attraheras till den och en molekyl bildas.

Låt oss överväga mekanismen för bildandet av en mer komplex molekyl O 2 .

Syret är inneVIAgrupp, så den har 6 elektroner i den yttre nivån. Och för att bestämma antalet oparade elektroner kan du använda formeln 8 -N, varN- gruppnummer. Därför kommer varje syreatom att ha 2 oparade elektroner, som kommer att delta i bildandet av en kemisk bindning. Dessa två oparade elektroner kombineras med två andra oparade elektroner från en annan atom och två vanliga elektronpar bildas, som konventionellt kan avbildas som två streck.

Eftersom bindningen i en syremolekyl består av två elektronpar kallas den även för dubbelbindning, den blir starkare än en enkelbindning, som i en vätemolekyl. Men du måste förstå att ju starkare bindningen är mellan atomer i en molekyl, desto mindre är avståndet mellan atomernas kärnor. Detta avstånd kallas bindningslängden. En trippelbindning är till och med kortare än en dubbelbindning, men mycket starkare. Till exempel, i en kvävemolekyl, en trippelbindning, för att dela molekylen i två atomer, är det nödvändigt att förbruka sju gånger mer energi än att bryta en enkelbindning i en klormolekyl.

Generalisering och systematisering av kunskap:

Vilken kemisk bindning kallas en kovalent bindning?

Mellan atomerna i vilka grundämnen bildas en kovalent icke-polär bindning?

Vad är kärnan i bildandet av en kovalent bindning?

Hur skiljer sig en enkelbindning från en dubbel- eller trippelbindning?

Vad visar bindningslängden och vad beror den på?

Konsolidering och kontroll av kunskap:

Gör scheman för bildandet av molekyler av ämnen: a) brom; b) fluor; c) kväve.

Eliminera överskottet från varje rad:

a) CO 2 , NH 3 , P 4 , P 2 O 5 ;

b)Cl 2 , S, N 2 , CO 2 .

Svar:

a)P 4 ; b)Cl 2 , S, N 2 . Dessa är ämnen med en kovalent icke-polär bindning.

Välj ämnen med en kovalent icke-polär bindning:

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

Svar: ämnen med en kovalent icke-polär bindning bildas av samma atomer av icke-metaller, så dessa kommer att varaP 4 , S, N 2 , O 2 , H 2 .

Reflektion och sammanfattning:

Hur tror du att lektionsmaterialet lärdes in? a) utmärkt; b) bra; c) tillfredsställande; d) inte lärt sig.

Kan du nu svara på frågan vi ställde i början av lektionen?

Läxa:

jagnivå: §11, ex. tretton;

IInivå: även + ex. 4, 5.