Ciele lekcie:

• Zhrňte informácie o rôznych typoch chemických väzieb.
• Zopakujte si schémy na tvorbu látok s rôznymi typmi väzieb *Pokračovať v tvorení schopnosti zapisovať ich príkladmi.
• Porovnajte rôzne typy komunikácie.

Ciele lekcie:

• Posilniť koncept elektronegativity chemické prvky, typy kovalentných väzieb: polárne a nepolárne;
• Cvičenie v schopnosti skladať elektronické, štruktúrne vzorce zlúčenín, vysvetliť mechanizmus vzniku kovalentných väzieb; využívať získané vedomosti a zručnosti v praktických činnostiach;
• Prispieť k rozvoju komunikačných zručností;
• Rozvíjajte logické myslenie.

Základné pojmy:

• Kovy - sú to chemické prvky, ktorých atómy sa ľahko vzdávajú svojich vonkajších elektrónov a menia sa na kladné ióny.
• nekovy - sú to chemické prvky, ktorých atómy prenášajú elektróny na vonkajšiu úroveň a menia sa na záporné ióny
• ióny - nabité častice, na ktoré sa atóm po odovzdaní alebo prijatí elektrónov premení.
• Elektronegativita je schopnosť atóm chemický prvok, ktorý priťahuje elektróny z iného atómu.
• chemická väzba je spôsob, akým atómy interagujú za vzniku molekúl.

  
  POČAS VYUČOVANIA

Interakcia atómov nekovových prvkov medzi sebou

Na začiatok si pripomeňme, ako vyzerá Periodická sústava prvkov a vyberme v nej kovy, nekovy a metaloidy. Obrázok 1 nám v tom pomôže.

Ryža. 1. Periodická tabuľka prvkov
Vonkajšia vrstva nekovových atómov obsahuje 4 až 8 elektrónov.
Výnimka: H (le); Nie (2e); V (3e)
Polomer atómov nekovov je menší ako polomer atómov kovov.
Chemické prvky nekovy sa nachádzajú v periodickej sústave na začiatku hlavných podskupín, počnúc treťou skupinou a koncom periód, t.j. v pravej hornej časti periodickej tabuľky. Obrázok 2

Ryža. 2. Umiestnenie nekovov v periodickom systéme

Chemické vlastnosti nekovov

Nekovové chemické prvky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti v závislosti od chemickej premeny, na ktorej sa zúčastňujú.
Atómy najviac elektronegatívneho prvku - fluóru - nie sú schopné darovať elektróny, vždy vykazuje len oxidačné vlastnosti, redukčné vlastnosti môžu vykazovať aj iné prvky, aj keď v oveľa menšej miere ako kovy. Najsilnejšie oxidačné činidlá sú fluór, kyslík a chlór, vodík, bór, uhlík, kremík, fosfor, arzén a telúr vykazujú prevažne redukčné vlastnosti. Stredné redoxné vlastnosti majú dusík, síru, jód.

Interakcia s jednoduchými látkami

1. Interakcia s kovmi:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
Fe + S = FeS,
6Li + N2 = 2Li3N,
2Ca + O2 = 2CaO
v týchto prípadoch nekovy vykazujú oxidačné vlastnosti, prijímajú elektróny a vytvárajú záporne nabité častice.
Na videu môžeme vidieť interakciu sodíka s chlórom

2. Interakcia s inými nekovmi:
pri interakcii s vodíkom má väčšina nekovov oxidačné vlastnosti a vytvára prchavé vodíkové zlúčeniny - kovalentné hydridy:
3H2 + N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
pri interakcii s kyslíkom všetky nekovy, okrem fluóru, vykazujú redukčné vlastnosti:
S + O2 = SO2,
4P + 502 = 2P205;
pri interakcii s fluórom je fluór oxidačné činidlo a kyslík je redukčné činidlo:
2F2 + 02 = 2OF2;
nekovy medzi sebou interagujú, elektronegatívny kov hrá úlohu oxidačného činidla, menej elektronegatívny - úlohu redukčného činidla:
S + 3F2 = SF6,
C + 2CI2 = CCI4.
Na obrázkoch zvážte kovalentné polárne a nepolárne väzby. Uveďte príklady prvkov, ktoré zodpovedajú týmto číslam.

Ryža. 3.

Ryža. 4. Kovalentná nepolárna väzba

Na videu 2 si môžete pozrieť a vypočuť kovalentnú nepolárnu väzbu

Predmety > Chémia > Chémia 8. ročník

Pomocou tejto video lekcie bude môcť každý samostatne prejsť témou "Chémia nekovov. Zovšeobecnenie témy." Táto lekcia je posledná, študenti si budú musieť zapamätať, zhrnúť a systematizovať všetok materiál preberaný v chémii nekovov. Učiteľ si zapamätá štruktúru atómov chemických prvkov – nekovov, ako aj zloženie, štruktúru a vlastnosti jednoduchých látok – nekovov.

Téma: Chémia nekovov

Lekcia: Zovšeobecnenie témy "Chémia nekovov"

Chemické prvky sú nekovy.

Chemické prvky, ktoré tvoria jednoduché nekovové látky, sa nachádzajú v pravom hornom rohu D.I. Mendelejev. Takýchto chemických prvkov je len 16. Zľava doprava pozdĺž periódy a zdola nahor pozdĺž hlavnej podskupiny sa zmenšujú polomery atómov chemických prvkov, zvyšujú sa oxidačné vlastnosti a hodnoty relatívnej elektronegativity. Najviac elektronegatívnym prvkom je fluór.

Štrukturálne znaky nekovových atómov v porovnaní s kovmi sú relatívne malé polomery atómov a veľký počet vonkajších elektrónov (zvyčajne 4 alebo viac). Pre väčšinu nekovov budú charakteristické oxidačné vlastnosti – je pre nich jednoduchšie elektróny prijímať, ako ich dávať preč.

Štruktúra a fyzikálne vlastnosti jednoduchých nekovových látok.

Existuje viac jednoduchých nekovových látok ako nekovových chemických prvkov. Je to spôsobené fenoménom. Alotropia je schopnosť atómov toho istého chemického prvku vytvárať niekoľko jednoduchých látok - alotropných modifikácií.

Napríklad chemický prvok kyslík tvorí dve alotropické modifikácie: kyslík (potrebný na dýchanie) a ozón (chráni Zem pred UV žiarením). Chemický prvok síra tvorí tri alotropné modifikácie, z ktorých najstabilnejšia pri izbovej teplote je kosoštvorcová síra. Je známych niekoľko alotropných modifikácií uhlíka. Medzi nimi je diamant, grafit a fullerén.

V jednoduchých nekovových látkach sa realizuje kovalentná nepolárna chemická väzba. Kryštálové štruktúry týchto látok môžu byť atómové alebo molekulárne. Látky s atómovou kryštálovou mriežkou sa vyznačujú infúziou, tvrdosťou a neprchavosťou. Kremík, diamant, grafit, bór majú atómovú kryštálovú mriežku. Látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou sú taviteľné a prchavé. Po prvé, tieto sú plynné pri n. r. nekovy (vodík, kyslík, chlór, fluór), jediná kvapalina pri n. r. nekov - bróm, pevné nekovy (síra, biely fosfor, jód).

Všeobecné chemické vlastnosti nekovov.

Oxidačné vlastnosti nekovov. Pri reakciách s kovmi sú nekovy vždy oxidačnými činidlami. Keď kovy reagujú s kyslíkom, zvyčajne vznikajú oxidy. Napríklad pri spaľovaní horčíka v kyslíku vzniká oxid horečnatý:

Keď kovy reagujú s halogénmi, vytvárajú sa halogenidy kovov. Napríklad, keď železo reaguje s chlórom, vzniká chlorid železitý:

Keď niektoré aktívne kovy interagujú s vodíkom, vytvárajú sa hydridy kovov. Napríklad, keď sa sodík zahrieva s vodíkom, vytvorí sa hydrid sodný:

Pri zahrievaní aktívnych kovov dusíkom (iba lítium reaguje s dusíkom bez zahrievania) vznikajú nitridy, v ktorých dusík vykazuje oxidačný stav -3. Napríklad, keď sa draslík zahrieva dusíkom, vytvorí sa nitrid draselný:

Iné binárne zlúčeniny kovov vznikajú tiež interakciou kovov so zodpovedajúcimi nekovmi. Pri zahrievaní práškového železa a síry vzniká sulfid železitý:

Keď horčík reaguje s kremíkom, vzniká silicid horčíka:

Nekovy môžu pôsobiť ako oxidačné činidlá nielen pri reakciách s kovmi, ale aj s inými nekovmi, ktorých hodnoty relatívnej elektronegativity budú nižšie.

Napríklad, keď vodík interaguje s chlórom, vodík vykazuje redukčné vlastnosti a chlór oxidačné vlastnosti:

Keď sa síra spaľuje v kyslíku: síra je redukčné činidlo, kyslík je oxidačné činidlo:

Kyslík a niektoré ďalšie nekovy môžu tiež pôsobiť ako oxidačné činidlá pri reakciách s komplexnými látkami. Spaľovanie metánu v kyslíku:

Substitučné reakcie s aktívnejšími halogénmi za menej aktívne halogény v soliach:

Redukčné vlastnosti nekovov. Redukčné vlastnosti nekovov sa prejavujú pri reakciách ako s inými (elektronegatívnejšími) nekovmi, tak aj s niektorými komplexnými látkami.

Pri reakciách s fluórom vykazujú všetky nekovy redukčné vlastnosti. A s kyslíkom bude ako oxidačné činidlo pôsobiť iba fluór. Keď dusík reaguje s kyslíkom pôsobením elektrického výboja, vzniká oxid dusnatý. Dusík v tomto prípade pôsobí ako redukčné činidlo:

Keď fosfor reaguje s nadbytkom chlóru, vzniká chlorid fosforečný:

Síra vykazuje redukčné vlastnosti, napríklad pri reakcii s koncentrovanou kyselinou sírovou, v dôsledku čoho vzniká oxid siričitý a voda:

V zložení kyseliny sírovej je síra oxidačným činidlom a jednoduchá látka síra je redukčným činidlom.

1. Zhurin A. A. Zadania a cvičenia z chémie: Didaktické materiály pre žiakov 8.-9. - M.: School Press, 2004.

2. Mikityuk A. D. Zbierka úloh a cvičení z chémie. Ročníky 8-11 / A. D. Mikityuk. - M.: Skúška, 2009.

3. Oržekovskij P. A. Chémia: 9. ročník: učebnica. pre všeobecné inšt. / P. A. Oržekovskij, L. M. Meščerjaková, L. S. Ponták. - M.: AST: Astrel, 2007.

4. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 9. ročník. / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2007.

5. Khomchenko ID Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M.: RIA "Nová vlna": Vydavateľ Umerenkov, 2008.

Ďalšie webové zdroje

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (videozážitky na danú tému) ().

2. Elektronická verzia časopisu "Chémia a život" ().

Domáca úloha

Zbierka úloh a cvičení z chémie: 9. ročník. / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2007. - s. 134-135 č. 39, 40, 46; s. 121 č. 492(b).

I. Klasifikácia chemických väzieb

1. Podľa mechanizmu tvorby chemickej väzby

A) výmena keď oba atómy, ktoré tvoria väzbu, jej poskytujú nepárové elektróny.

Napríklad tvorba molekúl vodíka H2 a chlóru Cl2:

b) darca - príjemca , keď jeden z atómov poskytuje pripravený pár elektrónov (donor) na vytvorenie väzby a druhý atóm poskytuje prázdny voľný orbitál.

Napríklad tvorba amónneho iónu (NH4)+ (nabitá častica):

2. Podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitály prekrývajú

a) σ - pripojenie (sigma), keď maximum prekrytia leží na priamke spájajúcej stredy atómov.

Napríklad,

H2 σ(s-s)

Cl2 σ(p-p)

HCl σ(s-p)

b) π - spojenia (pi), ak maximum prekrytia neleží na priamke spájajúcej stredy atómov.

3. Podľa spôsobu dosiahnutia dokončeného elektrónového obalu

Každý atóm má tendenciu dokončiť svoj vonkajší elektrónový obal a môže existovať niekoľko spôsobov, ako takýto stav dosiahnuť.

Porovnávací znak	kovalentný		Iónový	kov
	nepolárne	polárny
Ako sa dosiahne dokončený elektrónový obal?	Socializácia elektrónov	Socializácia elektrónov	Úplný prenos elektrónov, vznik iónov (nabitých častíc).	Socializácia elektrónov všetkými atómami v kristu. mriežka
O aké atómy ide?	nemeth — nemeth EO = EO	1) Németh-Nemeth1 2) Pervitín EO< ЭО	pervitín + [nepervitín]- EO<< ЭО	Miesta obsahujú katióny a atómy kovov. Komunikácia prebieha pomocou elektrónov voľne sa pohybujúcich v intersticiálnom priestore.
∆c= EO1 - EO2		< 1,7	> 1,7
Príklady	jednoduché látky sú nekovy.	kyseliny, oxidy	soli, alkálie, oxidy alkalických kovov.	jednoduché látky – kovy. Väzba v kovoch a zliatinách, ktorá sa uskutočňuje relatívne voľnými elektrónmi medzi kovovými iónmi v kovovej kryštálovej mriežke.

II. Podstata kovalentnej väzby

kovalentná väzba - ide o väzbu, ktorá vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov (napríklad H2, HCl, H2O, O2).

Podľa stupňa vytesnenia spoločných elektrónových párov k jednému z atómov, ktoré sú nimi viazané, môže byť kovalentná väzba polárny A nepolárne.

III. Kovalentná nepolárna chemická väzba

Kovalentná nepolárna väzba (CNS) - tvoria atómy toho istého chemického prvku - nekovu(Napríklad H2, O2, O3).

Mechanizmus komunikácie

Každý atóm nekovu daruje svoje vonkajšie nepárové elektróny inému atómu. Vytvárajú sa zdieľané elektrónové páry. Elektrónový pár patrí rovnako k obom atómom.

Zvážte mechanizmus tvorby molekuly chlóru: Cl2- kns.

Elektronická schéma tvorby molekuly Cl2:

Štruktúrny vzorec molekuly Cl2:

Cl - Cl, σ(p - p) - jednoduchá väzba

Ukážka vzniku molekuly vodíka

Zvážte mechanizmus tvorby molekuly kyslíka: O2 - kns.

Elektronická schéma tvorby molekuly O2:

Štruktúrny vzorec molekuly O2:

O = O

π

V molekule viacnásobná dvojitá väzba:

Jeden σ (p – p)

a jedno π (p - p)

Ukážka tvorby molekúl kyslíka a dusíka

IV. Úlohy na opravu

Úloha číslo 1. Určite typy chemických väzieb v molekulách nasledujúcich látok:

H2S, KCl, O2, Na2S, Na20, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, C02, S03, CCI4, F2.

Úloha číslo 2. Napíšte mechanizmus vzniku molekúl H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2. V prípade kovalentnej väzby určite typ prekrytia elektrónových oblakov (π alebo σ), ako aj mechanizmus tvorby (výmena alebo donor-akceptor)