Odpoveď na otázku 5.

Prvok s atómovým číslom 35 je bróm (Br). Jadrový náboj jeho atómu je 35. Atóm brómu obsahuje 35 protónov, 35 elektrónov a 45 neutrónov.

§7. Zmeny v zložení jadier atómov chemických prvkov. izotopy

Odpoveď na otázku 1.

Izotopy 40 19 K a 40 18 Ar majú rôzne vlastnosti, pretože majú rôzny jadrový náboj a iná suma elektróny.

Odpoveď na otázku 2.

Relatívna atómová hmotnosť argónu je blízka 40, pretože v jadre jeho atómu je 18 protónov a 22 neutrónov a v jadre atómu draslíka 19 protónov a 20 neutrónov, takže jeho relatívna atómová hmotnosť je blízka 39. Keďže počet protónov v jadre atómu draslíka je väčší, je v tabuľke po argóne.

Odpoveď na otázku 3.

Izotopy sú druhy atómov toho istého prvku, ktoré majú rovnaký počet protónov a elektrónov a rôzny počet neutrónov.

Odpoveď na otázku 4.

Izotopy chlóru majú podobné vlastnosti, pretože vlastnosti sú určené nábojom jadra, nie jeho relatívna hmotnosť, aj keď príbuzný atómová hmotnosť izotopov chlóru o 1 alebo 2 jednotky, hmotnosť sa mierne mení, na rozdiel od izotopov vodíka, kde sa pridaním jedného alebo dvoch neutrónov hmotnosť jadra zmení 2 alebo 3 krát.

Odpoveď na otázku 5.

Deutérium (ťažká voda) - zlúčenina, kde je 1 atóm kyslíka viazaný na dva atómy izotopu vodíka 2 1 D, vzorca D2 O. Porovnanie vlastností D2 O a H2 O

Odpoveď na otázku 6.

Prvok s najvyššou relatívnou hodnotou je umiestnený ako prvý.

atómová hmotnosť v parách:

Te-I (telúr-jód) 128 Te a 127 I.

Th-Pa (tórium-protaktínium) 232 90 Th a 231 91 Pa. U-Np (urán-neptúnium) 238 92 U a 237 93 Np .

§ osem . Štruktúra elektrónové obaly atómov

Odpoveď na otázku 1.

a) Al+13			b) R				c) Oh
13 Al 2e–, 8e–, 3e–				15 Р 2e– , 8e– , 5e–			8 О 2e– , 6e–

a) - schéma štruktúry atómu hliníka; b) - schéma štruktúry atómu fosforu; c) - schéma štruktúry atómu kyslíka.

Odpoveď na otázku 2.

a) porovnať štruktúru atómov dusíka a fosforu.

	7 N 2e– , 5e–			15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Štruktúra elektrónového obalu týchto atómov je podobná, oba obsahujú 5 elektrónov na poslednej energetickej úrovni. Avšak dusík má iba 2 energetické úrovne, zatiaľ čo fosfor má 3.

b) Porovnajme štruktúru atómov fosforu a síry.

15 Р 2e– , 8e– , 5e–				16S 2e–, 8e–, 6e–

Atómy fosforu a síry majú 3 energetické úrovne, každá s neúplnou poslednou úrovňou, ale fosfor má na poslednej energetickej úrovni 5 elektrónov a síra má 6.

Odpoveď na otázku 3.

Atóm kremíka obsahuje v jadre 14 protónov a 14 neutrónov. Počet elektrónov okolo jadra sa rovnako ako počet protónov rovná atómovému číslu prvku. Počet úrovní energie je určený číslom periódy a rovná sa 3. Počet vonkajších elektrónov je určený číslom skupiny a rovná sa 4.

Odpoveď na otázku 4.

Počet prvkov obsiahnutých v perióde sa rovná maximu možné číslo elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine a toto číslo je určené vzorcom 2n2, kde n je číslo periódy.

Preto prvá perióda obsahuje iba 2 prvky (2 12 ) a druhá perióda obsahuje 8 prvkov (2 22 ).

Odpoveď na otázku 5.

AT astronómia - Obdobie rotácie Zeme okolo svojej osi je 24 hodín.

AT geografia - Zmena ročných období s periódou 1 roka.

AT Fyzika - Periodické kmity kyvadla.

AT biológia - Každá kvasinková bunka v optimálne podmienky raz za 20 min. je rozdelený.

Odpoveď na otázku 6.

Elektróny a štruktúra atómu boli objavené začiatkom 20. storočia, o niečo neskôr vznikla táto báseň, ktorá v mnohých ohľadoch odráža jadrovú, čiže planetárnu, teóriu štruktúry atómu a autor pripúšťa možnosť že elektróny sú tiež zložité častice, ktorých štruktúru jednoducho ešte neštudujeme.

Odpoveď na otázku 7.

V učebnici 2 uvedené štvorveršia hovoria o obrovskom básnickom talente V. Brjusova a jeho flexibilnej mysli, keďže tak ľahko dokázal pochopiť a prijať všetky výdobytky súčasnej vedy, zrejme aj osvety a vzdelania v tejto oblasti.

§ 9 . Zmena počtu elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni atómov chemických prvkov

Odpoveď na otázku 1.

a) Porovnaj štruktúru a vlastnosti atómov uhlíka a kremíka

6 С 2e– , 4e–			14 Si 2e–, 8e–, 4e–

Pokiaľ ide o štruktúru elektrónového obalu, tieto prvky sú podobné: oba majú 4 elektróny na poslednej energetickej úrovni, ale uhlík má 2 energetické úrovne a kremík má 3. počet elektrónov vo vonkajšej úrovni je rovnaký, potom budú vlastnosti týchto prvkov podobné, ale polomer atómu kremíka je väčší, preto v porovnaní s uhlíkom bude vykazovať viac kovových vlastností.

b) Porovnajte štruktúru a vlastnosti atómov kremíka a fosforu:

14 Si 2e–, 8e–, 4e–			15 Р 2e– , 8e– , 5e–

Atómy kremíka a fosforu majú 3 energetické úrovne, každá s neúplnou poslednou úrovňou, ale kremík má na poslednej energetickej úrovni 4 elektróny a fosfor má 5, takže polomer atómu fosforu je menší a vykazuje nekovové vlastnosti. vo väčšej miere ako kremík.

Odpoveď na otázku 2.

a) Uvažujme o vytvorení iónovej väzby medzi hliníkom a kyslíkom.

1. Hliník - prvok hlavnej podskupiny skupiny III, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 3 vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúce.

Al0 – 3e– → Al+ 3

2. Kyslík - prvok hlavnej podskupiny skupiny VI, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 2 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 6 elektrónov z vonkajšej úrovne.

O0 + 2e– → О− 2

3. Najprv nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 6(3 2). Aby atómy Al dali 6

elektróny, je potrebné ich vziať 2 (6: 3), aby atómy kyslíka mohli prijať 6 elektrónov, treba ich vziať 3 (6: 2).

4. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami hliníka a kyslíka zapísať nasledovne:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

b) Zvážte schému vytvorenia iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu.

1. Lítium - prvok I. skupiny hlavnej podskupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 1 vonkajší elektrón, ako prijať chýbajúcich 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Fosfor - prvok hlavnej podskupiny skupiny V, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 3 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 5 elektrónov:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 3(3 1). Aby atómy lítia dali

3 elektróny, je potrebné ich vziať 3 (3: 1), aby atómy fosforu mohli prijať 5 elektrónov, musíte vziať iba 1 atóm (3: 3).

4. Schematicky možno tvorbu iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu zapísať takto:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

c) Uvažujme schému vzniku iónovej väzby medzi atómami horčíka a fluóru.

1. Horčík - prvok skupiny II hlavnej podskupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 2 vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúce.

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Fluór - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón, čo nestačí na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 7 elektrónov:

F0 + 1e– → F− 1

3. Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2 1). Na to, aby atómy horčíka darovali 2 elektróny, je potrebný iba jeden atóm, aby atómy fluóru mohli prijať 2 elektróny, je potrebné vziať ich 2 (2:1).

4. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu zapísať nasledovne:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Odpoveď na otázku 3.

Najtypickejšie kovy sa nachádzajú v periodickej tabuľke

v na začiatku periód a na konci skupín, teda najtypickejším kovom je francium (Fr). Typické nekovy sa nachádzajú

v na konci periód a na začiatku skupín. Najtypickejším nekovom je teda fluór (F). (Hélium sa nezobrazuje akékoľvek chemické vlastnosti).

Odpoveď na otázku 4.

Inertné plyny sa začali nazývať ušľachtilé, rovnako ako kovy, pretože v prírode sa vyskytujú výlučne vo voľnej forme a s veľkými ťažkosťami tvoria chemické zlúčeniny.

Odpoveď na otázku 5.

Výraz „Ulice nočného mesta zalial neón“ je chemicky nesprávny, pretože. neón je inertný, vzácny plyn, vo vzduchu ho obsahuje veľmi málo. Neón je však naplnený neónovými lampami a žiarivkami, ktoré sa často používajú na osvetlenie nápisov, plagátov a reklám v noci.

§ desať. Interakcia atómov nekovových prvkov medzi sebou

Odpoveď na otázku 1.

Elektronická schéma na vytvorenie dvojatómovej halogénovej molekuly bude vyzerať takto:

a + a → aa

A štruktúrny vzorec

Odpoveď na otázku 2.

a) Schéma tvorby chemickej väzby pre AlCl3:

Hliník je prvkom skupiny III. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 3 vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúcich 5.

Al° - 3 e→ Al+3

Chlór je prvkom skupiny VII. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón, čo nestačí na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 7 elektrónov.

Сl° + 1 e → Сl–1

Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 3 (3:1). Na to, aby sa atómy hliníka vzdali 3 elektrónov, musí sa odobrať iba 1 atóm (3:3), aby atómy chlóru mohli prijať 3 elektróny, musia sa odobrať 3 (3:1)

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e-

Väzba medzi kovovými a nekovovými atómami je iónová. b) Schéma vzniku chemickej väzby pre Cl2:

Chlór je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VII. Jeho atómy majú na vonkajšej úrovni 7 elektrónov. Počet nepárových elektrónov je

					→ClCl

Väzba medzi atómami toho istého prvku je kovalentná.

Odpoveď na otázku 3.

Síra je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI. Jeho atómy majú na vonkajšej úrovni 6 elektrónov. Počet nepárových elektrónov je (8–6)2. V molekulách S2 sú atómy spojené dvoma zdieľanými elektrónovými pármi, takže väzba je dvojitá.

Schéma tvorby molekuly S2 bude vyzerať takto:

Odpoveď na otázku 4.

Molekula S2 má dvojitú väzbu, molekula Cl má jednoduchú väzbu a molekula N2 má trojitú väzbu. Preto najsilnejšia molekula bude N2, menej odolná S2 a ešte slabšia Cl2.

Dĺžka väzby je najmenšia v molekule N2, dlhšia v molekule S2 a ešte dlhšia v molekule Cl2.

§ jedenásť . kovalentná polárna chemická väzba

Odpoveď na otázku 1.

Pretože hodnoty EO vodíka a fosforu sú rovnaké, chemická väzba v molekule PH3 bude kovalentná nepolárna.

Odpoveď na otázku 2.

1. a) v molekule S2 je väzba kovalentná nepolárna, pretože je tvorený atómami toho istého prvku. Schéma vytvorenia spojenia bude nasledovná:

Síra je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI. Jeho atómy majú vo vonkajšom obale 6 elektrónov. Budú tam nepárové elektróny: 8 - 6 = 2.

Označte vonkajšie elektróny S

b) v molekule K20 je väzba iónová, pretože je tvorený atómami kovových a nekovových prvkov.

Draslík je prvkom skupiny I hlavnej podskupiny, kovu. Pre jeho atóm je jednoduchšie dať 1 elektrón, ako prijať chýbajúcich 7:

K0 – 1e– → K+ 1

Kyslík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 2 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie úrovne, ako dať 6 elektrónov:

O0 + 2e– → O− 2

Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2 1). Na to, aby atómy draslíka odovzdali 2 elektróny, potrebujú vziať 2, aby atómy kyslíka mohli prijať 2 elektróny, je potrebný iba 1 atóm:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

c) v molekule H2S je väzba kovalentná polárna, pretože tvoria ho atómy prvkov s rôznym EO. Schéma vytvorenia spojenia bude nasledovná:

Síra je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI. Jeho atómy majú vo vonkajšom obale 6 elektrónov. Budú tam nepárové elektróny: 8– 6=2.

Vodík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny I. Jeho atómy obsahujú 1 elektrón na vonkajší obal. 1 elektrón je nepárový (pre atóm vodíka je úplná dvojelektrónová hladina). Označme vonkajšie elektróny:

H + S + H → H

Zdieľané elektrónové páry sú zaujaté smerom k atómu síry, pretože je elektronegatívny

H 5+ → S2 δ−← H 5+

1. a) v molekule N2 je väzba kovalentná nepolárna, keďže je tvorený atómami toho istého prvku. Schéma vytvorenia spojenia je nasledovná:

Dusík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny V. Jeho atómy majú vo vonkajšom obale 5 elektrónov. Nespárované elektróny: 8 - 5 = 3.

Označte vonkajšie elektróny: N

					→ N N

N ≡ N

b) v molekule Li3 N je väzba iónová, pretože je tvorený atómami kovových a nekovových prvkov.

Lítium je prvkom hlavnej podskupiny skupiny I, kovu. Pre jeho atóm je jednoduchšie dať 1 elektrón, ako prijať chýbajúcich 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Dusík je prvok hlavnej podskupiny skupiny V, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 3 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať päť elektrónov z vonkajšej úrovne:

N0 + 3e– → N− 3

Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 3(3 1). Na to, aby atómy lítia darovali 3 elektróny, sú potrebné 3 atómy, na to, aby atómy dusíka boli schopné prijať 3 elektróny, je potrebný iba jeden atóm:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e–

c) v molekule NCl3 je väzba kovalentná polárna, pretože tvoria ho atómy nekovových prvkov s rôznymi hodnotami EC. Schéma vytvorenia spojenia je nasledovná:

Dusík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny V. Jeho atómy majú vo vonkajšom obale 5 elektrónov. Budú tam nepárové elektróny: 8– 5=3.

Chlór je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VII. Jeho atómy obsahujú vo vonkajšom obale 7 elektrónov. Zostáva nespárované

Chytiť odpoveď.
a) Uvažujme o vytvorení iónovej väzby medzi sodíkom a
kyslík.
1. Sodík - prvok hlavnej podskupiny I. skupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie dať vonkajší elektrón I, ako prijať chýbajúcich 7:

2. Element kyslíka hlavná podskupina skupiny VI, nekovové.
Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 2 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 6 elektrónov z vonkajšej úrovne.

3. Najprv nájdeme najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2∙1). Na to, aby atómy Na odovzdali 2 elektróny, musia ich vziať 2 (2:1), aby atómy kyslíka mohli prijať 2 elektróny, treba ich vziať 1.
4. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami sodíka a kyslíka zapísať takto:

b) Zvážte schému vytvorenia iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu.
I. Lítium - prvok I. skupiny hlavnej podskupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 1 vonkajší elektrón, ako prijať chýbajúcich 7:

2. Chlór - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Jeho
Pre atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón ako darovať 7 elektrónov:

2. Najmenší spoločný násobok 1, t.j. aby sa 1 atóm lítia rozdal a atóm chlóru prijal 1 elektrón, musíte ich odoberať jeden po druhom.
3. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami lítia a chlóru zapísať nasledovne:

c) Uvažujme schému vzniku iónovej väzby medzi atómami
horčík a fluór.
1. Horčík je prvok skupiny II hlavnej podskupiny, kov. Jeho
pre atóm je jednoduchšie darovať 2 vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúcich 6:

2. Fluór - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Jeho
pre atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón, čo nestačí na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 7 elektrónov:

2. Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2∙1). Na to, aby atómy horčíka darovali 2 elektróny, je potrebný iba jeden atóm, aby atómy fluóru mohli prijať 2 elektróny, je potrebné vziať ich 2 (2:1).
3. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu zapísať nasledovne:

Pomoc je na ceste, vydržte.
a) Uvažujme o vytvorení iónovej väzby medzi sodíkom a
kyslík.
1. Sodík - prvok hlavnej podskupiny I. skupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie dať vonkajší elektrón I, ako prijať chýbajúcich 7:

1. Kyslík je prvkom hlavnej podskupiny skupiny VI, nekov.
Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať 2 elektróny, ktoré nestačia na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 6 elektrónov z vonkajšej úrovne.

1. Najprv nájdeme najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2∙1). Aby sa atómy Na vzdali 2 elektrónov, treba ich vziať 2 (2:1), aby atómy kyslíka mohli prijať 2 elektróny, treba ich vziať 1.
2. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami sodíka a kyslíka zapísať nasledovne:

b) Zvážte schému vytvorenia iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu.
I. Lítium - prvok I. skupiny hlavnej podskupiny, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať 1 vonkajší elektrón, ako prijať chýbajúcich 7:

2. Chlór - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Jeho
Pre atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón ako darovať 7 elektrónov:

2. Najmenší spoločný násobok 1, t.j. aby sa 1 atóm lítia rozdal a atóm chlóru prijal 1 elektrón, musíte ich odoberať jeden po druhom.
3. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami lítia a chlóru zapísať nasledovne:

c) Uvažujme schému vzniku iónovej väzby medzi atómami
horčík a fluór.
1. Horčík je prvok skupiny II hlavnej podskupiny, kov. Jeho
pre atóm je jednoduchšie darovať 2 vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúcich 6:

2. Fluór - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Jeho
pre atóm je jednoduchšie prijať 1 elektrón, čo nestačí na dokončenie vonkajšej úrovne, ako dať 7 elektrónov:

2. Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2(2∙1). Na to, aby atómy horčíka darovali 2 elektróny, je potrebný iba jeden atóm, aby atómy fluóru mohli prijať 2 elektróny, je potrebné vziať ich 2 (2:1).
3. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami lítia a fosforu zapísať nasledovne:

Späť dopredu

Pozor! Ukážka snímky slúži len na informačné účely a nemusí predstavovať celý rozsah prezentácie. Ak máš záujem táto práca prosím stiahnite si plnú verziu.

Ciele lekcie:

• Vytvoriť pojem chemických väzieb na príklade iónovej väzby. Dosiahnuť pochopenie vzniku iónovej väzby ako krajného prípadu polárnej.
• Počas hodiny zabezpečte asimiláciu týchto základných pojmov: ióny (katión, anión), iónová väzba.
• Tvorbou rozvíjať duševnú činnosť žiakov problémová situácia pri učení nového materiálu.

Úlohy:

• naučiť sa rozpoznávať typy chemických väzieb;
• zopakujte štruktúru atómu;
• skúmať mechanizmus tvorby iónovej chemickej väzby;
• naučiť zostavovať schémy tvorby a elektrónové vzorce iónových zlúčenín, reakčné rovnice s označením prechodu elektrónov.

Vybavenie: počítač, projektor, multimediálny zdroj, periodický systém chemické prvky D.I. Mendelejev, tabuľka „Iónová väzba“.

Typ lekcie: Formovanie nových poznatkov.

Typ lekcie: multimediálna lekcia.

X jednu lekciu

jaOrganizácia času.

II . Kontrola domácich úloh.

Učiteľ: Ako môžu atómy nadobudnúť stabilné elektronické konfigurácie? Aké sú spôsoby vytvorenia kovalentnej väzby?

Študent: Polárne a nepolárne Kovalentné väzby tvorené výmenným mechanizmom. Mechanizmus výmeny zahŕňa prípady, keď sa jeden elektrón podieľa na tvorbe elektrónového páru z každého atómu. Napríklad vodík: (snímka 2)

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru v dôsledku spojenia nespárovaných elektrónov. Každý atóm má jeden S-elektrón. Atómy H sú ekvivalentné a páry rovnako patria k obom atómom. Preto pri tvorbe molekuly F 2 dochádza k tvorbe spoločných elektrónových párov (prekrývajúcich sa oblakov p-elektrónov). (snímka 3)

H záznam · znamená, že atóm vodíka má 1 elektrón na vonkajšej elektrónovej vrstve. Záznam ukazuje, že na vonkajšej elektrónovej vrstve atómu fluóru je 7 elektrónov.

Počas tvorby molekuly N2. Vzniknú 3 spoločné elektrónové páry. P-orbitály sa prekrývajú. (snímka 4)

Väzba sa nazýva nepolárna.

Učiteľ: Teraz sme zvážili prípady, keď sa tvoria molekuly jednoduchá látka. Ale okolo nás je veľa látok, zložitá štruktúra. Zoberme si molekulu fluorovodíka. Ako v tomto prípade prebieha vytvorenie spojenia?

Žiak: Pri vzniku molekuly fluorovodíka sa orbitál s-elektrónu vodíka a orbitál p-elektrónu fluóru H-F prekrývajú. (snímka 5)

Väzbový elektrónový pár sa posunie k atómu fluóru, čo vedie k vytvoreniu dipól. Pripojenie nazývaný polárny.

III. Aktualizácia znalostí.

Učiteľ: Chemická väzba vzniká ako dôsledok zmien, ktoré sa vyskytujú s vonkajšími elektrónovými obalmi spojovacích atómov. Je to možné, pretože vonkajšie elektrónové vrstvy nie sú úplné v iných prvkoch ako sú inertné plyny. Chemická väzba sa vysvetľuje túžbou atómov získať stabilnú elektrónovú konfiguráciu, podobnú konfigurácii „najbližšieho“ inertného plynu k nim.

Učiteľ: Zapíšte si schému elektronická štruktúra atóm sodíka (pri tabuli). (snímka 6)

Žiak: Na dosiahnutie stability elektrónového obalu sa musí atóm sodíka buď vzdať jedného elektrónu, alebo prijať sedem. Sodík ľahko odovzdá svoj elektrón ďaleko od jadra a slabo naň naviazaný.

Učiteľ: Vytvorte diagram spätného rázu elektrónu.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Učiteľ: Napíšte schému elektrónovej štruktúry atómu fluóru (na tabuľu).

Učiteľ: Ako dosiahnuť dokončenie plnenia elektronickej vrstvy?

Študent: Na dosiahnutie stability elektrónového obalu sa atóm fluóru musí buď vzdať siedmich elektrónov, alebo jeden prijať. Pre fluór je energeticky výhodnejšie prijať elektrón.

Učiteľ: Vytvorte schému príjmu elektrónu.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Učenie sa nového materiálu.

Učiteľ adresuje triede otázku, v ktorej je stanovená úloha hodiny:

Existujú ďalšie možnosti, v ktorých môžu atómy nadobudnúť stabilné elektronické konfigurácie? Aké sú spôsoby vytvárania takýchto spojení?

Dnes sa pozrieme na jeden z typov spojení - iónová väzba. Porovnajme štruktúru elektrónových obalov už menovaných atómov a inertných plynov.

Rozhovor s triedou.

Učiteľ: Aký náboj mali atómy sodíka a fluóru pred reakciou?

Žiak: Atómy sodíka a fluóru sú elektricky neutrálne, pretože. náboje ich jadier sú vyvážené elektrónmi otáčajúcimi sa okolo jadra.

Učiteľ: Čo sa deje medzi atómami pri odovzdávaní a prijímaní elektrónov?

Študent: Atómy získavajú náboje.

Učiteľ podáva vysvetlenia: Vo vzorci iónu je dodatočne zaznamenaný jeho náboj. Ak to chcete urobiť, použite horný index. V ňom číslo označuje výšku poplatku (nepíšu jednotku) a potom znamienko (plus alebo mínus). Napríklad ión sodíka s nábojom +1 má vzorec Na + (čítaj "sodík plus"), fluórový ión s nábojom -1 - F - ("fluór mínus"), hydroxidový ión s nábojom z -1 - OH - ("o-popol-mínus"), uhličitanový ión s nábojom -2 - CO 3 2- ("tse-o-tri-dva-mínus").

Vo vzorcoch iónových zlúčenín najskôr zapíšte, bez označenia nábojov, kladne nabité ióny a potom - záporne nabité. Ak je vzorec správny, súčet nábojov všetkých iónov v ňom sa rovná nule.

kladne nabitý ión nazývaný katión a záporne nabitý ión-anión.

Učiteľ: Definíciu napíšeme do pracovných zošitov:

A on je nabitá častica, na ktorú sa atóm mení v dôsledku prijímania alebo vydávania elektrónov.

Učiteľ: Ako určiť náboj vápenatého iónu Ca 2+?

Študent: Ión je elektricky nabitá častica vytvorená ako výsledok straty alebo zisku jedného alebo viacerých elektrónov atómom. Vápnik má na poslednej elektrónovej úrovni dva elektróny, k ionizácii atómu vápnika dochádza, keď sú dva elektróny odovzdané. Ca 2+ je katión s dvojitým nábojom.

Učiteľ: Čo sa stane s polomermi týchto iónov?

Počas prechodu elektricky neutrálny atóm do iónového stavu, veľkosť častíc sa výrazne mení. Atóm sa vzdáva svojich valenčných elektrónov a mení sa na kompaktnejšiu časticu - katión. Napríklad pri prechode atómu sodíka na katión Na+, ktorý, ako je uvedené vyššie, má neónovú štruktúru, sa polomer častice značne zmenší. Polomer aniónu je vždy väčší ako polomer zodpovedajúceho elektricky neutrálneho atómu.

Učiteľ: Čo sa stane s opačne nabitými časticami?

Žiak: Opačné nabité ióny sodíka a fluóru vznikajúce prechodom elektrónu z atómu sodíka na atóm fluóru sa vzájomne priťahujú a vytvárajú fluorid sodný. (snímka 7)

Na+ + F- = NaF

Schéma tvorby iónov, ktorú sme uvažovali, ukazuje, ako vzniká chemická väzba medzi atómom sodíka a atómom fluóru, ktorá sa nazýva iónová.

Iónová väzba- chemická väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním opačne nabitých iónov k sebe.

Zlúčeniny, ktoré v tomto prípade vznikajú, sa nazývajú iónové zlúčeniny.

V. Konsolidácia nového materiálu.

Úlohy na upevnenie vedomostí a zručností

1. Porovnajte štruktúru elektrónových obalov atómu vápnika a katiónu vápnika, atómu chlóru a chloridového aniónu:

Komentár k tvorbe iónovej väzby v chloride vápenatom:

2. Na splnenie tejto úlohy sa musíte rozdeliť do skupín po 3-4 ľuďoch. Každý člen skupiny zváži jeden príklad a výsledky prezentuje celej skupine.

Reakcia študentov:

1. Vápnik je prvkom hlavnej podskupiny skupiny II, kov. Pre jeho atóm je jednoduchšie darovať dva vonkajšie elektróny, ako prijať chýbajúcich šesť:

2. Chlór je prvok hlavnej podskupiny skupiny VII, nekov. Pre jeho atóm je jednoduchšie prijať jeden elektrón, ktorý mu chýba pred dokončením vonkajšej úrovne, ako sa vzdať siedmich elektrónov z vonkajšej úrovne:

3. Najprv nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov, rovná sa 2 (2x1). Potom určíme, koľko atómov vápnika treba odobrať, aby darovali dva elektróny, to znamená jeden atóm Ca a dva atómy CI.

4. Schematicky možno vznik iónovej väzby medzi atómami vápnika a chlóru zapísať: (snímka 8)

Ca2+ + 2CI - → CaCI2

Úlohy na sebaovládanie

1. Na základe schémy vzniku chemickej zlúčeniny napíšte rovnicu chemická reakcia: (snímka 9)

2. Na základe schémy vzniku chemickej zlúčeniny zostavte rovnicu chemickej reakcie: (snímka 10)

3. Je uvedená schéma vzniku chemickej zlúčeniny: (snímka 11)

Vyberte pár chemických prvkov, ktorých atómy môžu interagovať podľa tejto schémy:

a) Na a O;
b) Li a F;
v) K a O;
G) Na a F

Časť I

1. Atómy kovov, ktoré sa vzdávajú vonkajších elektrónov, sa menia na kladné ióny:

kde n je počet elektrónov vo vonkajšej vrstve atómu zodpovedajúci číslu skupiny chemického prvku.

2. Atómy nekovov, ktoré prijímajú elektróny chýbajúce pred dokončením vonkajšej elektrónovej vrstvy, sa premieňajú na záporné ióny:

3. Medzi opačne nabitými iónmi vzniká väzba, ktorá je tzv iónový.

4. Vyplňte tabuľku „Iónová väzba“.

Časť II

1. Doplňte schémy tvorby kladne nabitých iónov. Z písmen zodpovedajúcich správnym odpovediam vytvoríte názov jedného z najstarších prírodných farbív: indigo.

2. Zahrajte si piškvorky. Ukážte víťaznú cestu, ktorú tvoria vzorce látok s iónovými chemickými väzbami.

3. Sú nasledujúce tvrdenia pravdivé?

3) iba B je pravda

4. Podčiarkni dvojice chemických prvkov, medzi ktorými vzniká iónová chemická väzba.
1) draslík a kyslík
3) hliník a fluór
Nakreslite diagramy na vytvorenie chemickej väzby medzi vybranými prvkami.

5. Vytvorte komiksovú kresbu vzniku iónovej chemickej väzby.

6. Zmapujte vznik dvoch chemické zlúčeniny s iónovou väzbou podľa konvencie:

Vyberte chemické prvky"A" a "B" z nasledujúceho zoznamu:
vápnik, chlór, draslík, kyslík, dusík, hliník, horčík, uhlík, bróm.
Vhodné pre túto schému sú vápnik a chlór, horčík a chlór, vápnik a bróm, horčík a bróm.

7. Napíšte krátky text literárne dielo(esej, poviedka alebo báseň) o niektorej z látok s iónovou väzbou, ktorú človek používa v bežnom živote alebo v práci. Na dokončenie úlohy použite internet.
Chlorid sodný je látka s iónovou väzbou, bez nej nie je život, aj keď keď je ho veľa, to tiež nie je dobré. Dokonca je aj jeden ľudová rozprávka, ktorý hovorí o tom, že princezná milovala svojho otca kráľa ako soľ, za čo bola vyhnaná z kráľovstva. Keď však kráľ raz vyskúšal jedlo bez soli a uvedomil si, že je to nemožné, uvedomil si, že jeho dcéra ho veľmi miluje. To znamená, že soľ je život, no jej konzumácia by mala byť in
opatrenie. Pretože príliš veľa soli škodí zdraviu. Nadbytok soli v tele vedie k ochoreniu obličiek, mení farbu kože, zadržiava prebytočnú tekutinu v tele, čo vedie k opuchom a stresu srdca. Preto musíte kontrolovať príjem soli. 0,9% roztok chloridu sodného je fyziologický roztok používaný na infúziu liekov do tela. Preto je veľmi ťažké odpovedať na otázku: je soľ užitočná alebo škodlivá? Potrebujeme ju s mierou.