Урок 54 Тема. ковалентний зв’язок. - Хімія 8 клас - Середня школа - Каталог статей - Учительська світлиця
Головна » Статті » Середня школа » Хімія 8 клас

Урок 54 Тема. ковалентний зв’язок.
 
Урок 54
Тема. ковалентний зв’язок.
мета: сформувати  поняття  ковалентного  хімічного  зв’язку 
та  розглянути  механізм  утворення  ковалентного 
зв’язку,  визначити  особливості  подвійного  та  потрій‑
ного  зв’язку;  сформувати  вміння  складання  елект‑
ронно‑крапкових формул та схем утворення хімічного 
зв’язку.
обладнання: Періодична система хімічних елементів 
Д. І. Менделєєва.
Базові поняття 
та терміни:
хімічний зв’язок, ковалентний зв’язок, спільна елект‑
ронна пара, спарені електрони, неспарені електрони, 
зовнішній енергетичний рівень, електронно‑крапкові 
формули, структурні формули.
Тип уроку: вивчення нового матеріалу.
методи 
навчання:
пояснювально‑ілюстративні — бесіда, розповідь і де‑
монстрації; практичні — розв’язування вправ; репро‑
дуктивні; частково‑пошукові, творчі.
структура уроку
I. Організаційний етап ................................. 1 хв.
II. Актуалізація опорних знань...........................5 хв.
III. Вивчення нового матеріалу............................25 хв.
1.  Утворення ковалентного зв’язку.
2.  Утворення подвійного і потрійного зв’язків.
3.  Утворення зв’язку між різними атомами.
ІV. Закріплення знань...................................10 хв.
V. Домашнє завдання...................................1 хв.
VI. Підбиття підсумків уроку.............................3 хв.
хід уроку
I. організаційний етап
Перевірка готовності учнів до уроку, налаштування на робочий
настрій.
II. актуалізація опорних знань
Бесіда   f
1) Дайте визначення хімічного зв’язку. Чому він утворюється?
2) Які сили беруть участь в утворенні хімічного зв’язку?
3) Назвіть типи хімічного зв’язку.
273
4) У яких речовинах існує металічний зв’язок?
5) Що називають енергією хімічного зв’язку?
6) Що є умовою виникнення хімічного зв’язку?
7) Скільки електронів не вистачає до октету атомам Нітрогену, Хлору,
Сульфуру, Карбону?
Учитель називає тему уроку, учні формулюють питання, які слід роз-глянути на уроці, вчитель їх коректує і доповнює.
III. вивчення нового матеріалу
1. Утворення ковалентного зв’язку.
Бесіда   f
Розглянемо утворення ковалентних зв’язків у деяких простих молеку-лах. Наприклад, у молекулі водню.
Учитель пропонує записати електронну формулу і графічну схему бу-дови атома Гідрогена.
— Скільки електронів має на зовнішньому електронному рівні Гідроген?
— Скільки електронів не вистачає Гідрогену до утворення електронної
конфігурації інертного газу Гелію?
Розповідь учителя   f
При утворенні хімічного зв’язку атоми прагнуть до того, щоб на їх
зовнішньому енергетичному рівні було два або вісім (октет) електронів.
Цього можна досягти декількома способами. Найпоширеніший з них
полягає в об’єднанні неспарених електронів у спільні електронні пари,
приналежні одночасно обом атомам. Так кожний атом Гідрогену при
утворенні молекули водню буде намагатися притягнути на свою електрон-ну оболонку додатковий електрон і таким чином отримати електронну
конфігурації інертного газу. Під час взаємного притягнення ядер атомів
та електронних оболонок дві s-орбіталі атомів Гідрогену перекриваються
і в місці перекривання утворюється підвищена електронна густина (учи-тель демонструє утворення молекули на комп’ютерних моделях, малюнках
або плакатах).
При зображенні утворення хімічного зв’язку прийнято позначати
електрони зовнішнього енергетичного рівня (валентні електрони) крапкою
або хрестиком: H або H×.
Утворення молекули H2
можна записати у вигляді схеми:
HHHH ⋅+⋅→:
Такі формули називають формулами Льюіса або електронно-крапковими формулами.
Таким чином виходить, що кожний атом Гідрогену віддає свій валент-ний електрон у спільне користування. При цьому утворюється спільна елек-тронна пара, що одночасно рівною мірою належить обом атомам Гідрогену.
Кожний атом Гідрогену завдяки цьому має електронну конфігурацію
інертного газу (атома Гелію), тобто повністю заповнений зовнішній елек-тронний шар, що обумовлює стійкість молекули водню.
Хімічний зв’язок, що виникає в результаті утворення спільних елек-тронних пар, називають ковалентним.
Спільну електронну пару, що обумовлює хімічний зв’язок, можна по-значити рискою. Таким чином виходить структурна формула водню:
H—H
Атоми неметалів другого періоду прагнуть доповнити електронну обо-лонку до октету. Складемо схему утворення зв’язку в молекулі фтору F2
.
Учні самостійно складають електронну формулу і графічну схему будо-ви атома Флуору, характеризують будову зовнішнього електронного рівня.
Атом Флуору містить на зовнішньому рівні сім електронів — три
електронні пари і один неспарений електрон:
9F 2↑↓ ↑↓↑↓↑
1↑↓ р
s
або F
..
..
:
.
До завершення зовнішнього рівня атому Флуору не вистачає одного
електрона, тому кожний з атомів надає в спільне користування по одному
неспареному електрону:
F
..
..
:
. F
..
..
:
. + F
..
..
: F
..
..
: : або F—F
У молекулі фтору F2 атоми Флуору утворюють одну спільну електрон-ну пару. Таким чином кожний з атомів отримує на зовнішньому рівні по
вісім електронів (октет), з яких два перебувають у спільному користуванні,
а шість (три пари) не беруть участь в утворенні хімічного зв’язку і нале-жать лише одному атому (неподілені електронні пари).
2. Утворення подвійного і потрійного зв’язків.
Розповідь учителя   f
При взаємодії двох атомів, кожний з яких має кілька неспарених
електронів, утворюється відразу кілька спільних електронних пар. При-кладом може служити молекула кисню O2
. (Учні самостійно складають
електронну формулу і графічну схему будови атома Оксигену, характери-зують будову зовнішнього електронного рівня.)
В атомі Оксигену на зовнішньому рівні міститься шість електронів: дві
електронні пари і два неспарені електрони.
8O 2↑↓ ↑↓↑ ↑
1↑↓ p
s
або O
..
.
:
.
Ці неспарені електрони беруть участь в утворенні двох спільних елек-тронних пар:
+ O
..
.
:
. O
..
.
:
. O
..
.
: O
..
.
: : : або O=O
Завдяки цьому кожний атом Оксигену здобуває завершений зовнішній
енергетичний рівень із восьми електронів (октет). Такий хімічний зв’язок
називають подвійним і позначають двома рисками. Зв’язок, утворений
однією парою електронів, називають одинарним (або ординарним, тобто
звичайним).
Розглянемо утворення хімічного зв’язку в молекулі азоту. (Учні
самостійно складають електронну формулу і графічну схему будови атома
Нітрогену, характеризують будову зовнішнього електронного рівня визна-чають кількість неспарених електронів, складають електронно-крапкову
формулу атома, записують схему утворення хімічного зв’язку.)
В атомах Нітрогену на зовнішньому електронному рівні три неспарені
електрони:
7N 2↑↓ ↑ ↑ ↑
1↑↓ p
s
або N
..
.
:
.
Завдяки ним при утворенні молекули азоту N2 утворюється три
спільні електронні пари:
..
: :
+ N
..
.
:
. N
..
.
:
.
..
.
:
..
.
: N N або N=N
В даному випадку кожний з атомів Нітрогену також здобуває завер-шений зовнішній електронний рівень, що містить октет електронів: шість
електронів спільних для обох атомів (три спільні пари) і в кожного з атомів
по одній неподіленій електронній парі. Зв’язок у молекулі азоту називають
потрійним.
3. Утворення зв’язку між різними атомами.
Розповідь учителя   f
Ковалентний зв’язок може виникнути і між атомам різних елементів.
У молекулі фтороводню HF атом Гідрогену за рахунок «чужого» електрона
завершує перший енергетичний рівень, а атом Флуору F — другий:
H. F
..
..
:
. + F
..
: : H або H—F
Якщо в одному атомі є декілька неспарених електронів, то він може
утворити ковалентні зв’язки відразу з декількома атомами. У молекулі
води атом Оксигену утворює два ковалентні зв’язки із двома атомами
Гідрогену:
276
O
..
.
:
. H. +
+
H
.
H
H
O
..
:
..
:
або
H
H
O
Кожний атом Гідрогену в молекулі води має на зовнішньому рівні по
два електрони (спільні з атомом Оксигену), а атом Оксигену — 8 електронів
(чотири свої і дві спільні пари).
Між атомами різних елементів може також утворюватися і подвійний
зв’язок. Так, наприклад в молекулі вуглекислого газу CO2 між атомами
Карбону і Оксигену:
+ С
.
. O
..
.
:
. O
..
: С: : : + O
..
.
:
.
.
. O
..
: : або O=C=O
В даному випадку кожний з атомів Оксигену утворює подвійний
зв’язок, а атом Карбону — два подвійні зв’язки.
Зверніть увагу, що у звичайному стані в атомі Карбону на зовнішньому
рівні тільки два неспарені електрони:
6C 2↑↓ ↑ ↑
1↑↓ р
s
або С.
.
:
Для того, щоб утворити чотири хімічні зв’язки, атом Карбону поглинає
невелику кількість енергії і переходить у так званий збуджений стан
(графічно він позначається зірочкою). Під впливом додаткової енергії один
електрон з s-орбіталі переходить на вільну р-орбіталь і на зовнішньому
рівні атома Карбону стає чотири неспарені електрони:
6C
*
2↑ ↑ ↑ ↑
1 ↑ р
s
або С.
.
.
.
Цей процес (його називають промотуванням електрона) досить поши-рений і відбувається в тих випадках, коли на зовнішньому рівні атомів є
вільні орбіталі і електронні пари. Завдяки йому в атомах деяких елементів
при поглинанні додаткової енергії у збудженому стані стає більше неспа-рених електронів, ніж у звичайному, і атоми різних елементів можуть ви-являти свою вищу валентність.
IV.  Закріплення знань
Завдання   f
1) Складіть електронно-крапкові формули атомів Натрію, Карбону,
Флуору, Кальцію, Сульфуру, Хлору. Визначте валентність цих елементів.
277
2) Складіть електронно-крапкові формули гідроген хлориду, карбон
оксиду, карбон (ІV) флуориду, карбон (ІV) хлориду, карбон (ІV) сульфіду,
сульфур (ІV) оксиду, сульфур (VІ) флуориду.
3) Дано три електронні формули: а) формула, б) формула, в) формула.
Які з наведених формул речовин відповідають кожній з них: NH3
, HCl, O2
,
F2
, N2
, H2
, HBr, Cl2
?
4) Запишіть схеми утворення хімічного зв’язку в молекулах Cl2
, HCl,
HS2
, NH3
.
5) Висловте свої міркування щодо міцності одинарного, подвійного
та потрійного зв’язку.
V. домашнє завдання
Вивчити матеріал підручника. Виконати завдання після параграфа.
VI.  Підбиття підсумків уроку
Учитель просить учнів визначити результати уроку. Чи отримані
відповіді на питання, що ставилися на початку уроку? Які нові знання набуті?
Категорія: Хімія 8 клас | Додав: uthitel (08.04.2014)
Переглядів: 2340 | Рейтинг: 0.0/0
Всього коментарів: 0
Ім`я *:
Email *:
Код *: