Урок 55 Тема. властивості ковалентного зв’язку. Полярний і неполярний ковалентний зв’язок. - Хімія 8 клас - Середня школа - Каталог статей - Учительська світлиця
Головна » Статті » Середня школа » Хімія 8 клас

Урок 55 Тема. властивості ковалентного зв’язку. Полярний і неполярний ковалентний зв’язок.
 
Урок 55
Тема. властивості ковалентного зв’язку.   
Полярний і неполярний ковалентний зв’язок.
мета: сформувати  поняття  про  типи  ковалентного 
зв’язку  —  ковалентний полярний та ковалентний не ‑
полярний, визначити їх особливості, спільні та відмін ‑
ні риси; ознайомити з властивостями ковалентного 
зв’язку: полярністю, довжиною та енергією зв’язку. 
Розвивати уявлення про залежність властивостей ре ‑
човин від їх внутрішньої будови.
обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І.   Мен‑
делєєва, таблиця електронегативностей хімічних 
елементів.
Базові поняття 
та терміни:
хімічний зв’язок, ковалентний зв’язок, полярний та не ‑
полярний  ковалентний  зв’язок,  спільна  електронна 
пара, спарені електрони, неспарені електрони, зов‑
нішній енергетичний рівень, електронно‑крапкові фор‑
мули, довжина та енергія зв’язку.
Тип уроку: комбінований.
методи  
навчання:
пояснювально ‑ілюстративні  —  бесіда, розповідь; 
практичні   —  розв’язування вправ; інтерактивні; реп ‑
родуктивні, частково‑пошукові, проблемні.
структура уроку
I. Організаційний етап ................................. 1 хв.
II. Перевірка домашнього завдання ....................... 8 хв.
ІII. Актуалізація опорних знань ........................... 3 хв.
ІV. Вивчення нового матеріалу ............................18 хв.
1.   Полярність ковалентного зв’язку.
2.   Довжина зв’язку.
3.   Енергія зв’язку.
V. Закріплення та систематизація знань ...................12 хв.
VI. Домашнє завдання ................................... 1 хв.
VII. Підбиття підсумків уроку ............................. 2 хв.
хід уроку
I.   о рганізаційний етап
Привітання, перевірка готовності учнів до уроку.
II.  Перевірка домашнього завдання
1.   Бесіда.   
1) Які типи хімічного зв’язку ви знаєте?
2) Чому атоми прагнуть утворити хімічний зв’язок і об’єднатись в мо-лекули?
3) Що називається ковалентним зв’язком?
4) Які електрони беруть участь в утворенні хімічного зв’язку?
5) Який зв’язок називають одинарним? Який зв’язок називають
подвійним?
6) Чим визначається валентність елемента?
7) У чому полягає причина інертності благородних газів?
2.     Індивідуальне завдання     f
(виконуються біля дошки під час бесіди).
Під час бесіди до дошки викликаються кілька учнів для виконання
завдань.
1) Напишіть формулу Льюіса для атома Гідрогену і молекули водню.
2) Напишіть формулу Льюіса для атома Флуору і молекули фтору.
3) Напишіть формулу Льюіса для атомів Гідрогену і Флуору і молеку-ли флуороводню.
3.   Перевірка виконання письмових завдань (усно або на дошці).   f
ІII.  актуалізація опорних знань
Бесіда   
1) Дайте визначення електронегативності.
2) Як змінюються електронегативність елементів по періоду з ростом
порядкового номера елемента?
3) Як змінюються електронегативність елементів у головних підгрупах
з ростом порядкового номера елемента?
4) Від чого залежить тип хімічного зв’язку?
Учитель називає тему уроку, спільно з учнями визначаються очікуванні
результати уроку.
ІV. вивчення нового матеріалу
1. Полярність ковалентного зв’язку.
Учитель звертає увагу на електронно-крапкові формули для моле-кул водню, фтору та фтороводню, що записані учнями на дошці під час
перевірки домашнього завдання, і пропонує розглянути, чим відрізняється
в них хімічний зв’язок.
H H:
 
F
..
..
: : F
..
..
:
 
H F
..
..
: :
Розповідь учителя   f
У всіх цих молекулах між атомами утворюється ковалентний зв’язок
за рахунок утворення спільної електронної пари. Ця електронна пара
належить обом атомам, що утворюють хімічний зв’язок. Але чи однаковою
мірою вона належить обом атомам?
Як ви пам’ятаєте, атоми різних хімічних елементів здатні притягува -ти валентні електрони інших атомів, що називають електронегативністю.
Однакові атоми, звичайно, однаково притягають електрони, отже в моле-кулах фтору і водню спільна електронна пара однаково притягується до
обох атомів і належить їм обом в рівній мірі. Такий ковалентний зв’язок
називають неполярним. У всіх простих речовинах, утворених неметалами
(наприклад, H
2
, N
2
, O
2
, S
2
), хімічні зв’язки неполярні.
Атоми Гідрогену і Флуору притягують електрони по-різному. У Флуору
електронегативність більша, ніж у Гідрогену, отже атоми Флуору сильніше
притягують спільну електронну пару, ніж атоми Гідрогену. Це приводить
до зсуву спільної електронної пари у бік атома Флуору і збільшення на ньо -му електронної густини. Спільна електронна пара, в тому числі і електрон,
що віддав у спільне користування атом Гідрогену, більше часу проводить
на атомі Флуору, ніж на атомі Гідрогену. Як наслідок, на атомі Флуору
з’являється частковий надлишковий негативний заряд, оскільки заряд
його ядра не в змозі компенсувати заряд нового електрона. А на атомі
Гідрогену, навпаки: електронна густина зменшується, отже на ньому
з’являється позитивний заряд, оскільки заряд ядра атома Гідрогену тепер
не повністю компенсується електроном:
HF
 δδ+
Оскільки електрон, що належав атому Гідрогену, лише частко-во зсувається у бік атома Флуору, то надлишковий негативний заряд,
що на ньому з’являється, менший за елементарний заряд, тобто менше за -ряду електрона (– 1). В даному випадку він складає лише 44 % від заряду
електрона. Щоб не писати точне значення заряду (а в багатьох випадках
визначити його досить складно), використовують букву δ (дельта). Звісно,
що заряд на атомі Гідрогену в точності дорівнює заряду на атомі Флуору,
але з іншим знаком, і в сумі заряд дорівнює нулю. Тобто молекула взагалі
залишається електронейтральною.
Ковалентний зв’язок, що утворений між атомами різних елементів,
називають полярним (тому що в молекулі з’являються полюси електрич-ного заряду). У ковалентному полярному зв’язку спільна електронна пара
зміщена до того атома, що сильніше притягує електрони, тобто до ато -ма з більшою електронегативністю. Чим сильніше цей зсув, тим більше
полярність зв’язку. У структурних формулах зсув електронної густини до
більш електронегативного елемента показують стрілкою:
HF→
Порівнюючи значення електронегативності двох атомів, можна оцінити
полярність ковалентного зв’язку між ними. Чим більше різниця електро -негативностей ∆EH ( ) , тим сильніше спільна електронна пара зміщена до
більш електронегативного атома і тим полярніше ковалентний зв’язок.
Наприклад, у ряді галогеноводнів HF— HCl— HBr— HI полярність
зв’язку закономірно зменшується: самий полярний зв’язок в молекулі
HF ∆EH =−= ( ) 398220 178 ,,, , а найменш полярний — в молекулі HI
∆EH =−= ( ) 266220 046 ,, , . У всіх цих молекулах спільна електронна пара
зміщена до атома галогену.
Чим більш полярний зв’язок, тим більше значення заряду δ( ) на ато -мах, що його утворює. Якщо у фтороводні заряд дорівнює 44 % від заряду
електрона, то в молекулі йодоводню — лише 5 %:
HF
+−
044044 ,,
HI
+−
005005 ,,
.
У багатьох молекулах з полярними ковалентними зв’язками центри
негативного і позитивного зарядів перебувають у різних місцях. У таких
випадках говорять, що молекула полярна. Полярні молекули називають
диполями. Крім молекул галогеноводнів прикладом диполя може слугу -вати молекула води.
2. Довжина зв’язку.
Розповідь учителя   f
Крім полярності ковалентний зв’язок характеризується деякими
іншими властивостями. Відстань між ядрами зв’язаних атомів назива-ють довжиною зв’язку. Атоми зближуються на таку відстань, при якій
досягається найбільше перекривання їхніх електронних орбіталей, а енергія
молекули стає мінімальною. Довжина зв’язку порівнянна з розмірами
атомів і зазвичай становить 0,1—0,2 нм.
Довжина зв’язку залежить від радіуса атомів. Як ви пам’ятаєте, в ряду
галогенів зі збільшенням порядкового номера збільшується радіус атомів
завдяки тому, що в електронній оболонці атомів галогенів збільшується
число енергетичних рівнів. Отже в ряду галогеноводнів буде збільшуватися
довжина зв’язку: від найменшого у фтороводню (0,092 нм) до найбільшого
у йодоводню (0,162 нм).
Довжина зв’язку також залежить від кратності зв’язку. Під кратністю
розуміють число спільних електронних між двома атомами. Звісно, чим
більше кратність зв’язку, тобто чим більше число спільних електронних
пар утворюється між двома атомами, тим сильніше вони притягуються
один до одного і зменшується відстань між атомами. В атомів хімічних
елементів другого періоду радіуси атомів приблизно однакові, але в ряду
фтор F
2
— кисень O
2
— азот N
2
довжина зв’язку в молекулах істотно
зменшується: від 0,142 нм в молекулі F
2
до 0,11 нм в молекулі N
2
. Це
пояснюється тим, що в цьому ряді зростає кратність зв’язку: в молекулі
фтору одинарний зв’язок, кисню — подвійний, а азоту — потрійний. Ато -ми Нітрогену в молекулі азоту зв’язані трьома хімічними зв’язками, тому
вони сильніше притягуються один до одного, ніж атоми Оксигену або ато -ми Флуору.
3. Енергія зв’язку.
Розповідь учителя   f
Під енергією зв’язку розуміють кількість енергії, яку необхідно надати,
щоб розірвати 1 моль однакових зв’язків. Енергія зв’язку (Е) вимірюється
у кДж / моль.
Звісно, енергія зв’язку залежить, у першу чергу, від природи атомів,
що утворюють зв’язок. Але про міцність зв’язку можна судити по довжині
зв’язку: чим ближче розташовані атоми один до одного, тим сильніше вони
взаємодіють один з одним, а отже тим вища енергія їх зв’язку. І навпаки:
чим далі один від одного розташовані атоми, тим простіше їх «відірвати»
один від одного, а отже тим менше енергія зв’язку. Так, ми вже розгляда-ли, що довжина зв’язку в молекулах галогеноводнів збільшується. З цього
можна зробити висновок, що завдяки цьому енергія зв’язку в цьому ряді
зменшується: від 565 кДж / моль у фтороводню HF до 294 кДж / моль у йо-доводню HI.
Енергія зв’язку залежить також від її кратності: потрійний зв’язок
міцніше за подвійний, а подвійний міцніший за одинарний. Порівняйте
енергію зв’язку в ряді фтор — кисень — азот: EF F - ( ) = 155 кДж / моль,
EO O = ( ) = 493 кДж / моль, ENN º ( ) = 941 кДж / моль. Найбільша енергія
ковалентного зв’язку в молекулі карбон (ІІ) оксиду — 1070 кДж / моль,
а найменша — між атомами Нітрогену в нітроген (ІІІ) оксиді NO23 —
39 кДж / моль. Чим міцніше хімічний зв’язок, тим важче змусити речовину
вступати в хімічні реакції.
V.   Закріплення та систематизація знань
Завдання   f
1) Назвіть спільні та відмінні риси полярного та неполярного кова-лентного зв’язку.
2) Випишіть в окремі стовпчики формули речовин з полярним та не-полярним зв’язком: S
8
, NH
3
, O
2
, FO
2
, F
2
, Cl F
3
, P
4
, NO
2
, NO, N
2
.
3) Запишіть формули речовин у порядку збільшення полярності
зв’язку: HO2
, CH
4
, HF, NH
3
. Запишіть їх структурні формули та вкажіть
зсув електронної густини.
4) Обчисліть різницю між електронегативностями елементів: Li Cl - ,
Be Cl - , BCl - , CCl - , NCl - , OCl - , FCl - . Укажіть найбільш полярний
і найменш полярний зв’язки.
5) Користуючись різницею електронегативностей, виберіть формулу
найбільш полярної молекули: H
2
, НСl, HF, ClF, Cl
2
, F
2
.
Мозковий штурм   f
Клас об’єднуємо в групи по 5—6 учнів. Кожній групі надається проблем-не питання для обговорення. Час на обговорення: 1—2 хвилини. Варіант
спільного розв’язку презентує один учень від кожної групи — спікер.
Розв’язання подібних питань від різних груп порівнюються.
283
Приклади завдань   f
1) Між атомами Карбону може утворюватися одинарний, подвійний
і потрійний зв’язок. Довжина зв’язку при цьому може бути різною: 0,120 нм,
0,134 нм, 0,154 нм. Як ви вважаєте, яка довжина відповідає одинарному,
подвійному і потрійному зв’язку? Поясніть свій вибір.
2) Хлор Cl
2
є надзвичайно активною речовиною. Кисень O
2
активно
реагує з багатьма речовинами. А реакції з азотом N
2
проходять тільки за
високих температур. Поясніть хімічні властивості цих речовин на основі
знань про особливості хімічного зв’язку в їх молекулах.
3) Кислотні властивості сполук Гідрогену з галогенами посилю -ються в ряду HF HClHBr HI -- - . Запропонуйте гіпотези щодо пояс-нення зміни хімічних властивостей цих речовин на основі знань про
особливості хімічного зв’язку в їх молекулах. (Учитель може нагадати
учням, що кислотні властивості пов’язані з можливістю заміщення атому
Гідрогену в молекулах кислот на атоми металічних елементів.)
4) За звичайних умов сірководень HS2
є газом, а вода HO2
— рідиною.
Запропонуйте гіпотези щодо пояснення фізичних властивостей цих речо-вин на основі знань про особливості хімічного зв’язку в їх молекулах. (Під
час обговорення гіпотез учитель має можливість додатково ознайомити
учнів з водневим зв’язком та з особливою роллю Гідрогену в утворенні
цього зв’язку.)
VI. домашнє завдання
Повторити матеріал підручника та виконати завдання.
VII.  Підбиття підсумків уроку
Учитель просить учнів визначити результати уроку, порівняти їх
з очікуваними та оцінити власну діяльність з отримання нових знань.
Категорія: Хімія 8 клас | Додав: uthitel (09.04.2014)
Переглядів: 2842 | Рейтинг: 0.0/0
Всього коментарів: 0
Ім`я *:
Email *:
Код *: