Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы

Лекция № 1.

Основные сведения о строении атома. Ядро. Электроны. Электронная оболочка. Энергетический уровень. Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева — графическое отображение периодического закона. Физический смысл порядкового номера элемента, номера периода и номера группы. Значение периодического закона и периодической системы химических элементов Д. И. Менделева.

Основные понятия: порядковый номер химического элемента, период, группы, относительная атомная масса, орбиталь (S, P, D, F), энергетический уровень, химический элемент.

План изучения темы

(перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодическая таблица химических элементов – графическое отображение Периодического закона.

2. Структура периодической таблицы: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).

3. Основные сведения о строении атома. Атом сложная частица. Ядро (протоны и нейтроны) и электронная оболочка.

4. Строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов. Особенности строения электронных оболочек атомов элементов больших периодов (переходных элементов).

5. Понятие об орбиталях. S-, p-, d- орбитали. 8. Электронные конфигурации атомов химических элементов.

Содержание лекции:

Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома.

Химия относиться к числу естественных наук. Эта наука о веществах, их свойствах, составе, строение и процессах превращения веществ. Вещество-это то, из чего состоят физические тела. Веществ очень много, поэтому их классифицируют на простые и сложные, а также смеси, которые состоят из атомов. Определенный вид атомов называют химическим элементом- это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Периодический закон, открытый в 1869 г. Дмитрием Ивановичем Менделеевым, стал одним из основных среди общих законов природы. За основу своей классификации Д.И. Менделеев взял атомный вес элемента и расположил все известные химические элементы (63) в порядке возрастания их атомных весов и обнаружил закономерность периодичности свойств элементов.

Это дало возможность ученому так сформулировать периодический закон. Свойства простых веществ, а также свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов.

По сравнению с другими законами особенностью периодического закона является отсутствие количественного выражения, то есть формулы или уравнения, которые его отражают. Зато этот закон, единственный среди других законов, имеет графическое выражение в виде периодической системы химических элементов.

Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева – так называют упорядоченную множество химических элементов и их классификацию.В краткой форме этой системы четко прослеживается расположение химических элементов в восьми вертикальных столбиках - группах, каждый из которых имеет свой номер и делится на главную и побочную подгруппы, и в семи горизонтальных рядах - периодах, первые три из которых получили название маленькие, а остальные - большие.

Группа - это вертикальный столбик химических элементов, сходных по свойствам образуемых ими соединений.

Период- это горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных масс, начинающийся щелочным металлическим элементом, а заканчивается инертным элементом.

В таблице 119 хим. элементов, которые располагаются по периодам, рядам, группам и подгруппам.

Место каждого химического элемента в периодической системе четко определено (исключение составляет Водород, его располагают и в первой, и в седьмой группах), за каждым элементом закреплен его порядковый номер.

Основные сведения о строении атома.

Атомы состоят из ядра и электронной оболочки. В ядренаходятся протоны и нейтроны.

Согласно теории Бора, атом элемента состоит из электронов, протонов и нейтронов. Электрон (ē)- элементарная частица, с зарядом -1 и массой 1/1840 у.е. Протон (Р) входит в состав ядра атома элемента, имеет заряд +1 и массу 1 у.е.

Число протонов соответствует порядковому номеру элемента и всегда равно числу электронов в атоме. Нейтрон (n) элементарная частица, входит в состав ядра атома элемента, имеет массу 1 у.е. и не имеет заряда. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от массы атома вычесть порядковый номер элемента. Например: найти число электронов, протонов и нейтронов у элемента с порядковым номером 15. Находим в таблице элемент под номеров 15- это фосфор. Его символ Р, т.к. число протонов и электронов равны, то пишем Р=15, ē=15, а нейтроны находим вычитанием из массы атомов -31 за минусом 15, получаем 16 нейтронов.

Открытие физиками вначале ХХ в. сложного строения атома подтвердило гениальность Д. И. Менделеева как создателя периодического закона. Оказалось, что все без исключения химические элементы расположены в периодической системе за ростом заряда ядер их атомов. А периодическое изменение свойств элементов и их соединений связана с особенностями строения атомов химических элементов в пределах одной группы и одного периода. Это дало основания для современной формулировки периодического закона.

Свойства химических элементов, а также образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
Известно, что:

• порядковый номер химического элемента указывает на величину заряда ядра атома, количество протонов в ядре - число электронов в электронной оболочке атома;

• количество нейтронов в ядре атома равна разности между относительной атомной массой химического элемента и его порядковым номером;

• номер периода совпадает с количеством энергетических уровней (электронных слоев) в электронной оболочке атома;

• химические элементы одной подгруппы имеют одинаковую электронную формулу внешнего энергетического уровня (электронного слоя);

• у элементов главных подгруппчисло электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы;

• высшая валентность атомов химического элемента в оксидах равна номеру группы (существуют исключения);

• количество неспаренных электронов в атомах неметаллических элементов V-VII групп можно определить действием вычитания: 8 - номер группы.

Электронная формула атома - это запись распределения электронов в атоме, в котором числами обозначают энергетические уровни (1, 2 ...), буквами - подуровня (s, p, d, f), а верхними индексами - количество электронов по подуровням. Например: 14Si 1s2 2s2 2p6 3s 23p2.

На основе теории Бора была установлена тесная взаимосвязь с периодической системой,из которой следует,что порядковый номер элемента указывает на общее число электронов,которые располагаются по энергетическим уровням или слоям. Число электронов на уровне можно рассчитать по формуле. N=2 , где n- номер уровня. На первом уровне 2ē, На втором 8ē, на третьем 18ē, На четвертом 32ē,на пятом уровне 50ē. Уровни подразделяются на подуровни: S,P,d,f, которые составлены из орбиталей. Sподуровень составлен из одной 1Sорбитали, содержащий 2ē. Pподуровень составлен из 3Pорбиталей, содержащих 6ē. dподуровень составлен из 5dорбиталей, содержащих 10ē. fподуровень составлен из 7fорбиталей, содержащих 14ē.

Чтобы составить электронную формулу любого хим. элемента, нужно помнить: 1 уровень может содержать максимально 2ē 1 2 уровень содержит 8ē 3 уровень содержит 18ē , , . 4 уровень содержит 32ē , , и т.д.. При составлении электронной формулы нужно знать положение хим.элементов в таблице, каков его заряд ядра (порядковый номер элемента), в каком периоде он находится(число энергетических уровней), и в главной или побочной подгруппе стоит данный элемент, потому что номер главной подгруппы показывает число электронов внешнего уровня. Если элемент находится в побочной подгруппе, то он будет содержать в основном 2 электрона, но есть исключения, у которых на последнем слое по одном электрону.Cu, Ag, Au, Nb, Mo, Cr, Ru, Rh, Pt.

Графические электронные формулы дополняют информацию о строении электронной оболочки атома сведениями о количестве энергетических ячеек (каждую ячейку обозначают квадратиком) и заполнения их электронами. Два спаренные электроны одной ячейки обозначают двумя противоположно направленными стрелками, неспаренный электрон - одной.
Графическая электронная формула - это отображение распределения электронов в электронной оболочке атома с помощью энергетических ячеек и стрелок.

Современная формулировка закона доказывает прозорливость Д.И. Менделеева, т.к. до настоящего времени ею пользуются, не смотря на то что она все время пополняется новыми хим. элементами.

Контроль знаний:

1.Дайте определение понятия «химический эквивалент».

Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?

2. Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?

3. Сформулируйте Закон сохранения массы.

4. Радиус которого атома больше: Бора или кислорода, углерода или Силицию? Почему? Объясните.
5. Какой объем при нормальных условиях занимает один грамм-эквивалент водорода? Кислорода?

6. Какой из оксидов более кислотный: серы (VI) оксид или хлор (VII) оксид, азота (в) оксид или бор оксид? Почему? Объясните.

7. Какой из оксидов более основной натрий оксид или магний оксид, бор оксид или алюминий оксид? Почему? Объясните.

8. Определите, атом какого элемента имеет электронную формулу 1 s²2s²2p^e3s²3p¹

    Домашнее задание:

Проработать: Л2.стр 4-6,Л2.стр.10-15.16,пересказ конспекта лекции №1. Повторить периодический закон, материал о строении атома, химической связи.Составить электронные формулы элементов с порядковыми номерами:12,18,24,28,29,31,35.

Лекция № 2.

Тема: Ионная химическая связь. Классификация ионов. Ионные кристаллические решетки. Ковалентная химическая связь. Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.

Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с этими типами кристаллических решеток.

Металлическая химическая связь. Особенности строения атомов металлов. Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Свойства веществ с этим типом связи.

Водородная химическая связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Значение водородной связи для организации структур биополимеров.

Оборудование: таблица к занятию, наборы трафаретов моделей атомов.

План изучения темы

(перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Виды химической связи.

2.Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.

3.Водородная химическая связь.

4.Кристаллические решетки.

Содержание лекции:

Виды химической связи.

Основой теории химической связи является положение о том, что образование химических связей сопровождается достижением атомами завершенной строения внешнего энергетического уровня.
Внешний энергетический уровень считается завершенным, если он содержит 8 электронов (для Водорода и Гелия - 2). При образовании химических связей ядра атомов не изменяются; изменения происходят только в электронных оболочках.

Химической связью называют взаимодействие между атомами, что приводит к образованию молекул и кристаллов.

    У Кислорода на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, то есть он близок к завершенному для него восьми электронного состава. Имея половину и более половины электронов, чем их есть на завершенном энергетическом уровне, атомам этих элементов энергетически выгоднее не отдавать электроны, а присоединять или образовывать общие электронные пары. Так, в молекуле водорода два атома Водорода достигают завершенности внешнего энергетического уровня за счет образования общей электронной пары, в молекуле кислорода. Неметаллические элементы характеризуются высокой, по сравнению с металлическими,электро- отрицательностью, поэтому между атомами неметаллических элементов химическая связь образуется за счет общих электронных пар, а не путем отдачи и присоединения электронов.

При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.

Механизм образования химической связи может быть смоделирован различными способами. Простейшим является метод валентных связей (ВС), предложенный Льюисом.

Метод валентных связей рассматривает химическую связь как результат притяжения ядер двух атомов к одной или нескольким общим для них электронным парам.

Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.

Электроотрицательность - это периодическое свойство атома, которое выражается в способности атома в соединении с другим притягивать к себе электроны. Она напрямую зависит от радиуса или размера атома. Чем радиус меньше, тем сильнее он будет притягивать электроны от другого атома. Поэтому, чем выше и правее стоит элемент в периодической таблице, тем меньше у него радиус и больше электроотрицательность (самый электроотрицательный фтор). По существу, электроотрицательность определяет вид химической связи.

Например, HCl. Хлор более электроотриц., он оттягивает общую эл. пару на себя, связь ковал.полярная.

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Полярность молекул.

Молекулы, которые образованы атомами одного и того же элемента, как правило, будут неполярными, как неполярны и сами связи в них. Так, молекулы Н₂, F₂, N₂ неполярны.Молекулы, которые образованы атомами разных элементов, могут быть полярными и неполярными. Это зависит от геометрической формы. Если форма симметрична, то молекула неполярна (BeH₂, BF₃, CH₄, CO₂, SO₃), если асимметрична (из-за наличия неподелённых пар или неспаренных электронов), то молекула полярна (NH₃, H₂O, SO₂, NO₂).При замене одного из боковых атомов в симметричной молекуле на атом другого элемента также происходит искажение геометрической формы и появление полярности, например в хлорпроизводных метана CH₃Cl, CH₂Cl₂ и CHCl₃ (молекулы метана CH₄ неполярны).

Полярность несимметричной по форме молекулы вытекает из полярности ковалентных связей между атомами элементов с разной электроотрицательностью.

Как отмечалось выше, происходит частичный сдвиг электронной плотности вдоль оси связи к атому более электроотрицательного элемента, например:

H^δ+ →Cl^δ− B^δ+ →F^δ−

C^δ− ←H^δ+ N^δ− ←H^δ+

(здесь δ - частичный электрический заряд на атомах).

Чем больше разность электроотрицательностей элементов, тем выше абсолютное значение заряда δ и тем более полярной будет ковалентная связь.В симметричных по форме молекулах (например, BF₃) "центры тяжести" отрицательного (δ−) и положительного (δ+) зарядов совпадают, а в несимметричных молекулах (например, NH₃) - не совпадают. Вследствие этого в несимметричных молекулах образуется электрический диполь - разнесённые на некоторое расстояние в пространстве разноименные заряды, например, в молекуле воды.

Химическую связь с помощью общих электронных пар называется ковалентной. Если общие электронные пары равноудалены от ядер обоих атомов, он - неполярный, а если смещены в сторону более электроотрицательного атома - полярный.

Принципиально возможны два механизма образования ковалентной связи:

1. спаривание электронов двух атомов при условии противоположной ориентации их спинов;

2. донорно-акцепторное взаимодействие, при котором общей становится готовая электронная пара одного из атомов (донора) при наличии энергетически выгодной свободной орбитали другого атома (акцептора).
    Повторим образования ковалентной и ионной связей на примере соединений химических элементов с порядковыми номерами 1, 8, 11, 17.
    Сначала запишем электронные и графические электронные формулы атомов указанных элементов:

Имеющийся в атоме Водорода 1 электрон составляет половину от количества, завершенного для него (двухэлектронного) внешнего энергетического уровня. У Кислорода на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, то есть он близок к завершенному для него восьмиэлектронному составу. Имея половину и более половины электронов, чем их есть на завершенном энергетическом уровне, атомам этих элементов энергетически выгоднее не отдавать электроны, а присоединять или образовывать общие электронные пары. Так, в молекуле водорода два атома Водорода достигают завершенности внешнего энергетического уровня за счет образования общей электронной пары, в молекуле кислорода - двух (рис. 2).

·електронегативність

ім

1.1

электроотрицательность

Додатково…

Рис.2. Схемы образования химической связи между атомами одного
химического элемента Водорода (а); Кислорода (б).

В обеих молекулах общие электронные пары равноудалены от ядер атомов, между которыми образовалась химическая связь. Химическая связь с помощью общих электронных пар называется ковалентной. Если общие электронные пары равноудалены от ядер обоих атомов, он - неполярный, а если смещены в сторону более электроотрицательного атома - полярный.

    Натрий хлорид, в отличие от водорода, кислорода и воды, является веществом немолекулярного строения. Поэтому образование химической связи происходит по-другому. Атом Натрия отдает единственный электрон внешнего энергетического уровня и превращается в катион, у которого завершенный внешний энергетический уровень (им становится предпоследний энергетический уровень атома Натрия). Потому Хлору энергетически выгодно присоединить этот электрон на внешний энергетический уровень и завершить его. При этом нейтральные атомы Натрия и Хлора превращаются в заряженные частицы - ионы:

електронегативність

ім

1.1

электроотрицательность

Связь, которая образуется в веществах за счет притяжения разноименно заряженных ионов, называется йонной связью.

Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Её можно рассматривать как электростатическое притяжение, возникающее между разноименно заряженными ионами.

Ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной, ненасыщенной, а координационные числа в ионных соединениях определяются соотношением радиусов взаимодействующих ионов.

Водородная химическая связь.

Водородная связь —

форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, Oили F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Тогда об этом говорят как о разновидности донорно-акцепторной связи, невалентном взаимодействии между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-Hмолекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H···BR′ различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR′.

Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.

В настоящее время в рамках теории молекулярных орбиталей водородная связь рассматривается как частный случай ковалентной с делокализацией электронной плотности по цепи атомов и образованием трёхцентровыхчетырёхэлектронных связей (например, -H···[F-H···F]-).

Кристаллические решетки.

В зависимости от вида частиц и от характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, молекулярные, атомные и металлические.

Молекулярнаякристаллическая решетка, в узлах которой располагаются молекулы, например Cl₂, I₂, H₂, Br₂ и т. д.. Химические связи в них ковалентные, как полярные, так и неполярные. Связи в молекулах прочные, но между молекулами связи не прочные.Вещества с МКР имеют малую твёрдость, плавятся при низкой температуре, летучие, при обычных условиях находятся в газообразном или жидком состоянии.

Атомнаякристаллическая решетка, в узлах которой находятся отдельные атомы, которые соединены очень прочными ковалентными связями, например, алмаз.

Ионнаякристаллическая решетка в узлах которой находятся ионы, их образуют вещества с ионной связью. это соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов, самый простой пример NaCl, KI.Связи между ионами в кристалле очень прочные и устойчивые. Поэтому вещества с ионной решёткой обладают высокой твёрдостью и прочностью, тугоплавки и нелетучие.

Металлическаякристаллическая решетка, в узлах которой располагаются атомы и ионы металла, ну это все металлы Na, K, Mg, Ca и другие.

Металлическая связь. Связь в металлах между положительными ионами посредством обобществленных электронов. Дляметаллов характерны: блеск, электропроводность, теплопроводность, пластичность. Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся атомы и положительные ионы металлов, а в объеме кристалла свободно перемещаются валентные электроны. Электроны электростатически притягивают положительные ионы металлов. Этим объясняется стабильность решетки.

Контроль знаний:

1.Внешний и предпоследний уровень атома элемента имеет вид: 4s 4p 4d 5s . В каком периоде, и в какой группе и подгруппе находится этот элемент? К какому электронному семейству он относится? Его высшая степень окисления? Составьте формулу оксида, отвечающая высшей степени окисления этого элемента.

2.Приведите примеры веществ, которые имеют ионную, атомную и молекулярную кристаллические решетки. Из этих веществ будет низкую температуру плавления, а какая - высшую? Почему?

3.Кислород образует химические связи с натрием, хлором, азотом и Цинком. Запишите формулы этих соединений, укажите вид химической связи и тип кристаллической решетки. Объясните, связь будет наименее полярной.
6.Какой из химических связей является наиболее полярной?

Н-С1, Н-Вг, Н-І, Н-Р, Н-в.

4. Приведите примеры веществ, в которых Флор образует ионную, ковалентную полярную и неполярную связи, укажите тип кристаллической решетки в этих соединениях.
5.Металл массой 4,5 г, имеющий степень окисления в соединениях +3, прореагировал с соляной кислотой. При этом выделился водород объемом 5,6 л (н. У.). Назовите металл.

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ:

Проработать:Л2.стр.32-34, Л2.стр.35-38,пересказ конспекта лекции №2,выучить термины.

Лекция № 3.

Тема: Классификация химических реакций. Реакции, идущие без изменения состава веществ. Аллотропия и аллотропные видоизменения. Причины аллотропии на примере модификаций кислорода, углерода и фосфора.

Реакции, идущие с изменением состава веществ. Реакции соединения, разложения, замещения и обмена в неорганической и органической химии. Реакции экзо- и эндотермические. Тепловой эффект химической реакции и термохимические уравнения. Реакции горения, как частный случай экзотермических реакций.

Обратимость химических реакций. Необратимые и обратимые химические реакции.

Дата добавления: 2018-04-04; просмотров: 1345; Мы поможем в написании вашей работы!
Поделиться с друзьями:

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!

H^δ+ →Cl^δ−	B^δ+ →F^δ−
C^δ− ←H^δ+	N^δ− ←H^δ+