II. ПОВТОРЕННЯ ВИВЧЕНОГО МАТЕРІАЛУ, ВИВЧЕННЯ НОВОГО
Лекція 3
Тема: ОСНОВНІ ТИПИ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ
Мета:актуалізувати знання учнів про природу хімічного зв'язку, види хімічного зв'язку; розвивати вміння використовувати теоретичні знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на підставі знань про будову атома й будову речовини; розвивати навички складання молекулярних і структурних формул речовин, описувати властивості речовин на підставі знань про хімічний зв'язок.
Обладнання й матеріали: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.
Базові поняття й терміни: хімічний зв’язок, електрони, зовнішній електронний рівень, валентні електрони, завершений енергетичний рівень, незавершений енергетичний рівень, ковалентний хімічний зв’язок, полярний ковалентний зв’язок, неполярний ковалентний зв’язок, іонний зв’язок, водневий зв’язок, спільна електронна пара, полярна молекула, неполярна молекула, одинарний та кратні зв’язки, σ-зв'язок і π-зв'язок, напрямленість, насиченість хімічного зв’язку.
Тип уроку: Евристична бесіда.
I. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП
II. ПОВТОРЕННЯ ВИВЧЕНОГО МАТЕРІАЛУ, ВИВЧЕННЯ НОВОГО
Лише деякі атоми в природі зустрічаються у вільному стані у вигляді окремих атомів (інертні атоми). Атоми інших елементів взаємодіють між собою, утворюючі прості та складні речовини.
У атомів на зовнішньому енергетичному рівні може бути від одного до 8 електронів. Якщо на зовнішньому рівні міститься 8 електронів, то він називається завершеним. Завершені рівні характеризуються найбільшою міцністю (атоми інертних газів). Атоми інших елементів мають незавершені енергетичні рівні, тому вони намагаються завершити свій енергетичний рівень, використовуючи електрони інших атомів і утворюючи спільні електронні пари.
Хімічний зв’язок здійснюється валентними електронами. У s- та p-елементів валентними є електрони зовнішнього енергетичного рівня, у d-елементів – електрони зовнішнього та d-електрони передзовнішнього енергетичного рівня.
В утворенні хімічного зв’язку найбільше значення мають сили електростатичної взаємодії між позитивно зарядженим ядром та негативно зарядженими електронами.
В залежності від того, яким чином атоми досягають 8 електронів (крім атома Гідрогену) на зовнішньому енергетичному рівні, розрізняють різні типи хімічного зв’язку.
Давайте розглянемо, як утворюється молекула водню.
Атом Гідрогену Н має 1 s1-електрон.
+1Н 1s1 
Якщо зустрічаються 2 атоми Гідрогену, у яких електрони мають антипаралельні спіни, утворюється молекула водню. Причому спільна пара електронів в однаковому ступені належить і одному, і іншому атомам Гідрогену.
Давайте розглянемо утворення молекули кисню.
Атом Оксигену на зовнішньому енергетичному рівні має 6 електронів:
О 2s22p4
Причому чотири з них спарені, два неспарені.
Якщо зустрічаються 2 атоми Оксигену, у яких електрони мають антипаралельні спіни, утворюється молекула кисню. Причому спільні пари електронів в однаковому ступені належить і одному, і іншому атомам Оксигену.
Давайте розглянемо утворення молекули азоту.
Атом Нітрогену на зовнішньому енергетичному рівні має 5 електронів – 1 пару і три неспарених електрони.
N 2s22p3
Якщо зустрічаються 3 атоми Нітрогену, у яких електрони мають антипаралельні спіни, утворюється молекула азоту. Причому спільні пари електронів в однаковому ступені належить всім атомам Нітрогену.
Таким чином, хімічний зв’язок, який виникає за рахунок утворення спільних електронних пар між атомами, називається ковалентним зв’язком.
Якщо спільна електронна пара в однаковому ступені належить як одному, так і іншому атому, такий зв’язок називається ковалентним неполярним зв’язком, при цьому виникає неполярна молекула.
В залежності від кількості спільних електронних хмар розрізняють одинарний (молекула водню), подвійний (молекула кисню) та потрійний (молекула азоту) ковалентні зв’язки. Подвійний та потрійний ковалентний зв’язки називають ще кратними зв’язками.
Давайте розглянемо утворення молекули хлороводню HCl.
Атом Гідрогену має 1 електрон, атом Хлору – 7 електронів, з них 3 пари і один неспарений.
Cl 1s2 2s2 2р6 3s2 3р5
Між атомами Гідрогену та Хлору утворюється спільна електронна пара. Але в зв’язку з тим, що атом хлору є більш електронегативним елементом (містить більше електронів), загальна електронна густина зміщується до Хлору, що умовно позначається стрілкою. При цьому атом Гідрогену набуває часткового позитивного заряду, а атом Хлору – часткового негативного.
Давайте розглянемо утворення молекули води:
та молекули амоніаку:
Такий зв’язок, який утворюється за рахунок спільної електронної хмари, яка зміщується в сторону більш електронегативного елемента, називається ковалентним полярним зв’язком.
При цьому виникає полярна молекула, яка умовно позначається
Розглянемо утворення речовини натрій хлорид.
Na + Cl2 → 2NaCl
Натрій має таку будову зовнішнього та передзовнішнього рівнів:
Na 2s22p63s1
Атом Хлору наступну будову:
Cl 2s22p63s13p5
Щоб мати завершений енергетичний рівень, атому Натрію легше віддати один електрон, а атому Хлору – забрати один електрон:
Na0 – 1e– → Na+
Cl0 + 1e– → Cl–
Утворилися дві частинки, які мають різний заряд. Такі заряджені частинки називаються іонами. Що буде відбуватися з різнойменно зарядженими частинками?
Так, між різнойменно зарядженими частинками виникають сили електростатичної взаємодії і утворюється молекула NaCl.
Na ++ Cl– → NaCl
Таким чином, хімічний зв’язок, який виникає між різнойменно зарядженими іонами, називається іонним.
Сполук з йонним зв’язком дуже мало. Це сполуки між лужними, лужноземельними металами та киснем і галогенами.
Давайте розглянемо утворення молекули NH4OH.
NH3 + H2O → NH4OH
NH4+ + OН– → NH4OH
Такий тип хімічного зв’язку, який утворюється за рахунок вільної орбіталі одного атома та пари електронів іншого атома, називається донорно-акцепторним зв’язком.
Атом, який дає пару електронів, називається донором, атом, який приймає пару електронів, називається акцептором.
Давайте ще раз повернемося до молекули води. ЇЇ формула – Н2О. Але такий склад вода має лише у вигляді пари. Та вода, яку ми вживаємо, має дещо іншу будову: (Н2О)n, де n=3,4. У вигляді рідини вода знаходиться в асоційованому стані. За рахунок чого відбувається утворення молекули води?
Молекули води полярні, вони позначаються таким чином:
Зв’язок, який виникає між полярними молекулами, називається водневим.
Водневий зв’язок існує і в інших речовинах: HCl, спирт, білки утворюють свою структуру саме за рахунок водневих зв’язків.
Таким чином, розрізняють наступні види зв’язків:
1. Ковалентний полярний і неполярний
2. Йонний
3. Донорно-акцепторний
4. Водневий
За характером перекривання електронних хмар («орбіталей») ковалентний зв'язок поділяється на σ-зв'язок і π-зв'язок. σ-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмарин (уздовж прямої, що з'єднує ядра атомів), π-зв'язок — за рахунок бічного перекривання (по обидва боки від площини, у якій перебувають ядра атомів).
Молекули, які утворюються в результаті взаємодії атомів різних елементів, можуть мати різ форму. Розглянемо це на прикладах. Ковалентний зв’язок виникає у напрямку максимального перекриття електронних хмар вздовж лінії з’єднання атомів. При утворенні молекули Н2 відбувається перекриття двох s-орбіталей (рис. 1), при утворенні молекули хлороводню відбувається перекриття s-орбіталі атому Гідрогену та р-орбіталі атому хлору. Молекула має лінійну форму (рис. 2).
Рис. 1. Схема перекриття електронних орбіталей при утворенні молекули водню
Рис. 2. Схема перекриття s-електронної орбіталі атома Гідрогену та р-орбіталі атома Хлору і утворення молекули НCl
У атома Оксигену два неспарених електрони мають орбіталі, які розташовуються під кутом 900 одна відносно іншої. При утворенні молекули води орбіталь кожного р-електрона перекривається орбіталлю 1s-електрона атома Гідрогену вздовж осі координат (рис. 3). Тобто, атом Оксигену утворює з атомами Гідрогену молекулу води кутової форми.
Рис. 3. Схема перекриття електронних орбіталей атомів Гідрогену та атома Оксигену при утворенні молекули води
При взаємодії атомів Гідрогену з атомом Нітрогену утворюється пірамідальна молекула амоніаку (рис. 4).
Рис. 4. Схема перекриття електронних орбіталей атомів Гідрогену та атома нітрогену при утворенні молекули амоніаку
Таким чином, ковалентний зв’язок характеризується напрямленістю – просторовою формою молекули.
Ще однією характеристикою ковалентного зв’язку є насиченість – використання всіх валентних орбіта лей. Наприклад, до молекули Н2 вже неможливо приєднати атом Гідрогену. В цих молекулах зв’язки насичені, тобто орбіталь атома Гідрогену повністю заповнена електронами. Завдяки насиченості молекули мають постійний склад.