Химия 8 класс. 11. Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой
Химия и не только подпишись) Поставь лайк и сохрани в закладки чтобы не потерять!
Конспект: «Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой»
Общая характеристика взаимодействия неметаллов
Ранее было рассмотрено взаимодействие металлов с неметаллами: металлы отдают электроны, становясь положительными ионами, а неметаллы принимают электроны, превращаясь в отрицательные ионы. В результате их притяжения образуются ионные соединения.
У неметаллов: их атомы стремятся присоединять электроны. Если взаимодействуют два атома неметаллов, то электронные пары становятся общими, формируя молекулы.
Образование ковалентной связи
Атомы неметаллов объединяют неспаренные внешние электроны, формируя общие электронные пары. Такая связь называется ковалентной (или атомной).
Общие пары электронов «обобществляются» между атомами, завершая внешний энергетический уровень.
Пример: молекула фтора (F₂):
Атомы фтора находятся в VII группе (VIIA) Периодической системы, имеют по 7 электронов на внешнем энергетическом уровне.
У каждого атома один электрон остается неспаренным.
Эти неспаренные электроны объединяются в общую пару, завершая восьмиэлектронный внешний уровень (правило октета).
Схема образования:
Электронная пара становится общей.
Химическая связь обозначается черточкой (—), которая отражает одну общую электронную пару.
Структурная формула молекулы фтора: F−F.
Ковалентная связь в молекуле водорода (H₂):
У атомов водорода на внешнем уровне один электрон. Для завершения энергетического уровня требуется два электрона (по аналогии с атомом гелия).
При сближении двух атомов их неспаренные электроны объединяются, формируя одну общую пару.
Результат:
Завершается двухэлектронный уровень каждого атома.
Структурная формула молекулы водорода: H−H.
Роль электронных облаков:
Каждый атом водорода имеет сферическое s-электронное облако.
При сближении облака перекрываются, создавая область с высокой плотностью отрицательного заряда.
Эта область притягивает положительно заряженные ядра атомов, удерживая их вместе.
Особенности ковалентной связи:
Типы связей:
Одинарная связь: одна общая электронная пара (например, в молекулах H2 или F2).
Двойная связь: две общие пары электронов (например, в молекуле кислорода O2).
Тройная связь: три общие пары электронов (например, в молекуле азота N2).
Прочность связи: Чем больше общих электронных пар, тем прочнее связь между атомами.
Длина связи: Укорочение расстояния между ядрами происходит при увеличении числа общих электронных пар.
Пример: молекула азота (N₂):
Азот находится в V группе (VA). На внешнем уровне у атома азота 5 электронов, из которых 3 неспаренные.
Для определения числа неспаренных электронов используется формула:
8−N=число неспаренных электронов, где N — номер группы.
8−5=3 неспаренных электрона у азота.
При сближении двух атомов азота их три неспаренных электрона формируют три общие электронные пары, что соответствует тройной связи.
Этапы записи схемы образования:
Изобразить знаки атомов с неспаренными электронами: N⋅⋅⋅+⋅⋅⋅N
Обозначить общие электронные пары: N≡N (тройная связь обозначается тремя черточками).
Записать структурную формулу: N≡NN.
Сравнение прочности связей:
Длина одинарной связи в F2: 0,14 нм.
Длина тройной связи в N2: 0,11 нм.
Для разрыва тройной связи требуется примерно в 7 раз больше энергии, чем для разрыва одинарной связи.
Основные принципы образования ковалентной связи:
Связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков атомов.
Основа образования — электростатическое взаимодействие: отрицательно заряженные электронные облака притягивают положительно заряженные ядра атомов.
Ковалентная связь, как и ионная, определяется действием противоположных зарядов.
Алгоритм записи схемы ковалентной связи:
Определить число неспаренных электронов:
Использовать формулу 8−N, где N— номер группы.
Установить, сколько электронов атом может обобществить.
Нарисовать атомы с их внешними электронами:
Неспаренные электроны должны быть направлены к соседним атомам.
Построить схему связывания:
Соединить неспаренные электроны в общие пары.
Записать структурную формулу:
Обозначить общие пары черточками.
Вывод:
Ковалентная связь — это связь между атомами за счёт образования общих электронных пар.
Прочность и длина связи зависят от количества общих пар:
Одна пара — одинарная связь.
Две пары — двойная связь.
Три пары — тройная связь.
Ковалентная связь основывается на электростатическом взаимодействии, подобно ионной, но реализуется через совместное использование электронов.
Презентация: «Взаимодействие атомов элементов-неметаллов между собой»
Ключевые моменты
- Все элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева (подгруппы фтора) образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул. Запишите электронную схему образования и структурную формулу таких молекул, пользуясь общим химическим знаком для всей подгруппы Г (галоген).
- Запишите схемы образования химических связей для веществ, состав которых отображают формулами КСl и С12.
а) Схема образования химической связи для КСl:
Калий 1 группа, его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7.
Хлор VII группа, его атому легче принять 1 недостающий электрон, чем отдать 7 электронов.
б) Схема образования химической связи для Сl2:
Хлор главная подгруппа VII группы. Его атомы имеют 7 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов = 8-7 = 1.
Связь между атомами одного и того же элемента ковалентна.
- Сколько неспаренных электронов имеют атомы серы? Какая связь будет в молекулах S2? Запишите схему образования химической связи в молекулах S2.
Сера главная подгруппа VI группы. Атомы имеют 6 электронов на внешнем уровне. Число непарных электронов = 8-6 = 2. В молекулах S2 атомы связаны двумя общими электронными парами, поэтому связь двойная.
Схема образования молекулы S2:
- Расположите в порядке увеличения прочности химической связи вещества с формулами S2, Cl2, N2 и обоснуйте правильность своего решения. Как будет изменяться длина связи в молекулах составленного вами ряда?
Для определения прочности связи между атомами в молекулах S2, Cl2, и N2, важно учитывать количество общих электронных пар, которые образуют химическую связь:
В молекуле Cl2 атомы хлора связаны одинарной ковалентной связью (одна общая электронная пара). Одинарные связи самые слабые, так как между атомами меньше электронного взаимодействия.
В молекуле S2 связь двойная (две общие электронные пары). Двойная связь прочнее одинарной, так как между атомами возникает большее электростатическое притяжение.
В молекуле N2 связь тройная (три общие электронные пары), что делает её самой прочной в данном ряду. Тройная связь характеризуется высокой плотностью электронного облака между ядрами, что усиливает притяжение и уменьшает длину связи.
Порядок увеличения прочности химической связи:
Cl2<S2<N2
Изменение длины связи:
Длина связи уменьшается с увеличением числа общих электронных пар, так как более сильное притяжение атомов приводит к сокращению расстояния между ядрами.
В данном ряду:
Cl2 имеет самую большую длину связи (одинарная связь).
S2 имеет среднюю длину связи (двойная связь).
N2 обладает самой короткой длиной связи (тройная связь).
Итог: Прочность и длина связи прямо зависят от количества общих электронных пар: чем больше пар, тем связь прочнее и короче.
- Разделите вещества на две группы по типу химической связи: N2, Li2О, КСl, О2, CaF2, Н2.
Вещества с ковалентной неполярной связью: N2, O2, Н2.
Вещества с ионной связью: Li2O,KСl, CaF2.
#химия_8_класс
#химия_8_11
#Взаимодействиеатомовэлементовнеметалловмеждусобой
#химияпрезентация
#габриелян
Использованные источники:
- Химия. 8 класс. Учебник - Габриелян О.С.
- Использование ChatGPT