Ионные кристаллические решетки

ОУДП.02. ТК9

ЛЕКЦИЯ №75-76. Строение вещества

 

Цели урока:

Образовательная:

· раскрыть смысл химической связи и изучить типы кристаллических решёток, повторить понятия «атом, ион».

Развивающая:

· развивать познавательный интерес учащихся;

· развивать умение составлять формулы важнейших соединений и характеризовать свойства, агрегатное состояние вещества по химической связи;

Воспитательная:

· формировать основные мировоззренческие представления о познаваемости неживой природы;

· познакомить с ролью химических связей в развитии химической науки.

 

I. Орг. Момент

1) Приветствие.

2) Проверка присутствующих.

3) Основная литература:

· Габриелян, О.С. Химия. 10 класс. Углубленный уровень [Текст] / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов, С.Ю. Понаморев. – 2-е изд. стереотип. – М.: Дрофа, 2014. – 366 с.

· Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Углубленный уровень [Текст] / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. – М.: Дрофа, 2014. – 397 с.

 

II. Актуализация

Значение ПЗ

– установление взаимосвязи между элементами и объединение их по свойствам;

– расположение элементов в естественной последовательности;

– обнаружение периодичности и объяснение её причин;

– исправление и уточнение степени окисления некоторых элементов;

– предсказание существования ещё неоткрытых элементов.

- нарисовать на доске две схемы электронного строения атома: натрия, хлора.

- показать, что, натрию до завершения энергетического уровня недостает 7 е^-, а хлору 1 е^-, следовательно, натрий отдаст свой единственный электрон (проявляя восстановительные св-ва), а хлор примет этот электрон (проявляя окислительные св-ва). В результате этого процесса обмена электронами между атомами х.э., атомы превратятся в ИОНы. Что такое ионы?

- Ион – это положительная (катион) или отрицательно (анион) заряженная частица.  

 

III. Изучение нового материала. План учебного занятия.

Общие положения

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего и d-электронами предпоследнего слоя. Она характеризуется следующими параметрами:

1) длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами;

2) валентным углом – углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов;

3) энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии;

4) кратностью связи – числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами (1,2,3).

Для возникновения химической связи необходимо перекрывание частей электронных оболочек, в противном случае, химическая связь не образуется. В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию. Различают три вида связи:

σ – связь, которая образуется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов;

π – связь, возникающую при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов;

δ – связь ,которую образуют только d-электроны за счет перекрывания всех четырех лепестков своих электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле, т. е. химическая связь рассматривается с точки зрения принадлежности электронной пары тому или иному атому. Возможны три случая:

1) электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома (в этом случае она в равной мере принадлежит им обоим), такая связь называется ковалентной неполярной;

2) электронная пара связывает два различных атома, смещаясь в сторону более электроотрицательного атома, такая связь носит название ковалентной полярной связи;

3) полная передача электронной пары во владение одного из атомов; это происходит при взаимодействии двух атомов, резко отличающихся по электроотрицательности – способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле (ΔЭО> 1,7); атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший их, – отрицательным ионом; такая связь называется ионной.

Ионная связь

Между противоположно заряженными ионами возникают силы электростатического притяжения, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Ионная связь - это связь, образовавшаяся между катионами и анионами за счет их электростатического притяжения.

Соединения с ионной связью образуют металлы с неметаллами (связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения). Например:

2.1.  Классификация ионов:

§ по знаку заряда - на катионы (+) и анионы (-);

§ по наличию водной оболочки – на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях);

§ по составу - на простые (один х.э.) и сложные (два и более разных х.э.).

Например при растворении: NaNO₃ = Na⁺ + NO⁻³.

Нитрат-ион NO⁻³:

− является анионом, так как имеет отрицательный заряд (при возникновении электрического тока он будет двигаться к положительному электроду - аноду);

− это гидратированный ион, так как в водном растворе все ионы гидратируются;

− он относится к сложным ионам, потому что состоит из частиц разных химических элементов: азота и кислорода.

Ион натрия Na⁺:

− является катионом, так как имеет положительный заряд (при возникновении электрического тока он будет двигаться к отрицательному электроду - катоду);

− это гидратированный ион, так как в водном растворе все ионы гидратируются;

− он относится к простым ионам, потому что состоит из частиц одного химического элемента.

Ковалентная связь

Альтернативным путем построения устойчивой конфигурации из восьми (для водорода-двух) электронов является их обобществление, т.е. предоставление в совместное пользование. В результате образуются общие электронные пары, которые играют роль «связующей нити» между атомами, образующими химическую связь.

Ковалентной называется химическая связь между атомами, возникающая путем обобществления электронов с образованием общих электронных пар.

Водородная связь.

Химическую связь между атомами водорода одной молекулы и атомами электроотрицательных элементов (фтором, кислородом, азотом) другой молекулы называют водородной. Например:

 

Металлическая связь

Все металлы в твердом состоянии имеют металлическую кристаллическую решетку. При ее образовании атомы сближаются до такой степени, что электрон может относительно свободно перемещаться от своего атома к соседнему, при этом исходный атом превращается в катион. Электроны же могут относительно свободно перемещаться по всему объему металла.

Металлической называется связь в металлах и сплавах, обусловленная взаимодействием относительно свободных электронов с катионами в узлах кристаллической решетки.

Металлическими называют решётки, которые состоят из положительных ионов и атомов металла и свободных электронов.

Такие кристаллические решётки характерны для простых веществ металлов и сплавов.

Температуры плавления металлов могут быть разными. Но все металлы имеют характерный металлический блеск, ковкость, пластичность, хорошо проводят электрический ток и тепло (см. приложение 2).

Комплексные соединения

При рассмотрении видов химической связи отмечалось, что силы притяжения возникают не только между атомами, но и между молекулами и ионами. Такое взаимодействие может приводить к образованию новых более сложных комплексных (или координационных) соединений.

Комплексными называют соединения, имеющие в узлах кристаллической решетки агрегаты атомов (комплексы), способные к самостоятельному существованию в растворе и обладающие свойствами, отличными от свойств составляющих их частиц (атомов, ионов или молекул).

В молекуле комплексного соединения (например, K₄[Fe(CN)₆]) различают следующие структурные элементы:

· ион- комплексообразователь (для данного комплекса Fe),

· координированные вокруг него присоединенные частицы – лиганды или адденды (CN^-),

· составляющие вместе с комплексообразователем внутреннюю координационную сферу ([Fe(CN)₆]^4-),

· и остальные частицы, входящие во внешнюю координационную сферу (K⁺).

При растворении комплексных соединений лиганды остаются в прочной связи с ионом-комплексообразователем, образуя почти не диссоциирующий комплексный ион.

Число лигандов называется координационным числом (в случае K₄[Fe(CN)₆] координационное число равно 6).

Координационное число определяется природой центрального атома и лигандов, а также соответствует наиболее симметричной геометрической конфигурации: 2 (линейная), 4 (тетраэдрическая или квадратная) и 6 (октаэдрическая конфигурация).

Характерными комплексообразователями являются катионы: Fe²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Co²⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Cr³⁺, Ni²⁺. Способность к образованию комплексных соединений связана с электронным строением атомов. Особенно легко образуют комп­лексные ионы элементы d-семейства, например: Ag⁺, Au⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Cd²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Ni²⁺, Pt²⁺, Pt⁴⁺и др. Комплексообразователями могут быть А1³⁺ и некоторые неметаллы, например, Si и В.

Лигандами могут служить как заряженные ионы: F^-, ОН^-, NO₃^-, NO₂^-, Cl^-, Вг^-, I^-, CO₃^2-, CrO₄^2-, S₂O₃^2-, CN^-, PO₄^3- и др., так и электронейтральные полярные молекулы: NH₃, Н₂О, РН₃, СО и др. Если все лиганды у комплексообразователя одинаковы, то ком­плексное соединение однородное,например [Pt(NH₃)₄]Cl₂; если ли­ганды разные, то соединение неоднородное,например [Pt(NH₃)₃Cl]Cl. Между комплексообразователем и лигандами обычно устанав­ливаются координационные (донорно-акцепторные) связи. Они об­разуются в результате перекрывания заполненных электронами орбиталей лигандов вакантными орбиталями центрального атома. В комплексных соединениях донором является комплексообразователь, акцептором – лиганд.

Количество химических связей между комплексообразователем и лигандами определяет координационное число комплексообразователя.

Характерные координационные числа:

Cu⁺, Ag⁺,Au⁺= 2;                                Cu²⁺,Hg²⁺,Pb²⁺,Pt²⁺, Pd²⁺ =4;

Ni²⁺,Ni³⁺,Co³⁺,А1³⁺ = 4 или 6;           Fe²⁺, Fe³⁺, Pt⁴⁺, Pd⁴⁺, Ti⁴⁺,

Pb⁴⁺, Si⁴⁺ =6.

Заряд комплексообразователя равен алгебраической сумме зарядов составляющих его ионов, например: [Fe_x(CN)₆]^4-, x + 6(-1) = 4-; x = 2.

Входящие в состав комплексного иона нейтральные молекулы не оказывают влияния на заряд. Если вся внутренняя сфера заполнена только нейтральными молекулами, то заряд иона равен заряду комплексообразователя. Так, у иона [Cu_x(NH₃)₄]²⁺ заряд меди х = 2+. Заряд комплексного иона равен зарядам ионов, находящихся во внешней сфере. В K₄[Fe(CN)₆] заряд [Fe(CN)₆] равен -4, так как во внешней сфере находятся 4 катиона К⁺, а молекула в целом электронейтральна.

Лиганды во внутренней сфере могут замещать друг друга при сохранении одного и того же координационного числа.

6.1. Классификация и номенклатура комплексных соединений.

Сточки зрения заряда комплексной частицы все комплексные со­единения можно разделить на катионные, анионные и нейтральные.

Катионные комплексы образуют катионы металлов, координирую­щие вокруг себя нейтральные или анионные лиганды, причем суммар­ный заряд лигандов меньше по абсолютной величине, чем степень окисления комплексообразователя, например [Co(NH₃)₆]Cl₃. Катионные комплексные со­единения помимо гидроксокомплексов и солей, могут быть кислотами, например H[SbF₆] – гексафторсурьмяная кислота.

В анионных комплексах, напро­тив, лигандов-анионов такое число, что суммарный заряд комплексно­го аниона отрицателен, например [Ni(CO)₄]. В анионных комплексах в качестве лигандов выступают гидроксид-анионы – это гидроксокомплексы (например Na₂[Zn(OH)₄] –тетрагидроксоцинкат калия), или анионы кислотных остатков – это ацидокомплексы (например K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (III) калия).

Нейтральные комплексы могут быть нескольких видов: комплекс нейтрального атома металла с нейтральными лигандами (например Ni(CO)₄ – тетракарбонил никеля, [Сr(С₆Н₆)₂] – дибензолхром). В нейтральных комплексах другого ви­да заряды комплексообразователя и лигандов уравновешивают друг друга (например, [Pt(NH₃)₂Cl₂] – хлорид гексаамминплатины (IV), [Co(NH₃)₃(NO₂)₃] – тринитротриамминкобальт).

Классифицировать комплексные соединения можно по природе лиганда. Среди соединений с нейтральными лигандами различают аквакомплексы, аммиакаты, карбонилы металлов. Ком­плексные соединения, содержащие в качестве лигандов молекулы во­ды, называют аквакомплексами. При кристаллизации вещества из раствора катион захватывает часть молекул воды, которые попадают в кристаллическую решетку соли. Та­кие вещества называются кристаллогидратами,  например А1С1₃ · 6Н₂О. Большинство кристаллогидратов представляет собой аквакомплексы, поэтому их точнее изображать в виде комплексной соли ([А1(Н₂О)₆]С1₃ – хлорид гексаакваалюминия). Комплексные соединения с молекулами аммиака в качестве лиганда называют аммиакатами, например [Pt(NH₃)₆]C1₄ – хлорид гексаамминплатины (IV). Карбонилами металлов называют комплексные соединения, в ко­торых лигандами служат молекулы оксида углерода (II), например, [Fe(CO)₅] – пентакарбонил железа, [Ni(CO)₄] – тетракарбонил никеля.

Известны комплексные соединения с двумя комплексными ионами в молекуле, для которых существует явление координационной изомерии, которая связана с разным распределением лигандов между комплексообразователями, например: [Ni(NH₃)₆][Co(NO₂)₆] – гексанитрокобальтат (III) гексаамминникеля (III).

При составлении названия комплексного соединения применяются следующие правила:

1)  если соединение является комплексной солью, то первым называется анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже;

2) при названии комплексного иона сначала указываются лиганды, затем комплексообразователь;

3) молекулярные лиганды соответствуют названиям молекул (кроме воды и аммиака, для их обозначения применяются терми­ны «аква» и «амин»);

4) к анионным лигандам добавляют окончание – о, например: F^- – фторо, С1^- – хлоро, О₂^- – оксо, CNS^- – родано, NO₃^- – нитрато, CN^- – циано, SO₄^2- – сульфато, S₂O₃^2- – тиосульфато, СО₃^2- – карбонато, РО₄^3- – фосфато, ОН^- – гидроксо;

5) для обозначения количества лигандов используются гречес­кие числительные: 2 – ди-, 3 – три-, 4 – тетра-, 5 – пента-, 6 – гекса-;

6) если комплексный ион – катион, то для названия комплексообразователя используют русское наименование элемента, если анион – латинское;

7) после названия комплексообразователя рим­ской цифрой в круглых скобках указывают его степень окисления;

8) у нейтральных комплексов название центрального атома дается в именительном падеже, а его степень окисления не указывается.

Приложение 1. Геометрические конфигурации молекул

Число электронных пар	Координация	n	m	Тип молекулы	Форма молекулы	Примеры
2	Линейная	2	0	АХ2	Линейная	BeH2, BeCl2
4	Тетраэдр	4 3   2	0 1   2	АХ4 АХ3Е   АХ2Е2	Тетраэдр Тригональная бипирамида Угловая	СН4, SiCl4 NH3, PH3   Н2О, SCl2
5	Тригональная бипирамида	5   4 3 2	0   1 2 3	АХ5   АХ4Е АХ3Е2 АХ2Е2	Тригональная бипирамида Дисфеноид Т-образная Линейная	PCl5,AsF5   SF4 ClF3 XeF2
6	Октаэдр	6 5   4	0 1   2	АХ6 АХ5Е   АХ4Е2	Октаэдр Квадратная бипирамида Плоский квадрат	SF6 BrF5   XrF4

А – многовалентный атом; X – атомы, связанные с атомом А; n – число атомов X; E – неподеленная пара электронов; m – количество неподеленных электронных пар.

Приложение 2. Физические свойства металлов

Цвет металлов довольно однообразен и изменяется от серебристо-белого (алюминий, серебро) до серебристо-серого (железо, свинец). Обладают цветом только золото – оно желтое и медь – красная. Некоторые металлы имеют оттенки серого, например, висмут – красноватый, цинк – синеватый.

Свойство	Определение	Значение для некоторых металлов	Примечание
Металлический блеск	Способность поверхности металла отражать световые лучи	-	In и Ag отражают свет лучше других металлов, поэтому применяются для изготовления зеркал
Плотность, ρ	Физическая величина, измеряемая отношением массы тела к его объему	ρ < 5000 кг/м^3 – легкие металлы: Li, Ca, Na, Mg, Al; ρ > 5000 кг/м^3 – тяжелые металлы: Zn, Fe, Ni, Cr, Pb, Ag, Au, Os	Самый легкий металл – литий: ρ = 530 кг/м^3; самый тяжелый – осмий: ρ = 22600 кг/м^3
Твердость, Н	Способность (свойство) твердого тела сопротивляться проникновению в него другого тела	Твердость некоторых металлов по шкале Мооса: Н (Na) = 0,4; H (Sn) = 1,8; H (Ni) = 5; H (Cr) = 9	Самые мягкие металлы: K, Rb, Cs, Na (режутся ножом); самый твердый металл – Cr (режет стекло)
Пластичность	Способность тела изменять форму под действием внешних сил без разрушения	Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe В ряду наблюдается уменьшение пластичности	Из пластичного золота можно изготовить фольгу толщиной 0,003 мм
Температура плавления, Тпл	Температура, при которой осуществляется процесс перехода вещества из твердого состояния в жидкое	Тпл > 1000°С – тугоплавкие металлы: Au, Cu, Ni, Fe, Pt, Ta, Nb, Mo, W; Тпл < 1000 °C – легкоплавкие металлы: Hg, K, Sn, Pb, Zn, Mg, Al	Самая низкая температура плавления у ртути – 39°С, самая высокая – у вольфрама – 3410°С
Теплопроводность	Способность тела передавать теплоту от более нагретых его частей менее нагретым	Ag, Cu, Au, Al, W, Fe В ряду наблюдается уменьшение теплопроводности	-
Электропроводность	Свойство вещества проводить электрический ток (обусловлено наличием в нем свободных электронов)	Ag, Cu, Au, Al, W, Fe В ряду наблюдается уменьшение электропроводности	При нагревании электропроводность уменьшается, так как усиливается колебательное движение атомов и ионов в узлах решетки и затрудняется движение электронов

Приложение 3. Комплексные соединения

При рассмотрении видов химической связи отмечалось, что силы притяжения возникают не только между атомами, но и между молекулами и ионами. Такое взаимодействие может приводить к образованию новых более сложных комплексных (или координационных) соединений.

Комплексными называют соединения, имеющие в узлах кристаллической решетки агрегаты атомов (комплексы), способные к самостоятельному существованию в растворе и обладающие свойствами, отличными от свойств составляющих их частиц (атомов, ионов или молекул).

В молекуле комплексного соединения (например, K₄[Fe(CN)₆]) различают следующие структурные элементы:

· ион- комплексообразователь (для данного комплекса Fe),

· координированные вокруг него присоединенные частицы – лиганды или адденды (CN^-),

· составляющие вместе с комплексообразователем внутреннюю координационную сферу ([Fe(CN)₆]^4-),

· и остальные частицы, входящие во внешнюю координационную сферу (K⁺).

При растворении комплексных соединений лиганды остаются в прочной связи с ионом-комплексообразователем, образуя почти не диссоциирующий комплексный ион.

Число лигандов называется координационным числом (в случае K₄[Fe(CN)₆] координационное число равно 6).

Координационное число определяется природой центрального атома и лигандов, а также соответствует наиболее симметричной геометрической конфигурации: 2 (линейная), 4 (тетраэдрическая или квадратная) и 6 (октаэдрическая конфигурация).

Характерными комплексообразователями являются катионы: Fe²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Co²⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Cr³⁺, Ni²⁺. Способность к образованию комплексных соединений связана с электронным строением атомов. Особенно легко образуют комп­лексные ионы элементы d-семейства, например: Ag⁺, Au⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Cd²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Ni²⁺, Pt²⁺, Pt⁴⁺и др. Комплексообразователями могут быть А1³⁺ и некоторые неметаллы, например, Si и В.

Лигандами могут служить как заряженные ионы: F^-, ОН^-, NO₃^-, NO₂^-, Cl^-, Вг^-, I^-, CO₃^2-, CrO₄^2-, S₂O₃^2-, CN^-, PO₄^3- и др., так и электронейтральные полярные молекулы: NH₃, Н₂О, РН₃, СО и др. Если все лиганды у комплексообразователя одинаковы, то ком­плексное соединение однородное,например [Pt(NH₃)₄]Cl₂; если ли­ганды разные, то соединение неоднородное,например [Pt(NH₃)₃Cl]Cl. Между комплексообразователем и лигандами обычно устанав­ливаются координационные (донорно-акцепторные) связи. Они об­разуются в результате перекрывания заполненных электронами орбиталей лигандов вакантными орбиталями центрального атома. В комплексных соединениях донором является комплексообразователь, акцептором – лиганд.

Количество химических связей между комплексообразователем и лигандами определяет координационное число комплексообразователя.

Характерные координационные числа:

Cu⁺, Ag⁺,Au⁺= 2;                                Cu²⁺,Hg²⁺,Pb²⁺,Pt²⁺, Pd²⁺ =4;

Ni²⁺,Ni³⁺,Co³⁺,А1³⁺ = 4 или 6;           Fe²⁺, Fe³⁺, Pt⁴⁺, Pd⁴⁺, Ti⁴⁺,

Pb⁴⁺, Si⁴⁺ =6.

Заряд комплексообразователя равен алгебраической сумме зарядов составляющих его ионов, например: [Fe_x(CN)₆]^4-, x + 6(-1) = 4-; x = 2.

Входящие в состав комплексного иона нейтральные молекулы не оказывают влияния на заряд. Если вся внутренняя сфера заполнена только нейтральными молекулами, то заряд иона равен заряду комплексообразователя. Так, у иона [Cu_x(NH₃)₄]²⁺ заряд меди х = 2+. Заряд комплексного иона равен зарядам ионов, находящихся во внешней сфере. В K₄[Fe(CN)₆] заряд [Fe(CN)₆] равен -4, так как во внешней сфере находятся 4 катиона К⁺, а молекула в целом электронейтральна.

Лиганды во внутренней сфере могут замещать друг друга при сохранении одного и того же координационного числа.

ОУДП.02. ТК9

ЛЕКЦИЯ №75-76. Строение вещества

 

Цели урока:

Образовательная:

· раскрыть смысл химической связи и изучить типы кристаллических решёток, повторить понятия «атом, ион».

Развивающая:

· развивать познавательный интерес учащихся;

· развивать умение составлять формулы важнейших соединений и характеризовать свойства, агрегатное состояние вещества по химической связи;

Воспитательная:

· формировать основные мировоззренческие представления о познаваемости неживой природы;

· познакомить с ролью химических связей в развитии химической науки.

 

I. Орг. Момент

1) Приветствие.

2) Проверка присутствующих.

3) Основная литература:

· Габриелян, О.С. Химия. 10 класс. Углубленный уровень [Текст] / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов, С.Ю. Понаморев. – 2-е изд. стереотип. – М.: Дрофа, 2014. – 366 с.

· Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Углубленный уровень [Текст] / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. – М.: Дрофа, 2014. – 397 с.

 

II. Актуализация

Значение ПЗ

– установление взаимосвязи между элементами и объединение их по свойствам;

– расположение элементов в естественной последовательности;

– обнаружение периодичности и объяснение её причин;

– исправление и уточнение степени окисления некоторых элементов;

– предсказание существования ещё неоткрытых элементов.

- нарисовать на доске две схемы электронного строения атома: натрия, хлора.

- показать, что, натрию до завершения энергетического уровня недостает 7 е^-, а хлору 1 е^-, следовательно, натрий отдаст свой единственный электрон (проявляя восстановительные св-ва), а хлор примет этот электрон (проявляя окислительные св-ва). В результате этого процесса обмена электронами между атомами х.э., атомы превратятся в ИОНы. Что такое ионы?

- Ион – это положительная (катион) или отрицательно (анион) заряженная частица.  

 

III. Изучение нового материала. План учебного занятия.

Общие положения

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего и d-электронами предпоследнего слоя. Она характеризуется следующими параметрами:

1) длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами;

2) валентным углом – углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов;

3) энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии;

4) кратностью связи – числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами (1,2,3).

Для возникновения химической связи необходимо перекрывание частей электронных оболочек, в противном случае, химическая связь не образуется. В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию. Различают три вида связи:

σ – связь, которая образуется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов;

π – связь, возникающую при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов;

δ – связь ,которую образуют только d-электроны за счет перекрывания всех четырех лепестков своих электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле, т. е. химическая связь рассматривается с точки зрения принадлежности электронной пары тому или иному атому. Возможны три случая:

1) электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома (в этом случае она в равной мере принадлежит им обоим), такая связь называется ковалентной неполярной;

2) электронная пара связывает два различных атома, смещаясь в сторону более электроотрицательного атома, такая связь носит название ковалентной полярной связи;

3) полная передача электронной пары во владение одного из атомов; это происходит при взаимодействии двух атомов, резко отличающихся по электроотрицательности – способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле (ΔЭО> 1,7); атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший их, – отрицательным ионом; такая связь называется ионной.

Ионная связь

Между противоположно заряженными ионами возникают силы электростатического притяжения, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Ионная связь - это связь, образовавшаяся между катионами и анионами за счет их электростатического притяжения.

Соединения с ионной связью образуют металлы с неметаллами (связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения). Например:

2.1.  Классификация ионов:

§ по знаку заряда - на катионы (+) и анионы (-);

§ по наличию водной оболочки – на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях);

§ по составу - на простые (один х.э.) и сложные (два и более разных х.э.).

Например при растворении: NaNO₃ = Na⁺ + NO⁻³.

Нитрат-ион NO⁻³:

− является анионом, так как имеет отрицательный заряд (при возникновении электрического тока он будет двигаться к положительному электроду - аноду);

− это гидратированный ион, так как в водном растворе все ионы гидратируются;

− он относится к сложным ионам, потому что состоит из частиц разных химических элементов: азота и кислорода.

Ион натрия Na⁺:

− является катионом, так как имеет положительный заряд (при возникновении электрического тока он будет двигаться к отрицательному электроду - катоду);

− это гидратированный ион, так как в водном растворе все ионы гидратируются;

− он относится к простым ионам, потому что состоит из частиц одного химического элемента.

Ионные кристаллические решетки

Большинство твёрдых веществ имеет кристаллическое строение, которое характеризуется строго определённым расположением частиц. Если соединить частицы условными линиями, то получится пространственный каркас, называемый кристаллической решёткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решётки. В узлах воображаемой решётки могут находиться атомы, ионы или молекулы.

 В зависимости от природы частиц, расположенных в узлах, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решёток: ионную, металлическую, атомную и молекулярную.

Ионными называют решётки, в узлах которых находятся ионы.

· Их образуют вещества с ионной связью.

· Ионные кристаллические решётки имеют соли, щёлочи, оксиды активных металлов.

· Связи между ионами в таких кристаллах прочные.

· Поэтому ионные вещества твёрдые, тугоплавкие, нелетучие.

· Такие вещества хорошо растворяются в воде.

Ковалентная связь

Альтернативным путем построения устойчивой конфигурации из восьми (для водорода-двух) электронов является их обобществление, т.е. предоставление в совместное пользование. В результате образуются общие электронные пары, которые играют роль «связующей нити» между атомами, образующими химическую связь.

Ковалентной называется химическая связь между атомами, возникающая путем обобществления электронов с образованием общих электронных пар.