Валентность химических элементов реферат

Обновлено: 04.07.2024

Цель: Дать учащимся понятие о валентности как свойстве атомов присоединять определённое число атомов другого элемента, научить их определять валентность элементов по формулам их соединений.

-добиться усвоения понятия валентность;

-научить определять валентность элементов по

формулам их соединений;

-повторить, углубить знания о строении вещества;

-дополнить мировоззрение учащихся знаниями о валентности;

-продолжить эстетическое воспитание;

-продолжить развитие отдельных логических операций и логического мышления в целом;

-продолжить развитие познавательного интереса.

Тип урока: Изучение нового материала

Урока: 1)Повторение пройденного материала не на оценку. (2 мин.)

2)Актуализация знаний. (1 мин)

3)Изучение нового материала. (20-25 мин)

4)Закрепление нового материала. (7 мин)

5)Домашнее задание. (2-3 мин)

6)Подведение итогов. (1-2 мин)

-работа с литературой;

реактивы: На демонстрационном столе шаростержневые модели веществ, таблица “Постоянные значения валентности некоторых элементов”.

Начнём наше занятие с повторения, пройденного ма- териала. Скажите, какие по составу вещества вызнаете?

Ученик: Вещества бывают простые и сложные.

Учитель: А чем они различаются?

Ученик: Простые вещества состоят из атомов одного вида, а сложные из атомов разного вида. В химических реакциях сложные вещества могут разлагаться с образованием нескольких других, а простые нет.

Учитель: Чем различаются сложные вещества и смеси?

Ученик: Отличие сложных веществ от смесей состоит в том, что смеси могут включать в себя несколько веществ как сложных, так и простых.

Учитель: Сравните молекулу воды и молекулу пероксида водорода H₂ O₂ по их относительным молекулярным массам.

Ученик: Относительная молекулярная масса воды равна

18 г/моль, а относительная молекулярная масса пероксида водорода равна 34 г/моль.

Учитель: Вычислите массовую долю кислорода в пероксиде водорода.

34 масс. ч. пероксида водорода соответствуют 1

32 масс. ч. кислорода соответствуют x

x =32*1/34=0,9412, или 94,12%

Учитель: Молодцы! Вижу, что вы хорошо усвоили материал предыдущих занятий. Теперь расскажите о качественном и количественном составе этих веществ (формулы на доске в столбик) HCl, H₂ O, NH₃ , CH₄ .

Ученик: HCl-состоит из одного атома водорода и одного атома хлора;

H₂ O-состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода;

NH₃ -состоит из трёх атомов водорода и одного атома азота;

CH₄ -состоит из четырёх атомов водорода и одного атома углерода;

Учитель: Хорошо. Сейчас же возникает вопрос-проблема: почему атомы разных элементов удерживают неодинаковое число атомов водорода? Видимо, атомы обладают разной способностью в этом отношении. Сегодня об этом мы и узнаем, тема урока “Валентность” (тема пишется на доске). Как видно из приведённых примеров, атомы элементов хлора, кислорода, азота, углерода обладают свойством присоединять не любое, а только определённое число атомов водорода. Таким же свойством обладают и другие элементы в различных соединениях. Может кто-нибудь попробует дать определение валентности?

Ученик: Валентность-это свойство атомов химического элемента присоединять определённое число атомов других химических элементов.

Учитель: Молодец, правильно. Обратите внимание на то, что атомы различных элементов могут присоединять разное число атомов водорода, а каждый атом водорода, в свою очередь, образует связь только с одним атомом другого элемента. Отсюда следует вывод о наименьшей валентности водорода. Во всех соединениях она постоянна и её значение принято считать за единицу. Запишите это в тетрадь.

(Записываю на доске, а ученики в тетради)

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

(одновременно демонстрирую шаростержневые модели молекул этих веществ, и пишу их структурные формулы)

Теперь мы рассмотрим, как определять валентность элементов. В любом веществе, состоящем из двух элементов (такие соединения называются бинарными), сумма единиц валентности всех атомов одного элемента равна сумме единиц валентности всех атомов другого элемента. Так как водород одновалентен, то в бинарном водородном соединении значение валентности второго элемента равно числу атомов водорода. (Расставляю над формулами водородных соединений на доске значение валентности римскими цифрами) В графических формулах каждая чёрточка соответствует единице валентности. (На доске)

AH_n

1-обозначена валентность водорода

n-известное число атомов (индекс).

Требуется определить валентность другого элемента (A), которая обозначена x. Как это сделать? “Чтоб валентность элемента в данной формуле узнать, надо рядом с элементом водород пересчитать, римской цифрою представить и над символом поставить ” . (Дописываю на доске правую часть схемы) _x _=? _{1 x=1} ₁

A H_n A H_n

Кислород во всех соединениях тоже имеет постоянное численное значение валентности равное двум. Зная это, можно определять валентность элементов в оксидах. Рассмотрим формулы оксидов азота N₂ O, NO, N₂ O₃ , NO₂ . Определите валентность азота в этих соединениях.

Ученик:Валентность азота 1, 2, 3, 4 соответственно.

Учитель: Как мы видим, некоторые элементы могут проявлять переменную валентность даже в соединениях с одним и тем же элементом. Давайте напишем обобщающую схему:

A_m O_n

Как нам найти x?

Учитель: _x _=? _{2 x=2n/m 2}

“Если рядом с элементом кислород (двухвалентен он, не то, что водород), сумму всех его валентностей найди и на индекс элемента раздели”.

Для того чтобы определить валентность элементов по формулам других бинарных соединений (более общий случай), значение валентности одного из элементов обязательно должно быть известно: если значение постоянно, ученик обязан его знать, а если переменно - оно должно быть указано над химическим знаком в формуле.

A_m B_n

А как здесь определить x?

A_m B_n A_m B_n

Обобщите все три схемы.

Ученик: Последний графический алгоритм – основной, а 1 и 2 – лишь частные его случаи.

Учитель: “Действуй также в каждом случае ином, только помни непременно об одном: чтоб успешно все заданья выполнять, постоянную валентность нужно знать!” (Демонстрирую таблицу с постоянными значениями валентности некоторых элементов). Запомнить численные значения постоянной валентности металлов поможет нехитрый текст, комментирующий эту таблицу:”натрий, калий, серебро с водородом заодно. С кислородом – магний, ртуть, кальций, барий и бериллий, с ними цинк не позабудь. Трёхвалентен алюминий”. Валентность разных элементов в соединениях может принимать значения от 1 до 7.

Для закрепления материала определите валентность элементов в соединениях:

Ученик: Вариант 1:_{4 1 6 2 1 2}

Учитель: Домашнее задание: выучить § .Выполните упражнения (с. ).

Сегодня на уроке мы узнали, что такое валентность и научились определять валентность элементов по формулам их соединений, узнали, что валентность может быть переменной и постоянной, запомнили несколько значений постоянной валентности некоторых элементов.

На этом наш урок заканчивается. Досвидания.

3)Химия в школе. Супоницкая И.И. Использование алгоритмов при изучении валентности. N 199 .

Записи в тетради

Валентность -это свойство атомов химического элемента присоединять определённое число атомов других химических элементов.

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

Валентность водорода во всех его соединениях равна единице.

A H_n A H_n

Валентность кислорода во всех соединениях равна двум.

A_m O_n A_m O_n

A_m B_n A_m B_n

: Вариант 1: _{4 1 6 2 1 2}

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

_{x=? 1 x=1 1}

A_m O_n A_m O_n

A_m B_n A_m B_n

Способность атомов присоединять определенное число атомов других элементов называется валентностью элемента.

С одним атомом одновалентного элемента соединяется один атом другого одновалентного элемента, с атомом двухвалентного – два атома одновалентного или один атом двухвалентного, с двумя атомами трехвалентного элемента – три атома двухвалентного и т.д.

Таким образом, валентность элемента можно представить как число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента может соединяться атом этого элемента. Это число записывается римскими цифрами.

Существуют два правила, которые помогают определять валентность элементов в их соединениях.

1) Валентность водорода принимают за 1. Тогда в соответствии с формулой воды Н2О валентность кислорода равна 2.

2) Кислород всегда проявляет в своих соединениях валентность 2.

У металлических элементов, находящихся в группах А, валентность равна номеру группы.

У неметаллических элементов проявляются в основном две валентности: высшая, равная номеру группы, и низшая, равная разности между числом 8 и номером группы, в которой находится данный элемент.

При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность.

Зная валентности элементов, можно составить формулу их соединения[12].

Английскому ученому Р.Бойлю принадлежит заслуга введения в науку понятия о химическом элементе как составной части вещества. Он называл химическим элементом вещество, которое нельзя разложить на более простые вещества.

Свойство атомов притягивать к себе электроны называется электроотрицательностью. При химических реакциях электроны переходят или смещаются к атомам элементов, обладающих большей электроотрицательностью. Поэтому сведения о ней особенно важны при характеристике химической связи.

Существует три случая химического взаимодействия между атомами:

1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются.

2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы.

3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно.

Закон постоянства вещества Пруста заключается в том, что в каких бы относительных количествах мы ни взяли исходные вещества, соотношение атомов соответствующих элементов в соединении, которое получается в результате химической реакции, будет одним и тем же, другими словами – состав образующегося вещества будет один и тот же[13].

А закон кратных отношений Дальтона - что существование двух (или нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы.

И наконец, использование закона постоянства вещества и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода.

Валентность элемента характеризует способность его атомов присоединять определенное число атомов других элементов.

За единицу валентности принимают единицу водорода.

Валентность элемента можно определить на основании его положения в таблице Д.И.Менделеева: у металлов А-групп она, как правило, равна номеру группы, в которой он находится; у неметаллов – высшая валентность равна номеру группы, а низшая – разности между числом 8 и номером группы[14].

1. Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.

2. Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб. М.: 2008.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

4. Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007

5. Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008

6. Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007

7. Коровин И.В. Общая химия. - М., 2010

[1] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.

[2] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007

[3] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007

[4] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

[5] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

[6] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

[7] Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007

[8] Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007

[9] Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008

[10] Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008

[11] Коровин И.В. Общая химия. - М., 2010

[12] Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб. М.: 2008.

[13] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.

[14] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.

Изучение понятия "валентность" - способности атома к образованию химических связей, количественной мерой, которой считается число других атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Современные квантово-химические представления о валентности.

Рубрика	Химия
Вид	контрольная работа
Язык	русский
Дата добавления	11.11.2010
Размер файла	248,9 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Оглавление

Первые электронные теории ковалентности и гетеровалентности

Современные квантово-химические представления о валентности

Список использованной литературы

Валентность (от лат. valentia -- сила), способность атома к образованию химических связей. Количественной мерой валентности обычно принято считать число других атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Валентность -- одно из фундаментальных понятий теории химического строения.

Оно формировалось вместе с понятием химической связи, параллельно с развитием синтетической химии и методов исследования строения и свойств веществ, и его содержание неоднократно расширялось и изменялось по мере того, как экспериментальная химия находила всё новые и новые классы соединений с неизвестными ранее типами взаимодействия атомов в молекуле, а в последние 30--40 лет -- с развитием квантовой химии. В настоящее время накопленный химией экспериментальный материал столь обширен и разнообразен, а картина химической связи в разных соединениях столь пестра, что задача нахождения последовательного, единого и всеобъемлющего определения валентности представляется крайне сложной.

Эти трудности побуждают некоторых химиков вообще отказаться от поисков универсального понятия валентности и заменить его набором более узких, но зато более конкретных и более точных понятий (ковалентность, гетеровалентность, координационное число и т.д.), область применимости каждого из которых ограничена соединениями с каким-либо одним преобладающим типом взаимодействия (ковалентным, ионным, координационным и т.д.). Однако до настоящего времени и в специальной, и в учебной литературе валентность продолжает широко использоваться и как определение способности атома к образованию связей в самом общем смысле слова, и как количественная мера этой способности, и как синоним предлагаемых более узких понятий.

Ковалентность -- мера способности атома к образованию ковалентных химических связей, возникающих за счёт двух электронов (по одному от каждого атома) и имеющих малополярный характер.

Ковалентность равна числу неспаренных электронов атома, участвующих в образовании связи, и часто может принимать все значения от 1 до максимальной, которая для большого числа элементов совпадает с номером их группы в периодической системе Менделеева.

Гетеровалентность (употребляются также термины электровалентность и ионная валентность) -- мера способности атома к образованию ионных химических связей, возникающих за счёт электростатического взаимодействия ионов, которые образуются при полном (или почти полном) переходе электронов одного атома к другому. Гетеровалентность равна числу электронов, которые атом отдал или получил от другого атома, и совпадает с зарядом соответствующего иона.

Координационное число (КЧ) равно числу атомов, ионов или молекул, находящихся в непосредственной близости с данным атомом в молекуле, комплексном соединении или кристалле. В отличие от ковалентности и гетеровалентности, это понятие имеет чисто геометрический смысл и не зависит от характера связи между центральным атомом. Так, например, КЧ атомов Al, Si, Р в комплексных ионах [AlFe₆] 3- , [SiFe₆] 2- , [PFe₆] - равно 6, а КЧ атомов В, Xe, Ni в [ВН₄] - , ХеО₄, Ni (CO)₄ равно 4. В кристалле NaCl каждый атом Na окружен шестью атомами Сl, так что КЧ Na равно 6. Величина КЧ может определяться как относительными размерами атомов, так и другими, более сложными причинами.

Про степень окисления следует помнить, что:

1. Металлы во всех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления.

2. Неметаллы могут иметь и положительные, и отрицательные степени окисления. В соединениях с металлами и водородом степени окисления неметаллов всегда отрицательные.

З. Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.

4. Низшая (минимальная) степень окисления металлов обычно равна номеру группы, в которой находится элемент

5. Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей называются промежуточной.

Однако по своему определению ОЧ, в отличие от ковалентности и ионной валентности, имеющих чёткий физический смысл, носит в общем случае условный характер и, за исключением весьма ограниченного класса соединений с чисто ионной связью, не совпадает ни с эффективными зарядами атомов в соединениях, ни с фактическим количеством связей, которые атом образует. Кроме того, в ряде случаев, в частности, когда электроотрицательности двух разных связанных атомов близки и связь между ними имеет почти чисто ковалентный характер, возникает неопределённость, к какому из них следует целиком относить электронную пару.

В конце 50-х гг. 19 в. А. С. Купер и А.Кекуле постулировали принцип постоянной четырёхвалентности углерода в органических соединениях. Представления о валентности составили важную часть теории химического строения А. М. Бутлерова (1861). Образование химической связи рассматривалось как результат взаимного насыщения двухвалентной пары взаимодействующих атомов (по одной валентности от каждого), кратные связи соответствовали насыщению нескольких валентностей от каждого атома, и т.д. Каждая связь считалась локализованной между двумя атомами и изображалась одной чертой, соединяющей эти атомы. Молекулы стали изображать с помощью структурных формул, получивших особенно широкое распространение в органической химии. Положения Бутлерова в дальнейшем легли в основу структурной теории, рассматривающей и пространственное расположение атомов в молекуле. Было найдено, что простые молекулы типа MX_k с одинаковым центральным атомом M и разными заместителями Х имеют схожее геометрическое строение. Независимость геометрического строения от типа связи в широких пределах привела к мысли, что пространственное расположение атомов в молекулах MX_k определяется валентностью центрального атома М и что эти валентности имеют направленный характер. Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе. Элементы одинаковых групп системы обладают одинаковой высшей валентностью, в большинстве случаев равной номеру той группы, в которой находится этот элемент; высшая валентность меняется на 1 при переходе от одной группы к соседним.

Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам многих десятков и сотен тысяч органических и неорганических соединений.

Первые электронные теории ковалентности и гетеровалентности. До электронных представлений о строении вещества валентность трактовалась формально. Лишь в 20 в. было установлено, что химическая связь осуществляется за счёт электронов внешних (валентных) оболочек атомов.

В 1916 Г. Льюис постулировал, что химическая связь осуществляется парой электронов, принадлежащих одновременно обоим взаимодействующим атомам. В 1917 Коссель выдвинул гипотезу, согласно которой электронная пара связи переходит целиком к одному из атомов с образованием ионной пары катион -- анион, удерживающихся в молекуле электростатическими силами. Согласно обеим гипотезам наиболее устойчивыми оказываются соединения, в которых валентные электроны распределялись так, чтобы каждый атом был окружен оболочкой, имитирующей электронную оболочку ближайшего инертного газа (правило октета). Гипотеза Льюиса положила начало электронной теории ковалентной связи и ковалентности, гипотеза Косселя -- теории ионной связи и гетеровалентности. Обе представляли крайние случаи общей картины полярной связи, когда электронная пара смещена к одному из атомов лишь частично и степень смещения может варьироваться от 0 до 1. Валентность атома в соединении, согласно классической электронной теории, равна числу его неспаренных электронов, участвующих в связях, а максимальная валентность -- обычно полному числу электронов в его валентной оболочке, то есть номеру группы периодической системы, в которой находится элемент. Элементы одинаковых групп имеют одинаковое число валентных электронов, а внутри одинаковых подгрупп -- и одинаковые или очень близкие электронные конфигурации. Сходство строения валентных оболочек атомов обусловливает сходство их соединений.

Ковалентность и гетеровалентность отражают специфику соответствующего типа химической связи. Для ковалентности важна насыщаемость связей, обусловливающая существование молекул в виде дискретных частиц с определённым составом и структурой. Ковалентность эффективна для органических и большинства простых неорганических соединений. Напротив, в случае гетеровалентности максимальное число ионов противоположного знака, способное разместиться вокруг данного иона, в основном определяется соотношениями их размеров. Ионная валентность эффективна для сравнительно ограниченного класса соединений, в основном для различных солей, щелочных, щёлочноземельных и некоторых др. металлов.

Радикалы типа ·PF₄, ·SF₃, ·SF₅, ·IF₂, ·IF₄ и т.д. с четырёхвалентным фосфором, нечётновалентными аналогами серы и инертными газами и чётновалентными галогенами значительно менее стабильны, обладают отчётливо выраженной склонностью к отщеплению одного электрона (с образованием более устойчивых катионов типа PF₄ + , SF₃ + , SF₅ + , IF₂ + , IF₄ + ) или одного атома заместителя и характеризуются значительно меньшими временами существования. У элементов побочных групп соотношения между типичными и менее типичными валентностями имеют более сложный характер.

Изучение электронных спектров показало, что двухатомные молекулы типа O₂, S₂, OS и др. имеют два неспаренных электрона; в рамках классических представлений это следовало бы интерпретировать так, будто в подобных молекулах каждый атом сохраняет неиспользованной одну свою валентность, хотя нет никаких видимых препятствий для их использования.

Современные квантово-химические представления о валентности

Начиная с 30-х гг. 20в. представления о природе и характере валентности постоянно расширялись и углублялись параллельно с расширением и углублением представлений о химической связи. Существенный прогресс был достигнут в 1927, когда Гейтлер и Ф. Лондон выполнили первый количественный квантово-химический расчёт молекулы H₂. В подтверждение гипотезы Льюиса было показано, что химическая связь в H₂ действительно осуществляется парой электронов и является результатом электростатического (кулоновского) взаимодействия электронов и ядер. Образование молекулы из атомов энергетически выгодно, если спины электронов направлены в противоположные стороны, когда притяжение электронов к ядру (остову) чужих атомов больше энергии отталкивания между электронами и между ядрами. Параллельная ориентация спинов приводит к отталкиванию атомов друг от друга.

В теории направленных валентностей предполагается, что связи М -- Х в молекулах MX_k тем прочнее, чем больше перекрывание электронных облаков гибридных орбиталей атомов М и X, то есть чем сильнее эти облака сконцентрированы вдоль направлений М -- X. Поэтому молекулы MX_k должны иметь такое геометрическое строение, при котором плотность гибридных АО вдоль направлений связей максимальна, а валентные углы Х -- М -- Х совпадают с углами между направлениями гибридных АО центрального атома. Например, в молекулах типа PH₃ и SH₂ связи осуществляются почти чистыми 3р-орбиталями центральных атомов, и поэтому PH₃ и SH₂ имеют пирамидальное и угловое строение с углами Н -- М -- Н ~ 90°. В дигалогенидах Zn, Cd, Hg, двуокисях, дисульфидах и др. соединениях углерода и его аналогов связи образуются за счёт sp-гибридных АО с валентным углом 180°, так что все молекулы типа CdCl₂, Hg(CH₃)₂, HgI₂, CS₂, SiO₂ и др. в парах имеют линейное строение. В случае Са, Sr, Вa, Ra и переходных металлов III--VI групп смешанная гибридизация sp + sd приводит к тому, что молекулы типа CaF₂, SrF₂, BaHal₂, TiO₂, HfO₂, TaO₂, ThO₂, UO₂ и др. имеют угловое строение.

С проблемой валентности тесно связано приближённое понятие валентного состояния атома-- гипотетического состояния, в котором находится атом в молекуле. Оно характеризуется валентной конфигурацией, то есть типом и числом заполненных и пустых валентных АО; их гибридизацией, воспроизводящей геометрическое строение ближайшего окружения рассматриваемого атома; числом электронов (в теории локализованных пар -- это целое число: 2, 1 или 0), заселяющих каждую из гибридных АО, и относительной ориентацией спинов электронов. Например, в молекуле метана CH₄ атом С имеет валентную конфигурацию 2s2p 3 с четырьмя тетрагональными sp 3 -гибридными орбиталями (te), направленными к вершинам тетраэдра, каждая из которых заселена одним электроном с неопределенно ориентированным спином, осуществляющим одну гайтлер-лондоновскую связь с соответствующим атомом Н. Как правило, валентное состояние атома в молекуле не совпадает с основным состоянием изолированного атома. Так, у углерода и его аналогов основное состояние может быть лишь двухвалентным. У всех атомов II группы периодической системы основное состояние s 2 вообще не может быть валентным, и для образования молекул типа ZnCl и ZnCl₂ необходимо возбуждение s-электрона на ближайший пустой р-уровень. Энергия возбуждения валентного состояния из основного состояния для разных атомов различна и может достигать нескольких сотен ккал/моль, давая существенный вклад в общий энергетический баланс образования молекул из атомов. В случае Zn, Cd и Hg возбуждение s р происходит при присоединении первого атома галогена и требует значительных затрат энергии (90--120 ккал/моль), поэтому энергия разрыва связи М -- Hal в двухатомных молекулах MHal значительно меньше, чем связи HalM -- Hal в трёхатомных молекулах MHal₂. У Ca, Sr, Вa, Ra затраты на возбуждение s ?р или s ? d значительно меньше (30--50 ккал/моль), и здесь энергии разрыва связей в молекулах галогенидов гораздо ближе друг другу.

Следует помнить, что подразделение связей в соединениях на гайтлер-лондоновские, донорно-акцепторные и дативные имеет, вообще говоря, лишь генетический смысл, поскольку после того как соединение образуется, в нём происходит перераспределение электронной плотности и выравнивание связей: например, в каждом из комплексных анионов типа [BF₄] - , [BeF₄] 2- , [SiFe6] 2- , [АlF6] 3- , [ZnF₆] 4- и др. все связи М - F совершенно одинаковы.

Установлено также, что в солях ион NO₃ - имеет структуру правильного треугольника, а ионы и - структуру правильного тетраэдра.

Поэтому естественным следующим шагом в развитии общей теории валентности стал метод молекулярных орбиталей (MO), который рассматривает молекулу как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и всех ядер. Молекулярные орбитали, описывающие состояние электронов, в общем случае охватывают все атомы молекулы, так что каждый атом способен в принципе образовывать связи со всеми остальными атомами молекулы. Метод МО значительно более общ и последователен, что делает его в принципе пригодным для описания любых классов соединений.

Список использованной литературы

1. Рудзитис. Учебник по химии. 11 класс;

2. Крестов Г.А., Березин Б.Д. Основные понятия современной химии. Л., Химия, 1986;

-добиться усвоения понятия валентность;

-научить определять валентность элементов по

формулам их соединений;

-повторить, углубить знания о строении вещества;

-дополнить мировоззрение учащихся знаниями о валентности;

-продолжить эстетическое воспитание;

-продолжить развитие отдельных логических операций и логического мышления в целом;

-продолжить развитие познавательного интереса.

Тип урока: Изучение нового материала

Урока: 1)Повторение пройденного материала не на оценку. (2 мин.)

2)Актуализация знаний. (1 мин)

3)Изучение нового материала. (20-25 мин)

4)Закрепление нового материала. (7 мин)

5)Домашнее задание. (2-3 мин)

6)Подведение итогов. (1-2 мин)

-работа с литературой;

Начнём наше занятие с повторения, пройденного ма- териала. Скажите, какие по составу вещества вызнаете?

Ученик: Вещества бывают простые и сложные.

Учитель: А чем они различаются?

Учитель: Чем различаются сложные вещества и смеси?

Учитель: Сравните молекулу воды и молекулу пероксида водорода H₂ O₂ по их относительным молекулярным массам.

Ученик: Относительная молекулярная масса воды равна

18 г/моль, а относительная молекулярная масса пероксида водорода равна 34 г/моль.

Учитель: Вычислите массовую долю кислорода в пероксиде водорода.

34 масс. ч. пероксида водорода соответствуют 1

32 масс. ч. кислорода соответствуют x

x =32*1/34=0,9412, или 94,12%

Ученик: HCl-состоит из одного атома водорода и одного атома хлора;

H₂ O-состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода;

NH₃ -состоит из трёх атомов водорода и одного атома азота;

CH₄ -состоит из четырёх атомов водорода и одного атома углерода;

(Записываю на доске, а ученики в тетради)

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

(одновременно демонстрирую шаростержневые модели молекул этих веществ, и пишу их структурные формулы)

AH_n

1-обозначена валентность водорода

n-известное число атомов (индекс).

A H_n A H_n

Ученик:Валентность азота 1, 2, 3, 4 соответственно.

A_m O_n

Как нам найти x?

Учитель: _x _=? _{2 x=2n/m 2}

A_m B_n

А как здесь определить x?

A_m B_n A_m B_n

Обобщите все три схемы.

Ученик: Последний графический алгоритм – основной, а 1 и 2 – лишь частные его случаи.

Для закрепления материала определите валентность элементов в соединениях:

Ученик: Вариант 1:_{4 1 6 2 1 2}

Учитель: Домашнее задание: выучить § .Выполните упражнения (с. ).

На этом наш урок заканчивается. Досвидания.

3)Химия в школе. Супоницкая И.И. Использование алгоритмов при изучении валентности. N 199 .

Записи в тетради

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

Валентность водорода во всех его соединениях равна единице.

A H_n A H_n

Валентность кислорода во всех соединениях равна двум.

A_m O_n A_m O_n

A_m B_n A_m B_n

: Вариант 1: _{4 1 6 2 1 2}

HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен

H₂ O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен

NH₃ -атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен

CH₄ -атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен

_{x=? 1 x=1 1}

A_m O_n A_m O_n

A_m B_n A_m B_n

Читайте также: