Механизм образования ковалентной связи схема. Ковалентная связь — полярная и неполярная, механизмы образования. Ковалентная полярная химическая связь

КС – связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Условия образования КС : она образуется между атомами с высокой электроотрицательностью. (электоротр-ть – способность атомов притягивать к себе электроны).

∆Χ – разность электроотрицательности 2-х атомов, если ∆Χ≤1.4, связь полярная

КС м.б. образована:

1 – между любыми атомами неметаллов (т.к. у всех неметаллов высокие значения электроотр-ти), пр: HCl, значения электроотр-ти – по таблицам, у Н=2.1, у Cl=3.1, - ∆Χ=3.1-2.1=1≤1.4, это связь ковалентная и полярная.

2 – между атомами неметалла и металла, если металл находится в высокой степени окисления, пр: CrCl6 дляCr=2.4, ∆Χ=3.1-2.4=0.7≤1.4 - это ковалентная полярная связь.

Механизмы образования КС :

1- обменный механизм - 2 атома обмениваются электронами, образуя общую электронную пару, принадлежащую обоим и называемую «поделенная». Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н 2 О, Н 2 S, NН 3 и др. Образование молекулы НСl можно представить схемой Н. + . Сl: = Н:Cl: Электронная пара смещена к атому хлора, так как относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

2 – донорно-акцепторный механизм : - заключается в том, что пара электронов одного атома (донора) занимает свободную орбиталь другого атома (акцептора) Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония . В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов двухэлектронное облако): .

У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как □H+. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой

+ □H+ →

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом.

Ковалентная связь бывает полярной (сложные молекулы) и неполярной (простые молекулы).

Свойства ковалентной связи

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся: насыщаемость и направленность.

Насыщаемость - характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н 2 , а не Н 3 . Третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

Направленность - свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

Билет №11

Билет №12

Билет №13

Билет №14

Билет №15 .

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11

Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Примеры окислителей и восстановителей.

Метод валентных связей (МВС). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.

Ответ:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, которые идут с изменением с.о. атомов. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции - это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Степень окисления (с.о.) – заряд, который приписывается атому, считая его ионом

Окислитель (Ox ) – принимает электроны.

Восстановитель (Red ) – отдает электроны

Ox 1 + Red 2  Red 1 +Ox 2

Ox1 + ne– → Red1

Cu2+ + 2e– → Cu0

CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu

Red2 – ne– → Ox2

Zn0 – 2e– → Zn2+

Метод валентных связей

1927 Г. – Гейтлер и Лондон Квантово-механический расчет молекулы водорода

Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО (Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей.), в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны.

Механизмы образования связи

Обменный А + BА: В

Донорно-акцепторный А: +ВА: В BF 3 + F –  – : NH 3 + H +  +

Механизм образования ковалентной связи.

МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный.

Обменный механизм. К нему относят те случаи образования химической связи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществления по одному электрону, как бы обмениваясь ими. Для связывания ядер двух атомов нужно, чтобы электроны находились в пространстве между ядрами. Эта область в молекуле называется областью связывания (область наиболее вероятного пребывания электронной пары в молекуле). Чтобы произошел обмен не спаренными электронами у атомов необходимо перекрывание атомных орбиталей. В этом и заключается действие обменного механизма образования ковалентной химической связи. Атомные орбитали могут перекрываться только в том случае, если они обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси.

Донорно-акцепторный и дативный механизмы.

Донорно-акцепторный механизм связан с передачей неподеленной пары электронов от одного атома на вакантную атомную орбиталь другого атома. Например, образование иона - :

Вакантная р-АО в атоме бора в молекуле BF 3 акцептирует пару электронов от фторид-иона (донор). В образовавшемся анионе четыре ковалентные связи В-F равноценны по длине и энергии. В исходной молекуле все три связи В-F образовались по обменному механизму.

Атомы, внешняя оболочка которых состоит только из s- или р-электронов, могут быть либо донорами, либо акцепторами неподеленной пары электронов. Атомы, у которых валентные электроны находятся и на d-АО, могут одновременно выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов. Чтобы различить эти два механизма ввели понятия дативного механизма образования связи.

Экзаменационный билет № 12

Второй закон термодинамики. Энтропия, ее физический смысл и способы вычисления. Изменение энтропии системы как вероятностный критерий направления протекания процесса.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Ответ:

Второй закон термодинамики

В изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении энтропии.

Химическая связь.

Разные вещества имеют различное строение. Из всех известных на сегодняшний день веществ только инертные газы существуют в виде свободных (изолированных) атомов, что обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур. Все другие вещества (а их в настоящее время известно более 10 млн.) состоят из связанных атомов.

Примечание: курсивом выделены те части текста, которые можно не учить и не разбирать.

Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное.

У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если число электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным . Завершенные уровни ха­рактеризуются большой прочностью. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: у гелия на внешнем уровне два электрона (s 2), у остальных - по восемь электронов (ns 2 np 6). Внешние уровни атомов других элементов незавершенные и в процессе химического взаимодействия они завершаются.

Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется она по-разному. Различают три основных типа химических связей: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь

Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

Н + Н = Н 2 ; Q = 436 кДж

Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1 s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей)

В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами; увеличение же плотности отрицательного заряда благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Н 2) это расстояние составляет 0,074 нм. Наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов (это происходит при образовании σ–связи). Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.

Изображать химические связи принято по-разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой

H∙ + H∙ →H:H

2) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (штрихом) (например, Н-Н), которая символизирует общую пару электронов.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с по­мощью двух общих электронов, или электронной пары:

Неподеленная пара электронов, в атоме их 3

← Неподеленная пара электронов,

В молекуле их 6.

неспаренный электрон общая или поделенная пара электронов

Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой.

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).

Одинарная связь изображается одной черточкой (штрихом), двойная - двумя, тройная - тремя. Черточка между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего и образовалась химическая связь. С помощью таких черточек изображают структурные формулы молекул.

Итак, в молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (s 2 p 6), причем два из них (электронная пара) в одинаковой мере принадлежат обоим атомам. Перекрывание электронных орбиталей при образовании молекулы показано на рис:

В молекуле азота N 2 атомы имеют три общие электронные пары:

:N· + ·N: → :N:::N:

Очевидно, молекула азота прочнее молекулы водорода или хлора, чем и обусловлена значительная инертность азота в химических реакциях.

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной.

Механизмы образования ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется не только за счет перекрывания одноэлектронных облаков, - это обменный механизм образования ковалентной связи.

При обменном механизме атомы предоставляют в общее пользование одинаковое количество электронов.

Возможен и другой механизм ее образования - донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома.

Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония NH 4 +

При взаимодействии аммиака с НСl происходит химическая реакция:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или в сокращенном ионном виде: NH 3 + Н + = NH 4 +

При этом в молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако):

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ НОВЫХ ИНФОРМАЦИОННЫХ

ТЕХНОЛОГИЙ НА УРОКАХ ХИМИИ

Время быстро бежит вперед, и если раньше школа нуж­далась в создании теоретической базы и учебно-методиче­ского обеспечения, то сейчас есть все необходимое для того, чтобы повы­сить эффективность ее работы. И в этом большая заслуга на­ционального проек­та «Образование». Конечно, мы, педа­гоги, испытываем большие трудности в плане ос­воения современных технологий. Сказывается наше неумение работать с компьютером, а что­бы его освоить, требуется большое количество времени. Но все равно очень интересно, увлека­тельно! Тем более, что результат налицо. Детям интересно на уроках, разнообразные занятия проходят очень быстро и познавательно.

Люди нередко думают, что химия вредна и опасна. Мы часто слышим: «Экологически чис­тые продукты!», «Слышал, что вас химией тра­вят!»... Но это же не так! Перед нами, учителя­ми химии, стоит задача - убедить школьников в том, что химия - наука созидающая, что это производительная сила общества, а ее продукты используются во всех отраслях промышленно­сти, сельского хозяйства и без химизации невоз­можно дальнейшее развитие цивилизации.

Повсеместное внедрение химических средств, веществ, методов и технологических приемов требует высокообразованных специалистов, имеющих солидную базу химических знаний. Для этого в нашей школе существует профиль­ный химико-биологический класс, который обеспечивает качественную подготовку школь­ников к продолжению химического образования. Для того чтобы учащиеся в старших классах выбирали именно этот профиль, в 9-м классе су­ществует элективный курс «Химия в быту», цель которого - помочь ребятам ознакомиться с про­фессиями, связанными непосредственно с пред­метами химии и биологии. Даже если учащиеся не выберут химико-биологический профиль в старших классах, то знания о веществах, с кото­рыми они постоянно встречаются в быту, приго­дятся в жизни.

На занятиях элективного курса первое место отводится лекциям. При подготовке к ним я ис­пользую информационные интернет-ресурсы. Многие иллюстрации, схемы, видеоколлекции, материалы лабораторных работ, слайды ото­бражаются на экране, и на их основе я веду свой рассказ. Моя технология объяснения существен­но изменилась. Ребятам очень интересно, они слушают рассказ с большим вниманием и жела­нием.

Химия - наука экспериментальная. Большое количество времени отводится для лаборатор­ных занятий. Но бывает так, что некоторых ре­активов в лаборатории нет, и на помощь при­ходит виртуальная лаборатория. С помощью специальной программы ученики могут провес­ти виртуальный эксперимент. Ребята изучают действие синтетических моющих средств на различные виды тканей, растворимость в воде минеральных удобрений, среду их раствора, качественный состав пищи (углеводы, белки, жиры). С помощью компьютера они ведут свой собственный экспериментальный дневник, где фиксируют тему лабораторной работы, свои на­блюдения, выводы по правильному применению этих веществ в быту. Преимущества виртуальной лаборатории - это безопасность, отсутствие не­обходимости в лабораторном оборудовании, да и временные затраты минимальны.

В конце курса ребята должны сдать зачет по лю­бой изученной теме. Перед ними стоит задача - вы­брать, в какой форме подвести итог. Самая традиционная - зачет в виде реферата, сообщения или доклада. Для их подготовки дети используют мате­риалы интернет-ресурсов. В этом, конечно, я помо­гаю им: четко ставлю задачу, сформулировав при этом вопросы, на которые ученики должны ответить, указываю адрес сайта с информацией по соответст­вующей теме.

Но эта форма уже немного устарела, и неко­торые ребята стали выбирать проектную дея­тельность. Работают индивидуально, группами, коллективами. Поиск информации не обходится без привлечения возможностей Интернета. Пре­жде чем выпустить их в свободный поиск, даю им ориентировку: прием поиска, ключевые сло­ва, фразы, названия поисковых систем, работа с которыми может быть полезна, адреса сайтов в Интернете.

Дети также выбирают зачет в виде игры, зада­ния и упражнения к которой они разрабатывают сами. Это может быть зачет-вертушка, «Умники и умницы», «Как стать миллионером?», «Что? Где? Когда?», различные головоломки.

Презентацию полученного продукта тоже устраиваю с привлечением дистанционных тех­нологий. Разместив результаты деятельности в Интернете на сайте школы или класса, учащие­ся получают возможность оценить свой труд не только с помощью своих одноклассников, но и ребят и учителей из других школ, обсудить эти результаты, взглянуть на них другими глазами.

С точки зрения новой медийной педагогики мы живем в чрезвычайно интересное время. Быстрое внедрение современных технологий заставляет нас подойти по-новому к старым позициям. Предпрофильное обучение у нас в школе существует четыре года, и каждый раз я пересматриваю ход уроков, т.к. открываются новые перспективы, на­мечаются плодотворные связи между традицион­ными методами обучения и новыми задачами об­щества, информацией и знаниями. Действительно, медийное образование стало частью общего обра­зования. При этом у ребят развиваются коммуни­кативные способности, интерес к новым техноло­гиям, увлеченность, индивидуальная активность, творчество, они активно сотрудничают, обменива­ются собственным мнением.

Я убеждена, что использование информацион­ных технологий может обеспечить развитую учебную культуру. Это успех в преподавании и учебе. Применяйте информационные технологии! Пере­ходите от старых форм занятий, утративших свою эффективность, к более новым, продвинутым и со­временным!

Использование новых информационных тех­нологий в учебном процессе можно проиллюст­рировать на примере одного из уроков по общей химии в 11-м классе.

Механизм образования и свойства ковалентной связи

Цель урока. Вспомнить из курса 8-го класса механизм образования ковалентной связи, изу­чить донорно-акцепторный механизм и свойства ковалентной связи.

Оборудование . Таблица электроотрицатель­ности химических элементов, кодограммы ст- и л-связей, обучающий диск «Общая химия» из се­рии обучающих программ Кирилла и Мефодия со схемами и моделями молекул, шаростержневые модели молекул, рабочая карточка с заданиями и тестами, интерактивная доска, компьютер, зада­ния для закрепления и контроля знаний с дистан­ционным управлением.

Ход урока

Лекция проводится с помощью обучающего диска «Общая химия».

Повторение пройденного материала

Вспомнить с учащимися, за счет чего образу­ется связь между атомами неметаллов. Выпол­нить задания 1, 2 на рабочей карточке (см. прило­жение).

Изучение нового материала

Механизм образования ковалентной связи:

а) обменный (на примере Н 2 , Cl 2 , НС1);

б) донорно-акцепторный (на примере NH 4 C1).

Сразу же учащиеся записывают домашнее задание на полях: Изобразить образование иона гидроксония Н 3 О + из иона Н + и молекулы воды.

Виды ковалентной связи: полярная и неполяр­ная (по составу молекулы).

Свойства ковалентной связи.

Кратность (одинарная, полуторная, двойная, тройная).

Энергия связи - это количество энергии, выде­ляющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.

Длина связи - это расстояние между ядрами атомов в молекуле.

Энергия и длина связи между собой взаимо­связаны. Показать на примере, как эти свойства взаимосвязаны, как они влияют на прочность мо­лекулы (проецировать на доску):

С увеличением числа связей между атомами в молекуле длина связи уменьшается, а ее энер­гия увеличивается, например (проецировать на доску):

Насыщаемость - это способность атомов образовывать определенное и ограниченное чис­ло связей. Показать на примерах шаростержневых

молекул Cl 2 , Н 2 О, СН 4 , HNО 3 .

Направленность. Рассмот­реть рисунки перекрывания элек­тронных облаков при образова­нии σ- и π-связей, проецировать на доску (рис.).

Закрепить заданиями 6, 7 на рабочей карточке (см. приложе­ние).

Небольшой перерыв!

1. Начнем же список по по­рядку,

Поскольку первый элемент.

(Он образует, кстати, воду –

Весьма существенныймомент).

Молекулу его представим

Удобной формулой Н 2 .

Многозначительно добавим –

Нет в мире легче вещества!

2. N 2 - молекула азота.

Известно, он бесцветный

газ. Немало знаний, но давайте

Пополним все же их запас.

3. Он всюду и везде:

И в камне, в воздухе, в воде,

Он и в утренней росе,

И в небес голубизне.

(Кислород.)

4. Грибники нашли в лесу небольшое болото, из которого вырывались местами пузырьки газа. От спички газ вспыхнул, и слабосветящееся пла­мя стало блуждать по болоту. Что это за газ?(Метан.)

Продолжение урока.

Поляризуемость - это способность ковалентной связи изменять свою полярность под действи­ем внешнего электрического поля (обратить вни­мание на такие разные понятия, как полярность связи и поляризуемость молекулы).

Закрепление изученного материала

Контроль по изученной теме осуществляется с помощью пультов дистанционного управления.

Опрос проводится в течение 3 мин., 10 вопро­сов ценой в один балл, на ответ отводится 30 сек., вопросы проецируются на интерактивную доску. При наборе 9-10 баллов - оценка «5», 7-8 бал­лов - оценка «4», 5-6 баллов - оценка «3».

Вопросы для закрепления

1. Связь, которая образуется за счет общих электронных пар, называется:

а) ионной; б) ковалентной; в) металлической.

2. Ковалентная связь образуется между атомами:

а) металлов; б) неметаллов; в) металла и неме­талла.

3. Механизм образования ковалентной связи за счет неподеленной электронной пары одного ато­ма и свободной орбитали другого называется:

а) донорно-акцепторный; б) инертный; в) ката­литический.

4. В какой из молекул ковалентная связь?

a) Zn; б) Сu О; в) NH 3 .

5. Кратность связи в молекуле азота равна:

а) трем; б) двум; в) единице.

6. Длина связи наименьшая в молекуле:

a) H 2 S; б) SF 6 ; в) SO 2 ; г) SOr

7. При перекрывании электронных облаков вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействую­щих атомов, образуется:

а) σ-связь; б) π-связь; в) ρ-связь.

8. У атома азота возможное число неспаренных электронов:

а) 1; б)2; в)3.

9. Прочность связи увеличивается в ряду:

a) H 2 O - H 2 S; 6) NH 3 - PH 3 ; в) CS 2 - C О 2 ; г) N 2 – O 2

10. Гибридная s -орбиталь имеет форму:

а) шара; б) неправильной восьмерки; в) пра­вильной восьмерки.

Результаты сразу отображаются на экране, де­лаем отчет по каждому вопросу.

Разбор домашнего задания {см. приложе­ние - рабочую карточку), § 6 учебника О.С.Габриеляна, Г.ГЛысова «Химия. 11 класс» (М.: Дро­фа, 2006), конспект в тетради.

Приложение

Рабочая карточка

1. Соотнесите названия вещества и тип связи.

1) Хлорид калия;

2)кислород;

3) магний;

4) тетрахлорметан.

а) Ковалентная неполяр­ная;

б) ионная;

в) металлическая;

г) ковалентная полярная.

2. Между атомами каких элементов химиче­ская связь будет иметь ионный характер?

a) NnO; б) Si и С1; в) Na и О; г) Р и Вr .

3. Длина связи выражается в:

а) нм; б) кг; в) дж; г) м 3 .

4. Где химическая связь наиболее прочная: в молекуле Сl 2 или О 2 ?

5. В какой молекуле больше прочность водо­родной связи: Н 2 О или H 2 S?

6. Продолжите предложение: «Связь, обра­зованная перекрыванием электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов, называет­ся....................................»,

7. Зарисуйте схемы перекрывания электрон­ных орбиталей при образовании π-связи.

8. Домашнее задание. «Общая химия в тестах, задачах, упражнениях» О.С.Габриеляна (М.: Дро­фа, 2003), работа 8А, вариант 1, 2.