Головна ⇒ 📌Плани-конспекти уроків по хімії ⇒ Основні характеристики ковалентного зв’язку. Одинарні, подвійні, потрійні зв’язки

Основні характеристики ковалентного зв’язку. Одинарні, подвійні, потрійні зв’язки

І СЕМЕСТР

Тема 2. ВУГЛЕВОДНІ

Урок 7

Тема уроку. Основні характеристики ковалентного зв’язку. Одинарні, подвійні, потрійні зв’язки

Цілі уроку: розвивати знання учнів про ковалентний карбон-карбоновий зв’язок на прикладі утворення? – та п-зв’язків атомами Карбону; ознайомити учнів з основними характеристиками ковалентного зв’язку (довжиною, енергією, полярністю, просторовою спрямованістю) на прикладі одинарного, подвійного, потрійного карбон-карбонового зв’язку; розширити знання про ковалентний карбон-карбоновий

зв’язок і розмаїтість органічних сполук на прикладі речовин з одинарним, подвійним і потрійним зв’язками.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: фронтальна робота, евристична бесіда, навчальна лекція, демонстраційний експеримент.

Обладнання: медіа-фрагмент про гібридизацію електронних орбіталей в атомі Карбону, моделі молекул вуглеводнів.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II. Актуалізація опорних знань.

Мотивація навчальної діяльності

Фронтальна бесіда за запитаннями

¦ Який зв’язок називається а-зв’язком? п-зв’язком?

¦ Чим пояснити стійкість

зв’язків у молекулі метану?

¦ Чому молекула метану має тетраедричну форму?

¦ У чому відмінності між зв’язками C-H і C-C у молекулах вуглеводнів?

III. Вивчення нового матеріалу

1. Основні характеристики ковалентного зв’язку

Перша теорія ковалентного зв’язку належить американському фізико-хіміку Г.-Н. Льюїсу. У 1916 р. він припустив, що зв’язок між двома атомами здійснюється парою електронів, при цьому навколо кожного атома зазвичай формується восьми-електронна оболонка (правило октету).

¦ Які види хімічного зв’язку найчастіше трапляються в органічних сполуках?

Хімічний зв’язок – це взаємодія двох атомів, що відбувається шляхом обміну електронами. Під час утворення хімічного зв’язку атоми прагнуть здобути стійку восьми-електронну (або двох-електронну) зовнішню оболонку, що відповідає будові атома найближчого інертного газу. Розрізняють такі види хімічного зв’язку: ковалентний (полярний і неполярний; обмінний і донорно-акцепторний), іонний, водневий і металевий.

Найчастіше в органічних сполуках спостерігається ковалентний зв’язок.

Він здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам. Розрізняють обмінний і донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв’язку.

1) Обмінний механізм

Кожен атом віддає по одному неспареному електрону в спільну електронну пару:

2) Донорно-акцепторний механізм

Один атом (донор) віддає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає для цієї пари вільну орбіталь.

Два атоми можуть усуспільнювати кілька пар електронів. У цьому випадку говорять про кратні зв’язки:

– потрійний зв’язок

Якщо електронна густина розподілена симетрично між атомами, ковалентний зв’язок називається неполярним. Якщо електронна густина зміщена в бік одного з атомів, то ковалентний зв’язок називається полярним. Полярність зв’язку тим більша, чим більшою є різниця електронегативностей атомів.

Електронегативність – це здатність атома притягувати електронну густину від інших атомів. Найбільш електронегативним елементом є Флуор, найменша електронегативність – у Францію.

2. Іонний зв’язок

Іони – це заряджені частинки, на які перетворюються атоми в результаті віддачі або приєднання електронів.

(Натрій флуорид складається з йонів Натрію Na+ та флуорид-іонов F-.)

Якщо різниця між електронегативностями атомів значна, то електронна пара, що здійснює зв’язок, переходить до одного з атомів, і обидва атоми перетворюються на іони.

Хімічний зв’язок між іонами, що здійснюється за рахунок електростатичного притягання, називається іонним зв’язком.

3. Водневий зв’язок

Водневий зв’язок – це зв’язок між позитивно зарядженим атомом Гідрогену однієї молекули й негативно зарядженим атомом іншої молекули. Водневий зв’язок має частково електростатичний, частково – донорно-акцепторний характер.

Водневий зв’язок зображено крапками.

Наявність водневих зв’язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот.

4. Основні характеристики ковалентного зв’язку

Одна з важливих властивостей ковалентного зв’язку – її насичуваність. За обмеженої кількості зовнішніх електронів у ділянках між ядрами утворюється обмежене число електронних пар біля кожного атома (а отже, і число хімічних зв’язків). Саме це число тісно пов’язане з поняттям валентності атома в молекулі (валентністю називають загальне число ковалентних зв’язків, утворених атомом). Інша важлива властивість ковалентного зв’язку – її спрямованість у просторі. Це виявляється в приблизно однаковій геометричній будові близьких за складом хімічних частинок. Особливістю ковалентного зв’язку є також його здатність до поляризації.

Важливими кількісними характеристиками ковалентного зв’язку є енергія зв’язку, його довжина й дипольний момент.

– Енергія зв’язку – це енергія, що виділяється під час його утворення або необхідна для роз’єднання двох зв’язаних атомів. Енергія зв’язку характеризує його міцність.

– Довжина зв’язку – це відстань між центрами зв’язаних атомів. Чим менша довжина, тим більш міцним є хімічний зв’язок.

– Дипольний момент зв’язку (д) – векторна величина, що характеризує полярність зв’язку (вимірюється в дебаях (D) або кулон-метрах: 1D = 3,4 – 10-30 Кл-м).

Довжина вектора дорівнює добутку довжини зв’язку l на ефективний заряд q, який отримують атоми в результаті зсуву електронної густини: lµl = l – q. Вектор дипольного моменту спрямований від позитивного заряду в бік негативного. У результаті векторного додавання дипольних моментів усіх зв’язків одержують дипольний момент молекули.

На характеристику зв’язків впливає їхня кратність:

– енергія зв’язку збільшується в ряду: C – C < C = C < C = C;

– довжина зв’язку зростає у зворотному напрямі: C = C < C = C < C – C.

Порівняймо основні характеристики ковалентних зв’язків, що найчастіше трапляються в молекулах органічних сполук між атомами Карбону в різному стані гібридизації й атомами інших хімічних елементів.

Основні характеристики деяких ковалентних зв’язків

Зв’язок	Тип гібридизації атома Карбону	Енергія, кДж/моль	Довжина, нм	Дипольний момент, D
C – C	Sp3	348	0,154	0
C = C	Sp2	620	0,133	0
C C	Sp	814	0,120	0
C – H	Sp3	414	0,110	0
C – H	Sp	435	0,107	1,10
C – O	Sp3	344	0,143	1,10
C = O	Sp2	708	0,121	2,40
C – Cl	Sp3	331	0,176	2,05
C – Br	Sp3	277	0,194	2,04
C – N	Sp3	293	0,147	0,40
O – H	–	460	0,096	1,51
N – H	–	390	0,101	1,40