Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова

 

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ

К ТАБЛИЦАМ ПО ХИМИИ

ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ШКОЛЫ

Серия 2

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Пособие для учителей

 

 

 

 

 

 

 

Москва “ВАРСОН” 2005

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ТАБЛИЦАМ ПО ХИМИИ ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ШКОЛЫ. Серия 2. Строение вещества / Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова. М.: ООО “Издательство “ВАРСОН”, 2005. – 43 с.

 

Настоящее наглядное пособие представляет собой серию таблиц “Строение вещества”. В набор входят 16 таблиц и методические рекомендации по использованию иллюстративного материала таблиц на уроках. В методическом руководстве помещены макеты таблиц, что облегчает учителю подготовку к урокам.

Наглядные изображения, приведенные в таблицах, знакомят учащихся с историей развития знания об атоме. На основе использования различных видов моделей (шаро-стержневых, масштабных, кольцегранных и орбитальных) таблицы позволяют сформировать целостное представление о химической связи и строении веществ.

Данные таблицы предназначены для использования на уроках химии в общеобразовательной школе, а также для школ и классов с углубленным изучением химии.

 

 

 

 

 

© Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова, 2005

© ООО “Издательство “ВАРСОН”, 2005

Таблица 1. ИСТОРИЧЕСКИЕ МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА

Таблица кратко отражает исторические этапы развития знаний о строении атомной системы. Материал представлен в исторической последовательности.

В 1895 году Джозефом Томсоном предложена модель атома, согласно которой атом имеет неопределенную структуру вроде “булки с изюмом”, где “изюм” – отрицательно заряженные частицы, внедренные в положительно заряженное “тесто”.

В 1911 году Эрнест Резерфорд провел эксперимент по рассеянию частиц на тонкой металлической фольге и установил, что в атоме есть положительно заряженное ядро очень малого размера, в котором сосредоточена почти вся масса атома – больше 99,9%. А основной объем атома занят отрицательно заряженными частицами – электронами. По сравнению с частицами ядра – “нуклонами”, электроны очень легкие – почти в 2000 раз легче, за что названы “лептонами”. Заряды электрона и протона имеют разные знаки, но равны по величине. В нейтральном атоме число протонов ядра равно числу электронов.

В 1913 году Нильс Бор предложил “планетарную” модель атома: отрицательные частицы – электроны движутся по орбитам вокруг тяжелого положительного ядра (как планеты в Солнечной системе вокруг Солнца). По правилам электродинамики движущиеся заряды должны излучать и, теряя энергию на излучение, быстро “упасть на ядро”, притянувшись к нему. Чтобы избежать этого противоречия, Бор сформулировал постулаты (неочевидные утверждения, которые не могут быть доказаны, но необходимы для работоспособности модели). Бор постулировал, что есть несколько стационарных орбит, на которых электрон находиться без излучения энергии произвольно долгое время. Излучение (или поглощение) энергии атомами происходит только при переходах электронов с одной стационарной орбиты на другую.

В 1923 году была предложена модель, не требующая постулатов. Луи де Бройль предложил мыслить электрон колеблющейся струной, замкнутой в кольцо. В кольце могут формироваться стоячие волны. В соответствии с “волновой” моделью электрона атом стабилен. Большой и легкий электрон окружает маленькое и тяжелое ядро. Электрон занимает весь объем атома и не может упасть на ядро, находящееся в его центре. Энергия связи электрона с ядром связана с числом стоячих волн, уложенных в кольцевой струне. Движение распределенного заряда электрона по сложной, но замкнутой траектории не приводит к излучению энергии до тех пор, пока не будет меняться число длин волн, уложенных в кольце. Само число длин волн, уложенных в кольце, объясняет целочисленный характер главного квантового числа – “n” – целочисленного коэффициента в формулах для расчета величин энергий связи электронов в атоме на разных энергетических уровнях. Однако исторически так сложилось, что “планетарная” модель была более популярна. Нильс Бор был ученым с мировым именем, и, вероятно, поэтому в учебниках закрепилась именно “планетарная” модель, сопровождаемая постулатами, а модель де Бройля легла в основу волновых и квантовых представлений о строении атома и элементарных частиц, его составляющих.

В 1926 году Эрвин Шредингер эмпирически подобрал уравнение, похожее на уравнение колебания струны, с помощью которого можно вычислять энергии связи электронов в атоме в разных состояниях (на разных энергетических уровнях). Эта модель не геометрическая, а математическая (или численная). В такой математической модели не рассматривается динамический характер устройства атома. И даже не рассматривается вопрос о размере электрона как частицы. Считается, что электроны занимают определенные энергетические уровни, а излучают или поглощают энергию при переходах на другие уровни. На таблице уровни изображены схематически в виде концентрических колец. Такое изображение демонстрирует малую ширину энергетических уровней и существенную разницу между ними. В квантовой механике численная модель используется для расчетов энергии связи электрона в атоме, для определения плотности распределения отрицательного заряда вокруг ядра или системы ядер и выявления областей повышенной или пониженной электронной плотности.

Для объяснения распределения электронной плотности в атомах и молекулах была создана теория молекулярных орбиталей и предложено несколько конкретных форм электронных орбиталей (s, p, d, f). Теорию и модели молекулярных орбиталей (сокращенно МО) используют в химии, а упрощенные модели – в школьном курсе химии. Несмотря на упрощенный характер форм орбиталей (s – шар, p – объемная восьмерка), моделью пользоваться сложно. Орбитали изменяют свою форму, взаимодействуют между собой разными способами с образованием гибридов (sp, sp2, sp3,...); разные виды гибридизаций характеризуют разные виды связей (сигма, пи, смешанные виды). При этом высшие формы молекулярных орбиталей (d, f) и их гибриды в базовом курсе только упоминают, без рассмотрения. Кроме того, модели страдают слабой наглядностью при объяснении взаиморасположения электронов в сложных атомах, а это является необходимым для формирования целостного знания. Правильное представление о количественном распределении электронов в атоме важно для объяснения строения атома, демонстрации распределения электронов по оболочкам (или уровням, характеризующимся определенной энергией связи в атоме), тем более что Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева построена на основе существования устойчивых электронных оболочек. Их устойчивость – основа периодического закона.

Для наглядного объяснения количественного распределения электронов в атоме по устойчивым оболочкам используется кольцегранная модель, предложенная в 1963 году Кеннетом Снельсоном. Устойчивость электронных оболочек демонстрируется с помощью кольцегранных моделей, в которых все электроны обозначены кольцами двух цветов, либо двухцветными кольцами, имеющими магнитные свойства: “+” или “–” (северный и южный полюс магнита). Два цвета колец может обозначать свойство “спин” электронов (определяемое как наличие у электрона свойства внутреннего вращения). Также возможно использование колец с магнитными свойствами.

Кольцегранные модели отличаются однотипностью изображения электронов и очевидностью взаимного расположения электронов в оболочке. Возможно одновременное изображение всех электронов сложной атомной оболочки и даже всего атома без потери наглядности распределения электронов в оболочке. Из двух кольцевых магнитов получается модель первой устойчивой оболочки, из восьми – модель второй завершенной оболочки. Аналогично получаются модели остальных устойчивых оболочек (из 18 и 32 электронов). Магнитные свойства моделей электронов в виде колец могут обозначаться цветом или подразумеваться при использовании немагнитных кольцегранных моделей.

Для объяснения учебного материала по темам, связанным с изучением основ квантовой механики (в частности, целочисленного главного квантового числа и связанной с ней кратностью энергий связи электрона в атоме), используется “волногранная” модель. Волногранная модель похожа на кольцегранную тем, что каждый электрон представлен волновым кольцом. Волновое кольцо содержит целое число волн, как это было предложено в 1923 году Луи де Бройлем. Волногранная модель устойчивой оболочки из восьми электронов показана на таблице: каждый электрон оболочки изображен волновым кольцом синего или красного цвета. Взаимодействие электронов оболочки на модели отражено тем, что точки контакта синих и красных волновых колец совпадают с узлами волн. В каждом кольце три длины волны, что соответствует симметрии оболочки из восьми электронов. Меньшее или большее число волн в кольце приведет к переходу электрона на другую оболочку (на другой энергетический уровень). Таким образом, волновая структура модели электрона в виде кольца качественно отражает энергетическое состояние электрона в атоме.

В результате изучения таблицы учащиеся должны прийти к выводу о том, что ни одна из моделей не может претендовать на полноту отражения свойств атома или частиц, его составляющих. Всякая модель – есть приближение, которое отражает в упрощенной форме определенную часть знания об атоме. А исторические модели отражают уровень знания, соответствующий определенному историческому периоду.

Таблица 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

В центре таблицы изображена модель атома:

Сопоставление размеров атома и его ядра должно привести учащихся к убеждению о сложном строении его электронных оболочек.

Строение атома изучается в школьном курсе физики. В отличие от физики, в курсе химии основное внимание при изучении атома уделяется электронным оболочкам. Несмотря на чрезвычайно малую массу электронных оболочек атома по сравнению с массой ядра, именно электронные оболочки определяют химические свойства атома, а также формы молекул и кристаллов. Поэтому правильное представление о взаиморасположении электронов в атомах является необходимым для формирования полноценного знания. При объяснении строения атома важно показать не только распределение электронов по атомным оболочкам (или уровням, характеризующимся определенной энергией связи в атоме), но и объяснить закономерности их взаиморасположения, которые являются общими не только при формировании электронных оболочек в атомах, но и в молекулах.

Каждый элемент в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (общий вид обозначения приведен в левом верхнем углу таблицы) характеризуется зарядовым числом – Z (количество протонов в атоме) и атомным числом – A (суммарное количество протонов и нейтронов), а также положением в таблице, определяемым видом и степенью завершенности его электронных оболочек. Для ознакомления с понятием об изотопах вверху таблицы помещены примеры простейших ядер: водорода (один протон), дейтерия (один протон и один нейтрон), трития (один протон и два нейтрона). Это пример того, что элемент характеризуется зарядовым числом ядра (числом протонов) вне зависимости от числа нейтронов, которые могут входить в состав ядра атома. Атомы, ядра которых имеют одинаковое количество протонов, но разные количество нейтронов, называют изотопами. Пример более сложного ядра показан качественно.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева построена на основе существования в атоме устойчивых оболочек. Основа периодического закона – особенная устойчивость некоторых электронных оболочек.

Рассмотрение электронного окружения ядра атома целесообразно начать с электронных схем строения атома с цифровыми обозначениями числа электронов на каждой оболочке. На рисунке модели атома в разрезе электронные оболочки пронумерованы, а ниже приведены примеры электронных схем атомов, отражающие последовательность расположения электронных оболочек в атомах.

Демонстрация строения электронных оболочек может проводиться учителем с помощью кольцегранных моделей, в которых кольца обозначают электроны оболочки. Учитель либо демонстрирует уже собранные модели, либо моделирует образование электронной оболочки, предлагая ученикам фронтальную работу по моделированию электронных оболочек вслед за учителем. В этом случае плоские изображения моделей на таблице становятся более понятными учащимся и облегчают дальнейшее моделирование более сложных соединений.

В кольцегранных моделях могут использоваться как магнитные кольца, так и немагнитные, но обозначающие наличие магнитных свойств расцветкой (общепринятые обозначения красным и синим цветом). Возможно использование колец двух разных цветов. В этом случае цветом обозначают два варианта расположения электронов в оболочке, связанные с наличием у электрона свойства внутреннего вращения, или “спин”: “+” или “–”. Понятие “спин” (наличия внутреннего вращение) электрона условно может быть связано с движением заряда электрона в кольце (подобно замкнутому проводнику с током) по или против часовой стрелки, либо наличию у кольца магнитных свойств. Направление магнитных силовых линий от южного к северному магнитному полюсу внутри кольцевого магнита (или от знака “+” к знаку “–”) совпадает с направлением вектора “спин”, обозначаемого значком s и показываемого стрелкой, перпендикулярной плоскости кольца, выходящей из его центра. Также направление вектора “спин” может определяться в зависимости от направления предполагаемого движения заряда в кольце. Эта информация не является сложной для понимания учащимися, поскольку известна из курса физики: направление вектора “спин” определяется по правилу буравчика, но в обратную сторону, так как движение отрицательного заряда эквивалентно движению положительного заряда в обратную сторону. Схематически можно показать в плоскости кольца движение по часовой стрелке (вектор “спин” направлен к нам) и против (вектор “спин” направлен от нас). В таком схематическом изображении модель электрона похожа на замкнутый контур с током:

Кольцегранные модели демонстрируют формирование строго определенных электронных оболочек в атоме. Из магнитных или немагнитных колец двух цветов возможно построение строго определенного числа кольцегранников, в которых соприкасаются кольца только разных цветов. Наиболее симметричные из них являются моделями завершенных, или устойчивых электронных оболочек. Они изображены на таблице по возрастанию числа электронов.

С помощью кольцегранных моделей показываем устойчивость электронных оболочек, объясняющих периодический закон и Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева. Кольцегранные модели полнее отражают электронное строение атома. С их помощью отвечаем на вопрос, почему на устойчивых оболочках расположено именно такое число электронов.

Новым дидактическим качеством кольцегранных моделей является не только демонстрация устойчивости определенных электронных оболочек в атоме, определяющей вид Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, но и возможность проведения модельного эксперимента для проверки их устойчивости. Кольцегранные модели позволяют проводить модельный эксперимент по определению и проверке числа электронов, составляющих устойчивые оболочки. Модели первых двух электронных оболочек полезно уже на первых уроках сконструировать во время проведения фронтальной работы. При наличии наборов “Кольцегранник” осуществляется сборка моделей завершенных электронных оболочек из 2 и из 8 электронов.

В кольцегранных моделях размер колец отражает величину энергии связи электронов в атоме. Зависимость радиуса кольца (обозначающего электрон) от заряда ядра позволяет демонстрировать изменение размеров электронных оболочек и размещать внутренние оболочки из большего числа электронов (до 32) внутри внешних оболочек из меньшего числа электронов (от 1 до 8). Так, например, размер первой оболочки в атомах элементов I и V периодов может отличаться в десятки (и даже сотни) раз, потому что заряды ядер в этих атомах различаются в десятки раз.

Таблица 3. ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ

ЭЛЕМЕНТОВ II ПЕРИОДА

Таблица позволяет знакомить учащихся с электронным строением элементов II периода путем сопоставления электронных схем строения атома, орбитальных и кольцегранных моделей и делать прогностические выводы о химических свойствах веществ на основании их электронного строения.

Электронная схема – это знаковая модель, которая не представляет объемного образа электрона и электронной оболочки. Она удобна для отражения последовательности заполнения электронных слоев и каждой электронной оболочки. Разнонаправленность стрелок, обозначающих электроны, позволяет обозначать фундаментальное свойство электронов, “спин” (или внутреннее вращение), обозначаемое знаками “+” и “–”.

В таблице представлены модели электронных орбиталей (орбитальные модели). Традиционно в курсе химии используют понятие электронной орбитали. Геометрически электронная орбиталь обозначает область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая (как трактуется это в физике), или область пространства, в которой сконцентрирована его электронная плотность (как это трактуется в химии). Орбитальные модели предназначены для отражения пространственного распределения электронной плотности в объеме атома. Различные формы электронных орбиталей и их видоизменения должны отражать процессы образования химических связей. Орбитальные модели являются упрощенным отражением более сложных научных моделей. Несмотря на упрощенный характер используемых в школе форм электронных орбиталей, они оказываются сложными для изучения, поскольку для их использования приходится вводить много дополнительных понятий, таких как взаимопроникновение, перекрывание, гибридизации разных видов: sp, sp2, sp3 и другие. Также на орбитальных моделях затруднено изучение понятия спин электрона. Использование орбитальных моделей полезно учащимся, особо интересующимся химией, или на факультативных занятиях.

Во второй половине XX века появились кольцегранные модели, более простые в изучении и использовании. Использование кольцегранных моделей позволяет демонстрировать формирование электронных оболочек в атоме без введения дополнительных понятий. Фундаментальное свойство электрона – “спин” (внутреннее вращение электрона) символически отражается в моделях представляемым движением заряда электрона в кольце. Движение заряда в замкнутом контуре приводит к появлению магнитных свойств (это известно из курса физики). Наличием магнитных свойств у модели электрона в кольцегранниках можно показать стремление электронов к спариванию в атомных орбиталях. Демонстрация магнитных свойств достигается использованием кольцевых магнитов или же символическим обозначением красным или синим цветом колец (при возможности используются двуцветные кольца: одна сторона красная, другая синяя).

С помощью кольцегранных моделей наглядно и доступно рассматриваем:

а) электронное строение атома и образование устойчивых электронных оболочек, объясняющих периодический закон и Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева;

б) влияние электронного строения на окислительные и восстановительные свойства элемента;

в) размеры атома и его сравнительную реакционную способность;

г) увеличение числа электронов на валентной оболочке и связанное с этим изменение свойств элементов в периоде.

Кольцегранные модели объединяют в себе достоинства электронных схем и орбитальных моделей:

а) простота и однотипность изображения атомов и электронов;

б) наглядное изображение характеристики “спин”;

в) возможность одновременного изображения всех электронов атома при сохранении наглядности структуры каждой электронной оболочки;

г) наглядность распределения электронов в атоме по оболочкам, а при необходимости и по энергетическим уровням;

д) равномерное распределение электронов в оболочках с учетом их “спин” характеристик;

е) взаиморасположение спаренных и неспаренных электронов в атоме;

ж) демонстрация незавершенности оболочки и качественная оценка реакционной способности элемента в зависимости от вида внешней электронной оболочки атома.

Кроме перечисленных выше качеств кольцегранные модели имеют также новые дидактические возможности: демонстрация устойчивости определенных электронных оболочек в атоме, определяющих вид Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, и возможность проведения модельного эксперимента для проверки их устойчивости.

Ниже предложена последовательность изучения материала, не нарушающая преемственность понятий и способствующая формированию фундаментального целостного знания. Оптимальным приемом обучения является диалог учителя с классом с включением фронтального моделирования.

В атоме лития (Li) пара электронов внутренней оболочки с разными характеристиками “спин” обозначена двумя кольцами разных цветов, расположенными параллельно и симметрично относительно ядра. Один неспаренный электрон внешней оболочки занимает неустойчивое положение, определяющее повышенную реакционную способность атома, его сильные восстановительные свойства.

Модель электронных орбиталей атома лития менее информативна, но также показывает два спаренных электрона первой s-орбитали и один неспаренный электрон второй s-орбитали в виде шаров разного размера. Неспаренность внешнего электрона обозначается менее ярким цветом орбитали.

Каждый последующий элемент отличается на один электрон и на одно зарядовое число ядра. Последовательность застройки электронной оболочки по периоду видна как увеличение количества колец, обозначающих электроны, на второй от ядра оболочке. Увеличение заряда ядра подразумевается, но никак не отражается в моделях электронных орбиталей атома, а в кольцегранных моделях показано косвенно, меньшим размером колец, обозначающих электроны. Вообще размер колец, обозначающих электроны, зависит от заряда ядра и близости оболочки к ядру атома.

На кольцегранной модели атома бериллия (Be) видно, что электроны расположены симметрично, относительно ядра. На орбитальной модели цветом показана завершенность второго s-слоя. Но это справедливо только для атома (Be), внешняя оболочка которого тождественна внутренней и в силу симметричности кажется завершенной.

К атому бора (B) применимо общее правило застройки электронной оболочки: неспаренные электроны сначала занимают свободные орбитали (правило Хунда). Однако по традиции, принятой еще в 50-е годы XX века, электроны s-орбитали показывают всегда спаренными. На орбитальной модели показаны заполненные две s-орбитали и один неспаренный электрон на p-орбитали. Это не соответствует правилу заполнения свободных орбиталей неспаренными электронами (правило Хунда), но исправляется при объяснении образования химической связи с помощью введения понятия возбуждения и распаривания s-орбиталей с последующей их гибридизацией совместно с p-орбиталью. Таким образом, с помощью использования понятия гибридизации s- и p-орбиталей объясняются формы соединений атомов бора, характеризующиеся углами 120° в соединениях BCl3 или B(OH)3.

При использовании кольцегранных моделей введения понятия гибридизации не требуется. На кольцегранной модели атома бора все электроны внешней оболочки показаны одинаковыми кольцами одного цвета. Три кольца, обозначающие электроны внешней валентной оболочки атома, взаимно располагаются так, чтобы быть равноудаленными от ядра. Геометрически кольца расположены в гранях треугольной призмы (в основаниях которой расположены кольца, обозначающие электроны первой s-орбитали). Такое расположение объясняет и показывает величину валентных углов 120° при образовании химических связей.

Атом углерода (С) имеет на внешней оболочке четыре электрона. На орбитальной модели это показано заполнением второй p-орбитали. Соединение углерода с водородом – метан (CH4) – характеризуется углами 109,5°. Для объяснения образования такого простого соединения с помощью орбитальных моделей приходится использовать понятие гибридизации s- и p-орбиталей, предваряя его понятием перехода атома в возбужденное состояние и распаривания электронов второй s-орбитали.

Кольцегранная модель позволяет существенно проще излагать материал. Кольца, обозначающие электроны внешней валентной оболочки атома углерода, взаимно расположены в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальную взаимную и равную удаленность – то есть в гранях правильного четырехгранника (тетраэдра) под углами 109,5°. Синий цвет колец обозначает одинаковую характеристику “спин” – все электроны внешней оболочки неспаренные. Оболочка не завершена, атом реакционноспособен. Четыре орбитали, заполненные неспаренными электронами, демонстрируют валентность, равную четырем (как в сторону окисления, так и восстановления).

В атоме азота (N) на трех орбиталях находится по одному электрону, что объясняет его валентность как окислителя, равную трем, а как восстановителя – трем и пяти (пять в случае отдачи электронов не только p-, но и s-орбиталей).

Простыми для объяснения являются элементы кислород (О) и фтор (F), являющиеся активными окислителями. Более подробно они рассмотрены в таблице 4 “Модели строения веществ”.

Размеры колец, составляющие кольцегранные модели, отличаются. Их размер качественно отражает величину энергии связи электронов в оболочке. Чем больше энергия связи электрона в оболочке, тем меньше радиус кольца, моделирующего электрон. Меньший ковалентный радиус соответствует большей электроотрицательности. В представленном ряду у атома фтора радиус наименьший, а электроотрицательность наибольшая. Он проявляет максимальные окислительные свойства.

Таблица завершается изображением инертного газа Ne.

Одновременное использование для обучения всех трех рассмотренных моделей обеспечивает наиболее полное изучение материала при малом количестве академических часов, выделенных на предмет. При возможности рекомендуется использование моделей Р. Гилеспи (электронных пар) и магнитных кольцегранных моделей.

 

Таблица 4. МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ ВЕЩЕСТВ

Таблица 4 может изучаться одновременно с таблицей 3 “Электронное строение атомов элементов II периода”, так как модели строения веществ рассмотрены на примерах соединений веществ II периода.

В таблице представлены три типа моделей: масштабная модель (Стюарта-Бриглеба, представляющая собой целый класс однотипных моделей, включая скелетные и шаро-стержневые, которые не отражают электронную структуру моделируемых соединений); орбитальная модель (рассматривающая виды и изменения электронных орбиталей в процессе образования химических связей); кольцегранная модель (изображающая в объеме электронную структуру атома).

На всех таблицах используется общепринятое цветовое кодирование: салатовый цвет – хлор, черный – углерод, красный – кислород, голубой – азот, зеленый – фтор, бело-желтым обозначен водород, серым – металлы и бор.

Соединение простейшего атома – водорода с атомом фтора на кольцегранной модели выглядит включением атома водорода (одного электрона в виде кольца вместе с его ядром – протоном) в электронную оболочку атома фтора. Электрон атома водорода позволяет завершить электронную оболочку атома фтора. Однако ядро атома водорода – протон становится подвижным из-за отталкивания от ядра фтора. При его отрыве образуются ионы F и H+.

Соединения Li, Be и B с сильными окислителями (Cl или F) в таблице не показаны: их строение предлагается установить самостоятельно.

Масштабная модель метана (CH4) выглядит комбинацией одного усеченного плоскостями черного шара – атома углерода и четырех бело-желтых усеченных шаров – атомов водорода.

Метан имеет на внешней оболочке 4 электрона углерода, которые в процессе образования химической связи спариваются с электронами атомов водорода. В кольцегранной модели это показано парным расположением черных колец (электронов углерода) напротив бело-желтых колец (электронов водорода). Электроны образуют пару симметрично относительно ядра атома. Четыре пары электронов, изображаемых кольцами, образуют завершенную оболочку молекулы. Над центрами желтых колец находятся ядра атомов водорода. Для отличия от более крупных ядер они показаны оранжевым цветом. Из-за отталкивания от ядра атома углерода ядра атомов водорода – протоны находятся не в геометрическом центре желтых колец, а выступают из плоскости колец наружу.

На орбитальной модели показан результат гибридизации электронных s- и p-орбиталей и спаривания 4 электронов гибридизированных орбиталей углерода с электронами атомов водорода при образовании связи.

Строение молекулы аммиака (NH3) отличается от тетраэдрического: оно пирамидальное и рассматривается подробно в таблицах 9 “Валентные углы в молекулах” и 12 “Донорно-акцепторная связь”.

Далее в таблице показаны различные модели молекулы воды.

Одна молекула воды (H2O) содержит два атома водорода, валентный угол между которыми при атоме кислорода равен 104,5°. Причину отличия валентного угла в молекуле воды от тетраэдрического (109,5° в симметричном восьмиграннике – октаэдре) можно продемонстрировать только на кольцегранной модели. В кольцегранной модели атомы водорода (в виде колец желтого цвета) имеют меньший размер. Это объясняет меньший валентный угол между атомами водорода (в сравнении с тетраэдрическим 109,5°).

Размеры колец, составляющих кольцегранные модели, качественно отражают энергию связи электронов в оболочке. Чем больше энергия связи электрона в оболочке, тем меньше радиус кольца, моделирующего электрон и, следовательно, меньше ковалентный радиус атома.

Масштабные модели (Стюарта-Бриглеба) своими размерами отражают в целом величины ковалентных радиусов атомов. Например, в представленном ряду у атома фтора радиус наименьший, а электроотрицательность наибольшая. Фтор проявляет наибольшие окислительные свойства. Масштабные модели не отражают электронную структуру моделируемых соединений, но с их помощью удобно изучать многоатомные соединения, предварительно изучив их электронное строение с помощью кольцегранных моделей.

Формат таблицы не позволяет показать все разнообразие используемых моделей. Представляется целесообразным использовать не только вышеперечисленные, но и шаро-стержневые модели, а также графические схемы и такие полезные, но малораспространенные модели, как модели Р. Гилеспи электронных пар, предполагающие отсутствие отталкивания внутри электронной пары и сводящие проблему построения завершенной электронной оболочки к взаимной ориентации электронных пар при их расположении около ядра атома.

Таблица 5. АТОМНЫЕ РАДИУСЫ ЭЛЕМЕНТОВ

I–IV ПЕРИОДОВ

Атомные радиусы даны в таблице численно (в нанометрах) и символически изображены шарами, размеры которых пропорциональны радиусам атомов.

В таблице слева направо, начиная со щелочных металлов и до галогенов, происходит уменьшение атомных радиусов. Причина уменьшения размеров атомов вдоль периода обусловлена увеличением сил притяжения со стороны все возрастающего положительного заряда ядра атома, а также зависит от расположения и взаимодействия электронов в атомных оболочках.

Увеличенный размер атомного радиуса у элемента благородного газа, следующего за галогеном, отражает характер слабых межатомных взаимодействий, присущих благородным газам. Межатомные взаимодействия характеризуются большими межатомными расстояниями, в отличие от ковалентных связей. В молекулах галогенов и других неметаллов устанавливается прочная ковалентная связь, а ковалентные радиусы вычисляются как половина межатомного расстояния в молекулах или кристаллов соответствующих простых веществ.

В изменении размеров атомов элементов, расположенных по мере возрастания порядковых номеров, наблюдается определенная закономерность, установленная еще Д.И. Менделеевым: периодически повторяются максимумы и минимумы атомных объемов. Аналогично изменяются атомные радиусы.

Увеличение атомных радиусов происходит также и сверху вниз по группам периодической системы, что объясняется возрастанием числа электронных слоев. Эта закономерность видна на примере главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп атомные радиусы, как правило, меньше чем у соседних элементов главных подгрупп.

Изучение таблицы позволит учащимся понять и объяснить, почему тенденция к отдаче электронов убывает вдоль периодов слева направо и почему она возрастает сверху вниз у элементов главных подгрупп периодической системы.

Окислительно-восстановительные свойства элементов, связанные с предпочтением к отдаче или получению ими электрона, отражены в таблице с помощью цветовой раскраски прямоугольных ячеек таблицы. Красным фоном обозначены элементы восстановители, склонные к отдаче электрона (такие как Li, K). Синий фон обозначает элементы – сильные окислители (такие как F или О), склонные к оттягиванию электрона в свою сторону и включению его в свою оболочку. Большая часть элементов в таблице обозначена двумя цветами: и красным, и синим, что отражает их возможность проявления как окислительных, так и восстановительных свойств. Степень проявления окислительных и восстановительных свойств отражается балансом красного и синего цвета.

Таблица атомных радиусов служит предпосылкой для изучения содержания таблицы электроотрицательности элементов.

Таблица 6. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ

Величиной относительной электроотрицательности пользуются для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару. Значения электроотрицательности атомов элементов, приведенные в таблице, определялись по отношению к электроотрицательности фтора, принятой равной 4,0. В предлагаемой таблице числовые значения электроотрицательности показаны в графической форме, что наглядно отражает увеличение электроотрицательности элементов вдоль периода, причем в каждом следующем периоде она растет все медленнее.

На графике видно, что основные изменения значений электроотрицательности имеют место в главных подгруппах периодической системы. То есть достройка внутренних оболочек имеет меньшее влияние на электроотрицательность, чем степень заполнения внешней оболочки.

Тенденция к уменьшению электроотрицательности с увеличением числа периода также хорошо прослеживается. Для наглядности все галогены и щелочные металлы первой группы соединены пунктирной линией.

Ряд электроотрицательности элементов расположен под графиком для использования в качестве справочного материала.

Электроотрицательность элемента следует понимать не вообще, а в конкретном случае, в зависимости от того, в состав какого соединения входит данный элемент, какова его степень окисления, валентность, кратность химической связи. Поэтому электроотрицательность не является постоянной величиной. Несмотря на это ограничение, понятие электроотрицательности служит полезным ориентиром для определения степени полярности химической связи, указывает на прочность бинарных соединений, позволяет определить знак степени окисления элемента.

Таблица 7. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Таблица содержит информацию о степенях окисления химических элементов от водорода до кальция.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома в молекуле, предполагая, что молекула состоит из ионов.

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов, входящих в состав химического соединения, равна нулю. Например, для оксида железа Fe2O3 получим: 2 l (+3)+3 l (–2) = 0.

Для соединений с ионной связью заряд иона совпадает со степенью окисления, например, Na+, K+, Cl, Ca+2, O2–.

Многие химические элементы проявляют переменную степень окисления. На схеме наиболее характерные для данного элемента степени окисления обозначены черными кругами в цветных прямоугольниках, а нехарактерные – окружностями. Цвет прямоугольников кодирует окислительно-восстановительные свойства элементов: синий цвет обозначает резко окислительные свойства, а красный – восстановительные.

Неполярные валентные связи не вносят своего вклада в степень окисления атомов, входящих в соединение. Вообще для соединений с ковалентной связью степень окисления – понятие условное и действительного состояния атома в соединении не характеризует. Но им удобно пользоваться при составлении уравнений всевозможных окислительно-восстановительных реакций. При окислительно-восстановительных реакциях изменяется степень окисления элемента. Формально степень окисления элементов определяется числом общих электронных пар, причем степень окисления того элемента, к которому сдвинуты электронные пары (то есть наиболее электроотрицательный) имеет знак “минус”, а другого – знак “плюс”.

Степени окисления и величины валентности могут не совпадать. Например, в соединениях углерода, проявляющего валентность, равную четырем, степени окисления могут быть различные: и –3 (этан), и –2 (этилен), и –1 (ацетилен). В органических соединениях степени окисления обычно не рассматриваются (в таблицу они не внесены). В органической и общей химии используется понятие “смещение электронной плотности”, характеризующее полярность связей.

Таблица 8. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Ковалентная связь образуется между двумя атомами при объединении электронных оболочек, что происходит в случае невозможности образования завершенной оболочки у каждого атома. Завершение электронных оболочек происходит не за счет присоединения электрона, что имеет место в ионной связи, а за счет использования для завершения электронной оболочки одного атома электронной оболочки другого атома. Происходит образование общей электронной оболочки молекулы. Если связь образована одинаковыми атомами, то модель ее электронной оболочки имеет симметричный вид и мы говорим об образовании неполярной связи. Если атомы различаются по электроотрицательности, то образуется полярная связь. Электронная плотность в молекулярной оболочке смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью.

Рисунок и схема иллюстрируют соединение атомов водорода в двухатомную молекулу, осуществляемое двумя электронами, что на схеме показано точками или стрелочками. На рисунке видно, как масштабные модели атомов водорода соприкасаются и деформируются, что обозначает перекрывание электронных орбиталей в молекуле водорода. На кольцегранных моделях взаимодействие показано сближением колец, обозначающих электроны. Сближение ядер атомов за счет взаимодействия их электронных орбиталей ведет к уменьшению внутренней энергии молекулы. Следовательно, образование связи является энергетически выгодным процессом и сопровождается выделением теплоты – это экзотермический процесс.

Аналогично показано образование полярной связи в результате перекрывания электронных орбиталей и слияния электронных оболочек атомов водорода и хлора. Более подробно процесс образования общей электронной оболочки показан с помощью кольцегранных моделей. Электронная оболочка атома хлора достраивается до завершения с помощью электрона атома водорода. Отличие от хлорид-иона в модели показано тем, что протон (ядро атома водорода) остается в центре кольца – электрона атома водорода. Неполярный характер связи виден в том, как расположен протон (ядро атома водорода). Испытывая отталкивание от ядра атома хлора, он выталкивается из центра кольца: его электронная плотность смещается в сторону хлора.

Двойные ковалентные связи также могут иметь полярный или неполярный характер. Так, например, два атома кислорода образуют соединение с двойной связью. Электронная плотность равномерно распределена около двух ядер атомов в случае их равной электроотрицательности (молекула кислорода O2) или же может смещаться в сторону более сильного окислителя, в случае связи атомов разной электроотрицательности.

На примере строения молекулы углекислого газа (CO2) можно провести опрос учащихся: “К какому виду относится ковалентная связь в этом соединении?”

Верным может считаться развернутый ответ:

  1. Соединение с ковалентной связью характеризуется образованием общей электронной оболочки для нескольких входящих в соединение атомов;
  2. Разность значений электроотрицательности атомов углерода и кислорода определяет полярный характер связи C=O;
  3. Из-за симметричного расположения атомов кислорода относительно атома углерода полярность соединения не выражена явно.

Таблица 9. ВАЛЕНТНЫЕ УГЛЫ В МОЛЕКУЛАХ

Валентные углы отличаются в различных, иногда даже однотипных соединениях. Зависит это от строения электронной оболочки молекулы и от соотношения ковалентных радиусов атомов, входящих в соединение.

Изучение особенностей строения электронной оболочки молекулы проводится с помощью кольцегранных моделей, изображающих каждый электрон оболочки кольцом. Рассмотрение лучше начинать с простых случаев. По желанию учителя или в соответствии с программой можно начать с молекул воды, серы, селена или предварить их изучение рассмотрением метана.

Молекула метана (CH4) характеризуется тетраэдрической симметрией с валентным углом 109,5°. Можно задать ученикам вопрос: отличаются ли валентные углы у соединения азота с водородом по сравнению с молекулой метана и почему? Поставленный таким образом вопрос, является предпосылкой к правильному пониманию зависимости величины валентного угла в соединениях элементов VI периода главной подгруппы с водородом. Ответ на вопрос о величине валентных углов в соединении азота и водорода вполне может быть сформирован учащимися при правильной постановке вопроса учителем и в общих чертах должен быть следующим:

  1. Симметрия атома азота не является такой же правильной, как у атома углерода из-за большего числа электронов на внешней оболочке;
  2. Для завершения оболочки азоту необходимо только три электрона, или атома водорода, что приводит к отклонению симметрии оболочки от тетраэдрической (спаренная p-орбиталь оказывается в вершине пирамиды из четырех атомов: трех атомов водорода и одного азота);
  3. Меньший диаметр колец, обозначающих атомы водорода, приводит к уменьшению валентных углов по сравнению с идеальным тетраэдрическим 109,5°. В аммиаке (NH3) угол 108°.

Иллюстрацией этих положений являются рисунки и схемы, приведенные в таблице.

После ответа ученика или рассказа учителя о причинах меньшего валентного угла в аммиаке (108°) по сравнению с метаном (109,5°) вопрос образования валентного угла в молекуле воды может считаться простым и быть задан ученикам. В процессе размышления и объяснения отличия валентного угла в молекуле воды от тетраэдрического (в состоянии газа или водяного пара он равен 104,5°) учащиеся могут заинтересоваться сравнением и обоснованием величин валентных углов в различных соединениях. Интересным является сравнение валентных углов в молекулах воды и аммиака. Ответ на вопрос можно найти в строении электронной оболочки молекулы:

  1. Как видно на кольцегранной модели, протон (ядро атома водорода), изображаемый точкой оранжевого цвета, выталкивается из центра кольца, обозначающего электрон атома водорода. Это происходит из-за взаимного отталкивания ядер элементов, образующих соединение;
  2. Протоны (ядра атомов водорода) испытывают отталкивание не только от ядра центрального атома, но и друг от друга. В молекуле аммиака их три, и они отталкиваются друг от друга равномернее и сильнее, чем в молекуле воды, в которой атомов водорода только два.

Модели и схемы соединений элементов группы кислорода (сера, селен) с атомами водорода демонстрируют, каким образом размер ковалентного радиуса и наличие внутренних оболочек влияют на величину валентного угла в октаэдрической (составленной из восьми электронов) оболочке молекулы. Угол между связями достигает 90° в соединении сероводорода из-за большой разницы в ковалентных радиусах атома серы и атомов водорода. В соединении селена с водородом валентный угол также значительно отличается от тетраэдрического. Но отличие от тетраэдрического угла меньше, чем в сероводороде, что можно объяснить наличием у атома селена внутренней оболочки из 18 электронов, при образовании которой происходит так называемое “лантаноидное сжатие”: уменьшение размеров атома при заполнении оболочки с большим числом электронов. (Термин “лантаноидное сжатие” может быть известен учащимся из курса физики или изучен в разделе, посвященном Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.)

Для демонстрации соединения с двойной связью рассмотрим модель молекулы углекислого газа (CO2): она характеризуется углами 180°. У атомов кислорода и углерода оболочка не является завершенной. Образование связей (C=O) вызвано недостатком электронов для создания завершенной оболочки. Образование связи в оболочке каждого атома заменяет сразу два электрона (на кольцегранных моделях видно, что оболочки могут быть заполнены двумя кольцами); поэтому связи названы двойными. Симметрия оболочки из восьми электронов (октаэдрической) не оставляет других вариантов взаимного расположения атомов, кроме линейного. Убедиться в этом можно, изучая или моделируя строение молекулы с помощью кольцегранной модели.

Таблица 10. ИОННАЯ СВЯЗЬ

Ионная связь образуется между атомами, в сильной степени различающимися по электроотрицательности, например, между атомами типичными (щелочными) металлами и атомами типичными неметаллами – галогенами. Если атом фтора, обладающий максимальной электроотрицательностью и малыми размерами, приблизится к сравнительно большому атому цезия с почти минимальной электроотрицательностью, то атом фтора так воздействует на электронную оболочку атома цезия, что может перетянуть к себе его электрон с внешней оболочки.

Изучение ионной связи желательно начинать с эксперимента – показа горения натрия в хлоре. Уместно поставить перед учащимися вопрос об условиях реакции и подвести их к предположению о том, что для начала реакции требуется нагревание. На таблице схематически рассмотрено взаимодействие металла – натрия и неметалла – хлора. Мы видим последовательные процессы, приводящие к образованию положительного иона натрия и отрицательного хлорид-иона; соединение их в кристаллическую решетку хлорида натрия (поваренной соли), которая имеет кубическую гранецентрированную решетку, состоящую из равного числа ионов Na+ и Cl.

Здесь, как и в предыдущем случае, уместно сформулировать перед учащимися проблему, касающуюся механизма образования химической связи, и с помощью кольцегранных моделей подвести их к ее разрешению.

Схема процесса отдачи электрона атомом натрия и его присвоение атомом хлора в таблице показана с помощью простых моделей Стюарта-Бриглеба, изображающих все объекты в виде шариков. (С точки зрения электродинамики нейтральные атомы не должны стремиться к превращению в ионы.)

Для объяснения причин превращения электрически нейтральных атомов в ионы в таблице помещена схема процесса, изображенная с помощью кольцегранных моделей, показывающих расположение электронов в атомных оболочках. У атома натрия внешняя оболочка состоит из единственного электрона. Это неустойчивое состояние показано наличием слабо связанного (незакрепленного) электрона в виде кольца. Для отдачи электрона натрием необходимо металл нагреть (сообщая электрону повышенную подвижность) и поместить в банку с хлором. У атомов хлора внешняя оболочка составлена из семи электронов, образующих конфигурацию незавершенной устойчивой оболочки из восьми электронов – кольцегранника, у которого не хватает одного кольца до создания сверхсимметричной формы из восьми колец (модель устойчивой завершенной оболочки). Кольцегранная модель незавершенной оболочки выглядит как ловушка для недостающего восьмого электрона, необходимого для завершения оболочки. Выигрыш энергии связи от завершения оболочки превышает энергию связи одиночного электрона в атоме натрия. Именно по этой причине нейтральные атомы переходят в состояние ионов, имеющих завешенные оболочки: натрия с недостатком и хлора с избытком одного электрона.

Уместно здесь поставить вопрос об изменении размеров ионов по сравнению с размерами атомов. На примере атома натрия и хлора проявляется общая закономерность в изменении размеров положительных и отрицательных ионов по сравнению с нейтральными атомами: отдача электрона приводит к уменьшению размеров положительного иона, а присоединение электрона (восстановление) атомом галогена – к увеличению размеров отрицательного иона. Кроме того, уменьшение размеров катиона происходит в большей степени, чем увеличение аниона по сравнению с нейтральными атомами тех же элементов. К этому выводу учащиеся способны прийти без дополнительных объяснений учителя, рассматривая электронное строение атомов, превращающихся в ионы. (Объясняется это тем, что у катиона число электронных оболочек стало на одну меньше, чем у нейтрального атома, а у аниона – осталось без изменения, увеличилось только число электронов в оболочке).

На схеме процесса образования ионной пары “Na+ – Cl” относительные размеры атомов и ионов даны приблизительно. На изображении фрагмента кристалла пропорции размеров ионов Na+ и Cl соблюдены.

Таблица 11. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

Изучение особенностей строения электронной оболочки молекулы проводится с помощью кольцегранных моделей, изображающих каждый электрон оболочки кольцом. По желанию учителя можно предварить изучение водородной связи рассмотрением метана. Молекула метана отличается тетраэдрической формой и характеризуется валентным углом, равному тетраэдрическому.

Можно задать ученикам вопрос: “От чего зависит величина валентных углов в молекуле воды и как она отличается по сравнению с метаном?” Ответ на вопрос о величине валентных углов в соединении кислорода и водорода вполне может быть сформирован учащимися и в общих чертах должен быть следующим:

  1. Молекула воды (соединение кислорода с двумя атомами водорода) не обладает такой же симметрией, как соединение углерода с водородом (метан), так как для завершения оболочки атому кислорода необходимо два электрона (атома) водорода.
  2. Меньший диаметр колец, обозначающих атомы водорода, приводит к деформации всей оболочки и уменьшению валентных углов по сравнению с тетраэдрическим (который реализован в молекуле метана).

Иллюстрацией этих положений являются рисунки и схемы, приведенные также в таблице 3, 4 и 9.

После ответа ученика (или рассказа учителя) о причинах уменьшения валентного угла в молекуле воды следует рассмотреть причину образования водородных связей. При наличии демонстрационного или раздаточного материала (наборов для сборки кольцегранных моделей атомов и молекул) этот вопрос также можно адресовать ученикам.

Ответ на вопрос объясняется строением электронной оболочки молекулы:

  1. Как видно на кольцегранной модели, протон (ядро атома водорода), изображаемый точкой оранжевого цвета, выталкивается из центра кольца, обозначающего электрон атома водорода. Это происходит из-за взаимного отталкивания ядер элементов, образующих соединение: кислорода и водорода.
  2. Избыточный положительный заряд, возникающий в области расположения протона, придает полярный характер ковалентной связи кислорода с водородом и создает отрицательный заряд в молекуле воды на атоме кислорода.
  3. Под действием электростатических сил протоны (ядра атомов водорода) притягиваются к областям отрицательного заряда окружающих молекул воды.
  4. Молекулы воды взаимно ориентируются и образуют слабые межмолекулярные связи электростатической природы.
  5. Межмолекулярные связи, образованные с помощью протонов (ядер атомов водорода), входящих в состав молекул воды, названы водородными.

Одна молекула воды может образовать две связи с помощью двух ядер атомов водорода (как это показано на первом рисунке) и еще две связи могут с ней быть образованы другими молекулами. Как это видно на кольцегранных моделях, кольца-электроны, участвующие в образовании связей, располагаются в параллельных плоскостях. При этом протон (ядро атома водорода) располагается на линии, соединяющей их центры (на рисунке эти линии показаны пунктиром).

В процессе рассмотрения и объяснения процесса образования водородных связей между молекулами воды должен быть поставлен вопрос об изменении валентного угла в молекуле воды от 104,5° до тетраэдрического 109,5°. Вопрос может быть задан учениками или поставлен учителем: “Как меняется валентный угол в молекуле воды в процессе образования водородных связей?” Поставленный таким образом вопрос является предпосылкой к правильному пониманию зависимости изменения валентного угла в структурной единице воды в процессе образования водородной связи.

Ответ может быть проиллюстрирован учителем с помощью кольцегранных моделей молекул воды. Ответ может быть получен самими учащимися в процессе проведения самостоятельной коллективной работы по моделированию процесса образования водородных связей. Модельный эксперимент, проходящий под руководством учителя, позволяет учащимся самостоятельно установить причину увеличения валентного угла в молекуле воды (104,5°) до тетраэдрического (109,5°) в процессе образования водородных связей.

Логика рассуждений и последовательность использования кольцегранных и масштабных моделей может быть следующей:

  1. Правильная взаимная ориентация молекул воды такова, что атомы водорода располагаются равноудалено.
  2. В кольцегранной модели электроны атома кислорода, к которым приближаются протоны других молекул воды, не могут располагаться рядом с кольцами, обозначающими атомы водорода. Между ними расположены кольца, обозначающие электроны атома кислорода, не участвующие в образовании связей (протоны в этих местах не могут находиться из-за взаимного отталкивания).
  3. Протон (заряженный положительно) притягивается к отрицательно заряженной области близкорасположенной молекулы воды.
  4. При образовании водородной связи протон располагается между ядрами (и электронами) двух разных молекул воды, участвующими в образовании водородной связи.
  5. Расположение протона между двумя электронными оболочками молекул воды приводит к тому, что размеры колец-электронов, участвующих в образовании связи, становятся меньше, чем размер колец, обозначающих электроны кислорода.
  6. При образовании молекулой воды четырех связей, кольца, обозначающие электроны внешней оболочки, оказываются двух размеров: четыре кольца имеют меньший размер.
  7. Модель молекулы (одной структурной единицы) воды, образовавшей водородные связи, становиться симметричной (как модель молекулы метана). В симметричной модели валентные углы становятся близкими к тетраэдрическим (109,5°).

На дополнительный вопрос: “Почему лед плавает, а не тонет?” учащиеся могут ответить самостоятельно. Ответ можно проиллюстрировать на модели льда, исполненной из шаро-стежневых моделей: образование регулярной кристаллической структуры (с координационным числом, равным четырем) сопровождается уменьшением плотности. Уменьшение плотности происходит с увеличением объема. Поэтому при замерзании вода может разрывать даже металлические трубы, из которых забыли на зиму слить воду.

Таблица 12. ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ

Образование иона аммония происходит с присоединением протона к молекуле аммиака. Протон захватывается электронной парой, принадлежащей молекуле аммиака. На таблице этот процесс иллюстрируется схемой и рисунком. Ядра атомов водорода (протоны) показаны оранжевым цветом для отличия от ядер атомов азота и хлора.

Пирамидальное строение молекулы аммиака объясняет полярность молекулы и сосредоточение отрицательного заряда на оболочке молекулы со стороны вершины пирамиды (на неподеленной электронной паре). На кольцегранной модели видно, как после захвата протона (ядра атома водорода) симметрия образовавшегося иона становиться тетраэдрической, похожей по строению на молекулу метана.

Рассматривая образование иона аммония (в процессе взаимодействия молекулы аммиака с атомом хлора) как окислительно-восстановительную реакцию, аммиак можно считать донором, а хлор – акцептором отрицательного заряда. На кольцегранной модели видно, что образующаяся связь между аммиаком и хлороводородом формально похожа на водородную, но не является ею из-за того, что протон не поделен, а перетянут аммиаком с превращением его в ион аммония. Связь между ионами электростатическая, а не протонная (водородная).

Таблица 13. СООТНОШЕНИЕ ВИДОВ СВЯЗИ

В таблице схематически и на рисунках представлен переход от ковалентной неполярной (атомной) связи через полярную к ионной (или сильно полярной) связи. Ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами (или равными по электроотрицательности). Ионная (или сильно полярная) связь образуется между атомами, в сильной степени различающимися по электроотрицательности. Относительно неполярной ковалентной связи полярную связь можно считать ковалентной с выраженным ионным характером.

На схеме рост полярного характера связи показан увеличением расстояния между центрами положительных и отрицательных зарядов в молекуле или диполе. Химические формулы приведены в порядке возрастания степени полярности молекул:

Cl2 – SCl2 – HCl – AlCl3 – NaCl.

На схеме полярная связь расположена как промежуточная между неполярной и ионной, но более корректно рассматривать полярную связь в качестве основного вида связи, крайними случаями которой являются неполярная и ионная.

Характер связи устанавливается по степени использования электронов атомами, образующими молекулу, то есть характером распределения электронов (электронной плотности). На таблице это показано с помощью электронных схем и кольцегранных моделей, демонстрирующих перераспределение электронной плотности смещением электрона в виде кольца в сторону более электроотрицательного атома. При образовании ковалентной связи образуется общая электронная оболочка всей молекулы. Типичный пример неполярной ковалентной связи – молекула хлора (Cl2). При образовании ионной (сильно полярной) связи завершенные электронные оболочки образуются вокруг каждого атома и характеризуются избыточным отрицательным или положительным зарядами, удерживающими их вместе (электростатическим взаимодействием). Например, соединение хлорида натрия (Na+Cl). Типичным примером полярной связи, на модели которого легко прослеживается оттягивание электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома, является молекула хлороводорода (HCl). На кольцегранной модели видно, как единственный электрон атома водорода входит в электронную оболочку атома хлора, оставляя чуть в стороне протон (ядро атома водорода). Такое перераспределение электронной плотности придает связи H–Cl полярный характер: образуется диполь, имеющий знак “+” со стороны водорода и “–” со стороны атома хлора.

Таблица 14. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

В узлах кристаллической решетки металлов находятся атомы или ионы, между которыми перемещаются валентные электроны. Движение электронов обусловливает непрерывный переход атомов металлов в ионы и наоборот. Так как электроны слабо удерживаются в атоме, то они образуют в объеме металла “электронный газ”, играющий роль цементирующей среды между атомами и ионами. Присутствием этих свободных электронов объясняют их общие свойства (металлический блеск, пластичность, электропроводность, теплопроводность), а также прочность.

В центре таблицы показана особенность строения кристаллической решетки металла. Механическое воздействие на кристалл металла вызывает сдвиг частиц относительно друг друга, но не приводит к разрыву связей между ними. Поэтому металлы могут изменять свою форму и без разрыва вытягиваться, то есть они ковкие и пластичные. К самым пластичным металлам можно отнести золото, серебро, медь.

Наибольшую электрическую проводимость и теплопроводность имеют серебро, медь, золото, алюминий, железо; наименьшую – марганец, свинец, ртуть. Теплопроводность вызвана обменом энергии при столкновении свободных электронов с колеблющимися ионами и атомами. Поэтому происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Индивидуальные свойства металлов зависят от кристаллических решеток, которые в свою очередь определяются размером атомов и числом валентных электронов.

Можно отметить, что типы образуемых металлами кристаллических решеток (кубическая гранецентрированная, кубическая объемно центрированная и гексагональная) зависят от положения соответствующих элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Например, металлы группы 1А образуют кубические гранецентрированные и объемно центрированные кристаллические решетки, а элементы группы 2А в основном – гексагональные. Гранецентрированные решетки характерны для металлов побочных подгрупп (медь, серебро, золото, никель, палладий и платина).

С увеличением числа валентных электронов и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах возрастают механическая прочность, плотность и температура плавления металлов. Щелочные металлы мягкие и имеют небольшие плотности и температуры плавления. У металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп наблюдаются самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления.

В настоящее время для объяснения металлической связи привлекаются основы квантовой механики, развитые Э.Ферми и П.Дираком.

Таблицу можно использовать для изучения свойств металлов и коррозии.

Таблица 15. ВИДЫ КРИСТАЛЛОВ

Таблица продолжает знакомство со строением веществ и необходима при изучении зависимости свойств веществ от их кристаллической структуры, а также может быть использована при изучении свойств металлов, неметаллов и сложных веществ.

В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток. На таблице приведены примеры разных типов кристаллических решеток, используя знакомые учащимся вещества: молекулярные – оксид углерода (IV), атомные – алмаза, ионные – хлорида натрия, металлические – железа.

Молекулярную кристаллическую решетку образуют кристаллический углекислый газ, лед, белый фосфор, галогены, водород, кислород, азот, инертные газы, многие твердые органические кристаллические вещества (глюкоза, сахароза, стеариновая кислота).

Рассматривая молекулярные кристаллические решетки, следует отметить, что молекулы удерживаются в узлах решетки слабыми силами молекулярного притяжения. Поэтому эти вещества легкоплавки и летучи.

В узлах кристаллической решетки оксида углерода (IV) (сухого льда) расположены неполярные молекулы СО2, так как связи между атомами углерода и кислорода направлены в противоположные стороны. По этой причине кристаллическая решетка сухого льда менее прочная, чем обычного льда, имеющего полярные молекулы Н2О.

Атомные кристаллические решетки образуют алмаз, графит, оксид кремния (IV). В алмазе каждый атом углерода связан с четырьмя другими атомами углерода прочными ковалентными связями одинаковой длины, расположенными под углом в 109,5°. Образуется компактная и прочная кристаллическая структура, определяющая особые свойства алмаза (высокая температура плавления, чрезвычайная твердость и плотность).

Изучение ионных кристаллов методом рентгеноструктурного анализа показало, что в узлах ионной кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы, которые притягиваются друг к другу. Ионные кристаллы образуют вещества с ионной связью (соли, оксиды и гидроксиды металлов).

В случае хлорида натрия каждый ион натрия (серый шарик) окружен со всех сторон шестью ионами хлора (зеленый шарик), а каждый ион хлора – шестью ионами натрия. Противоположно заряженные ионы взаимно притягиваются, поэтому кубическая решетка устойчива и кристалл обладает высокой температурой плавления. Расплав хлорида натрия проводит электрический ток.

Для подробного рассмотрения металлической кристаллической решетки используется таблица 14 “Металлическая связь”.

Изучению кристаллов посвящены различные научные отрасли, например, кристаллохимия. Для естественных кристаллов характерны основные геометрические формы – призмы и пирамиды, а также их комбинации. Число атомов или молекул, образующих кристалл, очень велико. Например, в кристалле алмаза массой 1 г содержится 5 l 1022 атомов углерода.

Вместе с учащимися необходимо разделить элементы периодической системы на группы по способности образовывать простые вещества с разным типом кристаллических решеток. Можно убедиться, что элементы VА (кроме висмута), VIА, VIIА и VIIIА подгрупп образуют простые вещества с молекулярной кристаллической решеткой. Левее их в Периодической системе находятся элементы (бор, углерод, кремний, германий и олово), образующие атомные кристаллические структуры. Для остальных элементов характерны металлические кристаллические решетки.

Таблица 16. ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Таблица помогает учащимся понять разницу между понятиями “валентность” и “степень окисления”. Учитель должен методологически грамотно использовать эти понятия уже на начальном этапе изучения химии. Надо помнить, что применение понятий “степень окисления” и “валентность” элемента возможно лишь в известных пределах.

До сих пор авторы некоторых учебников используют степень окисления для характеристики способности атомов соединяться друг с другом. Однако степень окисления – не реальная характеристика элемента, и от нее следует отказаться в пользу валентности. Так как для написания окислительно-восстановительных реакций нередко используют степень окисления, надо понять разницу между этими двумя понятиями.

Валентность – способность атома присоединять или замещать определенное число атомов с образованием химической связи. Валентность количественно равна числу химических связей, образуемых атомом. Более точно – это связи между ионами или атомами (т.е. ионные и ковалентные связи). В оксиде меди (II) медь двухвалентна, так как образует две связи с кислородом. Валентность указывается римской цифрой.

По определению валентность не может быть отрицательной или положительной. Электронная теория химической связи придала валентности физический смысл. Валентность атома равна числу его электронов, участвующих в образовании химических связей (ионных или ковалентных).

Понятие валентности появилось в начале XIX века. В качестве стандарта были выбраны водород (валентность один) и кислород (валентность два). С открытием Периодического закона Д.И. Менделеева была показана связь валентности с положением элемента в Периодической системе. В формулах высших оксидов, гидроксидов и образуемых ими солей валентность элементов равна номеру группы в Периодической системе или общему числу валентных электронов атома. Понятие валентности – не искусственное и поэтому неправильно от него отказываться. Ошибочно отменять представления о ковалентных и ионных связях, предлагая в качестве теоретической основы метод молекулярных орбиталей как единственно правильный.

Степень окисления – это формальный электростатический заряд, который имеет элемент в данном соединении. Она может быть отрицательной, положительной и равной нулю. Степень окисления может принимать значения от –4 до +8. Каждую частицу элемента условно можно представить в виде иона. Степень окисления обозначается арабской цифрой с указанием перед ней знака заряда.

Важно познакомить учащихся с расчетом степени окисления элементов в соединениях. При этом учащиеся должны запомнить, что некоторые элементы имеют постоянные степени окисления в большинстве образуемых ими соединений. Так, для водорода степень окисления чаще равна +1, щелочных металлов +1, щелочно-земельных металлов +2, алюминия +3, кислорода –2. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю. Кроме того, надо знать правило, что молекула в целом является электронейтральной, то есть сумма степеней окисления всех элементов равна нулю.

Далее надо привести пример по расчету степени окисления элемента в соединении.

Пример: определить степень окисления азота в молекуле HNO2.

(Число атомов Н) l (заряд атома Н) + (число атомов N) l (заряд атома N) + (число атомов О) l (заряд атома О) = O;

1 l (+1) + х l 1 + (–2) l 2 = 0;

1 + х + (–4) = 0;

х = +3. Степень окисления азота равна +3.

В качестве темы для обсуждения можно рассмотреть соотношение значений степеней окисления и валентностей для разных элементов. Учащиеся должны прийти к выводам, что в простых веществах валентность и степень окисления не совпадают. В сложных веществах часто степень окисления элементов и их валентность совпадают по абсолютному значению.

СОДЕРЖАНИЕ

Таблица 1. Исторические модели строения атома 3

Таблица 2. Строение атома 7

Таблица 3. Электронное строение атомов элементов II периода 11

Таблица 4. Модели строения веществ 17

Таблица 5. Атомные радиусы элементов I–IV периодов 20

Таблица 6. Электроотрицательность элементов 21

Таблица 7. Степени окисления элементов 22

Таблица 8. Ковалентная связь 24

Таблица 9. Валентные углы в молекулах 25

Таблица 10. Ионная связь 28

Таблица 11. Водородная связь 30

Таблица 12. Донорно-акцепторная связь 34

Таблица 13. Соотношение видов связи 35

Таблица 14. Металлическая связь 36

Таблица 15. Виды кристаллов 38

Таблица 16. Валентность и степень окисления 40