Валентність. Пояснення валентності на основі електронних структур атомів елементів і утворення хімічного зв’язку

Тема. Валентність. Пояснення валентності на основі електронних структур атомів елементів і утворення хімічного зв’язку.

Цілі: засвоїти поняття валентність; навчитись визначати валентність за формулами їх сполук,  повторити та поглибити знання про будову речовини.

                             Хід заняття.

І. Організаційний етап.

ІІ. Актуалізація опорних знань.

Опитування.

  1. Що таке хімічна формула?
  2. Що вона виражає?
  3. Що таке хімічний зв’язок?

ІІІ. Вивчення нового матеріалу.

Валентність (від лат. Valentia – «сила») – показник здатності атома приєднувати до себе інші атоми, утворюючи з ними хімічні зв’язки всередині молекули. Загальне число зв’язків, у яких може брати участь атом, дорівнює числу його неспарених електронів. Такі зв’язки називаються ковалентними. Неспарені електрони – це вільні електрони зовнішньої оболонки атома, які з’єднуються в пари із зовнішніми електронами іншого атома. При цьому кожна така пара називається електронною, а такі електрони – валентними. Виходячи з цього, визначення валентності може звучати так: це число електронних пар, за якими даний атом пов’язаний з іншими атомами.

У структурній формулі молекули хімічні зв’язки зображують рисками. Число рисок, що відходять від символу даного елемента, і є його валентність. Валентність завжди має позитивне ціле значення від І до VIII.
Вища валентність хімічного елемента зазвичай дорівнює номеру групи, в якій він перебуває. Щоб визначити валентність неметалу у летких сполуках з Гідрогеном, потрібно від 8 відняти номер групи.
У більшості випадків валентність дорівнює числу неспарених електронів в атомі, тому, наприклад, Оксиген, що містить два неспарені електрони на зовнішньому рівні, має валентність II, а Гідроген (один неспарений
електрон) — І.
Досить часто число неспарених електронів в атомі збільшується у процесі промотування електронів, коли електрон з електронної пари на зовнішньому рівні переходить на вільну орбіталь. Завдяки промотуванню неметалічні елементи можуть виявляти різні валентності. Атом Хлору у звичайному стані містить один неспарений електрон, за допомогою якого він утворює один хімічний зв’язок і виявляє валентність І. Поглинаючи енергію, одна з електронних пар може розпарюватись і один електрон переходить на вільну d-орбіталь.
Завдяки цьому в атомі Хлору з’являються три неспарені електрони, і він виявляє валентність III. Але і в такому випадку на зовнішньому електронному шарі атома Хлору лишається дві електронні пари і вільні гі-орбіталі. Вони також можуть розпарюватися при поглинанні додаткової кількості енергії, і Хлор може виявляти валентність V, а також і свою вищу валентність — VII.
Таким чином можна для більшості елементів визначити всі можливі
валентності.

Можливі валентності, визначені за будовою атома

Група ПС     І    ІІ    ІІІ    ІV    V   VІ  VІІ
Вища валентність      І    ІІ    ІІІ      ІV     V    VІ  

VІІ

Можливі валентності           ІІ    ІІІ  

ІІ,ІV

 

І,ІІІ,V

Завдання для закріплення
1. Поясніть на основі електронної будови атома, чому Сульфур виявляє валентності II, IV, VI.

IV. Узагальнення та систематизація знань.

Бесіда.

  1. Чому поняття валентності не можна застосовувати до йонних сполук?
  2. Визначте валентність елементів у сполуках з Гідрогеном : СН4, NH3, H2S, HCl, CaH2.

   V. Домашнє завдання.

Поясніть на основі електронної будови атома, чому Фосфор виявляє валентності IІI, V.

завантаження...
WordPress: 22.77MB | MySQL:26 | 0,472sec