La interacción de elementos químicos entre sí. Interacción de átomos de elementos no metálicos entre sí. Preguntas y tareas

Con la ayuda de esta lección en video, todos podrán completar de forma independiente el tema "Química de los no metales. Generalización del tema". Esta lección es la última; los estudiantes deberán recordar, resumir y sistematizar todo el material cubierto en la química de los no metales. El profesor recordará la estructura de los átomos. elementos químicos- no metales, así como la composición, estructura y propiedades de sustancias simples: no metales.

Tema: Química de los no metales.

Lección: Generalización del tema “Química de los no metales”

Los elementos químicos son no metales.

Los elementos químicos que forman sustancias simples no metálicas se encuentran en la esquina superior derecha de D.I. PSHE. Mendeleev. Sólo existen 16 elementos químicos de este tipo. De izquierda a derecha por punto y de abajo hacia arriba por subgrupo principal los radios de los átomos de los elementos químicos disminuyen, las propiedades oxidantes y los valores de electronegatividad relativa aumentan. El elemento más electronegativo es el flúor.

Las características estructurales de los átomos no metálicos en comparación con los metales son radios atómicos relativamente pequeños y una gran cantidad de electrones externos (generalmente 4 o más). La mayoría de los no metales tendrán más propiedades oxidantes: les resulta más fácil aceptar electrones que regalarlos.

Estructura y propiedades físicas Sustancias simples: no metales.

Hay más sustancias no metálicas simples que elementos químicos no metálicos. Esto se debe al fenómeno. La alotropía es la capacidad de los átomos de un mismo elemento químico para formar varias sustancias simples: modificaciones alotrópicas.

Por ejemplo, el elemento químico oxígeno forma dos alótropos: oxígeno (necesario para la respiración) y ozono (que protege la Tierra de los rayos ultravioleta). El elemento químico azufre forma tres modificaciones alotrópicas, la más estable de las cuales a temperatura ambiente es el azufre rómbico. Se conocen varias modificaciones alotrópicas del carbono. Entre ellos se encuentran el diamante, el grafito y el fullereno.

En sustancias simples no metálicas, covalentes no polares. enlace químico. Las estructuras cristalinas de estas sustancias pueden ser atómicas o moleculares. Las sustancias con una red cristalina atómica se distinguen por su refractariedad, dureza y no volatilidad. El silicio, el diamante, el grafito y el boro tienen una red cristalina atómica. Las sustancias con una red cristalina molecular son fusibles y volátiles. En primer lugar, son gaseosos en n. Ud. no metales (hidrógeno, oxígeno, cloro, flúor), el único líquido en n. Ud. no metales: bromo, no metales sólidos (azufre, fósforo blanco, yodo).

Propiedades químicas generales de los no metales.

Propiedades oxidantes de los no metales.. En las reacciones con metales, los no metales siempre son agentes oxidantes. Cuando los metales interactúan con el oxígeno, generalmente se forman óxidos. Por ejemplo, cuando el magnesio se quema en oxígeno, se forma óxido de magnesio:

Cuando los metales reaccionan con los halógenos, se forman haluros metálicos. Por ejemplo, cuando el hierro reacciona con el cloro, se forma cloruro de hierro (III):

Cuando algunos metales activos reaccionan con el hidrógeno, se forman hidruros metálicos. Por ejemplo, cuando se calienta sodio con hidrógeno, se forma hidruro de sodio:

Cuando los metales activos se calientan con nitrógeno (solo el litio reacciona con el nitrógeno sin calentar), se forman nitruros, en los que el nitrógeno presenta un estado de oxidación de -3. Por ejemplo, cuando el potasio se calienta con nitrógeno, se forma nitruro de potasio:

Otros compuestos metálicos binarios también se forman mediante la reacción de metales con los no metales correspondientes. Cuando se calientan polvos de hierro y azufre, se forma sulfuro de hierro (II):

Cuando el magnesio interactúa con el silicio, se forma siliciuro de magnesio:

Los no metales pueden actuar como agentes oxidantes no solo en reacciones con metales, sino también con otros no metales, cuyos valores de electronegatividad relativa serán menores.

Por ejemplo, cuando el hidrógeno reacciona con el cloro, el hidrógeno exhibe propiedades restauradoras, y el cloro se oxida:

Cuando el azufre se quema en oxígeno: el azufre es un agente reductor, el oxígeno es un agente oxidante:

El oxígeno y algunos otros no metales pueden actuar como agentes oxidantes en reacciones con sustancias complejas. Combustión de metano en oxígeno:

Reacciones de sustitución de halógenos más activos por otros menos activos en sales:

Propiedades reductoras de los no metales. Las propiedades reductoras de los no metales se manifiestan en reacciones tanto con otros no metales (más electronegativos) como con algunas sustancias complejas.

En reacciones con flúor, todos los no metales exhiben propiedades reductoras. Y con el oxígeno, solo el flúor actuará como agente oxidante. Cuando el nitrógeno reacciona con el oxígeno bajo la influencia de una descarga eléctrica, se forma monóxido de nitrógeno. El nitrógeno en este caso actúa como agente reductor:

Cuando el fósforo reacciona con el exceso de cloro, se forma pentacloruro de fósforo:

El azufre presenta propiedades reductoras, por ejemplo, en una reacción con ácido sulfúrico concentrado, lo que da como resultado la formación de dióxido de azufre y agua:

En el ácido sulfúrico, el azufre es un agente oxidante y la sustancia simple azufre es un agente reductor.

1. Zhurin A. A. Tareas y ejercicios de química: materiales didácticos para estudiantes de 8.º a 9.º grado. - M.: Prensa Escolar, 2004.

2. Mikityuk A.D. Colección de problemas y ejercicios de química. 8-11 grados / A. D. Mikityuk. - M.: Examen, 2009.

3. Orzhekovsky P. A. Química: noveno grado: libro de texto. para educación general establecimiento / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007.

4. Colección de problemas y ejercicios de química: 9º grado. / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2007.

5. Khomchenko I. D. Colección de problemas y ejercicios de química para escuela secundaria. - M.: RIA “Nueva Ola”: Editorial Umerenkov, 2008.

Recursos web adicionales

1. Una colección unificada de recursos educativos digitales (experiencias en video sobre el tema) ().

2. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().

Tarea

Colección de problemas y ejercicios de química: 9º grado. / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2007. - p. 134-135 núms. 39, 40, 46; Con. 121 núm. 492 b).

I. Clasificación de enlaces químicos

1. Según el mecanismo de formación de enlaces químicos.

A) intercambio, cuando ambos átomos que forman un enlace le proporcionan electrones desapareados.

Por ejemplo, la formación de moléculas de hidrógeno H2 y cloro Cl2:

b) donante - aceptor , cuando uno de los átomos proporciona un par de electrones listos (donante) para formar un enlace, y el segundo átomo proporciona un orbital libre vacío.

Por ejemplo, la formación del ion amonio (NH4)+ (partícula cargada):

2. Por el método de superposición de orbitales de electrones.

a) σ - comunicación (sigma), cuando la superposición máxima se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

Por ejemplo,

H2 σ(s-s)

Cl2 σ(p-p)

HCl σ(sp)

b) π - conexiones (pi), si el máximo de superposición no se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

3. Según el método para lograr una capa electrónica completa.

Cada átomo se esfuerza por completar su exterior. capa electrónica, y puede haber varias formas de lograr dicho estado.

Signo de comparación	covalente		Iónico	Metal
	no polar	polar
¿Cómo se logra una capa electrónica completa?	Socialización de electrones.	Socialización de electrones.	Transferencia completa de electrones, formación de iones (partículas cargadas).	Intercambio de electrones por todos los átomos en cristales. rallar
¿Qué átomos están involucrados?	tonto - tonto EO = EO	1) Nemeth-Nemeth1 2) Metanfetamina OE< ЭО	conoció +[no metanfetamina]- OE<< ЭО	Los nodos contienen cationes y átomos metálicos. La comunicación se lleva a cabo mediante electrones que se mueven libremente en el espacio intersticial.
∆c= EO1 - EO2		< 1,7	> 1,7
Ejemplos	Sustancias simples: no metales.	ácidos, óxidos	sales, álcalis, óxidos de metales alcalinos.	sustancias simples: metales. Enlace en metales y aleaciones realizado por electrones relativamente libres entre iones metálicos en una red cristalina metálica.

II. La esencia del enlace covalente.

Enlace covalente - este es un enlace que se produce entre átomos debido a la formación de pares de electrones compartidos (por ejemplo, H2, HCl, H2O, O2).

Según el grado de desplazamiento de los pares de electrones comunes a uno de los átomos que conectan, se puede formar un enlace covalente. polar Y no polar.

III. Enlace químico covalente no polar

Enlace covalente no polar (CNS) - Formar átomos del mismo elemento químico: un no metal.(Por ejemplo, H2, O2, O3).

Mecanismo de formación de conexiones.

Cada átomo no metálico dona sus electrones externos no apareados al otro átomo para uso común. Se forman pares de electrones comunes. El par de electrones pertenece por igual a ambos átomos.

Consideremos el mecanismo de formación de una molécula de cloro: Cl2- Profesor titular

Esquema electrónico para la formación de una molécula de Cl2:

Fórmula estructural de la molécula Cl2:

Cl - Cl, σ (p - p) - enlace simple

Demostración de la formación de una molécula de hidrógeno.

Consideremos el mecanismo de formación de una molécula de oxígeno: O2 - kns.

Esquema electrónico para la formación de la molécula de O2:

Fórmula estructural de la molécula de O2:

O = O

π

En una molécula hay un doble enlace múltiple:

Uno σ(p - p)

y uno π (р - р)

Demostración de la formación de moléculas de oxígeno y nitrógeno.

IV. Tareas de consolidación

Tarea número 1. Determine los tipos de enlaces químicos en las moléculas de las siguientes sustancias:

H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, CO2, SO3, CCl4, F2.

Tarea número 2. Escriba el mecanismo de formación de las moléculas H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2. En el caso de un enlace covalente, determine el tipo de superposición. nubes de electrones(π o σ), así como el mecanismo de formación (intercambio o donante-aceptor)

Tema: Enlace covalente no polar

Tareas:

Para formarse una idea de un enlace covalente, en particular de un enlace covalente no polar;

Mostrar el mecanismo de formación de un enlace covalente no polar;

Continuar desarrollando las habilidades para analizar y sacar conclusiones;

Fomentar una cultura de la comunicación.

Motivación y establecimiento de objetivos:

¿Por qué el nitrógeno o el hidrógeno existen como moléculas diatómicas? Durante la conversación, juntos fijamos metas y determinamos el tema de la lección.

Aprender material nuevo:

Veamos cómo se forma un enlace químico en una molécula.CL 2.

El átomo de cloro está enVIIAgrupo de la Tabla Periódica, lo que significa que tiene siete electrones en su nivel de energía exterior y solo necesita un electrón para completarlo. Seis electrones del nivel exterior forman pares y uno no está apareado. Dos átomos de cloro, cada uno de los cuales tiene un electrón desapareado, se acercan, estos electrones se "unen" y se vuelven comunes para ambos átomos, y el nivel se completa: ocho electrones. Un par de electrones compartidos se puede designar simplemente con un guión.

Por tanto, un enlace covalente, o enlace atómico, es un enlace químico resultante de la formación de pares de electrones compartidos.

Este enlace químico se forma entre átomos de un mismo no metal, mientras que los pares de electrones compartidos que se forman pertenecen a ambos átomos por igual y ninguno de ellos tendrá ni exceso ni déficit de carga negativa, por ello este enlace covalente se denomina no polar. .

De manera similar, se forma la molécula de H. 2. Sin embargo, el átomo de hidrógeno está enI A.grupo, por lo tanto, cada átomo de hidrógeno tiene solo un electrón y solo le falta un electrón para completar el nivel de energía exterior (permítanme recordarles que para los átomos de hidrógeno y helio, un nivel se considera completo si tiene 2 electrones). Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón y estos electrones desapareados se combinan para formar un par de electrones común, que también se puede representar con un guión.

Además, cuando dos átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales tiene una nube esférica de electrones s, se acercan, estas nubes de electrones se superponen. En este caso, se forma una región donde la densidad de carga negativa es alta, se atraen núcleos cargados positivamente y se forma una molécula.

Veamos el mecanismo para la formación de una molécula O más compleja. 2 .

El oxígeno está enA TRAVÉS DEgrupo, por lo tanto, tiene 6 electrones en el nivel exterior. Y para determinar la cantidad de electrones desapareados, puede usar la fórmula 8:norte, Dóndenorte– número de grupo. Por tanto, cada átomo de oxígeno tendrá 2 electrones desapareados, que participarán en la formación de un enlace químico. Estos dos electrones desapareados se combinan con otros dos electrones desapareados de otro átomo y se forman dos pares de electrones comunes, que convencionalmente se pueden representar como dos guiones.

Dado que el enlace en una molécula de oxígeno consta de dos pares de electrones, también se llama doble, será más fuerte que uno simple, como en una molécula de hidrógeno. Pero es necesario comprender que cuanto más fuerte es el enlace entre los átomos de una molécula, menor es la distancia entre los núcleos atómicos. Esta distancia se llama longitud del enlace. Un triple enlace es incluso más corto que un doble enlace, pero mucho más fuerte. Por ejemplo, en una molécula de nitrógeno hay un triple enlace, para dividir la molécula en dos átomos es necesario gastar siete veces más energía que para romper un enlace simple en una molécula de cloro.

Generalización y sistematización del conocimiento:

¿Qué enlace químico se llama covalente?

¿Entre los átomos de qué elementos se forma un enlace covalente no polar?

¿Cuál es la esencia de la formación de un enlace covalente?

¿En qué se diferencia un enlace simple de un enlace doble y triple?

¿Qué indica la longitud del enlace y de qué depende?

Consolidación y control del conocimiento:

Realizar diagramas de formación de moléculas de sustancias: a) bromo; b) flúor; c) nitrógeno.

Elimina el exceso de cada fila:

A)CO 2 , Nuevo Hampshire 3 , PAG 4 , PAG 2 oh 5 ;

b)cl 2 , S, N 2 , CO 2 .

Respuesta:

A)PAG 4 ; b)CL 2 , S, norte 2 . Son sustancias con un enlace covalente no polar.

Seleccione sustancias con un enlace covalente no polar:

PAG 4 , h 2 S, N.H. 3 , PAG 2 oh 3 , S, N 2 , Oh 2 , h 2 O, HCl, H 2 .

Respuesta: Las sustancias con un enlace covalente no polar están formadas por átomos no metálicos idénticos, por lo que estos seránPAG 4 , S, norte 2 , oh 2 , h 2 .

Reflexión y resumen:

¿Cómo crees que se aprendió el material de la lección? a) excelente; b) bueno; c) satisfactorio; d) no aprendido.

¿Puedes ahora responder la pregunta que hicimos al comienzo de la lección?

Tarea:

Inivel: §11, ej. 13;

IInivel: también + ej. 4, 5.

Objetivos de la lección:

• Resumir información sobre varios tipos enlace químico.
• Repetir los esquemas de formación de sustancias con distintos tipos de enlaces. *Continuar desarrollando la capacidad de anotarlos mediante ejemplos.
• Compara diferentes tipos de comunicación.

Objetivos de la lección:

• Reforzar el concepto de electronegatividad. elementos químicos, tipos de enlaces covalentes: polares y apolares;
• Ejercicio de la capacidad de componer electrónica, fórmulas estructurales compuestos, explican el mecanismo de formación de enlaces covalentes; utilizar los conocimientos y habilidades adquiridos en actividades prácticas;
• Contribuir al desarrollo de habilidades comunicativas;
• Desarrollar el pensamiento lógico.

Términos básicos:

• Rieles - Estos son elementos químicos cuyos átomos ceden fácilmente sus electrones externos y se convierten en iones positivos.
• No metales - estos son elementos químicos cuyos átomos aceptan electrones al nivel exterior, convirtiéndose en iones negativos
• iones - partículas cargadas en las que se convierte un átomo después de ceder o aceptar electrones.
• Electronegatividad es una habilidad átomo elemento químico atrae electrones de otro átomo.
• Enlace químico Es una forma de interacción de los átomos que conduce a la formación de moléculas.

  
  DURANTE LAS CLASES

Interacción de átomos de elementos no metálicos entre sí.

Primero, recordemos cómo se ve la tabla periódica de elementos y resaltemos los metales, no metales y metaloides que contiene. La Figura 1 nos ayudará con esto.

Arroz. 1. Tabla periódica de elementos
La capa exterior de átomos no metálicos contiene de 4 a 8 electrones.
Excepción: H(1e); No (2e); B (3e)
El radio de los átomos no metálicos es menor que el radio de los átomos metálicos.
Los elementos químicos no metálicos se encuentran en tabla periódica al comienzo de los subgrupos principales, a partir del tercer grupo y al final de los períodos, es decir en la parte superior derecha de la tabla periódica. Figura 2.

Arroz. 2. Disposición de los no metales en la tabla periódica.

Propiedades químicas de los no metales.

Los elementos químicos no metálicos pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras, dependiendo de la transformación química en la que participen.
Los átomos del elemento más electronegativo, el flúor, no son capaces de donar electrones; siempre presenta sólo propiedades oxidantes; otros elementos también pueden presentar propiedades reductoras, aunque en mucha menor medida que los metales. Los agentes oxidantes más potentes son el flúor, el oxígeno y el cloro; el hidrógeno, el boro, el carbono, el silicio, el fósforo, el arsénico y el telurio presentan propiedades predominantemente reductoras. El nitrógeno, el azufre y el yodo tienen propiedades redox intermedias.

Interacción con sustancias simples.

1. Interacción con metales:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
Fe + S = FeS,
6Li + N2 = 2Li3N,
2Ca + O2 = 2CaO
En estos casos, los no metales exhiben propiedades oxidantes; aceptan electrones, formando partículas cargadas negativamente.
En el vídeo podemos ver la interacción del sodio con el cloro.

2. Interacción con otros no metales:
Al interactuar con el hidrógeno, la mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes, formando compuestos de hidrógeno volátiles: hidruros covalentes:
3H2 + N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Al interactuar con el oxígeno, todos los no metales, excepto el flúor, exhiben propiedades reductoras:
S + O2 = SO2,
4P + 5O2 = 2P2O5;
Al interactuar con el flúor, el flúor es un agente oxidante y el oxígeno es un agente reductor:
2F2 + O2 = 2OF2;
Los no metales interactúan entre sí, cuanto más electronegativo el metal desempeña el papel de agente oxidante, menos electronegativo desempeña el papel de agente reductor:
S + 3F2 = SF6,
C + 2Cl2 = CCl4.
En las imágenes, considere los enlaces covalentes polares y no polares. Da ejemplos de elementos que correspondan a estas imágenes.

Arroz. 3.

Arroz. 4. Enlace covalente no polar

En el vídeo 2 puedes ver y escuchar un enlace covalente no polar.

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