Vastus küsimusele 5.

Aatomnumbriga 35 element on broom (Br). Selle aatomi tuumalaeng on 35. Broomiaatom sisaldab 35 prootonit, 35 elektroni ja 45 neutronit.

§7. Muutused keemiliste elementide aatomite tuumade koostises. isotoobid

Vastus küsimusele 1.

Isotoopidel 40 19 K ja 40 18 Ar on erinevad omadused, kuna neil on erinev tuumalaeng ja erinev elektronide arv.

Vastus küsimusele 2.

Argooni suhteline aatommass on ligi 40, sest tema aatomi tuumas on 18 prootonit ja 22 neutronit ning kaaliumiaatomi tuumas 19 prootonit ja 20 neutronit, seega on tema suhteline aatommass ligi 39. Kuna prootonite arv kaaliumiaatomi tuumas on suurem, on see tabelis argooni järel.

Vastus küsimusele 3.

Isotoobid on sama elemendi aatomite sordid, millel on sama arv prootoneid ja elektrone ning erinev arv neutroneid.

Vastus küsimusele 4.

Kloori isotoobid on omadustelt sarnased, kuna omadused määratakse tuuma laengu, mitte selle suhtelise massi järgi, isegi kui kloori isotoopide suhteline aatommass muutub 1 või 2 ühiku võrra, muutub mass veidi, erinevalt vesiniku isotoopidest, kus kui üks või 2 ühikut lisatakse kaks neutronit, tuuma mass muutub 2 või 3 korda.

Vastus küsimusele 5.

Deuteerium (raske vesi) - ühend, kus 1 hapnikuaatom on seotud vesiniku isotoobi 2 1 D kahe aatomiga, valem D2 O. D2 O ja H2 O omaduste võrdlus

Vastus küsimusele 6.

Esimeseks asetatakse suurima suhtelise väärtusega element.

aatommass aurudes:

Te-I (telluurium-jood) 128 Te ja 127 I.

Th-Pa (toorium-protaktiinium) 232 90 Th ja 231 91 Pa. U-Np (uraan-neptuunium) 238 92 U ja 237 93 Np .

§ kaheksa . Aatomite elektronkestade struktuur

Vastus küsimusele 1.

a) - alumiiniumi aatomi struktuuri diagramm; b) - fosfori aatomi ehituse skeem; c) - hapnikuaatomi struktuuri diagramm.

Vastus küsimusele 2.

a) võrrelda lämmastiku- ja fosforiaatomite ehitust.

Nende aatomite elektronkihi struktuur on sarnane, mõlemad sisaldavad viimasel energiatasemel 5 elektroni. Kuid lämmastikus on ainult 2 energiataset, fosforil aga 3.

b) Võrdleme fosfori ja väävli aatomite ehitust.

Fosfori ja väävli aatomitel on kummalgi 3 energiataset ja iga viimane tase on mittetäielik, kuid fosforil on viimasel energiatasemel 5 elektroni ja väävlil 6.

Vastus küsimusele 3.

Räni aatom sisaldab tuumas 14 prootonit ja 14 neutronit. Tuuma ümbritsevate elektronide arv, nagu ka prootonite arv, on võrdne elemendi aatomnumbriga. Energiatasemete arv määratakse perioodi numbriga ja see on võrdne 3. Väliste elektronide arv määratakse rühma numbriga ja see võrdub 4-ga.

Vastus küsimusele 4.

Perioodis sisalduvate elementide arv võrdub maksimaalse võimaliku elektronide arvuga välisel energiatasemel ja see arv määratakse valemiga 2n2, kus n on perioodi arv.

Seetõttu sisaldab esimene periood ainult 2 elementi (2 12 ), teine ​​periood aga 8 elementi (2 22 ).

Vastus küsimusele 5.

AT astronoomia – Maa pöörlemisperiood ümber oma telje on 24 tundi.

AT geograafia – aastaaegade vaheldumine perioodiga 1 aasta.

AT Füüsika – pendli perioodilised võnkumised.

AT bioloogia – iga pärmirakk optimaalsetes tingimustes iga 20 minuti järel. on jagatud.

Vastus küsimusele 6.

Elektronid ja aatomi ehitus avastati 20. sajandi alguses, veidi hiljem kirjutati see luuletus, mis peegeldab paljuski tuuma- ehk planetaarset aatomi ehituse teooriat ning autor möönab ka võimalus, et ka elektronid on keerulised osakesed, mille ehitust me lihtsalt veel ei uurinud.

Vastus küsimusele 7.

Õpikus 2 toodud katriinid räägivad V. Brjusovi tohutust poeetilisest andest ja paindlikust meelest, kuna ta suutis nii kergesti mõista ja vastu võtta kõiki kaasaegse teaduse saavutusi, aga ka ilmselt valgustust ja haritust sellel alal.

§ üheksa . Elektronide arvu muutus keemiliste elementide aatomite välisenergia tasemel

Vastus küsimusele 1.

a) Võrrelge süsiniku ja räni aatomite ehitust ja omadusi

Elektronkihi ehituse poolest on need elemendid sarnased: mõlemal on viimasel energiatasemel 4 elektroni, kuid süsinikul on 2 energiataset ja ränil 3. elektronide arv välistasandil on sama, siis on nende elementide omadused sarnased, kuid räni aatomi raadius on suurem, seetõttu on sellel süsinikuga võrreldes rohkem metallilisi omadusi.

b) Võrrelge räni ja fosfori aatomite struktuuri ja omadusi:

Räni ja fosfori aatomitel on 3 energiataset, millest igaühel on mittetäielik viimane tase, kuid ränil on viimasel energiatasemel 4 elektroni ja fosforil 5, seega on fosfori aatomi raadius väiksem ja sellel on mittemetallilised omadused. suuremal määral kui räni.

Vastus küsimusele 2.

a) Vaatleme ioonse sideme teket alumiiniumi ja hapniku vahel.

1. Alumiinium - III rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam loovutada 3 välist elektroni, kui võtta vastu puuduvaid elektrone.

Al0 – 3e– → Al+ 3

2. Hapnik - VI rühma põhialarühma element, mittemetall. Tema aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui anda 6 elektroni välistasandilt.

O0 + 2e– → О−2

3. Esmalt leidke moodustunud ioonide laengute vahel vähim ühiskordne, see on võrdne 6(3 2). Et Al-aatomid annaksid 6

elektrone, tuleb neid võtta 2 (6: 3), et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 6 elektroni, tuleb neid võtta 3 (6: 2).

4. Skemaatiliselt võib ioonsideme tekkimist alumiiniumi ja hapnikuaatomite vahel kirjutada järgmiselt:

2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3

6e–

b) Vaatleme liitiumi ja fosfori aatomite vahelise ioonse sideme moodustumise skeemi.

1. Liitium - põhialarühma I rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam loovutada 1 välimine elektron kui võtta vastu puuduv 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

2. Fosfor - V rühma põhialarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 3 elektroni, millest ei piisa välimise taseme lõpetamiseks, kui anda 5 elektroni:

Р0 + 3e– → Р− 3

3. Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see võrdub 3(3 1). Et liitiumi aatomid annaksid

3 elektrone, tuleb neid võtta 3 (3: 1), et fosfori aatomid saaksid vastu võtta 5 elektroni, peate võtma ainult 1 aatomi (3: 3).

4. Skemaatiliselt saab liitiumi- ja fosforiaatomite vahelise ioonsideme moodustumise kirjutada järgmiselt:

3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P

c) Vaatleme magneesiumi ja fluori aatomite vahelise ioonse sideme moodustumise skeemi.

1. Magneesium - põhialarühma II rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam loovutada 2 välist elektroni kui võtta vastu puuduvaid elektrone.

Mg0 – 2e– → Mg+ 2

2. Fluor - VII rühma põhialarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 1 elektron, millest ei piisa välimise taseme lõpetamiseks, kui anda 7 elektroni:

F0 + 1e– → F–1

3. Leidke moodustunud ioonide laengute vahel vähim ühiskordne, see on võrdne 2(2 1). Magneesiumiaatomite loovutamiseks 2 elektroni on vaja ainult ühte aatomit, et fluoriaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, tuleb neid võtta 2 (2:1).

4. Skemaatiliselt saab liitiumi- ja fosforiaatomite vahelise ioonsideme tekkimist kirjutada järgmiselt:

Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2

Vastus küsimusele 3.

Kõige tüüpilisemad metallid asuvad perioodilisustabelis

sisse perioodide alguses ja rühmade lõpus, seega on kõige tüüpilisem metall frantsium (Fr). Tüüpilised mittemetallid asuvad

sisse perioodide lõpus ja rühmade alguses. Seega on kõige tüüpilisem mittemetall fluor (F). (Heelium ei näita mis tahes keemiline omadus).

Vastus küsimusele 4.

Inertgaase hakati nimetama väärisgaase, aga ka metallideks, sest looduses esinevad nad eranditult vabas vormis ja moodustavad suurte raskustega keemilisi ühendeid.

Vastus küsimusele 5.

Väljend "Öise linna tänavad ujutati üle neooniga" on keemiliselt vale, sest. neoon on inertne haruldane gaas, mis sisaldab õhus väga vähe. Neoon on aga täidetud neoonlampide ja luminofoorlampidega, mida sageli kasutatakse öösiti siltide, plakatite ja reklaamide valgustamiseks.

§ kümme. Mittemetalliliste elementide aatomite vastastikmõju

Vastus küsimusele 1.

Kaheaatomilise halogeenmolekuli moodustamise elektrooniline skeem näeb välja järgmine:

a + a → aa

Ja struktuurivalem

Vastus küsimusele 2.

a) AlCl3 keemilise sideme moodustamise skeem:

Alumiinium on III rühma element. Selle aatomil on lihtsam loovutada 3 välist elektroni kui võtta vastu 5 puuduvat elektroni.

Al° - 3 e→ Al+3

Kloor on VII rühma element. Tema aatomil on lihtsam vastu võtta 1 elektron, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui anda 7 elektroni.

Сl° + 1 e → Сl–1

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see on võrdne 3(3:1). Selleks, et alumiiniumi aatomid annaksid 3 elektroni ära, tuleb võtta ainult 1 aatom (3:3), klooriaatomid aga 3 elektroni vastuvõtmiseks tuleb neid võtta 3 (3:1)

Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3

3 e-

Metalli ja mittemetalli aatomite vaheline side on ioonne. b) Cl2 keemilise sideme moodustumise skeem:

Kloor on VII rühma peamise alarühma element. Selle aatomite välistasandil on 7 elektroni. Paaritute elektronide arv on

Sama elemendi aatomite vaheline side on kovalentne.

Vastus küsimusele 3.

Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomite välistasandil on 6 elektroni. Paaritute elektronide arv on (8–6)2. S2 molekulides on aatomid seotud kahe jagatud elektronipaariga, seega on side kahekordne.

S2 molekuli moodustamise skeem näeb välja järgmine:

Vastus küsimusele 4.

S2 molekulil on kaksikside, Cl molekulil on üksikside ja molekulil N2 on kolmikside. Seetõttu on tugevaim molekul N2, vähem vastupidav S2 ja veelgi nõrgem Cl2.

Sideme pikkus on väikseim N2 molekulis, pikem S2 molekulis ja veelgi pikem Cl2 molekulis.

§ üksteist . Kovalentne polaarne keemiline side

Vastus küsimusele 1.

Kuna vesiniku ja fosfori EO väärtused on samad, on PH3 molekulis olev keemiline side kovalentne mittepolaarne.

Vastus küsimusele 2.

1. a) S2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, sest selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:

Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 6 elektroni. Seal on paardumata elektronid: 8 - 6 = 2.

Tähistame väliseid elektrone S

b) K2 O molekulis on side ioonne, sest selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.

Kaalium on põhialarühma I rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvat 7:

K0 – 1e– → K+ 1

Hapnik on VI rühma peamise alarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest taseme lõpetamiseks ei piisa, kui anda 6 elektroni:

O0 + 2e– → O– 2

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel vähima ühiskordse, see on võrdne 2(2 1). Et kaaliumiaatomid loobuksid 2 elektronist, peavad nad võtma 2, et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, on vaja ainult 1 aatomit:

2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O

c) H2S molekulis on side kovalentne polaarne, sest selle moodustavad erineva EO-ga elementide aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:

Väävel on VI rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 6 elektroni. Seal on paardumata elektronid: 8–6=2.

Vesinik on I rühma peamise alarühma element. Selle aatomid sisaldavad 1 elektroni väliskesta kohta. 1 elektron on paaritu (vesinikuaatomi puhul on kahe elektroni tase täielik). Tähistame väliseid elektrone:

Jagatud elektronide paarid on väävliaatomi poole kaldu, kuna see on elektronegatiivsem

H δ+→ S 2 δ−← H δ+

1. a) N2 molekulis on side kovalentne mittepolaarne, sest selle moodustavad sama elemendi aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:

Lämmastik on V rühma põhialarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Paarimata elektronid: 8–5 = 3.

Tähistame väliseid elektrone: N

N ≡ N

b) Li3 N molekulis on side ioonne, sest selle moodustavad metallide ja mittemetalliliste elementide aatomid.

Liitium on I rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda 1 elektron kui aktsepteerida puuduvat 7:

Li0 – 1e– → Li+ 1

Lämmastik on V rühma peamise alarühma element, mittemetall. Selle aatomil on lihtsam vastu võtta 3 elektroni, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui anda viis elektroni välistasandilt:

N0 + 3e– → N– 3

Leiame moodustunud ioonide laengute vahel väikseima ühiskordse, see võrdub 3(3 1). Et liitiumiaatomid saaksid loovutada 3 elektroni, on vaja 3 aatomit, lämmastikuaatomite vastuvõtmiseks 3 elektroni on vaja ainult ühte aatomit:

3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N

3e-

c) NCl3 molekulis on side kovalentne polaarne, sest selle moodustavad erineva EC väärtusega mittemetalliliste elementide aatomid. Ühenduse moodustamise skeem on järgmine:

Lämmastik on V rühma põhialarühma element. Selle aatomite väliskestas on 5 elektroni. Seal on paardumata elektronid: 8–5=3.

Kloor on VII rühma peamise alarühma element. Selle aatomite väliskestas on 7 elektroni. Jääb sidumata

See õppetund on pühendatud keemiliste sidemete tüüpide kohta teadmiste üldistamisele ja süstematiseerimisele. Tunnis keemilise sideme moodustamise skeemid sisse erinevaid aineid. Tund aitab kinnistada oskust määrata aine keemilise sideme tüüp selle keemilise valemi järgi.

Teema: Keemiline side. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Õppetund: Erinevat tüüpi sidemetega ainete moodustamise skeemid

Riis. 1. Sidemete moodustumise skeem fluori molekulis

Fluorimolekul koosneb kahest sama mittemetallist keemilise elemendi aatomist, millel on sama elektronegatiivsus, seetõttu tekib selles aines kovalentne mittepolaarne side. Kujutame fluori molekulis sideme moodustumise skeemi. Riis. üks.

Iga fluoriaatomi ümber joonistame punktide abil seitse valentsi, see tähendab välist elektroni. Enne püsiseisundit vajab iga aatom veel ühte elektroni. Seega üks levinud elektronide paar. Asendades selle kriipsuga, kujutame fluorimolekuli F-F graafilist valemit.

Järeldus:ühe keemilise elemendi-mittemetalli molekulide vahel tekib kovalentne mittepolaarne side. Seda tüüpi keemilise sidemega moodustuvad ühised elektronpaarid, mis sisse võrdselt kuuluvad mõlemale aatomile, see tähendab, et elektrontihedus ei muutu keemilise elemendi ühelegi aatomile

Riis. 2. Sidemete moodustumise skeem veemolekulis

Vee molekul koosneb vesiniku ja hapniku aatomitest - kahest mittemetallist elemendist erinevad väärtused suhteline elektronegatiivsus, seega selles aines - kovalentne polaarne side.

Kuna hapnik on elektronegatiivsem element kui vesinik, nihkuvad jagatud elektronide paarid hapniku poole. Vesinikuaatomitel tekib osaline laeng ja hapnikuaatomil osaline negatiivne laeng. Asendades mõlemad tavalised elektronipaarid kriipsudega või õigemini nooltega, mis näitavad elektronide tiheduse nihet, kirjutame üles vee graafilise valemi Joon. 2.

Järeldus:kovalentne polaarne side tekib erinevate mittemetalliliste elementide aatomite vahel, st erinevate suhtelise elektronegatiivsuse väärtustega. Seda tüüpi sidemega moodustuvad ühised elektronpaarid, mis nihutatakse elektronegatiivsema elemendi poole..

1. Nr 5,6,7 (lk 145) Rudzitis G.E. Anorgaaniline ja orgaaniline keemia. 8. klass: õpik õppeasutustele: algtase/ G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Valgustus. 2011 176 lk.: ill.

2. Märkige suurima ja väikseima raadiusega osake: Ar aatom, ioonid: K +, Ca 2+, Cl - Põhjenda oma vastust.

3. Nimeta kolm katiooni ja kaks aniooni, millel on F - iooniga sama elektronkiht.

Tagasi edasi

Tähelepanu! Slaidi eelvaade on ainult informatiivsel eesmärgil ja ei pruugi esindada esitluse kogu ulatust. Kui olete huvitatud see töö palun laadige alla täisversioon.

Tunni eesmärgid:

• Moodustada keemiliste sidemete mõiste ioonse sideme näitel. Saavutada arusaam ioonse sideme tekkimisest kui polaarse sideme äärmuslikust juhust.
• Tunnis tagada järgmiste põhimõistete omastamine: ioonid (katioon, anioon), ioonside.
• Arendada õpilaste vaimset aktiivsust probleemsituatsiooni loomise kaudu uue materjali õppimisel.

Ülesanded:

• õppida tundma keemiliste sidemete liike;
• korrata aatomi struktuuri;
• uurida ioonse keemilise sideme tekkemehhanismi;
• õpetada koostama ioonühendite moodustumise skeeme ja elektroonikavalemeid, reaktsioonivõrrandeid elektronide ülemineku tähistusega.

Varustus Märksõnad: arvuti, projektor, multimeediaressurss, keemiliste elementide perioodiline süsteem D.I. Mendelejev, tabel "Iooniline side".

Tunni tüüp: Uute teadmiste kujunemine.

Tunni tüüp: multimeedia tund.

Xüks õppetund

maAja organiseerimine.

II . Kodutööde kontrollimine.

Õpetaja: Kuidas saavad aatomid omandada stabiilseid elektroonilisi konfiguratsioone? Millised on kovalentse sideme moodustamise viisid?

Õpilane: Polaarne ja mittepolaarne kovalentsed sidemed moodustatud vahetusmehhanismi poolt. Vahetusmehhanism hõlmab juhtumeid, kui igast aatomist elektronpaari moodustamisse on kaasatud üks elektron. Näiteks vesinik: (slaid 2)

Side tekib paaritute elektronide liitumise tõttu ühise elektronpaari moodustumisel. Igal aatomil on üks s-elektron. H-aatomid on samaväärsed ja paarid kuuluvad võrdselt mõlemale aatomile. Seetõttu toimub F 2 molekuli moodustumise käigus ühiste elektronpaaride (kattuvad p-elektronpilved) moodustumine. (slaid 3)

H sissekanne · tähendab, et vesinikuaatomi välisel elektronkihil on 1 elektron. Kirje näitab, et fluori aatomi välisel elektronkihil on 7 elektroni.

N 2 molekuli moodustumise ajal. Moodustub 3 ühist elektronpaari. P-orbitaalid kattuvad. (slaid 4)

Sidet nimetatakse mittepolaarseks.

Õpetaja: Oleme nüüd käsitlenud juhtumeid, kui moodustuvad lihtsa aine molekulid. Kuid meie ümber on palju aineid, keeruline struktuur. Võtame vesinikfluoriidi molekuli. Kuidas sel juhul sideme tekkimine toimub?

Õpilane: Kui moodustub vesinikfluoriidi molekul, kattuvad vesiniku s-elektroni orbitaal ja fluori p-elektroni orbitaal H-F. (slaid 5)

Siduv elektronpaar nihkub fluori aatomile, mille tulemusena moodustub dipool. Ühendus nimetatakse polaarseks.

III. Teadmiste värskendus.

Õpetaja: Keemiline side tekib muutuste tulemusena, mis toimuvad ühenduvate aatomite väliste elektronkihtidega. See on võimalik, kuna välised elektronkihid ei ole terviklikud muudes elementides peale inertgaaside. Keemiline side on seletatav aatomite sooviga omandada stabiilne elektrooniline konfiguratsioon, mis on sarnane neile "lähima" inertgaasi konfiguratsiooniga.

Õpetaja: Kirjutage üles naatriumi aatomi elektronstruktuuri skeem (tahvlile). (slaid 6)

Õpilane: Elektronkihi stabiilsuse saavutamiseks peab naatriumi aatom kas loobuma ühest elektronist või aktsepteerima seitset. Naatrium loovutab kergesti oma elektroni, mis on tuumast kaugel ja on sellega nõrgalt seotud.

Õpetaja: Koostage elektroni tagasilöögi skeem.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Õpetaja: Kirjutage üles fluori aatomi elektronstruktuuri skeem (tahvli juures).

Õpetaja: Kuidas saavutada elektroonilise kihi täitmine?

Õpilane: Elektronkihi stabiilsuse saavutamiseks peab fluori aatom kas loobuma seitsmest elektronist või aktsepteerima ühe. Fluoril on energeetiliselt soodsam elektroni vastu võtta.

Õpetaja: Koostage skeem elektroni vastuvõtmiseks.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Uue materjali õppimine.

Õpetaja esitab küsimuse klassile, kus on tunni ülesanne püstitatud:

Kas on muid võimalusi, mille puhul aatomid saavad stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni? Millised on selliste ühenduste moodustamise viisid?

Täna vaatleme ühte tüüpi ühendust - iooniline side. Võrrelgem juba nimetatud aatomite ja inertgaaside elektronkestade ehitust.

Vestlus klassiga.

Õpetaja: Milline laeng oli naatriumi- ja fluoriaatomil enne reaktsiooni?

Õpilane: Naatriumi ja fluori aatomid on elektriliselt neutraalsed, sest. nende tuumade laenguid tasakaalustavad ümber tuuma tiirlevad elektronid.

Õpetaja: Mis juhtub aatomite vahel elektronide andmisel ja vastuvõtmisel?

Õpilane: Aatomid omandavad laenguid.

Õpetaja annab selgitusi: Iooni valemis on täiendavalt kirjas selle laeng. Selleks kasutage ülaindeksit. Selles näitab number tasu suurust (nad ei kirjuta ühikut) ja seejärel märk (pluss või miinus). Näiteks naatriumioonil laenguga +1 on valem Na + (loe "naatrium pluss"), fluorioonil laenguga -1 - F - ("fluori miinus"), hüdroksiidioonil laenguga -1 - OH - ("o-tuha-miinus"), karbonaadi ioon laenguga -2 - CO 3 2- ("tse-o-kolm-kaks-miinus").

Ioonsete ühendite valemitesse kirjutage esmalt ilma laenguid märkimata positiivselt laetud ioonid ja seejärel negatiivselt laetud ioonid. Kui valem on õige, on kõigi selles sisalduvate ioonide laengute summa võrdne nulliga.

positiivselt laetud ioon nimetatakse katiooniks ja negatiivselt laetud ioon-anioon.

Õpetaja: Kirjutame definitsiooni töövihikutesse:

Ja ta on laetud osake, milleks aatom muutub elektronide vastuvõtmise või väljastamise tulemusena.

Õpetaja: Kuidas määrata kaltsiumiooni Ca 2+ laengut?

Õpilane: Ioon on elektriliselt laetud osake, mis moodustub ühe või mitme elektroni kadumise või suurenemise tulemusena aatomi poolt. Kaltsiumil on viimasel elektroonilisel tasemel kaks elektroni, kaltsiumi aatomi ionisatsioon toimub kahe elektroni äraandmisel. Ca 2+ on kahekordse laenguga katioon.

Õpetaja: Mis juhtub nende ioonide raadiustega?

Ülemineku ajal elektriliselt neutraalse aatomi ioonsesse olekusse, muutub osakeste suurus oluliselt. Aatom, loobudes oma valentselektronidest, muutub kompaktsemaks osakeseks - katiooniks. Näiteks naatriumi aatomi üleminekul Na+ katiooniks, millel, nagu eespool näidatud, on neoonstruktuur, väheneb osakese raadius oluliselt. Aniooni raadius on alati suurem kui vastava elektriliselt neutraalse aatomi raadius.

Õpetaja: Mis juhtub vastupidiselt laetud osakestega?

Õpilane: Vastupidiselt laetud naatriumi- ja fluoriioonid, mis tekivad elektroni üleminekul naatriumi aatomilt fluori aatomiks, tõmbuvad vastastikku külge ja moodustavad naatriumfluoriidi. (slaid 7)

Na + + F - = NaF

Ioonide moodustumise skeem, mida me käsitlesime, näitab, kuidas naatriumi aatomi ja fluori aatomi vahel moodustub keemiline side, mida nimetatakse iooniliseks.

Iooniline side- keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilisel tõmbumisel üksteisele.

Sel juhul tekkivaid ühendeid nimetatakse ioonühenditeks.

V. Uue materjali koondamine.

Ülesanded teadmiste ja oskuste kinnistamiseks

1. Võrrelge kaltsiumi aatomi ja kaltsiumkatiooni, klooriaatomi ja kloriidaniooni elektronkestade struktuuri:

Kommentaar ioonse sideme moodustumise kohta kaltsiumkloriidis:

2. Selle ülesande täitmiseks peate jagunema 3-4-liikmelisteks rühmadeks. Iga rühmaliige kaalub ühte näidet ja esitab tulemused kogu rühmale.

Õpilaste vastus:

1. Kaltsium on II rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam loovutada kaks välist elektroni kui aktsepteerida puuduvat kuut:

2. Kloor on VII rühma peamise alarühma element, mittemetall. Tema aatomil on lihtsam vastu võtta üks elektron, mis tal puudub enne välistasandi valmimist, kui loobuda seitsmest elektronist välistasandilt:

3. Esmalt leidke moodustunud ioonide laengute vahel vähim ühiskordne, see on võrdne 2 (2x1). Seejärel määrame, kui palju kaltsiumi aatomeid tuleb võtta, et need loovutaks kaks elektroni, st võtta tuleb üks Ca aatom ja kaks CI aatomit.

4. Skemaatiliselt saab ioonse sideme moodustumise kaltsiumi ja kloori aatomite vahel kirjutada: (slaid 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2

Ülesanded enesekontrolliks

1. Keemilise ühendi moodustumise skeemi alusel koosta võrrand keemiline reaktsioon: (9. slaid)

2. Koostage keemilise ühendi moodustumise skeemi alusel keemilise reaktsiooni võrrand: (slaid 10)

3. Antakse keemilise ühendi moodustumise skeem: (slaid 11)

Valige paar keemilisi elemente, mille aatomid saavad selle skeemi kohaselt interakteeruda:

a) Na ja O;
b) Li ja F;
sisse) K ja O;
G) Na ja F

I osa

1. Metalli aatomid, loobudes välistest elektronidest, muutuvad positiivseteks ioonideks:

kus n on elektronide arv aatomi väliskihis, mis vastab keemilise elemendi rühmanumbrile.

2. Mittemetallide aatomid, mis võtavad vastu elektronid, mis puuduvad enne välise elektronkihi valmimist, muudetakse negatiivseteks ioonideks:

3. Vastupidiselt laetud ioonide vahel tekib side, mida nimetatakse iooniline.

4. Täitke tabel "Iooniline side".

II osa

1. Täitke positiivselt laetud ioonide moodustamise skeemid. Õigetele vastustele vastavatest tähtedest moodustate ühe vanima loodusliku värvaine nimetuse: indigo.

2. Mängi tic-tac-toe. Näidake võiduteed, mille moodustavad ioonse keemilise sidemega ainete valemid.

3. Kas järgmised väited vastavad tõele?

3) ainult B on tõene

4. Tõmba joon alla keemiliste elementide paarid, mille vahel tekib ioonne keemiline side.
1) kaalium ja hapnik
3) alumiinium ja fluor
Joonistage valitud elementide vahelise keemilise sideme moodustamise diagrammid.

5. Koostage koomiksistiilis joonis ioonse keemilise sideme tekkest.

6. Koostage kahe ioonse sidemega keemilise ühendi tekkimise skeem vastavalt tingimuslikule tähistusele:

Valige keemilised elemendid"A" ja "B" järgmisest loendist:
kaltsium, kloor, kaalium, hapnik, lämmastik, alumiinium, magneesium, süsinik, broom.
Selle skeemi jaoks sobivad kaltsium ja kloor, magneesium ja kloor, kaltsium ja broom, magneesium ja broom.

7. Kirjutage lühike kirjandusteos (essee, jutustus või luuletus) ühest ioonilisest sideainest, mida inimene kasutab igapäevaelus või tööl. Kasutage ülesande täitmiseks Internetti.
Naatriumkloriid on ioonse sidemega aine, ilma selleta pole elu, kuigi kui seda on palju, pole see ka hea. On isegi üks rahvajutt, mis räägib, et printsess armastas oma isa kuningat sama palju kui soola, mille pärast ta kuningriigist välja saadeti. Kuid kui kuningas proovis kord ilma soolata toitu ja mõistis, et see on võimatu, mõistis ta, et tütar armastas teda väga. See tähendab, et sool on elu, kuid selle tarbimine peaks olema sees
mõõta. Sest liiga palju soola on tervisele kahjulik. Liigne sool organismis põhjustab neeruhaigusi, muudab nahavärvi, hoiab kehas liigset vedelikku, mis põhjustab turseid ja stressi südamele. Seetõttu peate oma soola tarbimist kontrollima. 0,9% naatriumkloriidi lahus on soolalahus, mida kasutatakse ravimite infundeerimiseks kehasse. Seetõttu on väga raske vastata küsimusele: kas sool on kasulik või kahjulik? Me vajame teda mõõdukalt.

Saa vastusest kinni.
a) Vaatleme ioonse sideme teket naatriumi ja vahel
hapnikku.
1. Naatrium - I rühma peamise alarühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam anda I välimine elektron kui aktsepteerida puuduvat 7:

2. Hapnik - VI rühma põhialarühma element, mittemetall.
Tema aatomil on lihtsam vastu võtta 2 elektroni, millest ei piisa välise tasandi lõpetamiseks, kui anda 6 elektroni välistasandilt.

3. Esiteks leiame moodustunud ioonide laengute vahel vähima ühiskordse, see on võrdne 2(2∙1). Selleks, et Na-aatomid loobuksid 2 elektronist, tuleb neid võtta 2 (2:1), et hapnikuaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, tuleb neid võtta 1.
4. Skemaatiliselt saab ioonse sideme moodustumise naatriumi ja hapniku aatomite vahel kirjutada järgmiselt:

b) Vaatleme liitiumi ja fosfori aatomite vahelise ioonse sideme moodustumise skeemi.
I. Liitium - põhialarühma I rühma element, metall. Selle aatomil on lihtsam loovutada 1 välimine elektron kui võtta vastu puuduv 7:

2. Kloor - VII rühma põhialarühma element, mittemetall. Tema
Aatomil on lihtsam vastu võtta 1 elektron kui loovutada 7 elektroni:

2. 1 väikseim ühiskordne, s.o. selleks, et 1 liitiumiaatom annaks ära ja klooriaatom võtaks vastu 1 elektroni, tuleb need ükshaaval võtta.
3. Skemaatiliselt saab liitiumi- ja klooriaatomite vahelise ioonse sideme tekkimist kirjutada järgmiselt:

c) Vaatleme aatomitevahelise ioonse sideme moodustumise skeemi
magneesium ja fluor.
1. Magneesium on põhialarühma II rühma element, metall. Tema
aatomil on lihtsam loovutada 2 välist elektroni kui võtta vastu 6 puuduvat:

2. Fluor - VII rühma põhialarühma element, mittemetall. Tema
aatomil on lihtsam vastu võtta 1 elektron, millest ei piisa välimise taseme lõpetamiseks, kui anda 7 elektroni:

2. Leidke moodustunud ioonide laengute vahel vähim ühiskordne, see on võrdne 2(2∙1). Magneesiumiaatomite loovutamiseks 2 elektroni on vaja ainult ühte aatomit, et fluoriaatomid saaksid vastu võtta 2 elektroni, tuleb neid võtta 2 (2:1).
3. Skemaatiliselt saab liitiumi- ja fosforiaatomite vahelise ioonsideme tekkimist kirjutada järgmiselt: