Фосфорын атомын валентийн боломжууд. Химийн нэгдлүүд дэх элементийн атомуудын валентийн боломжууд

Үзэл баримтлал валентЛатин "valentia" гэсэн үгнээс гаралтай бөгөөд 19-р зууны дунд үеэс мэдэгдэж байсан. Валент байдлын тухай анхны "өргөн" дурдсан нь Ж.Далтоны бүтээлүүдэд байсан бөгөөд тэрээр бүх бодисууд хоорондоо тодорхой хувь хэмжээгээр холбогдсон атомуудаас бүрддэг гэж үздэг. Дараа нь Франкланд валентийн тухай ойлголтыг танилцуулсан бөгөөд энэ нь валент ба химийн бондын хоорондын хамаарлын тухай Кекулегийн бүтээлүүдэд улам бүр боловсронгуй болсон бөгөөд А.М. Бутлеров, органик нэгдлүүдийн бүтцийн тухай онолдоо валентыг тодорхой химийн нэгдлийн урвалын чадвартай холбосон бөгөөд Д.И. Менделеев (Химийн элементүүдийн үечилсэн системд элементийн хамгийн өндөр валентыг бүлгийн дугаараар тодорхойлно).

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Валентгэдэг нь атомыг ковалент бондтой нийлэхэд үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм.

Элементийн валент нь нэгдлүүдийн молекул дахь атомуудын хооронд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог тул атом дахь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Атомын үндсэн төлөв (хамгийн бага энергитэй төлөв) нь атомын электрон тохиргоогоор тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь үелэх систем дэх элементийн байрлалтай тохирч байна. Өдөөгдсөн төлөв нь валентын түвшинд электронуудын шинэ хуваарилалт бүхий атомын энергийн шинэ төлөв юм.

Атом дахь электронуудын цахим тохиргоог зөвхөн электрон томъёо хэлбэрээр төдийгүй электрон график томъёо (энерги, квант эс) ашиглан дүрсэлж болно. Эс бүр нь тойрог замыг, сум нь электроныг, сумны чиглэл (дээш эсвэл доош) нь электроны эргэлтийг, чөлөөт нүд нь электрон өдөөх үед эзэлж чадах чөлөөт тойрог замыг илэрхийлдэг. Хэрэв эсэд 2 электрон байвал ийм электроныг хосолсон, 1 электрон байвал хосгүй гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбиталуудыг дараах байдлаар дүүргэнэ: эхлээд ижил эргэлдэх нэг электрон, дараа нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр дахь электрон. 2p дэд түвшин нь ижил энергитэй гурван орбиталтай тул хоёр электрон тус бүр нэг тойрог замыг эзэлдэг. Нэг тойрог зам чөлөөтэй үлдсэн.

Электрон график томъёо ашиглан элементийн валентыг тодорхойлох

Элементийн валентыг атом дахь электронуудын электрон тохиргооны электрон график томъёогоор тодорхойлж болно. Азот ба фосфор гэсэн хоёр атомыг авч үзье.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Учир нь Элементийн валент нь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог тул азотын валент нь III байна. Азотын атом нь хоосон орбиталгүй тул энэ элементийн хувьд өдөөгдсөн төлөв байх боломжгүй. Гэсэн хэдий ч III нь азотын хамгийн их валент биш, азотын хамгийн их валент нь V бөгөөд бүлгийн дугаараар тодорхойлогддог. Тиймээс электрон график томъёог ашиглан хамгийн өндөр валентыг, мөн энэ элементийн бүх валентыг тодорхойлох нь үргэлж боломжгүй байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй.

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Үндсэн төлөвт фосфорын атом нь 3 хосгүй электронтой байдаг тул фосфорын валент нь III байна. Гэсэн хэдий ч фосфорын атомд чөлөөт d-орбиталууд байдаг тул 2-р дэд түвшинд байрлах электронууд нь d-дэд түвшний хоосон орбиталуудыг хослуулж, эзлэх чадвартай байдаг. сэтгэл хөдөлсөн байдалд орох.

Одоо фосфорын атом нь 5 хосгүй электронтой тул фосфор нь V-ийн валенттай байна.

Олон валентын утгатай элементүүд

IVA - VIIA бүлгийн элементүүд нь хэд хэдэн валентийн утгатай байж болох ба дүрмээр бол валент нь 2 нэгжийн алхамаар өөрчлөгддөг. Энэ үзэгдэл нь электронууд химийн холбоо үүсгэхэд хос хосоороо оролцдогтой холбоотой юм.

Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдээс ялгаатай нь ихэнх нэгдлүүдийн B-дэд бүлгийн элементүүд нь бүлгийн дугаартай тэнцэх өндөр валентыг харуулдаггүй, жишээлбэл, зэс, алт. Ерөнхийдөө шилжилтийн элементүүд нь маш олон төрлийн химийн шинж чанарыг харуулдаг бөгөөд энэ нь валентийн өргөн хүрээгээр тайлбарлагддаг.

Элементүүдийн электрон график томьёог авч үзээд элементүүд яагаад өөр өөр валенттай байдгийг тогтооцгооё (Зураг 1).

Даалгаварууд:газрын болон өдөөгдсөн төлөвт As ба Cl атомуудын валентын боломжуудыг тодорхойлох.

Лекц 3. Хэн ямар чадвартай вэ эсвэл атомын валентын чадвар.

1. Үелэх системийн бүтэц

Үзэгчдийн дунд байгаа хүн бүр тод зан чанартай, онцгой авьяастай байдаг. Үүнтэй адилаар үечилсэн системд цугларсан элементүүд нь заримдаа бие биетэйгээ төстэй боловч өөрийн гэсэн онцлог шинж чанартай байдаг: давуу болон сул талууд.

Элементүүд маш олон байдгаас эхэлье - төөрөгдүүлэхгүйн тулд тэдгээрийг ямар нэгэн байдлаар дуудах нь бидэнд сайхан байх болно. Ижил шинж чанартай элементүүдийг бүлэг болгон цуглуулцгаая -

электрон аналогууд.

Төөрөгдөл гаргахгүйн тулд эхлээд f-элементүүдийг лантанид ба актинид гэсэн хоёр эгнээнд "нэмж" үзье.

Дараа нь эхний бүлгийн элементүүд 1 валент электронтой байхаар бүлгүүдийг байрлуулна.

хоёрдугаар бүлгийн элементүүд нь 2 валентийн электрон гэх мэт.

Бид 8 бүлгийг авах бөгөөд тус бүрд нь дэд бүлгүүд үүсдэг: нэг нь s- эсвэл p-элементүүдийг, нөгөө нь d-элементүүдийг агуулна.

Жишээлбэл, 1А бүлэг: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ба 1В бүлэг: Cu, Ag, Au, Rg.

Үелэх хүснэгтийг бүлгүүдээс цуглуулцгаая. Хугацаа нь хоёр давтагдах үйл явдлын хоорондох хугацаа тул зэргэлдээх хоёр электрон аналогийн хоорондох зайг (Үелэх системийн хэвтээ эгнээ) мөн үе гэж нэрлэнэ.

Эцэст нь бүлгүүдийг нэрлэе

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Бид хажуугийн дэд бүлгүүдийг эхний элементээр нь нэрлэнэ: "зэсийн дэд бүлэг", "цайрын дэд бүлэг".

Манай системээс метал олохыг хичээцгээе.

Хэрэв та B бороос астатины At хүртэл диагональ зурвал үндсэн дэд бүлгийн металлууд зүүн доод буланг, металл бус металлууд баруун дээд хэсгийг эзэлдэг. Бид ийм металлыг шилжилт хөдөлгөөнгүй гэж нэрлэх болно, i.e. шилжилтийн элементүүд нь үндсэн дэд бүлгийн металлууд юм.

Хажуугийн дэд бүлгүүдийн бүх элементүүд болон f-элементүүд - шилжилтийн элементүүд, эсвэл шилжилтийн металлууд.

Байгальд Z > 92 элемент бага хэмжээгээр (эсвэл огт байхгүй) байдгийг харгалзан үзвэл,

Ийм элементүүдийг трансуран гэж нэрлэе.

Одоо бид үнэхээр эхэлж болно.

2. Атомын валентын чадвар.

Тэгэхээр өнөөдрийн бидний асуулт бол атомууд хэрхэн молекул үүсгэдэг вэ, яагаад эдгээр молекулууд үүсдэг вэ?

салахгүй юу?

Хэрэв атомууд хоорондоо наалдвал тэдгээрийг ямар нэгэн зүйл холбодог гэж үзэх нь логик юм.

Үүнийг төр гэж нэрлэе химийн холбоо. Атомын бүтэц нь бидэнд зориулагдсан учраас

нууц биш, бид хамгийн энгийн тайлбар дээр анхаарлаа хандуулах болно.

Химийн холбоо– химийн бодис дахь атомуудын харилцан үйлчлэлийн тусгай хэлбэр

эерэг цэнэгтэй атомын цөмийн харилцан үйлчлэлд суурилсан нэгдлүүд

өөр элементийн сөрөг цэнэгтэй электронуудтай нэг элемент.

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Бүх нийтийн таталцлын хуультай зүйрлэвэл атомын цөм нь хар нүх шиг оролдоно.

Таталцлын хүрээн дэх аливаа электроныг татах.

Химийн бондын төрлүүд. Ковалент холбоо.

Та бүхний мэдэж байгаагаар ямар ч амьтан ханиа хайж байдаг. Мөн электрон нь үл хамаарах зүйл биш юм: дарааллаар

Хүчтэй химийн холбоо үүсгэхийн тулд эсрэг эргэлдсэн электрон хос хэрэгтэй.

Өөр хоорондоо харилцан үйлчилдэг А ба В гэсэн 2 атом байг.

Харилцааны аргаас хамааран электронууд "фазын" аль аль нь байж болно.

(e 1 ба e 2 долгионы функцүүдийн ижил тэмдэг), ингэснээр химийн холбоо үүсдэг.

эсвэл "фазаас гадуур" (долгионы функцүүдийн өөр өөр шинж тэмдэг) нь атомуудыг бие биенээсээ түлхэхэд хүргэдэг. Эхний тохиолдолд эрчим хүчний өсөлт бий (ногоон энергийн V түвшин бага, энэ ашгийн хэмжээ нь үүссэн бондын энергитэй яг тэнцүү байна). Хоёр дахь тохиолдолд эрчим хүчний алдагдал (улаан түвшин X) байна.

Та бөмбөг өнхрүүлж байна гэж төсөөлөөд үз дээ. Хэрэв доошоо эргэвэл та ямар ч хүчин чармайлт гаргахгүй бөгөөд бөмбөг нүх рүү эргэлддэг. Эсрэгээрээ та бөмбөгийг хөмсөгнийхөө хөлсөөр толгод руу түлхэж байна, гэхдээ зүгээр л явуулмагцаа

– тэгээд бөмбөг хөл рүүгээ эргэлдэнэ.

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Электрон үүлтэй холбоо үүсэхэд юу болох вэ?

Зургийг хялбар болгохын тулд бид бөмбөрцөг хэлбэртэй тэгш хэмтэй s-AOs (l = 0) авдаг.

1. Хэрэв үүл (саарал бөмбөлөг) нийлбэл доорх зураг гарч ирнэ - электрон нягтрал "хоёр дахин нэмэгдсэн" давхцлын бүс байгаа бөгөөд бусад хэсэгт энэ нь электрон үүлний нягттай давхцаж байна. атом А буюу В атомын электрон үүлний нягт.

Энэ тохиолдолд электрон нягтрал ихсэх нь гамбургер патти шиг холбогддог

А ба В атомын эерэг цэнэгтэй цөм.

2. Хэрэв үүлс (саарал бөмбөлөг) хасагдсан бол дээрээс нь зураг гарч ирнэ - дунд хэсэгт бүрэн харилцан сүйрэл, ирмэг дээр - харилцан үйлчлэлийн өмнөх атомын электрон үүлний нягтрал.

Энэ тохиолдолд цөмүүдийн хооронд электрон нягтрал байхгүй - Кулоны харгис хэрцгий хууль атомуудыг өөр өөр чиглэлд нисэхийг тушаадаг.

Тэгэхээр, ковалент химийн холбооЭнэ нь анхнаасаа өөр атомуудад хамаарах эсрэг тэсрэг спинтэй хосгүй электронуудыг хуваалцах үед үүсдэг.

Энэ тохиолдолд ковалент химийн холбоонд орж буй элементүүд электрон солилцдог тул ийм механизм (арга) үүсдэг.

ковалент холбоог солилцооны холбоо гэж нэрлэдэг.

A· + ·B = A: B

(электрон хуваалцах, нийтлэг электрон хос үүсгэх)

A· + ·B = A – B

(химийн холбоо үүсэх,

А ба В хоёрын хоорондох зураас нь химийн холбоог илэрхийлдэг бөгөөд валентийн анхны гэж нэрлэдэг)

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Тиймээс солилцооны замаар ковалент химийн холбоо үүсгэхийн тулд

Жишээлбэл, устөрөгчийн молекул үүсэх үед атом бүр 1e-ийг өгдөг - нийтлэг (холбох) хос электроныг олж авдаг.

Усны молекул үүсэхэд 1 хүчилтөрөгчийн атомын хувьд

2 хосгүй электрон, тус бүр нь 1e-тэй 2 устөрөгчийн атом шаарддаг.

2 O – H холбоо үүснэ.Энэ тохиолдолд хүчилтөрөгчийн атом мөн урвалд оролцдоггүй хоёр хос электронтой (2s ба 2p дэд түвшинд) байна. Ийм хосуудыг нэрлэдэг ганц электрон хосууд.

Валентын түвшинд электронтой атомуудын дүрсийг нэрлэдэг Льюисын бүтэц. Энэ тохиолдолд янз бүрийн атомын электронуудыг өөр өөр тэмдэгтээр илэрхийлэхийг зөвлөж байна, жишээлбэл, · , * гэх мэт.

Атомууд хоорондоо холбогддог дарааллын зургийг гэж нэрлэдэг

бүтцийн томъёонууд. Энэ тохиолдолд үсэг дээрх хос электрон бүрийг валентын харвалтаар солино.

Бодисын бүтцийн томъёо: H – H, H – O – H, O = O.

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Тухайн элементийн үүсгэсэн ковалент бондын тоог гэнэ

ковалент, эсвэл валент энэ элементийн.

Валентийг дараах байдлаар илэрхийлнэ Ром тоо.

Тиймээс энэ үе шатанд элементийн валент нь ковалент холбоо үүсэхэд оролцох хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Элементүүдийн валентийн боломжууд.

1. Нүүрстөрөгч.

Үндсэн төлөвт нүүрстөрөгчийн атомын электрон тохиргоо нь 1s2 2s2 2p2 бөгөөд үүнээс валентийн электронууд нь 2s ба 2p электронууд юм.

Энэ төлөвт нүүрстөрөгчийн атом нь солилцооны дагуу 2 ковалент холбоо үүсгэх боломжтой

механизм.

Гэсэн хэдий ч практикт хоёр валент нүүрстөрөгчийн тогтвортой нэгдлүүд байдаггүй.

2s ба 2p-ийн хоорондох жижиг ялгааны улмаас

Дэд түвшний эрчим хүчний зарцуулалт багатай нүүрстөрөгчийн атом эхний шат руу шилжих боломжтой

өдөөгдсөн төлөв (C* гэж тэмдэглэсэн).

Энэ төлөвт нүүрстөрөгчийн атом чадвартай байдаг

солилцооны механизмаар 4 ковалент холбоо үүсгэдэг.

Нүүрстөрөгчийн валент нь IV байх тогтвортой молекулуудын жишээ юм

устөрөгчтэй нэгдлүүд, хүчилтөрөгч, ...

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Бүх нэгдлүүдийн нүүрстөрөгчийн валент нь IV, устөрөгч - I, хүчилтөрөгч - II байна.

Ацетилен H–C ≡C–H нь шатамхай хий бөгөөд өндөр температурт дөл үүсгэх, жишээлбэл, гагнуурын ажилд ашигладаг.

Дүгнэлт: Энэ боломжийг (хоосон тойрог замд) өгвөл атомууд ковалентаа нэмэгдүүлэхийн тулд валентын электронуудаа хослуулах чадвартай байдаг.

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм.

Математик бол агуу хүч юм. Дээрхээс харахад химийн холбоо үүсгэхийн тулд 2 электрон (хуваалцсан электрон хос) шаардлагатай.

Мэдээжийн хэрэг, хоёр электрон авч болно:

Гэсэн хэдий ч өөр шийдэл бий!

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм – ковалент холбоо үүсгэх арга бөгөөд нэг атом (донор) нь холбоо үүсгэх хос электроныг, нөгөө атом (хүлээн авагч) нь хоосон (ажилгүй) нэгийг өгдөг.

тойрог зам.

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Жишээ. Нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекулын бүтэц (нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II), нүүрстөрөгчийн дутуу исэл)

Нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекул дахь нүүрстөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомууд нь үүссэн хоёр ковалент холбоогоор холбогддог. бодисын солилцооны механизмаар.

Гэсэн хэдий ч нүүрстөрөгчийн атом нь 2p дэд түвшинд дүүргэгдээгүй орбитальтай, хүчилтөрөгчийн атом нь дан хос электронтой тул гурав дахь ковалент холбоо нь дараахь байдлаар үүсдэг. хандивлагч-хүлээн авагчмеханизм

Бичгийн хувьд донор-хүлээн авагч механизмыг хол зааж буй сумаар дүрсэлсэн байдаг

хос электроны хүлээн авагч атомын донор атом.

Нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекулын бүтцийн зөв томъёо.

Хүчилтөрөгчийн валент III, нүүрстөрөгчийн валент нь III.

Хүчилтөрөгч ба нүүрстөрөгчийн атомуудын гурвалсан холбоог утгаараа баталгаажуулдаг

нүүрстөрөгч-хүчилтөрөгчийн бондын энерги (утга нь гурвалсан холболтын энергитэй ойролцоо байна

давхар бондын энерги), спектрийн шинжилгээний аргын өгөгдөл.

2. Атомын валентын чадвар. Азотын.

Азот, хүчилтөрөгч, фторын атомууд нь электрон атомуудаас эрс ялгаатай

d-дэд түвшний энерги байхгүйгээс аналоги.

Азотын атомын электрон тохиргоо нь 7 N 1s2 2s2 2p3 байна.

Валент электронууд 2s2 2p3 – 3 хосгүй электрон, 1 электрон хос.

Гурван хос хосоос гадна азотын атом байдаг нь ойлгомжтой

1 хос электрон (2s2).

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

Иймээс азотын атом нь хос электроны донорын үүргийг гүйцэтгэх чадвартай.

Хамгийн энгийн тохиолдолд ПРОТОН нь хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг: аммиакийн хүчилтэй аммонийн давс үүсгэх урвалын жишээг бид мэддэг.

Жич:

1. Хүлээн авагч нь сул тойрог замтай байх ёстой (энэ тохиолдолд устөрөгчийн атом нь электроноо алдаж, хоосон байна. 1s-AO)

2. Химийн урвалын үед цэнэг хадгалагдана (цэнэг хадгалах хууль!).

Азотын атом нь солилцооны механизмаар 4 холбоо үүсгэх боломжгүй тул хамгийн том алдаа бол цэнэгийн дутагдал юм.

3. Аммонийн катионы бүтцийг N – H гурван ковалент холбоо хэлбэрээр дүрсэлсэн.

солилцооны механизмын дагуу үүссэн, валентийн анхны тоогоор тэмдэглэгдсэн ба

донор-хүлээн авагч механизмаар үүссэн нэг ковалент холбоо,

азотын атомаас устөрөгчийн атом руу сумаар заана. Эерэг цэнэгийг азотын атом (ихэвчлэн атомын дээгүүр) эсвэл NH4 бөөмс дээр харуулах ёстой.

дөрвөлжин хаалтанд, хаалтны ард "+" тэмдэг зурсан байна.

4. Азотын хамгийн их валент ньДӨРӨВ - атом нь ердөө 4 АО-той бөгөөд тэдгээрийн гурав нь хосгүй электрон, нэг нь электрон хос агуулдаг. Дараагийн энергийн түвшин (3с) нь холбоо үүсгэхэд ашиглахад хэтэрхий хол байгаа тул азотын атом нь V валентыг үүсгэх боломжгүй юм.

Та хэсэг хугацааны дараа азотын атомын ковалент холбоо үүсэх илүү төвөгтэй тохиолдлуудын талаар мэдэх болно.

Лекц 3. Атомын валентийн чадвар. Ковалент химийн холбоо

3. Атомын валентын чадвар. Хүхэр.

Электронууд валентын түвшинүндсэн төлөвт байгаа хүхрийн атомууд нь тохиргоотой байдаг

16 S ... 3s 2 3p 4 – 2 хос электрон, 2 хосгүй электрон.

Дүгнэлт (октет дүрэм) 1: Химийн нэгдлүүдийг үүсгэх үед элементийн атомууд электрон тохиргоогоо хамгийн тогтвортой болгож нэмэгдүүлнэ.

Жишээлбэл, устөрөгчийн сульфидын молекул дахь хүхрийн атом нь устөрөгчийн атомтай хоёр хос хос, хоёр дан электрон хосын холболтын улмаас электронуудын октет үүсгэдэг.

Октет дүрэм нь ЗААВАЛ БИШ, өөрчлөгддөггүй - нэг элементийн хувьд октет дүрэм ажиглагддаггүй тоо томшгүй олон нэгдлүүд байдаг боловч энэ нь ижил төстэй стехиометрийн нэгдлүүдийг үүсгэх ерөнхий хандлагыг зөв таамаглаж байна.

d-элементүүдийн холболтын хувьд холбогдох дүрэм байдаг арван найман электрон, учир нь энэ нь бүрэн дууссан ns2 (n-1)d10 np6 – электрон бүрхүүлд тохирох электронуудын тоо юм.

1 Даблет – 2, гурвалсан – 3, дөрвөл – 4, квинтет – 5, секстет – 6, септет – 7, октет – 8. Тиймээс октетийн дүрэм нь дүрэм юм. найман электрон.

>> Хими: Химийн элементийн атомын валентын чадвар

Химийн элементийн атомуудын гадаад энергийн түвшний бүтэц нь тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентын түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гадны өмнөх түвшний электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Ийм электроныг мөн валент электрон гэж нэрлэдэг.

Химийн элементийн атомын валентийг үндсэндээ химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлдог.

Зорилго.

• Атомын үндсэн шинж чанар болох валентийн талаархи санаа бодлыг хөгжүүлэх, үечилсэн системийн үе ба бүлгүүдийн химийн элементийн атомын радиус дахь өөрчлөлтийн хэв маягийг тодорхойлох.
• Нэгдсэн арга барилыг ашиглан оюутнуудын онолын үндэслэлд үндэслэн харьцуулах, харьцуулах, аналоги олох, практик үр дүнг таамаглах чадварыг хөгжүүлэх.
• Амжилтанд хүрэх нөхцөл байдлыг бий болгосноор оюутнуудын сэтгэл зүйн инерцийг даван туулах.
• Уран сэтгэмж, эргэцүүлэн бодох чадварыг хөгжүүлэх.

Тоног төхөөрөмж:Хүснэгт "Элементүүдийн валент ба электрон тохиргоо", мультимедиа.

Эпиграф.Логик нь үнэн, эрүүл ухаанаар тусгагдсан бол үргэлж зорилго, зөв ​​үр дүнд хүргэдэг.

Хичээлийг нэгтгэх элементүүдтэй хослуулсан. Ашигласан заах арга: тайлбарт зурагт, эвристик, асуудалд суурилсан.

I шат. Үзүүлэлт ба урам зоригтой

Хичээл "тохируулах" (хөгжмийн дуу чимээ - Ж.Брамсын 3-р симфони) -аар эхэлдэг.

Багш: "Валент" гэдэг үг (Латин valentia гэсэн үг) нь 19-р зууны дунд үед, химийн хөгжлийн хоёр дахь химийн-аналитик үе шат дуусах үед үүссэн. Тэр үед 60 гаруй элемент илэрсэн байна.

"Валент" гэсэн ойлголтын гарал үүслийг янз бүрийн эрдэмтдийн бүтээлүүдэд багтаасан байдаг. Ж.Дальтон бодис нь тодорхой хувь хэмжээгээр холбогдсон атомуудаас тогтдог болохыг тогтоожээ.Э.Франкланд үнэндээ валентийн тухай ойлголтыг холбогч хүч гэж нэвтрүүлсэн. Ф. Кекуле валентыг химийн бондоор тодорхойлсон. А.М.Бутлеров валент нь атомын реактивтэй холбоотой байдагт анхаарлаа хандуулсан. Д.И. Менделеев химийн элементүүдийн үечилсэн системийг бүтээсэн бөгөөд атомын хамгийн өндөр валент нь системийн элементийн бүлгийн дугаартай давхцдаг. Тэрээр мөн "хувьсах валент" гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

Асуулт. Валент гэж юу вэ?

Төрөл бүрийн эх сурвалжаас авсан тодорхойлолтуудыг уншина уу (багш мультимедиа ашиглан слайдыг харуулдаг):

“Химийн элементийн валент- түүний атомууд нь бусад атомуудтай тодорхой хэмжээгээр нэгдэх чадвар."

"Валенц- нэг элементийн атомууд өөр элементийн тодорхой тооны атомыг холбох чадвар."

"Валенц- орж ирж буй атомын шинж чанар химийн нэгдлүүдэд тодорхой тооны электрон өгөх буюу авах (цахилгаан гүйдэл) эсвэл электронуудыг нэгтгэж хоёр атомд нийтлэг электрон хос (ковалент) үүсгэнэ."

Таны бодлоор валентын тодорхойлолтын аль нь илүү төгс, бусад нь хаана дутагдаж байна вэ? (Бүгээр ярилцах.)

Валент ба валентын боломжууд нь химийн элементийн чухал шинж чанар юм. Тэдгээр нь атомын бүтцээр тодорхойлогддог бөгөөд цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр үе үе өөрчлөгддөг.

Багш аа. Тиймээс бид дараахь дүгнэлтийг гаргаж байна.

"Валентийн боломж" гэдэг ойлголт ямар утгатай гэж та бодож байна вэ?

Оюутнууд санал бодлоо илэрхийлдэг. Тэд "боломж", "боломжтой" гэсэн үгсийн утгыг санаж, С.И.Ожеговын тайлбар толь бичигт эдгээр үгсийн утгыг тодруулав.

"Боломж- аливаа зүйлийг хэрэгжүүлэхэд шаардлагатай арга хэрэгсэл, нөхцөл";

"Боломжтой"Болж болох, боломжтой, зөвшөөрөгдөх, зөвшөөрөгдөх, төсөөлөх боломжтой".

(багш дараагийн слайдыг харуулна)

Дараа нь багш дүгнэж байна.

Багш аа. Атомын валентийн боломжууд нь элементийн зөвшөөрөгдөх валенцууд, янз бүрийн нэгдлүүд дэх тэдгээрийн утгын бүх хүрээ юм.

II шат. Үйл ажиллагаа ба гүйцэтгэх

"Элементүүдийн валент ба электрон тохиргоо" хүснэгттэй ажиллах.

Багш аа. Атомын валент нь хосгүй электронуудын тооноос хамаардаг тул валентын боломжуудыг харгалзан өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомуудын бүтцийг авч үзэх нь зүйтэй. Нүүрстөрөгчийн атом дахь орбиталуудын хооронд электронуудын тархалтын электрон дифракцийн томъёог бичье. Тэдгээрийн тусламжтайгаар бид нэгдлүүдэд нүүрстөрөгч С ямар валенттай болохыг тодорхойлох болно. Од (*) нь өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомыг илэрхийлнэ.

Тиймээс нүүрстөрөгч нь ууршилтаас болж IV валентыг харуулдаг
2с 2 – электронууд ба тэдгээрийн аль нэг нь сул тойрог замд шилжих. (Хоосон - эзэнгүй, хоосон (С. И. Ожегов))

Яагаад валент нь C-II ба IV, мөн H-I, He-O, Be – II, B – III, P-V байдаг вэ?

Элементүүдийн электрон дифракцийн томъёог харьцуулж (схем No1) өөр өөр валентийн шалтгааныг тогтооно.

Бүлгийн ажил:

Багш аа. Тэгэхээр атомын валент болон валентийн чадвар юунаас хамаардаг вэ? Эдгээр хоёр ойлголтыг хамтад нь авч үзье (диаграм No2).

Атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлэхэд зарцуулсан энергийн зарцуулалтыг (E) химийн холбоо үүсэх үед ялгарах энергиэр нөхдөг.

Үндсэн (хөдөлгөөнгүй) төлөвт байгаа атом ба өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомын хооронд ямар ялгаа байдаг вэ (схем No3)?

Багш аа . Элементүүд дараах валенттай байж болох уу: Li -III, O - IV, Ne - II?

Эдгээр элементүүдийн электрон ба электрон дифракцийн томъёог ашиглан хариултаа тайлбарлана уу (диаграм No4).

Бүлгийн ажил.

Хариулт. Үгүй, учир нь энэ тохиолдолд электроныг хөдөлгөхөд шаардагдах энерги нь байна

(1s -> 2p эсвэл 2p -> 3s) нь маш том хэмжээтэй тул химийн холбоо үүсэх үед ялгарах энергийг нөхөх боломжгүй юм.

Багш аа. Атомын валентийн өөр нэг төрөл байдаг - дан электрон хосууд байх (донор-хүлээн авагч механизмын дагуу ковалент холбоо үүсэх):

III шат. Үнэлгээ-эргэн бодох

Үр дүнг нэгтгэн дүгнэж, оюутнуудын хичээл дээрх ажлыг тодорхойлдог (хичээлийн эпиграф руу буцах). Дараа нь хураангуйг өгдөг - хүүхдүүдийн хичээл, сэдэв, багшид хандах хандлага.

1. Хичээлийн юу нь танд таалагдаагүй вэ?

2. Танд юу таалагдсан бэ?

3. Таны хувьд ямар асуултууд тодорхойгүй хэвээр байна вэ?

4. Багшийн болон өөрийн ажлын үнэлгээ? (боломжийн).

Гэрийн даалгавар(О.С.Габриеляны сурах бичгийн дагуу Хими-10; профилын түвшин, 4-р зүйл, дасгал 4)

Атомын валентын чадвар нь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог. Химийн нэгдлүүдийг үүсгэх явцад эдгээр боломжуудыг бүрэн ашиглах эсвэл хэрэгжүүлэхгүй байх боломжтой боловч тэдгээрийг давж гарах боломжтой. Атом дахь хоосон орбиталууд байгаа үед хосгүй электронуудын тоо нэмэгдэх боломжтой бөгөөд электроныг хэвийн төлөвөөс өдөөгдсөн төлөв рүү шилжүүлэхэд зарцуулсан энерги нь химийн нэгдэл үүсэх энергиэр нөхөгддөг.

Валентын бондын аргын хувьд хэвийн бонд үүсэхийн тулд хагас эзлэгдсэн хоёр валентын орбитал харилцан үйлчлэлцэх шаардлагатай. Энд А атом нь электронуудын аль нэгтэй бөгөөд үүнийг В атомтай хуваалцдаг гэж үздэг бөгөөд энэ нь эргээд өөр электронтой бөгөөд А атом нь энэ электроныг ашиглах боломжийг олгодог.

Атомын валентийн чадварыг хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлдог, түүнчлэн өөр элементийн атомын чөлөөт тойрог замд шилжих чадвартай электрон хосуудын тоо (донор хүлээн авагч механизмын дагуу ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог).

Химийн элементийн атомуудын гадаад энергийн түвшний бүтэц нь тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентын түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гадны өмнөх түвшний электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Ийм электроныг мөн валент электрон гэж нэрлэдэг.

Химийн элементийн атомын валент нь үндсэндээ химийн холбоо үүсэхэд оролцдог хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн атомуудын валентийн электронууд нь электрон давхаргын s ба p-орбиталуудад байрладаг. Лантанид ба актинидээс бусад хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь өмнөх давхаргын гадна талын s-орбитал ба d-орбиталд байрладаг.

Химийн элементийн атомуудын валентийн чадварыг зөв үнэлэхийн тулд тэдгээрийн доторх электронуудын энергийн түвшин ба дэд түвшинд тархалтыг авч үзэх, Паули зарчим ба Хунд-ийн дүрмийн дагуу өдөөгдөөгүй электронуудын тоог тодорхойлох шаардлагатай. атомын үндсэн буюу суурин) төлөв байдал ба өдөөгдсөн (өөрөөр хэлбэл нэмэлт энерги хүлээн авсан бөгөөд үүний үр дүнд гаднах давхаргын электронууд хосолж, чөлөөт тойрог замд шилждэг).Өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомыг одтой харгалзах элементийн тэмдгээр тэмдэглэнэ.

Химийн элементийн атомуудын валентийн чадвар нь атомын хөдөлгөөнгүй ба өдөөгдсөн төлөвт байгаа хосгүй электронуудын тоогоор хязгаарлагдахгүй.Хэрэв та ковалент холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизмыг санаж байгаа бол химийн элементийн атомуудын бусад хоёр валентийн боломжууд танд тодорхой болох бөгөөд эдгээр нь чөлөөт орбиталууд, хуваарилагдаагүй электрон хосууд байгаа эсэхээр тодорхойлогддог. донор-хүлээн авагч механизмаар дамжуулан ковалент химийн холбоо.

Дүгнэлт

Химийн элементийн атомуудын валентын чадварыг дараахь байдлаар тодорхойлно.

1) хосгүй электронуудын тоо (нэг электрон орбитал);

2) чөлөөт тойрог зам байгаа эсэх;

3) хуваалцаагүй хос электронууд байгаа эсэх.