Т. С. Назарова методические рекомендации к таблицам по химии для общеобразовательной школы серия 2 строение вещества пособие для учителей Москва «варсон» 2005 методические рекомендации
| Вид материала | Методические рекомендации |
- Методика преподавания темы «Многочлены» в профильной школе Методические рекомендации, 72.18kb.
- Методические рекомендации по разработке заданий для школьного и муниципального этапов, 300.53kb.
- Методические рекомендации для учителей обществознания по подготовке выпускников основной, 352.72kb.
- Методические рекомендации для учителей обществознания по подготовке выпускников основной, 411.51kb.
- Методические рекомендации для учителей обществознания по подготовке выпускников основной, 399.66kb.
- Методические рекомендации для учителей географии по подготовке выпускников основной, 379.78kb.
- Лаврентьева Снежана Павловна г. Таганрог 2008г. Мероприятие по химии «Экскурсия в кабинет, 72.27kb.
- Методические рекомендации по обучению школьников, 1736.31kb.
- Методические рекомендации по обучению школьников, 1735.85kb.
- Методические рекомендации по обучению школьников, 4520.71kb.
1 2
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 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) (заряд атома Н) + (число атомов N) (заряд атома N) + (число атомов О) (заряд атома О) = O;
1 (+1) + х 1 + (–2) 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