Розробка системи уроків

у 8 класі

Тема: Хімічний зв'язок і будова речовини

УРОК 1

Тема. Природа хімічногозв'язку. Типи хімічногозв'язку.

Ковалентнийзв'язок.

Мета: сформувати уявлення про природу хімічного зв'язку, визначити умови виникнення хімічногозв'язку, ознайомити учнів з різними типами хімічного зв'язку. Надати історичні відомості щодо розвитку теорії хімічного зв'язку.

Обладнання: Періодична система хімічнихелементів Д.І. Менделєєва, таблиця електронегативностей хімічних елементів,надувні кульки

Базові поняття та терміни: хімічний зв'язок, електрони, атоми, ядра     атомів, неспарені електрони

Форми роботи :самостійна робота ,робота з підручником ,рольова гра

                     " Танці з зірками"

Тип уроку: вивчення нового матеріалу,бінарний урок (рекомендую   використати     конспект для відкритого уроку або семінару )

Хід уроку

Розум полягає не тільки в знанні,
але й в умілому застосуванні знання на ділі.

Арістотель

І.   Організаційний етап

Ти хочеш стати чарівником хімічним,

Дізнатися щось новеньке і незвичне!?

На урок хімії запрошую ласкаво!

Вивчати справи будем тут цікаві.

Отже, шановні ,залиште зайві справи в закутку

 Бо перша наша справа

теорія...хімічного з'вязку!      

Учитель називає тему уроку,яка зашифрована.Щоб її розшифрувати, потрібно замість номера поставити першу літеру елемента з даним порядковим номером.

Х 77 25 39 ч 7 70 53    104(3) 23 я з 8 36    53 76 31 8 74 39 66 39

II.     Актуалізація опорних знань

Диктант

1)     3 яких частинок складається атом?

2)      Який заряд має електрон?

3)      Які електрони називають неспареними?

4)    Яка максимальна кількість електронів може міститься на зовнішньому енергетичному рівні?На першому та другому рівнях.

5)      Написати електронну формулу атома на вибір.

III.      Вивчення нового матеріалу

1.     Повідомлення учнів про історію розвитку вчення про хімічний    зв'язок.

2.     Електронегативність хімічних елементів.

Тепер кожен працює індивідуально,

Тож консультації припиняймо.

5 хвилин на роботу оцю вам дається.

Хай все вам вдається !

Хай балів побільше у картку летить.

Учні опрацьовують параграф 40.У зошитах конспектують визначення хімічного зв’язку та електронегативності.

Розповідь учителя

Здатність атома притягувати валентні електрони інших атомів називають електронегативністю. Сильніше всього притягують електрони атоми найбільш активних неметалічних елементів: Флуору, Оксигену, Хлору, адже їм для завершення зовнішнього рівня не дістає одного або двох електронів. І електрони, що вони прийматимуть, розташуються досить близько до ядра — на другий або третій електронний шар. Тому електронегативність цих елементів найбільша. Легше всього віддають електрони атоми активних металічних елементів, у першу чергу лужних: Літію, Натрію, Калію тощо. Вони виявляють найменшу електронегативність.

Оскільки електронегативність — це властивість, що також пов'язана з прийомом-втратою електронів, то і змінюватися в Періодичній системі вона буде так само, як і металічні властивості: в періодах електронегативність збільшується зліва направо, а в групах знизу догори. Отже елемент з найбільшою електронегативністю — Флуор, а з найменшою — Цезій.

Спосіб кількісного визначення електронегативностей вперше розробив американський хімік Лайнус Полінг. За шкалою Полінга електронегативність Флуору прийнята 3,98 (округлена 4), на другому місці перебуває Оксиген (3,44), на третьому — хлор (3,16). Гідроген і типові неметалічні елементи розташовані в середині шкали; значення їх електронегативності близькі до 2. Активні металічні елементи мають значення електронегативності менші за 1,6.

Учитель пропонує користуючись таблицею електронегативностей скласти шкалу Полінга .

Виконати вправу 5 на ст. 184

3. Електронна природа зв'язку.

Розповідь учителя

Хімічний зв'язок — це досить складне поняття. Можна сказати, що він утворюється за рахунок взаємодії всіх електронів і всіх ядер атомів, які входять до складу молекул.

Атом, як ви вже знаєте, складається з позитивно зарядженого ядра і електронів. Найпростіший атом — атом Гідрогену — містить всього один неспарении електрон, що перебуває на першому енергетичному рівні. При зближенні двох атомів Гідрогену ядро одного з них притягує електрон ін­шого атома, і навпаки. Між атомами виникає взаємодія, і відстань між ними зменшується доти, поки взаємне притягання не врівноважиться відштовхуванням ядер. У молекулі, що утворилася, електронна густина (імовірність перебування електронів) у просторі між ядрами виявляється підвищеною. Дві електронні хмари атомів поєднуються в єдину електронну хмару молекули.

Простіше кажучи, хімічний зв'язок утворюється за рахунок перекривання електронних орбіталей різних атомів і за рахунок взаємодії неспарених електронів цих атомів.

Хімічний зв'язок — це взаємодія атомів, здійснювана шляхом обміну електронами або їхнім переходом від одного атома до іншого.

4. Умови виникнення хімічногозв 'язку.

Учні опрацьовують параграф 41 і дають відповіді на запитання:

*        За рахунок чого досягається завершеність рівня

•       Що таке йони

Розповідь учителя

Не всі атоми можуть взаємодіяти між собою. Буває так, що при зближенні атомів і перекриванні їхніх електронних орбіталей молекула не утворюється. Наприклад, якщо два атоми Гелію наближаються один до одного, то загальна енергія увесь час збільшується, і молекула утворитися не може.

Умови виникнення хімічного зв'язку визначив американський хімік Льюіс, який в 1916 році запропонував електронну теорію хімічного зв'язку. Ця теорія заснована на уявленні про те, що електронні оболонки атомів інертних газів відрізняються особливою стійкістю, чим і пояснюється їхня хімічна інертність. Атоми всіх інших елементів при утворенні хімічного зв'язку прагнуть змінити електронну оболонку до конфігурації найближчого інертного газу, віддаючи або приєднуючи електрони. Тільки в цьому випадку утворюються стійкі молекули. Це твердження зараз називають правилом октету Льюіса (від латинського слова «окто» — вісім), тому що атоми всіх інертних газів, крім Гелію, містять на зовнішньому рівні вісім електронів.

Тепер зрозуміло, чому молекула Н₂ стійка, а молекула Не не існує. Це пов'язане з тим, що атому Гідрогену до завершення зовнішнього рівня не вистачає одного електрона. При утворенні молекули Н₂ електрони двох атомів поєднуються і електронна конфігурація кожного атома доповнюється до конфігурації атома Гелію. У той же час в атомі Гелію зовнішній енергетичний рівень вже заповнений, цим атомам просто не потрібні «чужі» електрони.

5.                Типи хімічногозв’язку

Учні за допомогою підручника складають схему про типи зв'язку

6.                Утворення ковалентного зв 'язку.

Бесіда

Розглянемо утворення ковалентних зв'язків у деяких простих молекулах. Наприклад, у молекулі водню.

Учитель пропонує записати електронну формулу і графічну схему атома Гідрогена.

•      Скільки електронів має на зовнішньому електронному рівні Гідроген

•      Скільки електронів не вистачає Гідрогену до утворення електронної конфігурації інертного газу Гелію?

Розповідь учителя

При утворенні хімічного зв'язку атоми прагнуть до того, щоб на їх зовнішньому енергетичному рівні було два або вісім (октет) електронів. Цього можна досягти декількома способами. Найпоширеніший з них полягає в об'єднанні неспарених електронів у спільні електронні пари, приналежні одночасно обом атомам. Так кожний атом Гідрогену при утворені молекули водню буде намагатися притягнути на свою електронну оболонку додатковий електрон і таким чином отримати електронну конфігурації інертного газу. Під час взаємного притягнення ядер атомів та електронних оболонок дві s-орбіталі атомів Гідрогену перекриваються і в місці перекривання утворюється підвищена електронна густина (учитель демонструє утворення молекули на малюнках або плакатах).

При зображенні утворення хімічного зв'язку прийнято позначати електрони зовнішнього енергетичного рівня (валентні електрони) крапкою

Утворення молекули Нг можна записати у вигляді схеми:

Н^.+ Н^. = Н:Н

Такі формули називають формулами Льюіса або електронно-крапковими формулами.

Таким чином виходить, що кожний атом Гідрогену віддає свій валентний електрон у спільне користування. При цьому утворюється спільна електронна пара, що одночасно рівною мірою належить обом  атомам Гідрогену. Кожний атом Гідрогену завдяки цьому має електронну конфігурацію інертного газу (атома Гелію), тобто повністю заповнений зовнішній електронний шар, що обумовлює стійкість молекули водню.

Хімічний зв'язок, що виникає в результаті утворення спільних електронних пар, називають ковалентним.

Спільну електронну пару, що обумовлює хімічний зв'язок, можна позначати рискою. Таким чином виходить структурна формула водню:

Н-Н

Атоми неметалів другого періоду прагнуть доповнити електронну оболонку до октету. Складемо схему утворення зв'язку в молекулі фтору.

Учні самостійно складаютьелектронну формулу і графічну схему будови атома Флуору, характеризують будову зовнішнього електронного рівня.

При взаємодії двох атомів ,які мають кілька неспарених електронів  утворюється кілька електронних пар.Прикладом може служити молекула кисню.(Учні самостійно складають електронні та крапкові формули).

Оскільки дані молекули складаються з однакових атомів,які мають однакову електронегативність,то спільна електронна пара рівносильно розподілена між ними.Такий зв'язок називають ковалентним неполярним.

Учні самостійно складають схему зв’язку у молекулі  фтороводню та води.

Атоми Гідрогену і Флуору притягують електрони по-різному. У Флуору електронегативністьбільша,ніж у Гідрогену, отже атоми Флуору сильніше притягують спільну електронну пару, ніж атоми Гідрогену. Це приводить до зсуву спільної електронної пари у бік атома Флуору і збільшення на ньому електронної густини. Спільна електронна пара, в тому числі і електрон, що віддав у спільне користування атом Гідрогену, більше часу проводить на атомі Флуору, ніж на атомі Гідрогену. Як наслідок, на атомі Флуору з'являється частковий надлишковий негативний заряд, оскільки заряд його ядра не взмозі компенсувати заряд нового електрона. А на атоміГідрогену, навпаки: електронна густина зменшується, отже на ньому з'являється позитивний заряд, оскільки заряд ядра атома Гідрогену тепер не повністю компенсується електроном.   

                                           

  

Оскільки електрон, що належав атому Гідрогену, лише частково зсувається у бік атома Флуору, то надлишковий негативний заряд, що на ньому з'являється, менший за елементарний заряд, тобто менше заряду електрона.В данному випадку він складає лише 44 % від заряду електрона. Щоб не писати точнее значення заряду (а в багатьох випадках визначити йогодосить складно), використовують букву δ (дельта). Звісно, що заряд на атомі Гідрогену в точності дорівнює заряду на атомі Флуору, але з іншим знаком, і в сумі заряд дорівнює нулю. Тобто молекула   взагалі залишається електронейтральною.

                                            H ^δ+ F ^δ-

Ковалентний зв'язок, що утворений між атомами різних елементів, називають полярним (тому що в молекулі з'являються полюси електричного заряду). У ковалентному полярному зв'язку спільна електронна пара зміщена до того атома, що сильніше притягує електрони, тобто до атома з більшою електронегативністю. Чим сильніше цей зсув, тим більше полярність зв'язку. У структурних формулах зсув електронної густини до більш електронегативного елемента показують стрілкою:

Н->Р

Порівнюючи значення електронегативності двох атомів, можна оцінити полярність ковалентного зв'язку між ними. Чим більше різниця електронегативностей (РЕН), тим сильніше спільна електронна пара зміщена до більш електронегативного атома і тим полярніший ковалентний зв'язок.

IV.Закріплення та систематизація знань

 Учитель просить назвати основні терміни та поняття, вивчені на уроці.

Проводиться гра "Танці з зірками-атомами" ,в якій учні перевтілюються на атоми й розповідають, як утворюються зв’язки у молекулах.(Як провести гру можна подивитися на відео)

Питання ,на які учасники проекту мають дати відповіді у потаємній кімнаті:

•        Назва пари

•        Електронна та структурна формули

•        Який атом більш електронегативний ,до кого зсунута електронна густина

•        Тип зв’язку

•        Творчі плани на майбутнє

V.Домашнє завдання                     §§40-43,ст. 193 впр.3,4

VI .Підсумки уроку

І на завершення уроку

 Сказати друзі хочу вам,

Що хімія — наука із наук!

Велична, таємнича, загадкова,

В користування нам дає мільйони речовин чудових.

Лиш пам'ятайте, друзі,

Що в усьому потрібно мати міру й такт.

На кожнім кроці й повсякчас

Хімічні явища підстерігають нас.

 і щоб не вскочити в халепу

Й не соромитись незнанням,

Частіше треба заглядати в підручник хімії —

Шукати відповіді там.

Урок 2

Тема:Кристалічні ґратки та їх типи

Мета:узагальнити та систематизувати знання про хімічний зв'язок; дати уявлення про кристалічні ґратки; ознайомити з атомним, молекулярним та йонним типом кристалічних ґраток; розкрити взаємозв’язок між типом хімічного зв’язку, типом кристалічних ґраток та фізичними властивостями речовин; виховувати наполегливість, творчий підхід, формувати вміння працювати у групах.

Тип уроку: комбінований

Форма уроку: ділова гра" Науково-дослідний інститут"

Основні поняття та терміни: хімічний зв'язок, електронегативність,кристалічні та аморфні речовини, кристалічні гратки

Обладнання:періодична система ,пластилін,зубочистки.

Хід уроку

Епіграф

"Чи не можна передбачити, що при утворенні кристалу частинки стають в ряди, застигаючи у правильних фігурах..."

І. Ньютон

І. Організаційний етап

Клас ділиться на 4 групи ,в кожній обирається старший.На уроці групи називаються кафедрами.

   Учитель створює гарний психологічнийнастрійв класі та  налаштовує учнів на продуктивну роботу. 

Перевіркадомашньогозавдання. Повідомлення теми уроку.

ІІ. Актуалізація  опорних знань учнів

                    Хімічний диктант

·       Хімічний зв'язок утворюється за рахунок…………………..

·       Здатність атомів притягувати до себе електронну пару називається…………..

·       Типи хімічного зв'язку………………........

·       Типи ковалентного зв'язку………………………………

·       У молекулах ,утворених атомами з великою різницею електронегативності виникає ………………………. зв'язок

·       Металічний зв'язок існує лише у …………………..

ІІІ. Постановка завдань уроку

Дослідити будову та властивості твердих речовин .Розкрити взаємозв’язок між типом хімічного зв’язку, типом кристалічних ґраток і фізичними властивостями речовин.

 Вчитель:З усіх дорогоцінних каменів найціннішій вважають алмаз. Слово "Алмаз" походить від грецького слова "адамас", що означає "непереможний".

Послухайте легенду.

Арабська легенда

Bдавні-предавні часи засперечались Золото з Алмазом, хто з них на землі поважніший та сильніший. Довго тривала суперечка. І тоді звернулись вони з своїм питанням до вічного світила. Я не чую вас -відповіло Сонце - Підійдіть ближче і тоді розповісте, про що ви сперечаєтесь.  Золото і Алмаз пішли по Чумацькому Шляху і наблизились до Сонця. Але тут золото почервоніло, зблідло і розплавилось, пролилось на Землю золотим дощем, а Алмаз повернувся на землю таким же блискучим і твердим, яким був раніше. З того часу Золото ніколи, більше не сперечалось з Алмазом, раз і назавжди поступившись йому.

Вчитель :Твердість мінералів можна визначити за шкалою Маоса. За цією шкалою найтвердішим мінералом є алмаз. Якщо немає шкали твердості , можна скористуватись предметами, що заміняють шкалу Маоса.

- М'який олівець твердість  ≈1

Ніготь                                   2-2,5

Мідна монета                       3-4

Шматочок скла                    5

Ножиці                                 6

Напилок                               7

Скільки ж відомо кристалічних форм ? Близько 40000 !

Подивіться на поверхню природного кристалу мінералу. На перший погляд рівна поверхня вкрита заглибинами, виступами і т.д. Ці "скульптури" не тільки прикрашають кристал, але й відображають його внутрішню будову.

Давайте розглянемо внутрішню будову кристалів та спробуємо дослідити залежність властивостей кристалів від їх внутрішньої структури. На цю проблему можна подивитись не тільки очима хіміка, а й очима математика та історика

ІV. Вивчення нової теми

(Вивчення нової теми проходить у формі ділової гри.)

  Вчитель роздає кожній кафедрі науковий матеріал ,який необхідно опрацювати і доповісти на засіданні вченої ради інституту.Головує на засіданні учитель.

Текст для самостійного вивчення та обговорення в групах :

Будова і властивості твердих речовин (текст для всіх груп)

Розрізняють два стани твердих речовин — кристалічний і аморф­ний. Кристалічний стан характеризується впорядкованою структурою. Упорядкованість у кристалах зумовлюється правильним геометрич­ним розташуванням частинок, з яких складається тверда речовина. Кожна кристалічна речовина має певну, характерну форму. Кристали кухарської солі мають форму куба, калійної селітри — форму призми, алюмінієвих квасців — форму октаедрів і т. д.

Аморфні речовини не утворюють правильної геометричної структу­ри і складаються із невпорядковано розташованих молекул. На відміну від кристалічних речовин, що мають певну температуру плавлення, аморфні речовини плавляться в широкому інтервалі температур. При нагріванні вони поступово розм’якшуються, потім починають розтіка­тися і, нарешті, стають рідкими. Іноді аморфні речовини розглядають як рідини з дуже великою в’язкістю. Іншими словами, на відміну від кристалічних речовин, що характеризуються далеким порядком, тобто правильною повторюваністю розташування атомів на великих відстанях, аморфні речовини, подібно до рідин, мають тільки ближній порядок. Прикладами аморфних речовин можуть бути скло і смола. Деякі речовини можуть перебувати як у кристалічному, так і в амор­фному станах, — наприклад, сульфур, силіцій (IV) оксид та ін.

Багато речовин можуть бути переведені з аморфного стану в крис­талічний і навпаки. Так, аморфне скло після витримки при певній температурі «розскловується», тобто в ньому з’являються дрібні кристалики й скло мутніє. Аморфні речовини сильно відрізняються від кристалічних за своїми фізичними властивостями.

Переважна більшість твердих речовин має кристалічну будову.

Кристалічна структура.У кристалічних речовинах частинки, з яких побудовані кристали, розміщені в просторі в певному порядку й утворюють просторову кристалічну решітку. Звичайно на малюнках частинки в кристалічній решітці з’єднуються уявними лініями. Крис­талічна решітка побудована з повторюваних однакових структурних одиниць, індивідуальних для кожного кристала. Така структурна одиниця називається елементарною ячейкою. Усього існує 14 типів кристалічних решіток (куб, призма, октаедр і т. д.).

У залежності від характеру частинок, що утворюють кристал, і типу хімічного зв’язку між ними розрізняють чотири класи кристалічних решіток: металічні, іонні, молекулярні й атомні (останні іноді називають макромолекулярними). Кристали кожного з цих класів можуть мати кожен з 14 типів кристалічних решіток.

Металічна кристалічна решітка

(текст для першої групи)

У вузлах кристалічної решітки металів знаходяться атоми. Атоми з металах упаковані максимально щільно й утворюють найпростіші кристалічні структури. Атоми спрощено уявляють у вигляді куль. Упакувати кулі так, щоб вони заповнили весь простір без проміжків, неможливо. Якщо проміжки зведені до мінімуму, говорять про щільно упаковані структури. Особливий характер металічного зв’язку обумовлює такі найважливіші властивості металів, як високу температуру плавлення, ковкість, електропровідність, теплопровідність.

Іонна кристалічна решітка

(текст для другої групи)

Якщо у вузлах кристалічної решітки розташовані іони, то така решітка називається іонною. Різнойменні іони, з яких складаються йонні кристали, з’єднані одне з одним електростатичними силами. Тому структура іонної кристалічної решітки повинна забезпечувати їхню електричну нейтральність. Навколо кожного іона в іонній крис­талічній решітці знаходиться певна кількість інших, протилежних за знаком іонів. Так, у кристалічній решітці натрій хлориду кожен іон Мg²⁺ оточений шістьма іонами Сl^- . Аналогічно кожен іон Сl^- оточений шістьма іонами Мg²⁺.

Речовини з іонною кристалічною решіткою мають порівняно висо­ку твердість, вони досить тугоплавкі і малолеткі. Електричний струм проводять не тільки їхні розплави, але і розчини, багато іонних сполук легко розчиняються у воді. На відміну від металів, іонні кристали є крихкими, оскільки навіть невеликі зрушення в кристалічній решітці наближають одне до одного однойменно заряджені іони, відштовху­вання між якими приводить до розриву іонних зв’язків і, як результат, до появи тріщин у кристалі чи до його руйнування.

Молекулярна кристалічна решітка

(текст для третьої групи)

Молекулярні кристали складають молекули, зв’язані між собою слабкими міжмолекулярними силами. Наприклад, лід складається з молекул води, утримуваних у кристалічній решітці водневими зв’язками. Як інший приклад можна вказати структуру кристалів йоду, що існує у вигляді молекулярних кристалів до ЗО °С. Вузли крис­талічної решітки кристалів йоду зайняті двоатомними молекулами йоду І₂. Хлор і Бром утворюють подібні структури при більш низьких температурах. Таку саму структуру має твердий карбон диоксид («су­хий лід»). Молекулярну структуру має ще низка неорганічних сполук (наприклад, твердий амоніак), а також більшість органічних сполук

(наприклад, тверді бензол, фенол, нафталін білки і т. ін.).

Атомна (макромолекулярна) кристалічна решітка (текст для

четвертої групи)

Макромолекулярні кристали мають решітку, побудовану з атомів. Такі кристали ще називають атомними. Макромолекулярні кристали, у свою чергу, можна підрозділити на три типи: каркасні структури, ланцюжкові структури та шаруваті структури.

Каркасну структуру має алмаз — одна з найтвердіших речовин. Атом Карбону може утворити чотири одинарні ковалентні зв’язки, спрямовані до вершин правильного тетраедра, у центрі якого розта­шовується атом Карбону. Таким чином, з цим центральним атомом можуть бути зв’язані чотири інші атоми Карбону. Кожний з них во­лодіє ще трьома неспареними електронами, що можуть утворювати зв’язок із трьома атомами Карбону, і т. д. У такий спосіб будується тривимірна решітка, що складається винятково з атомів Карбону. Усі зв’язки однакові, як і кути, що утворюються між атомами.

Щоб зруйнувати кристали з атомно-ковалентною решіткою, подібною до алмаза, необхідно зруйнувати безліч міцних ковалент­них зв’язків, тому такі кристали є твердими речовинами з високими температурами плавлення. Так, температура плавлення алмаза ста­новить 3500 °С.

Шаруваті структури. Кристали з такою структурою можна розглядати як двовимірні макромолекули. Шаруваті структури ха­рактеризуються ковалентними зв’язками усередині кожного шару і слабкими зв’язками між шарами. Класичним прикладом речовини з шаруватою структурою є графіт — інша алотропна форма Карбону.

У межах кожного шару кожен атом Карбону утворить три ковалентні

зв'язки з трьома іншими атомами Карбону; при цьому утвориться плоска «сітка із шестикутників». Четвертий валентний електрон кожного атомів Карбону не локалізований — у результаті ці електрони сприяють слабким взаємодіям між шарами шестикутників, утворюючи зв’язки, «схожі на металічні».

Оскільки площини в графіті з’єднуються тільки міжмолекулярними  силами, їх легко змусити ковзати відносно одна одної навіть невели­ким зусиллям. Цим пояснюються, наприклад, «пишучі» властивості графіту.

На відміну від алмаза, графіт добре проводить електрику. Під зпливом електричного поля нелокалізовані електрони легко можуть переміщатися уздовж площини шестикутників; у перпендикулярному напрямку графіт практично не проводить електричний струм.

Ланцюжкові структури. Деякі речовини утворюють структури, схожі на ланцюжки. Як приклад можна навести сульфур (VI) оксид, що кристалізується у вигляді тонких блискучих голок (SО₃)_n . Ланцюжкову структуру мають багато аморфних речовин, наприклад деякі силікатні матеріали (азбест).

V.Презентація вивченого матеріалу на засіданні вченої ради

Вчитель:

Кожна речовина за одних і тих же умов утворює кристали тільки однієї певної форми. Хлорид натрію кристалізується у формі кубів, мідний купорос у формі октаедрів, селітра - у формі призм. Форма кристалів є тому однією найбільш характерних властивостей речовин.

Кристали завжди можна "упізнати". Існує закон, відкритий датським вченим Нільсом Стенсоном (1669 p.), і остаточно сформульований французьким Дослідником Жаном Батистом Луї Роме де Лілем (1783р.), відповідно якому, кути між відповідними гранями кристалів однієї і тієї ж речовини завждипостійні. Тому для розпізнання кристалічної речовини достатньо виміряти двогранні кути в кристалі і порівняти одержані значення з табличними даними.

Правильна і постійна форма кристалів давно зацікавила вчених, які вбачали причину цього явища у внутрішній будові кристалів.

Так, І. Ньютон ще в 1675 році писав : "Чи не можна передбачити, що при утворенні кристалу частинки стають в ряди, застигаючи у Правильних фігурах..."

Кристалограф і мінералог Рене Таюї (француз) вважав, що певна

форма кристалів є наслідком аналогічної (багатогранної) форми молекул, що утворює цей кристал. У 1813р. У. Волластон запропонував позначити ці частинки шарами або просто математичними крапками. Так виникло уявлення про кристал як про просторову гратку. Кожну крапку, в якій знаходиться частинка речовини, стали називати вузлом кристалічної гратки, а паралельні і рівновіддалені площини, які проходять крізь вузли кристалічної гратки - її площинами. Можна зробити висновок : якщо через центри всіх частинок у кристалі провести уявні лінії, то утвориться решітка, яку і називають кристалічною. Кристалічні гратки класифікують за типом частинок, що утворюють правильну структуру твердого тіла.    Представник кожної кафедри доповідає на тему вивченого матеріалу.При доповіді кожен заповнює відповідний рядок у таблиці, яка є на дошці.Разом з доповідачами учні заповнюють таку ж таблицю в зошитах. Тип кристалічної ґратки Частинки, які знаходяться у вузлах кристалічної ґратки Тип зв’язку між атомами Фізичні властивості речовин із відповідним типом кристалічної ґратки Приклади речовин Йонна Йони, які містяться у вузлах за рахунок сил електростатичного тяжіння Йонний Це тверді речовини з високою температурою плавлення Натрій хлорид Калії флуорид Атомна Атоми, які сполучені між собою ковалентним зв’язком Ковалентний Це тверді речовини з дуже високою температурою плавлення, дуже тверді Кремнезем алмаз карборунд Молекулярна Молекули, які зв’язані слабкими Ван-дер-Ваальсовими міжмолекулярними силами взаємодії Полярний та неполярний ковалентний зв’язок Це легкоплавкі та леткі речовини Хлороводень йод кисень Металічна Атоми металів Металічний Пластичні електро- та теплопровідні Мідь натрій залізо та ін..

Після закінчення роботи учні звіряють свою таблицю з таблицею, представленою на дошці, і роблять висновок про взаємозв’язок між типом хімічного зв’язку, типом кристалічних ґраток та фізичними властивостями речовин.

   Робота з таблицею: "Причинно-наслідкові зв'язки".

Будова	Вид	Тип	Фізичні
атомів	хімічного	кристалічної	властивості
хімічних	зв'язку	решітки	речовини
елементів

 Висновок: Кристалічна ґратка – це певна структура кристалів. Її можуть утворювати як однакові,так і різні частинки. Залежно від природи частинок, які знаходяться у вузлах кристалічної ґратки, і від того, які сили взаємодії між ними переважають у певних кристалах, розрізняють атомну, йонну та молекулярну кристалічні ґратки.

  Якщо відома будова речовини, то можна прогнозувати її властивості, і навпаки, якщо відомі властивості, то можна судити про її будову.

V. Закріплення вивченого на уроці

  1. Гра- руханка "Хто зайвий"

Учитель кожному учаснику засідання роздає картку з написом речовини,роль якої він буде виконувати.Учні у групі визначають тип кристалічної гратки кожної з них і знаходять зайву. Коли всі групи будуть готові, зайві учні-речовини виходять і формують свою групу.У цій групі всі учасники розпізнають зайву речовину –нею буде аморфна речовина (Картки потрібно роздавати так,щоб у 1-ій групі були всі  речовини кристалічної будови, одна-аморфної. У 2-ій –всі з атомною граткою, одна з молекулярною; у 3-ій-всі з молекулярною ,одна-з атомною ;у 4-ій всі з йонною ,одна-з металічною).

2.Гра" Змоделюй мене"

 Учні повертаються у свої групи і за допомогою різнокольорового пластиліну та зубочисток моделюють кристалічні гратки,зображені у підручнику на с.196 ,197 (підручник Ярошенко О.Г.).Кожна група моделює якийсь один  тип гратки і представляє його всім.

VІ. Домашнє завдання

·       Вивчити  §43

·       Вказати речовини з молекулярною кристалічною ґраткою: вуглекислий газ, кальцій оксид, вода, кисень, залізо.

·        Творчо-дослідницьке завдання: визначити тип кристалічної ґратки у сполуках, які зашифровані в загадках           

Я відома рідина,

Темно-бура і страшна,

Бо занадто вже отруйна,

Але я буваю й чуйна.

Мої солі стрес лікують,

Фотографії друкують.

Освітіть – сіль зможе мить     

На папері зупинить.    Бром

Із вулканів я з'явилась,

У воді не розчинилась.

Пахну, жовта, всім відома.

Мазі я для вас роблю,

Як мене запалиш враз

Із запахом добудеш газ.

Очищаю нафту, масло

Гербіцид в полях прекрасний,

Хвору шкіру очищаю,

Я усюди скрізь буваю.  сірка

Я метал м'який, пластичний

І на вигляд симпатичний,

мною можна вишивати,

В церквах бані покривати,

Можна в банках зберігати

Чи прикраси виробляти   Золото.

VІІ. Підсумки уроку. Оцінювання роботи учнів   на    уроці                                                          

Урок 3

Тема:Валентність та  ступінь окиснення. Визначення ступеня окиснення атома елемента за хімічною формулою сполуки.

Мета: дати уявлення про ступінь окиснення,поглибити поняття валентності розмежувати поняття валентність та ступінь окиснення; сформувати вміння визначати ступінь окиснення елементів за хімічною формулою речовини, а також за будовою та електронегативністю атомів елементів, що утворюють речовину; виховувати наполегливість та вміння логічно мислити.

Тип уроку: засвоєння вмінь та навичок.

Форми роботи: гра "Ти мені я-тобі", "Вірю- не вірю",робота з підручником та робота в парах

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва  та таблиця електронегативностей

                                         Девіз: 

Розум полягає не тільки в знанні ,але й в умілому застосуванні знання     

    на  ділі                                                                                               (Арістотель)

                               Хід уроку

І. Організаційно – вступна частина.

Позитивний настрій та бажання учнів вчитися учитель створює за допомогою вірша

Вася гордо доповів

Братові Панасу:

- Дати відповідь зумів

Я один із класу!

- І яке ж, Васильку, вам

Задали питання?

- Нас питали:

“Хто не сам

Виконав завдання?”

             Перевірка домашнього завдання та перепустка на урок: кожен учень повинен назвати термін або визначення з попереднього уроку

ІІ. Актуалізація і корекція опорних знань проводиться у формі гри "Вірю- не вірю"( Матеріал про валентність вивчався  раніше)

-можна визначити валентність, користуючись Періодичною системою

-кожен елемент має свою сталу валентність

- валентність-це здатність атома утворювати хімічні зв’язки

-число валентності може змінюватися від 0 до 10

-максимальне значення валентності елемента дорівнює номеру періоду в

якому він знаходиться

-валентність Оксигену завжди дорівнює 2

- валентністьГідрогену дорівнює 3

- валентність даного атома дорівнює числу утворених зв’язків між атомом та Гідрогеном

-Алюміній-елемент із сталою валентністю яка дорівнює 3

-елементи 4 5 6 7-ої груп мають змінну валентність

-максимальна валентність Хлору 7

ІІІ. Повідомлення теми та завдань  уроку

1. Визначити відмінність між валентністю та ступенем окиснення.

2. Навчитися визначати ступені окиснення елементів за хімічною формулою речовин.

ІV. Вивчення нового матеріалу

    1. Валентність та ступінь окиснення

Валентність – це число неспарених електронів у атомі в основному та збудженому станах, які беруть участь в утворенні спільних з електронами інших атомів.

Ступінь окиснення – це умовний заряд, який би міг отримати атом, якби всі електрони його хімічного зв’язку в певній сполуці змістилися до більш електронегативного атома.

Відмінність між валентністю та ступенем окиснення:

        А) Валентність – натуральне число.

           Ступінь окиснення – ціле число.

Б) Значення валентності та ступеня окиснення не завжди збігаються (У нітратній кислоті валентність Нітрогену – ІV, а ступінь окиснення –  +5. Це пов’язано з будовою атома Нітрогену.)

2. Ступінь окиснення простих речовин дорівнює 0, оскільки немає зміщення електронів, так як елементи не відрізняються електронегативністю. валентність-певному числу тому що атоми утворюють властиву їм кількість хімічних зв’язків.

Двоє учнів на дошці розписують розписують електронну схему утворення молекули кисню та хлору і визначають, що валентність Оксигену дорівнює

2, Хлору -1, а СО в обох випадках дорівнює 0.

2.Алгоритм розрахунку зарядів атомів у бінарних сполуках

1)Записати формулу сполуки

NaF                    KBr                    CaI₂

2)Визначити, який з атомів має більшу електронегативність.

Із написаних сполук більш електронегативні атоми записані на другому місці, тобто відповідно Флуор, Бром, Іод

3)Визначити знак заряду кожного атома.

Найбільш електронегативні атоми приймають негативний заряд, а електропозитивні — позитивний:

Na⁺F ^-                 К⁺Вг^-                  Са²⁺І₂^-           

3)Визначити величину заряду.

Заряд визначається кількістю електронів, які приймаються або від­даються. Для цього можна використовувати електронні та структурні формули.

Визначити кількість електронів, які приймає чи віддає атом, можна, виходячи з будови зовнішнього електронного рівня: скільки електронів необхідно приєднати до заповнення зовнішнього рівня або скільки треба віддати для того, щоб зовнішній рівень став незаповненим. Атоми деяких елементів можуть як приймати, так і віддавати електрони (Сульфур, Фосфор, Нітроген і т. д.). Якщо ці елементи з’єднуються з більш електронегативними атомами, то вони віддають електрони, якщо вони з’єднуються з менш електронегатив­ними елементами, то приймають електрони.

Для спрощення можна запропонувати таку схему міркувань:

1) максимальний позитивний ступінь окиснення (вищий ступінь окиснення) елемента в сполуці розраховується за номером групи періодичної системи, у якій зна­ходиться елемент; 2) максимальний негативний ступінь окиснення (мінімальний ступінь окиснення) також розраховується за номером групи, але з іншого боку:

Ступінь окиснення	Група періодичної системи
	І	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Вищий	+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7	0*
Нижчий				-4*	-3*	-2*	-1*	0*

* — за винятком d- елементів

3. Правила для визначення ступеня окиснення елементів за хімічною формулою речовини

Учні працюють з матеріалом підручника, складаючи пам’ятку «Визначення ступеня окиснення елемента за формулою речовини».

Правила	Приклади
Нульове значення СО мають атоми в молекулах простих речовин	Водень, хлор, азот, магній, натрій
Атоми Оксигену проявляють СО -2	Cl2O3 , P2O5 , BaSO4
Атоми Гідрогену та лужних металів проявляють СО +1	H2O,  NaCl,  K2SO4
Атоми металів у бінарних та тринарних сполуках проявляють позитивний СО, що чисельно дорівнює їх валентності	Al – +3,   Mg – +2
У тринарних сполуках СО основного елемента визначають на основі правила:     алгебраїчна сума СО атомів у сполуці завжди дорівнює нулю	K2SO4 (+1) х 2 + Х+ (-2) х 4 = 0 Х=+6
У пероксидах Оксиген має СО  -1, у сполуці з Флуором +2	H+12O-12                    O+2F-12

                    Руханка

Встаньте,  друзі, посміхніться,

Землі нашій поклоніться

За щасливий день вчорашній.

Ви до сонця потягніться,

Веретеном обкрутіться.

Раз присядьте,

Два присядьте

І за парти тихо сядьте

V. Закріплення вивченого на уроці

   1. Для закріплення матеріалу використовується метод "ти мені я-тобі" та робота в парах

Визначити ступені окиснення атомів елементів у сполуках, формули яких знаходяться у двох коробочках (в першій лише бінарні сполуки, в другій складніші формули).Учні вибирають спочатку простіші завдання , а потім складніші та працюють в парах

2.   учні складають сенкани

Валентність                                           Ступінь окиснення

Ціла, натуральна                                    позитивна ,негативна

Вказує число утворених зв’язків         розраховується на один атом

Число                                                      величина

VІ. Домашнє завдання

Вивчити  параграф. Визначити ступені окиснення атомів елементів у сполуках, формули яких: N₂ ,   NO₂ ,  N₂O₅ ,  HNO₃ , H₂O , Cl₂O₃ , P₂O₅ ,  BaSO₄ K₂O,  SO₂, Cl₂O₇ , CO