Fast gleichzeitig gelang es zwei wissenschaftlichen Gruppen aus verschiedenen Teilen der Welt, den Effekt der elektromagnetisch induzierten Transparenz in einem einzelnen Atom zu erkennen. Einzigartig ist, dass einige Wissenschaftler den Erfolg mit echten Atomen erzielten, andere mit künstlichen Analoga.

Der EIT-Effekt (elektromagnetisch induzierte Transparenz) ist dafür bekannt, eine Umgebung mit einer sehr schmalen Lücke im Absorptionsspektrum zu erzeugen. Dieses Phänomen lässt sich am einfachsten erfassen, wenn ein dreistufiges Quantensystem (wie das in der Abbildung unten gezeigte) zwei Resonanzfeldern ausgesetzt wird, deren Frequenzen unterschiedlich sind.

Diese Struktur von Energieniveaus, bei der es zwei nahe beieinander liegende untere Zustände und einen oberen Zustand gibt, der durch die Energie eines Quants im optischen Bereich von ihnen getrennt ist, wird üblicherweise als Λ-Schema bezeichnet.

Schematische Darstellung des Experiments mit dem Rubidiumatom und einem Drei-Ebenen-System, bei dem die Energie des Zustands in vertikaler Richtung deponiert wird. Die beiden unteren Ebenen sind der Übersichtlichkeit halber horizontal angeordnet. Blaue Pfeile zeigen den Messstrahl, orange Pfeile zeigen den Kontrollstrahl (Abbildung von Martin Mucke et al.).

Das Wesen von EIT lässt sich wie folgt beschreiben: Die Wirkung des Kontrollfeldes in einem „Arm“ des Λ-Schaltkreises (Übergang zwischen der zweiten und dritten Ebene) macht das System für das Testfeld (Übergang von der ersten zur dritten Ebene) transparent Ebene), die im zweiten „Arm“ wirkt.

Mit anderen Worten: Das System wird für die Kombination zweier Lichtfelder transparent, wenn der Unterschied in ihren Frequenzen mit der Übergangsfrequenz zwischen den beiden unteren Ebenen übereinstimmt.

Es ist zu beachten, dass der EIT-Effekt interessante Möglichkeiten zur Untersuchung der Lichtausbreitung bietet. Daher weist das Medium im Einbruchsbereich des Absorptionsspektrums eine sehr steile Änderung des Brechungsindex auf. Unter bestimmten Bedingungen kann dies beispielsweise zu einer enormen Verringerung der Gruppengeschwindigkeit der Lichtausbreitung im Medium führen.

Es ist der EIT-Effekt, der den bekannten Experimenten zur „Verlangsamung“ von Licht zugrunde liegt, die später zur Entwicklung eines so unterhaltsamen Geräts wie der „Regenbogenfalle“ führten, die gefrorenes Licht im sichtbaren Frequenzbereich demonstriert.

Die Grafik zeigt die relative Transmission und den Kontrast (d. h. den Unterschied in den Messwerten beim Ein- und Ausschalten des Kontrolllasers) in Experimenten mit unterschiedlicher Anzahl von Atomen (Illustration von Martin Mucke et al.).

Die Autoren der ersten besprochenen Arbeit des deutschen Max-Planck-Instituts für Quantenoptik (MPQ) wählten Rubidiumatome 87 Rb zur Durchführung des Experiments, da die Organisation der Energieniveaus dieses Metalls die Konstruktion eines Λ-Schemas ermöglicht.

Den Wissenschaftlern zufolge, deren Artikel öffentlich zugänglich ist (PDF-Dokument), verwendeten sie ein einzelnes Atom, das sich in einem optischen Resonator befand. Beim Einschalten des Kontrolllasers betrug die mit einem anderen (Versuchs-)Laser geschätzte relative Transmission 96 %. Nach Abschalten der Kontrollstrahlung sank der Wert um 20 %.

Das ist ganz logisch, denn mit zunehmender Atomzahl nahm die maximale relative Durchlässigkeit proportional ab: So ergab die Einbeziehung von sieben Rubidiumatomen in das Experiment einen Koeffizienten von nur 78 %.

Gleichzeitig verstärkte sich jedoch der EIT-Effekt, und bei sieben Atomen sank die relative Transmission sofort um 60 %, wenn der Kontrolllaser ausgeschaltet wurde.

Die schwarze Linie zeigt die relative Transmission im Fall eines „leeren“ optischen Resonators, die rote Linie bei Anwesenheit von Atomen und die blaue Linie im Fall des EIT-Effekts. Verschiedene Diagramme spiegeln Experimente mit unterschiedlicher Anzahl von Atomen (N) wider (Illustration von Martin Mucke et al.).

Eine zweite Studie zum gleichen Thema wurde von einer wissenschaftlichen Gruppe durchgeführt, der Spezialisten aus Japan, Usbekistan, Großbritannien und Russland angehörten. Die Physiker gaben sich mit den vorhandenen Elementen nicht zufrieden und schufen ein künstliches „Atom“, in dem auch der EIT-Effekt erfolgreich getestet wurde.

Verbindungen in Nanoelektronik, die mithilfe eines einzelnen Atoms implementiert werden, sind nicht so fragil, wie sie auf den ersten Blick erscheinen mögen. Aktuelle Experimente amerikanischer Wissenschaftler mit nanoskaligen „Brücken“ zwischen zwei makroskopischen Metallkörpern zeigen, dass die Bindung starr wird, wenn die Breite der „Brücke“ auf ein Atom reduziert wird. Diese Ergebnisse stimmen mit der Annahme überein, dass in solchen Maßstäben Oberflächenkräfte.

Die Entwicklung der Technologie hat endlich atomare Ausmaße erreicht. Geräte mit Bauteilen, deren Abmessungen in der Größenordnung der Atome der Materie liegen, sind keine Sensation mehr. Heutzutage können beispielsweise „Verbindungsdrähte“ in einem elektronischen Schaltkreis etwa 100 Atome breit sein, und das ist nicht die Grenze. Aufgrund der immer kleiner werdenden Größe müssen Wissenschaftler neue Untersuchungen durchführen, um zu zeigen, wie sich die Größe auf die Materialeigenschaften auswirkt, insbesondere auf die Widerstandsfähigkeit und mechanische Festigkeit.

Eine weitere Arbeit in dieser Richtung wurde von einer Gruppe der State University of New York (USA) veröffentlicht. Ihre Ergebnisse wurden in der Zeitschrift veröffentlicht Körperliche Untersuchung B. Gegenstand der Forschung waren die winzigen Kontakte, die zwischen den Goldspitzen und der Oberfläche entstehen. Experimente haben gezeigt, dass solche Verbindungen (die bis zu 1 Atom dünn sein können) haben spezifische elektrische und mechanische Eigenschaften.

Um die Dicke eines Kontakts zu bestimmen, legen Wissenschaftler normalerweise eine Spannung an die resultierende „Brücke“ an und messen die elektrische Leitfähigkeit des Kontakts. Frühere Experimente haben gezeigt, dass in dieser Konfiguration die Leitfähigkeit abrupt abnimmt, wenn der Abstand zwischen der Oberfläche und der Spitze zunimmt (wenn die „Brücke“ länger und kleiner wird). Dies liegt daran, dass sich die Kontaktatome neu anordnen, sodass die Zahl der Kontaktatome von mehreren Hundert auf eins sinkt. Ein Team amerikanischer Wissenschaftler hat es sich zur Aufgabe gemacht, diese Umlagerung aus mechanischer Sicht zu untersuchen.

Um die notwendigen Daten zu erhalten, übten die Wissenschaftler eine mechanische Belastung auf den Kontakt aus und veränderten die Länge der „Brücke“ in Schritten von 4 Pikometern (dazu wurde die Spitze an einem Ausleger befestigt, wodurch nicht nur Änderungen gemessen werden konnten die Größe der „Brücke“, aber auch Kraftschwankungen). Bekanntlich ergibt das Verhältnis der ausgeübten mechanischen Kraft zur Längenänderung einen Parameter wie die Steifigkeit (oder eine verwandte Eigenschaft namens Young-Modul, die das Maß für die Reaktion des Materials auf äußere Einflüsse unabhängig von den geometrischen Abmessungen bestimmt).

Mit abnehmender Kontaktbreite ändern sich die Atomkräfte derart, dass die Steifigkeit zunehmen muss. Frühere Experimente haben hierfür bereits erste Belege geliefert; Sie waren jedoch auf einen begrenzten Skalenbereich anwendbar. Amerikanische Wissenschaftler beobachteten ähnliche Phänomene bei Kontaktbreiten von weniger als 1 nm. Ihren Daten zufolge ist die Steifigkeit des Kontakts bei einer Verengung des Kontakts auf 1 Atom fast doppelt so hoch wie die Steifigkeit von „normalem“ Gold.

Neben der Hauptforschung erklärten die Wissenschaftler, warum schmale „Verengungen“, die zwischen zwei Metallkörpern entstehen, sich unter dem Einfluss von Oberflächenkräften auf unerwartete Weise verformen können.

Weitere Arbeiten in dieser Richtung könnten erklären, wie sich verschiedene mikroskopische Eigenschaften von Objekten zu makroskopischen Eigenschaften verbinden.

Verbindungen in der Nanoelektronik, die mit einem einzelnen Atom realisiert werden, sind nicht so fragil, wie sie auf den ersten Blick scheinen. Aktuelle Experimente amerikanischer Wissenschaftler mit nanoskaligen „Brücken“ zwischen zwei makroskopischen Metallkörpern zeigen, dass die Bindung starr wird, wenn die Breite der „Brücke“ auf ein Atom reduziert wird. Diese Ergebnisse stimmen mit der Annahme überein, dass auf diesen Maßstäben Oberflächenkräfte dominieren.

Die Entwicklung der Technologie hat endlich atomare Ausmaße erreicht. Geräte mit Bauteilen, deren Abmessungen in der Größenordnung der Atome der Materie liegen, sind keine Sensation mehr. Heutzutage können beispielsweise „Verbindungsdrähte“ in einem elektronischen Schaltkreis etwa 100 Atome breit sein, und das ist nicht die Grenze. Aufgrund der immer kleiner werdenden Größe müssen Wissenschaftler neue Untersuchungen durchführen, um zu zeigen, wie sich die Größe auf die Materialeigenschaften auswirkt, insbesondere auf die Widerstandsfähigkeit und mechanische Festigkeit.

Eine weitere Arbeit in dieser Richtung wurde von einer Gruppe der State University of New York (USA) veröffentlicht. Ihre Ergebnisse wurden in der Zeitschrift Physical Review B veröffentlicht. Die Studie konzentrierte sich auf winzige Kontakte, die zwischen Goldspitzen und der Oberfläche gebildet wurden. Experimente haben gezeigt, dass solche Verbindungen (die bis zu einem Atom dünn sein können) spezifische elektrische und mechanische Eigenschaften haben.

Um die Dicke eines Kontakts zu bestimmen, legen Wissenschaftler normalerweise eine Spannung an die resultierende „Brücke“ an und messen die elektrische Leitfähigkeit des Kontakts. Frühere Experimente haben gezeigt, dass in dieser Konfiguration die Leitfähigkeit abrupt abnimmt, wenn der Abstand zwischen der Oberfläche und der Spitze zunimmt (wenn die „Brücke“ länger und kleiner wird). Dies liegt daran, dass sich die Kontaktatome neu anordnen, sodass die Zahl der Kontaktatome von mehreren Hundert auf eins sinkt. Ein Team amerikanischer Wissenschaftler hat es sich zur Aufgabe gemacht, diese Umlagerung aus mechanischer Sicht zu untersuchen.

Um die notwendigen Daten zu erhalten, übten die Wissenschaftler eine mechanische Belastung auf den Kontakt aus und veränderten die Länge der „Brücke“ in Schritten von 4 Pikometern (dazu wurde die Spitze an einem Ausleger befestigt, wodurch nicht nur Änderungen gemessen werden konnten die Größe der „Brücke“, aber auch Kraftschwankungen). Bekanntlich ergibt das Verhältnis der ausgeübten mechanischen Kraft zur Längenänderung einen Parameter wie die Steifigkeit (oder eine verwandte Eigenschaft namens Young-Modul, die das Maß für die Reaktion des Materials auf äußere Einflüsse unabhängig von den geometrischen Abmessungen bestimmt).

Mit abnehmender Kontaktbreite ändern sich die Atomkräfte derart, dass die Steifigkeit zunehmen muss. Frühere Experimente haben hierfür bereits erste Belege geliefert; Sie waren jedoch auf einen begrenzten Skalenbereich anwendbar. Amerikanische Wissenschaftler beobachteten ähnliche Phänomene bei Kontaktbreiten von weniger als 1 nm. Ihren Daten zufolge ist die Steifigkeit des Kontakts bei einer Verengung des Kontakts auf 1 Atom fast doppelt so hoch wie die Steifigkeit von „normalem“ Gold.

Neben der Hauptforschung erklärten die Wissenschaftler, warum schmale „Verengungen“, die zwischen zwei Metallkörpern entstehen, sich unter dem Einfluss von Oberflächenkräften auf unerwartete Weise verformen können.

Weitere Arbeiten in dieser Richtung könnten erklären, wie sich verschiedene mikroskopische Eigenschaften von Objekten zu makroskopischen Eigenschaften verbinden.

Oxidationszustand

Zur Sichtbarkeit der bedingten Anklage

Jeder Lehrer weiß, wie viel das erste Jahr Chemie bedeutet. Wird es verständlich, interessant, wichtig im Leben und bei der Berufswahl sein? Viel hängt von der Fähigkeit des Lehrers ab, „einfache“ Fragen der Schüler auf verständliche und visuelle Weise zu beantworten.

Eine dieser Fragen lautet: „Woher kommen die Formeln der Stoffe?“ – erfordert Kenntnisse des Konzepts „Oxidationszustand“.

Die Formulierung des Konzepts des „Oxidationszustands“ als „die bedingte Ladung von Atomen chemischer Elemente in einer Verbindung, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass alle Verbindungen (sowohl ionische als auch kovalent polare) nur aus Ionen bestehen“ (siehe: Gabrielyan O.S. Chemie-8. M.: Bustard, 2002,
Mit. 61) ist nur wenigen Studenten zugänglich, die die Natur der Bildung chemischer Bindungen zwischen Atomen verstehen. Den meisten Menschen fällt es schwer, sich diese Definition zu merken; sie müssen sie auswendig lernen. Und wofür?

Eine Definition ist ein Erkenntnisschritt und wird zu einem Arbeitswerkzeug, wenn sie nicht auswendig gelernt wird, sondern im Gedächtnis, weil sie verständlich ist.

Zu Beginn des Studiums eines neuen Faches ist es wichtig, abstrakte Konzepte anschaulich darzustellen, die im Chemiekurs der 8. Klasse besonders zahlreich vorkommen.

Dies ist genau der Ansatz, den ich vorschlagen möchte, und das Konzept des „Oxidationszustands“ vor der Untersuchung der Arten chemischer Bindungen und als Grundlage für das Verständnis des Mechanismus ihrer Bildung zu entwickeln.

Von den ersten Unterrichtsstunden an lernen Achtklässler, das Periodensystem der chemischen Elemente als Referenztabelle zu verwenden, um Diagramme der Struktur von Atomen zu erstellen und ihre Eigenschaften anhand der Anzahl der Valenzelektronen zu bestimmen.
Wenn ich beginne, das Konzept des „Oxidationszustands“ zu formulieren, unterrichte ich zwei Lektionen.
Lektion 1.

Warum sind Atome keine Metalle?

miteinander verbinden?

Lassen Sie uns kreativ werden. Wie würde die Welt aussehen, wenn sich Atome nicht verbinden würden, wenn es keine Moleküle, Kristalle und größeren Gebilde gäbe? Die Antwort ist verblüffend: Die Welt wäre unsichtbar. Die Welt der physischen Körper, belebt und unbelebt, würde einfach nicht existieren! Als nächstes diskutieren wir, ob sich alle Atome chemischer Elemente verbinden. Gibt es in der Natur einzelne Atome? Es stellt sich heraus, dass es Atome von Edelgasen (Inertgasen) gibt. Wir vergleichen die elektronische Struktur von Edelgasatomen und finden die Besonderheit abgeschlossener und stabiler äußerer Energieniveaus heraus: Der Ausdruck „externe Energieniveaus sind vollständig und stabil“ bedeutet, dass diese Niveaus die maximale Anzahl an Elektronen enthalten (das Heliumatom hat 2). Als nächstes diskutieren wir, ob sich alle Atome chemischer Elemente verbinden. Gibt es in der Natur einzelne Atome? Es stellt sich heraus, dass es Atome von Edelgasen (Inertgasen) gibt. Wir vergleichen die elektronische Struktur von Edelgasatomen und finden die Besonderheit abgeschlossener und stabiler äußerer Energieniveaus heraus:).

e

, für Atome anderer Edelgase – 8

Mithilfe von Atomdiagrammen erraten die Schüler, warum die Kombination von zwei H-Atomen und einem O-Atom in einem Molekül von Vorteil ist. Durch die Verdrängung einzelner Elektronen aus zwei Wasserstoffatomen verfügt das Sauerstoffatom über acht Elektronen in seinem äußeren Energieniveau. Die Schüler schlagen verschiedene Arten der gegenseitigen Anordnung von Atomen vor. Wir wählen eine symmetrische Variante und betonen, dass die Natur nach den Gesetzen der Schönheit und Harmonie lebt:

Die Verbindung von Atomen führt zum Verlust ihrer elektrischen Neutralität, obwohl das Molekül als Ganzes elektrisch neutral ist:

Die resultierende Gebühr wird als bedingt definiert, weil

es ist in einem elektrisch neutralen Molekül „versteckt“.

Formulieren wir das Konzept der „Elektronegativität“: Das Sauerstoffatom hat eine bedingte negative Ladung von –2, weil er verdrängte zwei Elektronen von den Wasserstoffatomen zu sich hin. Das bedeutet, dass Sauerstoff elektronegativer ist als Wasserstoff. Wir schreiben auf: Elektronegativität (EO) ist die Eigenschaft von Atomen, Valenzelektronen von anderen Atomen zu sich selbst hin zu verdrängen.

Wir arbeiten mit der Elektronegativitätsreihe der Nichtmetalle. Anhand des Periodensystems erklären wir die höchste Elektronegativität von Fluor.

Indem wir alle oben genannten Punkte kombinieren, formulieren und schreiben wir die Definition der Oxidationsstufe auf.

Der Oxidationszustand ist die bedingte Ladung der Atome in einer Verbindung, gleich der Anzahl der Elektronen, die zu Atomen mit höherer Elektronegativität verdrängt werden.

Der Begriff „Oxidation“ kann auch als Abgabe von Elektronen an die Atome eines elektronegativeren Elements erklärt werden, wobei betont wird, dass es bei der Verbindung von Atomen verschiedener Nichtmetalle häufig nur zu einer Elektronenverschiebung zu einem elektronegativeren Nichtmetall kommt. Elektronegativität ist somit eine Eigenschaft nichtmetallischer Atome, was sich im Namen „Elektronegativitätsreihe von Nichtmetallen“ widerspiegelt.

Nach dem Gesetz der Konstanz der Stoffzusammensetzung, das 1799–1806 vom französischen Wissenschaftler Joseph Louis Proust entdeckt wurde, hat jeder chemisch reine Stoff, unabhängig von Ort und Herstellungsmethode, die gleiche konstante Zusammensetzung. Das heißt, wenn es Wasser auf dem Mars gibt, dann wird es das gleiche „Asche-Zwei-O“ sein!

Um das Material zu festigen, überprüfen wir die „Richtigkeit“ der Kohlendioxidformel, indem wir ein Diagramm für die Bildung eines CO 2 -Moleküls erstellen: Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kombinieren: Kohlenstoff (EO = 2,5) und Sauerstoff (EO = 3,5). Valenzelektronen (4 e Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kombinieren: Kohlenstoff (EO = 2,5) und Sauerstoff (EO = 3,5). Valenzelektronen (4) Kohlenstoffatome werden zu zwei Sauerstoffatomen verschoben (2 Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kombinieren: Kohlenstoff (EO = 2,5) und Sauerstoff (EO = 3,5). Valenzelektronen (4– zu einem Atom O und 2

Durch die Verbindung vervollständigen sich die Atome und machen ihr äußeres Energieniveau stabil (ergänzen Sie es zu 8). Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kombinieren: Kohlenstoff (EO = 2,5) und Sauerstoff (EO = 3,5). Valenzelektronen (4). Deshalb verbinden sich die Atome aller Elemente außer den Edelgasen miteinander. Atome von Edelgasen sind einzeln, ihre Formeln sind mit dem Vorzeichen des chemischen Elements geschrieben: He, Ne, Ar usw.

Der Oxidationszustand von Edelgasatomen ist wie bei allen Atomen im freien Zustand Null:

Das ist verständlich, denn Atome sind elektrisch neutral.

Die Oxidationsstufe von Atomen in Molekülen einfacher Stoffe ist ebenfalls Null:

Wenn sich Atome desselben Elements verbinden, kommt es zu keiner Elektronenverschiebung, weil ihre Elektronegativität ist gleich.

Ich verwende die paradoxe Technik: Wie ergänzen Nichtmetallatome in zweiatomigen Gasmolekülen, zum Beispiel Chlor, ihr äußeres Energieniveau auf acht Elektronen?

Stellen wir die Frage schematisch so dar: Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kombinieren: Kohlenstoff (EO = 2,5) und Sauerstoff (EO = 3,5). Valenzelektronen (4 Valenzelektronenverschiebungen (

) passiert nicht, weil Die Elektronegativität beider Chloratome ist gleich.

Diese Frage verwirrt die Schüler.

Als Hinweis wird vorgeschlagen, ein einfacheres Beispiel zu betrachten – die Bildung eines zweiatomigen Wasserstoffmoleküls.

Die Schüler finden schnell heraus, dass Atome ihre Elektronen kombinieren können, da eine Elektronenverschiebung unmöglich ist. Das Schema eines solchen Prozesses ist wie folgt:

Die Valenzelektronen werden gemeinsam genutzt, verbinden die Atome zu einem Molekül und das äußere Energieniveau beider Wasserstoffatome vervollständigt sich.

Ich schlage vor, Valenzelektronen als Punkte darzustellen. Dann sollte sich das gemeinsame Elektronenpaar auf der Symmetrieachse zwischen den Atomen befinden, denn

Wenn sich Atome desselben chemischen Elements verbinden, kommt es nicht zu einer Elektronenverschiebung.

Folglich ist die Oxidationsstufe der Wasserstoffatome im Molekül Null:

Dies legt den Grundstein für die weitere Untersuchung kovalenter Bindungen.

Kehren wir zur Bildung eines zweiatomigen Chlormoleküls zurück. Einer der Studenten schlägt vor, das folgende Schema für die Kombination von Chloratomen zu einem Molekül vorzuschlagen:

Bei den Hausaufgaben muss man in der Lage sein, sich von der Vorlage zu lösen. Bei der Erstellung eines Diagramms zur Bildung eines Sauerstoffmoleküls müssen die Schüler daher nicht ein, sondern zwei gemeinsame Elektronenpaare auf der Symmetrieachse zwischen Atomen darstellen:

Im Diagramm zur Bildung eines Chlorwasserstoffmoleküls soll man die Verschiebung eines gemeinsamen Elektronenpaares zu einem elektronegativeren Chloratom darstellen:

In der HCl-Verbindung sind die Oxidationsstufen der Atome: H – +1 und Cl – –1.

Somit ermöglicht die Definition der Oxidationsstufe als bedingte Ladung von Atomen in einem Molekül, gleich der Anzahl der zu Atomen mit höherer Elektronegativität verdrängten Elektronen, dieses Konzept nicht nur klar und zugänglich zu formulieren, sondern es auch zu machen Grundlage für das Verständnis der Natur einer chemischen Bindung.

Wenn Sie nach dem Prinzip „Erst verstehen und dann erinnern“ arbeiten, die Paradox-Technik anwenden und Problemsituationen im Klassenzimmer schaffen, können Sie nicht nur gute Lernergebnisse erzielen, sondern auch das Verständnis selbst der komplexesten abstrakten Konzepte und Definitionen erlangen.

Lektion 2.
Zusammensetzen von Metallatomen
mit Nichtmetallen

Bei Hausaufgaben überprüfen Ich lade die Schüler ein, zwei Versionen einer visuellen Darstellung der Verbindung von Atomen zu einem Molekül zu vergleichen.

Möglichkeiten zur Darstellung der Entstehung von Molekülen

M o l e k u l nach F 2

Option 1.

Atome eines chemischen Elements werden kombiniert.

Die Elektronegativität der Atome ist gleich.

Es findet keine Verschiebung von Valenzelektronen statt.

Wie das Fluormolekül F2 entsteht, ist unklar.

Option 2.
Paarung von Valenzelektronen identischer Atome

Wir stellen die Valenzelektronen von Fluoratomen als Punkte dar:

Ungepaart Die Valenzelektronen der Fluoratome bildeten ein gemeinsames Elektronenpaar, dargestellt im Diagramm des Moleküls auf der Symmetrieachse.

Da es zu keiner Verschiebung von Valenzelektronen kommt, ist der Oxidationszustand der Fluoratome im F 2 -Molekül Null.

Das Ergebnis der Kombination von Fluoratomen zu einem Molekül mithilfe eines gemeinsamen Elektronenpaars war die vollständige äußere Acht-Elektronen-Ebene beider Fluoratome.

In ähnlicher Weise wird die Entstehung des Sauerstoffmoleküls O2 betrachtet.

Option 1.
M o l e c l u c l o für O 2

Verwendung von Atomstrukturdiagrammen
Option 2.

Paarung von Valenzelektronen identischer Atome

Option 1.
Chlorwasserstoffmolekül HCl

Verwendung von Atomstrukturdiagrammen

Durch die Verbindung von Atomen zu einem HCl-Molekül „verlor“ das Wasserstoffatom (laut Diagramm) sein Valenzelektron und das Chloratom fügte sein äußeres Energieniveau auf acht Elektronen hinzu.

Verwendung von Atomstrukturdiagrammen
Paarung von Valenzelektronen verschiedener Atome

Die ungepaarten Valenzelektronen der Wasserstoff- und Chloratome bildeten ein gemeinsames Elektronenpaar, das zum elektronegativeren Chloratom verschoben wurde. Dadurch bildeten sich an den Atomen konventionelle Ladungen: Die Oxidationsstufe des Wasserstoffatoms ist +1, die Oxidationsstufe des Chloratoms ist –1.

Wenn Atome mithilfe eines gemeinsamen Elektronenpaars zu einem Molekül verbunden werden, werden ihre äußeren Energieniveaus vervollständigt. Die äußere Ebene des Wasserstoffatoms wird zu zwei Elektronen, aber zum elektronegativeren Chloratom verschoben, und die äußere Ebene des Chloratoms wird zu einer stabilen Acht-Elektronen-Ebene.

Lassen Sie uns näher auf das letzte Beispiel eingehen – die Bildung des HCl-Moleküls. Welches Schema ist genauer und warum? Die Studierenden bemerken einen signifikanten Unterschied. Die Verwendung von Atomdiagrammen bei der Bildung des HCl-Moleküls beinhaltet die Verschiebung des Valenzelektrons vom Wasserstoffatom zum elektronegativeren Chloratom.

Ich möchte Sie daran erinnern, dass Elektronegativität (die Eigenschaft von Atomen, Valenzelektronen von anderen Atomen zu verdrängen) allen Elementen in unterschiedlichem Maße innewohnt.

Die Studierenden kommen zu dem Schluss, dass die Verwendung von Atomdiagrammen zur Bildung von HCl es nicht ermöglicht, die Verschiebung von Elektronen zu einem elektronegativeren Element darzustellen.

Die Darstellung der Valenzelektronen durch Punkte erklärt die Entstehung des Chlorwasserstoffmoleküls genauer. Bei der Bindung der H- und Cl-Atome kommt es zu einer Verschiebung (im Diagramm Abweichung von der Symmetrieachse) des Valenzelektrons des Wasserstoffatoms zum elektronegativeren Chloratom. Dadurch erhalten beide Atome eine bestimmte Oxidationsstufe. Ungepaarte Valenzelektronen bildeten nicht nur ein gemeinsames Elektronenpaar, das die Atome zu einem Molekül verband, sondern vervollständigten auch die äußeren Energieniveaus beider Atome. Schemata zur Bildung von F 2 - und O 2 -Molekülen aus Atomen werden auch besser verständlich, wenn Valenzelektronen als Punkte dargestellt werden.

In Anlehnung an die vorherige Lektion mit der Hauptfrage „Woher kommen die Formeln von Stoffen?“

Die Schüler werden gebeten, die Frage zu beantworten: „Warum hat Speisesalz die Formel NaCl?“

Nehmen wir an: Natrium ist ein Element der Untergruppe Ia, es hat ein Valenzelektron und ist daher ein Metall; Chlor ist ein Element der Untergruppe VIIa, hat sieben Valenzelektronen und ist daher ein Nichtmetall; In Natriumchlorid wird das Valenzelektron des Natriumatoms zum Chloratom verschoben.

Ich frage die Jungs: Ist in diesem Diagramm alles korrekt?

Was entsteht, wenn sich Natrium- und Chloratome zu einem NaCl-Molekül verbinden?

Antwort der Schüler: Das Ergebnis der Kombination von Atomen zu einem NaCl-Molekül war die Bildung einer stabilen äußeren Acht-Elektronen-Ebene des Chloratoms und einer äußeren Zwei-Elektronen-Ebene des Natriumatoms. Paradox: Das Natriumatom benötigt keine zwei Valenzelektronen auf dem äußeren dritten Energieniveau! (Wir arbeiten mit dem Diagramm des Natriumatoms.)

Dies bedeutet, dass es für ein Natriumatom „ungünstig“ ist, sich mit einem Chloratom zu verbinden, und die NaCl-Verbindung sollte in der Natur nicht vorkommen. Allerdings wissen Studierende aus Geographie- und Biologiekursen über die Verbreitung von Speisesalz auf dem Planeten und seine Rolle im Leben lebender Organismen Bescheid.

Wie findet man einen Ausweg aus dieser paradoxen Situation?

Wir arbeiten mit Diagrammen von Natrium- und Chloratomen, und die Schüler vermuten, dass es für das Natriumatom von Vorteil ist, sich nicht zu verschieben, sondern sein Valenzelektron an das Chloratom abzugeben. Dann wird das Natriumatom ein vollständiges zweites äußeres – voräußeres – Energieniveau haben. Das Chloratom wird auch ein äußeres Energieniveau von acht Elektronen haben:

Wir kommen zu dem Schluss: Für Metallatome mit einer geringen Anzahl an Valenzelektronen ist es vorteilhaft, ihre Valenzelektronen an Nichtmetallatome abzugeben, anstatt sie zu verschieben. Daher haben Metallatome keine Elektronegativität.

Ich schlage vor, ein „Einfangzeichen“ eines fremden Valenzelektrons durch ein Nichtmetallatom einzuführen – eine eckige Klammer.

Wenn Valenzelektronen durch Punkte dargestellt werden, sieht das Diagramm der Verbindung von Metall- und Nichtmetallatomen wie folgt aus:

Ich mache die Schüler darauf aufmerksam, dass sich die Atome in Ionen verwandeln, wenn ein Valenzelektron von einem Metallatom (Natrium) auf ein Nichtmetallatom (Chlor) übertragen wird.

Ionen sind geladene Teilchen, in die sich Atome durch Übertragung oder Hinzufügung von Elektronen umwandeln.

1 –1
Die Vorzeichen und Größen der Ionenladungen und Oxidationsstufen sind gleich, und der Unterschied im Design ist wie folgt:

Na, Cl – für Oxidationsstufen,

Na + , Cl – – für Ionenladungen.

BILDUNG VON KALKFLUORID CaF 2

Im Diagramm ordnen wir die ungepaarten Valenzelektronen der Atome so an, dass sie sich gegenseitig „sehen“ und Elektronenpaare bilden können:

Die Bindung von Calcium- und Fluoratomen in die CaF 2 -Verbindung ist energetisch günstig. Dadurch wird das Energieniveau beider Atome zu einem Acht-Elektronen-Niveau: Für Fluor ist es das äußere Energieniveau und für Kalzium das äußere. Schematische Darstellung des Elektronentransfers in Atomen (nützlich bei der Untersuchung von Redoxreaktionen):

Ich weise die Schüler darauf hin, dass ebenso wie negativ geladene Elektronen vom positiv geladenen Atomkern angezogen werden, entgegengesetzt geladene Ionen durch die Kraft der elektrostatischen Anziehung zusammengehalten werden.

Ionische Verbindungen sind Feststoffe mit einem hohen Schmelzpunkt. Die Schüler wissen aus dem Leben, dass es vergeblich ist, Speisesalz mehrere Stunden lang zu erhitzen.
(Die Temperatur der Gasbrennerflamme (~500 °C) reicht nicht aus, um das Salz zu schmelzen T

pl (NaCl) = 800 °C). Daraus schließen wir: Die Bindung zwischen geladenen Teilchen (Ionen) – die Ionenbindung – ist sehr stark.

Lassen Sie uns verallgemeinern: Wenn sich Metallatome (M) mit Nichtmetallatomen (Nem) verbinden, kommt es nicht zu einer Verschiebung, sondern zu einer Abgabe von Valenzelektronen durch die Metallatome an die Nichtmetallatome.

In diesem Fall verwandeln sich elektrisch neutrale Atome in geladene Teilchen – Ionen, deren Ladung mit der Anzahl der abgegebenen (bei einem Metall) und gebundenen (bei einem Nichtmetall) Elektronen übereinstimmt.

So wird in der ersten von zwei Lektionen der Begriff „Oxidationszustand“ gebildet und in der zweiten die Entstehung einer ionischen Verbindung erklärt. Neue Konzepte werden als gute Grundlage für die weitere Untersuchung theoretischen Materials dienen, nämlich: die Mechanismen der Bildung chemischer Bindungen, die Abhängigkeit der Eigenschaften von Stoffen von ihrer Zusammensetzung und Struktur sowie die Berücksichtigung von Redoxreaktionen.

Abschließend möchte ich zwei methodische Techniken vergleichen: die Technik des Paradoxons und die Technik der Schaffung von Problemsituationen im Unterricht.

Die Kollegen werden wahrscheinlich einwenden: Die Schaffung einer problematischen Situation im Unterricht führt zum selben Ergebnis.

Das tut es, aber nicht immer! In der Regel wird eine problematische Frage vom Lehrer vor dem Studium neuer Stoffe formuliert und regt nicht alle Schüler zur Arbeit an. Für viele bleibt unklar, woher dieses Problem kommt und warum es tatsächlich einer Lösung bedarf. Die Paradox-Technik wird im Zuge des Studiums neuen Materials entwickelt und ermutigt die Studierenden, das Problem selbst zu formulieren und so die Ursprünge seines Auftretens und die Notwendigkeit einer Lösung zu verstehen.