Temat: Kowalencyjne wiązania chemiczne

Adresat

Uczeń szkoły podstawowej (klasy 7. i 8.)

Podstawa programowa:

Szkoła podstawowa. Chemia.  

II. Wewnętrzna budowa materii. Uczeń:

9) opisuje funkcję elektronów zewnętrznej powłoki w łączeniu się atomów; stosuje pojęcie elektroujemności do określania rodzaju wiązań (kowalencyjne, jonowe) w podanych substancjach; 10) na przykładzie cząsteczek HIndeks dolny 2₂, ClIndeks dolny 2₂, NIndeks dolny 2₂, COIndeks dolny 2₂, HIndeks dolny 2₂O, HCl, NHIndeks dolny 3₃, CHIndeks dolny 4₄ opisuje powstawanie wiązań chemicznych; zapisuje wzory sumaryczne i strukturalne tych cząsteczek.

Ogólny cel kształcenia

Uczeń wyjaśnia pojęcie wiązania kowalencyjnego oraz zapisuje wzory elektronowe kropkowe, elektronowe kreskowe, sumaryczne i strukturalne cząsteczek pierwiastków gazowych.

Kompetencje kluczowe

• porozumiewanie się w językach obcych;

• kompetencje informatyczne;

• umiejętność uczenia się.

Kryteria sukcesu
Uczeń nauczy się:

• opisywać wiązanie kowalencyjne (atomowe);

• wyjaśniać, co to jest cząsteczka;

• omawiać budowę przykładowych cząsteczek.

Metody/techniki kształcenia

• aktywizujące

  • dyskusja.

• podające

  • pogadanka.

• eksponujące

  • film.

• programowane

  • z użyciem komputera;

  • z użyciem e‑podręcznika.

• praktyczne

  • ćwiczeń przedmiotowych.

Formy pracy

• praca indywidualna;

• praca w parach;

• praca w grupach;

• praca całego zespołu klasowego.

Środki dydaktyczne

• e‑podręcznik;

• zeszyt i kredki lub pisaki;

• tablica interaktywna, tablety/komputery.

Przebieg lekcji

Faza wstępna

1. Nauczyciel rozdaje uczniom metodniki lub kartki w trzech kolorach: zielonym, żółtym i czerwonym do zastosowania w pracy techniką świateł drogowych. Przedstawia cele lekcji sformułowane w języku ucznia na prezentacji multimedialnej oraz omawia kryteria sukcesu (może przesłać uczniom cele lekcji i kryteria sukcesu pocztą elektroniczną lub zamieścić je np. na Facebooku, dzięki czemu uczniowie będą mogli prowadzić ich portfolio).

2. Prowadzący wspólnie z uczniami ustala – na podstawie wcześniej zaprezentowanych celów lekcji – co będzie jej tematem, po czym zapisuje go na tablicy interaktywnej/tablicy kredowej. Uczniowie przepisują temat do zeszytu.

3. BHP – przed przystąpieniem do eksperymentów uczniowie zapoznają się z kartami charakterystyk substancji, które będą używane na lekcji. Nauczyciel wskazuje na konieczność zachowania ostrożności w pracy z nimi.

Faza realizacyjna

1. Uczniowie czytają fragmenty pt. „Gazy szlachetne” oraz „Atomy i podział elektronów”. Wybrane osoby wyjaśniają, czym są helowce oraz omawiają pojęcie wiązania chemicznego.

2. Uczniowie analizują tabele prezentujące wzory elektronowe przykładowych atomów pierwiastków oraz wzory elektronowe przedstawiające wiązanie kowalencyjne tworzone między atomami wodoru.

3. Uczniowie oglądają prezentację i zapisują najważniejsze informacje. Ochotnicy dzielą się efektami swojej pracy na forum klasy. Następnie wszyscy uczniowie z pomocą nauczyciela formułują definicję wiązania kowalencyjnego i zapisują ją w formularzu zamieszczonym w abstrakcie.

4. Uczniowie czytają fragmenty pt. „Efekt łączenia się atomów” oraz „Jak zbudowana jest cząsteczka azotu?”. Ochotnicy wyjaśniają, jakie struktury nazywa się cząsteczkami, po czym na podstawie tabeli porównują wzory elektronowe cząsteczek wodoru i chloru z ich wzorami sumarycznymi. Następnie układają wzór elektronowy cząsteczki azotu. Nauczyciel upewnia się, że zadanie zostało poprawnie wykonane, i udziela informacji zwrotnej.

5. Uczniowie wykonują ćwiczenie interaktywne. Nauczyciel razem z nimi omawia właściwe rozwiązanie.

6. Nauczyciel odtwarza nagranie abstraktu. Co jakiś czas zatrzymuje je, prosząc uczniów, by opowiedzieli własnymi słowami to, co przed chwilą usłyszeli. W ten sposób uczniowie ćwiczą słuchanie ze zrozumieniem.

Faza podsumowująca

1. Uczniowie utrwalają zdobyte informacje, omawiając je ze swoimi najbliższymi sąsiadami (metoda „powiedz sąsiadowi”).

2. Nauczyciel prosi uczniów o rozwinięcie zdań:

   • Dziś nauczyłem się…

   • Zrozumiałem, że…

   • Zaskoczyło mnie…

   • Dowiedziałem się…

   W celu przeprowadzenia podsumowania może posłużyć się tablicą interaktywną w abstrakcie lub polecić uczniom pracę z nią

3. Wskazany przez nauczyciela uczeń podsumowuje lekcję, opowiadając, czego się nauczył i jakie umiejętności ćwiczył.

Praca domowa

1. Wyobraź sobie, że masz okazję przeprowadzić wywiad z naukowcem - specjalistą w dziedzinie, której dotyczyła dzisiejsza lekcja. Jakie pytania chciałbyś mu zadać? Zapisz je.

W tej lekcji zostaną użyte m.in. następujące pojęcia oraz nagrania

Pojęcia

Teksty i nagrania

Covalent bonds

Non‑metallic elements in the 18th group or family of the periodic table – helium‑group gases also known as noble gases – exhibit the lowest activity. Under regular conditions helium‑group gases do not form molecules and only some of them may create chemical compounds that are relatively unstable. It turns out that the electron configuration of atoms of these noble gases is fixed. While bonding with each other, most atoms of chemical elements strive to attain electron configuration of the helium‑group gas which is closest to them in the period table. For example, hydrogen atoms aim at electron configuration of helium and chlorine atoms aim at configuration of argon.

Atoms can bond both with atoms of the same chemical element and with atoms of other chemical elements. The interaction between atoms which makes them bond permanently is called a chemical bond. Valence electrons are involved in bond formation.

Electron dot diagrams are used while describing chemical bond. If there are pairs of electrons present, sometimes they are represented as lines. Such diagrams are known as electron dot diagrams. The table shows discussed electron formulas of certain atoms.

Hydrogen is a chemical element the atoms of which are not free but they are always bonded in pairs using a chemical bond. Hydrogen atoms share 1 electron. It is believed that they share electrons called shared pairs or bonding pairs. Using symbols a bond formed by 2 hydrogen atoms can be represented as $\text{H : H}$. As the electrons are shared each hydrogen atom gains electron configuration (number of electron) of the noble gas closest in the period table. In this case it is the electron configuration of helium (2 electrons).

This bond between two hydrogen atoms formed using a shared pair of electrons is an example of a bond called covalent bond or atomic bond. This binding consists in sharing electrons and forming the so‑called bonding pairs of electrons which are equally shared by both atoms. Such covalent bonds are formed between atoms of the same non‑metallic element.

Structures created when atoms bond with each other using covalent (atomic) bonds are called molecules. Two hydrogen atoms sharing one pair of electrons are called hydrogen molecules and two chlorine atoms bonded form a chlorine molecule.

The structure of each molecule can be described using a formula. A formula consists of symbols of elements the atoms making up a molecule and a number of atoms forming a molecule written after the symbol of the element (in the lower right index). Such formula created in line with these principles is called a molecular formula.

Hydrogen or chlorine are found in elemental state and they occur in form of diatomic molecules as gases. That is why in order to describe these gases using symbols we always use the following formulas: ${\text{Cl}}_{\text{2}}$, ${\text{H}}_{\text{2}}$.

Atoms of non‑metallic elements can share more than 1 pair of electrons.

A nitrogen molecule made up of two atoms of nitrogen is a good example. The nitrogen atom has five valence electrons, and it needs three electrons to achieve a permanent configuration. That is why each atom shares three electrons. What will its electron formula look like?

There are three bonding pairs of electrons between nitrogen atoms. Such bond is called a triple bond. Molecular formula of a nitrogen molecule is as follows: ${\text{N}}_{\text{2}}$.

The triple bond contains a maximum number of bonds that can be formed between atoms. In nature, there are no chemical compounds with more than three bonds.

• Atoms are bonded with each other with a chemical bond.

• When atoms are bonded with a covalent (atomic) bond, they share 1, 2 or a maximally 3 pairs of electrons.

• Each chemical element, if possible, strives to attain electron configuration of the noble gas closest in the periodic table.

• Atoms of non‑metallic elements form covalent bonds.

• Molecules are formed of atoms bonded with a covalent (atomic) bond.

• Atoms of: ${\text{Cl}}_{\text{2}}{\text{, H}}_{\text{2}}{\text{, N}}_{\text{2}}$ form covalent (atomic) bonds and their bonding pairs of electrons are equally shared by both atoms in the molecule.