Metodika pro učitele Chemická vazba pro SŠ (teoretické cvičení s tablety)

Transkript

1 Metodika pro učitele Chemická vazba pro SŠ (teoretické cvičení s tablety) Základní charakteristika výukového programu: Délka: 4 5 vyučovacích hodin; možnost vybrat pouze určité kapitoly Věková kategorie: střední škola (SŠ) Počet žáků: max. 30 Místo: ve třídě Pomůcky (pro každého žáka): - tablet se staženou aplikací Tárium: Chemická vazba pro SŠ - periodická soustava prvků (PSP) + je vhodné mít ve třídě jednu velkou nástěnnou PSP pro vyučujícího - učitel může cvičení doplnit použitím modelů diamantu, grafitu, kuchyňské soli apod. Návaznost na RVP: chemie Cíle programu: - Žáci prohloubí svoje znalosti o chemické vazbě, konkrétně zejména o podstatě vzniku chemické vazby a o jejím praktickém významu (i v každodenním životě). - Žáci charakterizují kovalentní nepolární, kovalentní polární, koordinačně kovalentní, iontovou a kovovou vazbu. - Žáci popíší podmínky vzniku vodíkových můstků a van der Waalsových sil a uvedou, jaký mají slabé vazebné interakce význam pro život na Zemi. - Žáci využijí svoje znalosti o částicové struktuře látek a chemických vazbách k předvídání některých fyzikálně-chemických vlastností látek. Charakteristika aplikace: Aplikace je rozdělena do čtyř kapitol: Chemická vazba Elektronová teorie Slabé vazebné interakce Kondenzované stavy látek Každá kapitola má časovou náročnost asi jedné vyučovací hodiny (1VH). Přínosem této aplikace je zejména to, že obsahuje řadu názorných animací a úkolů, které ulehčují pochopení probírané látky. Interaktivní animace mohou žáci dokonce sami ovládat. Ačkoli animace nesou určitou míru zjednodušení, jsou vědecky (fakticky) správné. Úkoly pro žáky jsou koncipovány tak, že žáci u nich odesílají návrh vlastního řešení, na základě čehož dostanou zpětnou vazbu informující o tom, zda úkol vyřešili správně či chybně. Průběžně jsou v aplikaci zařazeny také kontrolní otázky s možnostmi odpovědí ANO NE, které slouží k rychlému ověření znalostí žáků. Tyto testy ověřují, jak žáci porozuměli látce probírané v dané kapitole a poskytují zpětnou vazbu, jak samotným žákům, tak učiteli. Při využívání aplikace Chemická vazba je ve výuce důležitý výklad učitele. Učitel vystupuje jako průvodce aplikací poskytuje žákům doprovodné komentáře k jednotlivým snímkům (možné znění je naznačeno níže).

2 Průběh výuky: Žáci mohou s tabletem pracovat každý sám, příp. ve dvojicích. Učitel žáky instruuje, jak pracovat s tabletem Každý žák/dvojice žáků si zapne aplikaci. Pokud je to nutné (např. u méně zkušených žáků) učitel předvede, jak zapnout aplikaci, otevřít příslušnou kapitolu, jakým pohybem lze přecházet mezi snímky apod. Když aplikace spadne, je třeba ji vypnout, event. vypnout tablet a pustit znovu. Žáci postupují aplikací společně s učitelem. Při řešení úkolů nejde o rychlost, ale o správnost odpovědí. Po označení zvolené možnosti je nutné odeslat výsledek ke kontrole (použít tlačítko Vyhodnotit ) Žáci mají u většiny úkolů dva pokusy na svoje odpovědi (netýká se kontrolních otázek ANO NE). Pokud neuspějí, zobrazí se jim následně správné řešení. V aplikaci jsou použity následující typy úkolů: o Výběr právě jedné možnosti u položek označených abc a u překlikávacích položek o Výběr více správných možností u položek označených čtverečkem o Doplnění číslice/textu o Vykreslování křivky prstem U kontrolních otázek žáci vybírají z možností ANO NE, zda uvedené tvrzení je či není pravdivé. Zkrácený scénář výuky (členěný podle kapitol): 1. Chemická vazba (Co je to chemická vazba a jaký je její význam?) Úvodní kapitola aplikace Chemická vazba se věnuje základním otázkám podstaty vzniku chemické vazby a jejímu praktickému významu (i v každodenním životě). Kapitolou žáci procházejí postupným hledáním odpovědí na zadané otázky. K těmto otázkám patří: Kde se můžeme setkat s chemickou vazbou? Kolik prvků periodické soustavy prvků (PSP) netvoří za běžných podmínek chemickou vazbu? Které to jsou? Proč vzniká chemická vazba? Proč se učit o chemické vazbě? Jaký je význam chemické vazby? Co ovlivňuje? V interaktivní animaci žáci prstem vykreslí energetický diagram závislosti energie dvou atomů vodíku na jejich vzdálenosti. Učitel by měl diagram žákům popsat. V této kapitole se žáci seznamují s pojmy: délka vazby, vazebná energie, disociační energie.

3 2. Elektronová teorie V této části aplikace jsou žákům představeny základy elektronové teorie. Učivo je žákům přiblíženo prostřednictvím úkolů a animací. Na animacích je znázorněn např. rozdíl mezi vznikem kovalentní jednoduché vazby (v molekule F2) a koordinačně kovalentní vazby (v kationtu ). S pomocí interaktivní animace žáci také hledají odpověď na otázku, jakým způsobem se může měnit rozložení elektronové hustoty mezi dvěma vázanými atomy. V této kapitole se žáci seznamují s pojmy: kovalentní vazba jednoduchá, kovalentní vazba násobná, koordinačně kovalentní vazba, nepolární kovalentní vazba, polární kovalentní vazba, iontová vazba, vaznost prvků, Lewisovy strukturní elektronové vzorce. Možné doplnění: Na závěr této kapitoly lze přidat úkoly na procvičení zápisu strukturních elektronových vzorců, např.: Úkol pro žáky: Nakreslete strukturní elektronové vzorce následujících molekul: BF3, Cl2, CO, CO2, H2SO4, COCl2, NH2OH. Na tuto kapitolu lze navázat výkladem Znázornění vzniku vazby pomocí zápisu elektronové konfigurace s rámečky s použitím klasických výukových metod. 3. Slabé vazebné interakce Tato kapitola je věnována přitažlivým silám, které působí mezi molekulami. Ačkoliv mají vazebnou energii o jeden až tři řády menší než kovalentní vazba (odtud pochází jejich označení slabé vazebné interakce), přesto mají velký vliv na vlastnosti látek. Prostřednictvím úkolů a animací jsou objasněny odpovědi na otázky: Proč igelitový pytlík drží na ledničce? Proč se polární a iontové sloučeniny dobře rozpouští v polárních rozpouštědlech? Proč je možné zkapalnit vzácné plyny? Proč je sulfan (H2S) za normálních podmínek plynem, zatímco voda (H2O, tj. sloučenina obdobného složení) je kapalinou? Proč se voda vaří až při 100 C? Proč DNA tvoří dvoušroubovici? V této kapitole se žáci seznamují s pojmy: van der Waalsovy síly, vodíkové vazby/můstky, dipól, Coulombické síly, indukční síly, disperzní síly. 4. Kondenzované stavy látek V poslední kapitole aplikace žáci využijí znalosti týkající se chemické vazby získané v předcházejících kapitolách k charakterizaci různých typů krystalů (určení stavebních částic, typů vazeb v krystalu, vlastností). I tato část aplikace obsahuje řadu úkolů pro žáky a názorné animace. V této kapitole se žáci seznamují s pojmy: kondenzovaný stav, krystalické a amorfní látky, krystaly iontové, krystaly atomové kovalentní, krystaly kovové, krystaly molekulové a krystaly vrstevnaté, kovová vazba, elektronový plyn.

4 Podrobné doporučené komentáře k jednotlivým snímkům aplikace: Poznámka: V textu jsou úkoly pro žáky označeny červeně a animace modře, kontrolní a testové otázky zeleně. 1. Chemická vazba (Co je to chemická vazba a jaký je její význam?) Úvodní kapitola tématu Chemická vazba se věnuje základním otázkám podstaty vzniku chemické vazby a jejímu praktickému významu (i v každodenním životě). Kapitolou žáci procházejí postupným hledáním odpovědí na zadané otázky. Snímek 1: Otázka (učitel): Zamysleli jste se někdy nad tím, kde se můžeme setkat s chemickou vazbou? Úkol pro žáky: Hlasování. Žáci označí svoje odpovědi (je možné vybrat více možností). Možná odpověď učitele: S chemickou vazbou se můžeme setkat prakticky všude. Celá příroda (včetně našeho těla) i materiály, které člověk vyrábí, se skládají z molekul. A jak víte, molekuly jsou tvořeny atomy (stejných či různých prvků) vázanými právě pomocí chemické vazby. Snímek 2: Otázka (učitel): Jak jsme si společně připomněli, atomy prvků se pomocí chemické vazby pojí v molekuly. Platí to pro atomy všech prvků v PSP? Kolik prvků PSP je za normálních podmínek stabilních v atomárním stavu (tedy netvoří chemickou vazbu)? Kolik prvků PSP naopak chemické vazby vytváří? Úkol pro žáky: Žáci doplní číslo. Správná odpověď: Ze stabilních prvků PSP za normálních podmínek chemické vazby netvoří pouze 6 prvků. Snímek 3: Ze stabilních prvků PSP za normálních podmínek chemické vazby netvoří pouze 6 prvků. Otázka (učitel): O které prvky se jedná? Úkol pro žáky: Žáci zapíší značky příslušných chemických prvků do vynechaných míst. (Pozor na rozlišování velkých a malých písmen!) Nápovědou je obrázek balonku s popiskem: První ze skupiny diskutovaných prvků je plyn, který se používá např. pro plnění balónků. Odpověď: Chemické vazby za normálních podmínek netvoří vzácné plyny, tj. He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Atomy ostatních prvků PSP se naopak ochotně pojí pomocí chemické vazby s dalším (stejným nebo jiným) atomem a vytvářejí molekuly. Snímek 4: Otázka (učitel): Předcházející otázka nás přivádí k otázce další, a to: Proč vůbec chemická vazba vzniká? Proč se atomy většiny prvků spojují v molekuly (např. H2, O2, H2SO4), zatímco vzácné plyny chemické vazby za normálních podmínek nevytvářejí a vyskytují se proto pouze v monoatomické formě? Interaktivní animace: Žáci k sobě přisunují dva atomy vodíku. S tím, jak se atomy přibližují, se vykresluje křivka znázorňující pokles energie systému až do určitého bodu (odpovídá mezijaderné vzdálenosti atomů při vzniku vazby, tj. délce vazby) při dalším přiblížení atomů energie systému prudce roste. Poté, co si žáci vykreslí křivku, učitel popíše energetický diagram a vysvětlí pojmy: délka vazby, vazebná energie, disociační energie. Odpověď: Důvodem vzniku chemické vazby je snížení energie systému. Jak je z grafu patrné, samostatný atom vodíku má vyšší energii než molekula H2. Molekula H2, která vzniká spojením dvou atomů vodíku prostřednictvím chemické vazby, je stabilnější (má nižší energii), než samostatný atom vodíku H. Na základě této znalosti zkuste vyřešit následující úkoly. Snímek 5: Kontrolní otázka: Energii, kterou je nutné dodat na rozštěpení dané vazby, nazýváme vazebná energie. Správná odpověď: NE. (Jedná se o energii disociační.)

5 Snímek 6: Úkol pro žáky: Nakreslete křivku znázorňující závislost energie na vzdálenosti dvou atomů fluoru. Jsou naznačeny pouze osy x a y s popisem. Žáci prstem nakreslí předpokládaný průběh křivky a dají vyhodnotit. Pokud křivka není nakreslena správně, objeví se nápověda ve formě naznačení částí křivky (žáci se případně mohou vrátit k předcházející interaktivní animaci). Snímek 7: Učitel: Podívejme se nyní na křivku znázorňující závislost energie na vzdálenosti dvou atomů helia. Všimněte si, že graf se liší od grafu dvou atomů vodíku či grafu dvou atomů fluoru. Helium (podobně jako ostatní vzácně plyny) netvoří chemické vazby, protože při přiblížení dvou atomů helia roste energie systému. Snímek 8: Úkol pro žáky: Dokončení věty výběrem jedné možnosti. Správná odpověď: Při vazebné interakci energie soustavy při přiblížení atomů klesne. Při nevazebné interakci energie soustavy při přiblížení atomů vzroste. Učitel shrne, že ke vzniku chemické vazby dojde pouze tehdy, pokud při přiblížení atomů dochází ke snížení energie. Snímek 9: Kontrolní otázka: Helium nemůže vytvářet dvouatomové molekuly, protože při přiblížení dvou atomů helia vzrůstá jejich energie. Správná odpověď: ANO. Snímky 10 14: Nejprve se učitel zeptá, proč je dobré učit se o chemické vazbě. Jaký si žáci myslí, že má chemická vazba význam? Co ovlivňuje? Žákovský brainstorming, diskuze (např. ve dvojicích) apod. Poté učitel shrnuje, že vlastnosti chemické vazby ovlivňují chování látek (např. reaktivitu a fyzikálně-chemické vlastnosti jako skupenství, těkavost, tvrdost apod.). Pokud budeme schopni popsat, jakými vazbami jsou vázány atomy (či ionty) v molekulách dané látky (příp. molekuly mezi sebou), můžeme předpovídat nebo vysvětlovat, jaké vlastnosti daná látka bude mít. Poté postupně nabíhají obrázky (které se objeví také v kap. 3 a kap. 4), učitel je komentuje, např. následujícím způsobem: Znalosti chemické vazby nám umožňují vysvětlit: Proč se tuhou snadno píše a kreslí, zatímco diamant (ač se skládá stejně jako tuha pouze z atomů uhlíku) je nejtvrdším nerostem (snímek 10). Proč se kuchyňská sůl velmi dobře rozpouští ve vodě (snímek 11). Proč jód sublimuje (snímek 12). Proč má voda vysokou teplotu varu (snímek 13). Proč kovy velmi dobře vedou elektrický proud (snímek 14). Snímky 15 16: Test na konci kapitoly Co už umím o chemické vazbě?. Řešení: 1. Atomy se spojují chemickou vazbou a vytvářejí molekuly. 2. Chemické prvky netvoří vzácné plyny. 3. Vzdálenost jader dvou atomů vázaných v molekule označujeme jako délka vazby. 4. Energii, kterou je nutné dodat na rozbití chemické vazby, označujeme jako disociační energie. 5. Z tab. nejpevnější vazba je v molekule HF. 6. Z tab. disociační energie molekuly vodíku má hodnotu -486 kj.mol-1.

6 2. Elektronová teorie V této části aplikace jsou žáci za pomoci úkolů, které řeší, a názorných animací seznámeni s termíny: kovalentní vazba jednoduchá, kovalentní vazba násobná, koordinačně kovalentní vazba, nepolární kovalentní vazba, polární kovalentní vazba, iontová vazba, vaznost prvků, Lewisovy strukturní elektronové vzorce. Snímek 1: Otázka (učitel): Vzpomeňte si na diagram závislosti potenciální energie na vzdálenosti dvou atomů. Při jaké vzdálenosti atomů docházelo ke vzniku vazby? Které částice v atomu tudíž budou mít zásadní vliv na utváření chemické vazby? Odpověď: Ke vzniku vazby dochází při vhodném překryvu elektronových obalů atomů vázaných prvků. Chemickou vazbu lze charakterizovat jako sdílení elektronů (přesněji elektronových párů) mezi dvěma atomy, což dokumentuje animace vzniku molekuly H2. Snímek 2: Animace: Vznik kovalentní jednoduché vazby v molekule F2. Podobně jako v případě vodíku i u atomů fluoru dochází při vzniku molekuly F2 k překrytí jejich valenčních vrstev; v molekule F2 jsou oba atomy fluoru poutány kovalentní vazbou jednoduchou. Snímek 3: Úkol pro žáky: Na základě animace žáci doplní chybějící číslice. Odpověď: Kovalentní vazba jednoduchá dva atomy sdílí jeden elektronový pár, přičemž každý z těchto atomů do vazby přispěl jedním elektronem. Snímek 4: Animace: V případě molekuly O2 jsou dva atomy kyslíku poutány dvojnou vazbou (sdíleny jsou dva elektronové páry; každý atom kyslíku do vazby přispěl dvěma valenčními elektrony). Kovalentní vazba násobná znamená sdílení více než jednoho elektronového páru. Snímek 5: Úkol pro žáky: Na základě obrázku žáci doplní správné číslice. Odpověď: Dvojná vazba sdílení dvou elektronových párů, přičemž každý atom poskytl dva nepárové elektrony. Snímek 6: Animace: V případě molekuly N2 jsou dva atomy dusíku poutány trojnou vazbou (sdíleny jsou tři elektronové páry; každý atom dusíku do vazby přispěl třemi valenčními elektrony). Snímek 7: Úkol pro žáky: Na základě obrázku žáci doplní správné číslice. Trojná vazba sdíleny tři elektronové páry, přičemž každý atom poskytl tři nepárové elektrony. Snímek 8: Kontrolní otázka: Atomy vázané kovalentní vazbou sdílí jeden či více valenčních elektronových párů. Správná odpověď: ANO. Snímek 9: Animace: Vznik koordinačně kovalentní vazby v kationtu. V molekule amoniaku jsou tři atomy vodíku poutány třemi jednoduchými kovalentními vazbami k atomu dusíku, který má navíc volný elektronový pár. Kation H+ (který nemá žádný elektron) vytvoří po přiblížení amoniaku (orientovaného volným elektronovým párem směrem ke kationtu vodíku) koordinačně kovalentní vazbu. Všimněte si, že vazba koordinačně kovalentní se od vazby kovalentní liší pouze způsobem vzniku. Poté, co vazby vzniknou, je od sebe není možné odlišit. Snímek 10: Koordinačně kovalentní, neboli donor-akceptorová vazba, vzniká mezi částicí s volným elektronovým párem, která je donorem/dárcem elektronového páru (např. atom dusíku v molekule amoniaku), a částicí, která má nedostatek elektronů a je tudíž akceptorem/příjemcem elektronového páru (např. H+).

7 Snímek 11: Úkol pro žáky: Na základě obrázku žáci doplní správnou číslici, resp. vyberou správný text. Odpověď: Koordinačně kovalentní vazba dva atomy sdílí jeden elektronový pár, přičemž jeden atom poskytl celý elektronový pár (donor elektronů) a druhý žádný elektron (akceptor elektronů). V případě dusík do koordinačně kovalentní vazby přispěl dvěma elektrony (je tedy donorem elektronů), zatímco vodík (ve formě H+) neposkytl žádný elektron (je tedy akceptorem elektronů). Snímek 12: Koordinačně kovalentní vazbou jsou poutány ligandy k centrálnímu atomu v komplexních (koordinačně kovalentních) sloučeninách. Snímek 13: Kontrolní otázka: Vazba koordinačně kovalentní se od vazby kovalentní liší pouze způsobem vzniku. Poté, co vazby vzniknou, je od sebe není možné odlišit. Správná odpověď: ANO. Snímek 14: Otázka (učitel): Jsou elektrony ve vazbě rovnoměrně rozloženy mezi oběma atomy nebo může docházet k posunu elektronové hustoty? Vyzkoušejte následující animaci a popište, co pozorujete. Interaktivní animace: Posouváním prstem po ose (zaznamenává rozdíl hodnot elektronegativity mezi vázanými atomy) dochází k posunu elektronové hustoty mezi dvěma vázanými atomy. Snímek 15: Posun elektronové hustoty mezi dvěma atomy je dán tím, že různé atomy mají rozdílnou schopnost přitahovat elektrony. Tato vlastnost se označuje jako tzv. elektronegativita χ. V závislosti na rozdílu hodnot elektronegativity vázaných prvků můžeme odhadovat posun v rozložení elektronů ve vazbě. Na základě toho rozlišujeme tři typy vazeb (hranice mezi nimi je plynulá, neexistuje ostrý přechod!): Nepolární vazba elektrony ve vazbě jsou rovnoměrně rozloženy mezi oběma vázanými atomy, atomy mají srovnatelnou hodnotu elektronegativity ( χ <0,4). Polární vazba elektronová hustota není rozložena rovnoměrně elektrony se posouvají směrem k silnějšímu elektronegativnějšímu atomu, na kterém se vytváří částečný (parciální) záporný náboj. Naopak na elektropozitivnějším atomu se vytváří částečný kladný náboj (0,4< χ <1,7). Snímek 16: Iontová vazba krajní mez kovalentní vazby; lze si představit tak, že rozdíl elektronegativit je již tak velký ( χ >1,7) že elektrony vazby patří elektronegativnějšímu atomu, který tudíž získává záporný náboj (stává se aniontem), zatímco elektropozitivní atom získává kladný náboj (stává se kationtem); na iontovou vazbu lze proto pohlížet spíše jako na elektrostatické přitahování opačně nabitých částic (kationtů a aniontů)! Snímek 17: Úkol pro žáky: Výběr typu vazby, kterým jsou poutány atomy v zadaných molekulách. K řešení úkolu žáci použijí PSP. Odpověď: Cl2 kovalentní nepolární, CsCl iontová, HBr kovalentní polární. Snímek 18: Kontrolní otázka: V molekulách F2 a KCl jsou atomy poutány kovalentními vazbami. Správná odpověď: NE. (V molekule F2 jsou dva atomy fluoru poutány vazbou kovalentní (nepolární), u KCl jsou však kation K+ a anion Cl- poutány vazbou iontovou.) Snímek 19: Na začátku povídání o tvorbě strukturních elektronových vzorců (tzv. Lewisových struktur) je třeba si ujasnit několik pojmů učitel vysvětlí termíny: valenční elektrony, vazebný elektronový pár, volný elektronový pár, oktetové pravidlo, vaznost. Poté si žáci prohlédnou obrázek vzniku molekuly HCl a vyřeší úkoly na snímcích 19 a 20. Úkol pro žáky: Do příslušných míst doplňte správnou číslici či vyberte slovo. Řešení: Atom chloru

8 v molekule HCl má 8 valenčních elektronů, vytváří 1 vazebný elektronový pár proto je 1vazný, má 3 volné elektronové páry, ANO splňuje oktetové pravidlo. Snímek 20: Úkol pro žáky: Do příslušných míst doplňte správnou číslici či vyberte slovo. Řešení: Atom vodíku v molekule HCl má 2 valenční elektrony, tvoří 1 vazebný elektronový pár proto je 1vazný, nemá žádný volný elektronový pár (0), NEsplňuje oktetové pravidlo (vodík a helium jsou výjimkou z tohoto pravidla). Snímek 21: Vaznost je číslo, které udává, kolik kovalentních vazeb může vytvořit atom daného prvku. Typickou vaznost prvků druhé a třetí periody lze odvodit z počtu elektronů, které je atomu daného prvku třeba dodat, aby dosáhl stabilní elektronové konfigurace vzácného plynu. Úkol pro žáky: Výběr právě jedné správné odpovědi. Řešení: Vodík je vždy jednovazný, halogeny typicky jednovazné (vyjma fluoru však mohou být až sedmivazné), kyslík je obvykle dvojvazný, dusík je obvykle trojvazný, uhlík je typicky čtyřvazný (může ale být i dvojvazný). Snímek 22: S pomocí animovaného obrázku učitel popíše postup tvorby Lewisova strukturního elektronového vzorce, a to na příkladu molekuly amoniaku, NH 3. Jednotlivé kroky se zobrazí kliknutím na schéma. 1. Napíšeme symboly prvků tvořících molekulu a tečkami kolem nich naznačíme jejich valenční elektrony. Středem molekuly bývají nejméně elektronegativní prvky, což ovšem neplatí vždy (jako třeba v našem případě); středem molekuly nebývají kovy a vodík. 2. Vytvoříme elektronové páry (vazebné a volné) tak, aby každý prvek (pokud možno) dosáhl elektronového oktetu, v případě vodíku elektronového duetu. 3. Hotový Lewisův strukturní elektronový vzorec amoniaku. Snímek 23: Úkol pro žáky: Na základě obrázku žáci vyberou správně zapsaný strukturní elektronový vzorec vody. Řešení:. Snímek 24: Kontrolní otázka: Strukturní elektronové vzorce znázorňují rozložení vazebných a nevazebných elektronových párů ve sloučenině. Správná odpověď: ANO. Snímky 25 29: Test na konci kapitoly Co už umím o elektronové teorii?. Řešení: 1. Kovalentní vazba vzniká mezi dvěma atomy na základě sdílení jejich elektronů. 2. V molekule F 2 je vazba (kovalentní) nepolární. 3. Koordinačně kovalentní vazbu není možné, poté co vznikne, odlišit od vazby kovalentní. 4. Pro koordinačně kovalentní vazbu neplatí: dva atomy sdílí jeden elektronový pár, přičemž každý atom do vazby přispěl právě jedním elektronem. 5. V molekule HCN má atom dusíku jeden volný elektronový pár. 6. V molekule HCN oktetové pravidlo nesplňuje vodík. 7. V molekule HCN jsou přítomny pouze vazby kovalentní. 8. V molekule HCN je atom dusíku trojvazný. 9. Iontová vazba je přítomná v těchto látkách: CaF 2, RbCl, MgO. 10. Kovalentní polární vazba je přítomná v těchto látkách: PCl 3, NH 3, HBr, H 2 O. 11. V molekule methanolu jsou 3 nepolární a 2 polární vazby.

9 12. V molekule hydroxidu sodného jsou 1 polární a 1 iontová vazba. 13. Z tab. jednoduchá vazba má větší délku než vazba násobná. 14. Z tab. se vzrůstající násobností vazby klesá délka vazby a roste její pevnost. Možné doplnění: Na závěr této kapitoly lze přidat úkoly na procvičení zápisu strukturních elektronových vzorců, např.: Úkol pro žáky: Nakreslete strukturní elektronové vzorce následujících molekul: BF 3, Cl 2, CO, CO 2, H 2 SO 4, COCl 2, NH 2 OH. Na tuto kapitolu lze navázat výkladem Znázornění vzniku vazby pomocí zápisu elektronové konfigurace s rámečky s použitím klasických výukových metod.

10 3. Slabé vazebné interakce V této kapitole se žáci seznamují s pojmy: van der Waalsovy síly, vodíkové vazby/můstky, dipól, Coulombické síly, indukční síly, disperzní síly. Snímek 1: Učitel: Dosud jsme se bavili o chemických vazbách poměrně silných interakcích, kterými jsou vázány atomy v molekulách. Nyní se podíváme na slabé vazebné interakce, tj. přitažlivé síly působící mezi molekulami. Úkol pro žáky: Označte, které z uvedených interakcí řadíme mezi tzv. slabé vazebné interakce. (Může být správně více možností.) Řešení: Mezi slabé vazebné interakce patří van der Waalsovy síly a vodíkové vazby/můstky. Snímek 2: Učitel: Slabé vazebné interakce, jak plyne z jejich názvu, nemají takovou sílu, tzn. že vazebná energie těchto interakcí je menší než v případě kovalentní vazby. Úkol pro žáky: Seřaďte uvedené typy vazeb dle klesající vazebné energie. Řešení: Kovalentní vazba > Vodíková vazba (Ev je asi kj/mol, tj. o řád slabší než v případě kovalentní vazby) > Van der Waalsovy síly (nejslabší vazebné interakce, Ev je o dva až tři řády menší než Ev kovalentních vazeb). Snímky 3 8: Učitel: Slabé vazebné interakce mají mnohem menší vazebnou energii než kovalentní vazby. Přesto mají velký vliv na vlastnosti látek. Obrázky dále napovídají, kde se můžeme setkat se slabými vazebnými interakcemi. V této kapitole si objasníme: Proč igelitový pytlík drží na ledničce? (snímek 3) Proč se polární a iontové sloučeniny dobře rozpouští v polárních rozpouštědlech? (snímek 4) Proč je možné zkapalnit vzácné plyny? (snímek 5) Proč je sulfan (H2S) za normálních podmínek plynem, zatímco voda (H2O, tj. sloučenina obdobného složení) je kapalinou? (snímek 6) Proč se voda vaří až při 100 C? (snímek 7) Proč DNA tvoří dvoušroubovici? (snímek 8) Snímek 9: Učitel: Nejprve si pojďme povědět něco o van der Waalsových silách. Na úvod vyřešte tento úkol: Úkol pro žáky: Doplňte do textu chybějící slova. Řešení: Elektrony v molekule HCl nejsou rozloženy rovnoměrně jsou více přitahovány atomem chloru, který má vyšší hodnotu elektronegativity. V důsledku toho se na jednotlivých atomech vytvářejí částečné (neboli parciální) náboje stejné velikosti, ale opačné polarity: Hδ+ a Clδ-. O polární molekule hovoříme jako o trvalém (neboli permanentním) dipólu. Snímek 10: Kontrolní otázka: Dipól je tvořen dvěma od sebe oddělenými elektrickými náboji různé velikosti a opačné polarity. Správná odpověď: NE. (Dipól je tvořen dvěma od sebe oddělenými elektrickými náboji stejné velikosti a opačné polarity.) Snímek 11: Dipól může být trvalý (permanentní, jako v případě HCl) nebo pouze dočasný, vyvolaný (indukovaný) blízkostí permanentního dipólu v molekule, kde původně nebyl. Na základě existence a vzájemného ovlivňování permanentních a indukovaných dipólů můžeme van der Waalsovy síly rozdělit do tří skupin, a to na: síly Coulombické, indukční a disperzní (Londonovy). (Učitel popíše jednotlivé typy interakcí.)

11 Nejsilnější z van der Waalsových sil jsou síly Coulombické, tj. interakce trvalých dipólů. Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď. Řešení: Pomocí Coulombických sil se vysvětluje rozpustnost polárních látek v polárních rozpouštědlech (např. ve vodě). Snímek 12: Animace rozpouštění NaCl ve vodě. Iontové sloučeniny jsou dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech. Snímek 13: Úkol pro žáky: Similia similibus solvuntur znamená podobné rozpouští podobné. Na základě této znalosti vyřešte zadané úkoly. K řešení úkolu použijte periodickou soustavu prvků. Řešení: Jód (nepolární látku) lze rozpustit v nepolárním rozpouštědle, tj. např. v sirouhlíku. Ve vodě (tj. polárním rozpouštědle) lze rozpustit následující (polární a iontové) sloučeniny: NaOH, KBr, vitamín C. Snímek 14: Indukční síly se týkají působení trvalého dipólu na jiné molekuly: nepolární molekuly polarizuje, u polárních molekul mění jejich dipól. Snímek 15: V interaktivní animaci lze sledovat vznik indukovaného dipólu po přiblížení trvalého (permanentního) dipólu. Snímek 16: Učitel: Disperzní síly se týkají interakce dočasných dipólů (indukovaných u atomů a molekul, které nemají stálý dipól). Existence nejslabších disperzních (Londonových) sil vysvětluje zkapalnitelnost vzácných plynů nebo to, proč igelitový pytlík drží na ledničce (a nespadne působením gravitace na zem). Díky disperzním silám může gekon lézt i po svislých skleněných stěnách. Snímek 17: Kontrolní otázka: Nejsilnější van der Waalsovy interakce představuje interakce dvou indukovaných dipólů. Správná odpověď: NE. (Nejsilnější jsou tzv. Coulombické síly, tj. interakce trvalých dipólů.) Snímek 18: Učitel: Nyní se podíváme na druhý typ slabých vazebných interakcí, na vodíkové můstky. Pozorně si prohlédněte uvedený obrázek a vyřešte úkoly na následujícím snímku. Snímek 19: Úkol pro žáky: Vyberte vždy právě jednu správnou odpověď a určete tím podmínky vzniku vodíkové vazby. Řešení: Atom vodíku je vázán s prvkem s vysokou hodnotou elektronegativity (typicky dusík, kyslík, fluor). V molekule musí být přítomen atom s volným elektronovým párem. Snímek 20: Úkol pro žáky: Už znáte podmínky, které musí být splněny, aby sloučenina mohla vytvářet vodíkové můstky. Vyberte, které z níže uvedených sloučenin mohou vytvářet vodíkové můstky (může být správně více možností). Řešení: H 2 O, CH 3 CH 2 OH, HF. Snímek 21: Kontrolní otázka: Vodíková vazba vzniká mezi vodíkem a atomem prvku s nízkou elektronegativitou nesoucím volný nepárový elektron. Správná odpověď: NE. (V molekule musí být přítomen atom prvku s vysokou hodnotou elektronegativity.) Snímek 22: Učitel: Vodíková vazba významným způsobem ovlivňuje fyzikální vlastnosti látek, např. sloučeniny, které tvoří vodíkové vazby, mají významně vyšší teploty tání a varu. Úkol pro žáky: Vyberte graf, který vystihuje závislost teploty varu na periodě, v níž se nacházejí následující hydridy: H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Správná odpověď: b), žlutá křivka. Snímek 23: Učitel: Přítomnost vodíkových můstků má vliv i na další vlastnosti látek. Porovnejte, v čem se liší molekuly obdobného složení voda a sulfan. Úkol pro žáky: Žáci vyberou správnou možnost. Řešení: H 2 O tvoří

12 vodíkové můstky, H2S je netvoří. V důsledku toho za normální teploty a tlaku platí, že: H2O je kapalina, H2S je plyn. H2O má vyšší teplotu varu než H2S. Snímek 24: Učitel: Vodíková vazba také podmiňuje stálost vnitřního uspořádání (tj. správné stočení ) bílkovin a nukleových kyselin. Kdyby neexistovaly vodíkové vazby, biologické molekuly by se jen těžko sestavily do správného prostorového tvaru, na kterém je závislá jejich správná funkce. Bez nadsázky lze říci, že bez vodíkových můstků by život na naší planetě (v podobě, v jakého ho známe) nebyl možný. Snímek 25: Kontrolní otázka: Vodíkové vazby ovlivňují trojrozměrnou strukturu a vlastnosti látek. Správná odpověď: ANO. Snímky 26 30: Test na konci kapitoly Co už umím o slabých vazebných interakcích?. Řešení: 1. Mezi atomy vzácných plynů působí disperzní síly. 2. Vodíkový můstek je slabší než kovalentní vazba, ale silnější než van der Waalsovy síly. 3. Vodíkové vazby mohou vytvářet např. H2O a HF. 4. Methanol tvoří na rozdíl od methanthiolu vodíkové můstky. Má proto mnohem vyšší teplotu varu. 5. Vodíkové vazby mohou spojovat anorganické molekuly (např. H2O) a také být součástí organických molekul (např. bílkovin, DNA). 6. Molekula vody obsahuje permanentní dipóly na kyslíku se nachází parciální záporný náboj, na vodíkách parciální kladný náboj. 7. Ano, amoniak je polární látka a polární látky jsou dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech, jako je např. voda. 8. Vodíková vazba vzniká mezi vodíkem a dalším atomem, kterým může být F, O, N. 9. Z halogenovodíků má nejvyšší teplotu varu HF.

13 4. Kondenzované stavy látek V poslední kapitole aplikace žáci využijí znalosti týkající se chemické vazby získané v předcházejících kapitolách k charakterizaci různých typů krystalů. I tato část aplikace obsahuje řadu úkolů pro žáky a názorné animace. Pojmy používané v této kapitole: kondenzovaný stav, krystalické a amorfní látky, krystaly iontové, atomové kovalentní, kovové, molekulové a vrstevnaté, kovová vazba, elektronový plyn. Snímek 1: Učitel: Na závěr se budeme věnovat kondenzovaným látkám a jejich fyzikálně-chemickým vlastnostem, které jsou ovlivněny vazbami, které jsou v těchto látkách přítomny. Úkol pro žáky: Vyberte správné slovo. Řešení: Kondenzovaný stav označuje pevné látky a kapaliny. Pevné látky podle uspořádání částic dělíme na: krystalické látky (krystaly) jejich stavební částice jsou uspořádány pravidelně a amorfní (beztvaré) látky jejich stavební částice jsou uspořádány nepravidelně; např.: sklo, pryskyřice, asfalt, vosk. Snímek 2: Kontrolní otázka: Sklo je amorfním materiálem s krystalickou strukturou. Správná odpověď: NE. (Sklo je amorfní látkou, nemá tedy pravidelnou krystalickou strukturu.) Snímek 3: Učitel: Podle druhu stavebních částic a způsobu, jakým jsou stavební částice v krystalu vázány, rozlišujeme následující typy krystalů: Iontové krystaly (např. NaCl) Atomové kovalentní krystaly (např. diamant) Kovové krystaly (např. zlato) Molekulové krystaly (např. jód) Vrstevnaté krystaly (např. grafit) U každého typu krystalu si dále uvedeme několik příkladů a popíšeme si, z jakých se skládá stavebních částic a jakými silami/vazbami jsou tyto částice v krystalu poutány. Představeny také budou vlastnosti jednotlivých typů krystalů. Snímek 4: Učitel: Začněme s iontovými krystaly. Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď (právě jedna možnost správně). Řešení: Stavební částice v iontových krystalech tvoří ionty (kationty a anionty), které jsou poutány iontovými vazbami, tj. silnými elektrostatickými silami. Snímek 5: Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď (možno zároveň více správných odpovědí). Řešení: Iontové krystaly jsou typicky tvořeny halogenem (anion) a prvkem I.A či II.A skupiny (kation), např. NaCl, CaF2, CsCl, ale také třeba AgI. Snímek 6: Animace rozpouštění NaCl ve vodě vznik hydratovaných kationtů Na+ a aniontů Cl- vytrháváním iontů z krystalické mřížky NaCl polárními molekulami vody. Učitel doprovodí popisem: Při rozpouštění iontových krystalů se látky štěpí na ionty. Např. při rozpouštění chloridu sodného ve vodě polární molekuly vody vytrhávají ionty z krystalické mřížky. Vznikají tak ionty, které jsou obklopeny molekulami rozpouštědla (všimněte si různé orientace molekul vody vůči Na+, resp. Cl-). Obklopování iontů molekulami rozpouštědla je proces označovaný jako solvatace, pokud je rozpouštědlem voda, mluvíme o hydrataci.

14 Snímek 7: Animace zdůvodnění křehkosti iontových krystalů. Učitel doprovodí popisem: Iontové krystaly jsou křehké při namáhání dojde k posunu iontových vrstev krystalu a přiblížení stejně nabitých iontů. Stejně nabité ionty se začnou odpuzovat a tato odpudivá síla znásobuje účinek původní síly, která posun vyvolala, a krystal se rozpadne. Snímek 8: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Kationty a anionty jsou v iontových krystalech poutány silnými elektrostatickými silami. V důsledku toho mají iontové krystaly vysoké teploty tání a varu. Většinou jsou rozpustné v polárních rozpouštědlech, jako je např. voda (viz animaci snímek 6). V pevném stavu nevedou elektrický proud. V roztoku a tavenině jsou však k dispozici volně pohyblivé ionty, díky nimž iontové sloučeniny dobře vedou elektrický proud. Iontové látky jsou křehké při namáhání dojde k posunu iontových vrstev a přiblížení stejně nabitých iontů, které se odpuzují a krystal se rozpadne (viz animaci snímek 7). Snímek 9: Kontrolní otázka: Rozpuštěním chloridu sodného ve vodě vzniká bezbarvý roztok, který dobře vede elektrický proud. Správná odpověď: ANO. Snímek 10: Učitel: Po iontových krystalech zaměříme pozornost na atomové kovalentní krystaly. Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď/správné odpovědi. Řešení: Stavební částice v atomových kovalentních krystalech tvoří atomy, které jsou poutány kovalentními nepolárními nebo kovalentními polárními vazbami. Snímek 11: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Mezi atomové kovalentní krystaly patří např. SiO 2 (křemen a jeho odrůdy: růženín, záhněda, ametyst, křišťál atp.), diamant (alotropická modifikace uhlíku; vybroušené diamanty nazýváme brilianty), SiC (karborundum). Snímek 12: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Atomy v kovalentních krystalech jsou poutány pevnými kovalentními vazbami. V důsledku toho mají atomové kovalentní krystaly vysoké teploty tání a varu a jsou velmi tvrdé. V běžných rozpouštědlech se nerozpouštějí a nevedou elektrický proud. Snímek 13: Kontrolní otázka: Atomové kovalentní krystaly tvoří nejtvrdší známé krystaly. Správná odpověď: ANO. lsnímek 14: Učitel: Dalšími krystaly, které si přiblížíme, budou krystaly kovové. Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď. Řešení: Stavební částice v kovových krystalech tvoří ionty, přesněji kationty kovů rozmístěné v pravidelné prostorové mřížce. Vazbu v kovových krystalech nazýváme kovová. Snímek 15: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Kovy tvoří 4/5 prvků PSP. Příkladem kovových krystalů jsou: krystal beryllia, stříbro, krystal sodíku, zlato. Snímek 16: Úkol pro žáky: Vyberte právě jednu správnou odpověď. Řešení: Kationty kovů jsou pravidelně rozmístěné v prostorové mřížce; ve svých polohách jsou udržovány nábojem volně pohyblivých valenčních elektronů, kterým se také říká elektronový plyn. Snímek 17: Interaktivní animace: Na základě volné pohyblivosti elektronů v krystalech kovů lze vysvětlit elektrickou vodivost kovů. Elektrický proud je usměrněný pohyb těchto volných elektronů. (Pozn.: Animace je schématická a nese jistou míru zjednodušení. Ve skutečnosti se elektrony nepohybují rovnoměrně přímočaře. Taktéž se nepohybují tak rychle a pouze jedním směrem.)

15 Snímek 18: Úkol pro žáky: Nejprve vyberte právě jednu správnou odpověď z nabízených možností. Dále doplňte do textu vhodná slova. Řešení: Kovové krystaly jsou velmi dobře tepelně i elektricky vodivé. Jsou lesklé a dají se (obvykle za tepla) zpracovávat jejich schopnost snadno měnit tvar se nazývá kujnost. To, že se dají táhnout, a to i do velmi tenké vrstvy (viz např. alobal) se označuje jako tažnost. Snímek 19: Kontrolní otázka: Kovy obsahují volně pohyblivé ionty, díky nimž velmi dobře vedou elektrický proud. Správná odpověď: NE. (Volně pohyblivými částicemi s nábojem jsou v kovech elektrony.) Snímek 20: Učitel: Předposledním typem krystalů, kterým se budeme zabývat, jsou krystaly molekulové. Úkol pro žáky: Vyberte správnou odpověď/správné odpovědi. Řešení: Stavební částice v molekulových krystalech tvoří molekuly. Atomy v těchto molekulách jsou poutány kovalentními vazbami. Molekuly mezi sebou jsou pak vázány pouze slabými van der Waalsovými silami. Snímek 21: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Příklady molekulových krystalů jsou: síra (S 8 ), fosfor (P 4 ), jód (I 2 ). Snímek 22: Úkol pro žáky: Vyberte správné odpovědi. Řešení: Molekulové krystaly jsou tvořeny molekulami, tj. atomy poutanými pevnými kovalentními vazbami. Molekuly jsou mezi sebou poutány slabými van der Waalsovými silami. V důsledku toho jsou molekulové krystaly těkavé mají nízkou teplotu varu (i tání). Většinou se jedná o nepolární látky, které tudíž nejsou rozpustné v polárních rozpouštědlech, ale jsou rozpustné v nepolárních rozpouštědlech (tj. v benzínu, tetrachlormetanu apod.). Nevedou elektrický proud. Snímek 23: Video: Sublimace jódu. Jód je pevná látka, která je tvořená molekulami I 2, jež jsou vzájemně poutány pouze slabými silami. Jód při zahřátí sublimuje z pevné látky se uvolňují jednotlivé molekuly plynného I 2. Snímek 24: Kontrolní otázka: Molekulové krystaly jsou těkavé. Správná odpověď: ANO. Snímek 25: Učitel: Nakonec si představíme vrstevnaté krystaly. Úkol pro žáky: Doplňte/Vyberte správné odpovědi. Řešení: Vrstevnaté krystaly tvoří přechod mezi atomovými kovalentními a molekulovými krystaly. Příkladem vrstevnatého krystalu je grafit neboli tuha. Atomy v jednotlivých vrstvách grafitu jsou poutány silnými kovalentními vazbami. Naproti tomu mezi vrstvami působí pouze slabé van der Waalsovy síly, které se snadno přeruší. To je příčinou toho, proč je grafit (na rozdíl od diamantu) měkký a snadno se otírá. Snímek 26: Učitel: Obrázek znázorňuje otírání tuhy při psaní tj. snadné přerušení slabých van der Waalsových sil ve vrstevnatém krystalu. Snímky 27 29: Test na konci kapitoly Co už umím o kondenzovaném stavu látek?. Řešení: 1. Iontové krystaly jsou křehké, což je dáno odpuzováním stejně nabitých iontů po přiblížení vrstev při mechanickém namáhání. 2. Diamant není výborně elektricky vodivý. 3. Grafit není alotropickou modifikací křemíku, (ale uhlíku). 4. Za elektrickou vodivost kovů jsou zodpovědné valenční elektrony. 5. O zlatu neplatí: Krystalovou mřížku tvoří anionty Au 3-, kolem nichž se pohybují volné elektrony. 6. Molekulové krystaly tvoří jód. 7. Kovové krystaly tvoří: titan, radium, beryllium, chrom, niob.