Тема. Определение вида химической связи, валентности и степени окисления элементов по формулам.

Практическое занятие №1.

Тема. Электронное строение атомов элементов. Принцип Паули, правило Клечковского, Гунда, принцип наименьшей энергии.

Цели занятия:

- составления электронных конфигураций атомов в основном и возбужденном состоянии;

- определения взаимосвязи между положением элемента в таблице Д.И. Менделеева и строением электронной оболочки атома;

- изображать электронную структуру атома с помощью энергетических диаграмм и электронных формул.

I. Теоретическая часть.

Принципы заполнения электронных оболочек многоэлектронных атомов

Принцип Паули. Швейцарским физиком В. Паули в 1925 г. был сформулирован принцип, названный именем ученого: В атоме не может быть электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел

Этот запрет соответствует требованию антисимметрич­ности полной волновой функции атома и применительно к электронам означает, что на одной орбитали не может ока­заться более двух электронов — один со спиновым кванто­вым числом

 m_s = +¹/₂, другой со спиновым квантовым чис­лом m_s = -¹/₂.

Таким образом, принцип Паули определяет емкость энергетических уровней и подуровней, т.е. максимальное число электронов на уровнях и подуровнях. Таким образом, каждый электрон в атоме должен отли­чаться от любого другого электрона значением хотя бы одно­го квантового числа, т. е. каждому электрону соответствует своя неповторимая комбинация значений четырех кванто­вых чисел. Следовательно, зная число возможных комбина­ций квантовых чисел, мы можем рассчитать максимально возможное число электронов на уровне, подуровне и атомной орбитали.

Таким образом, на первом уровне существует только s-подуровень, на нем — единственная атомная орбиталь, на которой могут располагаться 2 электрона, имеющие различ­ные спины. Эти 2 электрона на орбитали обозначаются дву­мя противоположно направленными стрелками

получаем, что на первом уровне максимально могут распола­гаться 2 электрона, отличающиеся своими спинами: 1s².

Теперь определим максимально возможное число элект­ронов на втором энергетическом уровне. Главное квантовое число п = 2. Следовательно, орбитальное квантовое число l принимает два значения: 0 и 1, т. е. на втором уровне су­ществуют подуровни s- и р-.

Для s-подуровня магнитное квантовое число т₁= 0, спи­новое m_s = ±¹/₂. Значит, на s-подуровне существует одна атомная орбиталь, на которой могут располагаться 2 электрона, отличающиеся своими спинами: 2s²

Для р-подуровня l = 1, поэтому m_l = -1, 0, 1. Следова­тельно, на

р-подуровне существует три атомные орбитали. На каждой из них может располагаться по 2 электрона,

имеющих различные спины (+¹/₂ и -¹/₂):

Таким образом, на р-подуровне могут располагаться 6 электронов: 2р⁶, а максимально на втором уровне могут располагаться 2 + 6 = 8 электронов.

Можно показать, что максимально возможное число электронов на каждом уровне определяется по формуле:

N = 2n²,

где п — главное квантовое число.

Из приведенных примеров видно, что на каждой атомной орбитали максимально могут располагаться 2 электрона, отличающиеся своими спинами.

Принцип минимума энергии. Порядок заполнения элект­ронами уровней, подуровней и орбиталей определяется принципом минимума энергии: заполнение электронами энергетических уровней, подуровней и орбиталей атома происходит в порядке возрастания энер­гии.

Вам уже известно, что энергия уровней возрастает с уве­личением главного квантового числа п. Однако каждый уро­вень расщепляется на подуровни. Чтобы определить поря­док заполнения подуровней, В. М. Клечковский на основе анализа периодической системы элементов Д. И. Менделе­ева предложил два правила.

1. Энергия подуровня возрастает с увеличением суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + l)

2. Если для нескольких подуровней сумма п + l одинако­ва, то энергия меньше для подуровня с меньшим п.

Определим порядок заполнения подуровней. Для этого рас­считаем сумму квантовых чисел п + l для подуровней, распола­гающихся на первых шести энергетических уровнях.

Применяя правило Клечковского, получаем порядок заполнения подуровней, который иногда называют рядом Клечковского:

1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f 6 d ....

Зная порядок заполнения подуровней и максимально возможное число электронов на уровнях, подуровнях и орби­талях, можно составить электронные формулы (элек­тронные конфигурации) атомов элементов. Электронная фор­мула показывает распределение электронов по уровням и подуровням в атоме. Электронно-графическая формула по­казывает распределение электронов по орбиталям. Чтобы со­ставить электронную формулу атома, необходимо знать об­щее число электронов в атоме, которое, как известно, равно порядковому номеру элемента в периодической системе.

Составим электронные и электронно-графические форму­лы атомов некоторых элементов. В атоме водорода (порядко­вый номер 1) один электрон заполняет подуровень Is, содержа­щий одну атомную орбиталь: ₁ H 1 s ¹          В атоме гелия закан­чивается заполнение подуровня 1 s : ₂ Не 1 s ²      .

При построении электронно-графической формулы для атома углерода мы встретились с затруднением: распределе­ние двух электронов на трех р-орбиталях возможно тремя способами: 1) оба электрона размещаются на одной орбита­ли; 2) электроны занимают две орбитали; 3) электрон на ор­битали может иметь либо одинаковые, либо разные спины. Эта проблема была разрешена немецким ученым Хундом, который на основе анализа атомных спектров сформулиро­вал правило размещения электронов по орбиталям

 

 

.

Правило Хунда. Электроны на подуровне занимают макси­мально возможное число атомных орбиталей, причем таким образом, чтобы сумма спинов была максимальной. Следовательно, в атоме углерода 2 электрона размещают­ся на двух орбиталях и имеют одинаковые спины. Все элементы периодической системы можно разделить на 4 электронных семейства ( s - р- , d -, f - ) в зависимости от то­го, на какой подуровень поступает последний электрон. В со­ответствии с электронными формулами Н, Не, Li, Be отно­сятся к s-семейству, В и С — к р- семейству.

Запишем электронные формулы еще для нескольких эле­ментов:

₁₉ К 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 4 s ¹ (в соответствии с рядом Клечков­ского в атоме калия после подуровня 3р заполняется подуро­вень 4s; калий относится к s-элементам).

₂₃ V 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ³ 4 s ² (в атоме ванадия после подуров­ня 3р подуровень 4s заполняется двумя электронами, после чего заполняется подуровень 3d. Расчет показывает, что на этом подуровне должно размещаться 23 - 20 = 3 электро­на. Последним заполняется подуровень 3d, поэтому ванадий относится к d-элементам).

₂₈ Ni 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁸ 4 s ² . Никель также относится к d-элементам.

₃₅ Вг 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁵ . Следовательно, бром — р-элемент.

Обратите внимание на аномальное распределение элект­ронов у атомов хрома и меди.

₂₄ Сг 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵ 4 s ¹ ,

₂₉ Cu 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ¹ .

Почему на s-орбитали становится на один электрон мень­ше, а на 3d-орбитали — соответственно больше? Такой «пе­рескок» электрона объясняется большей энергетической ус­тойчивостью образующихся при этом электронных конфигу­раций 3d⁵ и 3d¹⁰:

₂₄ Сг 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²            ₂₄ Сг 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹,

₂₉ Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s²        ₂₉ Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹.

Контрольные вопросы и задачи :

1.Почему, несмотря на большое разнообразие элементарных частиц, химические свойства элементов достаточно характеризовать в рамках представлений об электро­нах, протонах и нейтронах?

2. Почему к микрочастицам нельзя применить законы классической механики?

3.В чем заключается корпускулярно- волновая двойственность электрона?

4. Исходя из модели атома водорода по Бору объясните, что происходит — испуска­ние или поглощение энергии при переходах электрона в атоме водорода: а) из состоя­ния с п= 2 в состояние с п = 1? б) из состояния п — 2 в состояние с п = 4?

5. Из представленных разновидностей атомов элементов укажите, какие являются изотопами, а какие изобарами: ⁴⁸Са ⁴⁸Ti ⁴⁰Са ¹⁸О ^{l 9}О ²³⁹U ²³³U ²³⁹Pu

6.Сколько протонов и нейтронов содержится в ядрах изотопов ^35,C1 ³⁶С1³⁷С1³⁸С1³⁹К, ⁴⁰к⁴⁰Аr.                            

II. Практическая часть.

1. Работа проводится малыми группами. Проверь себя, выполнив один из предложенных вариантов задания

Вариант 1

1.Выведите формулу, выражающую максимально возможное число электронов на подуровне. Ответ обоснуйте.

2. Чем отличаются друг от друга орбитали:

а) 2s и 3s; б) 4s и 4р

Чем могут отличаться друг от друга 4d - орбитали?

3.Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов ₅ В, ₁₂ Mg , ₃₂ Ge . Чему равно число неспаренных электронов у каждого атома? К какому из электронных семейств относится каждый из этих элементов?

Вариант 2

1. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов ₉ F , ₁₇ С I , ₃₄ Se. Чему равно число неспаренных электронов у каждого атома? К какому из электронных семейств относится каждый из этих элементов?

2. Чем отличаются друг от друга орбитали: а) 2р и Зр; б) 3s   и Зр

Чем могут отличаться друг от друга 4f — орбитали?

3. Выведите формулу, выражающую максимально возможное число электронов на подуровне. Ответ обоснуйте.

2. Индивидуальная работа студентов.

Задания для выполнения практической работы:

1. Укажите название элемента и заряд атома, если ядро атома элемента содержит 45 нейтронов, а электронная оболочка — 34 электрона.

2. Напишите электронную формулу атома железа. Как распреде­ляются электроны на d - подуровне? Укажите высшую валент­ность железа.

3.Напишите энергетические диаграммы для атомов хлора, хрома, серебра.

4. Напишите электронные формулы для ионов: Fe²⁺, CI^-, S^2-, Cu²⁺, Cr³⁺.

5. Назовите элементы, имеющие следующие электронные форму­лы:

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵; б) 1s²2s²2p⁶3s²4s¹; в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s¹4d⁵ .

III. Сделайте выводы по проведенной работе.

Практическое занятие №3.

Тема. Определение вида химической связи, валентности и степени окисления элементов по формулам.

Цели занятия: составления электронных схем строения молекул;

- определения вида химической связи в различных соединениях;

- определения степени окисления и валентности элемента по формуле;

- определения взаимосвязи между положением элемента в таблице Д.И. Менделеева и строением электронной оболочки атомов.

Оборудование . Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева , таблицы «Форма орбиталей» и «Энергетические диаграммы орбиталей»

Формируемые компетенции.

- ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их выполнение и качество.

- ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность.

- ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы.

- ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

- ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения

I. Теоретическая часть.

Химическая связь — это совокупность сил, удерживающих ато­мы друг около друга.

1. Ионная связь — химическая связь между типичными метал­лами и типичными неметаллами (большая разница в размерах атомов и электроотрицательностях). Ионная связь между катио­нами и анионами реализуется за счет электростатического при­тяжения.В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.

‼Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO₃).

Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.

Общие физические свойства веществ с ионной связью (ионной кристаллической решёткой):твердые, тугоплавкие , хорошо растворимы в воде и растворы электропроводны

2. Ковалентная связь — химическая связь между неметаллами (или металлом и неметаллом с небольшой разницей в размерах атомов и электроотрицательностях). Ковалентная связь образуется с помощью общих пар электронов. Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону,

донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электроннуюпару, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

‼Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,

б) симметричные молекулы типа Н₂О₂ ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.

2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому .   Такая связь – ковалентная полярная

‼ Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H₂O, СН₃СООН).

Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи. Например  в ряду HCl-HBr HI полярность связи уменьшается

3. Металлическая связь — химическая связь, реализующаяся в металлах и сплавах за счет обобществления валентных электронов (как в случае ковалентной связи), принадлежащих практически всем атомам в кристалле (в отличие от соединений с ковалентной связью). В металлах валентных орбиталей больше, чем валентных электронов.

Металлическая связь имеет следующие особенности:

· сравнительно небольшое число электронов одновременно свя­зывает множество атомных ядер — связь делокализована; эти элек­троны свободно перемещаются по всему кристаллу («свободные электроны», «электронный газ»), который в целом электронейтрален:                                                   

· характерна для твердого и жидкого состоянии металлов;

· не обладает направленностью и насыщенностью (как ион­ная).

Общие физические свойства металлов, обусловленные метал­лической связью: твердость (кроме ртути), металлический блеск, непрозрачность, тепло- и электропроводность (убывают с ростом температуры), пластичность, прочность, нерастворимость в Н₂О (щелочные и щелочноземельные металлы с водой взаимодейству­ют) и др.

4.Водородная связь — химическая связь между атомом водорода й атомами силъноэлектроотрицательных элементов (фтора, кис­лорода, азота и др.) одной молекулы или разных молекул.

Механизм образования водородной связи включает:

1) электростатическое притяжение между атомом Н⁵⁺ одной молекулы (или ее части) и более электроотрицательным атомом F^5-, О^5-, N⁶'другой молекулы (или ее части);

2) донорно-акцепторное взаимодействие «маленького» атома Н⁵⁺, способного близко подходить к другим атомам с неподеленной парой электронов, таким как F, О, N, Cl, S и др.

Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

 

 

 

Важнейшие понятия

 Валентность — способность атома элемента образовывать химическую связь. Определяется числом электронных орбита- лей атома, участвующих в образовании химической связи.

Валентные электроны — электроны, принимающие участие в образовании химической связи.

Ван-дер-ваальсовы силы — силы, определяющие взаимо­действие частиц вещества, находящегося в одном из трех агрегатных состояний.

Водородная связь — меж- и внутримолекулярные взаимо­действия атомов и молекул, содержащих атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным атомом.

Гетеролитический  разрыв связи —такой разрыв ковалент­ной связи, в результате которого связующая пара электро­нов остается у более электроотрицательного атома.

Гомолитический разрыв связи — расщепление ковалентной связи, в результате которого у каждой из образующихся ча­стиц остается по одному неспаренному электрону.

Гибридизация — комбинация («смешивание») атомных орбиталей разного типа, вследствие чего образуется набор эквивалентных (равноценных) гибридных орбиталей.

Делокализация — распределение электронного облака бо­лее чем по двум атомам.

Длина связи — расстояние между ядрами связанных между собой атомов.

Донорно-акцепторная (координационная) связь — связь, формирующаяся за счет неподеленной электронной пары од­ного атома и свободной орбитали другого атома.

Ионная связь — химическая связь, формирующаяся в результате электростатического притяжения двух противопо­ложно заряженных ионов.

Ковалентная связь — связь атомов посредством электронных пар.

Металлическая связь — химическая связь между атома­ми металлов.

Насыщаемость связи — способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей.

Пи-связь (л-связь)— ковалентная связь, формирующаяся при перекрывании орбиталей по обе стороны от прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов.

Поляризуемость связи — перераспределение электронной плотности в молекуле под влиянием внешнего воздействия.

Полярность связи — несимметричное распределение элект­ронной плотности между атомами.

Сигма-связь ( o -связь) — ковалентная связь, образующаяся при перекрывании орбиталей в направлении от прямой, свя­зывающей центры взаимодействующих атомов.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хи­мической связи.

Контрольные вопросы:

1. На примере атома магния объясните процесс перехода атомов в воз­бужденное состояние.

2. Что такое валентность? Как определяется валентность атомов?

3. Как формируется ковалентная связь между атомами?

4. Объясните донорно-акцепторный механизм ковалентной связи на примере образования иона  фосфония РН₄⁺

5. На примере молекулы NaCI объясните ионную связь.

6. Почему говорят лишь о частично ионном характере связи?

7. Какие свойства отличают ковалентную связь от ионной?

8. К каким типам связей применимы понятия «насыщаемость» и «на­правленность»? Ответ обоснуйте.

9. Какая разница в понятиях «полярность» и «поляризуемость связи»?

10. Почему равноценны связи, образуемые атомом углерода в молеку­ле СН₄?

11. Что обусловливает геометрию молекул?

12. Объясните особенности металлической связи. Что такое делокализация ?

13 На чем основано межмолекулярное взаимодействие?

14. Можно ли считать, что водородная связь образуется по донорно- акцепторному механизму?

15. Какая связь — полярная или неполярная — имеет место в молеку­ла ч СО, СО₂, HВr, Вг₂?

16. Почему некоторые молекулы, в которых имеются полярные связи, в целом являются неполярными?

17. Какие физические свойства характерны для кристаллов с ионным

типом связи?      

18. Напишите электронные конфигурации ионов Na⁺, СI^-, О^2-, Н⁺ и Н^-.

19. Укажите тип связи в каждой из следующих молекул: HF, MgCI₂, Н₂О, СI₄, SF₆.

20. Что определяет межъядерное расстояние? Почему при сближении атомов их ядра не сливаются?

21. Изобразите перекрывание  s-орбитали с  р-орбиталью;  двух  р-орбиталей.

22. Почему при образовании связей использование гибридных орбиталей предпочтительнее, чем обычных (негибридизированных)?

23. Напишите электронные конфигурации основных и возбужденных состояний атомов В, С, Р.

24. Какова геометрия молекул CF₄, СН₄ и РН₃?

25. Существует ли аналогия в строении молекул Н₂О и Н₂; РНз и NH₃; СО и НСI? Ответ обоснуйте.

II .Практическая часть.

1. Сколько валентных электронов в атомах следующих элементов; 1) ₄Ве, ₁₅Р, ₁₇СI, ₂₅Мn, ₅₀Sn, ₄₂Мо?

2. У какого атома, строение энергических уровней которых: 1) [Ne]3s²3р²; 2) [Ne]3s²3р⁴; 3) 3 s ² 3 p ⁶ 4) 3 s ² 3р⁵ 5) 3 s ² — сильнее выражены неметаллические свойства?

3. Составьте электронные схемы строения молекул. В какой мо­лекуле связь ковалентная полярная:1) СI₂; 2) Н₂; 3) НСI; 4) NaCI.

4.Укажите, в какой из данных молекул полярность связи выше: 1) НСI; 2) HI; 3) НВг; 4) HF.

5.В каком из приведенных веществ образуется преимущественно ионная связь:

1) СuСI₂; 2) NaCI; 3) CI₂; 4) CO.

6. Составьте схемы строения молекул:1) О₂; 2) BF₃; 3) N₂; 4) NH₃.В какой из этих молекул степень окисления 0, а валентность 3.

7. Укажите, чему равна валентность и степень окисления фосфо­ра в кислотах: НРО₂; Н₃РО₃; Н₃РО₄.

8. В молекуле какого вещества степень окисления атома фосфора наименьшая:

1) Н₃РО₄; 2) Н₃РО₃; 3) НРО₃; 4) НРО₂; 5) Н₄Р₂О₇?

9. Определите степень окисления меди в соединениях: Cu₂О; Cu (NО₃)₂; (CuОH)₂CО₃; CuCI.

III. Сделайте выводы по проведенной работе.

 

Практическое занятие № 4.

---

Дата добавления: 2020-11-15; просмотров: 346; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!