Задачи для самостоятельного решения

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 8Следующая ⇒

Задача 1.Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

Задача 2.Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 25.

Покажите распределение валентных электронов в нормальном и возбужденном состояниях. Какие степени окисления возможны у этого элемента?

Задача 3.Какие элементы в периодической системе носят названия s-, p-, d-, f-элементов? Приведите примеры.

Задача 4. Какие значения могут принимать квантовые числа п, I, т_ги m_s, характеризующие состояние электронов в атоме. Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния?

Электронные конфигурации атомов элементов периодической системы представлены в табл.2.

Таблица 2 - Электронные конфигурации атомов

Z	Символ элемента	Электронная конфигурация	Z	Символ элемента	Электронная конфигурация
1	H	1s¹	39	Y	4d¹5s²
2	He	1s²	40	Zr	4d²5s²
3	Li	[He]2s¹	41	Nb	4d⁴5s¹
4	Be	2s²	42	Mo	4d⁵5s¹
5	B	2s²2p¹	43	Tc	4d⁵5s²
6	C	2s²2p²	44	Ru	4d⁷5s¹
7	N	2s²2p³	45	Rh	4d⁸5s¹
8	O	2s²2p⁴	46	Pd	4d¹⁰5s⁰
9	F	2s²2p⁵	47	Ag	4d¹⁰5s¹
10	Ne	2s²2p⁶	48	Cd	4d¹⁰5s²
11	Na	[Ne]3s¹	49	In	4d¹⁰5s²5p¹
12	Mg	3s²	50	Sn	4d¹⁰5s²5p²
13	Al	3s²3p¹	51	Sb	4d¹⁰5s²5p³
14	Si	3s²3p²	52	Te	4d¹⁰5s²5p⁴
15	P	3s²3p³	53	I	4d¹⁰5s²5p⁵
16	S	3s²3p⁴	54	Xe	4d¹⁰5s²5p⁶
17	Cl	3s²3p⁵	55	Cs	[Xe]6s¹
18	Ar	3s²3p⁶	56	Ba	6s²
19	K	[Ar]4s¹	57	La	5d¹6s²
20	Ca	4s²	58–71	Ln (Ce–Lu)	4f^2–145d^0–16s²
21	Sc	3d¹4s²	72	Hf	5d²6s²
22	Ti	3d²4s²	73	Ta	5d³6s²
23	V	3d³4s²	74	W	5d⁴6s²
24	Cr	3d⁵4s¹	75	Re	5d⁵6s²
25	Mn	3d⁵4s²	76	Os	5d⁶6s²
26	Fe	3d⁶4s²	77	Ir	5d⁷6s²
27	Co	3d⁷4s²	78	Pt	5d⁹6s¹
28	Ni	3d⁸4s²	79	Au	5d¹⁰6s¹
29	Cu	3d¹⁰4s¹	80	Hg	5d¹⁰6s²
30	Zn	3d¹⁰4s²	81	Tl	5d¹⁰6s²6p¹
31	Ga	3d¹⁰4s²4p¹	82	Pb	5d¹⁰6s²6p²
32	Ge	3d¹⁰4s²4p²	83	Bi	5d¹⁰6s²6p³
33	As	3d¹⁰4s²4p³	84	Po	5d¹⁰6s²6p⁴
34	Se	3d¹⁰4s²4p⁴	85	At	5d¹⁰6s²6p⁵
35	Br	3d¹⁰4s²4p⁵	86	Rn	5d¹⁰6s²6p⁶
36	Kr	3d¹⁰4s²4p⁶	87	Fr	[Rn]7s¹
37	Rb	[Kr]5s¹	88	Ra	7s²
38	Sr	5s²	89	Ac	5d¹7s²

Периодическая система элементов. Основные классы неорганических соединений

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), Д. И. Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов».

Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Н. Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева – это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации – число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns1) и заканчивается благородным газом (ns2np6).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.

В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f- (n – 1)d- и ns-электроны.

Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах).

Таким образом, структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Атомный радиус. За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус. При изучении строения молекул и кристаллов атомы и ионы можно рассматривать как имеющие некий эффективный радиус, зависящий от типа химической связи. Если рассматривать только относительные величины атомных радиусов, то легко обнаружить периодичность их зависимости от номера элемента.

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром.

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.

Задача 1.Исходя из положения металла в периодической системе, определите, какой из двух гидроксидов является более сильным основанием:

а)Mg(OH)₂или Be(OH)₂, б) Cd(OH)₂или Sn(OH)₂, в) Sr(OH)₂или Mo(OH)₂?

Решение:

С увеличением порядкового номера в группах сила оснований возрастает, поэтому Mg(OH)₂ как основание сильнее Be(OH)₂.

С увеличением порядкового номера в периодах сила оснований ослабевает, а сила кислот возрастает, поэтому Cd(OH)₂сильнее Sn(OH)₂, а Sr(OH)₂сильнее Mo(OH)₂.

Эмпирическая формула составляется из атомных символов элементов, записываемых в определенном порядке друг за другом.

Катион в формулах солей всегда ставится на первое место: MgCl₂, KMnO₄, (NH₄)₂CO₃.

Если соль содержит более одного катиона или более одного аниона, то в формуле они записываются в алфавитном порядке их символов: KCr(SO₄)₂, PtBr₂Cl₂.

В бинарных соединениях на первое место ставиться тот элемент, электроотрицательность которого ниже.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома оттягивать на себя электрон в химическом соединении.

В основу электроотрицательности положены следующие физические обоснования (шкалы):

Шкала Полинга базируется на энергии связи при образовании сложного вещества из простых.

Шкала Малликена – ЭО пропорциональна полуразности первого потенциала ионизации и сродства к электрону ЭО ~ 0,5 ∙ (I₁ + E_ср).

Шкала Олреда–Рохова основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон.

В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов.

Относительная электроотрицательность атомов представлена в табл. 3.

Таблица 3 - Значения электроотрицательности важнейших элементов

Н 2,1
Li 0,98	Be 1,5	В 2,0	С 2,5	N 3,07	0 3,5	F 4,0
Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0
К 0,91	Ca 1,04	Ga 1,8	Ge 2,0	As 2,1	Se 2,5	Br 2,8
Rb 0,89	Sr 0,99	In 1,5	Sn 1,7	Sb 1,8	Те 2,1	I 2,6

Задача 2.Составьте формулы бинарных соединений, образованных кислородом и кальцием, кислородом и серой, фтором и кислородом.

Решение. В бинарных соединениях на первое место ставиться тот элемент, электроотрицательность которого ниже. При этом валентность первого элемента равна номеру группы элемента в периодической системе Менделеева, валентность второго элемента равна 8 - № группы.

Ca	О	Скелет формулы	Молекулярная формула
χ = 1,04	χ = 3,5	CaО	Ca^ІІ О^VІІІ-VІ
№ группы = 2	№ группы = 6		CaО
О	S	Скелет формулы	Молекулярная формула
χ = 3,5	χ = 2,6	SО	S^VІО^VІІІ-VІ
№ группы = 6	№ группы = 6		SО₃
О	F	Скелет формулы	Молекулярная формула
χ = 3,5	χ = 4,0	ОF	О^ІІ F^{VІІІ-VІІ}
У кислорода нет свободных орбиталей, поэтому его валентность в соединениях не более 2	№ группы = 7		ОF₂

Кислоты рассматриваются как соли протона H⁺: HCl, H₂SO₄, H₃PO₄.

Основания – соединения, у которых анионом служит гидроксил-ион OH^–: KOH, Al(OH)₃.

Важнейшие классы неорганических соединений представлены на рис. 2.

Рисунок 3 - Классы неорганических соединений

Задача 3. Напишите формулы оксидов, соответствующих указанным гидроксидам: Н₂SiO₃; Cu(OH)₂; H₃AsO₄; H₂WO₄; Fe(OH)_3.

Решение.

Гидроксид	Оксид
Н₂Si⁺⁴O₃	Si⁺⁴O₂
Cu⁺²(OH)₂	Cu⁺²O
H₃As⁺⁵O₄	As₂⁺⁵O₅
H₂W⁺⁶O₄	W⁺⁶O₃
Fe⁺³(OH)₃	Fe₂⁺³O₃

Задача 4.Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета- и ортогерманиевой кислот, и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

Решение:₃₂Ge - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p² - p-элемент

S p d

n= 4

↑↓

↑

В возбужденном состоянии:

S p d

n= 4

↑

Число неспаренных электронов равно 4, следовательно В = 4

Высшая степень окисления - Ge⁺⁴

₅₂Те -1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁴4f⁰

Высшая степень окисления - Те ⁺⁶В возбужденном состоянии:

	s		p		↑	↑
n= 5	↑	↑	↑	↑

Формулы:

		Н - О
мета –	Н₂Ge О₃		Ge =	О
		Н - О

		Н - О
орто –	Н₄Ge О₄	Н - О	Ge
		Н - О
		Н - О

		О
Те О₃	Те	О
		О

Взаимодействие химических соединений записывается с помощью химических уравнений, отражающих материальный баланс всех реагирующих веществ. Это достигается с помощью стехиометрических коэффициентов перед формулами соединений:

где A, B, C, D – реагирующие вещества; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Можно выделить четыре основных типа химических реакций:

Соединения:

Замещения:

Разложения:

Обмена:

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Задача 5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Zn → K₂ZnO₂; б) S → H₂SO₃; в) Cu → CuS; г) Fe →Fe(OH)_2.

Решение.

а) Zn → K₂ZnO₂

Zn + 2 HCl = ZnCl₂+ H₂↑

При добавлении избытка щелочи:

ZnCl₂+ 4 KOH= K₂ZnO₂+ 2 KCl + 2 Н₂О

б) S → H₂SO₃

S + О₂ = SО₂↑

SО₂+ Н₂О = H₂SO₃

в) Cu → CuS

Cu + О₂ + 4 HCl = CuCl₂ + Cl₂↑ + 2 Н₂О

CuCl₂+ Na₂S = CuS ↓ + 2 NaCl

г) Fe → Fe(OH)₂

при добавлении раствора соляной кислоты:

Fe + 2 HCl = FeCl₂+ H₂↑

FeCl₂ + 2 NaOH = Fe(OH)₂↓ + 2 NaCl

Задача 6. Как доказать амфотерный характер ZnО, Cr(OH)₃. Напишите уравнения реакций.

Решение. К амфотерным относятся такие оксиды и гидроксиды, которые взаимодействуют, как с кислотами, так и со щелочами.

1) ZnО – амфотерный оксид, так как растворяется, как в кислотах, так и в щелочах. При взаимодействии с кислотой он проявляет свойства основного оксида:

ZnО + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂О

При взаимодействии со щелочью ZnО проявляет свойства кислотного оксида:

ZnО + 2 NaOH =Na₂ZnO₂+ Н₂О

или:

ZnО + 2 NaOH + Н₂О = Na₂[Zn(OH)₄]

2) Cr(OH)₃амфотерный гидроксид, так как растворяется, как в кислотах, так и в щелочах:

Cr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3Н₂О

основание

Cr(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Cr (OH)₆]

кислота

Задача 7. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом натрия: HNO₃; CaO; CO₂; CuSO₄; Cd(OH)₂; P₂O₅? Составьте уравнения реакций.

Решение.Гидроксид натрия – сильное основание, поэтому оно будет взаимодействовать с кислотой (HNO₃), кислотными оксидами (CO₂;P₂O₅), солью (CuSO₄).

CaO – основной оксид, Cd(OH)₂ - основной гидроксид, поэтому они с NaOH взаимодействовать не будут.

Уравнения реакций:

1) HNO₃+ NaOH = NaNO₃ + Н₂О

2) CO₂+ NaOH = NaHCO₃

гидрокарбонат натрия

CO₂+ 2 NaOH= Na₂CO₃+ Н₂О

карбонат натрия

3) CuSO₄+ 2 NaOH =Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

4) P₂O₅+ NaOH = NaH₂PO₄+ Н₂О

дигидрофосфатнатрия

P₂O₅+ 2 NaOH= Na₂HPO₄+ 2 Н₂О

гидрофосфатнатрия

P₂O₅+ NaOH = Na₃PO₄+ 3 Н₂О

орто-фосфат натрия

Задача 8. Составьте формулы нормальных (средних) и кислых солей калия и кальция, образованных: а) угольной кислотой; мышьяковистой кислотой. Напишите названия этих солей.

Решение:

а) угольная кислота

H₂CO₃↔ H⁺+ НCO₃^-- гидрокарбонат-ион

НCO₃^-↔ H⁺+ CO₃^2-- карбонат-ион

Средние соли:

К₂CO₃ - карбонат калия;

CaCO₃- карбонат кальция.

Кислые соли:

КНCO₃ - гидрокарбонат калия;

Ca(НCO₃)₂- гидрокарбонат кальция.

б) ортомышьяковистая кислота H₃AsO₃

H₃AsO₃↔ H⁺+ Н₂AsO₃^-- дигидроарсенит-ион

Н₂AsO₃^-↔ H⁺+ НAsO₃^2-- гидроарсенит-ион

НAsO₃^2-↔ H⁺+ AsO₃^3-- арсенит-ион

Средние соли:

К₃AsO₃ - арсенит калия;

Ca₃(AsO₃)₂ - арсенит кальция;

Кислые соли:

КН₂AsO₃– дигидроарсенит калия;

Ca (Н₂AsO₃)₂ - дигидроарсенит кальция;.

К₂НAsO₃- гидроарсенит калия;

CaНAsO₃- гидроарсенит кальция.

Задача 9. Составьте формулы всех солей теоретически возможных при взаимодействии: а) Cu(OH)₂ и H₂SO₄; б) NH₄OH и H₃PO₄.

Решение:

а) при взаимодействии эквивалентных количеств образуется средняя соль

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2 Н₂О

сульфат меди

3 NH₄OH + H₃PO₄ = (NH₄)₃PO₄ + 3Н₂О

орто-фосфат аммония

б) при взаимодействии избытка кислоты образуется кислая соль:

Cu(OH)₂ + 2 H₂SO₄ = Cu(НSO₄)₂ + 2 Н₂О

гидросульфат меди

2 NH₄OH + H₃PO₄ = (NH₄)₂НPO₄ + 2Н₂О

гидрофосфат аммония

NH₄OH + H₃PO₄ = (NH₄)Н₂PO₄ + Н₂О

дигидрофосфат аммония

в) при взаимодействии избытка основания или недостатка кислоты образуется основная соль

2 Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = (CuОН)₂SO₄ + 2 Н₂О

дигидроксосульфат меди

Задача 10. Какие кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии с водой следующих оксидов: P₂O₅; CO₂; CrO₃; SO₂; NO₂?

Решение:

а) P₂O₅ + Н₂О = 2 НPO₃ - метафосфорная кислота

P₂O₅ + 2 Н₂О = Н₄P₂O₇ - пирофосфорная кислота

P₂O₅ + 3 Н₂О = 2 Н₃PO₄ - ортофосфорная кислота

б) CO₂+ Н₂О = Н₂CO₃ - угольная кислота

в) CrO₃ + Н₂О = Н₂CrO₄ - хромовая кислота

2 CrO₃ + Н₂О = Н₂Cr₂O₇ - двухромовая кислота

г) SO₂+ Н₂О = Н₂SO₃ - сернистая кислота

д) 2 NO₂ + Н₂О = НNО₃ + НNО₂

азотная азотистая кислота

Задача 11. Как осуществить следующие превращения:

Zn → ZnSO₄ → Zn(OH)₂→ Na₂ZnO₂ → ZnCl₂ → ZnCO₃ → ZnO

Решение:

1) реакция замещения:

Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂↑

сульфат цинка

2) реакция обмена:

ZnSO₄ + 2 NaOH = Zn(OH)₂+ 2Н₂О

гидроксид натрия гидроксид цинка

3) так как гидроксид цинка – амфотерный, то он далее растворяется в щелочах:

Zn(OH)₂+ 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2Н₂О

цинкат натрия

4) Na₂ZnO₂+ 4 НCl = ZnCl₂ + 2 NaCl + 2Н₂О

5) реакция обмена:

ZnCl₂+ Na₂CO₃ = ZnCO₃↓ + 2 NaCl

6) реакция разложения при нагревании:

ZnCO₃ = ZnO + CO₂↑

Химическая связь

Образование из атомов молекул, молекулярных ионов, ионов, кристаллических, аморфных и других веществ сопровождается уменьшением энергии по сравнению с невзаимодействующими атомами. При этом минимальной энергии соответствует определенное расположение атомов друг относительно друга, которому отвечает существенное перераспределение электронной плотности. Силы, удерживающие атомы в новых образованиях, получили обобщенное название «химическая связь». Важнейшие виды химической связи: ионная, ковалентная, металлическая, водородная, межмолекулярная.

Согласно электронной теории валентности, химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа (октет) за счет образования ионов (В. Коссель) или образования общих электронных пар (Г. Льюис).

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F.

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Водородная связь. Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S).

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H₂O, H₂F₂, NH₃. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H₂Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль^–1.

Задача 1. Какой характер имеют связи в молекулах NCl₃, CS₂, ICl₅, NF₃, OF₂, ClF, CO₂. Указать для каждой из них направление смешения общей электронной связи.

Решение:

Общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного элемента. Характер связи можно определить по разности значений ЭО элементов.

Если ∆χ ≥ 2, то связь – ионная,

если 2 > ∆χ > 0 - ковалентная полярная,

если ∆χ =0 – ковалентная неполярная.

Отсюда:

N(3,0)–Cl(3,0)– ковалентная неполярная, смещения электронной пары нет.

C(2,5)-S(2,5) - ковалентная неполярная, смещения электронной пары нет.

I(2,5)– Cl(3,0) – ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в сторону хлора, I → Cl

N(3,0) – F(4,0), ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в сторону фтора, N → F

O(3,5) – F(4,0), ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в сторону фтора, O → F

Cl (3,0) – F(4,0), ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в сторону фтора, Cl → F

C(2,5) – O (3,5), ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в сторону кислорода,C → O

Задача 2. Какой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. Какие химические связи имеются в ионах: NH₄⁺, BF₄^- ? Укажите донор и акцептор.

Решение:Химическая связь, образованная за счет пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали второго атома (акцептора), называется донорно-акцепторной или донорно-акцепторным механизмом образования ковалентной связи.

│

H⁺

─Н

→ H⁺

─Н

→

Н─

─Н

│

акцептор

донор

Донорно-акцепторная связь

Ион аммония

│

─

→

─

→

─

─ F

│

акцептор

донор

Донорно-акцепторная связь

Тетрафторид бора

Совокупность химически связанных атомов (молекула, кристалл) состоит из атомных ядер и связанных с ними электронов. Положение атомных ядер экспериментально устанавливается довольно точно. Распределение электронной плотности фиксируется менее точно, поскольку в молекуле каждый из валентных электронов может быть обнаружен в окрестности любого ядра. Тем не менее каждому из этих валентных электронов, как и в атоме, соответствует определенный энергетический уровень, называемый молекулярной орбиталью (МО). При построении молекулярных орбиталей используется метод линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО), обозначаемый аббревиатурой МО – ЛКАО.

Метод валентных связей (МВС), основанна предположении, что химическая связь осуществляется одной или несколькими электронными парами, локализованными между взаимодействующими атомами.

Задача 3. Что представляет собой гибридизация атомных орбиталей? В каких случаях она имеет место? Какие типы гибридизации АО вам известны? Есть ли гибридизация АО и какого типа в молекулах: N₂, BCl₃, PCl₃?

Решение:В результате комбинации различных орбиталей (s,p,d и т.д.) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными. А перестройка различных орбиталей, позволяющая ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома, называется гибридизацией. Гибридизация осуществляется при возбуждении атома, например:

₄Be - 1s²2s²

S p

n=2

↑↓

В возбужденном состоянии:

S p

n=2

↑

А результате:

одна s + одна p- орбиталь → две sp- гибридные орбитали.

При гибридизации одной s- и двух p - орбиталей образуется три sp²-гибридных орбитали.

В молекуле BCl₃ центральный атом В - 1s²2s²2p¹ в возбужденном состоянии:

S p

n=2

↑

Такой тип гибридизации объясняет расположение всех трех связей в молекуле BCl₃в одной плоскости.

Если со стороны атома в химических связях участвуют четыре атомные орбитали одного слоя – s-, p_x,p_y,p_z, то в результате их гибридизации образуется четыре эквивалентные sp³– орбитали.

Изменить свою «форму» атомная орбиталь может лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. Гибридизация осуществляется при возбуждении атома, т.е. требует затрат энергии.

В молекуле атома азота:

Атом азота ₇N - 1s²2s²2p³

S p

n=2

↑↓

↑

Нет свободных орбиталей и возбуждения атома не происходит, поэтому в участии образовании молекулы азота не участвуют гибридные орбитали, участвуют просто три р- орбитали.

В молекуле PCl₅ центральный атом Р - 1s²2s²2p⁶3s²3p³ в возбужденном состоянии:

S p d

n=3

↑

В результате образуется пять sp³d – гибридных орбиталей.

В молекуле PCl₃центральный атом Р находится в невозбужденном состоянии:

S p d

n=3

↑↓

↑

В связи участвуют три p-орбитали. Поэтому в молекуле PCl₃гибридизации АО не происходит.

Задача 4.Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекулы H₂S и линейное молекулы СО₂.

Решение:Ковалентная, как и донорно-акцепторная химическая связь образуется между атомами, расположенными в пространстве друг относительно друга определенным образом – направленно. Это вызвано необходимостью наибольшего перекрывания волновых функций (атомных орбиталей) электронов, образующих связь, что должно приводить к минимальной энергии системы. По методу ВС атомная орбиталь принимает форму, позволяющую ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома. Изменить свою форму атомная орбиталь может, лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. В результате комбинации различных орбиталей (s, p, d, f и т.д.) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными. Получающиеся гибридные орбитали центрального атома имеют определенную направленность в пространстве. Этим и объясняется строение молекул.

₁₆S – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴p-элемент

S pd

n=3	↑↓	↑↓	↑	↑
n=2	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
n=1	↑↓

Возбуждения атома не происходит, поэтому в участии образования молекулы Н₂S не участвуют гибридные орбитали, участвуют просто две р- орбитали; направление от ядра атома.

Угол между атомными орбиталями 90⁰.

₆С- 1s²2s²2р²

S p

n=2

↑↓

↑

В возбужденном состоянии:

S p

n=2

↑

А результате:

одна s + одна p- орбиталь → две sp- гибридные орбитали,

так как центральный атом С образует две связи с кислородом. Две sp- гибридные орбитали имеют следующее направление от ядра атома:

Угол между атомными орбиталями 180⁰.

Задача 5.Описать электронное строение молекул CO и CN с помощью метода валентных связей (ВС) и метода молекулярных орбиталей. Какая из молекул характеризуется большей кратностью связей.

Решение: По методу валентных связей (Дж.Льюис,1916) возникновение связи осуществляется за счет образования общей электронной пары между двумя атомами, в которую входит по одному электрону от каждого атома.

Электронные строения атомов:

₆С - 1s²2s²2p²

₇N - 1s²2s²2p³

₈O - 1s²2s²2p⁴

Распределение электронов по квантовым ячейкам в основном и возбужденном состояниях:

₆С - 1s²2s²2p²

S p

n=2	↑↓	↑	↑
n=1	↑↓

В = 2

₆С^* -возбужденное состояние

S p

n=2	↑	↑	↑	↑
n=1	↑↓

В = 4

₇N - 1s²2s²2p³

В основном состоянии:

S p

n=2	↑↓	↑	↑	↑
n=1	↑↓

На внешнем энергетическом уровне нет свободных орбиталей, поэтому для азота В=3, аналогично для кислорода:

₈O - 1s²2s²2p⁴

S p

n=2	↑↓	↑↓	↑	↑
n=1	↑↓

В=2

: С : : Ö : H : C : : : N : (CN^-)

С = О С ≡ N

Связи ковалентные полярные, смещены в сторону более электроотрицательных элементов (С →О; С →N)

Кратность связи равна 2 в молекуле СО и 3 в ионе СN^- .

По методу молекулярных орбиталей при образовании из отдельных атомов многоатомной частицы электроны попадают в зону притяжения нескольких атомных ядер, т.е. становятся общими для всей частицы. В результате атомные орбитали трансформируются в молекулярные орбитали (МО).

Заполнение МО в молекулах и ионах и характеристики связи можно представить в виде табл. 4.

Таблица 4 - Заполнение МО в молекуле СО и ионе CN^-

Тип МО	CN^-	CO
σ_х^разр π _y^разр π_z^разр π _y^св π_z^св σ_х^св σ_s^разр σ_s^св	__ __ __ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓	__ __ __ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Кратность связи	3	3

Многоатомные частицы, имеющие одинаковое расположение электронов в молекулярных орбиталях, называются изоэлектронными. Такие частицы имеют близкие по значению параметры связи. К таким частицам относятся N₂, CN^-, COи NO⁺.

Дата добавления: 2018-04-15; просмотров: 411; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!