Учебное пособие Санкт-Петербург 2010



страница8/23
Дата09.08.2019
Размер0.87 Mb.
#127483
ТипУчебное пособие
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   ...   23

Задания к разделу 4


  1. Составить электронную (Э) и электронно-графическую формулы элемента 39, на основании Э формулы определить период, группу и подгруппу Периодической системы, в которой находится элемент.

  2. Имеются ли ошибки в записях электронных конфигураций невозбужденных атомов 1s22s22p5, 1s22s22p63s23p53d54s1, 1s22s22p63s23p54s1? Ответ мотивировать.

  3. Привести полную электронную формулу элементов со следующей конфигурацией их внешних слоев: 3s2, 6s1,7s2p1. У какого из элементов и почему более ярко выражены металлические свойства?

  4. Назвать элементы, у атомов которых заканчивается заполнение (n – 1)d, ns, np – атомных орбиталей.

  5. Для какого элемента электронная формула атомов не укладывается в общее эмпирическое правило: «На электронном слое атомов не бывает более 8 электронов»?

  6. Написать электронные формулы атомов висмута и Bi3+.

  7. Написать электронные формулы атома хрома ионов Cr2+ и Cr3+.

  8. Написать электронные и электронно-графические формулы атома церия и иона Се3+.

  9. В чем суть правила Хунда? Разместить шесть d-электронов по квантовым ячейкам d-подуровня. Чему равно их суммарное спиновое число?

  10. Что следует понимать под волновыми свойствами электрона?

  11. Что такое атомная орбиталь? Изобразить форму s-, px-, py- и dxy-электронных облаков.

  12. Составить электронные схемы следующих превращений Al  Al3+, Sc  Sc3+. Написать электронные формулы указанных атомов и ионов.

  13. Составить электронные схемы превращений Pb  Pb4+, Mn  Mn2+. Написать электронные формулы.

  14. Какие вакантные орбитали, способные влиять на химические свойства, имеются у атомов титана и криптона?

  15. Какие вакантные орбитали, способные влиять на химические свойства, имеются у атомов урана и неона?

  16. Атомы каких элементов имеют в невозбужденном состоянии следующие электронные конфигурации: 1s22s22p4, 3s23p63d54s1, 1s22s22p63s23p63d84s2, 1s22s22p63s23p63d104s24p1?

  17. Сколько электронных слоев у ионов S2–, Si4+, Se6+, I?

  18. Составить электронные и электронно-графические формулы Те, Те4+, Те2-.

  19. Составить электронные и электронно-графические формулы As, As3+, As3-.

  20. Составить электронную (Э) и электронно-графическую формулы элемента 49, на основании Э формулы определить период, группу и подгруппу Периодической системы, в которой находится элемент.

  21. Имеются ли ошибки в записях электронных конфигураций невозбужденных атомов 1s22s22d5, 1s22s22p63s33p53d54s1, 1s22s22p63s23p54s1? Ответ мотивировать.

  22. Привести полную электронную формулу элементов со следующей конфигурацией их внешних слоев: 4s1, 6s1,7s2p1. У какого из элементов и почему более ярко выражены металлические свойства?

  23. Назвать элементы, у атомов которых заканчивается заполнение (n – 1) d, ns, np – атомных орбиталей.

  24. Для какого элемента электронная формула атомов не укладывается в общее эмпирическое правило: «На электронном слое атомов не бывает более 8 электронов»?

  25. Написать электронные формулы атома ванадия и V3+.

  26. Написать электронные формулы атома и ионов Cd2+ и Cd4+.

  27. Написать электронные и электронно-графические формулы атома и иона Се3+.

  28. В чем суть правила Хунда? Разместить пять d-электронов по квантовым ячейкам d-подуровня. Чему равно их суммарное спиновое число?

  29. Что следует понимать под волновыми свойствами электрона?

  30. Что такое атомная орбиталь? Изобразить форму s-, px-, py- и dxy-электронных облаков.

  31. Составить электронные схемы следующих превращений Au  Au3+, Se  Se3+. Написать электронные формулы указанных атомов и ионов.

  32. Составить электронные схемы превращений Po  Po4+, Mg  Mg2+. Написать электронные формулы.

  33. Какие вакантные орбитали, способные влиять на химические свойства, имеются у атомов cкандия и аргона?

  34. Какие вакантные орбитали, способные влиять на химические свойства, имеются у атомов брома и неона?

  35. Атомы каких элементов имеют в невозбужденном состоянии следующие электронные конфигурации: 1s22s22p63s23p63d54s1, 2s22p4, 1s22s22p63s23p63d84s2, 1s22s22p63s23p63d104s24p1 ?

  36. Сколько электронных слоев у ионов S2–, S6+, Se6+, О2– ?.

  37. Составить электронные и электронно-графические формулы Тl, Тl3+, Тl+.

  38. Составить электронные и электронно-графические формулы Ag, Ag+, Au3+.



5. Химическая связь

Химическая связь, образованная за счет обобществленных между атомами электронов, называется ковалентной химической связью (КХС). Обычно ковалентная химическая связь образуется посредством электронных пар и характеризуется пятью факторами:

1) энергия связи, ЕСВ., кДж/моль - энергия, затраченная на разрыв химической связи;

2) длина связи, l, м - расстояние между ядрами атомов, зависящее от степени перекрывания электронных облаков;

3) насыщаемость - фактор, определяемый конечным числом валентных электронов;

4) полярность - показатель, определяемый разностью в электроотрицательностях элементов.

Если в химическую связь вступают два одинаковых атома, связь считается неполярной, поскольку общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам.
ПРИМЕР 1: Н – Н  Н2; СI – СI  СI2; О – О О2 и т.д.
Если же молекула образована из различных элементов, ковалентная связь считается полярной. В полярной ковалентной химической связи электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома. Наиболее электроотрицательными считаются галогены, кислород, азот, сера и т.д. Наименее электроотрицательными – атомы щелочных и щелочно-земельных металлов. При образовании КХС каждый атом получает, соответственно, частичный эффективный заряд (), в результате этого такие молекулы обладают электрическим моментом диполя () или дипольным моментом [1]. Дипольный момент определяют по формуле:  = l  . Он является одной из важнейших характеристик химических соединений, который, в частности, определяет растворяющую способность его по отношению к другим веществам.
ПРИМЕР 2: Н+СI–; Н+  О–  Н+.
Если же в химическую связь вступают атомы с резко отличающейся электроотрицательностью, например, галоген и щелочной металл, то происходит полное смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного элемента. Каждый из них при этом, получает полный единичный заряд. Такой случай образования КХС называется ионной связью.
ПРИМЕР 3: Nа+ СI–; К+I– и т. д.
Na+

Cl

Сl

Cl

Cl

Cl

Cl

Соединения ионного типа в отличие от других не имеют насыщаемости, поскольку в действие вступают силы кулоновского притяжения, и каждый единичный заряд может удерживать около себя большое число зарядов другого знака.

Такие соединения в твердом состоянии образуют ионные кристаллические решетки.

Если в химическую связь вступают атомы металлов, имеющие подвижные электроны, в том числе большое количество электронов на предвнешней АО, то образуются зоны с близкими значениями энергий. Электроны, находящиеся на АО, способны легко перескакивать из зоны одного металла в зону другого с близким значением энергии и становятся общими для положительно заряженных ядер металлов. Такая связь называется металлической химической связью. Металлическую связь, благодаря обобществлению электронов, также можно отнести к частному случаю КХС.

Металлические свойства элементов характеризуются показателем энергии ионизации. Энергией ионизации (I) называется энергия, необходимая для отрыва электрона от ядра атома

Э + I  Э+ + е.

Неметаллические свойства характеризуются энергией сродства к электрону (F). Эта та энергия, которая выделяется при присоединении электрона, она равна энергии ионизации, но противоположна ей по знаку Э + е  Э+ F.

Энергию ионизации и энергию сродства к электрону можно отнести как к единичному атому, так и к 1 моль атомов [3, 4].

В первом случае их выражают в электрон-вольтах (эВ / атом), во втором – в килоджоулях (кДж / моль). 1 эВ/атом = 1,6·10–22 кДж/атом или 1,6·10–22·6,02·1023 = 96,5 кДж/моль.

Способность элемента оттягивать на себя электроны в составе химического соединения называется электроотрицательностью.

Самые электроотрицательные элементы находятся в правой верхней части таблицы Менделеева.

Если же два элемента находятся близко по отношению друг к другу, то характер смещения определяется величинами относительных электроотрицательностей атомов [5] (см. Приложение 2);

5) направленность ковалентной химической связи, то есть способы перекрывания атомных орбиталей [1, 5].

В зависимости от свойств симметрии атомные орбитали могут перекрываться вдоль оси координат, перпендикулярно оси координат и в параллельных плоскостях.

Перекрывание вдоль оси координат называется -связью. Сигма - связь может образоваться, если перекрываются следующие виды АО: s–s, s–px,y,z, s–dx2-y2, s–dx2, py–py, px–dx2 и т.д., то есть практически все формы орбиталей, способные располагаться вдоль одинаковых осей.

-связь образуется перпендикулярно оси координат.

 - перекрыванию подвергаются АО, уже образовавшие -связь, поэтому она укорачивает расстояние между ядрами и в целом упрочняет молекулу. Но поскольку энергия -связи меньше, чем -связи, то молекула может стать более активной. Такие явления встречаются в органических соединениях, в неорганических молекулах двойные и тройные связи делают молекулу практически инертной. В составе одной молекулы может существовать одна или две -связи.

 - перекрыванию подвергаются py–py, py–dxy, dxy–dxy, dx2–dx2 и т.д.

-связь – наиболее редкий и сложный тип перекрывания, образуется в параллельных плоскостях и только между определенными типами d-орбиталей. Такая связь встречается в составе комплексных соединений. Энергия -связи наименьшая.

5.1. Метод молекулярных орбиталей

Метод молекулярных орбиталей (МО) основан на ряде принципов, которые объясняют, что происходит с АО после вступления атомов в химическую связь, и помогает объяснить, когда образуется молекула, при каких условиях и какими свойствами она может обладать.



Принципы: 1. Из двух атомных орбиталей с близкими значениями энергий образуются две новые молекулярные орбитали, одна из которых связывающая, а другая разрыхляющая.

ПРИМЕР:

 1S* - разрыхляющая МО

1s – 1s АО

 1S - связывающая МО

 2S* - разрыхляющая МО

2s – 2s АО

 2S - связывающая МО

…………………………………………………

 2Рх* - разрыхляющая МО

2рх –2рх АО

 2Рх - связывающая МО

…………………………………………………

 2Ру* - разрыхляющая МО

2ру –2ру АО

 2Ру - связывающая МО

 z* - разрыхляющая МО

2рz –2рz АО

 z – связывающая МО

Причем энергия разрыхляющих орбиталей всегда выше, чем энергия связывающих. Все виды МО можно расположить в ряд по возрастанию энергий: 1S < 1S* < 2S < 2S*< 2Рх < 2Ру = z < z* = 2Ру*< 2Рх* .

2. Молекулярные орбитали описываются волновой функцией подобно АО, и поведение электронов на МО подчиняется принципам и правилам, характерным для АО.

3. Электроны в МО одновременно принадлежат всем ядрам атомов.

4. По методу МО молекула образуется, если кратность связи > 0. Величина кратности связи рассчитывается по формуле  = (n - n*)/2,

где n* и n – число электронов, находящихся на разрыхляющих и связывающих орбиталях, соответственно.

Правила построения молекул по методу МО
1). Область пространства делится на три равные части. В центре строятся МО будущей молекулы.

2). Слева - АО менее электроотрицательной частицы или более положительного иона. Справа - АО более электроотрицательной частицы или более отрицательного иона.

2py,z

*2px

*2s

2s

2px

*2py,z

2px,y,z

2s

2px,y,z



2s

3). Заполнение МО производится с орбиталей более низких значений энергий, то есть снизу вверх, в соответствии с правилом Хунда и принципом Паули.

На рисунке приведен пример образования молекулы NO.

4). Кратность связи определяется по вышеприведенной формуле. Для молекулы оксида азота (II) она составляет:

 = (8 – 3) / 2 = 2,5;

такая молекула существует и является достаточно прочной.

2py,z

*2px

*2s

2s

2px

*2py,z

2px,y,z

2s

2px,y,z



2s

О

О



При сравнении частиц, построенных ММО, учитывается, что более прочная частица обладает более высоким значением кратности связи. ММО позволяет объяснить существование частиц с дробным значением кратности связи в сравнении с методом валентной связи (ВС).

Кроме того, ММО позволяет судить о магнитных свойствах молекул, поскольку магнитные свойства молекул объясняются наличием неспаренных электронов.

Полученная нами частица обладает магнитными свойствами.

Молекула кислорода, благодаря наличию двух неспаренных электронов у каждого атома, должна быть диамагнитна. В дейтсвительности, она обладает парамагнитными свойствами. ММО позволяет объяснить этот факт на основании того, что МО молекулы кислорода имеют на разрыхляющих * орбиталях два неспаренных электрона.

Кратность связи полученной частицы

Н

НF



F

*

1s



2p







1s

 = (8 – 4) / 2 = 2.



Молекула существует, но по прочности уступает оксиду азота (II).

Методом молекулярных орбиталей можно объяснить существование таких частиц, как Н2+ или О2+ и т.п. Если же в будущей молекуле не существует орбиталей, близких по значению энергий, то новая МО остается несвязывающей ( или ). Такая ситуация может возникнуть при взаимодействии малоорбитального атома водорода и многоорбитального атома фтора.

Кратность связи такой молекулы равна 1.



5.2. Метод валентных связей


В методе валентных связей рассматриваются три возможных варианта образования КХС: обменный, донорно-акцепторный и дативный.

Обменный тип связи возникает при наличии двух неспаренных электронов, по одному у каждого атома.

Пример 1: H + Cl  H:Cl .
Донорно-акцепторный тип связи образуется, если у одного из атомов имеется неподеленная электронная пара, а у другого свободная атомная орбиталь.

Пример 2:  NH3 + H+  NH4+.
Дативный (смешанный) тип связи образуется при наличии обоих типов связи между двумя атомами.

Пример 3: Два атома хлора связаны между собой обоими типами КХС.

d

p



pu

3s



3s

Cl

Cl



Cl2

d

DA



Метод валентных связей предполагает, что АО каждого атома перед вступлением в химическую связь претерпевают изменение энергии и формы. Явление выравнивания энергии атомных орбиталей, сопровождающееся изменением формы, называется гибридизацией.
1. Если в образовании химической связи участвуют 1s- и 1р-АО, тип гибридизации называется sp – гибридизацией и соответствует линейной форме молекулы. По этому принципу образуются молекулы ВеСI2.

2. Если в образовании  связи участвуют 1s- и 2р-орбитали, возникает 2 – тип гибридизации, соответствующий плоской треугольной структуре. Плоский треугольник может перейти в уголковую молекулу, если на s-АО имеется электронная пара, которая не принимает участия в образовании связи, тогда тип гибридизации соответствует р2 – гибридизации (например - SnCl2).

3. При участии в -связях 1s- и 3р-орбиталей образуется 3 – тип гибридизации, соответствующий тетраэдрической форме молекулы.

По этому типу построены молекулы метана, оксида кремния или ион аммония и т.д.

При наличии неподеленной электронной пары на s-орбитали тетраэдрическая структура переходит в тригональную пирамиду с р3 – типом гибридизации. Этому типу соответствует молекула аммиака.

Если же неподеленных пары две, тригональная пирамида может перейти в уголковую молекулу с типом гибридизации р2. Подобные структуры характерны для водородных соединений элементов VI–А подгруппы (Н2О, Н2S, Н2Ро и т.п.).

4. Участие 5 ē, связанных  связями, образует sp3d – тип гибридизации, который соответствует тетраэдрической бипирамиде, которая при наличии неподеленных электронных пар может перейти в p3d – или р2d – типы гибридизации, соответствующие тетраэдрической пирамиде (TeF4) с центром в основании или Т-образной молекуле (ВrF3).

5. Участие 6 ē, связанных  связями, образует sp3d2 – тип гибридизации, который соответствует октаэдрической бипирамиде (SCl6), при наличии неподеленных пар преобразующейся в p3d2 – октаэдрическую пирамиду (BrCI5), sp2d параллелограмм (XeF4), sp3 – искаженный тетраэдр (SO2Cl2) и т.п.



Типы гибридизации зависят от вида АО, которые участвуют в образовании химических связей . В Приложении 3 указано, какие формы молекул соответствуют различным типам гибридизации.

Каталог: wp-content -> uploads -> 2014
2014 -> Программа профессионального модуля техническое обслуживание и ремонт автомобилей Профессия: 23. 01. 03 Автомеханик
2014 -> Нп «палата судебных экспертов»
2014 -> Памятка по протезированию
2014 -> Маникюр маникюр от opi
2014 -> Cборник заданий тестового типа для контроля знаний учащихся по профессии нпо 190631
2014 -> Аир: Часто используется как связующий элемент в заклинаниях или в заговорах, а сам по себе для контроля над личностью. Растущий в саду, аир принесет удачу садовнику и большой урожай растений поблизости. Акация
2014 -> Разбудить сонную артерию
2014 -> Эльмир мамедов


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   ...   23




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница