Учебное пособие Санкт-Петербург 2010

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-, p_x-, p_y- и d_xy-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 S^2–, Si⁴⁺, Se⁶⁺, I^–?
    
18. 
    Составить электронные и электронно-графические формулы Те, Те⁴⁺, Те^2-.
    
19. 
    Составить электронные и электронно-графические формулы As, As³⁺, As^3-.
    
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-, p_x-, p_y- и d_xy-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 S^2–, S⁶⁺, Se⁶⁺, О^2– ?.
    
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, Е_СВ., 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–p_x,y,z, s–d_x2-y2, s–d_x2, p_y–p_y, p_x–d_x2 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 p_y–p_y, p_y–d_xy, d_xy–d_xy, d_x2–d_x2 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.

 _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

 _2Рz* - разрыхляющая МО

2рz –2рz АО

 _2Рz – 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 = _2Рz < _2Рz* = _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

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

О

О

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

*

1s





1s

 = (8 – 4) / 2 = 2.

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