строение вещества - Воронежский государственный
реклама
Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Воронежский государственный архитектурно-строительный университет» Кафедра физики и химии СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА Методические указания к внеаудиторной самостоятельной работе по химии для студентов 1-го курса всех специальностей дневной и заочной форм обучения Воронеж 2012 1 УДК 54(07) ББК 24.1я7 Составители Л.Г. Барсукова, Г.Ю. Вострикова, Г.Г. Кривнева Строение вещества : метод. указания к внеаудиторной самостоятельной работе по химии для студ. 1-го курса всех спец. / Воронежский ГАСУ ; сост. : Л.Г. Барсукова, Г.Ю. Вострикова, Г.Г. Кривнева. – Воронеж, 2012. – 43 с. Содержат краткие теоретические сведения по строению вещества: строение атома, периодическая система элементов Д.И. Менделеева, химическая связь; примеры решения типовых задач, задания для самостоятельного решения. Предназначены студентам 1-го курса всех специальностей дневной и заочной форм обучения. Ил. 14. Табл. 3. Библиогр.: 14 назв. УДК 54(07) ББК 24.1я7 Печатается по решению редакционно-издательского совета Воронежского ГАСУ Рецензент - С.С. Никулин, д-р техн. наук, профессор кафедры технологии органического синтеза и высокомолекулярных соединений Воронежского государственного университета инженерных технологий 2 ВВЕДЕНИЕ Химия является одним из базовых курсов практически для всех инженерных специальностей. Усвоение разделов этого курса играет важную роль в выработке общетеоретических знаний и методологических подходов к изучению ряда специальных дисциплин. Современная химия представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической, органической, аналитической, физической, коллоидной химии, химии высокомолекулярных соединений и т.д. Химия теснейшим образом связана с физикой, биологией. Характерным для естествознания в наше время является его математизация. Основой тесной связи всех наук является материальность всего сущего и диалектический подход к изучению и развитию окружающего мира во всем его многообразии. Химия – наука экспериментальная, а главный ее эксперимент – это химические реакции, которые дают возможность установить состав и строение вещества, синтезировать новые вещества, ранее неизвестные природе, с заданными свойствами. Однако для познания сущности явлений одних экспериментальных методов недостаточно. М.В. Ломоносов говорил, что истинный химик должен быть теоретиком. Только через мышление, научную абстракцию и обобщение познаются законы природы, создаются гипотезы и теории, открывающие путь для предсказания новых явлений и фактов. Научная теория – это лучшая практика любой науки. Современная химия базируется на следующих позициях: 1) квантовомеханической теории строения атомов и периодической системе элементов Д.И. Менделеева; 2) квантово-химической теории химического строения и учении о зависимости свойств вещества от его химического строения (А.М. Бутлеров); 3) учении о химическом равновесии, основанном на понятиях химической термодинамики. Предложенные методические указания помогут студентам разобраться в научных основах современных представлений о строении вещества и умело применять знания для решения конкретных задач. 3 1. СТРОЕНИЕ АТОМА В химии своеобразными элементарными частицами являются атомы, из которых построены все химические индивиды. Громадное многообразие химических соединений обусловлено различным сочетанием атомов химических элементов в молекулы и немолекулярные вещества. Способность же атомов вступать в химические соединения, его химические и физические свойства определяются структурой атома. Отсюда для химии первостепенное значение имеет внутреннее строение атома и в первую очередь структура его элетронной оболочки. Атом давно перестал быть неделимым. После открытия естественной радиоактивности (1896-1898 гг.), катодных лучей и электронов (1897 г.) были предложены первые модели строения атома (1904 г. – Д. Томсон, 1911 г. – Э. Резерфорд, 1913 г. – Н. Бор). Теория Бора была важным этапом в развитии представлений о строении атома: она объяснила физическую природу атомных спектров и позволила их рассчитывать. Но теория страдала внутренней противоречивостью. Эти противоречия показали, что нельзя автоматически распространять законы природы, справедливые для больших тел (механика, электродинамика), на объекты микромира. Поэтому и возникла необходимость разработки новой физической теории для микрообъектов. Эта проблема была решена в 20-х годах XX века, после возникновения и развития новой отрасли теоретической физики - квантовой механики. Квантовая механика изучает движение микрообъектов в микрополях атомов, молекул и кристаллов. Главной особенностью квантовой механики является её вероятностно-статистический характер, который объясняется корпускулярноволновым дуализмом малых частиц. Шредингер в 1925 году предположил, что состояние движущего в атоме электрона должно описываться известным в физике уравнением стоячей электромагнитной волны. Это уравнение связывает энергию электрона с пространственными координатами и волновой функцией ψ, соответствующей амплитуде трехмерного волнового процесса. Физический смысл имеет величина ψ2dυ, равная вероятности нахождения электрона в элементарном объеме околоядерного пространства dυ=dx·dy·dz. Таким образом, квантовая механика дает лишь вероятность нахождения электрона в том или ином месте атомной системы. В 1927 г. В. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения микрочастицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. Чем более точно определяются координаты частицы, тем более неопределенным становится импульс движения и наоборот. Поэтому такое понятие как траектория движения частицы в квантовой механике не имеет смысла и электрон представляется не как материальная точка, а размазанное по всему объему атома электронное облако. Под электронным облаком условно понимается часть пространства вблизи ядра атома, в которой сосредоточена преобладающая часть (90 %) заряда и массы электрона. 4 Для электрона, находящегося под действием сил притяжения к ядру, уравнение Шредингера имеет бесконечное множество решений. Но чтобы решения имели физический смысл для описания движения электрона в атоме, его безразмерные коэффициенты должны удовлетворять стандартным условиям. В соответствии с трехмерностью пространства автоматически появляются три таких коэффициента, три квантовых числа (главное, орбитальное, магнитное), которые могут принимать только определенные взаимозависимые значения. 1.1. Квантовые числа Главное квантовое число (n). Возможные энергетические состояния электрона в атоме определяются величиной главного квантового числа n, которое может принимать целочисленные значения: 1,2,3...∞. Наименьшей энергией обладает электрон с n = 1, с увеличением n энергия растет. Электроны, характеризующееся определенным значением n, образуют энергетический уровень. Главное квантовое число определяет энергию электрона и размеры электронного облака. Орбитальное квантовое число (l). Орбитальное квантовое число (или побочное) определяет момент количества движения электрона вокруг ядра (М = mrυ) и форму электронного облака. Орбитальное квантовое число может принимать только целочисленные значения от 0 до (n-1). Каждому значению n соответствует n возможных значений l: n = 1, l = 0; n = 2, l = 0, 1; n = 3, l = 0, 1, 2 и т.д. В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от n, но и от l. Каждой комбинации главного и орбитального квантовых чисел отвечает электронная подоболочка или энергетический подуровень. Подуровни обозначаются буквами s, p, d, f. Наименьшей энергией при одном и том же n обладают электроны на sподуровне, затем на p-, d- и f. s-электронное облако обладает сферической симметрией, р-облако напоминает гантель, d-облако представляет собой четырехлепестковую фигуру, еще более сложную конфигурацию имеет fоблако. Таблица 1 Характеристические данные орбитального квантового числа (l) Численные 0 1 2 3 значения l Буквенные обозначения l Форма электронного облака s p d f сложная форма Магнитное квантовое число (ml). Ориентация электронного облака в пространстве определятся магнитным квантовым числом ml. Магнитное квантовое число может принимать любые целочисленные значения от + l через 0 до - l, всего (2 l + 1) значений: l = 0, ml = 0; l =1, ml = -1, 0, +1; 5 l = 2, m l = -2, -1, 0, +1, +2; l = 3, ml = -3,-2,-1,0,1,2,3. Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями трех квантовых чисел n, l и ml, т.е. определенными энергией, размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали. Атомная орбиталь математическая модель электронного облака. Число орбиталей в подуровне определяется числом значений магнитного квантового числа для этого подуровня. Исследования атомных спектров привели к выводу, что помимо квантовых чисел n, l и ml, электрон характеризуется еще одной квантовой величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Это спиновое квантовое число. Спиновое квантовое число (ms). Физический смысл этого числа можно упрощенно рассматривать как результат вращения электрона вокруг своей оси по часовой стрелке, либо против. Спин электрона может иметь только два значения + 1/2 и - 1/2. 1.2. Электронная структура атомов Для определения состояния электрона в атоме большое значение имеет сформулированное Б. Паули положение (принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, характеризующимися определенными n, l, ml, но различающимися значением спинового квантового числа: +1/2 или -1/2. Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными в отличие от одиночных (неспаренных). Пользуясь принципом Паули, можно подсчитать максимальное число электронов на различных энергетических уровнях и подуровнях ( табл. 2). Таблица 2 Распределение электронов на атомных орбиталях Энергетический уровень (n) Энергетический подуровень(l) Значения магнитного квантового числа (ml) Число атомных орбиталей в подуровне n=1 n=2 n=3 n=4 s (l = 0) s (l = 0) p (l = 1) s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2) s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2) f (l = 3) 0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1, 0,+1, +2 0 -1,0,+1 -2,-1, 0,+1, +2 -3,-2,-1, 0,+1,+2 6 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 уровне 1 4 9 16 Максимальное число электронов на подуровне 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 уровне 2 8 18 32 Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению энергии (принцип энергетической выгодности). Любое другое его состояние является возбужденным, неустойчивым, из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией. Возрастание энергии по энергетическим состояниям и, следовательно, порядок заполнения их электронами в многоэлектронных атомах происходит следующим образом: 1s < 2s <2p <3s <Зр< 4s <3d <4p < 5s <4d <5p <6s <4f ≈5d < 6p <7s <5f ≈ 6d <7р. Последовательность заполнения атомных электронных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым В. М. Клечковским, который обнаружил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел, т.е. величины (n + l). В соответствии с этим им сформулировано первое правило: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшей суммой (n + l) к орбиталям с большей суммой (n + l). Например, раньше заполняются орбитали 4s, чем 3d. Для первой (n + l) = 4+0 = 4, для вторых (n + l) = 3+2 = 5. При одинаковых величинах суммы (n + l) энергия электрона тем выше, чем выше значение главного квантового числа n. При одинаковых значениях суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа n (второе правило Клечковского). Например, какая из трех орбиталей 6p, 5d, 4f заполняется раньше? Подсчитаем сумму (n + l) для каждого состояния: (6p) 6+1=7; (5d) 5+2=7; (4f) 4+3=7. Отсюда следует, согласно второму правилу Клечковского, сначала заполняется 4f, затем 5d и 6р. Существует два условных способа наглядного изображения распределения электронов в атоме: в виде электронных формул и в виде квантовых ячеек. В первом способе сначала пишется номер слоя, затем подслоя (буквенное обозначение), а в виде показателя степени обозначается число электронов в данном подслое, например: 11Na 1s22s22p63s1; 49In 26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6; 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1. В зависимости от того, какое из электронных состояний в атоме формируется последним, все элементы делятся на 4 семейства: s, p, d, f . К s-семейству относятся элементы главных подгрупп I и II групп периодической системы; к рсемейству относятся элементы главных подгрупп III-VIII групп; к d-семейству относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп; лантаноиды и актиноиды относятся к f-семейству. Na относится к s-семейству, Fe - к d-семейству, In - к р-семейству. Более полно описывает состояние электронов в атомах метод квантовых ячеек, использующий все четыре квантовых числа. Каждая ячейка (изображаемая квадратом) представляет собой атомную орбиталь. Количество квантовых 7 ячеек подуровня определяется числом значений магнитного квантового числа. На каждой орбитали могут находиться один или два электрона, с противоположными (антипараллельными) спинами, которые изображаются стрелками разной направленности. Например: s s ↓ ; ↑↓ ; 1Н 1 2Не 1 2 3Li 1 s p ↑ ↑↓ ; s p ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ . ↑↓ 2 9F 1 Свободная ячейка обозначает свободную орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении атома или при его взаимодействии с другим атомом, имеющим неподеленную электронную пару. При заполнении атомных орбиталей электронами необходимо учитывать правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально, например: s p 2 ↑↓ ↑ ↑ ↑ . 1 ↑↓ 7N Следует отметить, что наименьшей энергией характеризуется такое состояние электронов в атоме, когда эквивалентные орбитали (орбитали одного уровня и подуровня) заняты наполовину или полностью, например, 4d5 или 4d10. Этим объясняется проскок электронов в группе Cr и Ag: 24 Cr 1s22s22p63s23p64s23d4 неправильно 47 24 Cr 1s22s22p63s23p6 4s13d5 правильно Ag 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9 - неправильно, 47 Ag 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10- правильно, а также наиболее устойчивое состояние железа в соединениях, где оно оказывается трехвалентным: 1s22s22p63s23p64s23d6 s p d 4 ↑ ↑ ↑ 3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 26Fe Fe* f ↑ ↑ ↑ ↑ Такой метод изображения электронной структуры атома дает возможность понять количество и характер образуемых элементом связей в химических соединениях. Электроны атома, занимающие самое низкоэнергетическое состояние, находятся в нормальном или невозбужденном состоянии. Если же атом поглощает энергию извне, то его электроны могут перейти в более высокое энергетиче8 ское состояние, которое называется возбужденным. Это явление объясняет тот факт, что многие атомы могут иметь разную валентность в нормальном и возбужденном состояниях вследствие распаривания электронов последнего электронного уровня, которое может происходить в пределах одного уровня при условии наличия в нем свободных орбиталей. Приближенно можно сказать, что валентность - это число связей, образуемых атомом в соединении за счет непарных электронов последнего энергетического уровня. Например, нормальное состояние углерода, 2 2 возбужденное состояние углерода 2 С*1s22s12p3 s p 2 ↑ ↑ ↑ ↑ 1 ↑↓ С 1s 2s 2p s p 2 ↑↓ ↑ ↑ 1 ↑↓ Невозбужденный углерод имеет 2 непарных электрона и образует 2 связи (С=О). Углерод в возбужденном состоянии имеет 4 непарных электрона и образует 4 связи (О=С=О). Вопросы для самоподготовки 1. Квантово-механические представления о строении атомов: корпускулярноволновой дуализм, принцип неопределенности Гейзенберга, волновая функция ψ, атомная орбиталь (АО), электронное облако. 2. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное, спиновое); их физическая интерпретация, возможные значения. 3. Электронные конфигурации атомов (электронные формулы, энергетические ячейки), принцип энергетической выгодности, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского, нормальное и возбужденное состояние атомов. Понятия валентности и валентных электронов. Литература: [1, §1.1…1.3]; [2, гл.III, с. 60-101]. Решение типовых задач Задача 1. Составьте электронную формулу атома брома и графическую схему заполнения электронами орбиталей в нормальном и возбужденных состояниях формирующегося энергетического уровня. Укажите к какому семейству относится этот элемент. Решение. Порядковый номер брома – 35, следовательно, атом брома имеет 35 электронов. Электронная формула брома имеет вид 1s22s22p63s23p64s23d104р5. Бром относится к элементам р-семейства. У атома брома полностью заняты электронами первый, второй, третий энергетические уровни и формируется четвертый. Графическая схема заполнения электронами орбиталей четвертого уровня атома брома имеет вид s p d Br 4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 9 В таком состоянии бром имеет один непарный электрон, следовательно, его валентность равна 1. При затрате энергии спаренные электроны могут распариваться и переходить на свободные d-орбитали. В первом возбужденном состоянии образуется три непарных электрона и бром приобретает валентность 3: s p d Br* 4 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ При получении еще некоторой порции энергии следующая пара электронов распарится, при этом образуется пять непарных электронов и бром приобретет валентность 5: s p d Br** 4 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ У брома есть возможность распарить еще одну пару электронов, находящихся в состоянии 4s, при этом на последнем уровне получится 7 непарных электронов и соответственно валентность брома достигнет 7: s p d Br*** 4 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Задача 2. Составьте электронную формулу атома серы (S) в состояниях S-2 и S+4 и графические схемы заполнения электронами орбиталей. Решение . Составим электронную формулу атома серы, зная что ее порядковый номер в периодической системе элементов – 16, следовательно, атом серы имеет 16 электронов. S 1s22s22p63s23p4 Графическая схема электронных оболочек последнего энергетического уровня будет иметь вид s p d 3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ В состоянии S-2 сера приняла 2 электрона и графически это можно изобразить так: s p d 3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Электронная формула образовавшегося иона - 1s22s22p63s23p6. В состоянии S+4 сера отдала 4 электрона и графическая схема приобретает вид s 3 p d ↑↓ Электронная формула - 1s22s22p63s2. 10 Упражнения для самостоятельной работы 1. Сколько электронов может располагаться на р-орбиталях одного энергетического уровня, и какова максимальная заселенность пятого энергетического уровня? 2. Чему равно число непарных электронов атома бора в основном состоянии и число неподеленных электронных пар атома азота? Как может измениться электронная конфигурация атомов в возбужденном состоянии? 3. Какие энергетические уровни не имеют p-, d-, f-подуровней? Возможно ли отсутствие s-подуровня? Приведите примеры. 4. Какой элемент имеет в атоме три электрона, для каждого из которых n =3 и l=1? Чему равны для них значения магнитного и спинового квантовых чисел? Представьте электронную и графическую формулу атома данного элемента. 5. Среди указанных энергетических состояний электронов укажите возможные: 1p2; 2р6, 3d4. Ответ мотивируйте основными принципами заполнения электронных состояний в атоме. 6. Запишите электронные формулы кремния и титана. Укажите значения главного и орбитального квантовых чисел для валентных электронов каждого элемента. Определите валентность атомов в нормальном и возбужденном состояниях. 7. По формирующимся электронным уровням:…4d1; ...6s24f95d1; …5s24d105р3; …5s24d5. Составьте полные электронные формулы элементов. Назовите данные элементы и определите, к какому семейству они относятся. 8. Определите число завершенных энергетических уровней и валентность элемента с электронной конфигурацией 1s22s22p63s23p64s13d5 в нормальном состоянии. 9. Какая частица: S+6, Br-1, S-2, Mg+2 имеет электронную конфигурацию Ar? Ответ иллюстрируйте электронными и графическими формулами. 10. Напишите электронную формулу элемента с порядковым номером 31. Определите семейство элемента. Укажите для неспаренного валентного электрона этого атома значения квантовых чисел. Представьте электронную и графическую формулу атома данного элемента в максимально возбужденном состоянии. 11. Укажите ряд частиц, обладающих одинаковым строением внешнего энергетического уровня: Ne, Al+3, S2-; O2-, Mg+2, Ar; Ar, Cl-, Ca+2; Ne, Cl-, Ca+2. Ответ подтвердите электронными формулами. 12. Какая частица содержит в основном состоянии неспаренные электроны: Zn+2, Pb+2, Ni+2, Ca+2? Ответ иллюстрируйте электронными формулами представленных частиц. 11 2. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА После утверждения атомно-молекулярной теории важнейшим событием в химии было открытие периодического закона, сделанное в 1869 году гениальным русским ученым Д.И. Менделеевым. Это открытие создало новую эпоху в химии, определив пути её развития на много десятков лет вперед. Опирающаяся на периодический закон классификация химических элементов, которую Д.И. Менделеев выразил в форме периодической системы, сыграла очень важную роль в изучении свойств химических элементов и дальнейшем развитии учения о строении вещества. Периодический закон. Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов (Д.И. Менделеев). Графическим отображением периодического закона является периодическая система элементов, которая состоит из групп, подгрупп и периодов. В системе 7 периодов. Периодами называются горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно от щелочного металла до инертного газа. Вертикальные ряды элементов называются группами (их 8), которые делятся на главные и побочные подгруппы. В группах объединены элементы со сходными свойствами. Главные подгруппы включают элементы малых (1-3) и больших (4-7) периодов, побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов. 2.1. Связь периодической системы элементов с электронной структурой атомов Рассмотрим связь между электронным строением атомов и положением элементов в периодической системе. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше по сравнению с предыдущим. Начало каждого периода совпадает с началом нового электронного слоя, т.е. номер периода совпадает с максимальным значением главного квантового числа для элементов данного периода. Период начинается с элементов (водород и щелочной металл), для которых наружная оболочка состоит из одного электрона ns1. Завершается любой период благородным газом с октетной (кроме гелия) внешней электронной оболочкой ns2nр6. У типических элементов (элементов малых периодов) и элементов главных подгрупп заполняются либо внешние nsоболочки (I и II группы), либо внешние nр-оболочки (III и VIII группы). У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних (n-1) dоболочек, у лантаноидов и актиноидов идет заполнение глубинных (n-2) fоболочек. Поскольку свойства элементов определяются главным образом структурой внешних оболочек их атомов, то при переходе от одного элемента к другому в пределах малых периодов свойства изменяются резко, а в пределах больших периодов, включающих элементы d- и f-семейств, свойства изменяются медленно. Повторение конфигураций внешнего электронного слоя наступает сначала через 2 элемента (1 период), затем через 8 (2 и 3 периоды), через 18 (4 и 12 5 периоды) и далее через 32 элемента, аналогично наблюдается повторение свойств элементов и их соединений. В группе объединены элементы, атомы которых различаются числом энергетических уровней, но имеют одинаковую структуру внешних электронных уровней. Элементы одной группы имеют сходные валентные состояния и, следовательно, формы образуемых ими соединений (приводятся внизу группы формы высших оксидов и водородных соединений). У атомов в группе сверху вниз увеличивается число энергетических уровней и в связи с этим наблюдается закономерное изменение многих свойств атомов, простых веществ и их соединений. Главные подгруппы содержат элементы s- и р-семейств, побочные подгруппы – элементы d-, f-семейств. Номер группы показывает число электронов, расположенных на последнем электронном уровне для элементов главных подгрупп, а для элементов побочных подгрупп - на последнем уровне и незавершенном подуровне предпоследнего уровня. Теория строения атома дала периодическому закону и периодической системе элементов новое, более глубокое содержание. Порядковый номер элемента соответствует числу протонов в ядре, определяет величину положительного заряда ядра и число электронов в атоме. Место элементов в таблице определяется их свойствами и, наоборот, каждому месту соответствует элемент, обладающий определенной совокупностью свойств. В свете электронных представлений периодический закон получил новую формулировку: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Физический же смысл периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при последовательном возрастании главного квантового числа. Зная электронную структуру атома элемента можно определить его положение в периодической системе, а по положению в системе – описать его свойства. Например, Э 1s22s22p63s23p64s23d104р3. Это элемент №33, так как у него 33 электрона и заряд ядра равен +33, что совпадает с суммой показателей степеней у символов орбиталей. По максимальному значению главного квантового числа (n = 4) определяется число электронных уровней и номер периода, в котором находится элемент. По числу электронов на последнем уровне в подуровнях 4s и 4р – (2+3 = 5) определяется номер группы.Поскольку в данном элементе последними заполняются орбитали 4р, то он относится к р-семейству и входит в главную подгруппу. Итак: это элемент №33, который находится в 4 периоде, V- группе, главной подгруппе – мышьяк As. Данный элемент образует высший оксид – As2О5 и водородное соединение AsН3. Форма высшего оксида составляется исходя из валентности элемента, соответствующей номеру группы, а форма водородного соединения определяется по валентности элемента по водороду, которая равна 8 минус валентность по кислороду (8-5 = 3). 13 2.2. Строение электронных оболочек атомов и свойства элементов Поскольку свойства элементов определяются строением электронной оболочки их атомов, у которых внешний уровень повторяется периодически, они должны также изменяться периодически. И, действительно, для самых разнообразных характеристик элементов указанная зависимость выражается периодическими кривыми, имеющими ряд максимумов и минимумов. Рассмотрим некоторые свойства элементов в зависимости от строения электронных оболочек их атомов. Радиусы атомов и ионов. Электронные облака не имеют резко очерченных границ. Поэтому понятие о размере атома не является строгим. Но если представить себе атомы простого вещества в кристаллах в виде соприкасающихся упругих шаров, то расстояние между центрами шаров можно принять за удвоенный радиус атома. Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома. Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда. С началом застройки нового слоя, более удаленного от ядра, т.е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают. В результате в пределах группы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Такая же закономерность наблюдается и для ионов, заряженных частиц: атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, заряжаются положительно, а присоединившие лишние электроны – отрицательно. Энергия ионизации и сродство к электрону. Одним из важнейших свойств химического элемента является ионизационный потенциал. Энергия ионизации (Еи) численно равна потенциалу ионизации (I). Последний является мерой работы, необходимой для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома в его нормальном состоянии. Для многоэлектронных атомов в принципе существует столько энергий ионизации, сколько электронов в атомах (I1, I2, I3 …. и т.д.) Наименьшее значение имеет потенциал первого порядка. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче оторвать электрон от атома. В пределах группы с увеличением порядкового номера элемента потенциалы ионизации уменьшаются, т.к. радиус атома растет и число промежуточных электронных слоев приводит к экранированию заряда ядра. Способность атома отдавать электроны характеризует его восстановительные свойства. Это важнейшее свойство металлов, поэтому чем меньше потенциал ионизации, тем более металличен элемент. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра постепенно возрастает. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные и металлические свойства ослабевают. Следовательно, самый активный металл – это франций (Fr), а если сравнивать разные металлы между собой, то нужно проанализировать их положение в периодической системе: чем ниже и левее расположен металл, тем он более активен или металличен. 14 Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону (Еср.). Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно, из этого следует, что у атомов металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство же атомов неметаллов к электрону всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному газу расположен неметалл. Способность атомов присоединять электроны характеризует их окислительные свойства или неметалличность. Чем больше энергия сродства к электрону, тем элемент более сильный окислитель и тем сильнее проявляет неметаллические свойства. Еср. возрастает в периоде при переходе от типичного металла к неметаллу и падает в группе с увеличением порядкого номера элемента, т.е. сверху вниз. Электроотрицательность. Как было показано выше, у одних атомов преобладает тенденция к потере электронов с превращением в положительно заряженные ионы (металлы), а другие стремятся приобрести электроны, переходя в отрицательно заряженные ионы (неметаллы). Величина, объединяющая эти два свойства, называется электроотрицательностью (ЭО) (Р. Малликен): ЭО = (Еи+Еср.)/2. Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, поэтому величина ЭО имеет условный характер. Л. Полинг ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв ЭО фтора (F) равной 4,10, а ЭО франция (Fr) равной 0,86. Электроотрицательность элементов растет в основном в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Наибольшей электроотрицательностью характеризуется элемент F, наименьшее значение ЭО имеют s-элементы первой группы. Не только химические, но и целый ряд физических свойств элементарных веществ и их соединений изменяются также периодически (tпл, tкип., твердость, магнитные свойства и др.) Вопросы для самоподготовки 1. Периодический закон Д.И. Менделеева. 2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева: структура (периоды, группы, подгруппы) и периодичность изменения свойств по периодам, группам, подгруппам ( радиус атомов и ионов, электроотрицательность, металличность, окислительно-восстановительные свойства). 3. Связь периодической системы с электронным строением атомов элементов, смысл и причина периодичности. 4. Значение периодического закона и периодической системы Д.И. Менделеева. Литература: [1, §1.4-1.5]; [2, гл. III, с.101-106]. 15 Решение типовых задач Задача 1. Какой из элементов обладает наиболее выраженными неметаллическими свойствами: S, Cl, Se, Br? Укажите элемент с наибольшим сродством к электрону и с наибольшей электроотрицательностью. Решение. Все указанные химические элементы являются неметаллами, т.е. они легко присоединяют к себе электроны и образуют отрицательно заряженные ионы Э + e- → Э-, достраивая свою внешнюю электронную оболочку до 8, до оболочки ближайшего инертного газа. Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны служит энергия сродства к электрону. Еср. возрастает в периодах слева направо, т.е. от металлов к неметаллам, и в группах - снизу вверх. Среди рассматриваемых элементов выше и правее в периодической системе находится Cl, следовательно, он и будет обладать наибольшим сродством к электрону, т.е. неметалличностью. Электроотрицательность (ЭО) – условная величина, характеризующая способность атомов в соединении или кристалле притягивать к себе электроны, она также связана с энергией ионизации (Еи) и сродства к электрону (Еср.). По относительной шкале Л. Полинга наибольшую ЭО имеет фтор (F), а наименьшую – франций (Fr). ЭО в периодах и группах меняется так же, как Еи и Еср., следовательно, хлор обладает наибольшей электроотрицательностью из рассматриваемых элементов, т.е. неметалличностью. Задача 2. Строение внешних электронных уровней в атомах двух элементов выражается формулами: а) …3s23p2 и б) …4s23d2. Определите положение этих элементов в периодической системе и укажите их сходство и различие. Решение. Определим положение элементов в периодической системе: а) по электронной конфигурации внешнего электронного уровня 3s23p2 находим, что этот элемент находится в третьем периоде (nmax = 3), четвертой группе (по числу валентных электронов – s2p2) и главной подгруппе (рсемейство). Это кремний (Si) – неметалл; б) по электронной конфигурации 4s23d2 делаем вывод, что элемент находится в четвертом периоде (nmax = 4), четвертой группе (по числу валентных электронов – s2d2) и побочной подгруппе (d-семейство). Это титан (Тi) – металл. Эти элементы находятся в одной группе, т. к. имеют одинаковое количество валентных электронов, но они в разных периодах и, главное, подгруппах. Эти элементы образуют химические соединения одной формы (4 связи), но разные по своим свойствам: Тi - металл, его соединения носят основной характер, а Si – неметалл, его соединения носят кислотный характер: ТiО2 – основный оксид, SiО2 – кислотный оксид. Задача 3. Напишите электронные формулы и графическое изображение электронных оболочек Al и Mg. Объясните, почему потенциал ионизации (I1) у алюминия меньше, чем у магния. 16 Решение. Mg 1s22s22p63s2 s p d 3 ↑↓ Al 1s22s22p63s23p1 s p 3 ↑↓ ↑ d Энергетически оторвать непарный электрон с последнего электронного уровня у алюминия гораздо легче, нежели распарить устойчивую электронную пару с s-орбитали у магния, хотя в общем магний более металличен, чем алюминий. Это объясняется тем, что второй и третий потенциал ионизации у алюминия (Al трехвалентен), больше, чем у магния (Mg двухвалентен). Упражнения для самостоятельной работы 1. В каком ряду элементы расположены в порядке уменьшения величины их электроотрицательности: Cl, I, Br; Se, S,O; P, Si, Al; B, C, N? Ответ поясните, опираясь на электронные структуры атомов и положение элементов в периодической системе. 2. Сколько электронов содержится на внешнем энергетическом уровне атома элемента, образующего высший оксид ЭО3 и атома элемента, образующего гидроксид состава НЭО3? 3. Какой вид имеет формула высшего оксида элемента, электронная конфигурация атома которого 1s22s22p63s23p64s13d5? Объясните связь между электронной структурой внешних электронных оболочек, валентностью и формой соединений элементов. 4. Напишите электронную конфигурацию бериллия и укажите его элементыаналоги. Как изменяются свойства аналогов с увеличением номера периода? 5. Приведите электронную формулу калия. Покажите как изменяются свойства элементов периода, в котором находится калий, и объясните это с позиции электронного строения атомов. 6. Атом элемента имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p5. Определите положение элемента в периодической системе, охарактеризуйте его свойства, приведите формулу высшего оксида, гидроксида и водородного соединения. 7. Какая из энергий ионизации (0,75 кДж/моль и 0,42 кДж/моль) принадлежит калию, а какая меди? У какого из элементов металлические свойства выражены сильнее? 8. Укажите основные различия в свойствах фтора и хлора, хлора и марганца. Ответ обоснуйте с позиций их положения в периодической системе и электронного строения их атомов. 9. Как меняется характер оксидов и гидроксидов s- и р- элементов в периоде? Объясните причину и продемонстрируйте ответ на примере элементов второго периода. 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ Понятие о химической связи является одним из основополагающих в современной химической науке. Физико-химическая природа вещества целиком определяется его химическим и кристаллохимическим строением, а здесь главное – количество и характеристика его связей. По современным представлени17 ям различают следующие типы химических связей: ионная, ковалентная (полярная и неполярная), металлическая и водородная. Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается увеличением электронной плотности в межьядерном пространстве и уменьшением полной энергии системы. Главным условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов. Химическая связь имеет электрическую природу (Г. Дэви, 1807 г., И. Берцелиус, 1812 г.). Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория химического строения А. М. Бутлерова (1861 г.). Основные положения теории: 1. Атомы в молекулах соединены в определенной последовательности. Эта последовательность была названа строением. 2. Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью. 3. Свойства веществ зависят не только от качественного и коли- чественного состава их, но и oт химического строения. Очень важной была идея Бутлерова, развитая далее его школой, о том, что атомы, соединяясь в определенной последовательности, взаимно влияют друг на друга таким образом, что частично изменяется их собственная природа (HCl, H2O и NH3). Бутлеров, используя свою теорию, изучая физические и химические свойства веществ, определял строение молекул, предугадывал свойства по строению, намечал пути синтеза различных соединений. Бутлеровым были введены структурные формулы веществ, которые составлялись по правилу валентности, образующих их элементов. Им было объяснено явление изомерии. Изомеры - это вещества одинакового состава, но разного строения и разных свойств. Например, валовая формула HNCO имеет два структурных выражения, которые соответствуют двум разным веществам: Н - О- С≡N H-N=С=О цианат изоцианат Аналогично валовой формуле C2H6O соответствуют следующие изомерные структуры: СН3-СН2-О-Н СН3-О- СН3 спирт эфир Лишь после установления электронной структуры атомов появилась возможность для разработки теории химической связи. Ионная связь (В. Коссель, 1916 г.). Суть ионной связи заключается в том, что одни атомы отдают электроны, другие принимают, приобретают при этом положительный и отрицательный заряды соответственно, а также устойчивую электронную оболочку ближайшего энертного газа. Образовавшиеся ионы притягиваются и образуют ионную связь. Na – e → Na +, Cl + e → Cl -, Na + - Cl Однако идеально ионных соединений не существует, об этом свидетельствуют экспериментальные данные по реальным (эффективным) зарядам 18 атомов, входящих в состав соединения. Наиболее близки к чисто ионным соединениям галогениды щелочных металлов, хотя и в них эффективные заряды не достигают единицы. Все остальные соединения с полярными связями являются частично ионными и ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи. Воззрения Косселя дают представления только о полярных связях. Теория ковалентной связи была следующим шагом в рассмотрении природы химической связи и могла объяснить образование полярных и неполярных связей. Ковалентная связь (Д. Льюис, 1916 г.). Подобно Косселю Льюис считал, что атомы стремятся при химическом взаимодействии приобрести конфигурацию инертного газа. Только по Льюису это стремление осуществляется не путем отдачи и присоединения электронов, а образованием общей электронной пары. При этом одна обобществленная электронная пара соответствует одной связи и обозначается черточкой (А.М. Бутлеров): Н2 ; Н-Н О2 ; О=О N2 N≡N Обобществляются непарные электроны последнего электронного слоя взаимодействующих атомов. Ковалентные связи между одинаковыми атомами неполярны (гомеополярная связь) и общая электронная пара располагается симметрично между центрами их ядер. Разные атомы образуют полярные (гетерополярные) связи и в этом случае электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Например, H-Cl Все сведения о строении и свойствах объектов химии могут быть получены решением уравнения Шредингера для соответствующих систем ядер и электронов. Впервые подобный приближенный раcчет был произведен в 1927 году В. Гейтлером и Ф. Лондоном для молекулы водорода. Их метод был развит другими учеными и получил название метода валентных связей (МВС). Авторы сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга (где нет взаимодействия между ними), и определили зависимость волновой функции от координат, т.е. плотность общего электронного облака в любой точке пространства. При сближении атомов эта зависимость по их предположению сохраняется, только требует внесения поправок на взаимодействие между электронами и ядрами других атомов. В результате было получено уравнение, по которому нашли зависимость между энергией системы (Е) и расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов (r). Графически эта зависимость выражается кривыми: 19 Рис.1. Зависимость энергии молекулярной системы водорода от межъядерного расстояния При сближении атомов, электроны которых имеют параллельные спины, энергия системы непрерывно растет (кривая а). Химическая связь, следовательно, не образуется. При сближении атомов, имеющих электроны с антипараллельными спинами (кривая б), до некоторого расстояния r0 энергия системы уменьшается. При r = r0 система обладает наименьшей потенциальной энергией и находится в наиболее устойчивом состоянии. А это значит, что для атомов с антипараллельными спинами выгодно образование химической связи Н – Н. Образование химической связи является результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков. В итоге плотность электронного облака в межъядерном пространстве возрастает на 15-20 %. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к области повышенной электронной плотности, притяжение преобладает над отталкиванием между ядрами, образуется устойчивая молекула. s Н 1 ↑ ↑ + → Н2 ↓ ↓ Эти представления были распространены и на более сложные молекулы. Метод МВС объяснил важнейшие свойства ковалентной связи, строение большого числа молекул, хотя не оказался универсальным. Н 1 3.1. Способы образования ковалентной связи Обменный механизм. Ковалентная связь образуется парой одиночных электронов с антипараллельными спинами, принадлежащих двум взаимодействующим атомам: НCl NH3 s p d s p Cl 3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ N 2 ↑↓ ↑ ↑ ↑ Н 1 ↓ s 1 20 ↓ ↓ ↓ s s s Н Н Н Таким образом, ковалентность (число ковалентных связей) атомов в этих соединениях определяется числом неспаренных электронов на последнем электронном уровне атома в невозбужденном состоянии. Однако известны и другие случаи. Например s p 2 ↑↓ ↑ ↑ С 1 ↑↓ В невозбужденном состоянии атом углерода может образовать две ковалентные связи. Но для углерода более типичны соединения, где он образует 4 связи: CO2, CH4 и др. Этот процесс возможен в результате возбуждения атома углерода: s p 2 ↑ ↑ ↑ ↑ * С 1 ↑↓ Теперь на внешнем электронном уровне атома углерода 4 неспаренных электрона и он может участвовать в образовании 4-х ковалентных связей, при этом выделяется большое количество энергии, которое значительно перекрывает расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние. Распаривание электронов происходит только в пределах одного электронного уровня. Энергетически невыгоден переход электрона из одного уровня в другой, поэтому у кислорода и фтора строение внешнего электронного уровня одинаково в нормальном и возбужденном состояниях: s p s p 2 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ O 1 ↑↓ F 1 ↑↓ У этих элементов нет свободных орбиталей во втором электронном слое и электроны не могут распариться при возбуждении, поэтому они проявляют постоянную ковалентность, равную 2 и 1 соответственно. Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют свободный или незавершенный d-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя, вследствие чего здесь появляются дополнительные возможности образования неспаренных электронов. s p d Cl 3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ Cl* 3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ При возбуждении хлора у него появляется 3, 5 и 7 неспаренных электронов и возможность к образованию такого же числа ковалентных связей. Из приведенных примеров ясно, что число ковалентных связей элемента определяется числом неспаренных электронов не только в нормальном, но и в возбужденном состоянии. 21 Донорно-акцепторный механизм. Нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов в его атомах. Происходит это потому, что есть другой механизм образования ковалентной связи, заключающийся в том, что один атом отдает неподеленную электронную пару, а партнер предоставляет свободную орбиталь. Первый называется донором (Д), второй – акцептором (А). Ковалентную связь, образующуюся по такому механизму, называют донорно-акцепторной и в ее образовании участвуют атомы, находящиеся в возбужденном состоянии. Схематически образование донорно-акцепторной связи может быть представлено следующим образом: s + Н 1 ↑↓ ↑ N 2 1 ↓ s Н ↑ ↑ ↓ s Н ↓ s Н Рассмотрим химическое строение молекулы СО (С=О) s p С 2 ↑↓ ↑ ↑ О 2 ↑↓ ↓ ↓ ↑↓ Между этими элементами возникает две ковалентные связи (=) и одна донорно). акцепторная (←), где О – донор, а С – акцептор ( Если учесть, что число связей элемента определяет его валентность, то в этом соединении С и О – трехвалентны. Это соединение не исключение, наоборот, большинство соединений образуют ковалентные связи со смешанным механизмом. Например, графически электронное строение молекулы ZnS можно изобразить следующим образом: Zn 4 s ↑↓ p * Zn 4 S 3 s ↑ ↓ p ↑ ↓ ↑↓ ↑↓ p s В этом соединении между элементами возникают две ковалентные связи по обменному механизму и две по донорно-акцепторному (S –донор, Zn - акцептор), 22 т.е. четыре связи, что хорошо согласуется с высокой прочностью молекулы сульфида цинка. При многообразии возможностей образования связи все-таки общее число ковалентных связей, которые способны образовать атомы, ограничено. Оно определяется числом валентных орбиталей. Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи. Это отличает её от всех других видов взаимодействия частиц и определяет стехиометрию молекулярных химических соединений (формульный состав, весовые соотношения, расчеты по формулам и уравнениям и др.) Таким образом, валентность элемента равна числу электронных орбиталей атома, участвующих в образовании химических связей как по обменному (непарные электроны), так и по донорно-акцепторному механизму (свободные орбитали или спаренные электрон. 3.2. Характеристики химических связей Химическая связь характеризуется энергетическими и геометрическими параметрами. Энергия химической связи. Это мера прочности связи. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании связи (кДж/моль). Для определения энергии единичной связи необходимо энергию образования 1 моль вещества разделить на число Авогадро. Длина химической связи. Под длиной связи понимают расстояние между центрами ядер атомов в молекуле (или кристалле), когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна. Чем связь прочнее, тем она короче. Дипольный момент и направленность связи. Химическая связь (кроме ионной) характеризуется также пространственной направленностью. Если двухатомные молекулы всегда линейны, то многоатомные молекулы могут иметь различную геометрическую конфигурацию: О = С = О (линейная) (угловая) Пространственное строение молекул экспериментально может быть выявлено исследованием вращательных спектров молекул (ИКС), определением дипольных моментов (µ) и другими методами. Дипольный момент является мерой полярности молекулы. Между взаимодействующими атомами с разной электроотрицательностью возникают полярные связи. В результате смещения электронной плотности в сторону более электроотрицательного партнера происходит разделение «центров тяжести» положительных и отрицательных зарядов и возникает диполь. Величина дипольного момента рассчитывается по формуле µ=l·δ (l – длина диполя, δ – заряд). 23 Дипольные моменты бинарных молекул изменяются от 0 до 11 Дебай. Дипольный момент связи является векторной величиной, направлен от (-) к (+). Для многоатомных молекул следует различать понятия дипольный момент отдельных связей (µ св.) и дипольный момент молекулы в целом(µ мол.). Для симметричных молекул с полярными связями µ мол.=0. О=С=О µ мол. = 0 µ мол. = 0 µ мол. = 0 Для несимметричных молекул дипольные моменты отдельных связей не компенсируют друг друга, и суммарный дипольный момент молекулы, отличный от нуля, определяется по правилу параллелограмма (рис. 2). µ мол.=1,84 Д µ мол.=1,48 Д Рис. 2. Возникновение дипольных моментов в молекулах воды и аммиака Определение дипольных моментов позволяет судить о характере связей в молекулах и об их пространственном расположении. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов, что приводит к уменьшению энергии системы. От этого свойства ковалентной связи зависит структура молекул. Только ns-орбитали обладают сферической симметрией, все остальные орбитали несимметричны и имеют определенное направление в пространстве. Существуют два способа перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной связи: сигма (σ) и пи (π). Сигма (σ)-связь образуется при перекрывании s-s, s-p, p-p орбиталей взаимодействующих атомов, при этом область перекрывания (максимальная электронная плотность) находится на линии, соединяющей центры атомов: 24 H-H s s H-Cl s p Cl-Cl p p Рис. 3. Схемы образования σ-связи Пи (π)-связь образуется при перекрывании p-p, p-d, d-d орбиталей взаимодействующих атомов, при этом получаются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от оси связи: Рис. 4. Схемы образования π-связи Одинарная связь - всегда σ, а кратные связи представляют собой сочетание σ и π связей: двойная связь - σ + π, тройная связь - σ + π + π. σ-Связь является более прочной, чем π-связь, т.к. у нее большая область перекрывания АО. π С=О σ Рис. 5. Схема образования двойной связи на примере молекулы СО Экспериментально было обнаружено, что энергия связи, угол между связями в молекуле отличаются от теоретически рассчитанных значений. Чтобы объяснить такое расхождение экспериментальных фактов с теорией, необходимо учитывать, что наиболее устойчивому состоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое расположение пространственных электронных облаков, которому соответствует наименьший запас энергии. Это приводит к тому, что атомные электронные облака в молекуле перестраиваются, т.е. гибридизуются. Гибридизация - это смешение электронных облаков, сопровождающееся изменением их формы, направленности в пространстве. Число гибридных орбиталей равно суммарному числу гибридизующихся орбиталей. Рассмотрим более типичные случаи гибридизации различных орбиталей, участвующих в образовании химических связей. sp-гибридизация. Данный тип гибридизации наблюдается при образовании атомом двух связей, за счет одного s- и одного р- электронов (рис. 6). 25 Рис. 6. Схема sp-гибридизации Например, в молекуле MgCl2 образуются две равнозначные σ-связи, в которых участвуют две sр- гибридных орбитали s p E s p * → Mg 3 ↑ ↑ Mg 3 ↑↓ Гибридные электронные облака располагаются в пространстве на одной прямой под углом 1800, что дает возможность осуществиться одинаковому полному перекрыванию их с электронными облаками хлора. Это обеспечивает линейное строение молекулы MgCl2 (рис. 7). Рис. 7. Схема строения молекулы MgCl2 sp2-гибридизация. В этом случае происходит смешение трех валентных орбиталей: одной s типа и двух р типа. Три sp2-гибридных орбитали располагаются в пространстве под углом 1200 в одной плоскости (рис. 8). Рис.8. Схема sр2-гибридизации Например, в молекуле AlCl3 образуются три равнозначные которых участвуют три sр2 – гибридных орбитали алюминия: s p E s p * ↑↓ ↑ → Al 3 Al 3 ↑ ↑ ↑ σ-связи, в Три sp2- гибридных электронных облака атома алюминия, перекрываясь с р-электронными облаками хлора, образуют устойчивую плоскую тригональную молекулу (рис. 9). 26 Рис. 9. Схема строения молекулы AlCl3 sp3-гибридизация. В гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали, в результате образуются четыре sp3- гибридных орбитали, ориентированных в пространстве к вершинам тетраэдра под углом 109028/ (рис. 10). Рис. 10. Схема sр3-гибридизации Такую гибридизацию можно рассмотреть на примере молекулы метана. s p E s p * ↑↓ ↑ ↑ → ↑ ↑ ↑ ↑ C 2 C 2 Рис. 11. Схема строения молекулы СН4 Соответствующее строение имеют и другие молекулы с такой гибридизацией атомных орбиталей. У элементов третьего и последующего периодов в образовании гибридных электронных орбиталей могут участвовать и d-орбитали. Особенно важен случай sp3d2-гибридизации, когда образуется 6 гибридных орбиталей, вытянутых к вершинам октаэдра (рис. 12). 27 [SnF6]2- октаэдр Рис. 12. Схема строения координационного иона [SnF6]2Таблица 3 Тип гибридизации и геометрия молекул Тип гибридизации центрального атома Угол связи Геометрическая форма молекулы sp sp2 1800 1200 sp3 109028/ линейная плоский треугольник тетраэдрическая sp3d sp3d2 900 и 1200 900 бипирамидальная октаэдрическая Примеры BeF2,ZnCl2,C2H2… BCl3, AlF3,C2H4… СCl4, CH4, РCl3, SiH4, NH3, H2O PF5 SF6, SbCl6¯ В гибридизации могут участвовать атомные орбитали, занятые одним непарным электроном, двумя спаренными электронами или свободные орбитали. Это можно рассмотреть на примере молекулы воды (рис. 13). Н2О s p О 2 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↓ s ↓ s H H Рис.13. Схема строения молекулы Н2О Здесь две σ-связи образуют угол, определяемый направлением р-орбиталей кислорода в пространстве. Однако угол между связями не 90°, а 104,5°, который близок к тетраэдрическому. Объяснить это можно явлением гибридизации электронных орбиталей, которое приводит к образованию более энергетически выгодных структур, т.е. более прочных связей. При образовании молекулы воды наблюдается sp3-гибридизация, в которой принимают участие четыре орбитали кислорода: две р-орбитали, на каждой из которых расположено по одному электрону, и s- и р-орбитали, на которых по два спаренных элек- 28 трона. Некоторые расхождения в величине угла связаны с неравноценным состоянием электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. Кроме рассмотренных теорий химической связи, существуют и более сложные, которые дают возможность расширить представления о природе химической связи, например, метод молекулярных орбиталей (ММО). ММО объясняет существование прочного молекулярного иона водорода (Н2+), парамагнетизм кислорода, дробную кратность связи и др., что невозможно объяснить с помощью метода валентных связей. В данном пособии рассмотрена более простая, но достаточно информационная теория МВС. 3.3. Водородная связь Атом водорода, связанный непосредственно с сильно электроотрицательными атомами (фтор, кислород, сера, азот), обладает способностью к образованию еще одной связи с другим подобным атомом. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Возникновение водородной связи можно объяснить в первом приближении действием электростатических сил, но в окончательном варианте эта связь ближе всего к донорно-акцепторному взаимодействию. Энергия водородной связи 8 - 40 кДж/моль, что значительно слабее ковалентной связи (для сравнения - энергия ковалентной связи 150 - 400 кДж/моль), поэтому ее обозначают пунктиром или точками: Н+-F- + Н+-F-→ Н+-F-··· Н+-F-··· Н+-FH-O-H+ H-O-H→ H-O-H···O-H···O-H и т.д. | | Н Н Этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, что служит причиной аномально высоких температур кипения и плавления различных веществ. Например, водородные соединения подгруппы кислорода H2S, H2Se, H2Te в обычных условиях газы, вода - жидкость с достаточно высокой температурой кипения (1000 С). Особенно большое значение водородные связи имеют для органических соединений (спирты, кислоты, белки, нуклеиновые кислоты и др.). В них встречаются межмолекулярные и внутримолекулярные водородные связи: 1) раствор спирта в воде: 2) димеры уксусной кислоты (СН3СООН)2: 29 3) внутримолекулярная о-гидроксибензальдегида: водородная связь в молекуле 3.4. Металлическая связь О существовании межатомной связи в металлах свидетельствуют энергии связи кристаллических решеток металлов, которые меняются в широких пределах. Между ковалентной и металлической связью имеется большое сходство - оба типа химической связи основаны на обобществлении валентных электронов. Только в металлах валентные электроны обслуживают весь кристалл, т.е. они полностью делокализованы. Делокализация валентных электронов в металлах является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов (рис. 14). Рис.14. Схема кристаллической решетки металла Металлическая связь - многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних электронов атомов. В газообразном состоянии атомы всех веществ, в том числе и металлов, связаны между собой только ковалентной связью. Вопросы для самоподготовки 1.Природа химической связи, основные виды связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная. 2. Характеристики связи: энергия, длина, полярность, направленность, насыщаемость, σ- и π- связи. 3. Метод валентных связей. Механизм образования связей (обменный, донорноакцепторный). 4. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях. Максимальная валентность. 5. Гибридизация атомных электронных орбиталей (sp, sp2, sp3) и пространственное строение молекул. Литература: [1, §2.1-2.3]; [2, гл. III, с. 117-159]. 30 Решение типовых задач Задача 1. В каких соединениях – Н2О, О2, СаО – связь имеет наибольшую степень ионности? В молекуле какого соединения связь ковалентная неполярная? Представьте механизм образования этой связи и укажите валентность кислорода в нормальном и возбужденном состояниях. Решение. Чем больше разница в электроотрицательностях взаимодействующих атомов, тем связь между ними будет более полярной, т.е. обладать большой долей ионности. Учитывая положение элементов в периодической системе, следует отметить, что ЭО увеличивается в ряду Са, Н, О. Отсюда следует, что наибольшая разность ЭО должна быть в соединении СаО. Связь ковалентная неполярная существует между одинаковыми атомами, например, в молекуле О2. Покажем механизм образования этой связи исходя из метода валентных связей. Графически представляем электронную формулу каждого атома кислорода и образование связей в молекуле О2. O2 2 s ↑↓ p ↑↓ ↑ ↑ O 2 ↑↓ ↑↓ ↓ ↓ O Каждый атом кислорода имеет 2 неспаренных р-электрона на последнем электронном уровне, причем свободных орбиталей у него нет и даже при поглощении энергии распаривание электронов не произойдет. Таким образом, в результате перекрывания электронных облаков непарных р-электронов с антипараллельными спинами между двумя атомами кислорода возникает двойная связь: при перекрывании электронных облаков на линии связи (рх-рх) формируется σ-связь, при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии связи (ру-ру) – π-связь. π-связь менее прочная, чем σ-связь, т. к. у первой значительно меньше область перекрывания, чем у второй. Обе связи в молекуле кислорода образованы по обменному механизму, т.е. каждый атом предоставлял для образования связи один непарный электрон. В этом случае кислород двухвалентен. Но у каждого атома кислорода остались две пары спаренных электронов, которые сохраняют свое состояние даже при возбуждении, и они тоже являются валентными, т.е. способными принимать участие в образовании связи по донорно-акцепторному механизму. Кислород представляет пару электронов атому, имеющему свободную электронную орбиталь на последнем уровне. Таким образом, кислород может образовать 4 связи (2 по обменному и 2 по донорно-акцепторному механизму), причем, несмотря на высокую ЭО, кислород будет донором электронов. Этот случай можно рассмотреть на примере воды, молекулы которой находятся в ассоциированном состоянии за счет межмолекулярного образования водородных связей, природа которых очень близка к донорно-акцепторному взаимодействию. 31 Задача 2. Определите валентные углы между связями в следующих молекулах: LiF, BeF2, BF3, CF4. Укажите пространственную конфигурацию названых молекул, иллюстрируя ответ графическими электронными формулами. Решение. Все атомы перечисленных молекул находятся во втором периоде периодической системы элементов. Для молекулы LiF графическая картина образования связи будет иметь вид s p 2 1 Li 1s 2s 2 ↑ F 1s22s22p5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ р s Между атомами возникает одна связь по обменному механизму с очень высокой степенью ионности, т.е. электронная обобществленная пара сильно смещена от типичного металла (Li) к типичному неметаллу (F). Для молекулы BeF2: 2 ↓ Be 1s22s2 Be* 1s22s1 2р1 F 1s22s22p5 Бериллий в невозбужденном состоянии 0-валентен. В возбужденном состоянии происходит распаривание s-электронов и образуются два непарных валентных электрона – s и р, которые образуют две ковалентные связи по обменному механизму с двумя атомами фтора. Связи Be с F одинаковы, а электроны, участвующие в их образовании, разные, что возможно вследствие гибридизации атомных электронных орбиталей бериллия. Так как перекрывание электронных облаков связывающихся атомов происходит в направлении максимума, то угол между связями в молекуле BeF2 будет равен 1800. 32 Для молекулы BF3: p B 1s22s3 F * 2 1 B 1s 2s 2р 2 ↑↓ ↓ ↑↓ ↑↓ 2 B* 2 ↑ F 1s22s22p5 s 2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ s p F ↑ ↑ 2 ↓ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ p s F При возбуждении бора образуются три непарных валентных электрона – один s и два р, которые гибридизуясь участвуют в образовании трех ковалентных связей, которые также, как и гибридные орбитали (sp2) находятся в одной плоскости под углом 1200. Для молекулы СF4: s p р s 2 2 2 F 2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ F2 ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ С 1s 2s 2р С* 1s22s12р3 F 1s22s22p5 С* 2 F 2 ↑↓ s ↑↓ p ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↓ F2 ↑ ↓ ↑↓ ↑↓ р ↑↓ s Углерод в возбужденном состоянии переходит в 4х- валентное состояние и способен по обменному механизму образовывать 4 ковалентные связи. Его s- и три р-электронные облака образуют 4 sp3-гибрида, которые в пространстве расположены в позиции правильного тетраэдра под углом 109028'. Задача 3. Укажите молекулу, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи: CН4, MgH2, NH3, BH3. 33 Решение. Донорно-акцепторные связи образуются соединениями, которые в возбужденном состоянии имеют в своем составе атомы с неподеленными электронными парами (доноры) или незанятыми орбиталями (акцепторы). Молекула СН4 cодержит углерод, у которого нет ни свободных орбиталей, ни неподеленных электронных пар, четыре непарных электрона он использует для образования четырех ковалентных связей по обменному механизму. s p s p * С 2 ↑↓ ↑ ↑ → С ↑ ↑ ↑ ↑ Молекула MgH2 cодержит магний, который в возбужденном состоянии на последнем уровне имеет 2 непарных электрона и 7 незанятых орбиталей. За счет непарных электронов он образует две ковалентных связи по обменному механизму, а за счет свободных орбиталей может образовывать донорноакцепторные связи, выступая в роли акцептора, т.е. принимая электронные пары других атомов. s p d s p d * Mg 3 ↑↓ → Mg 3 ↑ ↑ Молекула NH3 cодержит азот, который и в нормальном, и в возбужденном состоянии имеет одинаковое электронное строение, которое позволяет ему образовывать три ковалентные связи по обменному механизму, а оставшуюся электронную пару, которой некуда распариваться, использовать для образования донорно-акцепторной связи (донор): s p s p * N 2 ↑↓ ↑ ↑ ↑ → N 2 ↑↓ ↑ ↑ ↑ Молекула BH3 содержит атом бора, который может за счет своего электронного строения в возбужденном состоянии образовывать три ковалентные связи по обменному механизму, а незанятую орбиталь предоставить для образования донорно-акцепторной связи (акцептор): s p s p * В 2 ↑↓ ↑ → В 2 ↑ ↑ ↑ Так как валентность элемента определяется общим числом связей, то свободные орбитали или нераспаренные электроны последнего электронного уровня в возбужденном состоянии способствуют увеличению валентности. Задача 4. Укажите ряд веществ, в котором представлены только полярные молекулы: H2O. CO2, SO3, NH3; CCl4, NO, NO2; BF3, CO2, SO2; NH3, SO2, Решение. Полярность молекул определяется полярностью образующих их связей и пространственным строением молекул. Электрический момент диполя молекулы равен векторной сумме электрических моментов диполей связей, имеющихся в молекуле. Электрический момент диполя двухатомной молекулы µ мол. равен электрическому моменту диполя связи µ св. Если связь неполярна, то и молекула неполярна. 34 В многоатомных молекулах зависимость электрического момента диполя молекулы от электрических моментов диполей связей более сложная. Например, молекула CO2, О = С = О неполярна, так как диполи полярных связей компенсируют друг друга О← С →О, а молекула H2O полярна, т.к. она имеет угловую конфигурацию Суммарные электрические моменты диполей молекул с гибридизацией АО центрального атома таких, как CaCl2 (sp-гибридизация), BF3 (sp2-гибридизация), СН4 (sp3-гибридизация) равны нулю и эти молекулы неполярны. Но если атомы, связанные с центральным атомом неодинаковы, то молекула становится полярной (BF2Cl, СF2Cl2 и др.). Многоатомные молекулы неполярны при симметричном распределении заряда или полярны при ассиметричном распределении заряда. В предложенном задании только полярные молекулы образуют ряд NH3, SO2, H2O, т.к. в других рядах CO2 (линейная структура) – молекула неполярна, CCl4 (тетраэдрическая структура) – неполярна, BF3 (плоский треугольник) – неполярна. Упражнения для самостоятельной работы 1. Какие типы связи характерны для простых веществ? 2. Укажите соединение, в котором реализуется связь по донорно-акцепторному механизму: аммиак, хлорид аммония, хлороводород, азот. Ответ демонстрируйте графическими формулами молекул перечисленных веществ. 3. В каком соединении химическая связь характеризуется наибольшей степенью ионности: NH3, BN, Li3N, NO2? Расположите перечисленные вещества в порядке снижения ионности. 4. Укажите углы связей в молекуле ацетилена (С2Н2). Представьте графически строение этой молекулы. 5. Назовите угол между связями в молекуле SiO2 и с помощью электронной формулы представьте геометрию молекулы. По какому механизму может образовывать связи Si и какова их насыщаемость? Какая молекула более полярна CO2, SiO2, NO2? 6. Приведите примеры молекул, которые содержат только σ-связи; одну πсвязь; одну σ-и две π-связи. Ответ иллюстрируйте графическими формулами молекул. 7. Какую пространственную конфигурацию имеют молекулы BaCl2, FeCl2, FeCl3, PbCl4, Cl2, CCl4? Ответ иллюстрируйте графическими электронными формулами молекул. 35 ТЕМЫ РЕФЕРАТОВ 1. История составления и развития периодической системы элементов. 2. Теории ионной (Коссель) и ковалентной связей (Льюис, Дюма). 3. Теории строения атома по Н. Бору. 4. Электронное строение атома и атомные спектры. 5. Полярность и пространственное строение молекул. 6. Водородная связь (внутри- и межмолекулярная). 7. Металлическая связь. 36 ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОМУ ТЕСТИРОВАНИЮ 1. Квантовое число ms характеризует… 1) форму электронной орбитали; 2) энергию электронной орбитали; 3) ориентацию электронной орбитали ; 4) собственный магнитный момент. Назовите и охарактеризуйте три других квантовых числа. 2. На s-орбиталях одного энергетического уровня максимально могут располагаться_______ электронов 1) 6; 2) 8; 3) 10; 4) 2. Ответ поясните на основании возможных для данной орбитали четырех квантовых чисел и принципа Паули. 3. Максимальное число электронов на орбитали n = 2, l = 1, ml = -1 равно… 1) 2; 2) 6; 3) 4; 4) 8. 4. Частицы, обладающие одинаковым строением внешнего энергетического уровня, расположены в ряду… 1) Ne, Al3+, S2-; 2) O2-, Mg2+, Ar; 3) Ar, Cl-, Ca2+; 4) Ne, Cl-, Ca2+. 5. Электронную конфигурацию, соответствующую атому Ar, имеет ион… 1) S6+; 2) S2¯; 3) Mg2+; 4) Br¯. Ответ поясните, написав электронные формулы всех частиц. 6. Химическому элементу с формулой высшего оксида Э2О3 соответствует электронная конфигурация внешнего энергетического уровня… 1) ns2 np2 ; 2) ns2 np4; 3) ns2 np1; 4) ns2 np3. Ответ подтвердите, написав электронную формулу соответствующего элемента и указав его высшую валентность по кислороду. 7. Хлорид-иону соответствует электронная конфигурация… 1) 1s22s22p63s23p6 ; 2) 1s22s22p6 3s23p4; 3) 1s22s22p53s23d6 ; 4) 1s22s22p33s23d5. Ответ подтвердите, написав электронную формулу соответствующего элемента в нормальном состоянии, и формулу иона Cl‾. 8. На внешнем энергетическом уровне атома элемента, образующего высший гидроксид состава НЭО3, содержится ____ электронов 1) 7; 2) 4; 3) 6; 4) 5. Ответ подтвердите, написав электронную формулу соответствующего элемента и указав его валентность в этом соединении. 9. Число неподеленных электронных пар на валентном энергетическом уровне атома азота в основном состоянии равно… 1) 2; 2) 3; 3) 0; 4) 1. Напишите электронную формулу азота в нормальном и возбужденном состояниях. Определите валентность элемента в этих двух состояниях. 10. Число завершенных энергетических уровней и максимальная валентность по кислороду элемента с электронной конфигурацией 1s22s22p63s23p64s13d5 соответственно равно… 1) 2 и 5; 2) 3 и 3; 3) 2 и 6; 4) 3 и 5. Ответ поясните с учетом того, какие АО могут заполняться в третьем и четвертом энергетическом уровне и как определяется максимальная валентность. 37 11. Неспаренные электроны в основном состоянии содержит частица… 1) Zn 2+ ; 2) Pb 2+; 3) Ni 2+; 4) Ca 2+. Напишите электронную формулу соответствующего элемента в нормальном и возбужденном состояниях. Определите валентность элемента в этих двух состояниях. 12. В группах с увеличением порядкового номера электроотрицательность элементов… 1) уменьшается; 2) изменяется периодически; 3) увеличивается; 4) не изменяется. Объясните, что характеризует электроотрицательность атомов. 13. Величина электроотрицательности элементов уменьшается в ряду… □ 1) Se, S, O; □ 2) B, C, N; □ 3) Cl, Br, J; □ 4) P, Si, Al. Объясните, что характеризует электроотрицательность атомов. 14. Порядковый номер элемента, валентные электроны атома которого расположены на орбиталях 4s24p4, равен… 1) 34; 2) 32; 3) 22; 4) 24. Напишите полную электронную формулу соответствующего элемента. 15. Формула водородного соединения элемента с электронной конфигурацией атома в основном состоянии 1s22s22p63s23p4 имеет вид… 1) ЭН4; 2) ЭН; 3) ЭН3; 4) ЭН2. Укажите валентность элемента по водороду и кислороду. 16. Число валентных электронов у атома элемента с электронной конфигурацией 1s22s22p63s23p64s13d5 равно… 1) 3; 2) 5; 3) 1; 4) 6. Ответ иллюстрируйте графическими электронными формулами. Определите число завершенных энергетических уровней. 17. Формула высшего оксида элемента, электронная конфигурация атома которого 1s22s22p63s23p64s23d7, имеет вид… 1) Э2О; 2) Э2О3; 3) Э2О5; 4) ЭО3. Представьте графическую электронную формулу в возбужденном состоянии и укажите чем определяется максимальная валентность элемента. 18. Число неспаренных электронов в атоме брома в невозбужденном состоянии равно… 1) 1; 2) 3; 3) 7; 4) 5. Изменится ли число неспаренных электронов в атоме брома в возбужденном состоянии? 19. Число валентных электронов у иона Mn2+ равно… 1) 0; 2) 5; 3) 4; 4) 3. 2+ Может ли ион Mn образовывать связи по донорно-акцепторному механизму? 20. Угол между связями в молекуле С2Н2 равен… 1) 1200; 2) 1800; 3) 900; 4)109028'. Ответ поясните, указав тип гибридизации атомных орбиталей углерода. Графически изобразите данную молекулу. 21. Молекула NF3 имеет _______ пространственную конфигурацию… 1) пирамидальную; 2) треугольную; 3) линейную; 4) угловую. 38 Определите тип гибридизации атомных орбиталей азота и укажите угол между связями. 22. В молекуле С2H4 углерод находится в _______ гибридизации 1) sp3; 2) sp3d; 3) sp; 4) sp2. Ответ поясните графическим изображением данной молекулы. 23. Формула высшего оксида элемента, образующего водородное соединение ЭН4, имеет вид… 1) ЭО; 2) ЭО3; 3) ЭО4; 4) ЭО2. Укажите номер группы элемента и представьте электронную формулу его аналога из 4-го периода. 24. Наибольшей степенью ионности характеризуется химическая связь в соединении… 1) NH3; 2) BN; 3) Li3N; 4) NO2. Ответ поясните исходя из положения элементов в периодической системе. 25. Молекула оксида углерода (IV) содержит _______ связи 1) 2σ и 1π; 2) 2σ; 3) 1σ и 1π; 4) 2σ и 2π. Продемонстрируйте графически образование σ- и π-связей. 26. Донором является частица, предоставляющая… 1) электрон; 2) пару свободных орбиталей; 3) свободную орбиталь; 4) пару электронов. Ответ поясните, описав механизм образования химической связи по донорноакцепторному механизму на примере образования иона NH4+. 27. Укажите соединение, в котором реализуется связь, образованная по донорно-акцепторному механизму… 1) аммиак; 2) хлорид аммония; 3) молекула хлороводорода; 4) молекула азота. Представьте графическую электронную формулу выбранной молекулы. 28. Наибольшей полярностью в молекуле CH3COOH обладает связь… 1) C–C; 2) Н–О; 3) C–O; 4) C–H. Ответ поясните, мотивируя его положением связанных элементов в периодической системе. 39 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК Основная литература 1. Коровин, Н.В. Общая химия[Текст]: учеб. для техн. направ. и спец. вузов/ Н.В.Коровин.- 10-е изд., доп. -М.: Высшая школа, 2008.-556 с. 2. Глинка, Н.Л. Общая химия [Текст] / Н.Л. Глинка.- М.: КНОРУС, 2011. -752 с. Дополнительная литература 1. Будяк, Е.В. Общая химия [Текст]: учеб. метод. пособие./ Е.В. Будяк. 3-е изд.,перераб. и доп. – СПб.: Изд. «Лань», 2011.- 384 с. 2. Павлов, Н.Н. Общая и неорганическая химия [Текст]:/ Н.Н. Павлов. Учебник. 3-е изд., испр. и доп. – СПб.: Изд-во «Лань», 2011.- 496 с. 3. Дмитриев, И.С. Электрон глазами химика [Текст] / И.С. Дмитриев.- Л.: Химия, 1986.-225 с. 4. Минкин, В.И. и др. Теория строения молекул [Текст]: учеб. пособие для унтов и хим. техн. вузов./ В.И. Минкин. -М.: Высшая школа, 1979.- 407 с. 5. Карапетьянц, М.Х. Строение вещества [Текст]: учеб.пособие. / М.Х. Карапетьянц. - М.: Высшая школа, 1978. – 304 с. 6. Овчинников, К.В. и др. От атома к молекуле [Текст] / К.В. Овчинников.- Л.: Химия, 1973.-108 с. 7. Развитие учения о валентности [Текст] / В.И. Кузнецов. – М.: Химия, 1977.246 с. 8. Семишин, В. И. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева [Текст] / В. И. Семишин.- М.: Химия, 1972.-187 с. 9. Фигуровский, Н.А. Открытие химических элементов и происхождение их названий [Текст] / Н.А. Фигуровский. -М. «Наука», 1970.-207 с. 10. Химическая энциклопедия в 5 томах, 1992. 11. Летопись жизни и деятельности Д.И. Менделеева [Текст] / Р.Б. Добротин и др. - Л.: «Наука», 1984. -517 с. 12. Азимов, Айзек. Краткая история химии. Развитие идей и представлений в химии [Текст]/ Айзек Азимов; перевод с англ.- М.: Мир, 1983. – 189 с. 40 ОГЛАВЛЕНИЕ Введение……………………………………………………………......… 1. Строение атома……………………………………………………… 1.1. Квантовые числа…………………………………………………….... 1.2. Электронная структура атомов………………………………….... 2.Периодическая система элементов Д.И. Менделеева………………. 2.1. Связь периодической системы элементов с электронной структурой атомов.................................................................... 2.2. Строение электронных оболочек атомов и свойства элементов.......................................................... 3.Химическая связь и строение молекул…………………….....……… 3.1.Способы образования ковалентной связи………………….........… 3.2.Характеристики химической связи………………………………..... 3.3. Водородная связь…………………………………………………......... 3.4. Металлическая связь………………………………………………...... Темы рефератов…………………………………………………………. Типовые задачи к контрольному тестированию……………………… Библиографический список …………………………………………..... 41 3 4 5 6 12 12 14 17 20 23 29 30 36 37 40 СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА Методические указания к внеаудиторной самостоятельной работе по химии для студентов 1-го курса всех специальностей дневной и заочной форм обучения Составители: Барсукова Лариса Георгиевна, Вострикова Галина Юрьевна, Кривнева Галина Георгиевна Редактор Черкасова Т.О. Подписано в печать 12.10.2012. Формат 60 × 84 1/16. Уч.-изд. л. 2,6. Усл.-печ. л. 2,7. Бумага писчая. Тираж 000 экз. Заказ № ____. Отпечатано: отдел оперативной полиграфии издательства учебной литературы и учебно-методических пособий Воронежского ГАСУ 394006 Воронеж, ул. 20-летия Октября, 84 42
