Строение атома. Периодический закон и Периодическая

0
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Уфимский государственный нефтяной технический университет»
Кафедра общей и аналитической химии
М.А. Молявко, А.М.Сыркин
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Учебное пособие
Уфа 2009
1
УДК 544.112
ББК 22.36
М 76
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ в качестве учебного пособия
РЕЦЕНЗЕНТЫ:
Заведующий кафедрой «Общая химия» Башкирского государственного медицинского
университета, доктор химических наук, профессор Е.В.Пастушенко
Заведующий кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной академии сервиса,
кандидат химических наук, доцент И.П.Журкина
М76
Молявко, М.А.
Строение атома. Периодический закон и периодическая система
Д.И.Менделеева. Химическая связь: учеб. пособие /М.А. Молявко, А.М.
Сыркин; УГНТУ, каф. ОАХ. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009.-68с.-ISBN 978-57831-0849-5
Данное учебное пособие используется при выполнении практических
занятий, контрольных и самостоятельных работ по изучению раздела химии
«Строение
атома.
Периодический
закон
и
периодическая
система
Д.И.Менделеева. Химическая связь».
Учебное пособие включает 4 раздела, каждому из которых предпослано
краткое теоретическое описание, включающее необходимые формулы,
приведены разбор решения типовых задач, контрольные задачи и варианты
домашних заданий.
Предназначено для студентов нехимических специальностей.
УДК 544.112
ББК 22.36
ISBN 978-5-7831-0849-5
© Уфимский государственный нефтяной технический
университет, 2009
© Молявко М.А., Сыркин А.М., 2009
2
СОДЕРЖАНИЕ
1. ВОЛНОВЫЕ СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОНА И АТОМНЫЕ
СПЕКТРЫ
1.1. Лучистая энергия, квантовая теория, линейчатые спектры
1.2. Примеры решения задач
2. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА. ПРИНЦИП ПАУЛИ. ПРИНЦИП
НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ. ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ.
ПРАВИЛО ХУНДА
2.1 Квантовые числа и принцип Паули
2.2. Распределение электронов в многоэлектронном атоме
(правила Клечковского)
2.3. Изображение электронных формул атомов. Правило
Хунда
2.4. Примеры решения задач
3. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА. ПЕРИОДИЧНОСТЬ ИЗМЕНЕНИЯ
СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ
3.1. Примеры решения задач
4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
4.1. Ковалентная связь
4.2. Свойства ковалентной связи
4.3. Гибридизация связи атомных орбиталей
4.4. Неполярная и полярная ковалентная связь
4.5. Ионная связь и ее свойства
4.6. Структура ионных соединений
4.7. Металлическая связь
4.8. Водородная связь
4.9. Межмолекулярное взаимодействие
5. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
6. ТРЕБОВАНИЯ К ЗНАНИЯМ И РЕКОМЕНДАЦИИ
7. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО КОНТРОЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
7.1. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
ПРИЛОЖЕНИЯ
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
4
4
6
10
10
13
13
14
19
21
30
31
34
36
38
39
40
41
42
42
43
53
54
65
66
67
3
I. ВОЛНОВЫЕ СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОНА И АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ
1.1.Лучистая энергия, квантовая теория, линейчатые спектры
Лучистая энергия всех типов называется также электромагнитным
излучением, распространяется в вакууме со скоростью 3∙108 м/с, называемой
"скоростью света". Любая лучистая энергия обладает волновыми свойствами,
подобно волнам, распространяющимся по поверхности воды. Всякий процесс
распространения волн характеризуется длиной волны (обозначается греческой буквой "лямбда", λ), амплитудой и частотой (обозначается греческой
буквой "ню", ν), равной числу колебаний движущейся волны, которые
проходят через какую-либо фиксированную точку за единицу времени.
Скорость,
распространения
волн
с
постоянная
для
электромагнитного излучения, равна произведению частоты
всех
видов
ν на длину
волны λ и измеряется в Гц. Отношение 1/ λ называется волновым числом  .
Волновое число измеряется в обратных сантиметрах, см-1. Количественное
соотношение между частотой и энергией излучения установлено квантовой
теорией М.Планка, согласно которой количество энергии, приобретаемое или
теряемое, на атомном уровне при поглощении или испускании излучения,
должно быть целочисленным кратным от частоты лучистой энергии. Если
обозначить изменение энергии как ∆Е, то по теории Планка E=hν, 2hν, 3hν и
т.д., мельчайшая порция энергии заданной частоты ν равна hν и называется
квантом энергии, где h - постоянная Планка и имеет значение 6,62∙10-34 Дж.с.
Все атомы и молекулы поглощают свет с определенными характеристическими частотами. Распределение частот поглощения называется
спектром поглощения и служит опознавательным признаком атомов или
молекул. Атом, обладающий избыточной энергией, испускает свет, спектр
которого носит название спектра испускания. Излучение с одной длиной
волны называется монохроматическим. Если излучение от такого источника
разложить на монохроматические компоненты, получится спектр. Гамма
цветов, содержащая свет всех длин волн, называется непрерывным спектром
(радуга).
4
Энергия электрона в атоме водорода зависит от занимаемой им орбиты
и выражается соотношением
En   Rн(
1
) для любого другого атома в преобразованном виде
n2
E   Rн(
z2
)  13,6 z 2 / n 2 ,
2
n
(1)
где RH -постоянная Ридберга, равная 2,18 ∙10-18Дж, 109,678 см-1, или 13,6 эВ
(I эВ= 1,60219 ∙10-19Дж).
Из уравнения (1) следует, что когда электрон находится на ближайшей
к ядру орбите сn = 1, его энергия равна -2,18∙10-18 Дж, когда электрон
находится на второй орбите с n= 2, его энергия равна E2=(-1,18∙10-18Дж)
1/(22)= -5,45∙10-18Дж. Отрицательный знак энергии электрона в правой части
уравнения (1) означает его устойчивость по отношению к некоторому условному состоянию: чем более отрицательна энергия системы, тем система
более устойчива.
Когда электрон переходит с одной орбиты на другую, имеющую
больший радиус, происходит поглощение лучистой энергии, т.к. для
перемещения электрона на большее расстояние от ядра требуется энергия. И
наоборот, при переходе электрона с большей орбиты на другую, имеющую
меньший радиус, происходит испускание энергии. Изменение энергии ∆Е
определяется разностью между конечным состоянием электрона с энергией
Ef и исходным состоянием электрона c энергией
Ei ∆E=Ef-Ei
(2)
Подставив в уравнение (2) выражение (1) для энергии электрона,
получим ∆E=(-Eн/n2f)- (-Rн/n2i)= Rн(1/ni2-I/n2f) a, так как ∆E =hν, то
hν = Rн((1/ni2 -1/n2f)
(3)
где ni и nf- квантовые числа исходного и конечного состояний
соответственно.
Когда электрон находится на какой-либо более высокой по энергии орбите, например, с n=2, и больше, то считают, что атом находится в
электронно-возбужденном состоянии. Изменение энергии ∆Е определяется
5
разностью между конечным состоянием электрона с энергией Еf и исходным
состоянием электрона с энергией Ei:∆E= Еf – Ei. Согласно волновой механике
электрон обладает двойственной природой. Луи де Бройль предположил, что
длина волны, характерная для электрона или любой другой частицы, зависит
от их массы m и скорости v следующим образом: λ=h/mv, где h - постоянная
Планка. Произведение m∙v для любого тела называется его импульсом.
1.2.Примеры решения задач
Задача 1. Желтый свет, испускаемый натриевой лампой, имеет
длину волны 589 нм. Какова частота этого излучения?
Дано: λ= 589 нм
с =3∙108 м/с
ν=?
Решение. Из уравнения с= h∙ν находим ν = c/h. Подставляем в это
уравнение значение с и h, преобразуя нм в м, получаем
 
3  10 8 10 9 нм
 5,09  1014  с 1
589нм 1м
Задача 2. Вычислите мельчайшую порцию энергии (т.е. квант энергии)
желтого света с длиной волны 589 нм, которая может быть
поглощена телом.
Дано: λ =589нм
H=6,63∙108 м/с
c=3∙108 м/с
E?
Решение. Величина кванта энергии согласно уравнению Планка равна
E=h∙ν. В задаче I найдено:   c /  
3  10 8 м / с  10 9 нм
 5,09 1014  с 1 .
589нм  1м
Зная ν, находим: ∆Е=hν =(6,63∙10-34 Дж∙(5,09∙1014 с-1)=3,37∙10-19 Дж.
Согласно теории Планка атом или молекула, испускающая или поглощающая
излучение с длиной волны 589 нм, могут терять или приобретать энергию
излучения только порциями, кратными величине 3,37∙10-19 Дж. Они не могут,
например, получить от такого излучения энергию 5,00∙10-19 Дж, поскольку
6
это количество не является целочисленным кратным величине 3,37∙10-19Дж.
Задача 3. Вычислить в электронвольтах энергию возбуждения
электрона в атоме магния, если пары его поглощают фотоны с длиной волны
6600∙10-19 м.
Дано: h=6,63∙10-34Дж с
c=3,00∙108 м/с
λ=6,600∙10-10м,
∆Е=?
Решение. Энергия возбуждения электрона равна энергии поглощаемого
фотона, которую можно рассчитать по уравнению Планка Е = h∙ν и по
соотношению ν = c/λ. Согласно этим двум уравнениям записываем
выражение для энергии возбуждения фотона Е = h∙ν = h∙ c/λ:
3  10 8
Е = 6,63∙10-34 6,600  10 10 =3,410-19 Дж .
Сделаем пересчет Дж в эВ, исходя из того, что 1 Дж = 0,624∙10-19 эВ;
отсюда Е возбуждения будет равна Е = 3,4∙10-19 0,624∙10-19 = 2,12∙10-39 эВ.
Задача 4. Вычислить массу фотона, соответствующую линии серии
Бальмера, если отвечающая ей длина волны λ равна 6563∙10-10м.
Дано: h = 6,63∙10-34 Дж с
C = 3∙108м/с
λ = 6563 10-10 м
mфотона – ?
Решение. Из уравнения Луи де Бройля  
h
находим, что m = h/λc.
m c
Подставляя числовые значения, получим, что
m
6,63  10 34
 3,3  10 33 г
6563  10 10  3,00  10 8
Задача 5. Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует
электрону с массой 9,1∙10-31 кг, движущемуся со скоростью
6∙106 м/с.
Дано: ml = 9,1∙10-31кг
7
Vф = 6∙106 м/с
h = 6,63∙10-34 Дж
λ–?
Решение. Подставляя имеющиеся значения в уравнение де Бройля

h
, получим
m V

6,63 10 34 Дж  с
 1,21  10 10 м  0,121мм
 31
6
(9,1  10 кг )(6  10 м / с
Задача 6. Вычислить частоту линии в спектре атомарного водорода,
которая соответствует переходу электрона из состояния
с n=4 в состояние n = 2.
Дано: ni - квантовое число исходной орбиты=4
nf - квантовое число конечной орбиты=2
ν=?
Решение. Подставим в уравнение (3) значения ni =4 и nf=2, так как это
и есть квантовые числа, исходной и конечной орбит соответственно:
E  h   Rн(
1
1
 2)
2
ni
nf
(3)
Отсюда
  Rн(
1
ni
2

1
nf
)
2
2,18 10 18 Дж
2,18  10 34 Дж
2
2

(
1
/
4

1
/
2
)

 3 / 16  6,17  1014  с 1
6,63  10 34 Дж  с
6,63  10 34 Дж  с
Задача 7. Вычислите энергию, необходимую для ионизации электрона из
основного состояния атома водорода.
Дано: Rн = 2,18 ∙10-18 Дж
nf = ∞
ni = 1
∆Е=?
Решение. Энергию ионизации можно записать как разность между
энергиями
конечного
состояния
nf
и
исходного
состояния
ni:
 E  h   Ef  Ei  Rн (1 / 12  1 /  2 )  Rн (1  0) .
Следовательно, ∆E = Rн =2,18∙10-18Дж, полученную величину удобнее
выражать в расчете на моль атомов. Для этого ее нужно умножить на число
8
Авогадро:∆Е = (2,18 ∙ 10-18) Дж/атом · (6,02 ∙ 1023 атомов/моль)/1000=
=1,31∙103 кДж/моль.
Задача 8. Определите энергию (эВ), которой обладает электрон,
находясь на втором энергетическом уровне в атоме водорода.
Дано: n = 2
E=?
Решение. Для решения задачи применим уравнение (1): En= - Rн
z2/n2 · Е = -13,6 z2/n2, где z- заряд ядра атома, n номер энергетического
уровня. Энергия электрона на втором энергетическом уровне равна
E=13,6∙1/22 эВ = 3,40 эВ.
Задача 9. Длины волн линий Нα и Нβ серии Бальмера ооответственно
равны 6563∙10-10 и 4102∙10-10 м. Во сколько раз масса одного
фотона (какого?) больше массы другого?
Дано: h=6,626∙10-34 Дж с
с=3∙108 м/с
Нα=6563∙10-10м
Hβ=4102 ∙10-10м
mHβ / mНα=?
Решение. Массу протона вычисляют
по уравнению де Бройля,
принимая скорость фотона равной скорости света с = 3∙108 м/с:
6,626  10 34
 3,3  10  28 г
10
8
6563  10  3  10
6,626 10 34
m Нб 
 5,4  10  28 г
4102  10 10  3  10 8
mН  5,4

 1,6 раза
mH  3,3
mH  
Ответ: mHβ в 1,6 раза больше mHα.
Задача 10. Определите частоту излучения и длину волны 2-й
линии (Hβ) серии Бальмера спектра атомарного водорода.
Дано: h=6,63∙10-34Дж с
Rн=3,29∙10-15
или 2,18∙10-18 Дж/ат;
υ-?λ-?
9
Решение. Линия Hβ в серии Бальмера атомарного спектра водорода
образуется при переходе электрона из состояния n=4 в состояние n =2.
Подставим в уравнение (3) n=4 и n=2, так как это и есть квантовые
числа исходной и конечной орбит соответственно:
h 
PH 1
1
2,18  10 18 1
1
2,18  10 18
3
( 2  2)

(

)

( )  6,18 10 14 c 1или618  1015 Гц.
34
2
2
34
h ni
16
6,63  10
4
2
6,63  10
nf
Отрицательный знак полученной величины указывает, что атом испускает
свет. Из уравнения с = hν вычислим λ (длину волны излучения).
c
3  10 8 м / с
0
 
 4,86  10 7 м или 4860А
14 1
 6,18  10 с
2. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА. ПРИНЦИП ПАУЛИ. ПРИНЦИП
НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ. ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ.
ПРАВИЛО ХУНДА
2.1. Квантовые числа и принцип Паули
Для характеристики состояния электрона в атоме квантовая механика
использует систему четырех квантовых чисел.
Главное квантовое число n – характеризует энергетический уровень, на
котором находится электрон (общий запас его энергии), и принимает
целочисленное значение натурального ряда чисел от 1 до ∞, а для атомов
элементов
периодической
таблицы
в
нормальном
(невозбужденном)
состоянии от 1 до 7 с увеличением n энергия электрона и размер орбитали
возрастают.
Энергетическое состояние электронов одного уровня может несколько
отличаться в зависимости от конфигурации (формы) их электронных
облаков, образуя энергетические подуровни. Каждый энергетический
уровень, соответствующий данному значению главного квантового числа n,
разбивается от 0 - (n-1) энергетических подуровней. Энергетический
подуровень
электрона
(форма
орбитали
и
электронного
характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом
облака)
l, которое
принимает целочисленное значение от 0 до (n-1). Каждой форме орбитали
10
соответствует определенная величина момента количества электрона (М).
М=h/2π∙ l (l  1) ), которая определяет энергию электрона. Например, если
n=4, то l=0,1,2,3. Электроны, отвечающие этим значениям, называются
соответственно s -, р -, d -, f-электронами, различающимися по форме; sz
электроны – сфера ,
х
Z
y
р - электроны имеют форму гантели,
X
Y
оси которых расположены по отношению друг к другу под углом 90°, и
обозначаются рx рy, pz; d-электроны –четырехлепестковые, минимальное
число d-орбиталей равно 5. Две d-орбитали,
координат, обозначаются dx2 - dу2,
ориентированные по осям
dy2 и dz2,
а три орбитали ориентированы между осями координат dxy,
dxz, dyz.
Например:
форма f-орбиталей более
cложная.
Расположение плоскости электронной орбитали, т.е. ее наклон
относительно магнитной оси атома, ориентацию орбиталей в пространстве
относительно
направления
внешнего
магнитного
поля
характеризует
магнитное квантовое число «ml» связано с различными дозволенными углами
поворота орбиталей в магнитном поле. Магнитное квантовое число
принимает целочисленные значения от (-l) через 0 до (+l), т.е. на данном
11
подуровне число ориентации равно (2l+1).
Например:
n =1
n =2
l=0
l=0(s),
1(p)
ml = 0
ml=0;
-1,0+1
На s - подуровне одна ориентация, на р - подуровне три ориентации.
Электрон вращается также вокруг собственной оси в двух взаимно
противоположных направлениях, что описывается спиновым квантовым
числом ms. Возникающие при этом собственные магнитные моменты
электрона имеют два значения +1/2 и -1/2 в зависимости от того, совпадают
они с ориентацией орбитального момента электрона или направлены в
противоположную сторону.
Состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям
квантовых чисел n, l и ml, называется атомной электронной орбиталью (АО).
АО - область пространства, в которой пребывание электрона наиболее
вероятно и электронное облако отличается наибольшей плотностью.
Графически АО обозначается
.
Согласно принципу Паули (ПП) в атоме не может быть двух
электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел,
отсюда каждая АО может быть занята не более чем двумя электронами,
различающимися спиновыми квантовыми числами
– 1 - е следствие
(ПП); 2-е следствие (ПП) – число атомных орбиталей на подуровне (2l + 1);
3-е следствие (ПП) число АО на уровне равно n2; 4-е следствие (III) –
максимальное число электронов на подуровне равно 2(2l + 1); 5-е следствие
(III) – максимальное число электронов на уровне, равное – 2n2. Например, на
4-м энергетическом уровне максимальное число электронов равно 32 = (2·42).
Запрет Паули – максимальное число электронов на последнем
энергетическом уровне равно восьми; меньше возможно, а больше восьми
запрещается.
12
2.2. Распределение электронов в многоэлектронном атоме
Принцип наименьшей энергии (правила Клечковского)
Для решения вопроса о распределении электронов в атоме, кроме
обязательного
учета
принципа
Паули,
необходимо
обязательно
придерживаться принципа наименьшей энергии, формулировка его такова: в
нормальном состоянии атома каждый электрон занимает то состояние из всех
возможных, в котором он обладает наименьшей энергией (следовательно,
наиболее прочной связью с ядром). Поэтому электрону необязательно
занимать вышележащий энергетический уровень, если в нижележащем
уровне есть места, располагаясь на которых электрон будет обладать
меньшей энергией. Так как энергия электрона определяется значениями
суммы главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел (n + l), то АО
заполняются в порядке последовательного возрастания их энергий и
определяются двумя правилами Клечковского. Согласно этим правилам АО
орбитали заполняются электронами в порядке последовательного увеличения
суммы (n + l) (от меньшей суммы к большей) - (1-е правило Клечковского), а
при одинаковых значениях суммы (n + l) у нескольких периодов заполнение
подуровней происходит от меньшего значения n к большему значению l (2-e
правило Клечковского).
Последовательность заполнения электронами энергетических уровней
и
подуровней
в
порядке
возрастания
их
энергий
имеет
вид
1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d≈4s<4p<5s≈4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p.
2.3. Изображение электронных формул атомов.
Правило Хунда
Последовательность заполнения АО электронами в пределах одного
энергетического подуровня такова, что сначала в каждой энергетической
ячейке, если она по энергетическим условиям начинает заполняться
электронами, будет по одному "холостому" неспаренному электрону, а затем
по мере увеличения числа электронов в оболочке (с условием структуры
13
атомов), в каждую ячейку поступает еще по одному электрону с
направлением
спина,
противоположным
спину
первого
электрона.
Абсолютное значение суммарного спина электрона в пределах данного
подуровня должно быть максимальным (правило Хунда), при любом другом
размещении атом будет находиться в возбужденном состоянии, т.е. будет
характеризоваться более высокой энергией. Так, если в пяти d –ячейках на dподуровне надо распределить 5 электронов, то они будут располагаться
каждый в отдельной ячейке, а именно
,
а не так:
2.4. Примеры решения задач
Задача 1. Определите, сколько подуровней и орбиталей может быть в 5-м
энергетическом уровне.
Решение. Число подуровней определяется орбитальным квантовым
числом l , которое принимает значение от 0 до (n-1). Если
n=5, то l=0,1,2,3,4. Число подуровней на 5 уровне равно 5.
Известно, что ориентацию орбиталей в пространстве и
возможное число орбиталей характеризует магнитное
квантовое число ml, которое принимает значение от –l,0,+l.
В данной задаче l = 0, 1, 2, 3, 4. Если l = 0(s), ml = 0, это значит, что в
случае орбитали шаровой симметрии возможна только одна ее
ориентация, т.е. число орбиталей равно 1; если l = 1(p), то ml принимает
значения –l,0,+1, т.е. число орбиталей на р-подуровне равно 3; l=2, то ml
принимает значения от -2,-1,0,1,2, т.е. число орбиталей нa d-подуровне равно
5; ml=3(f), ml принимает значения от -3,-2,-1,0,1,2,3, т.е. число орбиталей на f
подуровне равно 7; ml =4(g), ml принимает значения -4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4, т.е.
возможное число орбиталей на g-подуровне равно 9. Таким образом,
максимально возможное число орбиталей на 5 уровне равно 1+3+5+7+9=25.
Задача 2. Написать электронные формулы атомов йода и вольфрама.
Решение. Для распределения электронов в многоэлектронном атоме
14
воспользуемся принципом Паули и правилами Клечковского.
Энергия электрона в атоме определяется значением (n+l) –суммой
главного и орбитального квантовых чисел, последовательность заполнения
электронами
отдельных
подуровней
происходит
в
порядке
последовательного увеличения суммы (n+l) (1-е правило Клечковского), а
при
одинаковых
значениях
суммы
-
в
порядке
последовательного
возрастания главного квантового числа - (2-е правило Клечковского). Атом
иода находится в 5-м периоде, порядковый номер 53. Для распределения
электронов предварительно можно для каждого уровня написать значения
подуровней и (n+l) (см. таблицу). Заполнение ведем согласно 1-му правилу
Клечковского, а с четвертого уровня прибегаем ко 2-му правилу, т.е. если у
2-х квантовых слоев, как у нас, n=3 и n =4, сумма (n+l) равна 4 - (3+1) и
(4+0), то после суммы (3+1), заполняется сумма(4+0). Далее заполняем сумму
5, которая повторяется в 3-х квантовых слоях 3,4,5 (3+2, 4+1, 5+0). В этом
случае вначале заполняем сумму от меньшего n к большему l, т.е. 3d, 4р, 5s
по принципу наименьшей энергии, следующая возрастающая сумма (n+l)=6,
она наблюдается также в 3-х квантовых слоях (4+2, 5+1, 6+0). Таким образом
распределим 53 электрона атома йода по 2-м квантовым числам 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, Зр6, 4s2, 3d10, 4p6,5s2,4d10, 5p5.
Номер
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
l=0(s)
l=0(s),
1(p)
l=0(s),
1(p),2(d)
l=0(s),1(p),
2(d),3f
l=0(s),1(p),
2(d),3f,4d
(n+l)
(n+l)
(n+l)
(n+l)
(n+l)
l=0(s),
1(p),2(d),
3f,4d,5(…
(n+l)
1+0(s)=1 2+0(s)=2
3+0(s)=3
4+0(s)=4
5+0(s)=5
6+0(s)=6
2+1(p)=3
3+1(p)=4
4+1(p)=5
5+1(p)=6
6+1(p)=7
3+2(d)=5
4+2(d)=6
5+2(d)=7
6+2(d)=8
4+3(f)=7
5+3(f)=8
6+3(f)=9
периода
Значение l
Сумма
5+4(q)=9
Атом вольфрама находится в 6-м периоде, порядковый номер 74;
15
распределим электроны аналогично атому йода:
1s2,2s2,2p6,3s2,3р6,4s2,3d10,4р6,5s2,4dI0,5p6,6s2 ,4f14,5d4.
Задача 3. Определить последовательность заполнения электронами
подуровней в атомах элементов, если их суммы (n+l)
соответственно равны 5 и 6.
Решение. n+l =5
n+l=6
n=3,
n=4,
l=2, l=1, l=0
l=3, l=2, l=1, l=0
n=4,
n=5,
l=3, l=2, l=1 l=0
l=4, l=3, l=2, l=1 l=0
n=5
n =6
l=4, l=3, l=2, l=1 l=0
3+2
Таким
l=5, l=4, l=3, l=2, l=1 l=0
4+1=5 5+0=5
oбpaзoм,
4+2=6 5+1=6 6+0=6
последовательность
заполнения
электронами
подуровней в атомах элементов, если сумма n+l = 5, от 3d→4p  5s, а в
случае суммы n+l =6 - от 4d  5p  6s.
Задача 4. Напишите электронные конфигурации следующих ионов:
AI3+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Cl.
Решение. Положительно заряженные ионы образуются в том случае,
когда от нейтрального атома под действием энергии извне
отрываются электроны. Отрицательно заряженные ионы
образуются
Нейтральный
при
присоединении
атом
алюминия
к
нейтральному
имеет
атому
следующую
электронов.
электронную
конфигурацию: 13Al 1s22s22р63s23р1, последний застраивающийся слой 3s23р1.
В том случае, когда атом алюминия (Al) превращается в ион Al3+, от
нейтрального атома отрывается 3 электрона, имеющие наибольшую энергию,
т.е. с 3s и 3р-подуровней, вследствие чего ион имеет следующую
электронную конфигурацию: 1s22s22р63s03р0. Нейтральный атом хрома имеет
электронную конфигурацию
24Cr
1s22s22p63s23р64s13d5,
последний
16
застраивающийся 3d – подуровень:
3d
При отрыве от нейтрального атома 3-х электронов в
4s
первую
очередь будут отрываться: один электрон с подуровня 4s и два электрона с
подуровня 3d. При этом атом хрома превращается в ион Cr3+ и его
электронная конфигурация будет такова 1s2 2s2 2p6 3s2 3р6 4s°3d3.
Нейтральный
конфигурацию
26Fе
атом
железа
имеет
следующую
электронную
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. При отрыве от атома 2
электронов атом превращается в ион Fе2+: 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 4s° 3d6. При
отрыве от атома 3 электронов, атом превращается в ион Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2
3p64s°3d5. Нейтральный атом хлора имеет следующую электронную
конфигурацию
электрон,
17Cl
атом
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
превращается
; приобретая один
в отрицательно заряженный ион Сl-:
1s22s22p63s23p6
Задача 5. Какие ошибки допущены в схемах распределения электронов
внешних слоев в невозбужденном состоянии атомов:
p
а) Бор (В) s
б)Азот (Ш)
p
s
в) Кислород (0)
s
p
Решение. а) В невозбужденного атоме бора по принципу наименьшей
энергии должен вначале заполниться полностью s-подуровень второго
уровня, а затем электронами заполняется р-подуровень. Правильное
распределение 2s22р1. В случае (б) и (в) не выполнено правило Хунда.
Электроны в пределах подуровня должны распределяться так, чтобы
суммарное спиновое квантовое число было максимальным. Правильное
17
O
распределение: N
2
s
2p
2s
2p
Задача 6. Какие вакантные орбитали, способные влиять на химические
свойства элементов, имеются у атомов титана, криптона, урана?
Решение. На химические свойства элементов оказывают влияние лишь
вакантные орбитали с относительно низкой энергией.
Обычно это d-орбитали предпоследнего слоя.
Также можно отметить, что на химические свойства элементов могут
оказывать влияние вакантные (n–1) f-орбитали. На химические свойства
титана в основном оказывают влияние наличие у его атомов 3d-и 4рвакантных орбиталей, у атомов криптона 4d-, а у атомов урана 5f-,6d-,7pорбитали.
Задача 7. Одинаковы ли по энергии и ориентации орбитали двух
электронов со следующими наборами квантовых чисел:
1) n1=3; l1=0; m(l)=0 m(s)= ;
2) n2=3; l2=1; m(l)=1 m(s)= ?
Решение. Энергия электрона в атоме определяется суммой энергий
главного и орбитального квантовых чисел (n+l). У первого электрона (n+l)
равно 3+0=3, а у второго(n+l) (3+1 )=4. Следовательно, эти два электрона
имеют различную энергию. Ориентация орбиталей электронов на данном
подуровне определяется магнитным квантовым числом, в нашем примере у
первого электрона m(l1)=0, а у второго m(l)=1. Следовательно, ориентация
орбиталей у них различная.
Задача 8. Не обращаясь к табличным данным, определите количество
орбиталей, для которых n = 4, укажите значения чисел n и ml для каждой из
этих орбиталей.
Решение. Для n = 4 возможные значения числа l таковы: 0,1,2,3. Это
соответствует 4s-, 4р-, 4d-, 4f- подуровням. В них существуют одна 4sорбиталь (n=4, l=0, ml=0), три 4р-орбитали (n=4, l=1, ml=1,0,+1), пять 4dорбиталей (n=4, l=2, ml=-2,-1,0,1,2) и семь 4f- орбиталей (n=4, l=3, ml=-3,-2,1,0,1,2,3).
18
Задача 9. Написать электронно-графические формулы атомов скандия,
брома, молибдена в нормальном и возбужденном состоянии атома.
Решение. Электронные формулы заданных атомов в нормальном
(невозбужденном) состоянии :21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1
35Br
42Mo
1s22s22p63s23p64s23d I04 p5
1s22s22p63s23p64s23dI04p 65s14d5
Такие электронные формулы могут быть представлены графически:
Однако наличие вакантных орбиталей у Sc в 4 уровне в подуровне 4р делает
возможным возбуждение этих электронов до 4р у Sc и 4d у Вr с затратой
сравнительно небольшой энергии. Электронные формулы возбужденных
атомов скандия и брома таковы: Sc* 1 22 22p63s23p64sI3d14pI
;
4s
3d
4p
максимальное возбуждение Br***ls22s22p63s23p64sI3d104p34d3
4s
3d
4p
4d
3. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА, ПЕРИОДИЧНОСТЬ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ
ЭЛЕМЕНТОВ
Химические
подразделяются
элементы
на
по
естественные
структуре
невозбужденных
совокупности,
что
атомов
отражено
в
периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов периодов, групп.
19
Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах
которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев.
Номер периода совпадает со значением главного квантового числа n
внешнего энергетического уровня. Элементы в соответствии с максимальным
числом
электронов
на
внешнем
слое
невозбужденных
атомов
подразделяются на вертикальные ряды-группы.
Положение в группах s- и р-элементов определяется общим числом
электронов внешнего слоя. Например, сера (3s23р4), имеющая на внешнем
слое шесть электронов, относится к шестой группе (главной подгруппе).
Положение в группах d-элементов обусловливается общим числом sэлектронов внешнего и d -электронов предвнешнего слоев. Например, титан
(3d24s2) располагается в четвертой группе, побочной подгруппе.
С развитием теории строения атома получает свое толкование и основа
периодической системы элементов - периодический закон: периодическое
изменение свойств элементов зависит от периодического повторения
аналогичных электронных структур атомов. Кроме атомного веса, который
остается основной константой элемента, выражая массу его атомов, на
первое место выступает порядковый номер элемента
(заряд ядра),
определяющий его место в периодической системе и, тем самым,
электронную структуру атома. Поэтому периодический закон получает свою
новую формулировку. Свойства элементов находятся в периодической
зависимости от их атомных весов и от порядковых номеров, определяющих
заряд ядра и электронную структуру атомов. Структура электронных
оболочек имеет громадное значение для свойств элементов. Решающую роль
проявления тех или иных химических свойств играет при этом внешняя
оболочка. Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой
атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической
сиcтемы.
Химическая природа элемента может быть оценена способностью
атома терять и приобретать электроны. Эта способность количественно
20
может быть оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.
Энергия ионизации - количество энергии, необходимое для отрыва
электрона от невозбужденного атома с превращением последнего в
положительно заряженный ион. Э° +J = Э+ + ē - выражается в кДж/моль или
эВ/атом. I эВ = 94,48 КДж/моль или 1,602 10-19Дж.
Значения энергии ионизации в эВ/атом численно равны потенциалам
ионизации в вольтах. При отрыве от атома первого, второго, n-го электронов
различают первый, второй ... n-й потенциалы ионизации. Потенциал
ионизации тем больше, чем больше заряд ядра и меньше радиус атома или
иона.
Сродство к электрону-энергетический эффект E процесса присоединения
электрона к нейтральному атому Э с превращением его в отрицательный ион.
Э° + ē = Э- + Е .
Сродство к электрону может быть выражено в Дж/моль или эВ/атом.
Сродство к электрону возрастает с уменьшением радиуса. Наибольшим
сродством к электрону обладают р-элементы VII группы.
Электроотрицательность (ОЭО) - способность атома данного элемента
к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими
элементами соединения. Количественно ОЭО выражается полусуммой его
энергии ионизации и сродства к электрону. ОЭО 
J E
.
2
В периоде величина ОЭО растет слева направо, а в подгруппах
уменьшается сверху вниз.
3.1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Задача 1. По предлагаемым электронным формулам атомов
а)Is22s22p63s23p64s23dI04p65s1;
б)Is22s22p63s23p64s23dI04p65s24d2;
в)Is22s22p63s23pI
установите элемент, в каком периоде и группе он находится. Какие из них
относятся к s-, р-, d- элементам?
21
Решение. Электронная формула атома "а" заканчивается на 5s1, это
значит, что элемент находится в пятом периоде, а наличие 1 электрона на
подуровне s определяет его в 1A группу (главную подгруппу) и относит его к
семейству
s-элементов.
Число
электронов
в
электронной
формуле
определяется зарядом ядра или порядковым номером, следовательно, это
атом элемента с порядковым номером 37 - рубидий.
Электронная формула атома "б" заканчивается на …5s 4d2, значит, он
находится в пятом периоде, наличие 2 электронов на 4d-подуровне
определяет его в 4В группу аналогов (побочная подгруппа четвертой
группы)f это d-элемент. А так как число электронов атома "б" равно 40
(определяет порядковый номер элемента (заряд ядра), то это цирконий.
Электронная формула атома "в" заканчивается на 3s23р1 , это значит,
что атом этого элемента находится в третьем периоде, а так как на внешнем
(третьем) уровне находится три электрона (два электрона на s-подуровне и 1
электрон на р-подуровне), то он относится к группе аналогов 3А, главной
подгруппе 3 группы. Число электронов в электронной формуле равно 13, что
определяется порядковым номером или зарядом ядра, следовательно, это
атом алюминия.
Задача 2. Определите порядковый номер элемента, период, группу и
возможные
окислительные
числа,
если
его
электронная
формула
заканчивается так:[Аr] 4s23d3.
Решение. Запишем полную электронную формулу этого элемента 1s2
2s22p63s23p64s23d3; т.к. электронная формула заканчивается
на 4s23d3, это значит, что атом данного элемента находится в
4 периоде, наличие 3 электронов на d-подуровне третьего уровня и 2
электронов на 4s-подуровне четвертого уровня относит этот элемент к группе
аналогов 5В, т.е. к пятой группе побочной подгруппы. Число электронов в
электронной формуле (23) соответствует порядковому номеру элемента (или
заряду ядра); следовательно, это элемент ванадий.
Распределим электроны внешнего и застраивающегося d подуровня по
22
ячейкам:
3d
4s
Возможные окислительные числа ванадия 2,3,4,5.
Задача 3. Указать группы и подгруппы, для которых характерны
конфигурации: a) s2р4; б) d3s2; в) 3р64s1. Какие конфигурации
относятся к металлам, какие - к неметаллам?
Решение. а) конфигурация s2р4 соответствует шестой группе, главной
подгруппе или группе аналогов 6А - эта группировка
относится к неметаллам;
б) конфигурация d3s2 соответствует пятой группе, побочной
подгруппе или группе аналогов 5В, такая конфигурация
относится к металлам;
в) конфигурация 3р64s1 соответствует первой группе
главной подгруппы или группе аналогов 1A, такая
конфигурация относится к металлам.
Задача 4. Известно, что энергия, необходимая для удаления электрона
из иона Р4+, равна 6270 кДж/моль, тогда как для удаления
электрона из иона Si4+ требуется энергия 16100 кДж/моль.
Объясните причину столь большого различия.
Решение. Атом фосфора имеет конфигурацию внешних электронов
3s23p3.
После удаления четырех из этих электронов самую высокую
энергию из оставшихся электронов имеет 3s - электрон.
Конфигурация внешних электронов в атоме кремния 3s23p2. После удаления
этих четырех электронов самую высокую энергию из оставшихся электронов
имеет 2р-электрон. Поскольку 3s-электрон фосфора находится главным
образом за пределами устойчивого остова Is22s22р6 электронов, то для его
удаления требуется намного меньшая энергия, чем для удаления электрона с
2р-подуровня, как у кремния.
23
Задача 5. Какова взаимосвязь между величиной атомного радиуса
зарядом ядра и электронным строением атома и как она
влияет на средний размер радиуса атома?
Решение. Радиус конкретного атома в молекуле изменяется в
зависимости от числа и расположения вокруг него других
атомов и от степени ионности образуемых при этом связей.
Атомный радиус возрастает при увеличении главного квантового числа.
Однако
средний
радиус
электронного
распределения
для
каждого
энергетического уровня в различных атомах неодинаков и зависит от
эффективного заряда ядра. Под эффективным зарядом ядра
Zэфф.
понимается кажущийся заряд, который действует на рассматриваемый
электрон. Величина Zэфф. меньше, чем истинный заряд ядра Z, потому что
каждый внешний электрон частично экранируется от действия ядра
внутренними электронами. Для внешних электронов степень экранирования
другими электронами этого же атома или иона характеризуется постоянной
экранирования S, которая определяется как разность между истинным и
эффективным зарядом ядра, отсюда Zэфф. = Z-S. Электроны каждого уровня
слабо экранируются другими электронами этого уровня, но существенно
экранируются электронами, находящимися на более глубоких уровнях.
Чтобы раccчитать S, пользуются следующими эмпирическими правилами.
1. Электроны
на
более
высоких
энергетических
уровнях,
чем
рассматриваемый электрон, не дают никакого вклада в экранирование.
2. Каждый электрон, находящийся на том же энергетическом уровне, что и
рассматриваемый электрон, дает вклад в S -0,35.
3. Каждый электрон на предшествующем внутреннем уровне вносит вклад в
S - 0,85; однако если рассматриваемый электрон относится к d-или f-типу,
вклады от электронов предшествующего уровня считаются равными
единице.
4. Вклады в постоянную от электронов, находящихся на еще более глубоких
энергетических уровнях, полагаются равными единице.
24
Примеры вычисления S и Zэфф для самого внешнего электрона атома:
3Li
1s22s1 Zэфф. = Z-S = 3-(2∙0,85) = +1,30
19K 1s
55Cs
2
2s22p63s23p64sI Zэфф. =19-(8∙0.85)-(10∙1,00)=+2,20
1s22s22p63s23p63d104p65s24d105p66s1
Zэфф. =55-(8∙0,85) - (46∙1,00) = +2,20
Вывод. Для всех элементов одной группы Zэфф., действующий на самые
внешние электроны, приблизительно одинаков. Поэтому размеры атомов
зависят
в основном
от числа
энергетических
уровней,
заселенных
электронами.
Внутренние электроны на более глубоких энергетических уровнях
экранируют внешний электрон от действия ядра. Во всех элементах первой
группы главной подгруппы (1А) величина Zэфф., действующего на самый
внешний электрон атома, примерно одинакова.
При переходе к элементам той же подгруппы с большими порядковыми
номерами и высокими Z средний радиус распределения электронов для
каждого энергетического уровня последовательно уменьшается, но из-за
появления
новых
энергетических
уровней
общий
радиус
атома
увеличивается.
В периоде по мере добавления новых электронов на частично
заселенный энергетический уровень появление новых протонов в атомном
ядре постепенно увеличивает Zэфф., а средний радиус распределения
электронов на этом уровне уменьшается.
При переходе слева направо вдоль каждого периода радиус атомов
постепенно уменьшается.
Задача 6. Укажите, как изменяется энергия ионизации атома при
перемещении слева направо в любом периоде и сверху вниз в
любой группе периодической таблицы.
Решение. Мерой ионизации является потенциал ионизации - то
наименьшее напряжение поля в вольтах, при котором
скорость электронов становится достаточной для ионизации
25
атома. При затрате достаточной энергии можно оторвать от
атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом
потенциале ионизации (энергия отрыва от атома первого
электрона), втором, третьем и т.д.
Ионизируемым является тот электрон, для которого энергия ионизации
минимальна; E 
e  Zэфф
.
r
Потенциал ионизации тем больше, чем больше эффективный заряд
ядра и чем меньше средний радиус распределения электрона. Рассмотрим,
как изменяется потенциал ионизации в периоде слева направо и в группе
сверху вниз. При движении слева направо вдоль одного периода происходит
одновременное возрастание заряда ядра и увеличение числа электронов,
компенсирующее возрастание заряда ядра. Однако новые электроны не
полностью экранируют внешние электроны от действия ядра, что приводит к
последовательному повышению эффективного заряда ядра, уменьшению
радиуса атома и увеличению потенциала ионизации. Однако это возрастание
происходит не всегда равномерно, иногда потенциал ионизации становится
меньше по величине, чем у предыдущего элемента того же периода.
Например, у атома бора J меньше, чем у атома Be. Это объясняется большим
проникновением 5s-электронов к ядру по сравнению с р-электронами того же
энергетического, уровня. При ионизации бериллия с электронным строением
1s22s2 происходит отрыв от атома 2s- электрона, а при ионизации бора,
имеющего электронную конфигурацию 5В 1s22s22р1 - 2р- электрона. Это же
наблюдается при переходе от
12Mg
к
13Al
(третий период) от
30Zn
к
31Ga
(четвеpтый период)
В рассматриваемых примерах на величину потенциала ионизации
влияет эффект проникновения. Из квантово-механических расчетов известно,
что при одинаковом значении главного квантового числа n наиболее
проникающими к ядру являются s > p > d > f- электроны.
Проследим, как влияет "эффект отталкивания" электронов на величину
26
энергии ионизации в периоде слева направо. Сравним, как происходит
ионизация у пары азота и кислорода. У атома кислорода, имеющего
электронную конфигурацию 1s22s22p4, ионизация электрона происходит с
заполненного р-подуровня. Отталкивание между двумя р-электронами,
находящимися в атоме кислорода на одной орбитали, так велико, что,
несмотря на увеличение эффективного заряда ядра и уменьшение радиуса
атома, отрыв от этих р-электронов осуществляется легче, чем отрыв от атома
азота, имеющего наполовину заполненный р-подуровень
7N
1s22s22p3,
поэтому энергия ионизации кислорода будет меньше, чем атома азота. Это
же наблюдается при отрыве 15P к 16S от 33As к 34Se.
Рассмотрим влияние эффектов экранирования на величину энергии
ионизации аналогов р- и, s- элементов 5 группы:
5А
Аs
Sb
5Bi
J,эВ 9,81 8,64 7,29
5B
V
Nb
Ta
J,эВ 6,74 6,88 7,88
У атомов элементов 5А группы наблюдается уменьшение энергии
ионизации от As к Bi, что объясняется увеличением влияния эффекта
экранирования и стабильностью эффективного заряда ядра.
У атомов элементов группы аналогов 5В наблюдается увеличение
значения величин энергии ионизации от V к Та, что объясняется
увеличивающимся эффектом проникновения внешних s-электронов к ядру.
Задача 7. Объясните, почему сродство к электрону для атома азота
имеет большее положительное значение, чем для углерода.
Решение. Энергетический эффект (ккал, кДж), отнесенный к грамматому элемента, при присоединении электрона к
газообразному (изолированному) атому или иону называется
сродством к электрону (Е).
M(г) + ē = М-(г). Для большинства нейтральных атомов и всех
положительно заряженных ионов присоединение электрона сопровождается
выделением энергии, поэтому сродство к электрону Р имеет отрицательную
величину. Е тесно связано с J (потенциалом ионизации). Сродство к
27
электрону ε для однозарядного положительного иона противоположно по
знаку, но совпадает по величине с энергией ионизации соответствующего
нейтрального атома. В целом при перемещении слева направо вдоль одного
периода сродство к электрону принимает все более отрицательные значения
(что соответствует увеличению способности атома притягивать электрон).
Самые большие отрицательные значения ε характерны для галогенов,
элементов группы 7А, но значения эти мало отличаются друг от друга. При
переходе от фтора к йоду присоединяемый электрон поступает на р-орбиталь
со все большим значением главного квантового числа. Среднее paсстояние
электрона от ядра на этой орбитали тоже последовательно возрастает, а
притяжение между электроном и ядром должно уменьшаться. Так как
размеры орбиталей, на которых находятся внешние электроны в атомах
галогенов, при переходе от фтора к йоду последовательно увеличиваются,
отталкивание между находящимися на них электронами и добавляемым
электроном с ростом атомного номера галогена должно уменьшаться. Чем
меньше притяжение к ядру добавляемого электрона, тем меньше и
отталкивание между внешними электронами, в результате величины
значений сродства к электрону для всех галогенов оказываются близкими.
Аналогичная закономерность в значениях сродства к электрону наблюдается
и для элементов других групп периодической системы.
Отвечая на вопрос поставленной задачи, распределим электроны
внешнего слоя атома углерода по орбиталям, если электронная формула его
такова: 1s22s22p2
; присоединяемый к атому электрон
2s
2p
может заполнить имеющуюся в нем вакантную 2р-орбиталь. В отличие от
этого атом азота имеет полузаполненный 2р- подуровень,
в котором на каждой 2р-орбитали уже находится по одному электрону.
Следовательно, присоединяемый к атому азота дополнительный электрон
должен попасть на орбиталь, занятую одним электроном. Отталкивание,
возникающее между двумя электронами на одной орбитали, является
28
причиной того, что атом азота обладает меньшей способностью притягивать
дополнительный электрон, чем атом углерода. Следовательно, атомы
элементов с заполненными или полузаполненными подуровнями имеют
более
положительное
сродство
к
электрону
(меньшую
способность
притягивать электрон), чем элементы, соседние с ними в периодической
таблице.
Задача 8. Вычислите энергию ионизации калия в кДж/моль, если первый потенциал ионизации (J1) его равен 4,34 В.
Дано:
Для атома К J1=4,34В
N =6,02 1023
J=?
Решение. Энергия ионизации эВ/атом численно равна его ионизационному
потенциалу, выраженному в вольтах. I эВ=1,602∙10-19Дж. Эту величину можно выразить в моль атомов: произведение потенциала
ионизации (4,34 В) на число Авогадро (N) дает нам величии энергии ионизации.
J=4,34∙1,602 ∙10-19∙ 6,02 ∙1023 = 418,5 кДж/моль
Задача 9. Вычислите относительную электроотрицательность брома,
если известна энергия ионизации брома, равная 1140,8 кДж/моль,
и сродство к электрону -3,54 эВ/атом.
Дано:
JBr = 1140,8 кДж/моль
Еср = 3,54 эВ/атом
ОЭО=?
Решение. Электроотрицательность элемента ОЭО - это мера его
неметалличности. Она характеризует способность атома
элемента присоединять электроны при образовании
химической
связи.
Электроотрицательность
(ОЭО)
определяется как арифметическая сумма энергии ионизации и сродства к
электрону, т.е. ОЭО = (J + E). Сродство брома к электрону равно
Е = 3,54∙1,602∙10-19∙6,02 1023= 341,4кДж/моль.
29
Задача 10. Как объяснить характер изменения сродства к электрону у
атомов галогенов: 3,62 (F), 3,82 (CI), 3,54(Br), 3,24 эВ (J)?
Решение. Уменьшение сродства к электрону от хлора к йоду связано с
увеличением радиуса атома и количества электронных слоев.
4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Природа химической связи электрическая
В зависимости от характера распределения электронной плотности в
веществе различают три основных типа химической связи; ковалентную,
ионную, металлическую.
Главную роль в межатомных взаимодействиях играют те электроны,
которые связаны в атоме наименее прочно. Эти электроны обусловливают
возникновение
химических
(валентных) связей
между атомами
при
образовании молекул. Их называют валентными.
Квантово-механические расчеты показывают, что взаимодействовать
(вступать в связь) могут только те атомы, у которых имеются неспаренные
электроны.
Если в нормальном состоянии (невозбужденном) на внешнем уровне
атома нет спаренных электронов, то при затрате сравнительно небольшой
энергии извне в пределах одного и того же уровня происходит процесс
разъединения электронной пары. Например, возбуждение может произойти
из s- состояния в р-состояние, из р- в d- состояние.
Нормальное состояние
4Ве
17CI
1s22s2
ls22s22p63s23p5
Возбужденное состояние
4Ве
*
1s22s12p1 2s
2p
C1* 3 2Зр43d1 число непарных
электронов – 3
30
Для атома хлора возможны следующие возбуждения
Нормальное
состояние:
3s
3d
3p
Первое возбужденное
состояние, число
непарных электронов -3
Cl*
3s
3p
3d
3s23p43d1
Cl**
3s
3d
3p
Второе возбужденное
состояние, число
непарных электронов-5
3s23р33d2
Cl***
3s
3p
3d
1
Третье возбужденное
состояние, число
непарных электронов-7
3
3s 3р 3d3
Способность каждого элемента к образованию химических связей
называется валентностью. Валентность хлора в нормальном состоянии равна
1, при С1*- 3, при Cl** - 5, при Cl*** - 7. Химическая связь в основном
осуществляется так называемыми валентными электронами. У s- и рэлементов валентными являются электроны внешнего слоя, а у d-элементов электроны s -состояния внешнего слоя и d- состояния предвнешнего слоя.
4.1. Ковалентная связь
Ковалентная
связь
сосредоточена
между
двумя
атомами,
она
двухцентровая, двухэлектронная и осуществляется одной или несколькими
общими электронными парами.
Ковалентная связь может образоваться по обменному и донорноакцепторному механизмам.
Обменный механизм: электронные облака непарных электронов,
взаимно перекрывая друг друга, образуют общие электронные облака
(молекулярные) с более высокой электронной плотностью, например, Сl2, N2,
H2O, HCI. Например, при образовании молекул Cl2, N2 образуются общие
31
электронные
пространстве
облака
(одно,
относительно
три),
обоих
симметрично
ядер
располагающиеся
атомов,
связь
в
неполярна.
В случае образования молекул HCl, H2O и других общие электронные облака
несимметричны и смещены к более электроотрицательному элементу Cl, 0;
связь полярна.
HOCl
Электронные облака атомов, как показано ниже, имеют различную
форму (см. 2.1), поэтому их взаимное перекрывание может осуществляться
разными способами.
Различают
осуществляется
σ-,
при
π-
и
δ-(дельта)
перекрывании
перекрывание
электронных
(связи).
облаков
вдоль
σ–связь
линии
соединения ядер атомов. В образовании σ – связи могут участвовать все атомные
орбитали:σs-s; σs-p; σs-d; σs-f; σp-p; σp-d; σp-f; σd-d;σf-f;
:
π-связь образуется за счет взаимного перекрывания электронных облаков
перпендикулярно линии соединения центров ядер (σ).
:
32
К ним относятся связи πp-p; πd-d; πd-f; πf-f . S-орбитали не принимают участия в
образовании π-связи, δ(дельта)-связи встречаются в соединениях между
атомами переходных элементов, например в ионе (Re2Cl8)2-.
:
На этом рисунке приведены схемы перекрывания двух атомных d-орбиталей,
расположенных в параллельных плоскостях.
Донорно-акцепторный механизм (ДАМ). В этом случае различают
атом-донор, представляющий при образовании связи двухэлектронное
облако, и атом-акцептор: имеющий свободную орбиталь.
Рассмотрим образование иона NH4+ из молекулы аммиака и -катиона
водорода, имеющего свободную орбиталь. Атом азота в молекуле аммиака
имеет неподеленную 2s-электронную пару (донор), а катион водорода свободную орбиталь (акцептор):
H
H NO
H
+
+
H
H
HN
H
H
В ионе аммония атом азота образует три ковалентных N-Н-связи путем
перекрывания 3 одноэлектронных р - облаков азота с 3 электронами 3 атомов
водорода, а четвертая N-Н связь образуется по ДАМ. Ковалентную связь,
образованную по ДАМ,условно обозначают стрелкой (
).
4.2. Свойства ковалентной связи
Насыщаемость: молекулы имеют определенный состав и существуют в
виде
дискретных
частиц
с
определенной
структурой
за
счет
насыщаемости. Атом углерода в СН4 может принимать (перекрываться)
только с четырьмя атомами водорода. Здесь насыщены четыре валентности
углерода и валентности четырех атомов водорода. Бор благодаря этому
33
свойству четырех насыщаем, атом бора в возбужденном состоянии имеет
только три непарных электрона и одну свободную р – орбиталь:
– 1s22s22p1
5B
5B*2s
1
2p2
При образовании иона ВН4- возбужденный атом бора образует 3 В-H
-
связи по обменному механизму, а четвертая связь образуется за счет
свободной р-орбитали атома бора и неподеленной электронной пары гидрид
иона (:Нˉ).
В этом ионе атом бора - акцептор, а гидрид ион :H-- донор.
Направленность связи определяется формой электронных облаков и
различными способами их взаимных перекрываний. Для молекул типа АА,
АВ, Н-Н, H-Cl направленность имеет линейный характер. У них возникает
одна одинарная связь (σ-связь) -перекрывание облаков происходит в
направлении прямой, соединяющей ядра атомов.
Молекулы А2В, в которых центральный атом В участвует двумя рэлектронами в образовании ковалентных связей, располагающихся в
пространстве
под
углом
90°,
имеют
угловую
или
пирамидальную
направленность, как в молекулах H2O, NH3.
Между атомами может осуществляться кратная связь, двойная или
тройная. В молекуле азота р-электроны внешнего слоя в каждом из атомов
расположены по осям Рх, Ру, Рz, между атомами азота образуются одна σ связь по линии, соединяющей ядра атомов, и две π-связи путем перекрывания
Ру, Рz облаков обоих атомов, направленных перпендикулярно линии
направления σ -связи.
Поляризуемость связи. Для характеристики реакционной способности
молекул важно знать не только исходное распределение электронной
плотности,
но
и
ее
поляризуемость.
Поляризуемость
характеризует
способность связи становиться полярной или более полярной в результате
34
действия на молекулы внешнего электрического поля. В результате
поляризации
может
произойти
полный
разрыв
связи
с
переходом
связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием
отрицательного и положительного ионов. Это гетеролитический разрыв
(ионизация).
H + Cl
H Cl
гомолитический
разрыв(диссо0
циация, t C)
полярная
молекула
H+ + Cl
гетеролитический
разрыв(ионизация)
При гомолитическом разрыве разрушается связывающая электронная
пара и HCl распадается на атомы.
4.3 Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация осуществляется в центральном возбужденном состоянии
атома.
Очень часто атомы образуют связи за счет электронов разных
энергетических состояний. Например, у возбужденного атома бериллия Be*
(2s12р1) в образовании связи участвуют один s- и один р-электроны внешнего
слоя; у возбужденного атома бора (2s12p2) –один s- и два р-электрона. В этом
случае происходит так называемая гибридизация: первоначальная форма
электронных облаков (орбиталей) взаимно изменяется и образуются облака
(орбитали) новой, но уже одинаковой формы (q). На рисунке показан вид
гибридного облака, возникающего при комбинации облаков s- и рэлектронов. Гибридное облако имеет бoльшую вытянутость по одну сторону
от ядра, чем по другую.
Электроны s- и р-подуровней переходят, таким образом, на некоторый
средний
энергетический
более
выгодный
гибридный
подуровень.
Гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счет образования
35
более прочных связей, более симметричного распределения электронной
плотности. Различают sp, sp2, sp3, sp3d1-2-гибридизацию: BeCl2, BCl3 СН4, SF6.
SP – гибридизация в центральном атоме Be в молекуле BeCl2. 4Be 1s22s2;
Be*1s22s12p1; Be*
2s 2p
SP2
SP
Две
SP
spsp
Две sp
(s+p)
Комбинация одной s- и одной p– орбиталей приводит к образованию
двух
гибридных
орбиталей
расположенных
под
углом
1800;
SP2–
гибридизация в центральном возбужденном атоме бора.
2
2
В 1s 2s 2p
1
2
1
B* 1s 2s 2p
2s
2
2p
p
sp2
S+p+p
Три sp2 - гибридные орбитали
Комбинация одной s- и двух p– орбиталей приводит к образованию трех
гибридных sp2- орбиталей (3q), расположенных под углом 1200 (плоский
треугольник).
36
Под таким же углом располагаются и связи, образованные в молекулах
(BF3, BCl3, GaCl3);
SP3 – гибридизация проявляется в возбужденном атоме углерода в молекулах
(СH4, СF4).
Комбинация одной s- и трех p– орбиталей приводит к образованию четырех
гибридных орбиталей (4q), расположенных под углом 109028′.
sp3
109028’
Четыре SP3
(S+P+P+P)
109028’
Ковалентная связь в зависимости от симметричности расположения
общих электронных пар внутри молекулы делится на два вида: полярную и
неполярную.
Неполярная связь характеризуется тем, что общая электронная пара с
одинаковой силой притягивается ядрами обоих атомов, она находится на
одинаковом
расстоянии
от
ядер
обоих
атомов.
Центры
тяжести
положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают
в одной точке, поэтому такие молекулы называются неполярными. Этот вид
ковалентного типа связи имеет место между атомами в молекулах простых
веществ, например, хлора, азота, кислорода.
Полярная
связь
-
самая
распространенная
форма
связи.
Она
осуществляется при соединении атомов разных элементов. Полярная
ковалентная связь - характеризуется тем, что, электронная плотность
перекрывающих друг друга облаков (электронная пара) тяготеет к одному из
атомов, к более электроотрицательному атому (более неметаллическому
37
элементу), который взаимодействует с электронной парой более энергично,
чем другой, и смещает электронное облако к себе. Смещение электронного
облака называется поляризацией. В результате такого смещения электронной
пары к одному из атомов электрические заряды в молекуле распределяются
неравномерно, поэтому центры тяжестей электрических зарядов в молекуле
не будут совпадать в одной точке, между ними появится некоторое
расстояние l, называемое длиной диполя, например, молекулы HCl, H2O
называются полярными или дипольными. Чем больше будет длина диполя,
тем более полярной является молекула. Для определения степени полярности
молекулы или степени асимметрии расположения электронов в поле ядра
пользуются величиной дипольного момента ?, который представляет собой
произведение заряда электрона ē на длину диполя.
Заряд электрона имеет величину порядка 10-10 эл.ст.ед., а длина диполя
- величину порядка диаметра атома, т.е. 10-8см. Дипольный момент – это
векторная величина, рассчитываемая для электрического диполя по формуле
?=е∙l; е - эффективный заряд; l длина диполя-вектор направленный от центра
отрицательного заряда к центру положительного заряда выражается
величинами порядка 10-18 эл.ст.ед.см (10-8∙10-10) .Эту величину называют
единицей Дебая Д (1 дебай равен 10-18эл.ст.ед.см). Постоянные дипольные
моменты молекул имеют значения от 0 до 10 Д. У неполярных молекул ? = 0.
Ионная связь это предельный случай полярной ковалентной связи,
образуется при взаимодействии атомов элементов, сильно отличающихся по
электроотрицательности (типичные металлы с активными неметаллами),
например, NaCl, KBr. Атом металла за счет оттягивания электронной
плотности к атому с большей ЭО превращается в положительно заряженный
ион (+), а атом неметалла - в отрицательно заряженный ион (-). Разноименно
заряженные ионы металла и неметалла притягиваются друг к другу зa счет
электростатических сил по закону Кулона.
Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи
Электрические заряды ионов определяют стехиометрический состав
38
соединений, так как разноименные заряды ионов обусловливают их
притягивание и отталкивание.
Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях
в пространстве и поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы
противоположного знака в любом направлении, поэтому ионная связь
характеризуется ненаправленностью (рис.1).
Рис.1.Распределение электрических силовых полей двух разноименных
ионов
Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не
может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей.
Вследствие этого у ионов сохраняется способность притягивать ионы
противоположного знака и по другим направлениям, следовательно, ионная
связь характеризуется ненасыщаемостью (рис.1).
Структура ионных соединений
Координационное число (к.ч.) «чисто» ионных соединений не зависит
от электронной структуры атомов элементов, а определяется соотношением
размеров ионов, т.е. радиусов. Так, при соотношении ионных радиусов в
пределах от 0,41?0,76 имеет место октаэдрическая координация; при
соотношении 0,73?1,37 – кубическая.
Например, радиус иона Na+ = 0,098 нм; радиус иона Cl– = 0,181 нм;
отношение rNa+/rCl–=0,098:0,181=0,54–возникает октаэдрическая координация
(рис. 2).
Соотношение ионных радиусов Cs+ = (rCs+ = 0,165 нм ) и Cl– (rCl– =
0,181нм) равно 0,91, что соответствуеут кубической координации (рис.3).
39
Рис. 2. Структурный тип
хлорида натрия NaCl
Следовательно,
ионные
Рис.3. Структурный тип
хлорида цезия CsCl
соединения
представляют
собой
кристаллические вещества и поэтому для них понятие простых двух ионных
молекул (NaCl, CsCl) теряет смысл: кристалл состоит из огромного числа
ионов и их формулы можно написать так: NanCln, CsnCln.
Металлическая связь - сильно нелокализованная химическая связь.
Небольшое число электронов одновременно связывает большое число
атомных ядер, а сами электроны перемещаются в кристаллической решетке
металла.
Пример: атом лития, имеющий электронную конфигурацию 1s22s22р0,
на внешнем уровне имеет четыре орбитали и один электрон; литий
кристаллизуется в объемно-центрированной решетке. Каждый атом в
кристаллической решетке имеет по восемь соседних атомов и в кристалле
лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом лития
предоставляет на связь четыре валентные орбитали 2s
_
и 2р
_ _ _
и один
валентный электрон. Всего в монокристалле с такой упаковкой будет 36
орбиталей (9∙4=36) и 8 электронов.
Рис.4. Взаимная координация атомов в кристалле лития
40
Известно, что атомы металла характеризуются малой энергией
ионизации и валентные электроны слабо удерживаются в атоме и легко
перемещаются из одной орбитали в другую. Таким образом, электроны
принимают участие в образовании связи между атомами кристалла металла.
Перемещение
электронов
по
кристаллу
определяют
электрическую
проводимость металла. Металлическая связь сильно делокализована.
Исходя
из
сказанного,
плотноупакованную
связанных
друг
структуру
с
металл
из
другом
можно
рассматривать
положительно
заряженных
коллективизированными
как
ионов,
электронами
(электронным газом).
Водородная связь. Атом водорода, вступая в соединение полярного
типа, не утрачивает своей реакционной способности, обладая очень малыми
размерами, создает электрическое поле высокой напряженности. Ничтожно
малый по размеру положительно поляризованный атом водорода глубоко
внедряется
в
электронную
оболочку
соседнего
отрицательно
поляризованного атома, образуя связь, называемую водородной. Водородная
связь образуется за счет сил электростатического и донорно-акцепторного
взаимодействий. Положительно поляризованный катион водорода выступает
в роли акцептора. Так, молекула воды может образовать четыре водородных
связи за счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар
атома кислорода. Водородная связь обозначается тремя точками. Водородная
связь
играет
важную
роль
при
ассоциации
молекул,
в
процессе
кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов.
nH2O
H
O
H
H
O
H
H
H
O
H
O
H
Ассоциация молекул воды водородной связью (…)
4.4. Межмолекулярное взаимодействие
Связи сцепления, действующие между молекулами, известны как вандер-ваальсовы силы (по имени голландского ученого). Они проявляются
между молекулами веществ в любом агрегатном состоянии: газообразном,
41
жидком и твердом.
Ван-дер-ваальсовы силы действуют на очень малом расстоянии,
примерно 10-7 см. Природа этих сил электрическая: заряды одной молекулы
взаимодействуют с противоположными зарядами другой. Ван-дер-ваальсовы
силы
состоят
из
трех
видов
взаимодействия:
ориентационного,
индукционного и дисперсионного.
Ориентационное взаимодействие наблюдается между полярными
молекулами. Диполи разных молекул, совершая тепловое беспорядочное
движение, при сближении ориентируются своими разноименными полюсами,
в результате возникают ассоциаты.
Индукционное взаимодействие основано на явлении поляризации. Под
влиянием полярных молекул неполярные и малополярные молекулы
деформируются, возникает наведенный индуцированный диполь. Этот
эффект
приводит
к
силам
взаимодействия
молекул,
называемым
индукционными.
Возникновение у неполярных молекул мгновенного диполя в каждый
момент
времени,
вследствие
несимметричного
в
данный
момент
расположения зарядов внутри молекулы, приводит к возникновению сил
взаимодействия
молекул,
которые
называются
дисперсионными.
Дисперсионная составляющая притяжения универсальна и присутствует
всегда. Наиболее отчетливо дисперсионное притяжение проявляется при
взаимодействии неполярных молекул и взаимодействии атомов благородных
газов.
Ван-дер-ваальсовы
силы
значительно
уступают
по
величине
химическим силам, однако они обеспечивают относительно прочные связи.
Ван-дер-ваальсовы силы - силы притяжения молекул друг к другу.
5. Примеры решения задач
Задача 1. Для каких-элементов, имеющих электронные конфигурации
внешнего слоя атома a) 3s2р2; б) 4s2р3; в) 5s25p4; г) 6s26р3,
характерны переменная четная и переменная нечетная валентности.
42
Решение. При возбуждении электронов внешнего уровня в а,б,
в, г их электронные формулы таковы: а) 3s13р3;
б) 4s14р34d1; в) 5sI5p35d2; г) 6sI6p36dI.
Для "а" (кремний) валентность равна 2,4;
для "б" (мышьяк) валентность равна 3,5;
для "в" (теллур) валентность равна 2,4,6;
для "г" (висмут) валентность равна 3,5.
Задача 2. Каковы возможные валентности у атомов кислорода и серы?
Решение. Электронные формулы внешнего уровня кислорода и серы
соответственно таковы: 2s22р4 и 3s23р4. У атома серы имеется
вакантный подуровень и спаренные электроны атома серы могут
распариваться, увеличивая число неспаренных электронов, вследствие
чего валентность серы равна 2,4,6, а у атома кислорода валентность
может быть равна только 2, т.к. нет вакантного подуровня.
Задача 3. Молекула хлорида бора BCl3 имеет плоскую структуру, а
хлорида азота NCl3- пирамидальную. Чем объясняется такое
различие?
Решение - В молекуле BCl3 центральный атом В при возбуждении
имеет 3 электрона:
В*
2s
2p
Непарные электроны возбужденного атома бора находятся в sp2гибридном состоянии, 3 гибридные орбитали атома бора расположены
под углом 1200 и связи B-Cl также направлены под углом 120 , форма
молекулы
плоская.
В молекуле NCl3 у атома азота на четыре гибридные орбитали
43
приходится 5 электронов:
и пара ē на 2s-
орбитали является несвязывающей, она оказывает большое
отталкивающее действие, тетраэдрический угол уменьшается до
107° и форма молекулы становится пирамидальной.
Задача 4. В молекулах СН4, NH3 и H2O валентные орбитали атомов
С,N,O находятся в состоянии sp3-гибридизации, однако углы между
связями не равны; в CH4 - 109, в NH3-107, в H2O - 104,50. Как это
объяснить?
Решение. Причиной этого соглаcно теории валентных связей является
наличие у центрального атома несвязывающих электронных пар.
Искажение валентных углов вызывается взаимным отталкиванием
связывающих и несвязывающих электронных пар центрального
атома. Здесь нужно учесть следующее: связывающая орбиталь
(электронная пара - локализованная между двумя атомами) имеет
меньшие размеры, чем орбиталь несвязывающей электронной пары.
Наиболее сильное отталкивание наблюдается между несвязывающими
парами, меньший эффект отталкивания между несвязывающей и
связывающей парой, наименьшее отталкивание проявляется между
связывающими электронными парами.
В предложенных молекулах центральные атомы образуют химические
связи за счет электронов sp3-гибридных орбиталей. В молекуле СН4 у атома
углерода на четыре sр3-гибридные орбитали приходится четыре электрона:
Это определяет образование 4σ-связей С-H, направленных
под углом 1090.
В молекуле NH3 в атоме азота на четыре sp3 -гибридные орбитали
приходится 5 электронов:
, 2s-орбиталь
будет
несвязывающей и занимает одну одну из sp3 - гибридных орбиталей азота,
направленных к
вершинам тетраэдра. Несвязывающая электронная пара
отталкивается от связывающих, в молекуле NH3 угол становится меньше
44
тетраэдрического и равен HNH=1070 (геометрическая форма – пирамидальная). В молекуле H2O у атома кислорода на четыре sp3гиб- идные орбит
гибридные орбитали приходится 6 электронов. Здесь
уже две sp
уже 2sp3-гибридные орбитали занимают несвязыващие
электрон- ные п
несвязываю- щи
электронные пары и отталкивающее действие двух
электронных пар проявляется в большей степени, поэ-
по
тому валентный угол становится еще меньше ∟НОН=
0Н=104,
=104,5° (геометрическая форма –угловая).
Задача 5. Объясните и покажите образование связей в молекулах
C2H4, C2H2, KHCO3.
Решение. Атом углерода в этих молекулах центральный. Электронная
формула углерода такова: ls22s22p2. При возбуждении атом углерода
имеет следующую формулу ls22s12p3
В молекуле
C2H4 каждый атом углерода находится в состоянии sр2-гибридизации, а
в sр2-гибридном состоянии гибридные орбитали центрального атома
направлены под углом 1200. Покажем перекрывание гибридных
орбиталей углерода:
При перекрывании гибридных орбиталей каждый атом углерода
образует по 3σ-связи: одну σ - С-С
и 2σ -связи С-Н с атомами водорода. В
возбужденном атоме углерода по одному электрону от каждого не вошли в
гибридизацию и, перекрываясь, образуют по обе стороны линии σ-связи
π-связь (перпендикулярно σ -связи); каждый атом углерода образует по 3 σ-
45
σ-связи и 1 π-связь. В молекуле С2Н2 каждый атом углерода находится в
состоянии sp-гибридизации и образует по 2 σ-связи С-С и С-Н, а 2 рэлектроны, не вошедшие в гибридизацию, образуют еще 2 π-связи
перпендикулярно друг другу. Покажем перекрывание орбиталей в С2Н2:
π
π
С
σ
С
σ
σ
Н
Н
π
π
В молекуле КНСО3 центральный атом – углерод находится в состоянии
sp2-гибридизации,
образует
3
σ-связи;
кроме
того,
один
негибридизированный электрон атома углерода и электрон атома кислорода
образуют нелокализованную π-связь:
О
π
Н
σ
σ
С
σ
О
К
σ
σ
π
О
Задача 6. Чем объяснить устойчивость мономерных молекул N2, O2,
CO, CO2 (образованы атомами элементов II периода) и склонность к
полимеризации молекул Р2 (образованы атомами элементов III периода или
атомами кислорода и элементов III периода)?
Решение. В молекулах N2, O2, CO, CO2 наряду с σ-связыванием
наблюдается π-связывание, т.е. в этих молекулах образуются прочные
кратные связи, например, в молекуле N2 проявляется 1 σ-связь и 2 πсвязи. Возбужденный атом углерода в молекуле CO2 имеет 4 непарных
электрона. Непарные электроны s-орбитали и р-орбитали образуют 2 spгибридные орбитали, расположенные под углом 180
0
С. Молекула
линейная и каждый из атомов кислорода объединяется с атомом углерода
одной σ- и одной π-связью. Поэтому молекулы N2, O2, CO, CO2
устойчивы. Размеры атомов элементов III периода много больше
46
размеров атомов элементов II периода, поэтому для них мало
характерно образование π -связывания. Поэтому молекулы P=P,S=S,
Si=0, O=Si=O нестабильны и склонны к полимеризации, для фосфора и
серы в конденсированном состоянии характерны цепи: −S−S−; −P−Р−;
для оксидов кремния - цепи: –O−Si−O−Si−O– и
O
O
|
|
–O−Si−O−Si−O−
|
|
O
O
В молекуле SiO2 стабилизация связей Si−O достигается за счет
адативного взаимодействия O  SiO с участием d-орбиталей атомов
кремния.
Задача 7. Пользуясь значениями электроотрицательности,
предскажите, имеет ли связь в а)CaO; б)HJ; в)SiH4; г) Br2 чисто
ковалентный, чисто ионный или частично ионный характер. В случае
чисто ионной и частично ионной связей укажите ожидаемое
распределение зарядов ОЭOCa=1; ОЭOO=3,5.
Решение. а) Разность электроотрицательностей в молекуле СaО
∆ОЭО=ОЭОО – ОЭОCa = 2,5 велика, следовательно, связь CaO имеет
чисто ионный характер и может описываться структурой Са2+О2-;
б) ОЭОJ=2,5; ОЭОH = 2,1 для HJ ∆ОЭО=(ОЭОJ – ОЭОH = 0,40 связь в
этом соединении ковалентная с небольшой степенью ионности Нσ+Jσ–;
в) ОЭОSi = 1,8; ОЭОH = 2,1 SiH4 ∆ОЭО=ОЭОH – ОЭОSi =0,30, связь
ковалентная с очень небольшой степенью ионности, распределение
зарядов описывается структурой.
Ионный характер связи в этом случае мал и принято считать, что связь
47
Si-Н имеет чисто ковалентный характер;
г)
в молекуле Вr2 ∆ОЭО=0, связь чисто ковалентная.
Задача 8. Определить тип гибридизации и форму молекулы в
соединении CdС12.
Решение. Электронная формула кадмия ls22s22p63s23p64s23d104p65s24d10.
При возбуждении электроны на 5s- подуровне
"распариваются" и один из них переходит с 5s-подуровня на
5р-подуровень. Итак, в образовании связи участвуют
электроны различных энергетических подуровней. В этом
случае они выравнивают свои энергии и образуют две
гибридные орбитали, направленные под углом 180°, которые
Cd
Cd*
5s
5p
5s
5p
0
180
+
S
при
Cl
P
образовании
связей
Cd
Cl
перекрываются
р-орбиталями
атома
хлора.
Следовательно, молекула CdCl2 линейна.
Задача 9. Рассчитайте изменение энтальпии реакции Н— С
С—Н +
2CI—CI → , если энергии связей С-Н, С-С,
CI-СI, С-CI соответственно равны -347,2; -823,1; -242,3;
-345,2 кДж/моль.
Решение. Образование соединения C2Н2Cl4 можно представить так:
надо разорвать тройную связь С-С и две связи CI-CI и
образовать одинарную связь С-С и четыре -Cl; изменение
энтальпии реакции (∆H0298) равно: H0298= H0298(С-Н)+
+ 4H0298(C- Cl) - H0298(C-C) 2Н0298(С-Сl) = -347,2 +(-345)·4 –
- (-823,1)-( -242,3)·2 = -420,4 кДж/моль.
48
Задача 10. Вязкость глицерина CH2OHCH(OH)CH2OH в 75 раз больше
вязкости этиленгликоля CH2OH-CH2OH. Какова причина
cтоль сильного различия вязкости ?
Решение . Наличие большого числа гидроксильных групп в молекуле
глицерина увеличивает возможность образования
межмолекулярных водородных связей, что сказывается
на увеличении вязкости глицерина по сравнению с
этиленгликолем.
Задача 11. Почему в ряду HF, НСl, HBr, HJ падает прочность
химической связи и устойчивость молекул к нагреванию?
Решение. При переходе от HF к HJ уменьшается степень
перекрывания электронных облаков атомов водорода и
галогена, а область перекрывания располагается на большем
раccтоянии от ядра атома галогена и сильнее экранируется
возросшим числом промежуточных электронных слоев.
Кроме того, в ряду F-Cl-Br-J уменьшается
электроотрицательность атома галогена. В результате этого в
молекуле HF электронное облако атома водорода смещается
в сторону атома галогена в наибольшей степени, а в
молекулах HCl, НВr, HJ это приводит к уменьшению
перекрывания облаков и к ослаблению связи между атомами.
С уменьшением прочности связи в молекулах
галогеноводородов падает их устойчивость к нагреванию.
Термическая диссоциация HF происходит лишь при очень
высоких температурах (более 3500°С), тогда как HJ
распадается в значительной степени при 300°С на йод и водород.
Задача 12. Определите энергию связи кислород-водород в молекуле
H2O, если энергия связей водород-водород и кислородкислород соответственно равна 435,9; 498,7 кДж/моль, а
при сгорании 2 молей водорода выделяется 483,68 кДж
49
теплоты.
Решение. Важнейшей характеристикой связи является энергия,
определяющая ее прочность. Образование молекулы воды
можно представить таким образом: а) разрыв связи водородводород и кислород-кислород в молекулах Н2O и O2 с образованием атомов Н и O; б) образовавшиеся атомы водорода и
кислорода соединяются в молекулы H2O, каждая из которых
содержит две связи кислород-водород:
4Н (г) = 2Н2(г) - 485,9 2
2О (г) =
О2(г) - 498,2
2Н2(г)+О2(г)= 2Н2О(г) - 483,68
2Н(г)+2О(г) =2Н2О(г) – 1854,18 кДж
в двух молекулах H2O четыре связи кислород-водород; средняя
энергия связи кислород-водород равна
 1854,18
 463,54 кДж / моль
4
Задача 13. Какая из следующих связей более полярна: а) В-Сl;
или C-Cl; б) Р-F или P-Cl? В каждом случае укажите,
на каком атоме возникает парциальный отрицательный
заряд.
Решение. а) Разность электроотрицательностей (∆ОЭО) бора и хлора
равна ∆ОЭО B-Cl =ОЭОCl - ОЭОВ =3,2-1,8=1,4;
∆ОЭОC-Cl=ОЭOCl - ОЭОc =3,2-2,5=0,7. Следовательно, связь
B-CI должна быть более полярной; на атоме хлора должен
находиться парциальный отрицательный заряд, поскольку он
более электроотрицателен. Поскольку бор в периодической
системе расположен слева от углерода, то можно
предсказать, что он должен слабее притягивать электроны.
Хлор, находящийся в правой части периодической таблицы,
должен сильнее притягивать электроны. Наиболее полярная
связь возникает между атомами элементов, один из которых
50
характеризуется самой низкой способностью притягивать
электроны (бор), а другой - наибольшей способностью притягивать электроны (хлор);
б) поскольку фтор находится в периодической таблице над
хлором, для него следует предсказать более высокую
электроотрицательность. Следовательно, связь Р-Р должна
иметь большую полярность по сравнению со связью P-CI.
Подтвердим это количественным расчетом ∆ОЭОF-P = ОЭOF
– ОЭOP = 4,0-2,2 = 1,8 ∆ОЭOCl-P = ОЭOCl - ОЭOр = 3,2-2,2=1.
Задача 14. Почему молекулы аммиака (NH3) и трифторид азота
NF3, имеющие одинаковую пирамидальную форму и
содержащие атомы элементов с примерно одинаковым
различием в электроотрицательности, существенно
различаются по величинам дипольных моментов:
?NH3 = 1,5Дж; ?NF3=0,2Д?
Решение. На величину дипольного момента молекулы сильно влияют
несвязывающие (неподеленные) электронные пары.
Молекулы NH3 и NF3 имеют одинаковую геометрическую
форму, тригоно-пирамидальную неполярность связи N-H и
N-F одинаковы, а дипольные моменты значительно
отличаются. Это можно объяснить следующим: большая
величина ? в молекуле NH3 объясняется тем, что
направление дипольного момента отдельных связей N-H,
имеющих отрицательный конец у атома азота и
неcвязывающей электронной пары совпадает и при
векторном сложении обуcловливaeт большой дипольный
момент молекулы: ?NH3 = 1,5Д
51
В молекуле же NF3 дипольные моменты отдельных связей
N-F с положительным концом у атома азота и
неподеленной электронной пары направлены в
противоположные стороны, поэтому при векторном
сложении они компенсируются и ? сильно уменьшается и
?NF3 равно 0,2Д.
6. ТРЕБОВАНИЯ К ЗНАНИЯМ И РЕКОМЕНДАЦИИ
Изучив предлагаемый раздел химии, студент должен:
1. Знать
корпускулярно-волновые
свойства
электрона,
причину
возникновения спектра атома. Уметь определять массу, длину волны,
частоту, энергию электрона в атоме.
2. Знать квантовые- числа, принципы Паули и наименьшей энергии, уметь
определять число орбиталей и электронов на подуровне и уровне, изображать
электронные формулы атомов.
3. Знать периодическую систему элементов и периодический закон
Д.И.Менделеева. Уметь объяснять периодичность изменения химических
свойств элементов на основе положения их в таблице, используя величины
радиусов атомов, энергии ионизации и сродства к электрону.
4. Уметь объяснить: природу химической связи, валентность, способы
образования и свойства ковалентной связи. Гибридизацию валентных
орбиталей, геометрию молекул, ионную, металлическую, водородную связи.
52
5. Уметь объяснить свойства веществ на основе межмолекулярного
взаимодействия и типa химической связи.
6. Уметь рассчитывать изменение энтальпии реакции по энергии связи;
энергию, длину и дипольный момент связи.
Рекомендации к выполнению контрольной самостоятельной работы
1. Изучить
теоретический
материал,
используя
конспекты
лекций,
рекомендуемую литературу и данное учебно-методическое пособие.
2. Проработав внимательно теорию и предложенные задачи с решениями,
проверить
усвоенные
теоретические
знания,
выполнив
варианты
предложенных задач.
7. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО КОНТРОЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Каким линиям в спектре отвечает излучение водорода при переходе
электрона из одного энергетического состояния в другое со следующими
начальными и конечными значениями главного квантового числа: n =4 и 2;n=
3 и 2; 1?
Какой области электромагнитного спектра отвечают эти линии?
2.
Определите
энергетические
переходы электрона
атома
водорода,
соответствующие красной (λ=658 нм) и голубой (λ=482 нм) линиям в спектре
испускания.
3. Рассчитайте, с какой скоростью должны двигаться электрон, нейтрон и
частицы массой 1г, чтобы соответствующая длина волны де Бройля
составляла 0,15 нм?
4. Свет с длиной волны 5000А0 (5∙10-5 см) соответствует зеленой части
видимого спектра. Вычислите волновое число, отвечающее этой длине.
5. Свет с длиной волны 5∙10-5 см соответствует зеленой части видимого
спектра. Вычислите энергию фотона зеленого света в кДж. Сколько кДж
приходится на моль фотонов зеленого света?
6. Вычислите волновые числа ν для линий, характеризующиеся значением
n1 = 1 и n2 = 2,3 и 4.
7.
Какой длиной волны характеризуется электрон, движущийся со
53
скоростью, равной 1/10 скорости света? Масса электрона равна 9,11∙10-28 г.
8. С какой скоростью должен двигаться электрон, чтобы его де бройлева
длина волны была равна 3,32∙10-10 м?
9. Нейтроны, движущиеся с кинетической энергией в интервале от 8,0∙10-21
до 1,6∙10-20Дж, используют для изучения структуры молекул. Каковы длины
волн такого "излучения"? Сравните вычисленные вами длины волн с
размерами молекул (от 10-8 до 10-10м). Масса нейтрона 1,67∙10-24 г.
10. а)Какой частотой характеризуется фотон с энергией 1,45∙10-19Дж?
б) Если энергия фотона с длиной волны 535 нм полностью перейдет в
теплоту, то во сколько раз больше калорий выделится при этом превращении,
чем при превращении в теплоту энергий фотона с длиной волны 0,15 н.м?
11. В спектре ртути имеется интенсивная синяя линия с длиной волны
4,358∙10-7 м.
а)
Какова энергия фотона с такой длиной волны?
б)
Какова энергия одного моля таких фотонов в кДж/моль?
12. Большая часть солнечного излучения с длиной волны ниже 400 нм
поглощается земной атмосферой частично благодаря наличию в ней озона.
Какова частота и энергия фотона с длиной волны 400 нм?
13. Гигантские радиотелескопы, "прослушивающие" излучение дальнего
космоса, обнаружили сильные радиосигналы с длиной волны 21 см. Какова
частота и энергия фотона такого излучения?
14. Сколько фотонов с длиной волн 6,5 10-7 м (красный свет) обладает
суммарной энергией 1 Дж?
Сколько фотонов с длиной волн 4,00.10-7 м (синий свет) обладает
суммарной энергией 1 Дж?
15. Пользуясь уравнением де Бройля, определите длину волны (в нм)
каждого из перечисленных ниже движущихся объектов:
а)
электрон, движущийся со скоростью, равной 90% скорости света;
б)
молекула водорода, движущаяся со скоростью 1600 м/с;
54
в)
винтовочная пуля массой 20 г, летящая со скоростью 1200 м/с;
г)
локомотив массой 30000 кг, движущийся со скоростью 120 км/ч;
д)
космический корабль массой 3000 кг, обладающий скоростью
3500 км/ч.
16. Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует частице с
массой 6,6∙10-27 кг, движущейся со скоростью 70 м/с?
17. Энергия диссоциации HJ равна 298,4 кДж/моль. Можно ли разложить НJ
на элементы при облучении ультрафиолетовым светом (λ =2∙10-7м)? Какую
энергию надо затратить, чтобы разложить 5∙10-3г HJ?
18. Определите по правилу Клечковского последовательность заполнения
электронами подуровней в атомах элементов, если их суммы (n+I)
соответственно равны 6,7,8.
Каков порядковый номер элемента, у которого:
а) заканчивается заполнение электронами орбитали 8s;
б) начинается заполнение электронами подуровня 5q?
19. Назовите элементы имеющие по одному электрону на подуровне: а) 3d;
б)4d; в) 5d.
Написать электронные формулы атомов этих элементов и указать их
положение в периодической системе – (период, группа и подгруппа).
20. Сколько свободных f-орбиталeй содержится в атомах лантаноидов от
церия до самария включительно?
21. Напишите электронно-графические формулы атомов индия, германия и
титана в нормальном и возбужденном состоянии.
22. Объясните, почему первый потенциал ионизации Мg больше, чем у
натрия и алюминия?
23. Объясните общую закономерность изменения потенциалов ионизации у
элементов одной группы периодической системы, учитывая размеры их
атомов и эффективные заряды ядра.
24. Объясните, какой из ионов Со2+ или Со3+ имеет меньший радиус.
25. Объясните причины различия потенциалов ионизации у следующих пар
55
элементов: а) Не и Li; б)Ве и Li; в) Be и В; г) N и O.
26. Объясните причины различия сродства к электрону для атомов
следующих пар элементов: а) О и F; б) Cl и Вr; в) CI и F.
27. Какими правилами определяется порядок заполнения электронами
оболочки атома? Приведите электронные конфигурации невозбужденных
атомов Gе, Mn, Ti и ионов Ва2+, Со3+ , Се4+.
28. Как изменяется значение первой энергии ионизации атомов элементов от
их порядкового номера?
29. Сравните значения сродства к электрону атомов азота и кислорода. Какой
из этих атомов имеет большее сродство к электрону и чем это объясняется?
30. Объясните характер изменения сродства к электрону у атомов галогенов;
F(3,62), Cl(3,82, Br(3,54), J(3,24) эВ?
31. Расположите в порядке увеличения сродства к электрону атомы с
конфигурациями ns1, ns2 , ns2p5.
32. Объясните, чем обусловлена немонотонность изменения ионизационных
потенциалов по периоду.
33. Почему при монотонном увеличении заряда ядра и общего количества
содержащихся в атоме электронов эффективный заряд атомов (Zэфф)
изменяется немонотонно? Сравните
Н Не
Li
Be
В
С
N
О
F
Nе
Zэфф 1 1,345 1,26 1,66 1,56 1,82 2,07 2,00 2,28 2,52
Чем объясните уменьшение эффективного заряда ядра атома при
переходе от гелия к литию; от бериллия к бору; от азота к кислороду?
34. Какой из атомов с электронной конфигурацией 1)1s22s22р4; 2) 1s22s22p5;
3) 1s22s22p6; 4) 1s22s22p63s1; 5)1s22s22p63s2; 6) 1s22s22p63s23p1 имеет
наибольшее значение ионизационного потенциала?
35. Объясните последовательность уменьшения экранирующего влияния
электронов в ряду ns>np>nd>nf.
36. Сравните величины ионных радиусов и поясните причину различий в их
значениях для следующих изоэлектронных ионов: 1,33(F-); 1,36(О2-);
56
0,98(Na+); 0,74(Mg2+); 0,5А(Al3+).
37. Чем объяснить, что в каждой из групп периодической системы для s- и
р-элементов наблюдается скачок в изменении химических свойств при
переходе от элементов II периода к элементам III периода и от элементов IV
к элементам V периодa?
38. Почему разница в значениях первого и второго ионизационных
потенциалов у атомов лития больше, чем у атомa бериллия?
39. Какие из перечисленных ниже обозначений атомных орбиталей не имеют
смысла: 4f, 2d, 2s, 5p, 1p, 3f?
40. Сколько существует различных орбиталей, которые могут иметь
указанные ниже обозначения: а) n=4; б) 4р; в) 2d; г) 3p?
41. Опишите форму орбитали и электронного облака, состояние которого
характеризуется квантовыми числами: n=3, l=0,ml=0; n=3; l=1; ml=-1,0,+1;
n=3; l=0; ml=0,±1,±2.
42. Одинакова ли энергия ионизации атома цезия и атома лития, у которого
валентный электрон предварительно возбужден на 6s-подуровень? Ответ
обосновать.
43. Написать электронно-графические формулы атомов йода в возбужденном
состоянии, предшествующем образованию им соединений
JCl3 J F5.
44. Сколько свободных d-орбиталей имеется в атомах титана и ванадия?
Написать для них электронно-графическую структуру d-подуровня.
45. Назвать элементы 4,5,6 периодов, у которых заканчивается заполнение dорбиталей (3d10, 4d10, 5d10). Написать электронные формулы атомов этих
элементов и указать, к какому периоду, группе и подгруппе периодической
системы они относятся.
46. Какие характеристики орбиталей определяются значением:
а) главного квантового числе n; б) орбитального (азимутального) квантового
числа l; в) магнитного квантового числа ml?
47.
Составьте электронные схемы следующих превращений:
а) Сr0  Cr3+; б)sn  sn4+; в) Mn2+  Мn4+.
57
48. Приведите полную электронную конфигурацию атомов элементов со
следующей конфигурацией их внешних слоев: 3s2; 6s1; 7s2 ;7р2. У какого из
этих элементов и почему наиболее выражены металлические свойства?
49. Назовите элементы, у атомов которых заканчивается заполнение
(n - 1)d- ns - и np- орбиталей.
50. Назовите элементы 4-го периода, атомы которых содержат наибольшее
число непарных d-электронов. Напишите электронно-графическую структуру
их d -подуровня.
51. Энергетическое состояние внешнего электрона атома описывается
следующими значениями квантовых чисел: n=3, l=0, ml=0. Атомы каких
элементов имеют такой электрон? Составьте электронные формулы атомов
этих элементов.
52. Сколько свободных d-oрбиталей содержится в атомах Sс, Ti, V?
Напишите электронные формулы атомов этих элементов.
53. Пользуясь правилом Хунда, распределите электроны по орбиталям,
отвечающим низшему энергетическому состоянию атомов: марганца, азота,
кислорода, кремния, кобальта.
54. Для атома с электронной конфигурацией 1s22s22p3 впишите в таблицу
значения четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms, определяющие каждый из
электронов в нормальном состоянии: номер электрона
...1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
n
l
ml
ms
55. Атомы каких элементов имеют следующее строение наружного и
предпоследнего электронного слоев:
a) 2s22p63s23p3; б) 3s23p63d34s2; в) 3s23p63dI04s24p5; г) 4s24p64d75s1;
д) 4s24p64d105s0?
56. Пользуясь правилoм Хунда, распределите электроны по орбиталям,
58
отвечающим высшему энергетическому состоянию атомов:
фосфора, алюминия, серы, хрома.
57. Напишите электронные формулы элементов №110 и 113 и укажите, какое
место они займут в периодической системе.
58. Напишите все квантовые числа для электронов атомов: а) лития,
бериллия, бора, углерода: б) азота, кислорода, фтора, неона.
59. Объясните, почему сродство к электрону у Si и у S больше, чем у Р.
60. Объясните, почему вторая энергия ионизации магния больше его первой
энергии ионизации, но не cтолъ велика, как вторая энергия ионизации
натрия.
61. Какие ионы называются изоэлектронными? Чем объяснить уменьшение
радиусов изоэлектронных ионов в ряду As3-, Se2-, Br-, Rb+, Sr2+, V3+?
62. Что представляет собой экранирование электронов в атоме.
63. Как изменяется с ростом порядкового номера значение первого
потенциала ионизации у элементов третьего периода? Чем объяснить, что
первый
потенциал
ионизации
атомa
Мg
больше,
чем
атомов Nа и Al?
64. Нейтральные атомы некоторых элементов имеют в основном состоянии
следующие электронные конфигурации:
а)[Ne]3s23р2;
б) [Ar]4s23d5;
в) [Ar]4s13d10;
г) [Ar]4s23d104pI ;
д) [Ar]4s23d104s24p5;
e) [Kr]5s24d1;
ж) [Kr]5s24d3;
и) [Kr]5s24d5;
к) [Kr]5s1;
л) [Kr]5s24d7;
м) [Kr]5s04d10;
н) [Хе] 6s1;
п) [Хе] 6s25d1;
р) [Хе] 6s24f4 ;
с) [Хе] 6s24f13;
т) [Хе] 6s26Р2;
у) [Хе] 6s24fI45d2;
ф) [Хе]6s24f145d5 ;
х) [Хе] 6s24fI45d8;
ц) [Rn] 7s2.
Укажите на основании этих данных:
а) порядковый номер этого элемента; б) его атомный вес; в) число
электронов в валентной оболочке; г) число неспаренных электронов в атоме
этого элемента.
59
65. Экспериментально установлено, что молекула HF3 имеет треугольную
форму, а комплексный ион [ВF4] - тетраэдрическое строение. Длина связи ВF
в ВF3 короче (0,12 нм), чем в [BF4]- (0,143 нм). Объясните эти данные.
66. Объясните различие валентных углов для следующих пар молекул: OF2
(1030) и Н2О (104,50); NP3(1020) и NH3(1070); NF3(1030) и PF3(1040).
67. Каково пространственное расположение вокруг центрального атома
молекулы двух, трех, четырех, пяти, шести электронных пар?
68. Определите стандартную теплоту образования из простых веществ в
этилене, если энергия связей Н—Н, С—Н н С—С соответственно равна:
-435,9; -415,9 и -887,8 кДж/моль; теплота возгонки графита равна
+715,88 кДж/моль.
69. Вычислите энергию s-р ковлентной связи в молекуле HCl, если
стандартная энтальпия образования НС1(г) равна 92,3 кДж/моль, а энергия
связей Н—H и Cl — Cl соответственно равна (кДж/моль) 435,9 и -242,3.
70.
Произведите приближенную оценку длины связей в молекулах NО и
СО, если межъядерные расстояния в молекулах N2, O2 и C(графит)
соответственно равны, м: 1,09∙ 10-10, 1,20∙ 10-10, 1,92∙10-10?
71.
Расположите в порядке возрастания степени ионности связи В—Cl,
Na—Cl, Ca—Cl, Be-Cl.
72.
Рассчитайте разность относительных электроотрицательноcтей связей
Na—О и Н—О в молекуле NaHCO3. Какая из связей наиболее приближается
к ионной?
73.
Определите,
в каком
из
оксидов
элементов
третьего периода
периодической системы Д.И.Менделеева связь Э—О наиболее приближается
к ионной?
74.
Определите полярность молекулы НВr, если длина диполя молекулы
равна 0,18∙10-10м.
75.
Длина диполя молекулы нитробензола C6H5NO2 равна 0,82∙10-10м.
Рассчитайте дипольный момент этой молекулы.
76.
Объясните, почему уменьшается угол между связями в ряду соединений
60
РF3 — PCl3 — PJ3, если угол Нal —Э—Hal в этих соединениях
соответственно равен 104, 101, 980?
77. Сколько σ- и π- связей в молекулах С2H2 и CO2?
78. Объясните, почему в ряду элементов С, Si, Gе, Sn, Рb склонность к
образованию гибридных связей уменьшается от С к Рb.
79. Как объяснить разную длину связи N—N в различных молекулах
азотсодержащих веществ;
N2
l, A°
H3N N2(CH3)2
1,10 1,13
1,24
N2H4
1,47?
80. Расположите приведенные соединения и ионы в ряд по мере увеличения
степени ионности химической связи, используя значения эффективного
заряда химически связанного центрального атома:
СuС12 СuВr2 ZnBr2 Fe(CO)5 CrO 24 [Fe(CN)6]3Zэфф +1,1
+1,0 +0,5
+0,4
+0,2
+1
81. Какая из следующих связей полярна? Укажите, для каждой полярной
связи более электроотрицательный атом:
a) Cl—J; б) Р—Р; в) C—N; г) F—F; д) О—Н.
82. Изобразите геометрическую форму каждой из следующих молекулярных
частиц: a) NOCl; б) C2H2; в) СН3CООН; г) SO2-4. Сколько связей имеет
центральный атом? Покажите перекрывание орбиталей.
83. Укажите, к какому типу (ионному или ковалентному) принадлежат
следующие вещества:
а) NН3; б) K2S; в) Br2; г) С12O; д) ВаС12; е) RеО.
84. Руководствуясь разностью относительных электроотрицательностей
связи Э-О, определите, как меняется характер связи в оксидах элементов
третьего периода периодической системы Д.И.Менделеева.
85. Вычислите разность относительных электроотрицательностей обеих
связей в молекуле HОCI и определите, какая из них характеризуется
большим процентом ионности.
86. Определите характер связи в молекулах SCI4, SiCl4, ClF3 и JBr и укажите
61
для каждой
направление смещения электронной плотности связи.
Расположите молекулы в ряд в порядке увеличения полярности связи.
87. Установите пространственную структуру следующих молекул и ионов,
определив в каждом отдельном случае орбитали центрального атома и их тип
гибридизации:
а) COS, COCl2 CF4, SiF62-;
б) HF3, NO? 2, PH3, PO43-;
в) H2S, SCl2, SiF4, SO2F2;
г) Cl2O, ClO? 3, ClO? 4, JO65-.
88. Какова пространственная структура четырехатомных молекул типа АВ3?
Объясните, в чем разница в структурах молекул BCl3 и AlBr3, РС13 и AICl3.
89. Чем объяснить, что температура плавления воды значительно выше
температуры плавления фтороводорода (83°С), хотя дипольный момент
молекулы Н2О (1,84 Д) меньше, чем молекулы HF (1,91Д)?
90. Почему элементы в высоких степенях окисления не образуют ионных
соединений?
91. Почему энергия связи H-F выше, чем энергия связи F-F и Н-Н, и больше
среднего арифметического из их значений? Почему разность между такой
средней энергией и энергией связи H-Hal, определенной экспериментально,
по ряду HF, HJ уменьшается?
92. Предскажите химическую формулу ионного соединения, образуемого
каждой из следующих пар элементов: а)Sr, Br; б) Bе, O; в) Al,S; г) Zn,F;
д)K,Se; e) Zn,O.
93. Какова геометрия следующих молекул и ионов? Сколько σ- и π-cвязей
образует центральный атом?
а) SiH4; б) H2S; в) CO; г) N2; д) Н2O2; е) СS2.
94.Соединение SF6 обладает высокой устойчивостью и поэтому используется
как электрондозирующий газ в высоковольтных трансформаторах. В отличие
от него соединение SCl6 настолько неустойчиво, что его еще никому не
удалось выделить. Объясните причину такого различия в устойчивости этих
62
соединений.
95. Как и почему изменяется величина угла в вершинах пирамидальных
молекул ЭН3 при переходе от РН3 к SbH3?
96. Длина диполя молекулы HF(I) равна 0,4 ∙10-10м. Вычислите её момент
электрического диполя ? в кулон-метрах.
97. Какова пространственная структура молекул СО2 и CS2, моменты
электрического диполя которых равны нулю?
98. Определите тип гибридизации орбиталей атома титана в тетраэдрической
молекуле TiF4.
99. Определите тип гибридизации орбиталей электронов атомов фосфора при
образовании им тетраэдрических молекул Р4 и иона РН 4 .
100. Какое место в периодической системе занимают элементы со
свойствами типичных комплексообразователей? Чем это обусловлено?
101. Чем объяснить уменьшение дипольных моментов молекул в ряду
галогеноводородов:
HF
?, Д
1,74
НСl
НВr
1,03 0,76
НJ
0,38?
102. Какие молекулы (H2Se, С2H2, F2O, CO2, O2, HСN, SnCl2) линейны, а
какие - угловые?
103. Чем обусловлено сходство пространственной конфигурации молекул
CO2, CS2, CSe2?
104. Какие из приведенных молекул и ионов имеют форму плоского
треугольника: NН3, BH3, NO? 3, BrО 3 , СlО 3 , SO 32 , CO 32 ?
105.
Какова природа сил Ван-дер-Ваальса?
Какой вид взаимодействия
между частицами приводит к переходу в конденсированное состояние:
Ne, N2, HJ, Cl2, NF3; H2O?
106. Чем объяснить разный характер изменения величин атомных радиусов в
различных подгруппах периодической системы? Сравнить изменения
атомных радиусов s-и d- элементов I группы, p- и d- элементов III группы , ри d- элементов 1V группы.
63
107. Каким образом дипольный момент двухатомной молекулы позволяет
оценить ионный, характер связи? Какова степень ионности связи в молекуле
HF?
108. У какого из веществ сильнее выражен характер ионной связи: КJ или
ВаО? Чему равна степень ионности каждой из этих молекул в процентном
выражении? (Данные о дипольных моментах указанных молекул следует
найти в справочниках).
109. Вычислите дипольный момент или длину диполя молекулы КСl
l=1,66 ∙10-8м.
110. Радиостанция ведет передачи на частоте 1120 кГц. Какова длина волны
и энергия фотона такого излучения?
7.1. Варианты заданий
Вариант
Номер задачи
64
I
1
а 18б
87г
61
70
II
III
2
3
б
в
6
22
23
87б
81г,д
62
63
71
91
72 92г,д,е
IV
V
4
5
г
д
24
92
25 83г,д,е
64
65
73 93г,д,е
74
94
VI
VII
6
7
е 26
46
ж 2? 93а,б,в
66
67
75
76
95
96
VIII
8
з
28
48
68
77
97
IX
9
и 29г
87в
109
78
98
X
10
к
30
58а
49
79
99
XI
11
л
31
51
55г,д 80
100
XII
12
м 32
52
42
81
101
XIII
13
н 33
53
48
22
102
XIV
14
о
54
21
83
103
60
84
104
44
85
105
XV
XVI
34
15а, п 35 55а,б,в
б,в
16 р 36
56
90
XVII
17
с
37
57
50
86
106
XVIII
18а т
38
58б
43
87а
107
у
XIX
19
39
59
47
88
108
XX
15 ф 40
г.д.
20
45
89
110
65
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Периодическая система элементов Д.И.Менделеева
1
2
3
1. I
1
Н*
1,00797
водород
3
11. Li
6,939
Литий
11
19. Na
22,9898
Натрий
3.
III
4.
IV
5.
V
6.
VI
7.
VII
8.
5
13. В
10,811
Бор
13
Al
26,9815
Алюминий
6
14. С
12,01115
Углерод
14
Si
28,086
Кремний
7
15. N
14,0067Азо
т
15
21. Р
30,9738
Фосфор
8
16. О
15,9994
Кислород
16
22. S
32,064
Сера
9
17. F
18,9984
Фтор
17
23. Cl
35,453
Хлор
19
25. K
39,102
Калий
29
32. Cu
63,546
Медь
20
26. Ca
40,08
Кальций
21
27. Sc
44,956
Скандий
22
Ti
47,90
Титан
23
V
50,942
Ванадий
24
28. Cr
51,996
Хром
25
29. Mn
54,938
Марганец
30
33. Zn
65,37
Цинк
31
34. Ga
69,72
Галий
32
35. Ge
72,59
Германий
33
36. As
74,9216
Мышьяк
34
37. Se
78,96
Селен
35
38. Br
79,904
Бром
37
Rb
85,47
Рубидий
38
40. Sr
87,62
Стронций
39
41. Y
88,905
Иттрий
40
Zr
91,22
Цирконий
41
42. Nb
92.906
Ниобий
42
43. Mo
95,94
Молибден
43
Tc
[99]
Технеций
47
Ag
107,868
Серебро
48
47. Cd
112,40
Кадмий
56
55. Ba
137,4
Барий
49
48. In
114,82
Индий
50
49. Sn
118,69
Олово
51
50. Sb
121,75
Сурьма
51
51. Te
127,60
Теллур
53
52. I
126,9044
Йод
57
La*
138,81
Лантан
72
56. Hf
178,49
Гафний
73
57. Ta
180,948
Тантал
74
58. W
183,85
Вольфрам
75
59. Re
186,2
Рений
79
63. Au
196,967
Золото
80
64. Hg
200,59
Ртуть
81
65. T1
204,37
Таллий
88
72. Ra
[226]
Радий
89
Ac**
[227]
Актиний
83
67. Bi
208,980
Висмут
105
74. JI
[262]
Жолиотий
84
68. Po
[210]
Полоний
87
71. FR
[223]
Франций
82
66. Pb
207,19
Свинец
104
73. Db
[261]
Дубний
85
69. At
210
Астат
107
76. Bh
[262]
Борий
5
55
54. Cs
132,905
Цезий
7
II
4
12. Be
9,0122
Берилий
12
20. Mg
24,312
Магний
4
6
2.
58
79. C
e
140,12
Церий
59
80. Pr
140,907
Празеодин
60
81. Nd
144,24
Неодим
61
82. Pm
[145]
Прометий
62
83. Sm
150,35
Самарий
63
84. Eu
151,96
Европий
106
75. Rr
[263]
Резерфный
*Лантаноиды
64
65
85. Gd
86. Tb
157,25
158,924
Гадолиний
Тербий
26
Fe
55,847
Железо
VIII
27
30. Co
58,9332
Кобальт
9.
2
10. He
4,0026
Гелий
10
18. Ne
20,183
Неон
18
24. Ar
39,948
Аргон
28
31. Ni
58,71
Никель
36
39. Kr
83,80
Криптон
44
44. Ru
101,07
Рутений
45
45. Rh
102,905
Родий
46
46. Pd
106,4
Паладий
54
53. Xe
131,30
Ксенон
76
60. Os
190,2
Осмий
77
61. Ir
192,2
Иридий
78
62. Pt
195,09
Платина
86
70. Rn
[222]
Радон
108
77. Hn
[265]
Ганий
66
87. Dy
162,50
Диспрозий
109
78. Mt
[266]
Мейтнерий
67
88. Ho
164,930
Гольмий
110
68
89. Er
167,26
Эрбий
69
90. Tm
168,934
Тулий
**Актаноиды
90
95. T
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
h
96. Pa
97. U
98. Np
99. Pu
100. Am
101. Cm
102. Bk
103. Cr
104. Es
105. Fm
106. Md
232,03
[231]
238,03
[237]
[231]
[233]
[247]
[247]
[249]
[254]
[253]
[256]
8
Протактиний
Уран
Нептуний
Плутоний
Америций
Кюрий
Берклий
Калифорний
Эйнштейий
Фермий
Менделевий
Торий
Примечание: Образец таблицы напечатан из современного курса для поступающих в ВУЗы Н.Е.Кузьменко и др. Начала химии М., Экзамен, 2000
91. 70
92. Yb
173.04
Иттербий
107. 102
108. No
[255]
Нобелий
93. 71
94. Lu
174,97
Лютеций
109. 103
Lr
[257]
Лоуренсий
66
Приложение 2
Относительная электроотрицательность элементов по Полингу
Li Be
B
C
N
O
1,0 1,5
2,6
2,5
3,0
3,5
Na Mg
Al
Si
P
S
0,9 1,2
1,5
1,8
2,1
2,5
K Ca Sc
Ti
V
Zn Ga
Ge
As
Se
0,8 1,0 1,3
1,5
1,6
1,6 1,8
1,8
2, 0
2,4
Rb Sr
Y
Zr
Nb
Cd In
Sn
Sb
Te
0,8 1,0 1,2
1,4
1,6
1,7 1,7
1,8
1,9
2,1
Cs Ba La-Lu*
Hf
Ta
Hg T1
Pb
Bi
Po
0,7 0,9 1,0-1,2
1,3
1,5
1,9 1,8
1,9
1,9
2,0
Fr Ra Ac**
0,7 0,9 1,1
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
At
2,2
* Лантаноиды: 1,1-1,3
** Актаноиды: 1,2-1,5
Приложение 3
Первые ионизационные потенциалы атомов элементов
Атомный
номер
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Элемент
I, B
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
13,60
24,58
5,39
9,32
8,30
11,26
14,58
13,61
17,42
21,56
5,14
7,64
Атомный
номер
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
Элемент
I, B
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ti
Ti
V
Cr
5,98
8,15
10.48
10,36
13,01
15,76
4,34
6,11
6,82
6,82
6,74
6,76
67
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1.Коровин Н.В. Общая химия: учебник для техн. напр. и спец.- М.: Высшая
школа, 2006.-557 с.
2.Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов /под ред.
А.И.Ермакова - 29 изд., испр.-М.: Интеграл-Пресс,2001.-728 с.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов.-4-е изд. М.: Высшая школа, 2002.-543 с.
4.Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей
химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов /под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной.-М.: Интеграл-Пресс, 2004.-240 с.
5.Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия-в центре наук: в 2 ч/пер. с англ.-М.: Мир,1983.
–Ч1.-448 с.-520 с.
6. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической
химии.- М.: Химия, 1987.-330 с.
7. 3оммер К. Химия: справочник школьника и студента/К.Зоммер, К.Х.
Вюнис, М. Цетглер /пер. с нем.; под ред. проф. Р.А.Лидина. - 3-е изд.,
стереотип.-М.: Дрофа, 2003.-384 с.
8.Рабинович В.А., Харин З.Я. Краткий химический справочник.–Л.: Химия,
1991.-432 с.
9.Фролов В.В. Химия: учеб. пособие для вузов.-3-е изд., перераб. и доп.-М.:
Высшая школа, 1986.-543 с.
68
Учебное издание
Молявко Мария Александровна
Сыркин Алик Михайлович
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Редактор Л.А.МАРКЕШИНА
Подписано в печать
Бумага офсетная №2. Формат бумаги 60x84 1/16.
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл.печ. листов 4,38.
Уч.-изд.л.3,88 Тираж 500 экз. Заказ
Издательство Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Типография Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г.Уфа, Космонавтов, 1