.RU

Задачи 1  20 - Методические указания и контрольные задания для студентов заочного отделения г. Набережные Челны 2008 г

^

Задачи 1  20


1. Для атомов элементов, порядковые номера которых указаны в табл.1 укажите состав ядер (число протонов и нейтронов), составьте электронные формулы атомов. Укажите валентные электроны, рас­пределите их по квантовым ячейкам в стационарном и возбуждён­ном состояниях, определите значения спиновой валентности. К ка­кому электронному семейству принадлежит каждый элемент?
2. Исходя из положения элементов в периодической системе элементов Менделеева, выбранных в соответствии с шифром (см. табл.1), охарактеризуйте их свойства. Является ли каждый из них металлом или неметаллом, окислителем или восстановителем? Ка­ковы высшая и низшая степени окисления их атомов? Составьте формулы оксидов и гидроксидов, отвечающих их высшей степени окисления? Какими кислотно-основными свойствами обладают эти соединения? Приведите уравнения соответствующих реакций. Обра­зуют ли данные элементы водородные соединения? Сравните свой­ства соединений данного элемента со свойствами аналогичных со­единений элементов той же подгруппы периодической системы.
Т а б л и ц а 1

Номер Порядковые
задачи номера
элементов

Номер Порядковые
задачи номера
элементов

1 33, 38
2 17, 56
3 20, 35
4 15, 52
5 19, 53
6 20, 51
7 22, 32
8 34, 42
9 21, 31
10 25, 35

11 39, 49
12 27, 37
13 16, 55
14 24, 34
15 23, 50
16 14, 48
17 15, 47
18 25, 53
19 40, 50
20 41, 51

^ Тема 2. Химическая связь


Литература: [1] c.35-56; [2] с.115-156; [3] с.41-93.

Теоретические основы


Химическая связь возникает при взаимодействии атомов и приво­дит к образованию многоатомной системы - молекулы, молекуляр­ного иона, кристалла. Причиной (движущей силой) возникновения химической связи является уменьшение потенциальной энергии при пе­реходе от изолированных атомов к устойчивой многоатомной системе.
Мерой прочности химической связи является её энергия, вели­чина которой определяется количеством энергии, выделившейся при образовании вещества из отдельных атомов. Например, энергия связи НН в молекуле водорода равна 435 кДж/моль. Это значит, что при образовании 1 моля газообразного водорода по уравнению
Н + Н = Н2 + 435 кДж/моль
выделяется 435 кДж теплоты. Такое же количество энергии должно быть затрачено на распад 1 моля Н2 до атомарного состояния (энергия диссоциации).
Химическая связь характеризуется также длиной, под которой понимают расстояние между ядрами химически связанных атомов. Так, длина химической связи НО в молекуле воды Н2О равна 0.096 нм (1 нм = 1 109 м).
Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электромагнитных полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, уча­ствующих в образовании молекулы или кристалла.
Современная теория химической связи базируется на квантово-механической модели строения атома. В ней можно выделить два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орби­талей (МО).
В основе метода МО лежат представления об орбитальном строении молекул. Задачей этого метода является характеристика энергетических параметров электронов в молекуле, выходными дан­ными в таком случае является энергетическая диаграмма соответст­вующих уровней.
Охарактеризовать молекулу методам ВС - это означает предста­вить графически распределение электронной плотности в молекуле. Ниже кратко излагаются основные представления этого метода в применении к ковалентной химической связи.
Ковалентная химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами, для чего каждый атом предоставляет один неспаренный электрон, называемый валентным. Эта пара электронов принадлежит одновременно обоим взаимодей­ствующим атомам, что означает повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (центрами) химически связанных ато­мов. Поэтому ковалентная химическая связь является двухэлектрон­ной и двухцентровой. Процесс «спаривания» электронов при обра­зовании, например, молекулы водорода может быть изображён сле­дующей схемой:

Н

 



Н2




Н

 
По Льюису указанный механизм наглядно представляют в виде электронной схемы молекулы, где электрон изображают точками. Для молекулы водорода такая схема имеет вид:
Н + Н



Н: Н
В графической формуле молекул пара точек заменяется валент­ным штрихом, соответствующим одной химической связи: НН.
Атом хлора имеет на наружном уровне 7 электронов:

Cl 3s

2

3p

5

, из которых один является неспаренным:

Cl

   

3s 3p 3d


Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl2 :

:

+

:

 :

:

:

или СlCl
Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структур­ных формулах одним валентным штрихом. Если же связь образуется за счёт двух или трёх общих электронных пар, она называется двойной или тройной, соответственно.
Кратные ковалентные связи изображают в структурных формулах двумя или тремя валентными штрихами. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона:


N

   

2s 2p


поэтому молекула N2 образуется в результате обобщения трёх элек­тронных пар (возникает тройная ковалентная связь):
+



или N ≡ N


В молекуле оксида углерода (IV) двойные ковалентные связи:

:

:

+ ∙∙

+

:

: 

::

::


или О=С=О
Молекула СО2 образована атомом углерода в возбуждённом со­стоянии:

С

*

2s

1

2p

3

.
Таким образом, валентность химического элемента (как способ­ность его атомов образовывать определённое число химических свя­зей) зависит от количества неспаренных электронов его атома в основном или возбуждённом состояниях.
Одним из свойств ковалентной химической связи является её полярность. Если электроотрицательность (способность к смещению электронной плотности) атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается строго симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь осуще­ствляется, например, в молекулах Н2, F2, O2, N2, любых других гомоядерных молекулах, образованных атомами одного и того же элемента.
Если же электроотрицательность атомов различна, электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. При этом возникают частичные (дробные) заряды: отрицательный на бо­лее электроотрицательном атоме и положительный на атоме с меньшей электроотрицательностью. В молекуле образуются два по­люса. Подобные ковалентные связи называют полярными. Напри­мер, в молекулах НCl, H2O, NH3 и т.д.
В случае очень большой разницы в электроотрицательностях (численно более 2), поляризация связи приобретает необратимый ха­рактер. Это происходит тогда, когда соединение образуют, с одной стороны, атом, легко отдающий свои валентные электроны, имею­щий низкий потенциал ионизации (прежде всего, это щелочные и щёлочно-земельные металлы), а с другой стороны, атом, проявляю­щий тенденцию к присоединению электронов, обладающий высоким сродством к электрону (галогены, кислород, азот и, отчасти, сера и фосфор). При этом электрон полностью переходит от первого атома ко второму. Атомы превращаются в заряженные частицы - ионы. Атом, отдавший один электрон, приобретает заряд +1 и на­зывается катионом. Атом, приобретший дополнительный электрон, получает заряд -1 и называется анионом. Электростатическое при­тяжение, возникшее между разноименно заряженными ионами, на­зывают ионной химической связью. Примерами ионных соединений являются галогениды и оксиды щелочных металлов: LiCl, K2O, CsI и т.п.
Повышение электронной плотности в результате образования общей электронной пары (ковалентная химическая связь) можно представить с помощью области перекрывания атомных орбиталей, занятых неспаренными валентными электронами, образующих дан­ную молекулу. Перекрывание орбиталей происходит в том направ­лении, которое обеспечивает образование максимальной области пе­рекрывания. По этой причине, а также в связи с тем, что орби­тали имеют определённую геометрическую форму, ковалентная связь обладает свойством направленности. Перекрывание орбиталей может осуществляться разными спосо­бами. Например, при образовании -связи перекрывание происходит
вдоль линии, соединяющей ядра (рис. 1):





s s s p p p
(молекула Н2) (молекула НCl) (молекула Сl2)

Рис. 1.

Перекрывание орбиталей -способом.
При боковом перекрывании орбиталей образуется -связь. В этом случае возникают две общие области: над и под плоскостью, в ко­торой лежат ядра. На схемах -связь принято изображать условно (рис. 2, а и б).
а) б)


Рис.2.

Перекрывание орбиталей -способом.
- и -Способами перекрывания орбиталей харак­теризу-ется не ионная, а ковалентная связь. Причём, -способ при­водит к образованию более прочной ковалентной связи, поскольку в этом случае реализуется большая степень перекрывания.
Для того чтобы дать характеристику определённой молекулы ме­тодом ВС, требуется:
- по величинам электроотрицательности определить тип химиче­ской связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) в соединении;
- написать электронные формулы атомов, принимающих участие в образовании молекулы;
- выбрать валентные электроны; распределить их по квантовым ячейкам; выбрать неспаренные электроны; - в случае, если количество неспаренных электронов меньше численного значения валентности многовалентного атома, перевести последний в возбуждённое состояние;
- установить, на каких орбиталях находятся эти неспаренные электроны;
- если связь ковалентная, нарисовать перекрывание этих орбита­лей в молекуле;
- если связь ионная, указать, какие атомы и сколько электро­нов отдают и принимают, указать величину зарядов ионов в соеди­нении.

Пример:

молекула сероводорода (H2S).
Электроотрицательность: серы 2.58, водорода 2.10. Связь между атомами Н и S - ковалентная полярная. Обобществленные элек­тронные пары смещены в молекуле сероводорода от атомов водо­рода (на которых появляется частичный положительный заряд) к атому серы (возникает частичный отрицательный заряд). Элек­тронная формула водорода: Н 1s1; серы: S

1s22s22p63s23p4. Ва­лентные электроны водорода: 1s1; серы: 3s23p4. Распределение электронов по квантовым ячейкам:

Н  S    
1s 3s 3p
Неспаренные электроны серы занимают две 3р-орбитали. По­скольку спиновая валентность атома серы соответствует ва­лентности, обусловливающей формульный состав молекулы серово­дорода, атом серы образует две химические связи в основном со­стоянии.
По причине взаимной перпендикулярности двух р-орбиталей од­ного подуровня, схема перекрывания 3р-орбиталей серы и s-орбиталей двух атомов водорода имеет вид, представленный на рис. 3,а. Соединив ядра атомов водорода и серы прямыми линиями, полу­чаем геометрическую фигуру, дающую представление о форме мо­лекулы: молекула сероводорода имеет угловое строение (рис. 3,б).
а) S б) S



H H
 

Рис.3.

Угловое строение молекулы сероводорода:
а) схема перекрывания орбиталей;
б) форма молекулы.
В возбуждённых состояниях некоторых многовалентных атомов неспаренные электроны занимают разные энергетические уровни, то есть характеризуются орбиталями различной формы и энергии. Од­нако согласно экспериментальным данным, химические связи, обра­зуются такими атомами, эквивалентны (равноценны). В подобных случаях прибегают к представлениям о гибридизации орбиталей. Этот процесс заключается в том, что из разных по форме и энер­гии орбиталей образуются одинаковые, так называемые гибридные орбитали. При этом тип гибридизации обусловливает определённую форму молекулы.
Типы гибридизации для s- и р-орбиталей приведены в табл. 2.
Т а б л и ц а 2

Исходные орбитали

Тип гибри-
дизации


Геометрия молекулы

Одна s и
одна р
Одна s и
две р
Одна s и
три р

sp
sp2

sp3

180
Линейная
Тригональная 120
(плоскотреу-
гольная)


109 28
Тетраэдри-
ческая


Пример:

молекула тетрабромметана (СBr4).
^ Электронные формулы: С

1s22s22p2
Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5.
Валентные электроны: С

2s22p2; Br 4s24p5.
Распределение по квантовым ячейкам (основное состояние):


С    Br    
2s 2p 4s 4p
Поскольку валентность углерода в ^ CBr4 равна 4, атом углерода вступает во взаимодействие с атомом брома не в основном, а в возбуждённом состоянии:
С

*

   
Из одной s- и трёх р-орбиталей 2s 2p
атома углерода (по числу исход­ных) образуются четыре гибридных sp3-орбитали. Такому типу гибридизации соот-ветствует тетраэдрическая форма молекулы четырёх-бромистого углерода (рис.4):
Br



109 28


С
. Br

Br
Br

Рис.4.

Перекрывание орбиталей в молекуле СBr4 и
геометрия этой молекулы.

2010-07-19 18:44 Читать похожую статью
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • Контрольная работа
  • © Помощь студентам
    Образовательные документы для студентов.