- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
Валентність Брому і за електронною конфігурацією
35Br … 4s24p5 … B = 1,
4s
4р
і в сполуці дорівнює одиниці, отже, він знаходиться в нормальному стані.
Валентний електрон Брому, що бере участь в утворенні зв’язку, міститься на p-атомній орбіталі, яка має форму гантелі. Таким чином, у молекулі BBr3 реалізуються три -зв’язки за обмінним механізмом. Зі схеми видно, що ці три -зв’язки утворюються внаслідок перекривання трьох гібридизованих одноелектронних орбіталей атома Бору з одноелектронними р-орбіталями трьох атомів Брому. Одна валентна (вільна) р-орбіталь атома Бору залишається негібридною, вона не змінює геометричної конфігурації молекули, а тому не показана на малюнку. За рахунок наявності цієї вільної орбіталі атома Бору можливе подальше утворення не одного хімічного зв’язку, наприклад, за донорно-акцепторним механізмом.
Молекула BBr3 має площинну конфігурацію з валентними кутами 120, тому вона симетрична та неполярна .
в) У нормальному стані атом Карбону двовалентний
6C … 2s22p2 … B = 2,
2s
2р
а в сполуці СCI4 він чотиривалентний, тобто знаходиться у збудженому стані:
С* … 2s12p3 … B* = 4.
2s
2р
Чотири рівноцінні зв’язки з атомами Йоду потребують sp3-гібридизації центрального атома з валентними кутами приблизно 109, 5.
Електронна формула атома Йоду:
2s
2р
т обто він знаходиться у нормальному стані. Чотири рівноцінні зв’язки з атомами Йоду потребують sp3-гібридизації центрального атома з валентними кутами приблизно 109, 5.Валентний електрон Йоду, що бере участь в утворенні -зв’язку за обмінним механізмом, знаходиться на р-атомній орбіталі (гантелеподібна форма).Просторово чотири гібридні орбіталі атома Карбону реалізуються в напрямку від центра тетраедра (ядро атома Карбону) до його вершин. Оскільки всі зв’язки в молекулі ССІ4 рівноцінні, вона симетрична і неполярна Завдання 6. Пояснити, чому молекула BeH2 неполярна, а молекула H2O полярна, хоча обидві мають полярні зв’язки BeH та OH .
Розв’язання. Щоб визначити підсумковий дипольний момент молекули, треба знайти векторну суму дипольних моментів усіх зв’язків. Молекула BeH2, хоч і має два полярні зв’язки BeH, є лінійною та симетричною внаслідок sp-гібридизації атомних орбіталей центрального атома Берилію, тому її сумарний дипольний момент дорівнює нулю (див. завдання 5):
H Be H = 0.
У несиметричній кутовій молекулі Н2О внаслідок sp3-гібридизації орбіталей а тома Окси-гену наявний підсумковий дипольний момент , тобто молекула Н2О полярна. Детальніше обґрунтування подано у задачі 4.
Завдання 7. Визначити й обґрунтувати типи гібридизації атомних орбіталей, зобразити електронні конфігурації молекул: а) СO2; б) кисню О2.
Розв’язання. Визначаючи тип гібридизації атомних орбіталей, треба пам’ятати, що гібридні атомні орбіталі не можуть брати участі в утворенні -зв’язків. Останній реалізується негібридними d- або р-орбіталями.
а) Електронна конфігурація валентного рівня атома Карбону в нормальному стані становить:
6С … 2s22p2 … B = 2.
2s
2р
У молекулі О = С = О валентність Карбону дорівнює чотирьом, тобто в цій сполуці атом Карбону знаходиться у збудженому стані.
6C*… 2s12p3 … B* = 4.
О
2р
2s
Атом Карбону з кожним із двох атомів Оксигену утворює один - та один -зв’язки, оскільки в нього дві атомні орбіталі підлягають sp-гібридизації, а дві негібридні р-орбіталі беруть участь в утворенні двох -зв’язків.
Кожний з атомів Оксигену також утворює з атомом Карбону один - та один -зв’язок; він підлягає sp2-гібридизації А.О., а також одна р-орбіталь у нього залишається негібридною. Атом Карбону не має незв’язуючих орбіталей, тоді як у кожного з атомів Оксигену є по дві незв’язуючі атомні орбіталі.
Саме sp-гібридизація А.О. центрального атома (Карбону) визначає лінійну симетричну будову молекули СО2. Внаслідок симетричної будови молекули її підсумковий дипольний момент дорівнює нулю (= 0), тобто молекула в цілому є неполярною.
Слід зазначити, що уявлення про гібридизацію атомних орбіталей під час
утворення хімічного зв’язку – це квантово-механічний метод, який дозволяє пояснити просторову конфігурацію молекул перебудовою їх вихідних атомних орбіталей на гібридні. Атоми одного й того самого елемента здатні утворювати різноманітні хімічні сполуки з різними валентними кутами, тобто можлива реалізація різних типів гібридизації атомних орбіталей. Наприклад, у молекулі метану СН4 здійснюється sp3-гібридизація орбіталей Карбону (валентні кути 109,5); в молекулі етану Н3ССН3 також обидва атоми Карбону перебувають у sp3-гібридному стані.
Однак у молекулі етену Н2С СН2 атом Карбону окрім гібридних А.О. має одну негібридну атомну орбіталь, яка бере участь в утворенні -зв’язку із сусіднім атомом Карбону. Тому в цьому випадку відбувається sp2-гібридизація А.О. кожного з атомів Карбону (валентні кути 120) з утворенням трьох гібридних орбіталей, що утворюють три -зв’язки.
У молекулі етину НССН, як і в розглянутій вже молекулі СО2, реалізується sp-гібридизація атомних орбіталей Карбону, а дві негібридні р-орбіталі утворюють два -зв’язки. Отже, у наведених сполуках (CH4, C2H4, C2H2) атоми Карбону перебувають у різних гібридизованих станах.
б) Електронна будова валентного рівня атома Оксигену становить:
8О … 2s22p4 B = 2.
2s
2р
Валентність Оксигену в молекулі кисню О2 також дорівнює двом (О = О), тобто в м олекулі кисню реалізується один - і один -зв’язок. Оскільки гібридні атомні орбіталі не можуть утворювати
-зв’язок, кожний з атомів Оксигену в молекулі О2 перебуває в sp2-гібридизованому стані, а -зв’язок утворюється негібридними p-орбіталями.