• Принцип наименьшей энергии. В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).

  • Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковыми наборами четырех квантовых чисел.

• Правило Гунда. Электроны в пределах подуровня зани­мают максимальное число орбиталей так, чтобы суммарный спин был максимальным.

• Правила Клечковского. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l). При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Максимальное количество электронов на энергетическом уровне зависит от значения главного квантового числа и равно 2n².

Электронное строение атомов определяет положение элементов в Периодической таблице.

• Порядковый номер элемента в Периодической системе равен числу электронов в атоме этого элемента.

• Номер периода, в котором расположен элемент, соответствует значению главного квантового числа внешнего заполняемого энергетического уровня в атоме этого элемента.

• Номер группы, в которой расположен элемент, соответствует числу валентных электронов в атоме этого элемента. К валентным относятся: s - и p - электроны внешнего слоя для s - и p - элементов, а также d – электроны предыдущего уровня и s –электроны внешнего уровня для d – элементов.

• В главных подгруппах Периодической системы располагаются s - и p – элементы. В побочных - d – элементы.

Задачи:

1. Сколько электронов может находиться на элект­ронных уровнях K, L, М, N, О, Р, Q?

2. Сколько электронов может находиться на 2р- и 3р- подуровнях?

3. Сколько электронов может находиться на 3d, 4d и 5d- подуровнях?

4. Исходя из положения в Периодической системе, изобразите электронное строение атомов следую­щих элементов: а) лития; б) бериллия; в) бора; г) угле­рода; д) азота; е) кислорода; ж) хрома; з) марганца.

5. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 37, 43, 48, 52 и 54. В каких группах Периодической системы располагаются эти элементы и к какому семейству они относятся?

6. Назовите элементы, имеющие по одному электрону на подуровне: а) 3d; б) 4d; в) 5d. Напишите электронные формулы атомов этих элементов и укажите их положение в периодической системе — период, группа и подгруппа.

7. Назовите элементы 4, 5 и 6-го периодов, у которых заканчивается заполнение d-орбиталей. Напишите электронные формулы атомов этих элементов и укажите, к какому периоду, группе и подгруппе перио­дической системы они относятся.

8. Сколько свободных d-орбиталей имеется в атомах титана и ванадия? Напишите для них электронно-гра­фическую формулу.

9. Назовите элементы 4-го периода, атомы которых содержат наибольшее число неспаренных d-электронов. Напишите их электронно-графическую структуру.

10. Сколько свободных f-орбиталей содержится в атомах лантаноидов от церия до самария включительно?

11. Назовите лантаноиды, атомы которых имеют на­ибольшее число неспаренных f -электронов.

12. Какие энергетические уровни не имеют: а) p, б) d, в) f-подуровней? Возможно ли отсутствие s-подуровня? Атомы каких элементов не имеют электронов на р- и d-под­уровнях?

13. На каком энергетическом уровне и подуровне нахо­дится внешний электрон в атомах лития и калия? При ка­ких условиях они могут переходить на более высокие энер­гетические уровни? Будут ли для них такие возбужденные состояния устойчивыми?

14. Какой элемент имеет в атоме три электрона, для каж­дого из которых п=3 и l = 1? Чему равно для них значе­ние магнитного квантового числа? Должны ли они иметь антипараллельные спины?

15. Укажите значения квантовых чисел п и l для внеш­них электронов в атомах элементов с порядковыми номера­ми 11, 14, 20, 23, 33.

16. Какое значение имеет: а) орбитальное квантовое чис­ло для энергетических подуровней, емкость которых равна 10 и 14; б) главное квантовое число для энергетических уров­ней, емкость которых равна 32, 50 или 72?

17. Укажите порядковый номер элемента, у кото­рого: а) заканчивается заполнение электронами ор­биталей 4d; б) начинается заполнение подуровня 4р.

18. Запишите электронные формулы атомов эле­ментов с зарядом ядра: а) 8; б) 3; в) 8; г) 23; д) 53; е) 63; ж) 83. Составьте графические схемы за­полнения электронами валентных орбиталей этих атомов.

19. Среди приведенных ниже электронных конфи­гураций укажите невозможные и объясните причину не­возможности их реализации: а) 1р³; б) 3р⁶; в) 3s²; г) 2s²; д) 2d⁵; е) 5d²; ж) 3f¹²; з) 2р⁴; и) 3р⁷.

20. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют воз­бужденные атомы: а) Сl; б) V; в) Мn?

21. Составьте электронно-графические схемы ионов Fе²⁺ и Fе³⁺. Чем можно объяснить особую устойчивость электронной конфигурации иона Fе³⁺?

22. Электронная емкость седьмого энергетического уровня (уро­вень Q; п = 7) не насыщена, слой содержит 21 электрон. Укажите, какие энергетические подуровни достроены, какой подуровень до­страивается. Представьте электронные конфигурации подуровням и укажите, к какому электронному семейству принадлежит элемент.

23. Как выглядела бы гипотетическая структура шестого элект­ронного слоя в атоме (п = 6), если предположить, что все 6 энергетических подуровней этого уровня полностью застраивают­ся электронами? Сколько всего получается электронов?

Задачи для самостоятельного решения:

1. Чему равна емкость энергетических уровней, для ко­торых п = 1, 2, 3, 4 и 5, а также подуровней, для которых чис­ло значений т_l равно 5 и 7?

2. Учитывая емкость энергетических уровней, покажи­те, сколько электронных слоев содержит электронная оболочка атома из 18, 36, 54, 86 электронов.

3. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы: а) В; б) S; в) As; г) Сr; д) Нg; с) Еu?

4. Укажите особенности электронных конфигу­раций атомов меди и хрома. Сколько 4s-электронов содержат невозбужденные атомы этих эле­ментов?

5. Структура валентного электронного слоя атома элемента выражается формулой: а) 5s²5р⁴; б) 4s¹3d⁵. Определите порядковый номер и название элемента.

6. Электронная структура атома описывается фор­мулой 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d⁶. Какой это элемент?

7. Напишите электронные формулы ионов: а) Sn²⁺; б) Sn⁴⁺; в) Мn²⁺; г) Сu²⁺; д) Сr³⁺; е) S^2-.

8. У элементов каких периодов электроны внеш­него слоя характеризуются значением n + l = 5?

9. Среди приведенных ниже конфигураций укажите возможные и невозможные: а) 6f³; б) 1p³; в) 3p¹;г) 4p⁴; д) 4d⁴; е) 3f⁶. Ответ обоснуйте.

10.По записям конфигураций укажите, какие подуровни до­строены, а какие не заполнены электронами до полной их емкости: а) 5s¹; б) 1s²; в) 2р⁶; г) 6р²; д) 4р⁴; е) 5d¹⁰; ж) 6d²; з) 5f¹⁴; и) 5f⁷; к) 3d³.

11. Чему равна электронная емкость: а) энергетического уровня М; б) энергетического подуровня р; в) энергетического подуровня с побочным квантовым числом l = 3?

12.Структура внешних электронных слоев атома: а) 4s²4р³; б) 5d⁸6s²; в) 3d³4s². К каким периодам и группам относятся элемен­ты, атомы которых содержат указанные группировки?

13. Электронные формулы внешних подуровней некоторых элементов:

а) 3s¹;

б) 3s²3p⁶;

в) 4s²3d⁷;

г) 7s²5f¹³.

Для каждого элемента:

а) подсчитайте общее число электронов в атоме, укажите поряд­ковый номер элемента и назвите его;

б) выявите достраиваемый энергетический подуровень и укажите электронное семейство, к которому относится элемент;

в) укажите общее число валентных электронов и обратите вни­мание на характер расположения их на энергетических уровнях (на одном или на двух внешних уровнях); отметьте, к какой группе и подгруппе по таблице Д. И. Менделеева относится каждый эле­мент;

г) ориентируясь на число электронов во внешнем слое, укажите, каким характером (металлическим или неметаллическим) обладают элементы;

д) по числу застраиваемых энергетических уровней определите, к какому периоду относится элемент.

Занятие №4.

Строение ядра. Ядерные превращения.

Ядро атома. Структурными единицами, образующими атомное ядро являются положительно заряженные протоны (р) и нейтральные нейтроны (n), представляющие собой два различных состояния одной и той же частицы — нуклона.

Возможный переход нуклона из одного состояния в другое сопровождается «рождением» электрона е^- или позитрона е⁺ вместе с частицей, не имеющей заряда и мас­сы покоя — нейтрино ν:

р → n + е⁺ + ν; n → р + е^- + ν .

Количество протонов в ядре называется его зарядовым числом Z — это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом в Периодической таблице Д.И. Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом N. Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов — называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом А и приблизительно равно средней массе атома, указанной в Периодической таблице. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.

Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере.

В ядре между нуклонами действуют силы сцепления, на­зываемые ядерными силами. Для них характерно: 1) дейст­вие между всеми частицами ядра; 2) необычайная мощность, благодаря которой плотность ядерного вещества достигает огромного значения порядка 10¹⁴ г/см²; 3) способность дей­ствовать только на очень малых расстояниях, не превышаю­щих размера самого ядра (10^-13 см).

Дефектом массы (Δm) называют разность между массой ядра и арифметической суммой масс протонов и нейтронов, входящих в его состав. Дефект массы связан с энергией, выделяющейся при образовании ядра, соотношением Эйн­штейна E= Δm∙c ². Чем больше Δm, тем больше энергия свя­зи между частицами в ядре и тем выше его устойчивость. Благодаря большим значениям Δm для ядерных реакций применим не закон сохранения массы, а общий закон со­хранения материи: Σm +ΣЕ = const.

Ядерная реакция — процесс превращения атомных ядер, происходящий при их взаимодействии с элементарными частицами, гамма-квантами и друг с другом. Ядерная реакция изображается уравнением реакции, в котором последовательно указывается: ядро-мишень, бомбардирующая частица («снаряд»), вылетающая частица и образовавшееся ядро. Большая часть ядерных реакций протекает в две стадии: 1) захват «снаряда» ядром-мишенью, 2) распад неустойчивого продукта захвата с об­разованием конечного ядра — продукта реакции.

В результате ядерной реакции ядро атома претерпевает более или менее глубокие превращения, в результате которых образуют­ся ядра атомов других элементов (одно или несколько) или же из­меняется энергетическое состояние исходного ядра.

При составлении уравнений ядерных реакций необходимо учитывать следующие их особенности.

1. Приводимые в этих уравнениях химические символы обозна­чают не атомы элементов, а лишь их ядра (зная заряд и массу ядра, легко можно представить себе и атом в целом).

2. Индексы у структурного символа той или иной частицы обоз­начают: верхний индекс — массовое число, т. е. массу данной час­тицы, округленную до ближайшего целого числа; нижний индекс — положительный заряд частицы (зарядовое число). У ядер атомов он численно равен порядковому номеру элемента в таблице Менделее­ва.

Уравнения ядерных реакций должны удовлетворять следующим требованиям (правило равенства сумм индексов):

а) сумма массовых чисел частиц левой и правой частей уравне­ния (по верхним индексам) должны быть равны между собой. При этом массы электронов, позитронов и фотонов не учитываются;

б) суммы зарядов частиц (по нижним индексам) в обеих частях уравнения также должны быть одинаковыми. Заряд электрона учитывается со знаком минус, протона и позитрона — со знаком плюс. Нейтрон и γ-фотон заряда не имеют.

Часто пользуются сокращенными записями ядерных реакций. При этом действующая частица («бом­бардирующая» частица облучения) и выбрасываемая (вто­ричная) частица указываются в скобках.

Радиоактивность - это самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изо­топ другого, которое сопровождается испусканием элемен­тарных частиц или ядер. Существует несколько видов радиоактивного распада: α – распад, электронный или β^- – распад, β⁺ – распад, электронный захват и спонтанной деление.

За единицу радиоактивного распада в СИ принят беккерель (Бк) — радиоактивность, при которой за 1 с про­исходит 1 акт распада (с^-1). Внесистемная единица кюри (Ки) равна 3,7∙10¹⁰ Бк (число α-частиц, которые испускает радий массой 1 г в 1 с).

Задачи:

1.Символ одного из изотопов элемента ⁵²₂₄Э. Укажите: а) название элемента; б) число протонов и ней­тронов в ядре; в) число электронов в электронной обо­лочке атома.

2. Ядро атома некоторого элемента содержит 16 нейтронов, а электронная оболочка этого атома — 15 электронов. Назовите элемент, изотопом которого яв­ляется данный атом. Приведите запись его символа с указанием заряда ядра и массового числа.

3. При бомбардировке ядер бора ¹⁰₅B нейтронами был получен изотоп лития ⁷₃Li. Определите промежуточное ядро и выброшенную частицу.

4. В результате бомбардировки изотопа неона ²¹₁₀Ne некоторыми частицами образуются изотоп фтора и α-частица. Определите бомбардирующую частицу.

5. Из ядра магния ²⁴₁₂Mg получено ядро изотопа нат­рия ²²₁₁Nа и α-частица, а из ядер ⁹₄Ве получены ¹⁰₅В + n и ¹²₆С + n. При помощи каких «снарядов» были осуществлены эти реакции?

6. γ-Кванты возбуждают ядра цинка ⁶⁶₃₀Zn и магния ²⁶­­₁₂Мg, благодаря чему первое ядро выбрасывает протон и нейтрон, а второе — только протон. Определите, ядра каких элементов при этом образуются.

7. Изотоп какого элемента образуется, если ядро лития ⁶₃Li, поглощая нейтрон, выбрасывает α-частицу?

8. При бомбардировке протонами ядер: а) изотопа ²¹₁₀Ne вылетают α-частицы; б) меди ⁶³₂₉Сu - нейтроны. Какие изо­топы и каких элементов при этом образовались?

9. Технеций Тс — первый элемент, полученный синте­тическим путем при облучении ⁹⁶₄₂Мо дейтронами. Какое возбужденное ядро при этом образуется и в ядро какого элемента оно превращается после выброса нейтрона?

10. Сколько α-частиц теряет ядро радона, если в резуль­тате образуется изотоп свинца ²¹⁴₈₂Рb?

11. Сколько α- и β^- -частиц теряют ядра ²³²₉₀Th, ²³⁸₉₂U и ²³⁵₉₂U, превращаясь в конечном итоге в изотопы свинца?

12. Какой элемент периодической системы образуется, если в цепи радиоактивных превращений ядро атома ра­дия ²²⁶₈₈Ra в конечном счете потеряло 5α- и 4β^- -частиц?

13. Чему равна Е_св между протоном и нейтроном в ядре дейтерия в кДж/моль? Сравните ее с Е_св между атомами водорода в молекуле Н₂, равной 436 кДж/моль. Δm(D) = 0,00185 а. е. м.

14. Полные уравнения ядерных реакций запишите в сокращенном виде:

а) ³⁷₁₇С1 + ²₁D → ³⁵₁₆S + ⁴₂Не д) ¹⁸₉F → ¹⁸₈О + β⁺

б) ²⁰⁹₈₃Вi + ⁴₂Не → ²¹¹₈₅Аt + 2n е) ³⁴₁₆S + n → ³⁵₁₆S + γ

в) ¹⁹⁷₇₉Аu + ²₁D → ¹⁹⁴₇₇Ir + ⁴₂Не + p ж) ⁶²₂₈Ni + γ → ⁶¹₂₇Со + p

г) ⁹⁹₄₂Mо → ⁹⁹₄₃Тс + β^-

15. Сокращенные уравнения ядерных реакций запишите в полном виде (с указанием верхних и нижних индексов):

а) ²⁷А1 (р, α)²⁴Мg д) ⁵⁶Мn (—, β^-) ⁵⁶Fе

б) ⁷⁰Zn (р, n)⁷⁰Gа е) ¹³N (—, β ⁺) ¹³С

в) ⁵⁴Fе (γ; р, n) ⁵²Мn ж) ²³⁹Рu (—, α)²³⁵U

г) ³¹Р (n, γ) ³²Р

16. Для приведенных ядерных реакций укажите структурный символ составного ядра (обозначен знаком вопроса в скобках):

а) ¹⁹₉F + α →(?) → ²²₁₁Ne + p

б) ⁹₄Ве + α → (?)→ ¹²₆С + n

в) ¹⁹⁷₇₉Аu + ²₁D → (?) → ¹⁹⁴₇₇Ir + α + p

17. Представьте структурный символ промежуточного ядра в реакции, записанной в общем виде (промежуточное ядро обозначить через Э):

^A_ZХ + ⁴₂Не → ? →^A+3_Z+2Y + n

18. Допишите уравнения ядерных реакций:

а) ⁶¹₂₈Ni + p → (?)→ ? + n

б) ⁸⁹₃₉Y + n → (?)→ ⁸⁹₃₈Sr + ?

в) ? + p → (⁸³₃₅Вr) → ? + n

г) ²⁵³₉₉Es + ? → (?)→ ²⁵⁶₁₀₁Md + ?

д) ⁵⁰₂₄Сr + p→ (?)→ ? + γ

19. В природных соединениях хлор находится в виде изотопов ³⁵Сl (75,5% (масс.)) и ³⁷Сl (24,5% (масс.)). Вычислите среднюю атомную массу природного хлора.

20. Природный магний состоит из изотопов ²⁴Мg, ²⁵Mg и ²⁶Мg. Вычислите среднюю атомную массу при­родного магния, если содержание отдельных изотопов в атомных процентах соответственно равно 78,6, 10,1 и 11,3.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Массовое число атома некоторого элемента рав­но 181, в электронной оболочке атома содержится 73 электрона. Укажите число протонов и нейтронов в ядре атома и название элемента.

2. Напишите полные уравнения реакций, краткая запись которых имеет вид: а) ⁶³₂₉Сu(р, n)⁶³₃₀Zn; б) ⁹⁸₄₂Mo(n, е^-)⁹⁹₄₃Tc; в) ⁵⁵Мn(n, α)⁵²V; г) ⁵³Сr(d, n)⁵⁴Мn.

3. Фотон γ-излучения выбивает из ядра изотопа ²⁶₁₂Мg протон. Какое ядро при этом образуется?

4. При действии γ- квантов алюминий превращается в изотоп магния. Какая частица испускается при этом возбужденным ядром алюминия?

5. Определите исходное ядро, если из него при бом­бардировке дейтронами образуется изотоп марганца ⁵⁴₂₅Мn с выбросом нейтрона.

6. При облучении дейтронами ядер изотопа ⁴¹₁₉К обра­зуется возбужденное ядро, выбрасывающее протон. Какой конечный изотоп получен в результате этой реакции?

7. Самый тяжелый галоген астат был получен в 1940 г. при облучении ²⁰⁹₈₃Вi α-частицами. Какой изотоп астата образуется, если возбужденное ядро выбрасывает два нейтрона?

8. Какие элементы образуются при α-распаде ядер ¹¹₅B; ²⁸₁₄Si; ²¹⁴₈₄Ро?

9. Укажите природу и состав неустойчивого промежуточного ядра (т. е. приведите его структурный символ) для следующих ядерных реакций:

а) ⁵³Сr (d, n) ⁵⁴Мn

б) ⁵⁵Мn (n, α)⁵²V

в) ³²S (α, d) ³⁴Сl

10. Напишите уравнения ядерных реакций:

а) ⁵¹V(α, n)? г) ? (α, d) ³⁴Cl

б) ⁵⁶Fе (d, ?) ⁵⁷Со д) ¹⁹ F(?, γ) ²⁰Nе

в) ¹⁴N (?, р) ¹⁷О

11. Природный галлий состоит из изотопов ⁷¹Gа и ⁶⁹Gа. В каком количественном соотношении находятся между собой числа атомов этих изотопов, если средняя атомная масса галлия равна 69,72?

Занятие №5.

Количественные характеристики ядерных реакций.

Интенсивность радиоактивного процесса характеризуется чис­лом атомных ядер, претерпевающих самопроизвольное превращение в единицу времени. Основная единица — кюри: активностью в 1 кюри обладает такое количество данного радиоактивного вещества, в котором в течение I сек распадается 37∙10⁹ атомных ядер.

Период полураспада (τ _1/2) — время, в течение которого распа­дается половина первоначального количества радиоактивного изо­топа.

Основной закон радиоактивного распада: число атомов радио­изотопа, распадающееся в единицу времени, пропорционально общему числу его атомов, имеющихся в наличии в этот момент.

Коэффициент пропорциональности, показывающий, какая часть наличного числа атомов распадается в единицу времени, называется константой радиоактивного распада изотопа. Обозначается через λ (сек^-1). Обратная величина (1/λ) указывает, из какого числа атом­ных ядер в течение 1 сек распадается одно.

Средняя продолжительность жизни радиоизотопа (τ_ж) — про­межуток времени, в течение которого любое количество этого изо­топа разложилось бы без остатка, если бы распад все время протекал с начальной скоростью. Очевидно, что τ_ж — величина, обратная константе распада (τ_ж = 1/λ).

Закону радиоактивного распада отвечают следующие соотношения:

m = m₀е^-λτ, ln(m/m₀) = -λτ, λτ_1/2 = ln2 = 0,693,

где т - масса радиоактивного изотопа в момент времени τ; т₀ - первоначальная масса того же изотопа при τ = 0; е - основание натурального логарифма (е = 2,718); λ - константа радиоактив­ного распада.

Задачи:

1.В лаборатории в течение 34 ч хранился изотоп ⁸¹Sr (τ_1/2 = 8,5 ч). Первоначальное количество изотопа — 10 мг. Сколько его осталось после окончании срока хранения?

2. Период полураспада некоторого радиоизотопа равен 20 ч. После его хранения выяснилось, что изотоп распался на 98,4 %. Сколько времени он хранился?

3. Период полураспада ²³⁸U равен 4,5∙10⁹ лет. На сколько про­центов данная масса этого изотопа распадается за 270 млн. лет?

4. От 400 мг радиоизотопа ¹³N за 55 мин его хранения осталось 12,5 мг. Чему равен период полураспада этого изотопа?

5. Период полураспада изотопа ⁵⁵Fе равен 4 годам. Через сколь­ко лет 1 г железа, взятого в виде указанного изотопа, вследствие радиоактивного распада уменьшится в массе до 72 мг.

6. Период полураспада β-радиоактивного изотопа ²⁴Na равен 14,8 ч. Напишите уравнение ядерной реакции и вычислите, какая масса ²⁴Мg получится из 12 г ²⁴Na: а) за 10 ч; б) при пол­ном радиоактивном разложении взятого количества изотопа натрия.

7. Имеется 10,5 г α-радиоактивного изотопа ²¹⁰Ро (τ_1/2 = 138,3 суток). Напишите уравнение реакции распада. Вычислите: а) сколько свинца ²⁰⁶Рb образуется за 1 год из указанного ко­личества полония; б) какой объем (при н. у.) займет гелий при пол­ном распаде ²¹⁰Ро.

8. 100 мг образца металлического кобальта содержит 10% ра­диоактивного изотопа ⁶⁰Со (τ_1/2 = 5,3 года), остальное — стабиль­ные изотопы. Сколько будет весить образец через 15 лет? Каково будет процентное содержание в нем изотопа ⁶⁰Со?

9. Вычислите константу распада λ, (сек^-1) и среднюю продолжи­тельность жизни τ_ж изотопа ⁴⁵Са (τ_1/2= 152 суток).

10. Константа распада радиоизотопа азота ¹⁶N равна 9,42∙10^-2 сек^-1. Вычислите среднюю продолжительность жизни и период по­лураспада этого изотопа.

11. Константа распада радиоизотопа ⁸⁹Sr равна 1,513∙10^-7 сек^-1. Из какого числа атомов указанного изотопа каждую секунду распа­дается один? Сколько распадающихся ядер приходится на 1 г ⁸⁹Sr в одну секунду? Выразите удельную радиоактивность указанно­го изотопа в кюри/г.

12. Активность некоторого препарата радиоизотопа в момент его получения составляла 800 мккюри. Чему будет равна активность того же препарата по истечении 3 периодов полураспада?

13. Период полураспада радиоак­тивного изотопа ²⁵⁶No приблизительно равен 8 сек. Сколько из 100 атомов изотопа распадается: а) за 1 сек; б) за 20 сек? Определите удельную радиоактивность изотопа в кюри/г.

14. Периоды полураспада изотопов ²⁵Nа и ¹⁵О относятся между собой, как 1 : 2. Укажите для этих изотопов отношение: а) их конс­тант радиоактивного распада; б) продолжительностей жизни; в) ак­тивностей в кюри/моль; г) удельных активностей в кюри/г.

15. Период полураспада радия ²²⁶Rа равен 1590 годам. Вычислите: а) константу распада λ, в сек^-1; б) чис­ло ядер, распадающихся ежесекундно, на 1 моль радия; в) удель­ную активность радия в кюри/г.

16. Средняя продолжительность жизни радиоизотопа свинца ²¹⁰Рb равна 10⁹ сек. Вычислите: а) константу распада λ (сек^-1); б) пе­риод полураспада τ_1/2 (годы); в) удельную активность а_уд (кюри/г).

17. Удельная активность изотопа ¹¹¹Аg равна 1000 кюри/г. Чему равен период полураспада этого изотопа?

18. У изотопа ¹⁶N λ = 9,42∙10^-2 сек^-1. Вычислите τ_ж и τ_1/2 в сек и а_уд в кюри/г.

19. На сколько процентов понизится активность изотопа ¹²⁸I (τ_1/2 = 25 мин) после его хранения в течение 2,5 ч?

20. Препарат Na₂НРО₄ «мечен» радиоактивным изотопом ³²Р (τ_1/2 = 14,3 суток), т. е. он содержит некоторое количество соли Nа₂Н³²РО₄. Начальная активность препарата 700 мккюри. Определите его активность к концу 50 суток хранения. Сколько это соста­вит процентов от начальной активности препарата?

Задачи для самостоятельного решения:

1. Если из 10¹² атомов радия каждую секунду распада­ется 14 атомов, то чему равна для радия константа радио­активного распада и из скольких атомов Rа распадается один атом за 1 с?

2. Если у одного радиоактивного элемента ежесекунд­но распадается 1 атом из 10, а у другого — 1 атом из 1000, то чему равна средняя продолжительность их жизни? Ка­кой из них и во сколько раз долговечнее?

3. При помощи ядерных реакций был получен изотоп массой 2 г с периодом полураспада 12 ч. Какая масса этого изотопа останется через: а) сутки, б) двое суток?

4. Найти массу изотопа ⁸¹Sr (τ_1/2 = 8,5 ч), остав­шуюся через 25,5 ч хранения, если первоначальная мас­са его составляла 200 мг.

5. Вычислите процент атомов изотопа ²⁸I (τ_1/2 = 25 мин), оставшихся нераспавшимися после его хра­нения в течение 2,5 ч.

6. Период полураспада β^- радиоактивного изото­па ²⁴Na равен 14,8 ч. Напишите уравнение реакции рас­пада и вычислите, сколько граммов дочернего продук­та образуется из 24 г ²⁴Nа за 29,0 ч.

7. Радиоактивный иод ¹³¹I имеет период полураспада, равный 8 дням. Если взять 100 мг этого изотопа то, сколько его останется через 16 дней.

8. Определите среднюю продолжительность жизни радия 226 и рубидия 87, если их периоды полураспада составляют 1617 лет и 6∙10¹⁰ лет соответственно.

9. Определите константу распада радона. Период полураспада радона 3,825 дня.

10.Определите, сколько грамм ²¹⁰Po (τ_1/2 = 138,3 суток) надо взять для того, чтобы это количество проявило активность в 1 кюри.

Занятие №6.

Контрольная работа 1.

Контрольная работа № 1 содержит задачи на следующие темы:

1. Атомно-молекулярное учение. Характеристики атомов.

2. Волновые и корпускулярные свойства микрообъектов. Теория Бора, Планка, Де Бройля, Гейзенберга.

3. Основы квантовой химии. Электронные оболочки атомов.

4. Строение ядра. Ядерные превращения.

5. Количественные характеристики ядерных реакций.

При подготовке к контрольной работе рекомендуется решить все задачи из разделов для самостоятельной работы, и оценить свои знания с помощью проверочного теста.

Тест для проверки знаний:

1. Химические свойства вещества определяются тремя субатомными частицами. Две из них имеют одина­ковый по величине, но противоположный по знаку заряд, а третья не имеет заряда. Эти частицы назы­ваются …………, …………… и ………………….

2. Число протонов в ядре атома указывает …………….элемента и записывается слева в виде нижнего индекса у символа элемента. Например, для угле­рода число протонов у символа элемента можно записать следующим образом: …………. С.

3. Верхний слева индекс у символа элемента указы­вает суммарное число протонов и нейтронов в ядре атома и называется ……………….. Символ углерода, каждый атом которого содержит 6 протонов и 8 ней­тронов в ядре, обозначается как ……………… С.

4. Укажите число протонов, нейтронов и электронов для атомов представленных ниже изотопов:

Изотоп	Число протонов	Число нейтронов	Число электронов
(1) 13С
(2) 55Мn
(3) 97Мо

5. Ядро атома ⁸⁰₃₆Кг, содержит

(1) 80р и 36n; (2) 36р и 44 ; (3) 36р и 80n; (4) 36р и 44n.

6. Какое число электронов у иона хрома ⁵²₂₄Сг³⁺:

(1) 21; (2) 24; (3) 27; (4) 52?

7. Какая частица имеет большее число протонов, чем электронов:

(1) Na⁰; (2) S⁰; (3) S^2-; (4) Na⁺?

8. Массовое число изотопа равно

(1) числу протонов в ядре; (2) числу нейтронов в ядре;

(3) числу орбитальных электронов; (4) суммарному числу нейтронов и протонов.

9. Атом элемента имеет порядковый номер 13 и массо­вое число 27. Число валентных электронов у него равно

(1) 2; (2) 3; (3) 4; (4) 5.

10. Октет электронов на внешней электронной оболоч­ке имеет

(1) S²⁺; (2) Si⁰; (3) О^2-; (4) Na⁰.

11. Электронную конфигурацию благородного газа имеет

(1) Те^2-; (2) Ga⁺; (3) Fe²⁺; (4) Cr³⁺.

12. Ион, имеющий в своем составе 18 электронов и 16 протонов, обладает зарядом, равным

(1) +18; (2) -18; (3) +2; (4) -2.

13. Атом какого элемента имеет электронную конфи­гурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹:

(1) К; (2) Са; (3) Ва; (4) Na?

14. Электронная конфигурация иона Zn²⁺ соответст­вует формуле

1. 1s²2s²2p⁴ (2) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

(3) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰ (4) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶

15. Три частицы: Ne⁰, Na⁺ и F^- имеют одинаковое

(1) массовое число; (2) число нейтронов; (3) число электронов; (4) число протонов.

16. Сколько неспаренных электронов имеет ион Со³⁺:

(1) 3; (3) 5; (2) 4; (4) 6?

17. Распределение электронов по энергетическим уров­ням и подуровням у элемента с порядковым номе­ром 79 изображается так …………………. .

18. Атом какого элемента в невозбужденном состоянии имеет следующую электронную конфигурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p³

(1) Р; (2) Si; (3) As; (4) Ge?

19. Ниже записаны электронные конфигурации атома серы:

1

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

↑

2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↑

↑

↑

3

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

4

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑↑

↑

5

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

↑

6

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↑

↑

↑

↑↓

1s

2s

2р

3s

3p

3d

4s

4p

Какие из этих конфигураций соответствуют основ­ному …………, возбужденному ……….. и запрещен­ному (недопустимому) ………….. состояниям?

20. Электроны атома меди (порядковый номер 29) в основном состоянии распределены по орбиталям следующим образом:

(1)

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

1s

2s

2р

3s

3p

3d

4s

4p

(2) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s²,

(3) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²4d⁹,

(4)

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

↑↓

↑↓

↑

↑

1s

2s

2р

3s

3p

3d

4s

4p

21. Ниже перечислены электронные конфигурации четырех различных атомов.

В каждом случае укажите, относится ли данная конфигурация (I) к нейтральному атому или иону; (II) к основному или возбужденному состоянию:

Электронная конфигурация
(1) 16S ls22s22p63s23p6
(2) 6C ls22s12p3
(3) 21Sc ls22s22p63s23p64s23d1
(4) 8О ls22s22p6

22. Какая из частиц имеет электронную конфигурацию, одинаковую с атомом аргона:

(1) Са²⁺; (2) Сl°; (3) К°; (4) Na⁺?

23. Атомам каких элементов соответствуют представ­ленные ниже электронные конфигурации?

Электронная конфигурация	Элемент
(1) ls22s22p1
(2) ls22s22p2
(3) ls22s22p5
(4) ls22s22p63s1

24. Запишите конфигурации внешних электронных слоев для следующих ионов:

(1) Мn⁴⁺; (2) S^2-; (3) Cu⁺; (4) K⁺ ; (5) C1^-; (6) Pb²⁺.

25. Валентные электроны атома гафния находятся на орбиталях

(1) 6s²4f²; (2) 6s²5d²; (3) 6s²6p²; (4) 6s²5f².

26. При радиоактивном излучении наибольшим прони­кающим эффектом обладают

(1) α-частицы; (3) γ-лучи;

(2) β-частицы; (4) тепловые ней­троны.

27. При радиоактивном распаде радия по схеме ²²⁶₈₈Ra → ²²²₈₆Rn + • • помимо радона образуется

(1) β -частица; (3) протон;

(2) стабильный изотоп свинца; (4) α -частица.

28. Гамма-излучение представляет собой поток

(1) ядер гелия;

(2) электронов с одинаковой энергией;

(3) тепловых нейтронов;

(4) квантов электромагнитного излучения.

29. Закончите схему реакции ⁹₄Ве + ⁴₂Не → ¹²₆C+ . • • , выбрав один из предложенных вариантов:

(1) ¹₁p; (3) ²₁Н;

(2) ¹₀n; (4) ⁰_-1e.

30. В результате ядерной реакции ²⁷₁₃Аl + ²₁Н → ⁴₂Не + ... образуется изотоп

(1) ²⁵₁₂Mg; (3) ²⁹₁₄Si;

(2) ³³₁₆S; (4) ²⁵₁₃Al.

31. В атоме изотопа золота ¹⁹⁷Аu содержится • • • протонов, • •• нейтронов, • • • электронов.

Ответы:

1. Электрон, протон и нейтрон.

2. Порядковый номер, ₆С.

3. Массовым числом, ₆¹⁴С.

4.	Изотоп	Число протонов	Число нейтронов	Число электронов
	(1) 13С	6	7	5
	(2) 55Мn	25	30	25
	(3) 97Мо	42	55	42

5. (4) 36р и 44n.

6. (1) 21.

7. (4) Na⁺.

8. (4) суммарному числу нейтронов и протонов.

9. (2) 3.

10. (3) О^2-.

11. (1) Те^2-.

12. (4) -2.

13.(1) К.

14. (3) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰.

15. (3) число электронов.

16. (4) 6.

17. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s¹4f¹⁴5d¹⁰

18. (3) As.

19. основ­ному - (3), возбужденному – (5), запрещен­ному (недопустимому) – (1), (2), (4), (6).

20. (1)

21.	Электронная конфигурация
	(1) 16S ls22s22p63s23p6	S2-	Основное
	(2) 6C ls22s12p3	С0	Возбужденное
	(3) 21Sc ls22s22p63s23p63d14s2	Sc0	Основное
	(4) 8О ls22s22p6	O2-	Основное

22.(1) Са²⁺.

23.	Электронная конфигурация	Элемент
	(1) ls22s22p1	B
	(2) ls22s22p2	C
	(3) ls22s22p5	N
	(4) ls22s22p63s1	Na

24. Запишите конфигурации внешних электронных слоев для следующих ионов:

(1) Мn⁴⁺; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

(2) S^2-; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

(3) Cu⁺; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰

(4) K⁺ ; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

(5) C1^-; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

(6) Pb²⁺. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰

25. (2) 6s²5d².

26. (3) γ-лучи.

27. (4) α -частица.

28. (4) квантов электромагнитного излучения.

29. (2) ¹₀n.

30. (1) ²⁵₁₂Mg.

31. 79 протонов, 118 нейтронов, 79 электронов.

Занятие №7.

Периодическая система.

Учение о строении атома позволило понять и объяснить периодический закон и периодическую систему элементов.

Периодичность в изменении свойств химических эле­ментов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, является результатом периодического повторе­ния структуры внешнего электронного слоя, что связано с последовательным заполнением атомных орбиталей в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии.

Период в системе элементов - категория энергетическая. Номер периода и номер энергетического уровня в электронной оболочке атома (главное квантовое число п) — вели­чины взаимосвязанные, но не тождественные.

Число застраиваемых (полностью или частично) энергетических уровней (т. с. число электронных слоев в оболочке атома) соответ­ствует номеру периода, в котором находится данный элемент.

Число валентных электронов в атоме, как правило, соответствует номеру группы в таблице элементов.

Если все валентные электроны расположены на одном (внешнем) уровне — это элемент главной подгруппы (подгруппы А), к ним относятся s - и р-элементы. Если все валентные электроны рас­положены на двух уровнях (внешнем и предвнешнем) — это эле­мент побочной подгруппы (подгруппы В). К ним относятся d -эле­менты. Элементы семейств лантана и актиния рассматриваются как внегрупповые. Это f- элементы.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Задачи:

1. Электронные формулы некоторых элементов:

а) 1s²2s²2p⁶3s¹

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p³

в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹³

Для каждого элемента:

а) подсчитайте общее число электронов в атоме, укажите поряд­ковый номер элемента и назовите его;

б) выявите достраиваемый энергетический подуровень и укажите электронное семейство, к которому относится элемент;

в) укажите общее число валентных электронов и обратите вни­мание на характер расположения их на энергетических уровнях (на одном или на двух внешних уровнях); отметьте, к какой группе и подгруппе периодической таблицы относится каждый эле­мент;

г) ориентируясь на число электронов во внешнем слое, укажите, каким характером (металлическим или неметаллическим) обладают элементы;

д) по числу застраиваемых энергетических уровней определите, к какому периоду относится элемент.

2. Структура внешних электронных слоев атома: а) 4s²4р³; б) 5d⁵6s²; в) 3d³4s². К каким периодам и группам относятся элемен­ты, атомы которых содержат указанные группировки?

3. Не пользуясь периодической таблицей элементов, определите порядковый номер элемента, электронную конфигурацию его атома, возможные степени окисления, если он находится:

а) в 5-ом периоде, IIIА группе;

б) в 5-ом периоде, VIIIБ группе.

4. Представьте характерные электронные конфигурации для элементов:

а) шестого периода, VВ-подгруппы;

б) четвертого периода, IVА-подгруппы;

в) восьмого периода, IIIА-подгруппы.

5. Представьте электронную конфигурацию всего энергети­ческого уровня, содержащего такие группировки: а) 5f⁹; б) 4р³; в) 4f³; г) 6d². Подсчитайте общее число электронов на уровне.

6. Какую информацию о месте элемента в периодиче­ской системе и его свойствах можно получить, зная поряд­ковый номер элемента? Покажите это на примере элемен­тов с порядковыми номерами 20, 24 и 25.

7. Для элемента седьмого периода характерна конфигурация f³d¹. Какой это элемент?

8. Укажите группы и подгруппы, для которых характерны конфигурации: а) s²р⁴; б) d³s²; в) s¹. Какие группировки отно­сятся к металлам, какие — к неметаллам?

9. Атом элемента имеет электронную формулу 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Определите место элемента в периодической системе и напишите для него электронные формулы иона Э^- и условного иона Э⁷⁺.

10. Объясните с помощью схемы электронной структуры спо­собность серы проявлять валентные состояния 2, 4 и 6.

11. Чем объясняется способность марганца проявлять степень окисления, равную семи? Приведите схему электронной структуры атома Мn в нормальном и возбужденном состояниях.

12. Объясните с помощью схем электронной структуры, по­чему хлор может проявлять различные степени окисления, а фтор не может.

13. Атом элемента содержит 5 валентных электронов, которые все расположены на внешнем электронном слое. Напишите формулу высшего солеобразующего оксида этого элемента (обозначив его через Э). Способен ли рассматриваемый элемент образовывать газо­образное соединение с водородом?

14. Атом элемента на втором, считая снаружи, электронном слое содержит 13 электронов, а на внешнем — один. К какой груп­пе и подгруппе относится элемент? Чему равна его высшая поло­жительная валентность? Что это — металл или неметалл? Способен ли рассматриваемый элемент образовывать отрицательно заряжен­ные ионы?

15. Элемент образует гидрид состава ЭН₂. Чему равна валент­ность элемента? К какой группе он принадлежит? Напишите фор­мулу высшего окисла этого элемента.

Задачи для самостоятельного решения:

1. К каким периодам и группам относятся элементы, в оболочке атомов которых имеются электронные конфигурации: 6р³; 4f⁹; 7d⁴; 6f⁵; 5g¹⁰?

2. Высший солеобразующий окисел некоторого элемента имеет молекулярный вес 108 и содержит 74,08% кислорода. Элемент об­разует газообразное соединение с водородом. К какой группе и подгруппе принадлежит элемент?

3. Не пользуясь периодической таблицей элементов, определите порядковый номер элемента, электронную конфигурацию его атома, возможные степени окисления, если он находится:

а) в 4-ом периоде, VА группе;

б) в 4-ом периоде, VБ группе.

4. Не пользуясь периодической таблицей элементов, определите период и номер группы в которой он находится, электронную конфигурацию его атома, возможные степени окисления, если порядковый номер элемента:

а) 30; б) 50; в) 55.

5. По следующим данным установите порядковый номер эле­мента и назовите его:

Номер периода	5	6	5	4
Характерная электронная конфигурация	d5	f5	р1	р3

6. Дайте схему электронной конфигурации, характерной для элементов подгрупп: а) 1А; б) IIIВ; в) IVА; г) VВ; д) VIIА; д) VIIВ. Чем обусловливается значительное сходство d-элементов, образующих побочные подгруппы в периодической таблице элементов? С чем связано общее название их — «переходные металлы»?

7. Напишите электронные формулы ионов. О^2-, S^2-, Sс³⁺, Сr³⁺, Мn²⁺, Ag⁺, Rb⁺, Вr^-.

8. Какое из перечисленных газообразных водородных сое­динений наиболее прочно и какое наименее прочно: NН₃, РН₃, AsН₃, SbН₃, BiН₃?

Занятие №8.

Периодичность изменения свойств элементов и их соединений.

Периодичность - это повторяемость химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений при изменении порядкового номера элементов. Она связана, в первую очередь, с повторяемостью электронного строения атомов по мере увеличения порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра и числа электронов в атоме).

Химическая периодичность проявляется в аналогии химического поведения, однотипности химических реакций. При этом число валентных электронов, характерные степени окисления, формулы соединений могут быть разными. Периодически повторяются не только сходные черты, но и существенные различия химических свойств элементов по мере роста их порядкового номера.

Некоторые физико-химические свойства атомов (потенциал ионизации, атомный радиус), простых и сложных веществ могут быть не только качественно, но и количественно представлены в виде зависимостей от порядкового номера элемента, причем для них периодически проявляются четко выраженные максимумы и минимумы.

Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств простых веществ и соединений в вертикальных столбцах Периодической системы. Это основной вид периодичности, в соответствии с которым все элементы объединены в группы. Элементы одной группы имеет однотипные электронные конфигурации. Химия элементов и их соединений обычно рассматривается на основе этого вида периодичности. В пределах каждой подгруппы сверху вниз радиусы атомов увеличиваются и соответственно уменьшаются ионизационный потенциал, сродство к электрону и электроотрицательность, т. е. уси­ливаются металлические свойства простых веществ.

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода. Она особенно заметна для элементов VIIIБ-группы и лантаноидов (например, лантаноиды с четными порядковыми номерами более распространены, чем с нечетными). Для элементов главных подгрупп по периоду слева направо умень­шаются радиус атома и увеличиваются ионизационный по­тенциал, сродство к электрону и электроотрицательность, т. е, уменьшаются металлические и усиливаются неметаллические признаки. Соответственно свойства про­стых веществ изменяются от типичного металла — щелоч­ного до типичного неметалла — галогена, после чего пе­риод завершается благородным газом.

Диагональная периодичность - повторяемость свойств простых веществ и соединений по диагоналям Периодической системы. Она связана с возрастание неметаллических свойств в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому литий похож на магний, бериллий на алюминий, бор на кремний, углерод на фосфор.

В результате объединения вертикальной, горизонтальной и диагональной периодичности появляется так называемая звездная периодичность. Так, свойства германия напоминаю т свойства окружающих его галлия, кремния, мышьяка и олова. На основании таких "геохимических звезд" можно предсказать присутствие элемента в минералах и рудах.

Многие свойства элементов в группах изменяются не монотонно, а периодически, особенно для элементов IIIA-VIIA-групп. Такое явление носит название вторичной периодичности. Так, германий по своим свойствам больше похож на углерод, чем на кремний.

В ряду d-элементов происходит уменьшение радиуса атомов, которое на­зывают «d - сжатием». Эта общая закономерность приводит к уменьшению радиуса атома вниз по подгруппе, начиная с III груп­пы.

Изменение свойств элементов побочных подгрупп по пе­риодам и группам имеет свои особенности. Десять d-элементов каждого большого периода располагаются в III—VIII и I—II группах. Число внешних электронов для них обыч­но равно двум (ns²), а иногда одному (пs¹). Это различие объясняется эффектом так называемого «проскока» электро­на. Энергетически более выгодны наполовину или полно­стью заполненные d-подуровни (d⁵ и d¹⁰), поэтому когда до завершения таких конфигураций не хватает одного элект­рона, он переходит в d -подуровень с внешней s -орбитали: d ⁴s² → d ⁵s¹ (Сr, Мо), d ⁹s² → d ¹⁰s¹ (Сu, Аg, Au).

Заполнение d- и особенно f-подуровня экранирует внеш­ний электронный слой от ядра, что приводит к сравнитель­но небольшому уменьшению радиуса атомов этих элементов и соответственно их свойства меняются не так резко по пе­риоду, как свойства элементов главных подгрупп. Все они являются металлами и отрицательных степеней окисления не проявляют.

Характерной особенностью d-элементов является их способность к образованию химической связи за счет элект­ронов (n - 1) d -подуровня. Первый и пос­ледний члены ряда d -элементов имеют постоянную и устойчивую степень окисле­ния, равную номеру группы. Промежуточные элементы проявляют переменную степень окисления, а устойчивость максимальной из них падает в ряду слева направо, и вместе с тем возрастают окисли­тельные свойства соответствующих соединений.

Элементы III группы, начинающие ряд d -элементов в периоде (Sс, I, La, Ас), по своим свойствам являются пере­ходными от предшествующих им s -элементов к d -элементам Их металлические свойства и основной характер соединений, также как и в главных подгруппах, усиливается сверху вниз. Начиная с IV группы свойства d -элементов внутри груп­пы меняются иначе и в соответствии с общей для них зако­номерностью сверху вниз уменьшаются их металлические свойства и активность простых веществ. В том же направле­нии повышается устойчивость высоких степеней окисления, кислотный характер гидроксидов и склонность элементов к образованию анионных комплексов.

Благодаря эффекту «лантаноидного сжатия» радиусы атомов d -элементов, находящихся в одной группе, но в разных периодах (5-м и 6-м), практически остаются одина­ковыми, что приводит к такому сходству между ними, за которое их иногда называют элементами-близнецами.

Задачи:

1. Как изменяются радиусы атомов, ионизационные потенциалы, сродство к электрону и электроотрицатель­ность элементов внутри периода и при переходе от одного периода к другому в пределах данной группы? Атомы каких элементов имеют максимальные и минимальные значения этих величин?

2. Как изменяются металлические и окислительно-восстановительные свойства элементов главных под­групп по периодам и в пределах одной группы? Что явля­ется причиной этих изменений? Назовите два резко отличающиеся по своим свойствам элемента: а) одного и того же периода, б) одной и той же группы.

3. Какие из s-элементов в виде простых веществ явля­ются: а) газообразными неметаллами, б) металлами? Какой из них образует амфотерные оксид и гидроксид?

4. Приведите примеры p-элементов, которые в виде простых веществ являются металлами и неметаллами. На­зовите гидроксиды элементов, относящиеся к классу кис­лот, оснований, проявляющие кислотно-основную двой­ственность,

5. Какое место в периодической системе занимают два элемента, один из которых характеризуется наибольшим значением ионизационного потенциала и электроотрица­тельности, а другой — наименьшим значением этих вели­чин?

6. Почему свойства таких элементов, как углерод и сви­нец, азот и висмут, калий и бром, хлор и аргон, магний и неон резко отличаются друг от друга?

7. Как изменяется конфигурация валентных электро­нов и максимальная степень окисления s- и p-элементов в периоде и как это связано с порядковым номером и номером группы?

8. Как изменяется конфигурация валентных электро­нов, максимальная степень окисления и ее устойчивость в ряду d-элементов периода? Для каких d-элементов число валентных электронов и максимальная степень окисления совпадают с номером группы, меньше и больше номера груп­пы?

9. На примере элементов 4-го периода покажите и объяс­ните, почему максимальная степень окисления d-элементов сначала возрастает, а затем уменьшается. Какие d-элементы имеют постоянную степень окисления?

10. Сравните изменение свойств р- и d-элементов в пе­риоде и в пределах группы. Чем объяснить сходство: а) d-элементов III группы с р-элементами той же группы, б) лантаноидов, в) актиноидов.

11. В каких степенях окисления d-элементы проявляют определенное сходство с р-элементами той же группы? По­кажите это на примере элементов VI и VII групп.

12. В атомах каких элементов осуществляется так назы­ваемый «проскок» электронов? Объясните причину этого эффекта.

13. Чем определяется большое сходство d-элементов 5-го и 6-го периодов, находящихся в одной и той же группе?

14. Почему гидроксид лития по силе основных свойств, растворимости и способности отщеплять воду при нагрева­нии проявляет сходство с гидроксидами магния и кальция?

15. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов s- и p-элементов в периоде? Объясните причину и покажи­те различие в свойствах гидроксидов первого и предпослед­него элемента 3-го периода.

16. Почему основные свойства гидроксида галлия вы­ражены не сильнее, а слабее основных свойств гидроксида алюминия?

17. Покажите и объясните различие в окислительно-восстановительных свойствах однотипных соединений марган­ца и рения, например перманганата и перрената калия.

18. Зная закономерность в изменении свойств элементов в побочных подгруппах, объясните, почему природные соединения хрома и вольфрама не однотипны: основная руда первого элемента — хромистый железняк Fе(СrО₂)₂, а второго шеелит СаWО₄.

19. Какой из оксидов должен быть более сильным окис­лителем: ТiO₂ или Мn₂О₇, СrО₃ или WО₃?

20. Укажите, какая из двух сравниваемых щелочей более хи­мически активна: а) NаОН или СsОН; б) Са(ОН)₂ или Ва(ОН)₂?

21. Какой из двух сравниваемых оксидов обладает более ясно выраженным кислотным характером: а) Сr₂О₃ или СrО₃; б) МnО или Мn₂О₇?

22. Укажите характер оксидов железа: FеО, Fе₂О₃ и FеО₃. Напишите химические формулы железной кислоты и ее солей: феррата калия и феррата бария.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Пользуясь таблицей элементов, напишите формулы:

а) угольной, кремниевой, ванадиевой, вольфрамовой, ниобиевой, свинцовой, висмутовой, рениевой кислот (по типу метакислот);

б) гидроксида, сульфата и ортофосфата индия;

в) гидроксида франция, нитрата технеция, карбоната цезия, астатоводорода, ванадата калия, ниобата натрия, титаната кальция.

2. Учитывая, что элементы Ве, Zn, А1 образуют амфотерные гидроксиды, напишите химические формулы соединений:

а) нитрата бериллия, бериллиевой кислоты, бериллата калия;

б) гидроксида цинка, сульфата цинка, цинката натрия;

в) гидроксида алюминия, нитрата алюминия, мета- и ортоалюминиевых кислот, метаалюмината натрия, ортоалюмината калия.

3. Гидроксид хрома Сr(ОН)₃ амфотерен. Напишите формулы: а) сульфата хрома; б) ортохромистой кислоты и ортохромита нат­рия; в) метахромистой кислоты и метахромита кальция.

4. С каким элементом более сходен молибден по свойствам — с селеном или с хромом? Чем это объясняется?

5. Исходя из положения элементов в периодической системе, определите: а) у какого из гидроксидов — Sn(ОН)₂ или Pb(ОН)₂ — более выражены основные свойства; б) какая из солей гидролизуется в большей степени; станнат натрия или плюмбат натрия; в) какой из оксидов является более сильным окислителем: SnO₂ или РbО₂?

6. Какими химическими свойствами обладает искусственно полученный элемент с порядковым номером 87? С каким из элементов периодической системы он наиболее сходен?

Занятие №9.

Химическая связь. Метод ВС.

Метод валентных связей (ВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В методе ВС связь всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направлен­ность и поляризуемость.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограни­ченными валентными возможностями атомов, т. е их спо­собностью к образованию строго определенного числа свя­зей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее чис­ло валентных орбиталей в атоме, т. е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную ковалентность эле­мента. Число уже использованных для этого орбиталей оп­ределяет ковалентность элемента в данном соединении.

Направленнность ковалентной связи является результа­том стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, ко­торая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электрон­ных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью.

После образования между двумя атомами σ-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи, че­рез которую в этом случае проходит одна узловая плоскость. В результате образуется π-связь.

Связи, образованные атомом за счет орбиталей с различ­ным значением l, должны быть энергетически неравноцен­ными, что, однако, не подтверждается экспериментом. Про­тиворечие устраняется идеей гибридизации (Л. Полинг), согласно которой при образовании связей орбитали разной симметрии преобразуются в гибридные АО одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей. Воз­можность гибридизации определяют три условия:

1) небольшая разница в энергии исходных АО, с увели­чением этой разницы уменьшается устойчивость их гиб­ридного состояния и прочность образуемых ими связей;

2) достаточная плотность электронных облаков, что оп­ределяется значением главного квантового числа;

4) большая степень перекрывания гибридных АО с орбиталями других атомов при образовании связей, что делает гибридное состояние более устой­чивым.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Образование гибридных АО происходит методом линейной комбинации (сложение и вычитание) исходных АО (ЛКАО).

Для определения геометрии молекул по типу гибридизации центрального атома используются следующие правила:

1. Определяется электронная формула центрального атома и связанных с ним атомов или ионов.

2. Устанавливается число σ связей и число неподеленных электронных пар центрального атома. Число неподеленных пар равно полуразности числа валентных электронов и степени окисления (по абсолютному значению).

3. Определяется число гибридных атомных орбиталей как сумму числа σ связей и неподеленных электронных пар.

4. По числу гибридных атомных орбиталей определяется тип гибридизации и направление гибридных орбиталей в пространстве.

5. Возвращаясь к строению валентного уровня центрального атома и связанных с ним частиц, определяется возможность образования дополнительных π связей.

6. Составляется валентная схема частицы и устанавливается, как согласуется геометрия частицы, длины связей, магнитные свойства с найденной структурой.

Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чис­то ковалентной) или полярной. В первом случае связь об­разуется между одинаковыми атомами, и симметричное рас­пределение электронной плотности в межъядерном прост­ранстве приводит к совпадению центров тяжести положи­тельных и отрицательных зарядов. Полярная связь обра­зуется в тех случаях, когда межъядерная электронная плотность смещается к атому с большей электроотрицатель­ностью. Тогда центры тяжести ( + ) и (—) зарядов не совпа­дают и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, по противоположных по знаку заря­дов (δ+ и δ—), расстояние между которыми называют длиной диполя l. Степень полярности такой связи оцени­вается значением электрического момента диполя μ, равного произведению абсолютного заряда электрона (q=1,6∙10^-19 Кл) на длину диполя: μ = q· l. Дипольный момент обычно измеряют в дебалях (D). 1D = 3,33∙10^-30 Кл∙м.

Поляризуемостью ковалентной связи называют ее спо­собность под действием внешнего электрического поля ста­новиться полярной или более полярной. Постоянный мо­мент диполя полярной связи μ_п в электрическом поле ста­новится больше на величину μ_i, равную временному мо­менту наведенного или индуцированного диполя: μ = μ_п + μ_i. Роль внешнего электрического поля могут играть заряженные частицы, входящие в состав самого соединения (ионы или атомы с большим аффективным зарядом δ). По­ляризующее действие иона приводит к деформации элект­ронной оболочки его соседей, которая тем больше, чем больше их поляризуемость, т. е. способность к такой де­формации. Чем больше заряд иона и меньше радиус, тем больше его поляризующее действие и меньше собственная поляризуемость.

Задачи:

1. Определите тип гибридизации центрального атома, значения валентных углов, форму и полярность следующих частиц: CO₂, SO₂, COCl₂, PF₃, CO, SO₄^2-, CO₃^2-, PF₅, SOCl₂, ICl₅, SO₃^2-_, PO₄^3-, P₂O₅, IF₇, BF₃, ClO₄^-, OF₂, H₂O, H₂S, PH_3.

2. Дипольный момент молекулы НСN равен 2,9D. Вычислите длину диполя.

3. Длина диполя молекулы фтороводорода равна 4∙10^-11 м. Вычислите ее дипольный момент в дебая и в кулон-метрах.

4. Дипольные моменты молекул Н₂О и Н₂S равны соответственно 1,84 и 0,94D. Вычислите длины диполей. В какой молекуле связь более полярна? Укажите направления дипольных моментов связей в этих молекулах.

5. Дипольный момент молекулы SO₂ равен 1,61D, молекулы СО₂ — нулю. Одинаковы ли валентные углы ОSО и ОСО? Ответ мотивировать.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Какие типы гибридизации АО углерода соответствуют образованию молекул СН₄, С₂Н₆, С₂Н₄, С₂Н₂.

2. Укажите тип гибридизации АО кремния в молекулах SiН₄ и SIF₄. Полярны ли эти молекулы?

3. Дипольный момент молекулы СS₂ равен нулю. Каким типом гибридизации АО углерода описываете образование этой молекулы?

4. Дипольные моменты молекул ВF₃ и NF₃ равны соответственно 0 и 0,2D. Какими типами гибридизации АО бора и азота описывается образование этих молекул?

Занятие №10.

Химическая связь. Метод МО.

П ри описании химической связи методом молекуляр­ных орбиталей (МО) исходят из того, что все электроны свя­занных атомов участвуют в образовании химической связи и в соединении находятся на так называемых молекулярных орбиталях. В многоатомных молекулах одна молекулярная орбиталь, содержащая обычно два электрона, может охватывать все ядра молекулы. Элект­ронная пара, находящаяся на такой молекулярной орбитали, называется делокализованной в отличие от лока­лизованных пар, связывающих только два ядра.

Число молекулярных орбиталей равно сумме атомных. Различают три группы молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны, находящиеся на связывающих молекуляр­ных орбиталях, имеют энергию меньшую, чем на атом­ных, т.е. связывают ядра атомов. Электроны, находя­щиеся на разрыхляющих молекулярных орбиталях, име­ют энергию большую, чем на атомных, и, следовательно, ослабляют связь между атомами. Энергия электронов на несвязывающих молекулярных орбиталях практически равна их энергии на исходных атомных, поэтому такие электроны не влияют на прочность связи. Взаимное расположение связывающих и разрыхляющих молеку­лярных орбиталей на энергетических диаграммах для соединений элементов 2-го периода приведены на схеме.

Исходя из распределения электронов по молекулярным орбиталям, определяют такие характеристики химичес­кой связи, как кратность и магнитные свойства. Крат­ность связи рассчитывается как полуразность чисел электронов на связывающих и разрыхляющих орбита­лях. По магнитным свойствам соединения делят на пара­магнитные и диамагнитные. Парамагнитные соединения имеют неспаренные электроны, в диамагнитных соедине­ниях все электроны спарены. Анализируя энергетичес­кие диаграммы, можно сопоставить энергии и длины связей, а также потенциалы ионизации не сильно разли­чающихся по электронному строению соединений.

Задачи:

1.Составьте энергетические схемы образования следующих частиц: Н₂, Н₂^-, Н₂⁺, Не₂, Не₂⁺, ННе. Определите возможность существования каждой частицы. Напишите электронную формулу молекулы.

2.Составьте энергетические схемы образования двухатомных молекул простых веществ элементов II периода.

3. Какая из молекул – В₂ или С₂ характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

4. Как распределяются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе СN^-, образующемся по схеме: С^- + N → CN^-. В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

5. Как изменяются длина связи, энергия диссоциации и магнитные свойства в ряду: О₂^2-- О₂^-- О₂ - О₂⁺?

6. Как изменяются длина связи, энергия диссоциации и магнитные свойства в ряду: NО^- - NО - NО⁺?

7. Составьте энергетическую диаграмму молекулы LiH. Какие орбитали в ней являются связывающие, а какие – несвязывающие?

Задачи для самостоятельного решения:

1. Почему не существует устойчивых молекул Be₂ и Ne₂?

2. Рассмотрите с позиции метода МО возможность образования молекул В₂, F₂, BF. Какая из этих молекул более устойчивая?

3. Опишите с позиции метода МО электронное строение молекул СО и NО.

4. Как изменяются длина связи, энергия диссоциации и магнитные свойства в ряду: CО^- - CО - CО⁺?

Занятие №11.

Химическая связь. Ионная связь.

При полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей электроотрицательностью длина диполя становится равной длине связи (l = d), и атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатического притяжения. Такую связь называют ионной. Степень по­лярности или ионности связи i определяется отношением l /d и варьируется от 0 до 1, что соответствует чисто ковалентной и чисто ионной связям. В остальных случаях эта величина имеет промежуточные значения.

Ионная связь, в отличие от ковалентной, характери­зуется: 1) ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; 2) ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; 3) коор­динационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соот­ношением радиусов взаимодействующих ионов.

Соединения с ионным типом связи не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения.

Энергия ионной кристаллической решетки U может быть вычислена с использованием экспериментальных данных по циклу Борна - Габера.

Например вычисления U NaCl, используя следующий термохимический цикл:

Na_к → Na_г + ΔН_субл + 26 ккал

Na_г → Na_г⁺ + е + I_Na + 118 ккал

1/2Сl₂,_г → Сl_г +1/2Е_связи + 29 ккал

Сl_г + e → Сl^-_г - Е_{сродства(Cl)} - 89 ккал

___________________________

Na_к + 1/2Сl₂,_г → Na_г⁺ + Сl^-_г + 26 + 118 + 29 - 89 = 84 ккал.

Вместе с тем для реакции образования NaCl _к в стандартном состоянии

Na_к + 1/2Сl₂,_г → NaСl_к - 98 ккал = ΔН_f.

Следовательно, для процесса NaСl_к → Na_г⁺ Сl^-_г энергия кристаллической решетки

U = - ΔН_f - Е_{сродства(Cl)} + ΔН_субл(Na) + I_Na + 1/2Е_связи(Cl₂) = 182 ккал/моль.

Уравнение для теоретического расчета энергии ионной кристаллической решетки было получено Борном в виде

ккал/моль,

где а — константа Маделунга, вычисляемая теоретически и учитывающая взаимодействие данного иона с другими ионами, находящимися на разных расстояниях от него; N₀ — число Авогадро 6,02∙10²³ моль^-1, Z₁ и Z₂ - заряды ионов, e – элементарный заряд электрона 4,8∙10^-10 ед. CGSE, n – коэффициент отталкивания, зависящий от электронной конфигурации ионов. Для ионов с электронными конфигурациями He, Ne, Ar, Kr и Xe величина коэффициента отталкивания n= 5, 7, 9, 10, 12. Для кристаллической решетки типа NаСl, а =1,747. Межионное расстояние r₀ заменяется суммой радиусов катиона и аниона.

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смеше­нии ядра и окружающих его электронов внешней элек­тронной оболочки под действием электрического поля со­седнего иона; при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь.

Поляризуемость ионов (т. е. их способность деформи­роваться под действием внешнего электрического поля) характеризуется следующими особенностями:

1. При одинаковом абсолютном значении заряда и равных радиусах ионов поляризуемость анионов боль­ше поляризуемости катионов.

2. Поляризуемость ионов с аналогичным электронным строением возрастает с ростом ионного радиуса (т. е. с увеличением числа электронных слоев). Так, по возрастанию поляризуемости ионы можно расположить в следующие ряды:

F^- <Cl^- <Br^- <I^-; Li⁺ < Na⁺ <K⁺ <Rb⁺ <Cs⁺

3. При одном и том же заряде и одинаковом радиусе ионов поляризуемость ионов с 18-электронной оболоч­кой (например, Сu⁺, Сd²⁺) выше, чем ионов с благородногазовой электронной структурой (Nа⁺, Са²⁺ и т. п.).

Поляризующее действие иона (т. е. его способности деформировать, поляризовать другой ион) возрастает с увеличением заряда и уменьшением радиуса иона и значительно зависит от его электронной структуры. Ионы с благородногазовой электронной конфигурацией (например, Са²⁺ Ва²⁺) оказывают более слабое поляризующее дей­ствие, чем ионы с незавершенным электронным слоем (Тi²⁺, Fе²⁺, Рb²⁺ и т. п.). Наиболее сильное поляризу­ющее действие (при одном и том же заряде иона) про­являют ионы с 18-электронной структурой внешнего слоя (Сu⁺, Ag⁺, Zn²⁺, Сd²⁺, Нg²⁺).

Поскольку размеры анионов, как правило, больше размеров катионов, то анионы обладают большей по­ляризуемостью и меньшей поляризующей способностью, чем катионы. Поэтому при взаимодействии катиона с анионом поляризации подвергается преимущественно анион; поляризацией катиона в большинстве случаев можно пренебречь.

Задачи:

1. Вычислите энергию кристаллической решетки NaF по уравнению Борна и с использованием термохимического цикла Борна – Габера. Сравнить полученные величины.

2. Вычислите по формуле Борна– Габера U(BaCl₂).

3. Вычислите по циклу Борна — Габера энергию кристаллической решетки КF.

4. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки LiF.

5. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки KCl.

6. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки CaO.

7. Исходя из представлений о природе ионной свя­зи, объясните, почему при обычных условиях ионные соединения существуют в виде ионных кристаллов, а не в виде отдельных молекул.

8. Температура плавления СаСl₂ — 780 °С, СdСl₂ — 560 °С; радиус иона Са²⁺ равен 0,104 нм, иона Сd²⁺ — 0,099 нм. Объясните различие температур плавления.

9. При переходе от СsF к СsI температура плав­ления кристаллов уменьшается. Объясните наблюдае­мый ход изменения температур плавления.

10. Объясните неустойчивость гидроксидов меди(I) и серебра (I).

11. Объясните с позиции представлений о поляри­зации ионов меньшую устойчивость АuСl₃ в сравнении с АuСl и РbСl₄ в сравнении с РbСl₂.

12. К₂СО₃ плавится при 890 °С без разложении, Аg₂СО₃ разлагается уже при 220 °С. Объяснить указан­ное различие.

13. ВаС1₂ в водных растворах диссоциирует пол­ностью, а НgСl₂ почти не диссоциирует. Объясните это различие в свойствах солей.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки CaF₂.

2. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки CsF.

3. Вычислите с использованием цикла Борна — Габера энергию кристаллической решетки ZnO.

4. Какой из перечисленных ионов обладает боль­шим поляризующим действием: а) Nа⁺; б) Са²⁺; в) Мg²⁺; г) А1³⁺?

5. У какого из соединений — SrF₂ или РbF₂— тем­пература плавления выше?

6. Какое из соединений — МgСО₃ или ZnСО₃ — термически более устойчиво?

7. Какой из ионов — Са²⁺ или Сd²⁺ — оказывает более сильное поляризующее действие на анионы?

Занятие №12.

Химическая связь в комплексных соединениях.

Электростатическая теория рассматривает образование комплексов как результат электростатического взаимо­действия между ионом комплексообразователя и лигандами, которыми являются противоположно заряженные ионы или полярные молекулы (ион-дипольное взаимодействие). Сила притяжения между этими частицами и сила расталкивания между лигандами уравновешивают друг друга при опреде­ленном значении координационного числа, что соответст­вует наибольшей энергии связи комплекса.

Согласно методу ВС образование комплексных соедине­ний осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимо­действия между комплексообразователем и лигандами.

Обычно центральный атом имеет свободные орбитали, а лиганды имеют неподеленные электронные пары.

В образовании такой координационной связи могут участвовать ns-, np- и nd- или (n—1)d- АО. Одновременно nd- и (n—1)d- АО связей не образуют из-за достаточ­ной большой разницы их энергий. Комплексы, в образова­нии которых принимают участие nd- АО, называют внешнеорбитальными, а (n—1)d- АО — внутриорбитальными.

Гибридизация орбиталей центрального атома при обра­зовании комплексом определяет их геометрическую конфи­гурацию. В соответствии с наиболее распространенными значениями координационного числа (2, 4 и 6) комплексы имеют соответственно линейную (sр), тетраэдрическую (sp³), квадратную (dsp²) и октаэдрическую (sp³d² или d²sp³) формы.

Магнитная восприимчивость зависит от наличия неспарен­ных электронов, поэтому по экспериментально найденным значениям магнитного момента μ можно определите число неспарен­ных электронов, пользуясь формулой , где n — число неспарен­ных электронов. Комплексы, при образовании которых электронное строение и число неспарен­ных электронов комплексообразователя сохраняется, называется высокоспиновыми. Комплексы, при образовании которых число неспарен­ных электронов комплексообразователя уменьшается, называется низкоспиновыми.

Правило эффективного атомного номера (ЭАН) Сиджвика указывает на тенденцию центрального атома получить за счет комплексообразования электронную конфигурацию благородного атома. Число собственных электронов нейт­рального атома вместе с числом электронов, полученных им от лигандов, называют эффективным атомным номером. Согласно правилу Сиджвика ЭАН должен быть равен атом­ному номеру ближайшего благородного газа, что и опреде­ляет координационное число комплексообразователя. Правило Сиджвика имеет много исключений.

Теория кристаллического поля (ТКП) рассматривает взаимодействие комплексообразователя и лигандов как электростатическое, но с учетом его влияния на энергетическое состояние электронов (n – 1)d - подуровня центрального атома.

В комплексах различной геометрической конфигурации две группы орбиталей, отличающиеся разной симметрией, оказываются в неравноценном пространственном положении по отношению к лигандам, что и приводит к расщеплению энергии d-подуровня.

В октаэдрических комплексах большее отталкивающее действие со стороны лигандов испытывают орбитали d_z2 и d_x2-y2, вытянутые по осям координат и таким образом непосредственно направленные на лиганды, расположенные по углам октаэдра. Эту группу обозначают d_γ.

Вторая группа орбиталей d_xy, d_xz, d_zy наоборот, оказываются в более выгодном положении, находясь в пространстве между лигандами, что снижает их отталкивающее действие. Эту группу обозначают d_ε.

В результате энергия первой группы d-орбиталей становится выше, а второй ниже по сравнению с тем вырож­денным состоянием, которое они имели бы в сферическом поле лигандов.

Разницу в энергии двух образовавшихся подуровней, т. е. Е_dγ—Е_dε, называют параметром расщепления Δ.

Повышение энергии двух АО компенсируется пониже­нием энергии трех других, поэтому 2Е_dγ + 3Е_dε = 5Е_d, а разности энергии Е_dγ - Е_d и Е_d - Е_dε, соответственно равны 3/5Δ (0,6Δ) и 2/5Δ (0,4Δ). Выигрыш в энергии при рас­щеплении d-подуровня называют энергией стабилизации кристаллическим полем Е_СКП или ЭСКП.

Значение параметра расщепления зависит от природы лигандов, которые по силе создаваемого ими поля распола­гаются в следующий спектрохимический ряд:

Лиганды слабого поля	Лиганды средней силы	Лиганды сильного поля
I–, Br–, Cl–, OH–, F–	H2O, NCS–, CH3COO–, NH3	СО, CN-, NO2-

В тетраэдрических комплексах dγ и dε -подуровни по значению энергии меняются местами. Благодаря мень­шему числу лигандов параметр расщепления в тетраэдрических комплексах меньше, чем в октаэдрических: Δ_Т = 4/9Δ_О .

Значение параметра расщепления зависит также от степени окисления комплексообразователя. Повышение степени окисления центрального атома, усиливая его взаимодействие с лигандами, увеличивает параметр расщепления.

При поглощении света возможен переход с dγ на dε уровень. Энергия этого электронного перехода может быть вычислена по соотношению E = hc/λ.

Видимый спектр имеет следующие длины волн в А:

фиолетовый	4000—4240	желтый	5750 — 5850
голубой	4240—4900	оранжевый	5850 — 6470
зеленый	4900—5750	красный	6470 — 7100

При поглощении веществом определенной части спектра само вещество окрашивается в дополнительный цвет.

Поглощение	фиолетовый	синий	голубой	сине-зеленый	зеленый
окраска вещества	зелено-желтый	желтый	оранжевый	красный	пурпурный

Задачи:

1. Покажите схемой распределение электронов по валент­ным орбиталям центрального атома в комплексах: а) [РСl₆]^- и [СrСl₆]^3-; б) [Сr(Н₂О)₆]³⁺ и [Мn(Н₂О)₆]²⁺. Какие из них являются внешне- и какие внутриорбитальными?

2. Комплекс [Fе(NН₃)₆]²⁺ в отличие от [Fе(СN)₆]^3- является непрочным. Объясните причину. Ка­кой из них относится к низкоспиновым?

3. Катионы Fе²⁺ и Со³⁺ имеют в d-подуровне по шесть электронов, однако их гексааммиакаты различаются значением магнитного момента, который соответственно равен 4,6 и 0. На основании этих данных объясните, почему одни из этих комплексов значительно прочнее другого.

4. Для комплексов [CoF₆]^3- и [Co(CN)₆]^3- укажите их геометрическую конфигурацию и тип гибридизации орбиталей центрального атома. Является ли каждый из них: а) внешне- или внутриорбитальным; б) низко- или высокоспиновым; в) пара- или диамагнитным? Какой из них имеет меньшее значение энергии связи и проявляет окислитель­ные свойства?

5. К высоко- или низкоспиновым относятся комплексы: [Fе(СN)₆]^4-, [Fе(Н₂О)₆]²⁺, [CoCl₆]^3-, [Co(NO₂)₆]^3-? Чему должны быть равны их магнитные моменты?

6. Образуют ли d-элементы I и II групп периодической системы низкоспиновые октаэдрические комплексы?

7. Почему ион Сr³⁺ с любыми лигандами образует октаэдрические комплексы только внутриорбитальные и вы­сокоспиновые?

8. Будет ли иметь окраску ион Сu²⁺?

9. Для комплексного иона [Сu(NН₃)₄]²⁺ полоса поглощения при 3040 А°, а для иона [Сu(Н₂О)₄]²⁺ при 3650 А°. Каковы энергии электронных переходов и как изменяется сила поля лигандов при переходе от NН₃ к Н₂О?

10. Какую окраску можно ожидать для соединений Мn³⁺ в водных растворах, если Δ = 21000 см^-1 для иона [Мn(Н₂О)₆]³⁺ ? Вычислите энергию электронного перехода.

11. Покажите тип гибридизации и геометрическую форму комплексных ионов [AuСl₄]^- и [РСl₄]^-. Чему равны их магнитные моменты?

12. Сравните E_СКП для комплексов [Мn(Н₂О)₆]²⁺ и [Со(Н₂О)₆]²⁺.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Изобразить распределение электронов в октаэдрическом комплексе: [Сr(СN)₆]^3-, [Fе(СN)₆]^3-, [Fе(СN)₆]^4-, [Со(Н₂О)₆]²⁺, [Со(Н₂О)₆]³⁺. Укажите магнитные свойства комплексного иона

2. Почему октаэдрические комплексы Ni(II) могут быть только высокоспиновыми? Чем объясняется различие в геометрической конфигурации комплексов [Ni(NН₃)₄]²⁺ и [Ni(CN)₄]^2-? Какую из них имеет карбонил никеля и чем это определяется?

3. Комплекс [Со(NН₃)₆]²⁺ — высокоспиновый. Оста­нется ли он таким же после окисления Со²⁺ до Со³⁺?

4. Для [Сr(Н₂О)₆]²⁺ Δ = 40 ккал/г-ион. Определите положение полосы поглощения и окраску иона в водном растворе.

5. Для Rh³⁺ Δ = 77 ккал/г-ион в водных растворах. Определите окраску [Rh(Н₂О)₆]³⁺ и положение полосы поглощения.

Занятие №13.

Контрольная работа 2.

Контрольная работа № 2 содержит задачи на следующие темы:

1. Периодическая система

2. Периодичность изменения свойств элементов и их соединений.

3. Химическая связь. Метод ВС.

4. Химическая связь. Метод МО.

5. Химическая связь. Ионная связь.

6. Химическая связь в комплексных соединениях.

При подготовке к контрольной работе рекомендуется решить все задачи из разделов для самостоятельной работы, и оценить свои знания с помощью проверочного теста.

Тест для проверки знаний:

1. Из перечисленных ниже характеристик атомов эле­ментов периодически изменяется

(1) заряд ядра атома;

(2) относительная атомная масса;

(3) число энергетических уровней в атоме;

(4) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

2. Внутри периода увеличение порядкового номера элемента обычно сопровождается

(1) уменьшением атомного радиуса и возраста­нием электроотрицательности атома;

(2) возрастанием атомного радиуса и уменьше­нием электроотрицательности атома;

(3) уменьшением атомного радиуса и уменьше­нием электроотрицательности атома;

(4) возрастанием атомного радиуса и возраста­нием электроотрицательности атома.

3. Атом какого элемента легче всего отдает один электрон (числа означают порядковый номер элемента):

(1) натрий,11; (2) магний, 12; (3) алюминий, 13; (4) кремний, 14?

4. Атомы элементов 1А группы периодической системы элементов имеют одинаковое число

(1) электронов на внешнем электронном уровне;

(2) нейтронов;

(3) всех электронов.

5. Элементы расположены в порядке возрастания электроотрицательности в ряду

(1) As, Se, Cl, F; (2) C, I, B, Si; (3) Br, P, H, Sb; (4) О, Se, Br, Te.

6. Во втором и третьем периодах периодической систе­мы по мере уменьшения размеров атомов элементов

(1) размер их ионов также уменьшается;

(2) электроотрицательность уменьшается;

(3) металлические свойства элементов ослабе­вают;

(4) металлические свойства элементов усили­ваются.

7. Какой ряд включает только переходные элементы:

(1) элементы 11, 14, 22, 42; (2) элементы 13, 33, 54, 83;

(3) элементы 24, 39, 74, 80; (4) элементы 19, 32, 51, 101?

8. Какой из приведенных ниже элементов имеет хими­ческие свойства, позволяющие говорить о его сход­стве с элементом кальцием:

(1) углерод. С; (2) натрий, Na; (3) калий. К; (4) стронций, Sr?

9. Неметаллические свойства элементов, расположен­ных в главных подгруппах периодической системы Д. И. Менделеева, наиболее ярко выражены у тех из них, которые находятся

(1) в верхней части подгруппы;

(2) в нижней части подгруппы;

(3) в середине подгруппы;

(4) у всех элементов подгруппы выражены при­мерно в одинаковой степени.

10. Какой ряд элементов представлен в порядке воз­растания атомного радиуса:

(1) О, S, Se, Те; (2) C, N, О, F; (3) Na, Mg, Al, Si; (4) I, Br, Cl, F?

11. Металлический характер свойств элементов в ряду Mg—Ca—Sr—Ba

(1) уменьшается;

(2) возрастает;

(3) не изменяется;

(4) уменьшается, а затем возрастает.

12. Неметаллический характер свойств элементов в ряду N—P—As—Sb—Bi

(1) уменьшается;

(2) возрастает;

(3) не изменяется;

(4) уменьшается, а затем возрастает.

13. Какая пара в указанной совокупности элементов — Са, Р, Si, Ag, Ni, As — обладает наиболее сходными химическими свойствами:

(1) Са, Si; (2) Ag, Ni; (3) Р, As; (4) Ni, Р?

14. По своим химическим свойствам радиоактивный элемент радий ближе всего к

(1) цезию; (2) барию; (3) лантану; (4) актинию.

15. На основании положения элемента лантана в перио­дической системе можно с уверенностью утверж­дать, что для лантаноидов наиболее характерной степенью окисления будет

(1) +1; (2) +2; (3) +3; (4) +4.

16. Основные свойства гидроксидов элементов 1А груп­пы по мере увеличения порядкового номера

(1) уменьшаются;

(2) возрастают;

(3) остаются неизменными;

(4) уменьшаются, а затем возрастают.

17. На основе положения элементов в периодической системе наиболее вероятное соединение германия с селеном можно изобразить формулой • • • .

18. Гипотетический элемент Z образует хлорид ZCl₅. Какая наиболее вероятная формула у его оксида:

(1) ZO₂; (2) ZO₅; (3) Z₂O₅; (4) Z₅O₂?

19. Простые вещества каких элементов обладают наи­большим сходством физических и химических свойств:

(1) Li, S; (2) Be, Cl; (3) F, Cl; (4) Li, F?

20. Из приведенных ниже элементов третьего периода наиболее ярко выраженными неметаллическими свойствами обладает

(1) алюминий; (2) кремний; (3) сера; (4) хлор.

21. Из приведенных элементов IIIA группы ярко вы­раженными неметаллическими свойствами обладает

(1) бор; (2) алюминий; (3) галлий; (4) индий.

22. Какой из приведенных элементов четвертого пери­ода периодической системы проявляет одинаковые значения валентности в своем водородном соеди­нении и в высшем оксиде:

(1) бром; (2) германий; (3) мышьяк; (4) селен?

23. Характер оксидов в ряду P₂O₅—SiO₂—Аl₂О_з—MgO изменяется следующим образом:

(1) от основного к кислотному;

(2) от кислотного к основному;

(3) от основного к амфотерному;

(4) от амфотерного к кислотному.

24. Напишите формулы высших оксидов элементов и соответствующих кислот; назовите эти кислоты:

	Элемент	Оксид	Кислота	Название кислоты
(1)	N	……	……	……
(2)	P	……	……	……
(3)	As	……	……	……
(4)	Sb	……	……	……

25. На основании положения элемента в периодической системе напишите его соединения, формы которых указаны ниже:

	Элемент	Оксид	Гидрид	Гидроксид
(1)	Ca	……	……	……
(2)	S	……	……	……
(3)	Li	……	……	……
(4)	C	……	……	……

26. Из приведенного перечня элементов: Be, В, С, N, Al, Si, Р, S, Ga, Ge, As, Br — оксиды типа ЭО₂ образуют • • • , а гидриды типа ЭН₄ — • • • .

27. На основании положения элемента в периодической системе выведите формулы его высшего оксида и гидроксида и укажите их характер:

	Элемент	Оксид	Гидроксид	Характер
(1)	Zn	……	……	……
(2)	Ag	……	……	……
(3)	P	……	……	……
(4)	Sn	……	……	……

28. Элемент с порядковым номером 34 образует водо­родное соединение • • • , высший оксид • • • и гидроксид • • • . Последний проявляет

(1) кислотные свойства;

(2) основные свойства;

(3) амфотерные свойства.

29. Максимальное число химических элементов, кото­рое может заполнить шестой период периодиче­ской системы, должно быть равно

(1) 8; (2) 18; (3) 32; (4) 50.

30. Максимальное число элементов в седьмом периоде должно быть

(1) 18; (2) 32; (3) 50; (4) 72.

31. В седьмом периоде последним должен быть элемент с порядковым номером

(1) 118; (2) 114; (3) 112; (4) 110.

32. Свойства щелочных металлов следует ожидать у элементов с порядковыми номерами

(1) 111 и 190; (2) 119 и 169; (3) 137 и 187; (4) 155 и 211.

33. Конфигурация орбиталей валентных электронов висмута совпадает с

(1) селеном и теллуром;

(2) азотом и фосфором;

(3) кремнием и германием;

(4) ниобием и танталом.

34. Элемент с порядковым номером 117 следует от­нести к

(1) щелочным метал лам; (3) галогенам;

(2) щелочноземельным металлам; (4) переходным элементам.

35. Максимальная валентность свинца в кислородных соединениях равна:

(1) II; (2) IV; (3) VI; (4) VIII.

36. Вид орбиталей валентных электронов у индия совпа­дает с

(1) Am и Fr; (2) Pb и Sn; (3) Аl и Ga; (4) Сu и Ag.

37. Титан относится к

(1) s-; (2) p-; (3) d-; (4) f-элементам.

38. Максимальная валентность брома в кислородных соединениях

(1) I; (2) III; (3) V; (4) VII.

39. Седьмой период системы элементов должен закон­читься элементом с порядковым номером

(1) 108; (2) 110; (3) 118; (4) 128.

40. Угол между связями Н—Э наибольший в молекуле соединения

(1) Н₂Те; (2) H₂Se; (3) H₂S; (4) H₂О.

41. В ряду К—Са—Sc—Ti радиус атомов • • • (уменьшается, увеличивается).

42. Энергия, которая указана в уравнении Сl°_(г.) → Cl⁺_(г.)+e — 1254 кДж, является для атома хлора

(1) энергией химической связи;

(2) энергией ионизации;

(3) электроотрицательностью;

(4) сродством к электрону.

43. Сродством к электрону называют

(1) энергию, необходимую для отрыва электрона от невозбужденного атома;

(2) способность атома данного элемента к оттяги­ванию на себя электронной плотности;

(3) переход электрона на более высокий энерге­тический уровень;

(4) выделение энергии при присоединении элек­трона к атому или иону.

44. Какой из элементов имеет наибольшее значение энергии ионизации:

(1) Li; (2) F; (3) Fе; (4) I?

45. Энергия, затрачиваемая на удаление одного элек­трона от атома элемента в газообразном состоянии, у магния

(1) меньше, чем у натрия, и больше, чем у алю­миния;

(2) больше, чем у натрия, и меньше, чем у алю­миния;

(3) меньше, чем у натрия и алюминия;

(4) больше, чем у натрия и алюминия.

46. Исходя из анализа электронных структур атомов и положения элементов в периодической системе, укажите, какой из каждых двух приведенных ниже атомов имеет большее сродство к электрону:

(1) калий или кальций;

(2) сера или хлор;

(3) водород или литий?

47. Химические элементы расположены в порядке воз­растания электроотрицательности в ряду

(1) Si, P, Se, Вr, Сl, О; (2) Si, P, Вr, Se, C1, О;

(3) P, Si, Вr, Se, C1, О; (4) Se, Si, P, Вr, C1, О.

48. Какой ряд элементов расположен по мере возраста­ния их атомных радиусов:

(1) Na, Mg, Al, Si; (3) O, S, Se, Те;

(2) С, О, N, F; (4) I, Br, C1, F?

49. В ряду щелочных металлов (от Li до Cs) цезий является наименее электроотрицательным. Это объ­ясняется тем, что он имеет

(1) наибольшее число нейтронов в ядре;

(2) большее число валентных электронов по срав­нению с другими элементами;

(3) большую атомную массу;

(4) валентные электроны, в наибольшей степени удаленные от ядра атома.

50. Изоэлектронными называют ионы, имеющие одно и то же число электронов и одинаковую структуру внешнего электронного уровня. Ионы О^2-, F^-, Na⁺, Mg²⁺, A1³⁺ имеют электронную конфигура­цию благородного газа неона и расположены в по­рядке возрастания атомных масс элементов. При этом их ионные радиусы

(1) практически не изменяются;

(2) уменьшаются;

(3) увеличиваются;

(4) уменьшаются, затем увеличиваются.

51. Примером неполярной молекулы, имеющей поляр­ную ковалентную связь, будет

(1) N₂; (2) H₂О; (3) NH₃; (4) CCl₄.

52. Из приведенных молекул: Н₂, О₂, Н₂О, СО₂, СН₄, H₂S — полярными являются • • • .

53. В каком из соединений между атомами образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному ме­ханизму:

(1) КСl; (2) NH₄Cl; (3) ССl₄; (4) CO₂?

54. Валентные орбитали атома бериллия в молекуле гидрида бериллия • • • гибридизованы по типу

(1) sp; (2) sp²; (3) sp³; (4) d²sp³,

а молекула имеет структуру:

(а) линейную; (в) тетраэдрическую;

(б) плоскую; (г) октаэдрическую.

55. Валентные орбитали атома бора в молекуле ВF₃ гибридизованы по типу

(1) sp; (2) sp²; (3) sp³; (4) d²sp³,

а молекула имеет структуру:

(а) линейную; (в) тетраэдрическую;

(б) плоскую; (г) октаэдрическую.

56. Наличие четырех эквивалентных связей С—Н в молекуле метана объясняется тем, что

(1) происходит взаимное отталкивание четырех электронных пар;

(2) атом углерода гибридизован с образованием четырех sp³орбиталей;

(3) атом углерода имеет один s- и три р- валентных электрона;

(4) атом углерода имеет два s- и два р- валентных электрона.

Ответы:

1. (4) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

2. (1) уменьшением атомного радиуса и возраста­нием электроотрицательности атома.

3. (1) натрий,11.

4. (1) электронов на внешнем электронном уровне.

5. (1) As, Se, Cl, F.

6. (3) металлические свойства элементов ослабе­вают.

7. (3) элементы 24, 39, 74, 80.

8. (4) стронций, Sr.

9. (1) в верхней части подгруппы.

10.(1) О, S, Se, Те.

11. (2) возрастает.

12. (1) уменьшается.

13. (3) Р, As.

14. (2) барию.

15. (3) +3.

16. (2) возрастают.

17. GeSe₂.

18. (3) Z₂O₅.

19. (3) F, Cl.

20. (4) хлор.

21. (1) бор.

22. (2) германий.

23. (2) от кислотного к основному.

24.

	Элемент	Оксид	Кислота	Название кислоты
(1)	N	N2O5	HNO3	Азотная
(2)	P	P2O5	H3PO4	Фосфорная
(3)	As	As2O5	H3AsO4	Мышьяковая
(4)	Sb	Sb2O5	HSbO3	Сурьмяная

25.

	Элемент	Оксид	Гидрид	Гидроксид
(1)	Ca	CaО	CaН2	Ca(ОН)2
(2)	S	SО3	Н2S	Н2SО4
(3)	Li	Li2О	LiН	Li ОН
(4)	C	CО2	CН4	Н2CО3

26. оксиды типа ЭО₂ образуют С, Si, Ge , а гидриды типа ЭН₄ — С, Si, Ge.

27.

	Элемент	Оксид	Гидроксид	Характер
(1)	Zn	ZnО	Zn(ОН)2	Основной
(2)	Ag	Ag2О	AgОН	Основной
(3)	P	P2О5	Н3PО4	Кислотный
(4)	Sn	SnО2	SnО2·Н2О	Амфотерный

28. Н₂Sе, SеО₃ и Н₂SeО₄. (1) кислотные свойства.

29. (3) 32.

30. (2) 32.

31. (1) 118.

32. (2) 119 и 169.

33. (2) азотом и фосфором.

34. (3) галогенам.

35. (2) IV.

36. (3) Аl и Ga.

37. (3) d-элементам.

38. (4) VII.

39. (3) 118.

40. (4) H₂О.

41. Уменьшается.

42. (2) энергией ионизации.

43. (4) выделение энергии при присоединении элек­трона к атому или иону.

44. (2) F.

45. (4) больше, чем у натрия и алюминия.

46. (1) калий; (2) хлор; (3) водород.

47. (1) Si, P, Se, Вr, Сl, О.

48. (3) O, S, Se, Те.

49. (4) валентные электроны, в наибольшей степени удаленные от ядра атома.

50. (2) уменьшаются.

51. (4) CCl₄.

52. Н₂О, H₂S.

53. (2) NH₄Cl.

54. (1) sp, (а) линейную.

55. (2) sp², (б) плоскую.

56. (2) атом углерода гибридизован с образованием четырех sp³орбиталей.

Задания для индивидуальной расчетно-графической работы:

Для элемента с порядковым номером равным номеру варианта провести следующие расчеты:

1. Написать электронную формулу элемента и показать графически заполнение электронами всех атомных орбиталей.

2. Рассчитать энергию внешнего электрона элемента.

3. Определить массу одного атома элемента и его объем.

4. Определить массу одной молекулы простого вещества элемента.

5. Исходя из положения элемента в ПС, перечислить возможные степени окисления атома элемента в соединениях с другими элементами.

6. Написать формулу оксида, хлорида, гидрида, сульфида.

7. Рассчитать длину связи в молекулах оксида, хлорида, гидрида, сульфида, используя справочные значения ковалентных радиусов.

8. Вычислить длину диполя водородного и кислородного соединения элемента.

9. Изобразить связь в молекуле простого вещества элемента с помощью метода ВС.

10. Изобразить связь в молекуле простого вещества элемента с помощью энергетической диаграммы метода МО, указать кратность связи и написать формулу.

11. Указать тип гибридизации атома элемента в молекулах всех возможных оксидов (в случае кислорода – молекулы водородных соединений).

12. Указать все виды связей (σ, π, δ) в молекулах оксидов (в случае кислорода – молекулы водородных соединений).

13. Указать значения валентных углов в молекулах оксидов (в случае кислорода – молекулы водородных соединений).

14. Указать форму молекул оксидов (в случае кислорода – молекулы водородных соединений).

15. Вычислить энергию образования ионного соединения АВ и энергию взаимодействия ионов А+ и В-.

Для вариантов 1, 5, 6, 7, 8, 9, 14, 15, 16, 17: А – калий, В – элемент с порядковым номером, равным номеру элемента.

Для вариантов 3, 4, 11, 12, 13, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28: В – хлор, А– элемент с порядковым номером, равным номеру элемента.

Для вариантов 2, 10, 18: А – элемент с порядковым номером равным (номер варианта +1), В – элемент с порядковым элементом равным (номер варианта -1).

Литература.