Лидин Р. А., Молочко В. А. Химия для абитуриентов. От средней школы к вузу
.pdf5.5.В короткопериодной форме Периодической системы эле
менты находятся: |
, |
а) в главных подгруппах Ц, V, VIII групп |
|
б) в побочных подгруппах I, IV и VII групп.
Приведите номера их групп в длиннопериодной форме*Периоди ческой системы.
* 5.6. Составьте молекулярные формулы высших оксидов эле ментов с порядковыми номерами 16, 17; 31, 37, 50, 51, 56 и 75.
5.7.Составьте молекулярные формулы водородных соединений элементов с порядковыми номерами. 32, 33, 34 и 35.
5.8.Составьте молекулярные формулы гидроксидов элементов
с.порядковыми номерами 5, 38, 39, 48, 52 и 55.
5.9.Сообразуясь с положением элементов в' Периодической
системе, составьте молекулярные формулы соединений:
а) натрия с селеном, |
г) |
магния с азотом, |
|
б) кальция с иодом, |
д) |
лития с водородом, |
. * |
б) галлия с серой, |
е) |
кремния с бромбм. |
' |
5.10. В соответствии с положением элементов в Периодической системе составьте молекулярные формулы фторида и сульфида некоторого , элемента, имеющие наименьшие молярные массы. Определите в, этих соединениях массовую долю' фтора и серы соответственно. Ответ: НР(Р 0,95), Н28(8 0,94).
- 5.11. Постройте, в соответствии с рис. 3, схему электронного . распределения атомов яр-элементов: кремний, сера, калий, бром, азот, магний, бор. Напишите их полные электронные конфигурации. 5.12. Постройте, в соответствии с рис. 3, схему электронного распределения незавершенных подуровней атомов яргэлементов (см. 5.11).: Напишите их сокращенные электронные конфигурации, ука
жите число валентных электронов. * 5.13. Постройте, в соответствии с рис. 3, схему электронного
распределения атомов ^-элементов: железо, титан, никель, ванадий, кобальт. Напишите их полные и сокращенные электронные кон фигурации, укажите незавершенные подуровни.
5.14. Элементы:
астат, барий, теллур, рубидий, сурьма, стронций, олово, иод, индий,
незий, висмут, франций, таллий, радий, полоний, свинец распределите по группам я- и /7-элементов и напишите электронные конфигурации их незавершенных подуровней. Укажите число ва лентных электронов у атомов этих элементов.
5.15. Назовите Элементы (с указанием символа, порядкового номера, группы и периода), атомы которых имеют следующие электронные конфигурации:
а) 1я22я22/76Зя23/>6, |
- |
~ г) |
1я22я22р63я23р63^4я4 |
|
б) |
1я22я22р5, |
х - |
д) |
1я22я22/76з’я23/7б3^74я2, |
в) |
1я?2я22р63я2, |
|
е) |
1я22я22/76Зя23/7б3^104я24/74. • |
Постройте схему распределения электронов незавершенных под уровней, укажите их число, а также число неспаренных электронов и электронных пар на этих подуровнях.
40
5.16. Назовите элементы (с 'указанием символа, порядкового номера,.группы и периода), атомы которых имеют следующие сокращенные электронные конфигурации:
а) 2з22рг |
г) 4у24р5 |
|
б) З^Зр4 |
д) 3 |
|
в) 4524р2 |
е) 3</^4у2 |
- |
Постройте полные схемы распределения электронов, укажите общее число подуровней, заполненных хотя бы одним электроном, а также число неспаренных электронов и электронных пар в электронной оболочке.
5.17. Напишите полные ии сокращенные электронные конфи гурации атомов элементов по указанным координата^ в Периоди
ческой системе: |
-- |
а) 3-й период, ХА-группа |
г) 2-й период, ГУА-группа |
б) 4-й период, УА-группа |
'д) 4-й период, УБ-группа |
в) 4-й период, УИБ-группа |
е) 3-й период, П1А-группа |
Постройте схемы распределения электронов незавершенных под уровней и укажите число электронных пари неспаренных Электронов на них. ^ ^ .
6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ ^
Общее представление о химической связи. Частицы, участвую щие в. образовании химической связи. Электроотрицательность
элементов в соединениях. |
^ |
Типы химической связи. |
Ковалентная связь, ее образование/ |
Донорно-акцепторцый механизм образования ковалентной связи. Электронные формулы молекул/ - - .
Полярность ковалентной связи. Валентность с позиции строения молекул. Степень окисления.
Понятие о гибридизации атомных орбиталей; <т- и я-связи. Геометрические формы молекул. Полярною и неполярные моле кулы. .
Ионная связь. Металлическая связь. Ионные, молекулярные и атомные кристаллические решетки. Водородная связь:
По современным представлениям химическая связь меж ду атомами имеет электростатическую природу. Под хи мической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы Друг около друга. Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами. Каждая химическая связь представляется в структурных формулах валентной чертой, например:
Н—Н |
(связь между двумя атомами водорода) |
Н31Ч—Н+ |
(связь между атомом азота, молекулы4 ам |
|
миака и катионом водорода) |
(К+)—(1^) |
(связь между катионом калия и иодид-ионом). |
41 |
^ |
Химическая, связь образуется парой электронов (••)> которая в электронных формулах сложных частиц (мо лекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:
:Р—Р :,‘ Н—С1:, |
Н—Й—Н |
|
И |
Химическая связь называется коваЛентной связью, если, она образована путем обобществления лары электронов обоими атомами. ‘
Атомы, вступающие в химическую связь, могут отвечать одинаковой или разной электроотрицательноети элементов, т.е. способности удерживать около себя электроны (см. Приложение 2). Неметаллы обладают высокой электро-, отрицательностью, м еталл ы - н и зкой электроотрицат^льностьюг. В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо), в каждой группе Пе риодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Элемент "фтор Р обладает наивысшей, а элемент цезий Сз-наи- низшей электроотрицательностью среди элементов 1 - 6-го
периодов. |
4 |
Общая электронная пара между двумя атомами не всегда
. находится в равном владении обоими атомами. В молекуле Р2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрица тельность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполяр ной, так как у каждого атома фтора электронная плотность
одинакова и может быть Условно разделена между ними поровну: ,
В этом случае говорят, что степень окисления фтора в молекуле Р2 равна нулю (0), поскольку у свободного атома фтора и у каждого атома фтора в молекуле Р2 имеется по 7 валентных электронов.
В молекуле хлороводорода НС1 химическая связь уже полярна, так как электронная плотность на . атоме хлора (элемерта с большей электроотрицательностью) значительно
42
выше, чем на атоме.водорода:
Н | • С1 •
В этом случае говорят, что степень окисления хлора равна (—1), имея в виду, что у свободного атома хлора 7 валентных электронов, а в молекулр НС1 их уже условно 8. Степень окисления водорода равна (+ 1), и молекула в целом нейтральна.
Ковалентная связь, например Н—Н, может быть обра зована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов:
Н - + Н " -> Н—Н, илиН -Н '
Такой механизм образования связи называется обменным, или равноценным.
По другому механизму ковалентная связь (Н—Н) возни кает при обобществлении электронной пары гидрид-иона Н “ катионом водорода Н 4:
Н+ + :Н" |
Н—Н, или Н -Н |
Катион Н + тогда называют акцептором, а анион Н ~-до нором электронной пары. Механизм образования ковалент ной связи в этом случае^ будет донорно-акцепторным, или
координационным
Аналогично при образовании ковалентной связи между атомом азота молекулы аммиака 1ЧН3 и катионом Н + атом азота-донор, а катион водорода-акцептор электронной пары:
Н |
Г |
Н |
-1 |
г |
и |
п |
|
|
1 |
+ |
, - * |
н- к- н |
|
Н+ + :Й —Н- |
н—к1—н |
|
, или |
|
||
1 |
1 |
I |
^ |
|
н |
- |
н |
н |
|
В образующемся катионе аммония N11^ все четыре связи N—Н равноценны (одинаковы), и уже нельзя указать тот атом водорода, который был*акцептором при образовании четвертой связи N —Н. Степень окисления азота в молекулё N113 и в катионе 1ЧН^ одинакова и равна (—III): 0М“шН3)° и О^”111^ ) ^
Основываясь на электронных формулах сложных частиц (молекул, ионов); можно определить валентность каждого атома. С точки зрения строения молекул валентность атома в сложной частице-это число общих электронных пар у этого
43
атома в данной частице (по одной на каждую связь), т. е. число а-связей (см. ниже), которые этот атом образовал с другими . атомами при формировании сложной частицы.
Нагфимер, в молекуле Р2(Р—Р) валентность каждого атома Р равна 1; в молекуле НС1 валентность атома Н и атома С1 равна 1; в молекуле КН3 валентность атома N равна 3, и в катионе ИН*-равна 4 при одинаковой валентности атома Н, равной 1.
у Ковалентная связь между атомами образуется при пе рекрывании атомных орбиталей; например, 15-орбиталей при образовании связи Н—Н, 2р-орбиталей - при образо вании связи Р —Р, 1^-орбитали атома Н и Зр-орбитали атома С1 при образовании связи Н—СЬ
- 0 |
0 , |
|
- & > ? |
у - |
15® |
15® |
25^2р2р2р® 2522р2р2рф |
15®3523р2р2р® |
(неспаренные электроны перекрываемых орбиталей обведе ны кружком). Обратите внимание, что при образовании химических связей всегда происходит сдвиг электронной плотности в направлении дерекрывания, а это приводит к изменению формы орбиталей по сравнению с их состоя
нием в свободном атоме (ср. с рис. 2). |
^ |
Церекрывание атомных орбиталей при |
формировании |
двухатомных молекул АВ (А и В-атомы одного или разных * элементов) обязательно приводит гк линейной геометри ческой форме молекул (Н—Н, Р—Р, Н—С1). Геометри ческая форма многоатомных молекул АВИ(А и В-атомы . разных элементов) неочевидна и не вытекает из факта перекрывания конкретных орбиталей.
Образование химических связей в многоатомных молеку лах сопровождается не только сдвигом электронной плотное- , ти и изменением формы орбиталей, но и изменением распо-
Таблица 1. Типы гибридизации, геометрическая форма частиц"' и углы между связями
Гибридизация |
Геометрическая форма |
Угол между связями |
8р |
Линейная |
180° |
8р\ |
Треугольная |
120° |
зр\ |
Тетраэдрическая |
109,5° |
8р (Р ' |
Тригонйльно-бипирамидальная |
90°, 120°- |
Октаэдрическая |
90° |
44
(182) (182)
180°
/ ~ \ |
' |
Н— ˆ× н |
|
Рис. 4. Определение типа гибридизации и геометрической формы молекулы ВеН2
ложёнйя орбиталей в пространстве у того атома, который образует две или более связей (атом А в . молекулах АВИ). Другими словами, происходит гибридизация орбиталей ато ма А. Тип гибридизации и будет определять геометрическую форму молекул АВИ(табл. 1). .
Предсказание типа гибридизации проводится на осно вании донорно-акцепторного механизма образования связи. Рапример, для молекулы ВеН2 оценивают степени окисле ния атомов (Ве*п, Н “^ записывают сокращенные электрон ные конфигурации условных ионов Ве+П(2у°2/?0) и Н^!(152) и на схеме незавершенных подуровней атома Ве+11 (еГ общем виде атома А) показывается образование двух связей Ве <- Н (Ве-акцептор электронной пары, Н-донор) (рис. 4). Пред полагается, что в момент образования двух связей Ве—Н у атома Ве 2у- и 2/?-орбитали гибридизуются в две лр-орби- талй:
Ве
2р 5р-орбитали
которые расходятся в пространстве на максимально далекое расстояние (180°). Затем они перекрываются с Ь-орбиталями двух атомов Н, и образуется линейная молекула ВеН2*
Аналогично предсказываются тип гибридизации и гео метрическая форма для молекулы.ВР3 и катиона МН4 -
треугольная (АВ3) и тетраэдрическая (АВ4) соответственно (рис. 5) (отметьте, что при образовании катиона КН4 атом К"™ играет роль донора электронной пары, а атомы Н +1-
45
Р'1 Р-"1 |
' |
Н+1 Н+1 Н+1 |
Рис. 5. Определение типа гибридизации и геометрической формы молекулы ВР3 и иона ЫЩ
роль акцептора). Экспериментально доказано, что угол между связями Р*—В—Р равен 120 °С, а угол между связями Н—И—Н равен 109,5°, все связи В—Р в молекуле ,ВР3 или связи N—Н в катионе ТЧН^ имеют равную длину и энергию, т.е. они равноценны. Таким образом, теория гибридизации подтверждается практикой.
Если у атома А молекулы АВИимеется неподеленная пара электронов, то ее надо учитывать при определении типа гибридизации (она считается направленной к воображаемо му партнеру по связи). Примеры'-тетраэдрические мдлёкулы КН3 и Н20 (рис. 6). Такие тетраэдры называются химически незавершенными (в некоторых вершинах нет атомов Н); кроме того, электростатическое отталкивание атомов Н +1 от неподеленной пары азота или двух пар кислорода несколько искажает тетраэдр и уменьшает углы между связями Н—N—Н и Н—О—Н от значения 109,5° (эксперименталь ные данные —107° и 105° соответственно).
Типы гибридизации 8ръсР {октаэдр) и.зръс1 {тригональная бипирамида) встречаются у атома 5 в молекулах 8Р6 и 8Р4; при образовании связей 8—Р используются также 3^-ор- битали атома 8, на которых в свободном атоме 8 электронов нет (рис. 7). ^
46
Н+1 н +1 4+1 НI+1
1г р Щ Ш
Ч-Ш
--^ рн
Рис. 6. Определение типа гибридизации и геометрической формы молекул N113 и Н20
Г”1’ Р’ 1
Рис. 7. Определение типа гибридизации и геометрической формы молекул 8Рб и 8Р4 *
Обратите внимание на правило, по 'которому при изоб ражении электронной конфигурации атомам положительной (но не высшей) степени окисления, например 8+™, электроны
сподуровней удаляются в порядке понижения энергии (т. е.
с^-подуровня раньше, чем с ^-подуровня), а внутри /^поду ровня-строго справа налево с полным освобождением кван
товых |
ячеек; вот почему в атоме 8+1У удалены четыре |
|
3/7-электрона, а |
пара Зл'-электронов оставлена. геометри |
|
ческих |
формах |
молекул 8Р6 и 8Р4 пунктиром ^показано |
общее основание для двух квадратных пирамид (в октаэдре 8Р6) и для двух,тригональных пирамид (в'8Р4). Тригональная бипирамида 8Р4 является химически незавершенной, в одну из ее вершин направлена неподеленная пара элект ронов атома 8+1У.
В рассмотренных до сих пор частицах атомы создавали одинарную связь, изображающуюся одной валентной чертой. Она всегда образуется при перекрывании орбиталей вдоль оси связи атом-атом (самый выгодный способ перекры вания). Такие связи носят название а-связей. (Н—Н, Р—Р,
Н—С1). _ |
" |
/ |
Однако дра атома |
между собой могут |
образовывать |
й кратные связи, т. е. двоцные и тройные. При этом состав ляющая, образующаяся первой, всегда будет а-связью (обладает наибольшей прочностью и определяет геометри ческую форму молекулы). Вторая и третья составляющие называются я-связями, они образуются при боковом перекрывании любых орбиталей, кроме ^-орбиталей.
, Например, 2/7-орбитали двух атомов углерода могут сформировать между собой одинарную, двойную и тройную связи. В первом случае образуется остов молекулы этана
С2Н6 (обведен пунктиром): |
• |
|
|
7 ' • |
" |
|
- |
|
с < Т > о |
|
н-^с—с+н |
|
о-связь. |
, |
Н Н |
При двойном связывании атомов углерода первые 2/7-ор битали создают сг-связь (как показано выше), а вторые - я-
связь, в этом случае образуется |
остов |
молекулы |
этилена |
|
|
х I |
Г , |
ИЛИ — |
— |
о* |
> Н |
с с = с 5 |
|||
|
|
п |
ГН |
|
|
1______ I |
я-связь
48
При |
тройром |
связывании |
(одна сг-связь, две я-связи) |
атойов |
углерода |
образуется |
остов молекулыацетилена |
С2Н2; тройная связь существует и в молекуле азота К 2: |
' ' |
п г п |
|
' / |
1 |
н + с ^ т н , |
или н—с=с—н |
:М;чгМ*. |
||
|
| |
I |
|
|
Такие |
I _-_1 |
|
чем одинарные, |
|
кратные связи всегда прочнее, |
и разорвать их труднее. Этим часто объясняете^ химическая инертность веществ, таких, как азот К 2, а также диоксид углерода С0 2. • ,
Отметим, еще раз, что геометрическую форму молекулы определяют- сг-связи. В молекуле С 0 2 (и во всех кисло родсодержащих частицах,1где атом кислорода связан, только с одним атомом другого элемента) атом О "п-донор двух электронных пар, одна из которых идет на формирование сг-связи, а другая-на образование я-связи.
Другие примеры-молекулы 8 0 3, 8 0 2 й N0?, анионы СОГ% 8 0 Г и 801- (рис. 8).
Обычно вещества с симметричными молекулами хими чески более пассивны, чем ^вещества с асимметричными молекулами. Так, реакционная способность диоксида серы 8 0 2 (незавершенный треугольник) вьппе, чем триоксида серы. 8 0 3 (правильный треугольник); сульфаты, содержащие сим-~ метричный анион / 8 0 (идеальный тетраэдр), химически пассивны по сравнению с сульфитами, содержащими не симметричный анион 8 0 3“ (незавершенный тетраэдр).
Обратите внимаьше на молекулу Ж )2, в которой у атоМа И +1У (2у12р°) на одной из лр2-гибридных орбиталей на ходится не электронная пара, а неспаренный электрон. Такие молекулы особенно реакционноспособны, Их называют ра дикалами. В органической химии радикалами являются метил—СН3, этил —С2Н5 и многие другие.
Молекулы, которые образованы атомами одного и того . же элемента,, всегда будут неполярными, как , неполярны и сами связи в них. Так, молекулыVН2, Р2, 1М2- неполярные
молекулы. |
^ |
/ |
Молекулы, которые |
образованы |
атомами разных эле |
ментов^ могут быть полярными и неполярными. Это зависит от их геометрической формы. Если форма симметрична, то молекула неполярна (ВеН2, ВР3, СН4, С 0 2, 8 0 3). Если форма асимметрична (из-за наличия неп^деленных пар электронов), то-молекула будет полярной (1ЧН3, Н20, 8 0 2, Ж >2). При замене одного из боковых атомов в симметрич-
49