Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Башкирский Государственный Аграрный Университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Химия. Неорганическая химия. Учебное пособие

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

07.09.2026

Размер:

1 Мб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 23 / 93 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

61. Определить по правилу Клечковского последова-

2

3

5 5

2 4

s p

3 4

5 1

d s

2

4

2

3

2

тельность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l: а) 5, б) 6 и в) 7.

62. Указать порядковый номер элемента, у которого:

а) заканчивается заполнение электронами орбитали 4d; б) начинается заполнение подуровня 4р.

63. У какого элемента начинает заполняться подуро-

вень 4f? У которого элемента завершается заполнение этого подуровня?

64. Какой подуровень заполняется в атомах после за-

полнения подуровня 5р? После заполнения подуровня 5d?

65. Записать электронные формулы атомов элемен-

тов с зарядом ядра: а) 8, б) 13, в) 18, г) 23, д) 53, е) 63, ж) 83.

66. Составить схемы заполнения электронных орби-

талей этих атомов.

67. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбуж-

денные атомы: а) хлора, б) ванадия, в) марганца?

68. Сколько неспаренных электронов содержат не-

возбужденные атомы: а) хлора, б) бора, в) серы, г) хрома, д) ртути, е) европия?

69. Составить электронно-графические схемы ионов

электронной конфигурации иона

. Чем можно объяснить особую устойчивость

70. Структура валентного электронного слоя атома

элемента выражается формулой: а)

, б)

Определить порядковый номер и название элемента.

71. Написать электронные формулы ионов: а)

б)

, в)

, г)

, д)

, е)

8. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Описание химической связи в любой молекуле есть, по существу, описание характера распределения в ней электронной плотности. По характеру этого распределения химические связи подразделяют на ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь - химическая связь между двумя ато-

Н 2,1

Li 0,98

1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,07 O 3,5 F 4,0

Na 0,93

1,2

1,6

1,9 P 2,2 S 2,6

3,0

K 0,91

1,04

1,8

2,0

As 2,1

2,5

2,8

Rb 0,89

0,99

1,5

1,7

1,8

2,1 I 2,6

мами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов (Н2, Cl2 и др.).

Ионная связь - результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, обладающих обособленными друг от друга электронными оболочками (Cs + F-, Na + Cl-). Чисто ионная связь представляет собой предельный случай. В большинстве молекул химические связи имеют промежуточный характер между чисто ковалентными и чисто ионными связями. Если смещение общей пары электронов невелико от каждого атома, то связь по своему характеру ближе к ковалентной, а при большом смещении пары электронов к какому-либо атому связь ближе к ионной связи.

Для оценки способности атома данного элемента притягивать к себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности (). Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он обобществленные электроны. Существует правило: чем больше разность электроотрицательностей элементов в молекуле, тем выше ионность связи.

Значения электроотрицательностей атомов некоторых элементов по отношению к электроотрицательности фтора, принятой равной 4,0, приведены в таблице 1.

Таблица 1. Относительная электроотрицательность атомов

ПРИМЕР 1. Вычислить разность относительных электро-

MgO = 3,5- 1,2= 2,3 ; СaO= 3,5- 1,04= 2,46; SrO = 3,5-0,99 = =2,51.

отрицательностей атомов для связей Н-О и О-Э в соединениях Э(ОН)2, где Э - Mg, Ca, Sr, и определить: а) какая из связей Н-О или О-Э характеризуется в каждой молекуле большей сте-

пенью ионности; б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?

Решение. По данным таблицы 1 вычисляем для связей ОЭ разность электроотрицательностей:

Разность электроотрицательностей для связи О-Н составляет 1,4 .

Таким образом:

а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О более полярна, то-есть характеризуется большей степенью ионности ;

б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по наиболее ионной связи в соответствии со схе-

мой: Э(ОН)2= Э2+ 2 ОН; следовательно, все рассматриваемые соединения будут диссоциировать по типу оснований.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

72. Вычислить разность электроотрицательностей

для связей K-Cl, Ca-Cl, Fe-Cl, Ge-Cl. Какая из связей характеризуется наибольшей степенью ионности?

73. Объяснить с позиций метода валентных связей

способность оксидов NO и NO2образовывать димерные молекулы.

74. Для атома углерода значения последовательных

потенциалов ионизации составляют в вольтах:

=11,3 ,

=24,4 ,

=47,9 ,

=64,

=392.

75. Объяснить: а) ход изменения потенциалов иони-

зации; б) чем вызван резкий скачок при переходе от

76. Значения первых потенциалов ионизации элемен-

As OH( )

тов I группы периодической системы элементов соответственно равны : Li=5,4, Cs=3,9 , Cu=7,7 , Ag=9,2. Указать: а) у элементов какой подгруппы I группы металлические свойства выражены более резко; б) чем объяснить различный ход изменения значений потенциалов ионизации в подгруппах?

77. Как изменится с ростом порядкового номера зна-

чение первого потенциала ионизации у элементов второго периода? Чем объяснить, что первый потенциал ионизации атома Be больше, чем у атомов Li и В?

78. Указать тип химической связи в молекулах

, HCl, привести схему перекрывания электронных обла-

ков.

79. Вычислить разность относительных электроотри-

цательностей атомов для связей Н-О и О-Г (где Г - это Cl, Br, I) в соединениях НОГ и определить: а) какая из связей

характеризуется большей степенью ионности; б) каков характер диссоциации молекул в водном растворе.

80. Вычислить разность относительных электроотри-

цательностей атомов для связей Н-О и О-As. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится

81. Как изменяется прочность связи в ряду: HF - HCl

- HBr - HI? Назовите причины этих изменений.

9. ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ. ГЕОМЕТРИЧЕСКАЯ

СТРУКТУРА МОЛЕКУЛ

При образовании полярной ковалентной связи смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже - вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный положительный заряд, а второй, такой же по абсолютной величине, избыточный отрицательный заряд. Подобную систему из двух равных по величине и противоположных по

знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии

19

30

19

11

19

11

30

4 10

11

Н О

SiH

SiF

друг от друга, называют электрическим диполем.

Напряженность поля, создаваемая диполем, пропорциональна дипольному моменту молекулы, представляющему собой произведение абсолютного значения заряда электрона q(1,60 ×

Кл) на расстояние l между центрами положительного и

отрицательного зарядов в диполе: = q1

Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D).

1 D = 3,33 × 10

Кл · м .

ПРИМЕР 1. Длина диполя НСl равна 0,22 × 108см. Вы- числить дипольный момент молекулы.

Решение. q = 1,60 × 10

Кл. l= 2,2 × 10

м;

 = q × l = 1,60 × 10

= 3,52 × 10

× 2,2 × 10

/ 3,33 × 10

= 3,52 × 103 Кл·м =

D = 1,06 D.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

82. Дипольный момент молекулы CS2 равен нулю.

Каким типом гибридизации АО углерода описывается образование этой молекулы?

83. Длина диполя молекулы фтороводорода равна

м. Вычислить ее дипольный момент в Дебаях и в ку-

лон-метрах.

84. Дипольные моменты молекул

рав-

ны соответственно 1,84 и 0,94 Дебай. Вычислить длины диполей. В какой молекуле связь более полярна? Указать направления дипольных моментов связей в этих молекулах.

85. Указать тип гибридизации атомных орбиталей

кремния в молекулах

. Полярны ли эти моле-

кулы?

10. ИОННАЯ СВЯЗЬ. ПОЛЯРИЗАЦИЯ ИОНОВ

Ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью. Поэтому у ионных соединений проявляется склонность к ассоциации. Все ионные соединения в твердом состоянии образуют твердые кристаллические решетки, в которых каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи иона равноценны.

Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной орбитали под действием электрического поля соседнего иона, при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной орбитали приводит к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь.

Поляризуемость ионов - способность деформироваться под действием внешнего электрического поля. При одинаковом абсолютном значении заряда и равных радиусах ионов поляризуемость анионов больше поляризуемости катионов. Поляризуемость ионов с аналогичным электронным строением возрастает с ростом ионного радиуса (с увеличением числа электронных слоев). При одном и том же заряде и одинаковом радиусе ионов поляризуемость ионов с 18-электронной оболочкой (например

Cu, Cd) выше, чем ионов с благородногазовой электронной

оболочкой (элементы 2 и 3 периодов главных подгрупп).

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

86. При переходе от CsF к CsI температура плавле-

ния кристаллов уменьшается. Объяснить наблюдаемый ход изменения температуры.

87. Какой из перечисленных ионов обладает боль-

шим поляризующим действием: а) Na, б) Ca2, в) Mg2, г) Al3?

88. Исходя из представлений о природе ионной свя-

зи, объяснить, почему при обычных условиях ионные со-

единения существуют в виде ионных кристаллов, а не в ви-

CaCl

7800С

CdCl

5600С

2

де отдельных молекул?

89. Температура плавления

; радиус иона

равен 0,104 нм, иона

0,099 нм. Объяснить различие температур плавления.

11. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента, способен к образованию между двумя молекулами связи через водород, которая называется водородной связью. Наличие водородных связей приводит к заметной полимеризации воды, фтороводорода и многих органических

соединений. Например, фтороводород - полимер (HF)n, где n может доходить до шести.

Энергия водородных связей обычно равна 8 - 40кДж/моль. Наличие водородных связей является причиной аномально высоких температур кипения и плавления некоторых веществ, так как на разрыв водородных связей требуется дополнительная затрата энергии.

В веществах с молекулярной кристаллической решеткой проявляется межмолекулярное взаимодействие, а силы называются силами Ван-дер-Ваальса.

Они слабее сил ковалентной связи, но проявляются на больших расстояниях. В их основе лежит электростатическое взаимодействие молекулярных диполей.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

90. Какова природа сил Ван-дер-Ваальса? Какой вид

взаимодействия между частицами приводит к переходу в конденсированное состояние Ne, N2, HI, Cl2?

91. Температуры кипения трехфтористых азота,

фосфора и мышьяка соответственно равны 144, 178, 336 К. Объяснить наблюдаемую закономерность.

12. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКА-

НИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

12.1. Энергетика химических реакций.

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, а не от способа, которым это состояние достигнуто.

Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (U0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермическая реакция).

Если же внутренняя энергия системы возрастает (U0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермическая реакция).

Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии определяется уравнением:

U = Q - A

Согласно закону сохранения энергии, U зависит от начального и конечного состояния системы, но не зависит от способа осуществления реакции. Если реакция протекает при постоянном объеме (V=0, изохорный процесс), то работа расширения системы (А= Р* V) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды работ (например, электрическая), то U=Q, где Q -тепловой эффект реакции, (т.е. количество поглощенной системой теплоты), протекающей при постоянном объеме. В случае экзотермической реакции Н ˂ 0, а для эндотермической реакции Н ˃ 0.

Для реакций, протекающих при постоянном давлении (изобарный процесс), можно записать уравнение:

Н= U + P* V,

т.е. изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии и совершенной работы расширения. Если при этом ни-

какие другие виды работ не совершаются, то Н = Qр. Для экзо-

термической реакции Н ˂ 0, а для эндотермической реакции Н ˃ 0.

Стандартным состоянием вещества при данной температуре называется его состояние при давлении, равном атмосферному давлению (101,325 кПа = 760 мм рт.ст.). Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартном состоянии, называются стандартными условиями протекания реакции. Отнесенные к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения имеют верхний индекс 0.

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества, размерность кДж/ моль.

Химические реакции, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Например, уравнение:

РbО (к) + СО (г) = Рb (к) + СО2 (г) + 64 кДж

Закон Гесса для термохимических расчетов: Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

ПРИМЕР 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (Но= - 393,5 кДж/ моль) и термохимическо-

го уравнения: С (графит)+2 N2 O (г) = СО2 (г)+2 N2(г);

Н0= -557,5 кДж (1)

Вычислить теплоту образования N2О (г).

Решение. Обозначив искомую величину через Х, запишем термохимическое уравнение образования N2 О из простых ве-

ществ: N2 (г) + 1/2 О2(г) = N2 O (г); Н

= Х кДж (2)

Запишем также термохимическое уравнение образования СО2(г) из простых веществ:

С( графит) + О2 (г) = СО2 (г) ; Н

= -393,5 кДж (3)

Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1). Для

этого умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из уравнения (3). Имеем:

С(графит) + 2 N2О (г) = СО2 (г) + 2N



= ( - 393,5 - 2Х ) кДж . (4)

(г );

Сравнивая уравнения (1) и (4), находим:

-393,5 - 2Х = - 557,5, откуда Х= 82,0 кДж/ моль.

ПРИМЕР 2. Определить знаки Н, S, G для реакции:

АВ (к) + В2 (г) = АВ3 (к), протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Как будет изменяться значение G с ростом температуры?

Решение. Самопроизвольное протекание реакции указывает на то, что для нее G  0. В результате реакции общее число частиц в системе уменьшается, причем расходуется газ В2, а образуется кристаллическое вещество АВ3; это означает, что система переходит в состояние с более высокой упорядоченностью, т.е. для рассматриваемой реакции S  0 . Таким образом, в уравнении G = Н - Т× S величина G отрицательна, а второй член правой части уравнения (Т × S) положителен. Это возможно только в том случае, если Н  0. С ростом температуры положительное значение члена Т × S в уравнении возрастает, так что величина G будет становиться менее отрицательной.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

92. Сожжены с образованием воды (газ) равные объ-

емы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз?

93. Объяснить, почему процессы растворения ве-

ществ в воде могут самопроизвольно протекать не только с экзотермическим, но и с эндотермическим эффектом?

94. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось

3,77 кДж. Рассчитать теплоту образования сульфида железа. При решении задач следует пользоваться справочными данными (табл. приложения[5]).

<<< < Предыдущая 1 23 / 93 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]