Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая и неорганическая химия. Учебно-методическое пособие.pdf
31
Контрольные задания
Задание 21. Постройте график зависимости значений атомной
массы от порядкового номера элементов первого, второго и третьего
периодов. Обоснуйте, почему атомная масса не является
периодическим свойством элементов. Перечислите свойства
элементов, которые носят периодический характер.
Задание 22. Приведите валентные электронные конфигурации
атомов ванадия и мышьяка. Сравните значения первой энергии
ионизации атомов ванадия и мышьяка. Сделайте вывод, какому из
этих элементов присущи металлические признаки в большей степени.
Задание 23. Почему марганец и бром помещают в одну группу,
но разные подгруппы периодической системы? В чем сходство и
различие в химии этих элементов? Какие степени окисления наиболее
устойчивы для: а) брома, б) марганца? Приведите формулы оксидов
этих элементов в высших степенях окисления.
Задание 24. Объясните особенности строения VIII группы
периодической системы. Обоснуйте положение кобальта и никеля в
этой группе, а также близость свойств элементов триады железа. В
обоснование ответа приведите валентные электроннные
конфигурации атомов, значения Е
и примеры соединений в
и
устойчивых степенях окисления.
Задание 25. С какими элементами образует бинарные
соединения водород в степени окисления –1? Приведите ряд гидридов
элементов 2-го и 3-го периодов.
Задание 26. Значения первой энергии ионизации атомов натрия
и магния равны соответственно 495,8 и 737,7 кДж/моль, а значения
второй энергии ионизации – 4565 и 1451 кДж/моль. Как можно
объяснить резкое увеличение второй энергии ионизации атома натрия
по сравнению с атомом магния? В обоснование ответа приведите
электронные конфигурации этих атомов.
Задание 27. Приведите валентные электронные конфигурации
атомов семейства d-элементов 4-го периода. Какие свойства
32
(металлов или неметаллов) проявляют простые вещества этих
элементов? В обоснование ответа рассмотрите закономерности
изменения первой энергии ионизации атомов в ряду К – Zn.
Задание 28. На примере II группы покажите, на какие
подгруппы и по какому принципу подразделяют элементы группы?
Приведите валентные электронные конфигурации атомов. На примере
элементов подгруппы кальция покажите вертикальное сходство в
химии этих элементов. Приведите формулы их оксидов и
гидроксидов. Как изменяются кислотно-основные свойства
соединений этих элементов в подгруппе?
Задание 29. Рассмотрите тенденции изменения: атомного
радиуса, энергии ионизации и сродства к электрону элементов 3-го
периода. Как изменяются свойства простых веществ этих элементов в
периоде с увеличением порядкового номера? Приведите наиболее
характерные степени окисления для элементов начала и конца
периода.
Задание 30. Дайте определение энергии сродства к электрону
атома. Какова общая тенденция изменения сродства к электрону
атомов: по периоду, в группах периодической системы? Почему
сродство к электрону атомов гелия, азота, неона, магния близко к
нулю? В обоснование ответа приведите валентные электронные
конфигурации атомов этих элементов.
Задание 31. Возможно ли существование отрицательно
заряженных ионов Э
–
в невозбужденном состоянии следующих
элементов: водорода; щелочных металлов; бериллия? Ответ
обоснуйте.
Задание 32. Приведите валентные электронные конфигурации
атомов элементов V группы. На какие подгруппы можно поделить эту
группу? Рассмотрите общие тенденции изменения атомного радиуса и
энергии ионизации в подгруппах. У какого элемента подгруппы
мышьяка сильнее выражены металлические свойства?
Задание 33. Постройте графики зависимости изменения первой
энергии ионизации и радиуса атомов р-элементов III группы от заряда
33
ядра. Как можно объяснить немонотонный характер этих
B Al
Ga
In
Tl
r
орб,
нм
0,078
0,126
0,126
0,138
0,132
Е
и
, эВ
8,298
5,98
6,09
5,78
6,11
зависимостей?
Являются ли эти элементы полными электронными аналогами?
Задание 34. Большинство элементов в периодической системе
занимают места в порядке возрастания их атомной массы. Однако
есть элементы, которые нарушают этот порядок. К ним относятся
аргон и калий (порядковые номера 18 и 19), кобальт и никель (27 и 28),
теллур и иод (52 и 53), протактиний и торий (90 и 91). Как можно
объяснить этот факт? Какова современная формулировка
периодического закона?
Задание 35. Почему водород часто помещают как в I, так и в VII
группу периодической системы? Приведите электронную
конфигурацию атома водорода и возможные степени окисления.
Приведите ряд соединений водорода с элементами второго периода и
укажите степени окисления элементов.
Задание 36. Рассмотрите зависимость изменения первой
энергии ионизации от заряда ядра в ряду d-элементов 4-го периода
(рис. 2.2). Отрыву какого электрона (3d- или 4s-подуровня) отвечают
данные значения E
? Объясните характер изменения энергии
и
ионизации в этом ряду элементов.
Задание 37. Дайте определение относительной электро-
отрицательности. Пользуясь шкалой электроотрицательностей
Полинга, составьте формулы нитридов элементов 2-го и 3-го
периодов. Какую степень окисления можно приписать азоту в NCl
3
если ЭО (N) = 3,07, а ЭО (С1) ≈2,9?
Задание 38. Приведите валентные электронные конфигурации
элементов подгруппы меди. К каким элементам (s-, р- или d-) они
относятся? Являются ли эти элементы полными электронными
аналогами? Объясните изменение энергии ионизации в ряду Cu–Ag–Au.
,
34
Задание 39. На какие подгруппы подразделяют элементы VIII
Ti
Zr
Hf
Ки
r
,нм
0,146
0,160
0,159
0,160
r
Э4+ , нм
0,064
0,082
0,082
0,078
Е
и
, эВ
6,28
6,84
7,50
—
группы? Приведите валентные электронные конфигурации элементов
главной подгруппы. Почему гелий относят к данной подгруппе? На
основании закономерностей изменения энергии ионизации в периоде
и энергии сродства к электрону объясните свойства инертных газов.
Задание 40. Постройте графики зависимости радиусов и
энергии ионизации атомов от заряда ядра для d-элементов IV группы.
Чем объясняется близость атомных радиусов и значений энергий
ионизации циркония и гафния и как это отражается на свойствах этих
элементов?
мет
ион
35
Тема 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Основные понятия по теме «Химическая связь»
Акцептор электронных пар – частица, принимающая
неподеленные электронные пары других частиц ( донора ).
Атомная орбиталь (АО) – пространство вокруг ядра атома, в
котором наиболее вероятно пребывание электрона.
Валентность – способность атомов элементов к образованию
химических связей.
Валентные орбитали – орбитали, участвующие в образовании
химической связи.
Валентные электроны – электроны, участвующие в
образовании химической связи. У s- и p-элементов валентными
являются электроны внешнего энергетического уровня, у d-элементов
– электроны предвнешнего d-подуровня и внешнего s-подуровня.
Валентный угол – угол в молекуле между воображаемыми
осями, соединяющими центральный атом с двумя химически
связанными соседними атомами.
Гетероядерные молекулы – молекулы, состоящие из атомов
разных элементов (NO, СО
).
2
Гидрид-ион – отрицательно заряженный ион водорода Н
(простейший донор электронной пары: Н–).
–
Гомоядерные молекулы – молекулы, состоящие из атомов
одного элемента (H
2
, О
, N2).
2
Двухкратная связь – связь, осуществляемая за счет двух
электронных пар. Одна пара электронов образует связь σ -типа, другая
– π-типа. Обозначается двумя чертами (А=В).
Диамагнитное вещество – вещество со спаренными
электронами. В магнитное поле не втягивается.
Диполь – система (например, полярная молекула), состоящая из
двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (q
+
и
q-), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга.
36
Длина связи (межъядерное расстояние) – расстояние между
H
H:C:H
H
ядрами атомов, образовавших химическую связь.
Донорно-акцепторная связь – разновидность ковалентной связи,
образованной по донорно-акцепторному механизму.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной
связи – образование химической связи за счет обобществления
неподеленной электронной пары одной частицы (донора) и свободной
орбитали другой частицы (акцептора).
Донор электронной пары – частица, предоставляющая
неподеленную электронную пару другой частице (акцептору) с
образованием двухцентровой двухэлектронной химической связи.
Ковалентная связь – тип химической связи, характеризующийся
повышенной электронной плотностью в пространстве между
химически связанными атомами в молекуле. Повышение электронной
плотности объясняется образованием общей электронной пары,
принадлежащей одновременно обоим атомам:
(H-H), (
).
Координационное число – число лигандов, координирующихся
вокруг центрального атома в молекуле, комплексе, кристалле.
Лиганды (от лат. ligo – связываю) – частицы (атомы, молекулы,
ионы), непосредственно связанные с центральным атомом в
химических соединениях (молекулах, комплексах, кристаллах).
Межъядерное расстояние – см. длина связи.
Молекула – микрочастица, образованная из атомов и способная
к самостоятельному существованию.
Молекулярная орбиталь (МО) – пространство в молекуле, в
котором вероятно пребывание электрона.
Направленность ковалентной связи – свойство ковалентной
связи, определяющее пространственную конфигурацию молекулы.
37
Насыщаемость ковалентной связи – ограничение числа
возможных ковалентных связей атома. Вследствие насыщаемости
связи молекула химического соединения имеет определенный состав.
Неполярная ковалентная связь – разновидность ковалентной
связи, в которой обобществленное электронное облако симметрично
относительно ядер связанных атомов.
Неполярная молекула – молекула, у которой электрический
момент диполя равен нулю. Таковыми могут быть двухатомные
молекулы с неполярными ковалентными связями (H
, O
2
2, N2
) или
симметрично построенные многоатомные молекулы с полярными
, СО
ковалентными связями (СН
).
4
2
Несвязывающая (неподеленная) электронная пара –
двухэлектронное облако центрального атома молекулы, не
вовлеченное в образование химической связи. Например, в молекуле
аммиака атом азота имеет одну неподеленную пару:
H:N:H
H
Обменный механизм образования ковалентной связи –
образование химической связи за счет перекрывания
одноэлектронных облаков двух атомов.
Орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее
вероятно пребывание электрона.
Парамагнитное вещество – вещество, у которого имеются
непарные электроны. Втягивается в магнитное поле.
Пи (
π
)-связь – ковалентная связь, в которой электронная
плотность сосредоточена выше и ниже линии расположения атомов.
Поляризация химической связи – смещение электронной
плотности при воздействии на молекулу внешнего электрического
поля.
Поляризуемость – способность молекулы (и отдельных связей)
поляризоваться (становиться более полярной) при внешнем
воздействии.
38
Полярная ковалентная связь – разновидность ковалентной
связи, в которой обобществленная электронная плотность смещена к
атому с большей электроотрицательностью.
Полярная молекула – молекула, имеющая электрический момент
диполя. Полярная молекула является диполем (NH
,, H2O).
3
Полярность связи – мера относительной способности двух
атомов, связанных химической связью, притягивать обобществляемые
электроны.
Порядок связи – полуразность числа связывающих и
разрыхляющих электронов в молекуле.
Правило Хунда – правило распределения электронов по
атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому правилу
суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть
максимальным.
Принцип наименьшей энергии – принцип распределения
электронов по атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому
принципу электроны заполняют атомные орбитали в порядке
увеличения их энергии.
Принцип Паули – принцип распределения электронов по
атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому принципу в
атоме не может быть двух электронов, характеризуемых одинаковым
набором всех четырех квантовых чисел.
Пространственная конфигурация молекулы – трехмерное
изображение молекулы.
Протон (Н
+
) – положительно заряженный ион водорода,
представляющий собой элементарную частицу. Простейший акцептор
электронной пары.
Разрыхляющая молекулярная орбиталь – молекулярная
орбиталь, в которой электронная плотность концентрируется за
ядрами связанных атомов. Энергия разрыхляющей молекулярной
орбитали выше, чем энергия образующих молекулу атомных
орбиталей.
Связывающая молекулярная орбиталь – молекулярная орбиталь,
в которой электронная плотность сосредоточена в межъядерной
39
области. Энергия связывающей молекулярной орбитали ниже, чем
H
H: C :H
H
энергия орбиталей исходных атомов, составляющих молекулу.
Связывающая электронная пара – двухэлектронное облако,
сконцентрированное между двумя ядрами и тем самым
осуществляющее химическую связь. Таких связывающих
электронных пар в молекуле может быть одна (Н:H)
или несколько
Сигма (
σ
)-связь – ковалентная связь, в которой электронная
плотность сосредоточена вдоль межъядерной оси молекулы.
Структурная формула – двумерное графическое представление
молекулы с помощью символов элементов, соединенных черточками
(валентными штрихами). Указывает на состав молекулы и
последовательность расположения атомов в молекуле.
Химическая связь – электростатическое взаимодействие ядер и
электронов, приводящее к определенному распределению
электронной плотности в химическом соединении. В зависимости от
характера распределения электронной плотности в соединении
различают три основных типа химической связи: ковалентную,
ионную и металлическую.
Химическое соединение – индивидуальное вещество, в котором
атомы одного или нескольких элементов связаны между собой
химической связью.
µ
Электрический момент диполя (
) – мера разделения
положительных и отрицательных зарядов в полярной молекуле;
оценивается произведением величины заряда q на расстояние между
µ
центрами зарядов l:
= q l.
Электроотрицательность (ЭО) – свойство атома притягивать
связующее электронное облако.
Энергия диссоциации молекулы Е
– энергия, необходимая для
дис
разъединения атомов молекулы и удаления их на расстояния, на
которых они уже не испытывают силы притяжения друг к другу. Для
двухатомной молекулы Е
равна энергии связи Есв.
дис
40
Энергия ионизации атома Е
++
BA
HH
f
– энергия, необходимая для отрыва
и
электрона от невозбужденного атома.
Энергия ионизации молекулы Е
– энергия, необходимая для
и
отрыва электрона от молекулы.
Энергия химической связи Е
атомами. Для двухатомной молекулы Е
Е
молекулы на атомы. Для многоатомной молекулы с n связями
дис
энергия связи равна n-й части энергии диссоциации Е
– энергия разрыва связи между
св.
равна энергии диссоциации
св
= Е
дис
/ n.
св
Природа химической связи
Химическая связь в соединениях осуществляется за счет
электростатического взаимодействия ядер и электронов атомов. Так, в
молекулярном ионе водорода Н
+
, состоящем из двух ядер (протонов)
2
и одного электрона, действуют силы притяжения и силы
отталкивания.
На каждое положительно заряженное ядро со стороны другого
ядра действует сила отталкивания (рис. 3.1а), а со стороны
отрицательно заряженного электрона ē – сила притяжения (рис. 3.1б, в).
Рис. 3.1. Силы взаимодействия между ядрами и электроном в
молекулярном ионе Н
Силы межъядерного отталкивания
+
.
2
направлены вдоль
оси расположения ядер; они стремятся развести ядра (рис. 3.1а).
Очевидно, молекула образуется в том случае, если взаимное
отталкивание ядер Н
+
А
и Н
+
компенсируется притяжением электрона
В
к ядрам. Возможность этого состояния зависит от местоположения