Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Сборник задач по химии. Учебное пособие
.pdf
(s + p + p + p)-орбитали четыре sp-орбитали
Рис. 12. sp3-Гибридизация валентных орбиталей
Рис. 13. Образование химических связей
в тетраэдрической молекуле метана
Гибридизацией орбиталей объясняется и то, что валентные
углы связей у молекул аммиака и воды меньше тетраэдрического
(рис. 14).
Рис. 14. Образование химических связей в молекуле аммиака и воды
61
Как и в случае образования метана, при образовании моле-
Вещество
(элементы)
Тип
гибридизации
Валентный
угол,
о
Геометрия
молекул
IIA + VIIA
sp-
180
Линейная
IIIA + VIIA
sp2-
120
Треугольная
IVA + VIIA
sp3-
109
Тетраэдрическая
VA + VIIA
sp3-
107
Пирамидальная
VIA + VIIA
sp3-
104
Угловая
кул воды и аммиака происходит sp3-гибридизация валентных орбиталей атомов кислорода и азота. Но у атомов углерода все четыре sp-орбитали заняты связывающими электронными парами (см. рис. 13), тогда как у атома азота одна sp-орбиталь из
четырех занята несвязывающей электронной парой, а у атома
кислорода ими заняты две sp-орбитали (см. рис. 14).
Таким образом, на изменении угла от тетраэдрического
(109,3о) сказывается отталкивающее действие неподеленных
(несвязывающих) электронных пар, занимающих sp-гибридные
орбитали: у атома азота их одна (угол 107,3о), у атома кислорода
две (угол 104,5о).
Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.
На геометрическую структуру оказывают влияние не только электроны, участвующие в образовании химической связи, но
и неподеленные электронные пары. Группы периодической системы содержат элементы, свойства которых подобны, поэтому
по нахождению элементов в периодической системе и типу гибридизации можно определить геометрию молекул (табл. 5).
Таблица 5
Тип гибридизации и геометрия молекул
углерода широко используется в органической химии. Углерод
выделяется среди всех элементов тем, что его атомы могут связываться друг с другом в длинные цепи. Именно это свойство позволяет углероду образовывать миллионы соединений.
Представление о гибридизации валентных орбиталей атома
62
Контрольные задания
1. Определите геометрическую структуру молекул: BaI2;
CCl4; PH3; СaF2; GeI4; PCl3; MgBr2; SiCl4; AsH3; BeCl2; H2S; NH3;
CaF2; SbH3; H2Se. Укажите тип гибридизации.
2. Укажите молекулы, имеющие линейную форму: NH3;
BaI2; H2O2; C2H2; AsH3; CaI2; H2O; Ag2C2; SiH3; BaBr2; H2S; N2H2;
CaF2; H2Se2; Cu2C2; NH3; CaBr2; C2H2.
3. Геометрия каких из соединений является плоской треугольной: BCl3; SO3; NH3; SO2; AlCl3; PH3; SbH3; AsCl3; GaBr3;
InCl3; PCl3; AsI3; PBr3?
4. Какие из перечисленных соединений имеют тетраэдри-
+
ческую форму: SF4; NH
4
; SO
-2
; SiH4?
4
5. Какие типы гибридизации атомных орбиталей углерода
соответствуют образованию молекул СН4; С2Н6; С2Н4; С2Н2?
6. Какую геометрическую форму будут иметь молекулы
двух фторидов – бора и азота (BF3 и NF3 соответственно)?
7. Определите тип гибридизации атома сурьмы и геомет-
рическую форму аниона SbF
-
.
6
8. Определите тип гибридизации для каждого атома угле-
рода в молекуле бутена-1 (СН2=СН–СН2 –СН3).
9. Укажите пару веществ, которые имеют пирамидальное
строение: СО2 и BF3; NH3 и H3O+; NH3 и BF3; H3O+ и СО2.
10. Хлорид алюминия AlCl3 в реакции с хлорид-ионом Cl
образует анион AlCl
-
. Определите вид гибридизации орбиталей
4
алюминия в обоих частицах и геометрическую форму обоих частиц на основании теории гибридизации.
11. Определите тип гибридизации и геометрическую форму
комплексных ионов: [Hg(CN)
2-
и [Al(OH)6]3- .
4]
12. Почему валентный угол в молекулах метана, аммиака и
воды разный, несмотря на одинаковый тип гибридизации центрального атома?
13. Определите валентные углы в молекулах следующих
веществ: BaI2; CCl4; NH
+
; PH3; H2O2; Cu2C2; H2Se2.
4
14. Какие типы гибридизации атомных орбиталей ксенона
соответствуют образованию молекул: XeF2; XeF4; XeF6?
-
63
3.3. Полярность молекул. Электроотрицательность
Полярность молекул зависит от полярности отдельных связей и от их расположения в молекуле (т. е. от строения молекул).
Молекулы простых веществ (H2, N2, F2 и др.), образованные неполярными ковалентными связями, неполярные. Молекулы
сложных веществ могут быть и неполярными, и полярными. В
неполярных молекулах «центр тяжести» электронного облака
совпадает с «центром тяжести» положительного заряда ядер
(CO2, CH4, C6H6). В полярных молекулах «центры тяжести» электронного облака и положительного заряда не совпадают в одной
точке, а находятся на некотором расстоянии (H2O, SO2, NH3). Заряды атомов в молекуле (q) называются эффективными зарядами.
Полярные молекулы можно рассматривать как электрические
диполи, в которых заряды, разные по знаку, но одинаковые по
величине, располагаются на определенном расстоянии (l) друг от
друга.
Мерой полярности молекул является электрический мо-
мент диполя (μ), который определяется произведением:
μ = q ∙ l,
где q – эффективный заряд; l – длина диполя.
Электрический момент диполя выражают в кулон-метрах
(Кл∙м). Электрический момент диполя – векторная величина.
Направление его условно принимают от положительного к отрицательному заряду – в сторону смещения связующего электронного облака.
Электрические моменты диполей экспериментально определены для различных связей и большого числа веществ (они
имеют значения от 0 до 36,6 ∙10
-30
Кл∙м). Электрический момент
диполя определяется числом полярных связей и их направленностью. Он равен векторной сумме моментов диполей отдельных
связей. Например, электрический момент диполя связи C = O равен 9∙10
-30
Кл∙м, а молекулы CO2 равен нулю. Это объясняется
тем, что в линейной молекуле CO2 векторы связей радиально
направлены от центра, а потому результирующий момент μ равен
нулю. В молекуле H2O связи расположены под углом 104,5о, и
64
векторная сумма электрического момента диполя двух связей вы-
Период
Группа
I
II
III
IV V VI
VII
1
H
2,1
2
Li
0,98
Be
1,47 B 2,01 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,10
3
Na
1,01
Mg
1,23
Al
1,47
Si
1,74 P 2,10 S 2,60
Cl
2,83
4
K
0,91
Ca
1,04
Ga
1,82
Ge
2,02
As
2,20
Se
2,48
Br
2,74
5
Rb
0,89
Sr
0,99
In
1,49
Sn
1,72
Sb
1,82
Te
2,01 I 2,21
6
Cs
0,86
Ba
0,97
Tl
1,44
Pb
1,55
Bi
1,67
Po
1,76
At
1,90
7
Fr
0,86
Ra
0,97
ражается диагональю параллелограмма (сложение векторов производится по правилу параллелограмма сил). Для воды
μ = 6,1∙10
-30
Кл∙м.
Способность атомов химического элемента притягивать к
себе общие электронные пары называется электроотрицательностью. Электроотрицательность элемента определяется суммой
его энергии ионизации и сродства к электрону. Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с
ней электроотрицательности других элементов и получают относительные электроотрицательности элементов (табл. 6).
Таблица 6
Относительные электроотрицательности
элементов главных подгрупп
Чем больше относительная электроотрицательность атома
(х), тем сильнее притягивает он общую пару электронов. Когда
между двумя атомами разных элементов образуется ковалентная
связь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому. Электроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону. Самым электроотрицательным элементом в периодической системе является фтор. У инертных элементов электроотрицательность отсутствует.
65
Контрольные задания
1. У каких соединений: H – F; H – Cl; H – I связь наиболее
полярная? К какому из атомов смещается общая пара электронов?
2. У каких соединений: C = O; Sn = O; Pb = O; Ge = O связь
наиболее полярная? К какому из атомов смещается общая пара
электронов?
3. У каких соединений: Be = S; Ca = S; Ba = S; Mg = S связь
наиболее полярная? К какому из атомов смещается общая пара
электронов?
4. У каких соединений: Mg = O; Ca = O; Sr = O; Ba = O
связь наиболее полярная? К какому из атомов смещается общая
пара электронов?
5. У каких соединений: Na – F; Na – Cl; Na – Br; Na – I связь
наиболее полярная? К какому из атомов смещается общая пара
электронов?
6. Какой из указанных элементов имеет наибольшую электроотрицательность: O; N; P; Cl; C; H; S?
7. У какой из молекул дипольный момент равен нулю: H2O;
NO2; CO2; CCl4; H2S; NO2; CO; CH4; H2O2; SO3; NaF; AlCl3; SnO2;
CaCl2; SO; NH3; CaO; Cl2?
8. Укажите молекулу, у которой дипольный момент не равен нулю: CO2; CS2; H2S; H2O; CS2; H2; BCl3; PH3; MgCl2; CaBr2;
H2Se; I2; AlBr3; CBr4; AsH3.
9. Вычислите разность относительных электроотрицательностей атомов для связей H – O и O – As. Какая связь наиболее
полярная?
10. Электрический момент диполя молекулы аммиака равен
4,93∙10
-30
Кл∙м. Вычислите длину диполя. Можно ли предполо-
жить, что молекула имеет форму равностороннего треугольника?
11. Длина диполя молекулы HCl равна 2,2∙10-9 см. Вычис-
лите электрический момент диполя молекулы.
12. Электрические моменты диполей молекул H2O и H2S со-
ответственно равны 6,13∙10
-30
и 3,13∙10
-30
Кл∙м. Вычислите длины
диполей. В какой молекуле связь более полярная? Укажите
направления электрических моментов диполей в этих молекулах.
66
3.4. Ионная связь. Степень окисления
Возникновение ионной связи рассмотрим на примере образования хлорида натрия NaCl. Атомы натрия и хлора резко отличаются по относительной электроотрицательности. Как видно из
электронных формул 11Na 1s22s22p63s1 и 17Cl 1s22s22p63s23p5, это
атомы с незавершенными внешними электронными уровнями,
имеющие по одному неспаренному электрону (у атома натрия это
3s-электрон, а у атома хлора это 3p-электрон). Для завершения
внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем
присоединить семь, атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химических реакциях атом натрия
отдает один электрон, а атом хлора принимает его, то есть общая
электронная пара полностью смещается к атому хлора, обладающей большей электроотрицательностью. Схематически это записывается так:
Na – e - → Na +
Cl + e - → Cl -.
Заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов, называются
ионами. Процесс отдачи электронов называется окислением.
Процесс присоединения электронов называется восстановлением.
Электронная оболочка атома Na превращается в устойчивую
оболочку атома инертного газа гелия 10Ne 1s22s22p6 (это натрийион), а оболочка атома Cl – в оболочку инертного элемента аргона
Ar 1s22s22p63s23p6 (это хлорид-ион). Между ионами натрия Na + и
18
хлора Cl – возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение NaCl (рис. 15).
Na + Cl Na+ Cl-
Рис.15. Образование ионной связи
67
Химическая связь между ионами, осуществляемая электро-
)Cl(x
)Hx(
)Cl(x
)(Nax
статическим притяжением, называется ионной связью. Соединения, которые образуются путем притяжения ионов, называются
ионными. Ионные соединения образуют атомы элементов, резко
отличающиеся по электроотрицательности, например, атомы
элементов главных подгрупп I и II групп с элементами главных
подгрупп VI и VII групп (хлорид натрия NaCl, фторид калия KF,
йодид кальция CaI2, бромид магния MgBr2). Ионную связь можно
рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи.
Ионная связь в отличие от ковалентной связи характеризуется
ненаправленностью в пространстве, которая определяется тем,
что каждый ион, представляющий собой как бы заряженный шар,
может притягивать ион противоположного знака по любому
направлению.
Предсказать полярность связи можно на основании значений относительной электроотрицательности атомов элементов.
Чем больше разность относительных электроотрицательностей
связанных атомов (Δx), тем сильнее выражена полярность.
Итак, химическая связь между атомами ионная при Δx≥ ≈ 2;
при Δx= 0 – это связь неполярная ковалентная; в промежуточных случаях – полярная ковалентная.
Ковалентная неполярная связь (∆x= 0):
.
Ковалентная полярная связь (∆x ≠ 0):
∆x=
Ионная связь (Δx≥ ≈ 2):
∆ x =
В настоящее время для характеристики состояния атома в соединении используют формальное понятие «степень окисления».
–
–
= 2,83 – 2,1 = 0,73.
= 2,83 – 1,01 = 1,73.
68
Степень окисления – это условный заряд атома в молеку-
8
0
4
0
2
0
2
0
2
0
S ,P ,N ,H ,Cl
ле, который бы возник на атоме, если общие электронные пары
полностью сместились к более электроотрицательному атому
(т. е. атомы превратились бы в ионы).
Для определения степени окисления каждого элемента в
соединении нужно помнить следующее.
1. Степень окисления одноатомного иона равна его заряду.
2. Степень окисления водорода во всех соединениях, за исключением гидридов металлов, равна +1. В гидридах металлов
его степень окисления равна -1. Степень окисления фтора во всех
его соединениях равна -1. Щелочные металлы во всех соединениях имеют степень окисления +1, а у элементов главной подгруппы второй группы степень окисления равна +2.
3. Степень окисления кислорода в большинстве соединений равна –2. В соединении с фтором кислород имеет степень
окисления +2. В соединениях типа H2O2, Na2O2 степень окисления кислорода равна –1.
4. Степень окисления атомов в простых веществах равна
нулю:
.
5. Зная степень окисления одних элементов, можно определить степень окисления других элементов в данном соединении.
Для этого нужно помнить, что алгебраическая сумма степеней
окисления всех элементов в соединении (с учетом числа атомов)
всегда равна нулю.
6. Степень окисления может выражаться не только целым,
но и дробным числом. Например, степень окисления кислорода в
КО2 равна -1/2, а в КО3 -1/3.
7. Многие элементы проявляют переменную степень окисления.
8. Высшая степень окисления элемента обычно равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе элементов.
9. В соединениях неметаллов с водородом их степень окисления изменяется от -4 (у элементов IV группы) до -1 (у элементов VII группы). Это определяется числом электронов, которые
атом неметалла оттягивает от атомов водорода.
69
Контрольные задания
1. Напишите электронные формулы молекул F2; NaBr; NH3.
2. Определите характер связи в молекулах: CS2; OF2; CO2.
Укажите направление смещения общей электронной пары.
3. Напишите электронные схемы образования следующих
соединений: Na2S; MgCl2; CuO; Al2O3.
4. Определите тип химической связи в молекулах: N2; N2O5;
Ca3N2; O2; SO2; Na2S; Cl2; BCl3; NaCl; N2; NH3; AlBr3; Na2O; F2.
5. Какую валентность и степень окисления имеет азот в
следующих соединениях: N2; N2H4; NH3; HNO3?
6. Какую валентность и степень окисления имеет марганец в
следующих соединениях: MnO; Mn2O3; Mn3O4; K2MnO4; KMnO4?
7. Какую валентность и степень окисления имеет фосфор в
следующих соединениях: P2O3; Н3РO4; НРO3; РН3?
8. Какую валентность и степень окисления имеет хлор в
следующих соединениях: Cl2; HCI; НСlO2; НСlO3; НСlO4?
9. Какую валентность и степень окисления имеет сера в
следующих соединениях: S; H2S; H2SO3; H2SO4?
10. Определите степень окисления каждого элемента в соединениях: AsH3; Fe2O3; Ca3P2; P2O3; N2O5; CaH2; FeO; Ca3(PO4)2;
P2O5; Cu2O; H2O2; HNO3; SO3; F2O; CS2; PH3; CaBr2; H2Se; I2; C2H2.
11. В каком ряду все вещества образованы ионной связью:
а) Na2O, KOH, NH4Cl; б) HNO3, FeO, SO2; в) CaCO3, MgCl2, FeSO4?
12. Укажите пары элементов, между которыми образуется
ионная связь: калий и кислород; водород и фосфор; алюминий и
фтор; водород и азот.
13. Составьте электронных схемы образования ионов: кальция и кислорода; алюминия и азота; бария и фтора,
14. Составьте структурные формулы и укажите какие типы
связей присутствуют в молекулах следующих веществ: (NH4)3PO4;
HClO4; Ca(NO3)2; Al2(SO4)3.
15. Укажите молекулу, в которой присутствует и ковалентная, и ионная связи: AlN; NH4NO3; CaH2; BaCl2.
16. 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.
70
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]