1.7. Задачи для самостоятельного решения

1. Среди приведенных ниже конфигураций указать возможные и невозможные: а) 3s²; б) 2s³; в) 2d⁵; г) 5d²; д) 3f¹²; е) 6f³; ж) 1р³; з) 3р²; и) 4р⁴; к) 4d⁴; л) 3f⁶.

Для невозможных конфигураций указать, почему они нереальны.

2. Написать электронные формулы следующих элементов: K, Cr, As, Na, Mn, Fe, Sm, Pu. По электронным конфигурациям подуровней выявить, какие из них достраиваются. Указать, к какому электронному семейству принадлежит каждый из перечисленных выше элементов. Ориентируясь на чисо электронов во внешнм слое, указать каким характером (металлическим или неметаллическим) обладают элементы.

3. Внешний электронный уровень атома некоторого элемента содержит конфигурацию 6р³. Написать полную электронную формулу элемента, подсчитать его порядковый номер, назвать элемент.

4. На примере ванадия показать применимость правила Гунда.

5. Сколько вакантных р-орбиталей содержится в электронной оболочке атома алюминия? Дать схему электронной структуры р-подуровня.

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

7. Внешние и предпоследние энергетические уровни атомов имеют вид:

а) 3d²4S²;

б) 4d¹⁰5S¹;

в) 5S²5p⁶

Укажите p– и d– элементы.

8. Чем объяснить способность S проявлять степени окисления 2, 4, 6? Привести схему электронной структуры атома S в нормальном и возбужденном состоянии.

9. Назовите элементы, положительные ионы которых имеют следующие электронные конфигурации: а)1s⁰ (Э²⁺); б) 1s²2s⁰ (Э²⁺); в) 1s²2s⁰2p⁰ (Э³⁺);

г) 1s²2s²2p⁰ (Э²⁺); д) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s⁰ (Э⁴⁺).

10. Назовите элементы, отрицательные ионы которых имеют следующие электронные конфигурации: а) 1s²2s²2p⁶ (Э^1-); б) 1s²2s²2p⁶ (Э^2-); в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ (Э^3-); г) [Ar]3d¹⁰4s²4p⁶ (Э^3-).

11. Дать схему структуры электронных оболочек следующих частиц: а) электронейтрального атома Na и иона Na⁺; б) атома Al и иона Al³⁺; атома S и частиц с зарядом S^2-; S⁺⁴; S⁺⁶.

12. Для каждого элемента 3-го периода приведите значение максимальной положительной степени окисления и возможной отрицательной степени окисления.

13. Структура внешних электронных слоев атома: а) 4s²4p³; б) 5d⁵6s²; в) 3d³4s². К каким периодам и группам относятся элементы, атомы которых содержат указанные группировки?

14. По следующим данным установить порядковый номер элемента и назвать его:

Номер периода 5 6 5 4

Характерная электронная конфигурация d⁵f⁶p¹p³

15. Руководствуясь положением элементов в периодической системе, сделайте прогноз относительно последовательности изменения восстановительных свойств ионов: Cl^-, Br^-, I^-.

16. Ограничившись только информацией о положении элементов в периодической системе, расположите элементы в порядке возрастания их значений электроотицательности: Cl, P, Mg, Cs, O.

17. Сделайте оценку относительной полярности химических связей Э-Н в соединениях NH₃, H₂O, HF, где Э = N, O, F.

Тема 2. Химическая связь

Под химической связью понимают различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и ионных веществ.

К основным чертам химической связи можно отнести:

а) снижение общей энергии двух- или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована;

б) перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи.

К основным видам связи относится ионная, ковалентная и металлическая.

В молекулах типичны следующие виды химической связи:

• ковалентная;

• донорно-акцепторная;

• ионная.

При взаимодействии молекул друг с другом возникают химические связи:

• донорно-акцепторная;

• некоторые разновидности ковалентной связи;

• водородная.

В твердом веществе возможны следующие виды химической связи:

• ковалентная (атомные кристаллы);

• ионная;

• металлическая.

Правило октета. В езультате образования химической связи атомы могут приобретать такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые (за исключением гелия) имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию такой устойчивой электронной кофигурации получило название правила октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей.

Энергия и длина связи. Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи Е_св. Она имеет единицу измерения кДж/моль. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в метане определяют путем деления энергии образования молекулы СН₄ из атомов водорода и углерода на четыре (1640 ׃ 4 = 410 кДж/моль). Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы. Например, молекула HF устойчивее молекулы HBr.

Таблица 2.1. Энергия (Е_св) и длины (l_св) некоторых химических связей

Связь	Есв, кДж/моль	lсв, нм		Связь	Есв, кДж/моль	lсв, нм
H-F	536	0,092		H-S	380	0,134
H-Cl	432	0,128		O=O	495	0,121
H-Br	360	0,142		N≡N	940	0,110
H-I	299	0,162		-C≡C-	839	0,120
C-C	348	0,154		C≡O	1040	0,113

Важной характеристикой химической связи является ее длина l_св, равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул (табл. 2.1.). Например, в ряду галогеноводородов от HF до HI длина связи растет, а ее энергия уменьшается.