Контрольные задачи

Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов указанных элементов. Приведите электронную и электронно-графическую формулы элемента. Подчеркните валентные электроны. Укажите положение элемента в Периодической системе (период, группа, подгруппа) и приведите возможные степени окисления элемента в невозбужденном и возбужденном состояниях. Охарактеризуйте его основные химические свойства. Приведите формулы оксидов, гидроксидов, гидридов элемента (при их наличии).

№ вар	Изотопы элемента				№ вар	Изотопы элемента
1	32 16	S	33 16	S	14	78 34	Se	82 34	Se
2	23 11	Na	24 11	Na	15	30 15	P	32 15	P
3	55 25	Mn	54 25	Mn	16	81 35	Br	79 35	Br
4	57 28	Mg	60 28	Mg	17	35 17	Cl	37 17	Cl
5	52 24	Cr	53 24	Cr	18	48 21	Sc	44 21	Sc
6	57 28	Ni	60 28	Ni	19	78 34	Se	82 34	Se
7	55 26	Fe	56 26	Fe	20	47 22	Ti	48 22	Ti
8	68 31	Ga	70 31	Ga	21	27 13	Al	26 13	Al
9	30 14	Si	28 14	Si	22	16 8	O	18 8	O
10	39 19	K	40 19	K	23	50 23	V	52 23	V
11	19 9	F	18 9	F	24	63 29	Cu	64 29	Cu
12	55 25	Mn	56 25	Mn	25	65 30	Zn	66 30	Zn
13	42 20	Ca	40 20	Ca

Тема 4. Химическая связь

При взаимодействии атомов между ними возникает химическая связь (ХС), при­водящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, моле­кулярного иона, кристалла. Причина возникновения химической связи обусловлена тем, что образова­ние молекул сопровождается выигрышем энергии. ХС определяет свойства веществ в конденсированном состоянии.

Различают ковалентную, ионную и металлическую связи. Для описания ХС в настоящее время наибольшее распространение получили упрощенные полуэмпирические методы – метод валентных связей (ВС) и ме­тод молекулярных орбиталей (МО). Связь, образованную общими электронными парами, называют ковалент­ной. Эта связь двухцентровая, двухэлектронная. Основные свойства ковалент­ной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Насыщаемость ковалентной связи объясняется наличием у атома того или иного элемента определенного числа неспаренных электронов. Валентность, определяемую об­щим числом имеющихся в атоме неспаренных электронов или образующихся при его последовательном возбуждении, называют спин-валентностью.

У атомов большинства элементов число валентных электронов может изменяться в зависимости от того, находится атом в нормальном или возбужденном состоянии. Например, атом серы может проявлять переменную валентность (см. тему 3).

В отличие от атома серы у атомов кислорода как элемента второго пе­риода отсутствует d-подуровень, возбужденного состояния нет. Схема распре­деления электронов внешнего уровня атома кислорода:

		3p
3s			


Число неспаренных электронов: 2, валентность: 2.

Направленность ковалентной связи обусловливается тем, что электронные облака атома имеют определенную конфигурацию и расположение в прост­ранстве.

Метод ВС предполагает участие в образовании ковалентных связей не только «чистых» атомных орбиталей, но и «смешанных», так называемых гиб­ридных АО. При гибридизации первоначальная форма и энергии орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Например, при смешивании одной s- и одной р-орбитали про­исходит sp-гибридизация, за счет которой образуются две так называемые q-орбитали, расположенные под углом 180°. При смешивании одной s-орбитали и двух р-орбиталей (sp²‑гибридизация) образуется три гибридных q-орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120°. При sp³-гибридизации четыре q‑орбитали расположены под углом 109°28'(тетраэдр), а при sp³d²-шесть q-орбиталей расположены под углом 90° (октаэдр).

Поляризуемость ковалентной связи объясняется различной электроотри­цательностью образующих молекулу атомов. Электронное облако связи (элект­ронная пара) сдвигается к более электроотрицательному атому, и в молекуле образуется смещение центров тяжести положительных и отрицательных заря­дов. Такие молекулы называют диполями. Расстояние между центрами тяже­сти положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной ее дипольного момента, представляющего собой произведение длины диполя на абсолютное значение заряда электрона: µ=le.

Относительная электроотрицательность атомов

Н 2,1
Li 0,98	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,1	O 3,5	F 4,0
Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,8	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0
K 0,91	Ca 1,04	Ga 1,8	Ge 1,8	As 2,1	Se 2,5	Br 2,8
Rb 0,89	Sr 0,99	In 1,5	Sn 1,8	Sb 1,8	Te 2,1	I 2,6

Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тем более полярна химическая связь между их атомами. Ионный тип связи можно рас­сматривать как крайний случай полярной ковалентной связи. Так, при взаимо­действии щелочных и щелочно-земельных металлов с типичными неметаллами (например, с галогенами) образующиеся соединения (галогениды) относятся к соединениям с ионным типом связи (NaCl, CsF и т. д.). Связь такого типа осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения про­тивоположно заряженных ионов. Но при этом следует иметь в виду, что даже в этих соединениях не происходит полного разделения отрицательного и поло­жительного зарядов, т. е. полного перехода электрона от одного атома к дру­гому.

По способу перекрывания электронных облаков различают σ-, π- и б‑связи. Если перекрывание электронных облаков идет по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, то такую связь называют σ-связью. Если перекрывание электронных облаков идет перпендикулярно линии, соединяю­щей ядра атомов по обе стороны от нее, то связь называют π-связью. Если d-электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, то такую связь называют б‑связью.

Ковалентная связь может образовываться также по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары одного из атомов (донора) и свободной квантовой ячейки другого (акцептора). Такой тип связи определяет строение и свойства комплексных (координационных) соединений.

Водородная связь (ВС) образуется атомом водорода, связанным с атомом с выокой ОЭО (F, O, N). Атом H может образовывать дополнительные связи с атомами этих элементов. ВС обозначают пунктиром, например, H–F ··· H–F ··· H–F. ВС менее прочна, чем обычная химическая связь, но определяет свойства многих веществ (H₂O, HF, CH₃COOH и т.д.), что затрудняет отрыв атомов друг от друга и служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения этих веществ.

Пример. Составьте электронную схему молекулы HCl. Как изменяется полярность связи в ряду HCl, HBr, HI?

Решение. Электронная схема молекулы:

		..
H	:	Cl	:
		..

В ряду HCl, HBr, HI полярность связи уменьшается в связи с уменьшением разности электроотрицательности атомов.

ΔОЭО(HCl) = 3,0 – 2,1 = 0,9;

ΔОЭО(HBr) = 2,8 – 2,1 = 0,7;

ΔОЭО(HI) = 2,6 – 2,1 = 0,5.