- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
4. Химическая связь.
4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
Метод ВС используется для объяснения природы ковалентной связи. Согласно данному методу, ковалентная связь – это связь за счёт общей пары электронов с антипараллельными спинами, которая образуется при перекрывании 2-х АО соединяющихся атомов. Общая электронная пара может образовываться по обменному и донорно-акцепторному механизму9.
При обменном механизме ковалентная связь образуется путём обобществления неспаренных электронов обоих соединяющих атомов. Очевидно в связи с этим, что число связей, образуемых атомом по обменному механизму – его валентность (ковалентность) – равно числу неспаренных электронов.
Пример 4.1.1. Образование ковалентной связи между атомами водорода.
Атом водорода – простейший атом с единственным валентным s-электроном. Естественно, что каждый атом водорода способен участвовать в образовании только одной общей пары электронов, то есть водород – одновалентный элемент.
Записываем схему образования ковалентной связи между атомами водорода: H˙+H˙→H:H10. Электронная схема молекулы водорода ясно указывает на наличие только одной ковалентной связи (одной общей пары электронов) между атомами.
Пример 4.1.2. Образование ковалентных связей между атомами N и H.
Атомы азота и водорода, взаимодействуя, образуют молекулы аммиака: N + 3H = NH3.
Записываем электронные формулы атомов, определяем валентные подуровни ( в электронных формулах подчёркнуты) и изображаем их графически:
7N[1s22s22p3] 1H[1s1]
Из графической схемы валентных подуровней видно, что имея 3 неспаренных электрона, атом азота способен образовать 3 ковалентные связи по обменному механизму. Изображаем графически схему перекрывания 3-х р-АО атома азота с s-АО 3-х атомов водорода, записываем электронную и валентную схему образующейся молекулы NH3: Электронные схемы молекулы: Валентная схема молекулы:
H | N–H
| H
H .. : N :
H .. H
Электронная и валентная схемы молекулы показывают, что валентность азота равна 3, а валентность каждого атома водорода равна 1.
Число ковалентных связей, образуемых атомом по обменному механизму, может увеличиваться в результате его возбуждения.11 При возбуждении атома происходит разъединение спаренных электронов и их переход в свободные АО того же уровня.
Пример 4.1.3. Валентность атомов фтора и хлора в невозбуждённом и возбуждённых состояниях.
З
Из
графических схем валентных подуровней
видно, что в стационарном (невозбуждённом)
состоянии каждый атом способен образовать
только одну ковалентную связь –
валентность (В)
каждого атома равна 1.
9F[1s22s22p5]
3s2 3p5 2p5 2s2
17Cl[1s22s22p63s23p5]
Являясь электронными аналогами, атомы F и Cl отличаются тем, что в атоме F внешний слой является насыщенным, тогда как во внешнем слое атома Cl имеется свободный 3d- подуровень. Поэтому атом F не может подвергаться возбуждению и, следовательно, его валентность повышаться так же не может. В атоме же Cl возбуждение возможно, т.к. возможен переход валентных электронов в АО свободного 3d- подуровня. При возбуждении атома Cl происходит разъединение спаренных валентных электронов, следствием чего является повышение валентности вплоть до значения, равного номеру группы. Изобразим графически возбуждение атома Cl *12 .
12
Таким образом, по обменному механизму атом может образовывать ограниченное число ковалентных связей соответственно числу неспаренных электронов. В этом заключается одно из двух важнейших свойств ковалентной связи – её насыщаемость. Вторым главным свойством ковалентной связи является её направленность, обусловленная тем, что перекрывание АО происходит в определённом направлении по отношению к взаимодействующим атомам.
В зависимости от направления перекрывания АО различают σ-, π- и δ-связи.13 σ-связь образуется при перекрывании двух АО в направлении оси связи, а π-связь – при перекрывании АО в направлении перпендикуляра к оси связи.14 σ-связь может образовываться при взаимодействии АО любой формы; при этом, область перекрывания АО находится между ядрами атомов на оси связи. π-связь образуется при взаимодействии только p- или d-АО; она характеризуется двумя областями перекрывания, лежащими по обе стороны от оси связи.
Пример 4.1.4. Образование ковалентных связей между невозбуждёнными атомами P и As.
Записываем электронные формулы атомов, определяем валентные подуровни (в электронных формулах подчёркнуты), изображаем графически их электронное строение и даём графическое объяснение образования связей между атомами: 15P[1s22s22p63s23p3]; 33As[1s22s22p63s23p63d104s24p3].
…3s23p3 …4s24p3
P
PAs
– электронная схема молекулы
As PAs
– валентная схема
молекулы
4s24p3
Из электронной и валентной схем видно, что атомы P и As связаны тройной связью.15Поскольку на оси связи между ядрами соединяющихся атомов возможно существование только одной области перекрывания, в тройной связи молекулы AsP имеется только одна σ-связь, образующаяся, например, в направлении координатной оси «х»; остальные 2 связи являются π-связями, образующимися в направлении координатных осей «у» и «z».
Из рассмотренного примера вытекает общий вывод: в любой кратной связи одна связь является σ-связью, все остальные – π-связями.