Материал: Строение вещества. методические указания к внеаудиторной самостоятельной работе по химии. Барсукова Л.Г., Вострикова Г.Ю

Решение типовых задач

Задача 1. Какой из элементов обладает наиболее выраженными неметаллическими свойствами: S, Cl, Se, Br? Укажите элемент с наибольшим сродством к электрону и с наибольшей электроотрицательностью.

Решение. Все указанные химические элементы являются неметаллами, т.е. они легко присоединяют к себе электроны и образуют отрицательно заряженные ионы Э + e- → Э-, достраивая свою внешнюю электронную оболочку до 8, до оболочки ближайшего инертного газа.

Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны служит энергия сродства к электрону. Еср. возрастает в периодах слева направо, т.е. от металлов к неметаллам, и в группах - снизу вверх.

Среди рассматриваемых элементов выше и правее в периодической системе находится Cl, следовательно, он и будет обладать наибольшим сродством к электрону, т.е. неметалличностью.

Электроотрицательность (ЭО) – условная величина, характеризующая способность атомов в соединении или кристалле притягивать к себе электроны, она также связана с энергией ионизации (Еи) и сродства к электрону (Еср.). По относительной шкале Л. Полинга наибольшую ЭО имеет фтор (F), а наименьшую – франций (Fr). ЭО в периодах и группах меняется так же, как Еи и Еср., следовательно, хлор обладает наибольшей электроотрицательностью из рассматриваемых элементов, т.е. неметалличностью.

Задача 2. Строение внешних электронных уровней в атомах двух элементов выражается формулами: а) …3s23p2 и б) …4s23d2.

Определите положение этих элементов в периодической системе и укажите их сходство и различие.

Решение. Определим положение элементов в периодической системе:

а) по электронной конфигурации внешнего электронного уровня 3s23p2 находим, что этот элемент находится в третьем периоде (nmax = 3), четвертой группе (по числу валентных электронов – s2p2) и главной подгруппе (р- семейство). Это кремний (Si) – неметалл;

б) по электронной конфигурации 4s23d2 делаем вывод, что элемент находится в четвертом периоде (nmax = 4), четвертой группе (по числу валентных электронов – s2d2) и побочной подгруппе (d-семейство). Это титан (Тi) – металл.

Эти элементы находятся в одной группе, т. к. имеют одинаковое количество валентных электронов, но они в разных периодах и, главное, подгруппах. Эти элементы образуют химические соединения одной формы (4 связи), но разные по своим свойствам: Тi - металл, его соединения носят основной характер, а Si – неметалл, его соединения носят кислотный характер: ТiО2 – основный оксид, SiО2 – кислотный оксид.

Задача 3. Напишите электронные формулы и графическое изображение электронных оболочек Al и Mg. Объясните, почему потенциал ионизации (I1) у алюминия меньше, чем у магния.

16

Энергетически оторвать непарный электрон с последнего электронного уровня у алюминия гораздо легче, нежели распарить устойчивую электронную пару с s-орбитали у магния, хотя в общем магний более металличен, чем алюминий. Это объясняется тем, что второй и третий потенциал ионизации у алюминия (Al трехвалентен), больше, чем у магния (Mg двухвалентен).

Упражнения для самостоятельной работы

1. В каком ряду элементы расположены в порядке уменьшения величины их электроотрицательности: Cl, I, Br; Se, S,O; P, Si, Al; B, C, N? Ответ поясните, опираясь на электронные структуры атомов и положение элементов в периодической системе.

2.Сколько электронов содержится на внешнем энергетическом уровне атома

элемента, образующего высший оксид ЭО3 и атома элемента, образующего гидроксид состава НЭО3?

3.Какой вид имеет формула высшего оксида элемента, электронная конфигурация атома которого 1s22s22p63s23p64s13d5? Объясните связь между электронной структурой внешних электронных оболочек, валентностью и формой соединений элементов.

4.Напишите электронную конфигурацию бериллия и укажите его элементыаналоги. Как изменяются свойства аналогов с увеличением номера периода?

5.Приведите электронную формулу калия. Покажите как изменяются свойства элементов периода, в котором находится калий, и объясните это с позиции электронного строения атомов.

6.Атом элемента имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p5. Определите положение элемента в периодической системе, охарактеризуйте его свойства, приведите формулу высшего оксида, гидроксида и водородного соединения.

7.Какая из энергий ионизации (0,75 кДж/моль и 0,42 кДж/моль) принадлежит калию, а какая меди? У какого из элементов металлические свойства выражены сильнее?

8.Укажите основные различия в свойствах фтора и хлора, хлора и марганца. Ответ обоснуйте с позиций их положения в периодической системе и электронного строения их атомов.

9.Как меняется характер оксидов и гидроксидов s- и р- элементов в периоде? Объясните причину и продемонстрируйте ответ на примере элементов второго периода.

3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Понятие о химической связи является одним из основополагающих в современной химической науке. Физико-химическая природа вещества целиком определяется его химическим и кристаллохимическим строением, а здесь главное – количество и характеристика его связей. По современным представлени-

17

ям различают следующие типы химических связей: ионная, ковалентная (полярная и неполярная), металлическая и водородная.

Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается увеличением электронной плотности в межьядерном пространстве и уменьшением полной энергии системы. Главным условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов.

Химическая связь имеет электрическую природу (Г. Дэви, 1807 г., И. Берцелиус, 1812 г.). Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория химического строения А. М. Бутлерова (1861 г.). Основные положения теории:

1.Атомы в молекулах соединены в определенной последовательности. Эта последовательность была названа строением.

2.Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3.Свойства веществ зависят не только от качественного и количественного состава их, но и oт химического строения.

Очень важной была идея Бутлерова, развитая далее его школой, о том, что атомы, соединяясь в определенной последовательности, взаимно влияют друг на друга таким образом, что частично изменяется их собственная природа (HCl,

H2O и NH3). Бутлеров, используя свою теорию, изучая физические и химические свойства веществ, определял строение молекул, предугадывал свойства по строению, намечал пути синтеза различных соединений. Бутлеровым были введены структурные формулы веществ, которые составлялись по правилу валентности, образующих их элементов. Им было объяснено явление изомерии.

Изомеры - это вещества одинакового состава, но разного строения и разных свойств. Например, валовая формула HNCO имеет два структурных выражения, которые соответствуют двум разным веществам:

Н - О- С≡N H-N=С=О

цианат изоцианат

Аналогично валовой формуле C2H6O соответствуют следующие изомерные структуры:

СН3-СН2-О-Н СН3-О- СН3 спирт эфир

Лишь после установления электронной структуры атомов появилась возможность для разработки теории химической связи.

Ионная связь (В. Коссель, 1916 г.). Суть ионной связи заключается в том, что одни атомы отдают электроны, другие принимают, приобретают при этом положительный и отрицательный заряды соответственно, а также устойчивую электронную оболочку ближайшего энертного газа. Образовавшиеся ионы при-

тягиваются и образуют ионную связь.

Na – e → Na +, Cl + e → Cl -, Na + - Cl -

Однако идеально ионных соединений не существует, об этом свидетельствуют экспериментальные данные по реальным (эффективным) зарядам

18

атомов, входящих в состав соединения. Наиболее близки к чисто ионным соединениям галогениды щелочных металлов, хотя и в них эффективные заряды не достигают единицы. Все остальные соединения с полярными связями являются частично ионными и ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи. Воззрения Косселя дают представления только о полярных связях. Теория ковалентной связи была следующим шагом в рассмотрении природы химической связи и могла объяснить образование полярных и неполярных связей.

Ковалентная связь (Д. Льюис, 1916 г.). Подобно Косселю Льюис считал, что атомы стремятся при химическом взаимодействии приобрести конфигурацию инертного газа. Только по Льюису это стремление осуществляется не путем отдачи и присоединения электронов, а образованием общей электронной пары. При этом одна обобществленная электронная пара соответствует одной связи и обозначается черточкой (А.М. Бутлеров):

Обобществляются непарные электроны последнего электронного слоя взаимодействующих атомов. Ковалентные связи между одинаковыми атомами неполярны (гомеополярная связь) и общая электронная пара располагается симметрично между центрами их ядер. Разные атомы образуют полярные (гетерополярные) связи и в этом случае электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Например,

H-Cl

Все сведения о строении и свойствах объектов химии могут быть получены решением уравнения Шредингера для соответствующих систем ядер и электронов. Впервые подобный приближенный раcчет был произведен в 1927 году В. Гейтлером и Ф. Лондоном для молекулы водорода. Их метод был развит другими учеными и получил название метода валентных связей (МВС). Авторы сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга (где нет взаимодействия между ними), и определили зависимость волновой функции от координат, т.е. плотность общего электронного облака в любой точке пространства. При сближении атомов эта зависимость по их предположению сохраняется, только требует внесения поправок на взаимодействие между электронами и ядрами других атомов. В результате было получено уравнение, по которому нашли зависимость между энергией системы (Е) и расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов (r). Графически эта зависимость выражается кривыми:

19