Дайте определения s p d f. Электронные семейства элементов
Задание 1
1) Периодический закон Д.И.Менделеева, его современная формулировка. 2) Структура периодический системы с точки зрения строения атома.3) Периодичность изменения свойств атома: энергия ионизации, электронегатисность, энергия средство к электрону. 4) Основные классы химических соединений. 5) Классификация биогенных элементов. 6) Качественное и количественное содержание макро- и микроэлементов в организме человека. 7) Элементы – органогены.
Периодический закон – фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
Формулировка периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс этих элементов. Современная формулировка гласит: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра этих элементов. Такое уточнение потребовалось, поскольку к моменту установления Менделеевым периодического закона еще не было известно о строении атома. После выяснения строения атома и установления закономерностей размещения электронов по электронным уровням стало ясно, что периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью строения электронных оболочек.
Периодическая система – графическое изображение периодического закона, суть которого в том, то с увеличением заряда ядра периодически повторяется строение электронной оболочки атомов, а значит будут периодически изменяться свойства химических элементов и их соединений.
Свойство элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер и атомов.
Энергия ионизации – разновидность энергии связи, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическим (основном) состоянии на бесконечность.
Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества. Энергия ионизации элементов измеряется в электронвольт на 1 атом или джоуль на моль.
Сродство к электрону – энергия, которая выделяется или поглощается вследствие присоединения электрона к изолированному атому, находящемуся в газообразном состоянии. Выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или электрон-вольтах (эВ). Оно зависит от тех же факторов, что и энергия ионизации.
Электроотрицательность – относительная способность атомов элемента притягивать к себе электроны в любом окружении. Она напрямую зависит от радиуса или размера атома. Чем радиус меньше, тем сильнее он будет притягивать электроны от другого атома. Поэтому, чем выше и правее стоит элемент в периодической таблице, тем меньше у него радиус и больше электроотрицательность. По существу, электроотрицательность определяет вид химической связи.
Химическое соединение – сложное вещество, состоящее из химически связанных атомов двух или более элементов. Делятся на классы: неорганические и органические.
Органические соединения – класс химических соединений, в состав которых входит углерод (есть исключения). Основные группы органических соединений: углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, амиды, амины.
Неорганические соединения – химические соединение, которое не является органическим, то есть оно не содержит углерода. Неорганические соединения не имеют характерного для органических соединений углеродного скелета. Делятся на простые и сложные (оксиды, основания, кислоты, соли).
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающих с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свое латинское название химический символ, состоящий з одной или пары латинских букв, регламентированные ИЮПАК и приводятся в таблице Периодической системы элементов Менделеева.
В составе живого вещества найдено более 70 элементов.
Биогенные элементы – элементы, необходимые организму для построения и жизнедеятельности клеток и органов. Существует несколько классификаций биогенных элементов:
А) По их функциональной роли:
1) органогены, в организме их 97% (C, H, O, N, P, S);
2) элементы электролитного фона (Na, K, Ca, Mg, Cl). Данные ионы металлов составляют 99% общего содержания металлов в организме;
3) микроэлементы – биологически активные атомы центров ферментов, гормонов (переходные металлы).
Б) По концентрации элементов в организме:
1) макроэлементы – содержание превышает 0,01% от массы тела (Fe, Zn, I, Cu, Mn, Cr, F, Mo, Co, Ni, B, V, Si, Al, Ti, Sr, Se, Rb, Li)
2) микроэлементы – содержание составляет величину порядка 0,01%. Большинство содержится в основном в тканях печени. Некоторые микроэлементы проявляют сродство к определенным тканям (йод – к щитовидной железе, фтор – к эмали зубов, цинк – к поджелудочной железе, молибден – к почкам). (Ca, Mg, Na, K, P,Cl, S).
3) ультрамикроэлементы – содержание меньше чем 10-5%. Данные о количестве и биологическом роли многих элементов не выявлены до конца.
Органы-депо микроэлементов:
Fe - Накапливается в эритроцитах, селезенке, печени
К - Накапливается в сердце, скелетных и гладких мышцах, плазме крови, нервной ткани, почках.
Mn - органы-депо: кости, печень, гипофиз.
P - органы-депо: кости, белковые вещества.
Ca - органы-депо: кости, кровь, зубы.
Zn - органы-депо: печень, простата, сетчатка.
I - Органы-депо: щитовидная железа.
Si - органы-депо: печень, волосы, хрусталик глаза.
Mg - органы-депо: биологические жидкости, печень
Cu - органы-депо: кости, печень, желчный пузырь
S - органы-депо: соединительная ткань
Ni - органы-депо: легкие, печень, почки, поджелудочная железа, плазма крови.
Биологическая роль макро- и микроэлементов:
Fe - участвует в кроветворении, дыхании, иммунобиологических и окислительно-восстановительных реакциях. При недостатке развивается анемия.
К - участвует в мочеиспускании, возникновении потенциала действия, поддержание осмотического давления, синтез белков.
Mn - Влияет на развитие скелета, участвует в реакциях иммунитета, в кроветворении и тканевом дыхании.
P - сочетает последовательные нуклеотиды в нитях ДНК и РНК. АТФ, служит главным энергетическим носителем клеток. Формирует клеточные мембраны. Прочность костей определяется наличие в них фосфатов.
Ca - участвует в возникновении нервного возбуждения, в свертывающей функций крови, обеспечивает осмотическое давление крови.
Co - Ткани в которых обычно скапливается микроэлемент: кровь, селезенка, кость, яичники, печень, гипофиз. Стимулирует кроветворение, участвует в синтезе белков и углеводном обмене.
Zn - участвует в кроветворении, участвует в деятельности желез внутренней секреции.
I - Нужен для нормального функционирования щитовидной железы, влияет на умственные способности.
Si - способствует синтезу коллагена и образования хрящевой ткани.
Mg - участвует в различных реакциях метаболизма: синтез ферментов, белков др. кофермент синтеза витаминов группы В.
Cu - Влияет на синтез гемоглобина, эритроцитов, белков, кофермент синтеза витаминов группы В.
S - Влияет на состояние кожных покровов.
Ag - Антимикробная активность
Ni - стимулирует синтез аминокислот в клетке, повышает активность пепсина, нормализует содержание гемоглобина, улучшает генерацию белков плазмы.
Элементы-органогены - химические элементы, составляющие основу органических соединений (C, H, O, N, S, P). В биологии органогенными называют четыре элемента, которые вместе составляют около 96-98% массы живых клеток (C, H, O, N).
Карбон - важнейший химический элемент для органических соединений. Органические соединения по определению - это соединения углерода. Он четырехвалентен и способен формировать прочные ковалентные связи между собой.
Роль водорода в органических соединениях в основном заключается в связывании тех электронов атомов углерода, которые не участвуют в образовании межкарбонових связей в составе полимеров. Однако, водород участвует в образовании нековалентных водородных связей.
Вместе с карбоном и водородом, кислород входит в многих органических соединений в составе таких функциональных групп как гидроксильная, карбонильная, карбоксильная и тому подобное.
Азот зачастую входит в состав органических веществ в форме аминогруппы или гетероцикла. Он является обязательным химическим элементом в составе. Азот входит также в состав азотистых оснований, остатки которых содержатся в нуклеозиды и нуклеотиды.
Серы входит в состав некоторых аминокислот, в частности метионина и цистеина. В составе белков между атомами серы остатков цистеина устанавливаются дисульфидные связи, обеспечивающие формирование третичной структуры.
Фосфатные группы, то есть остатки ортофосфорной кислоты входят в состав таких органических веществ как нуклеотиды, нуклеиновые кислоты, фосфолипиды, фосфопротеины.
Задание 2,3,4
Биогенные s- и p- элементы. Связь между электронным строением s- и p- элементов и их биологическими функциями. Соединения s- и p- в медицине.
Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней:
s- элементы – заполнение внешнего s - подуровня при наличии на предвнешнем уровне двух или восьми электронов, например:
Li 1s 2 2s 2
s -элементы являются активными металлами, характерные степени окисления которых численно равны количеству электронов на последнем уровне:
1 для щелочных металлов и +2 для элементов второй группы
р- элементы – заполнение внешнего p- подуровня, например:
F 1s 2 2s 2 2p 5
Элементы от В до Ne включительно образуют первую серию p -элементов (элементы главных подгрупп), в атомах которых наиболее удаленные от ядра электроны располагаются на втором подуровне внешнего энергетического уровня.
d- элементы – заполнение предвнешнего d- подуровня, например:
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
d- элементы относятся к металлам.
f- элементы – заполнение f- подуровня второго снаружи уровня, например:
Nd 1s 2 2s 2 2p 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4
f- элементы – это элементы семейств актиноидов и лантаноидов.
Квантовая механика, сравнивая электронные конфигурации атомов приходит к следующим теоретическим выводам:
1. Строение внешней оболочки атома является периодической функцией зарядового числа атома Z.
2. Поскольку химические свойства атома определяются строением внешней оболочки, из предыдущего пункта следует: химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра.
1. Ядерная модель строения атома. Изотопы (радионуклиды).
2. Квантово - механическая модель строения атома.
3. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное, спиновое).
4. Строение электронных оболочек атомов. Принцип Паули. Принцип наименьшей энергии. Правило Гунда.
5. Электронно-структурные формулы атомов. Гибридизация атомных орбиталей.
6. Характеристики атома. Атомный радиус. Электроотрицательность. Сродство к электрону. Энергия ионизации. S, p, d, f – электронные семейтсва атомов.
Типовые задачи
Задача № 1.Радиусы ионов Na + и Cu + одинаковы (0,098 нм). Объяснить различие температур плавления хлорида натрия (801°С) и хлорида меди(I) (430°С).
При одинаковых зарядах и размерах ионов Na + и Cu + ,ион Cu + имеет 18 – электронную внешнюю оболочку и более сильно поляризует анион Cl - , чем ион Na + , обладающий электронной структурой благородного газа. Поэтому в хлориде меди(I) в результате поляризации с аниона на катион переносится более значительная часть электронного заряда, чем в хлориде натрия. Эффективные заряды ионов в кристалле CuCl становятся меньше, чем NaCl, а электростатическое взаимодействие между ними – более слабое. Этим объясняется более низкая температура плавления CuCl в сравнении с NaCl, кристаллическая решётка которого близка к чисто ионному типу.
Задача №2. Как обозначается состояние электрона а) с n=4,L=2; б) с n=5,L=3.
Решение: При записи энергетического состояния цифрой указывают номер уровня (n), а буквой - характер подуровня (s, p, d, f). При n=4 и L=2 записываем 4d; при n=5 и L=3 записываем 5f.
Задача № 3. Сколько всего орбиталей соответствует третьему энергетическому уровню? Сколько электронов на этом уровне? На сколько подуровней расщепляется этот уровень?
Решение: Для третьего энергетического уровня n=3, количество атомных орбиталей 9(3 2), что
является суммой 1(s) +3(p) +5(d)=9. По принципу Паули количество электронов на этом уровне 18. Третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня: s,p,d (количество подуровней совпадает с числом значений главного квантового числа).
Задача №4. На какие электронные семейства классифицируются химические элементы?
Решение: Все химические элементы можно классифицировать в зависимости от характера заполняемых подуровней на 4 типа:
s-элементы-заполняют электронами ns подуровень;
p-элементы -заполняют электронами np подуровень;
d-элементы-заполняют электронами (n-1)d подуровень;
f-элементы –заполняют электронами (n-2)f подуровень;
Задача № 5. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня: а) 4р; б)4s
Решение: А) подуровню 4р отвечает сумма (n+1), равная 4+1=5. Такой же суммой характеризуются подуровни 3d (3+2=5) и 5s (5+0=5). Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n (n=3), чем состоянию 4р, поэтому подуровень 3d будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. Следовательно, после заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5s, которому отвечает на единицу большее значение n(n=5).
Б) подуровню 4s соответствует сумма n+1=4+0=4. Такой же суммой n+1 характеризуется подуровень 3р, но заполнение этого подуровня предшествует заполнению подуровня 4s, т.к. последнему отвечает большее значение главного квантового числа. Следовательно, после подуровня 4s будет заполняться подуровень с суммой (n+1)=5,причем из всех возможных комбинаций n+l, соответствующих этой сумме(n=3, l=2; n=4; l=1; n=5; l=0), первой будет реализоваться комбинация с наименьшим значением главного квантового числа, то есть вслед за подуровнем 4s будет заполняться подуровень 3d.
Вывод: таким образом, заполнение подуровня d отстает на один квантовый уровень, заполнение подуровня f отстает на два квантовых уровня.
Для написания электронной формулы элемента необходимо: арабской цифрой указать номер энергетического уровня, написать буквенное значение подуровня, количество электронов записать в виде показателя степени.
Например: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Электронная формула составлена с учетом конкуренции подуровней, т.е. правила минимума энергии. Без учета последнего электронная формула будет записываться: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .
Задача № 6. Электронная структура атома описывается формулой 1s22s22p63s23d74s2. Какой это элемент?
Решение: Этот элемент принадлежит к электронному типу d-элементов 4 периода, т.к. происходит застройка электронами 3d подуровня; число электронов 3d 7 свидетельствует о том, что это седьмой элемент по порядку. Общее число электронов 27,значит порядковый номер 27. Этот элемент кобальт.
Тестовые задания
Выберите правильный вариант ответа
01.ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ЭЛЕМЕНТА ИМЕЕТ ВИД … 5S 2 4D 4 . УКАЗАТЬ ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ В НАРУЖНОМ УРОВНЕ
02. МОГУТ ЛИ СУЩЕСТВОВАТЬ В АТОМЕ ДВА ЭЛЕКТРОНА С ОДИНАКОВЫМ НАБОРОМ ВСЕХ ЧЕТЫРЕХ КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ?
1) не могут
Могут
3) могут только в возбужденном состоянии
4) могут только в нормальном (невозбужденном) состоянии
03. КАКОЙ ПОДУРОВЕНЬ ЗАПОЛНЯЕТСЯ ПОСЛЕ ПОДУРОВНЯ 4D?
04. ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ЭЛЕМЕНТА ИМЕЕТ ВИД: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 . УКАЗАТЬ ЧИСЛО ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ
05. ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ЭЛЕМЕНТА ИМЕЕТ ВИД: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 7 . КАКОЙ ЭТО ЭЛЕМЕНТ?
06. КАКОЙ ПОДУРОВЕНЬ ЗАПОЛНЯЕТСЯ ПЕРЕД 4D-ПОДУРОВНЕМ?
07. СРЕДИ ПРИВЕДЕННЫХ НИЖЕ ЭЛЕКТРОННЫХ КОНФИГУРАЦИЙ УКАЗАТЬ НЕВОЗМОЖНУЮ
08. ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМА ЭЛЕМЕНТА ВЫРАЖАЕТСЯ ФОРМУЛОЙ: 5S 2 4D 3 . ОПРЕДЕЛИТЬ КАКОЙ ЭТО ЭЛЕМЕНТ.
Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).
Исключения: первый период, который начинается водородом и седьмой период, который является незавершённым.
Периоды разделяются на малые и большие . Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми, в них находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды). Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый, пятый и шестой периоды являются большими, в них находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Верхние ряды больших периодов называются чётными , нижние ряды – нечётными.
В шестом периоде лантаноиды и в седьмом периоде актиноиды располагаются в нижней части периодической системы.
В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.
В чётных рядах больших периодов находятся только металлы.
В результате в таблице имеется 7 периодов, 10 рядов и 8 вертикальных столбцов, названных группами – это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.
Исключения:
В VIII группе только Ru и Os имеют высшую валентность VIII.
Группы - вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и русскими буквами А и Б. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа – А, содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа – В, содержит элементы только больших периодов. В них входят элементы периодов, начиная с четвёртого.
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а не металлические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.
Квантовые числа
Главное квантовое число n определяет полную энергию электрона. Каждому числу соответствует энергетический уровень. n=1,2,3,4…или K,L,M,N…
Орбитальное квантовое число l определяет подуровни на энергетическом уровне. Квантовое число l определяет форму орбиталей (n-1) 0,1,2…
Магнитное квантовое число ml определяет число орбиталей на подуровне. …-2,-1,0,+1,+2… Общее число орбиталей на подуровне равно 2l+1
Спиновое квантовое число ms относится к двум различным ориентациям +1/2 -1/2 на каждой орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами.
Правило заполнения энергетических уровней и под уровней элементов периодической системы
Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атомов заполнение энергетических уровней происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального * квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Следовательно, 4s-подуровень (n+l=4) должен заполняться раньше, чем 3d (n+l=5).
Второе правило Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n. Заполнение 3d-подуровня происходит у десяти элементов от Sc до Zn. Это атомы d-элементов. Затем начинается формирование 4p-подуровня. Порядок заполнения подуровней в соответствии с правилами Клечковского можно записать в виде последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.
Особенности электронного строения атомов элементов периодической системы
Особенности электронного строения атомов элементов в главных и побочных подгруппах, семействах лантаноидов и актиноидов
Эффекты экранирования и проникновения
За счет экранирования притяжение валентных электронов к ядру ослабевает. Вместе с тем при этом противоположную роль играет проникающая способность к ядру валентных электронов, которая усиливает взаимодействие с ядром. Общий результат притяжения валентных электронов к ядру зависит от относительного вклада в их взаимодействие экранирующего влияния электронов внутренних слоев и проникающей способности валентных электронов к ядру.
Периодический характер свойств элементов, связанных со строениями их электронных оболочек
Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов в периодах и группах
Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх.!
Степени окисления элементов
Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.
Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:
Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда атома, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы . Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1 . Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.
К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом-шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА -группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6 . В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов . В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2 . С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-эле-ментов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.
8. Ковалентная связь. Метод валентных связей
Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалентная связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Она образуется атомами одного вида – ковалентная неполярная – новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора; и атомами разного вида, сходных по химическому характеру – ковалентная полярная. Элементы с большей электроотрицательностью (Cl) будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью (Н). Атомы с непарными электронами, имеющими параллельные спины, отталкиваются – химическая связь не возникает. Способ образования ковалентной связи называется обменным механизмом .
Свойства ковалентной связи. Длина связи – межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь. Энергия связи – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Величина кратности связи прямо пропорциональна энергии связи и обратно пропорциональна длине связи. Направленность связи – определенное расположение электронных облаков в молекуле. Насыщаемость – способность атома образовывать определенное количество ковалентных связей. Химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью. Связь, образованная перекрыванием электронных облаков перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью . Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между связями. Эти углы называются валентными углами. Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по форме и энергии электронных облаков, ведущих к образованию одинаковых по тем же параметрам гибридных облаков. Валентность – число химических связей (ковалентных ), посредством которых атом соединен с другими. Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными . Число связей между атомами равно числу его неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар, поэтому валентность не учитывает полярность и не имеет знака. В соединениях, в которых отсутствует ковалентная связь, имеет место степень окисления – условный заряд атома, исходный из предположения, что оно состоит из положительно или отрицательно заряженных ионов. К большинству неорганических соединений применимо понятие степень окисления.
1. Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число m e при орбитальной квантовом числе l=0,1,2 и 3? Какие элементы в периодической системе носят названия s-, p-, d- и f-элементов? Приведите примеры.
Решение:
при l =0, m e = 0; (1значение)
при l = 1, m e = -1, 0, +1; (3значения)
при l =3, m e = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. (7значений)
s-элементы – элементы, у которых s-подуровень заполняется электронами последним. К s-элементам относятся первые два элемента каждого периода.
p-элементы – элементы, у которых p-подуровень заполняется электронами последним. К p-элементам относятся элементы второго периода (кроме первых двух).
d-элементы – элементы, у которых d-подуровень заполняется электронами последним. К d-элементам относятся элементы от иттрия до кадмия.
f-элементы – элементы, у которых f-подуровень заполняется электронами последним. К f-элементам относятся лантаноиды от лантана до лютеция.
36. Чем отличаются амфотерные оксиды от основных и кислотных оксидов? (Примеры).
Решение:
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой и взаимодействуют с растворами щелочей, так и с растворами кислот с образованием соли и воды. То есть они проявляют и основные и кислотные свойства.
Амфотерные оксиды: t
Al 2 O 3 + 2NaOH + 7H 2 O 2Na Al(OH) 4 *2H 2 O
Al 2 O 3 + 6HCI = AlCI 3 = 3 H 2 O
Кислотные оксиды:
SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O
Основные оксиды:
CaO + H 2 = Ca SO 4 + H 2 O
67. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция H 2 (г)+CO 2 (г) =H 2 O(ж) + CO(г); DH=-2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и стандартные абсолютные энтропии соответствующих веществ, определите DG 298 этой реакции.
H 2 (г)+CO 2 (г) =H 2 O(ж) + CO(г)
DG 0 x . p . =DH 0 x . p . -TDS 0 x . p .
Вычисляем DS 0 x.p. =(DS 0 H 2 O +DS 0 CO) - (DS 0 CO 2 +DS 0 H2);
DS 0 x . p = (69.96+197.4) – (213.6 +130.6) = 267.36-344.2 = -76.84 Дж/моль.град =- 0.7684 к Дж/моль.град
Изменение свободной энергии (энергии Гиббса) вычисляют:
DG 0 x . p . =-2,85 – 298*(- 0.7684) = -2,85 + 22,898 = +20,048 кДж.
Экзотермическая реакция (DH 0 0) самопроизвольно не протекает, если при
DS 0 0 окажется, что G 0 x.p. >0.
В нашем случае DH 0 0 (-2,85 кДж)
DS 0 0 (-0,07684 кДж/моль.град)
G 0 x . p . >0. (+20,048 кДж)
100. Что получится при действии гидроксида натрия на смесь равных объемов оксида азота (11) и оксида азота (1V), реагирующих согласно уравнению
NO + NO 2 N 2 O 3 ?
Решение:
N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O
Так как гидроксид натрия вступает в реакцию с оксидом азота (III), то в системе уменьшается количество продукта реакции. Принцип Ле Шателье указывает, что удаление из равновесной системы какого-либо вещества приводит к смещению равновесия в направлении, соответствующем образованию дополнительного количества данного вещества. В данном случае равновесие сместиться в сторону образования продуктов реакции.
144. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K 2 S и. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.
Решение:
Соль K 2 S гидролизуется по аниону. Соль CrCl 3 гидролизуется по катиону.
S 2- + H 2 O HS - + OH -
Cr 3+ + H 2 O CrOH 2+ +H +
Если растворы солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - образуют молекулу слабого электролита Н 2 0. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Сr(ОН)з и H 2 S. Ионно-молекулярное уравнение
2Cr 3+ + ЗS 2- + 6Н 2 О = 2Cr(ОН)з + ЗH 2 S ,
молекулярное уравнение
2CrCl 3 + 3K 2 S + 6Н 2 О =2Cr(ОН)з + ЗH 2 S + 6KL
162. На основе электронного строения атомов укажите, могут ли быть окислителями:
г) катион водорода;
з) сульфид ионы;
г) H 1 1s 1 атому водорода до заполнения последнего электронного уровня не хватает одного электрона, поэтому он может быть окислителем.
з) S 16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Анионы неметаллов (кислотные остатки бескислородных кислот) могут проявлять высокую восстановительную способность. Это связано с тем, что они могут отдать не только электроны, обуславливающие отрицательный заряд анионов, но и собственные валентные электроны.
182ж,у не существует, поэтому сделали 181. Написать уравнения реакций, происходящих при электролизе следующих растворов.
