Российской федерации
Скачать 1.83 Mb.
|
Пример 5.1. Записать электронную формулу атома хлора. Решение: Порядковый номер атома хлора – 17. Он имеет 17 электронов. Они распределяются следующим образом по орбиталям: 1s22s22p63s23p5. Ответ: Электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5. Пример 5.2. Написать электронную формулу иона О2-. Какому элементу она соответствует? Решение. Порядковый номер атома кислорода - 8. Ему отвечает электронная конфигурация 1s22s22р4. У иона О2- на 2 электрона больше, чем у атома кислорода. Значит, электронная конфигурация иона О2- будет следующей: 1s22s22p6, эта конфигурация соответствует заполненной конфигурации атома Ne. Ответ: Электронная конфигурация иона О2- - 1s22s22p6, она соответствует заполненной конфигурации атома Ne. Пример 5.3. Определить максимально возможное число электронов на М-уровне. Решение: Обозначению М-уровень отвечает значение главного квантового числа n=3. При данном значении n возможно 3 значения орбитального квантового числа l: 0, 1 и 2. Им отвечают 1, 3 и 5 орбиталей, соответственно, т. е. в совокупности 9 орбиталей. На каждой из них, в соответствии с принципом Паули, могут размещаться по 2 электрона, следовательно, всего на М-уровне может разместиться 2*9 = 18 электронов. В свою очередь 18 = 2*9 = 2*32 = 2*n2. Ответ: Максимальное число электронов, которое может разместиться на М-уровне, равно 18 (или 2*n2). Задачи 5.1. Сколько значений магнитного квантового числа возможно для электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое число которого: 1) l = 2; 2) l = 3. 5.2. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра: 1) 8; 2) 13; 3) 18; 4) 23; 5) 53; 6) 63; 7) 83. Составить графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов. 5.3. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные и объяснить причину невозможности их реализации: 1) 1р3; 2) Зр6; 3) 3s2; 4) 2s2; 5) 2d5; 6) 5d2; 7) 3f12; 8) 2р4; 9) Зр7. 5.4. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбужденные атомы: 1) С1; 2) V; 3) Мn? 5.5. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы: 1) В; 2) S; 3) As; 4) Сr; 5) Hg; 6) Еu. 5.6. Составить электронно-графические схемы ионов Fe2+ и Fe3+. Чем объяснить особую устойчивость электронной конфигурации Fe3+? 5.7. Структура внешнего электронного слоя атома элемента выражается формулой: 1) 5s25p4; 2) 3d54s2. Определить порядковый номер и название элемента. 5.8. Электронная структура атома описывается формулой 1s22s22p63s23p63d64s2. Какой это элемент? 5.9. Написать электронные формулы ионов: 1) Sn2+; 2) Sn4+; 3) Мп2+; 4) Сu2+; 5) Сг3+; 6) S2-. 5.10. У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением n + l= 5? 5.11. Для атома углерода значения последовательных потенциалов ионизации составляют: I1, = 11,3 B; I2 = 24,4 В; I3 = 47,9; B I4 = 64 B; I5 = 392 B. Объяснить: 1) ход изменения потенциалов ионизации; 2) чем вызван резкий скачок при переходе от I4 к I5? 5.12. Указать особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Сколько 4s-электронов содержат невозбужденные атомы этих элементов? 5.13. Энергии ионизации (в вольтах, В) атомов благородных газов составляют: Не – 24,6; Ne – 21,6; Аг – 15,8; Кг – 14,0; Хе – 12,1; Rn – 10,8. Объяснить ход изменения энергии ионизации в этой группе. 5.14. Каково максимальное число электронов на 3- и 4-м энергетических уровнях? На каких подуровнях размещаются электроны в 3- и 4-м энергетических уровнях? 5.15. Дать мотивированный ответ, какой из подуровней заполняется электронами раньше: 5s или 4d, 3d или 4s? 5.16. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21, 35, 43. 5.17.Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 17, 29, 41. 5.18. Назвать элементы 4-, 5- и 6-го периодов, у атомов которых d-орбитали полностью заполнены электронами, и написать электронные формулы их атомов. 5.19. Каковы электронные структуры: 1) атома железа и иона железа Fe3+; 2) Ni0, Ni2+, Ni3+; 3) Sn2+, Sn4+, Sn0. 5.20. Определить, пользуясь правилом Клечковского, последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой (n+l), равной: 1) 4; 2) 5; 3) 6; 4) 7. 5.21. Сколько электронов на внешней орбитале следующих ионов: 1) Pb+4; 2) I-1; 3) I+3; 4) Br+5. 5.22. Какое максимальное число электронов могут занимать s-, р-, 4d- и f- орбитали данного энергетического уровня. Почему? Напишите электронную форму атома элемента с порядковым номером 31. 5.23. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше 4d или 5s; 6s или 5р? Почему? Напишите электронную форму атома элемента с порядковым номером 43. 5.24. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных 3d-орбиталей у атома последнего элемента? 5.25. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных 3d-орбиталей в атомах этих элементов? 6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, ЕЁ ТИПЫ И СВОЙСТВА Многие свойства химических соединений определяются характером химических связей. При химических реакциях происходит разрыв одних химических связей и образование других, в результате чего реагенты превращаются в новые вещества. Важную роль в образовании химических связей между атомами одинаковых или разных элементов играют неспаренные электроны, находящиеся на внешних (валентных) энергетических уровнях атомов. При соединении атомов в молекулы электронная плотность перераспределяется. В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекуле традиционно выделяют ковалентную, ионную и металлическую связь. Одним из основных методов описания ковалентной связи между атомами является метод валентных связей. Суть его сводится к следующему. Ковалентная связь между двумя атомами осуществляется двумя электронами, принадлежащими разным атомам и обладающими противоположными спинами. Фактически ковалентная связь между атомами означает пространственное перекрытие их электронных облаков. Механизм образования такой связи называется обменным (атомы как бы обмениваются электронами). Если молекулу образуют два одинаковых атома, то электронная плотность симметрично распределяется между ними. В этом случае говорят о неполярной ковалентной связи. Такова, например, химическая связь в молекулах Н2, С12, N2, т. е. в молекулах простых веществ. В отличие от этого при взаимодействии разных атомов электронная плотность в молекуле может быть смещена в сторону более электроотрицательного элемента, возникающая в этом случае связь называется полярной ковалентной связью (такая связь существует, например, в молекуле НС1). Что же касается упомянутой электроотрицательности, то под нею понимают способность атомов притягивать к себе обобщенную электронную пару. У типичных металлов электроотрицательность минимальна, у типичных неметаллов - галогенов она максимальна. Ковалентная связь может образовываться как невозбужденными, так и возбужденными атомами, тогда кратность связи того или иного атома определяется числом его неспаренных внешних электронов. Так, невозбужденный атом хлора имеет только 1 неспаренный и 4 спаренных 3р-электрона, поэтому, например, в молекуле С12 кратность связи равна 1. Однако у атома хлора есть пустая 3d-оболочка, в которую при возбуждении (т. е. при сообщении атому некоторой энергии) могут быть переведены: 1 или 2 спаренных 3p-электрона и затем 1 из спаренных 3s-электронов (в таких случаях говорят о «распаривании» спаренных электронов). Получившиеся возбужденные атомы могут теперь отдать на образование химических связей 3, 5 или 7 электронов, соответственно. В ряде случаев ковалентная связь может образовываться по донорно-акцепторному механизму. Отличием этого механизма от обменного является то, что один атом поставляет для образования ковалентной связи пару электронов (такой атом называют донором), а другой атом (он называется акцептором) - пустую квантовую орбиталь. По своим свойствам ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличается от связи, созданной по обменному механизму. В роли акцептора может выступать, например, ион водорода Н+ (иначе говоря, протон), а неподеленной парой электронов обладает атом азота в молекуле аммиака NH3, поэтому в результате их взаимодействия возникает ион аммония (NH4)+. В образовании ковалентных связей могут принимать участие валентные электроны, т. е. внешние электроны у s- и р-элементов; у d-элементов - как внешние s-электроны, так и d-электроны предыдущего уровня; и, наконец, у f-элементов -внешние s-электроны, а также d- и f-электроны предшествующих уровней. При взаимодействии типичных металлов (имеющих по одному или два электрона сверх заполненной оболочки предыдущего инертного газа) с типичными неметаллами (у которых недостает одного или двух электронов до оболочки следующего за ними инертного газа) имеет место ионизация атомов металлов (Na0 – е- = Na+) и захват электронов атомами неметалла (С10 + е- = С1-). В результате оба атома превращаются в ионы (Na+ и С1-), имеющие электронные оболочки благородных газов. За счет электростатического взаимодействия этих ионов возникает молекула (NaCl). Такая химическая связь называется ионной. Oна характерна прежде всего для кристаллов, образуемых щелочными или щелочно-земельными металлами с галогенами. В ионных соединениях ионы оказывают друг на друга поляризующее действие, проявляющееся в смещении ядра одного иона и окружающих его электронов под действием электростатического поля другого иона. При этом различают понятия поляризуемости ионов (способности иона одного типа деформироваться под действием поля другого иона) и поляризующего действия иона (способность данного иона деформировать ион другого элемента). При прочих равных условиях поляризуемость анионов (отрицательно заряженных ионов) выше, чем таковая катионов (ионов с положительным зарядом), поскольку анионы по размеру обычно крупнее катионов. Поляризуемость ионов в ряду элементов одной группы возрастает с увеличением ионного радиуса, при одинаковом заряде и при одном и том же ионном радиусе она у ионов с 18 электронами во внешнем слое выше, чем у ионов с оболочкой благородных газов. Последние образуются при отдаче по одному или по два электрона атомами элементов главных подгрупп I и II групп таблицы Д.И.Менделеева, т. е. это ионы щелочных и щелочно-земельных металлов. Элементы побочных подгрупп названных групп (Сu и Zn, Ag и Cd, Аu и Hg), отдав при ионизации по одному или по два электрона, приобретают обо-лочки никеля (Ni: [Ar]3s23p63d10) палладия (Pd: [Kr]4s24p64d10), платины (Pt: [Xe]5s25p65d10), имеющие сверх заполненных оболочек атомов соответствующих благородных газов по 18 электронов во внешних электронных слоях. Что же касается поляризующего действия ионов в ионных соединениях, то оно возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его радиуса. Ионы, имеющие электронную конфигурацию благородных газов, оказывают меньшее поляризующее действие, чем ионы с незаполненными электронными конфигурациями (Ti2+, Fe2+, Рb2+ и т. д.). Наибольшее же поляризующее действие оказывают уже упоминавшиеся ионы с 18 электронами во внешних слоях. Важными параметрами химической связи являются энергия связи и ее кратность (или ковалентность). Под энергией связи понимают энергию, которую нужно затратить, чтобы разрушить молекулу. Кратность связи (ковалентность) - это число пар электронов, связывающих атомы в молекулу. Чем ковалентность выше, тем больше энергия связи. В случае ионной связи энергия связи тем выше, чем больше заряды ионов и чем меньше их радиусы, т. е. чем выше напряженность электростатического поля, создаваемого каждым ионом. Механическая прочность, температура плавления кристаллов есть функция энергии связи: в ряду однотипных материалов рост энергии связи, наблюдаемый при переходе от одного вещества к другому, проявляется в увеличении названных характеристик. Пример 6.1. Объяснить с позиций метода валентных связей образование молекулы СО2. Решение: Атомы углерода и кислорода обладают следующими электронными конфигурациями: 1s22s22p2 и 1s22s22p4. Это означает, что атом углерода имеет 2 неспаренных p-электрона и одну пустую p-орбиталь, а атом кислорода - 2 неспаренных и 2 спаренных p-электрона. Во внешних слоях этих атомов имеется соответственно по 4 и 6 электронов. Образование молекулы СО2 возможно при «распаривании» 2s-электронов атома углерода, который в возбужденном состоянии будет иметь 4 неспаренных электрона, один на 2s-орбитали и 3 на 2p-орбитали. Каждый из атомов кислорода отдает по 2 p-электрона на образование ковалентных связей, в результате у возбужденного атома углерода образуется по 2 обобщенных электронных пары с каждым из атомов кислорода. В итоге кратность связи атома углерода будет равна 4, а у атомов кислорода - 2. С учетом обобщенных электронов у атома углерода и у каждого из атомов кислорода оказывается заполненная оболочка неона. Пример 6.2. Объяснить образование из атомов калия и кислорода соединения с ионной связью К2О. Решение: При взаимодействии кислорода с калием два атома калия отдают по своему одному внешнему электрону, превращаясь в ионы К+ с оболочкой Аг: 2К0 - 2е- = 2К+. В свою очередь атом кислорода захватывает эти два электрона на 2р-орбиталь, результатом чего является образование иона О2-, имеющего оболочку Ne: О + 2е- = О2-. Взаимное электростатическое притяжение возникших ионов противоположных знаков имеет следствием образование ионного соединения К2О. |
Похожие:
 | Й федерации», «Статутами орденов Российской Федерации, положениями о знаках отличия Российской Федерации, медалях Российской Федерации,... |  | О праве граждан Российской Федерации на свободу передвижения, выбор места пребывания и жительства в пределах Российской Федерации... |
| Прокуратура Российской Федерации единая федеральная централизованная система органов, осуществляющих от имени Российской Федерации... | | Прокуратура Российской Федерации единая федеральная централизованная система органов, осуществляющих от имени Российской Федерации... |
| Закона Российской Федерации о поправке к Конституции Российской Федерации "о верховном Суде Российской Федерации и прокуратуре Российской... | | Указа Президента Российской Федерации от 13 марта 1997 г. N 232 "Об основном документе, удостоверяющем личность гражданина Российской... |
| Российской Федерации и (или) находящимися в их ведении бюджетными учреждениями, а также Центральным банком Российской Федерации бюджетных... | | Российской Федерации и о внесении изменений в отдельные законодательные акты Российской Федерации и пунктом 53(52). 3 Положения о... |
| Российской Федерации и о внесении изменений в отдельные законодательные акты Российской Федерации и пунктом 53(52). 3 Положения о... | | Указа Президента Российской Федерации от 13 марта 1997 г. N 232 "Об основном документе, удостоверяющем личность гражданина Российской... |