В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 13

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

 

-   оцінить металеві або неметалеві властивості елементу;

-   визначить ВСО і НСО, а також можливі проміжні ступені окиснення;

-        напишіть формули оксидів і гідроксидів і охарактеризуйте їх кислотно-основні властивості.

 

Приклад 6.4. На підставі положення в Періодичній системі опишіть і порівняйте властивості елементів 17Cl і 25Mn. Додаткова інформація: проміжні СО у Cl: +1, +3, +5 (див. розділ «Хімічний зв'язок»), у Mn: +3, +4, +6.

 

Розв'язання. Для кожного з даних елементів відповідно до запропонованої схеми послідовно визначаємо:Хлор Cl                                       Манган Mn

III період, VII група                                       IV період, VII група

головна підгрупа VIIA;                                 побічна підгрупа VIIB

елемент //-сімейства                                        елемент d-сімейства

Розподіл електронів за рівнями і електронна формула:
)2 )8 )7                                                              )2 )8 )8+5 )2

3s23p5 4s23d5 У IV періоді Mn знаходиться значно лівіше Вг - електронного аналога Cl. У свою чергу Cl в підгрупі стоїть вище Br. Отже, ЕНМп << ЕНВг << ЕНCl, тобто ЕН Хлора (а також Еі і Есп) значно вище, ніж у Mn. Оскільки Cl розташований в правому верхньому кутку таблиці, це один з найбільш електронегативних елементів. Звідси визначаємо:Активний неметал ВСО = ТУгр = +7 (як у /-елемента)

 

НСО = Ыгр - 8 = 7 - 8 = -1 (як у //-елемента VII групи)

Записуємо формули оксидів властивості


 

 

 

 

 

 

 

 

і


Mn

Метал (як d-елемент)

ВСО = ТУгр = +7

(як у d-елемента, у якого на

підрівні менше, ніж 6 електронів

НСО = +2

(як у d-елемента). гідроксидів і аналізуємо кислотно-основні
Манган Mn

СО: +2

Оксид MnO Гідроксид Mn(OH)2

 

основи


+7

Mn2O7

+3 +4 Mn2O3 MnO2

кислоти

Mn(OH)3   Mn(OH)4 H2MnO2 HMnO4 H2MnO3

амфотернийпосилення кислотних властивостей

 

посилення основних властивостей (зниження заряду і збільшення радіусу іона).7. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

 

 

Основні поняття і закони: хімічний зв'язок; енергія і довжина хімічного зв'язку; метод валентних зв'язків, типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний, металевий; донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку; перекривання орбіталей; напрямленість, насичуваність і полярність ковалентного зв'язку; гібридизація; валентний кут; ординарний, подвійний і потрійний зв'язок; о- і п-зв'язки; ковалентність і валентність; дипольний момент; ступінь іонності.

Перелік умінь: визначати тип хімічних зв'язків, аналізувати механізм їх утворення; зображати перекривання атомних орбіталей, електронні схеми молекул і їх геометричну форму; оцінювати полярність зв'язків і молекул; встановлювати взаємозв'язок між типом хімічного зв'язку і властивостями речовин.

Хімічний зв 'язок - сукупність взаємодій, що приводять до сполучення атомів в стійкі складні частинки (молекули, іони, радикали) і агрегати (кристали, стекла та інше). Ці взаємодії мають електричну природу і виникають при перерозподілі валентних електронів між атомами.

Основною умовою утворення хімічного зв'язку є зменшення енергії складної частинки в порівнянні з енергією ізольованих (що не взаємодіють) атомів. Енергія, що виділяється при утворенні зв'язку, називається енергією хімічного зв'язку. З розрахунку на один хімічний зв'язок його енергію зазвичай виражають в електронвольтах еВ (1 еВ = 1,602-10-19Дж), а з розрахунку на моль зв'язків - у кДж/моль (1 еВ відповідає 96,5 кДж/моль). Чим більше енергія хімічного зв'язку, тим зв'язок міцніший.

Іншою важливою характеристикою хімічного зв'язку є його довжина (І) - відстань між центрами (ядрами) хімічно зв'язаних атомів в їх стійких положеннях. Довжину зв'язку вимірюють в нанометрах (1 нм = 10-9 м). Зручною одиницею є також ангстрем А (1А = 10-10 м = 0,1 нм).

Найбільшого поширення набули два квантовомеханічні підходи до опису хімічного зв'язку: метод молекулярних орбіталей (МО) і метод валентних зв'язків (ВЗ). Метод МО розглядає стан електронів в молекулі -молекулярні орбіталі як багатоцентрові, такі, що охоплюють ядра всіх атомів, які входять в молекулу. Метод ВЗ представляє молекулу як систему двохцентрових молекулярних орбіталей, кожна з яких відповідає одномузв'язку (одній рисці в структурній хімічній формулі) між двома сусідніми атомами в молекулі.

Залежно від характеру розподілу валентних електронів розрізняють три основні типи хімічного зв'язку. Якщо валентні електрони переважно локалізовані (знаходяться) між атомами, зв'язок називають ковалентним. Якщо ж валентні електрони локалізовані переважно на більш електронегативних атомах, зв'язок називають іонним. Нарешті, якщо валентні електрони повністю делокалізовані і вільно переміщаються по всьому об'єму кристала, зв'язок називають металевим.

 

Ковалентний зв'язок

В більшості випадків реалізуються два механізми утворення ковалентного зв'язку: 1) спаровування електронів двох атомів за умови протилежної орієнтації їх спинів; 2) донорно-акцепторна взаємодія, при якій загальною стає електронна пара одного з атомів (донора) за наявності енергетично вигідної вільної орбіталі іншого атома (акцептора).

Іншими словами, ковалентний зв'язок утворюється при перекриванні або атомних орбіталей (АО) з неспареними електронами, спіни яких протилежні, або вільною АО з такою АО, що містить пару електронів.

Розглянемо утворення молекули Н2 з атомів. Атоми Гідрогену мають електронну конфігурацію 1s1, тобто на s-орбіталях знаходяться неспарені електрони. Перекривання валентних АО, що веде до утворення МО в молекулі Н2, можна зобразити графічно таким чином:

 

На схемах заштрихована область перекривання АО. Підвищена густина негативного електричного заряду електронів у цій області притягує позитивні заряди ядер атомів, чим і зумовлюється хімічний зв'язок. Чим більше область перекривання АО, тим міцніше зв'язок. При подальшому зближенні атомів з деякого моменту починають переважати сили відштовхування позитивно заряджених ядер і енергія системи підвищується. Оптимальна область перекривання відповідає мінімальній енергії і певній довжині зв'язку (рис. 7.1).

E

r

Унаслідок валентних електронів Гідрогену утворюється один ковалентний зв'язок, який в структурних хімічних формулах зображають за допомогою риски між хімічно зв'язаними атомами: Н-Н.

Утворення молекули з атомів можна також представити у вигляді електронних схем, позначивши електрони зовнішніх енергетичних рівнів атомів точками. Тоді один ковалентний зв'язок позначається не

рисками, а парою точок: Н:Н.

Інший механізм утворення ковалентного зв'язку можна показати на прикладі утворення тієї ж молекули Н2 із іонів Н+ і Н-. Іон Н+ електронів не

має і його АО 1s вільна: 1s|________ | . Іон Н- містить два електрони, які займають

ls-орбіталь: 1s2 або 1s [ft

Між цими іонами можливе утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом:

 

НИ + ГП Н+ ® Н    Н   або Н:Н або Н-Н

 

 

Утворюється молекула з ковалентним зв'язком, який нічим не відрізняється від зв'язку, що виникає при утворенні молекули водню з атомів, окрім походження усуспільненої електронної пари.

За способом перекривання АО і симетрії МО, що утворюється, розрізняють: о-зв'язок, коли область перекривання лежить на лінії, що сполучає ядра атомів; п-зв'язок, якщо область перекривання лежить по обидві сторони від осі зв'язку - лінії, що сполучає ядра атомів. Такий зв'язок утворюється як кратний тільки після того, коли між атомами вже створений о-зв'язок. Річ у тому, що у випадку п-зв'язку перекривання АО менш ефективно, тобто енергетично він менш вигідний, чим о-зв'язок. 8-Зв'язок утворюється при перекриванні усіх чотирьох лопастей ^-електронних орбіталей, розташованих в паралельних площинах (табл. 7.1).Таблиця 7.1

Схеми перекриття орбіталей при утворенні о-, п-, б-зв'язківо-зв'язок


8-зв'язок

 

 

 

р|оо|о

Утворення ковалентного хімічного зв'язку рекомендується розглядати в наступній послідовності:

-      записати короткі електронні формули атомів, що входять до складу молекули;

-      зобразити графічні схеми валентних орбіталей і визначити, які з них беруть участь в утворенні ковалентних зв'язків;

-      показати перекривання АО з урахуванням їх геометричної форми і орієнтації в просторі;

-      записати  структурну  формулу  частинки,  що  утворилася, за допомогою символів елементів і рисок, що позначають хімічні зв'язки;

-     скласти електронну схему частинки, що утворилася.

Приклад 7.1. Опишіть утворення ковалентних зв'язків в молекулах: а) HF; б) H2Te; в) HsAs; г) S2.

Розв'язання. а) У молекулі HF хімічний зв'язок утворюється між атомами Гідрогену і Флуору. Їх електронні формули:

F: 2s22p5 або 2s \\\\ 2p\ f| \f| \f |;   Н: 1s1 або 1s [f^ Отже, в утворенні ковалентного зв'язку братимуть участь s-орбіталь атома Н і //-орбіталь атома F з неспареними електронами. Графічна схема перекривання орбіталей:

H F
Структурна формула молекули: Н-F, а електронна схема:


 

 

 

Н : F :б) Електронні формули атомів: Н: 1s1 або 1s

Те: 5s25p4 або 5s  5p\ f| \| | |

Якщо мати на увазі, що //-орбіталі орієнтовані уздовж декартових осей координат, перекривання АО, структурна формула і електронна схема має вигляд:


H

 

 

ТегД

 

н

с

 

Те Н


Н

: Те:Нв) Електронні формули атомів: Н: 1s1 або 1s [f^

As: 4s24p3 або 4s \\ 4p \_ \_ f

У атома Арсена в утворенні хімічних зв'язків беруть участь всі три р-орбіталі:Така молекула має форму тригранної піраміди з кутами при вершині (атом As) 90°:

 

 

 

 

 

 

 

 

Електронна схема молекули H3As має наступний вигляд:

 

H:A s:H H

 

г) Електронна формула атома Сульфура:

„2о „4

S: 3s23p4 або 3s \\\\3p \ \\\| \f
Атомні орбіталі, що перекриваються уздовж осі зв'язку, утворюють о-зв'язок, а орбіталі pz, що направлені вертикально, перекриваються поза міжцентровою лінією з утворенням п-зв'язку. Зверніть увагу, що одному п-зв'язку відповідають дві області перекривання. Таким чином, між атомами сірки утворився подвійний зв'язок: S=S або

 

S •• S

 

Контрольне питання. Як утворюються ковалентні зв'язки в молекулі

азоту N2?

Між атомами можливе утворення простих (ординарних) і кратних: подвійного і потрійного зв'язків. Ординарний зв'язок завжди є о-зв'язком. Подвійний - один о-зв'язок і один п-зв'язок. Потрійний - один о-зв'язок і два п-зв'язки. Кратність ковалентного зв'язку може бути і дробною. Наприклад,

він дорівнює 1/2 в іонах Н2+ і Не2+, 4/3 в іонах NO3 і CO2,-. Такі випадки

зручніше розглядати на основі методу МО.

З електронних схем видно, що з урахуванням всіх «усуспільнених» при утворенні зв'язків електронів атом Гідрогену набуває двохелектронної, а решта атомів - восьмиелектронної конфігурації. Такі конфігурації, відповідні електронним структурам атомів інертних газів, мають підвищену стійкість, що дуже важливо враховувати при аналізі хімічного зв'язку в частинках.

Наведені приклади показують, що геометрія молекул не довільна, а визначається орієнтацією АО, що беруть участь в утворенні зв'язків. Відповідно цьому говорять про напрямленість ковалентного зв'язку. Кути між осями хімічних зв'язків, що утворюються даним атомом, називаються

валентними кутами.

Кількість ковалентних зв'язків, утворених даним атомом, називається його ковалентністю. Не слід плутати ковалентність і ступінь окиснення. Це не одне й те ж. Наприклад, в молекулі S2 ковалентність сірки дорівнює двом, а її ступінь окиснення дорівнює нулю. Ковалентність визначається числом АО,які беруть участь в утворенні зв'язків. При цьому слід враховувати як АО з неспареними електронами, так і АО з неподіленими електронними парами, а також вільні АО валентної оболонки.

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах