3.2. Примеры решения типовых задач

Задача 1.

Какую валентность и степень окисления имеют элементы в соединениях Na₃N, F₂, BCl? Показать направление перекрывания электронных облаков, конфигурацию молекул и типы связей по направлениям.

Решение.

а) Na₃N: поскольку Na в соединениях всегда имеет степень окислениия (с.о.), равную +1, то с.о.(N) = – 3.

Построимэлектронные формулы Na и N и краткие электронно-графические формулы, иначе – схемы заполнения электронами их АО внешнего энергетического уровня:

Валентность элемента определяется количеством неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне, поэтому валентностьNa равна 1. Поскольку валентный электрон находится в s–состоянии, формой его электронного облака является сфера.

Атом азота имеет три неспаренных р–электрона на внешнем энергетическом уровне, поэтому его валентность В = 3. Поскольку у азота в соединении Na₃N степень окисления (по модулю) и валентность численно совпадают, то гибридизации атома не будет. Три валентных р–электрона имеют форму электронного облака в виде гантели и располагаются в околоядерном пространстве по взаимно перпендикулярным осям:

ВмолекулеNa₃N каждый валентный р–электрон азота перекрывается с валентным s–электроном каждого из трех атомов натрия. Таким образом, конфигурация молекулы будет следующей:

Поскольку перекрывание s– и р– электронов находится на оси, соединяющей центры атомов, то по всем направлениям имеет место σ– связь.

б) F₂ – простое вещество, поэтому степень окисления его (с.о.) равна 0.

Электронная формула атома фтора и схема заполнения его валентных АО:

На внешнем энергетическом уровне атомаF находится один неспаренный р_X –электрон. Поэтому валентность фтора, В(F) = 1; р_X –электрон имеет конфигурацию электронного облака . В молекулеF₂ каждый из р_X –электронов атомов фтора перекрывается друг с другом посредством σ– связи:

в) В молекулеBCl₃ степени окисления хлора и бора: с.о.(Cl) = –1, с.о.(В) = +3. Построим электронные формулы и схемы заполнения валентными электронами АО (B и Cl):

Поскольку атом бора имеет один неспаренный р_X –электрон на внешнем энергетическом уровне, то в невозбужденном состоянии его валентность В = 1. Степень окисления бора в соединении BCl₃ не совпадает с этой валентностью, значит, при взаимодействии атома бора с хлором происходит его возбуждение, распаривание s–электронов, переход одного из них во вторую ячейку р–подуровня и гибридизация.

Электронная формула атома бора в возбужденном состоянии и схема распределения валентных электронов по АО имеют следующий вид:

Происходитsp²–гибридизация, для которой характерно следующее расположение электронных облаков:

Н

Cl

а внешнем энергетическом уровне атома хлора имеется один неспаренныйр_X –электрон, поэтому валентность атома хлора В(Cl)= 1. Форма электронного облака р_X –электрона - . Общая конфигурация молекулыBCl₃ будет иметь следующий вид:

К

Cl

Cl

B

аждый из трех гибридизованных электронов бора соединяется с каждым атомом хлора через валентныйр_X – электрон посредством σ– связи.

Задача 2.

Определить тип химической связи и структуру молекул СН₄ и Н₂S.

Решение.

а) В молекулеСН₄ степень окисления углерода –4, водорода +1. Электронная формула атома углерода:

Поскольку у атома С два неспаренных электрона, то его валентность в невозбужденном состоянии В = 2. Так как степень окисления С не совпадает с его валентностью, то при возбуждении атома происходит распаривание s–электронов, переход одного из них в третью ячейку р–подуровня и гибридизация. Электронная формула и схема распределения валентных электронов по АО атома углерода в возбужденном состоянии имеют следующий вид:

Происходитsp³–гибридизация с характерной для нее конфигурацией электронных облаков, при которой гибридные орбитали ориентированы от центра тетраэдра к его углам:

Каждый из четырех гибридных электронов перекрывается с каждымs–электроном атома водорода.

Таким образом, форма структуры молекулы СН₄ – объемный тетраэдр:

б) В молекуле Н₂S степень окисления серы –2, водорода +1.

Электронная формула и схема распределения валентных электронов атома серы по АО:

Поскольку у атомаS два неспаренных электрона, то валентность невозбужденного атома серы В (S) = 2. Так как валентность совпадает со степенью окисления серы (по модулю), то гибридизации нет. Два валентных р–электрона располагаются в околоядерном пространстве по взаимно перпендикулярным осям и перекрываются с s–электронами двух атомов Н посредством σ– связей:

Сравним структуры молекул СН₄ и H₂S. Молекула СН₄ – тетраэдрическая и дипольный момент этой молекулы как векторная величина, равная геометрической сумме моментов диполей входящих в нее связей С–Н, равен нулю. Поэтому молекула СН₄ – неполярная.

Молекула Н₂S – угловая, в одной ее части преобладает положительный, в другой – отрицательный заряд. Поэтому эта молекула - полярная.

Задача 3.

Определить структуру и характер связей молекулы N₂.

Решение.

Электронная формула атома азота:

Атом азота имеет три валентных неспаренныхр–электрона, расположенных в пространстве по трем взаимноперпендикулярным осям. Поэтому связей в молекуле N₂ три: одна σ– и две –связи.

Задача 4.

Какая из молекул: Н₂О, Н₂S, H₂Se - имеет наибольший электрический момент диполя?

Решение. ??

Элементы О, S и Se являются электронными аналогами, их электронные формулы имеют следующий вид:

⁸O : 1s² | 2s² 2p⁴

¹⁶S : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁴

³⁴Se : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ | 4s² 4p⁴

Структура их внешних электронных оболочек одинакова.

Поскольку с ростом порядкового номера элементов размеры атомов, находящихся в одной группе, возрастают, то будут возрастать и размеры соответствующих им однотипных молекул. Поэтому будут возрастать длины диполей и связанные с ними электрические моменты диполей µ.

Следовательно, µ(H₂Se)> µ(H₂S)> µ(H₂O).

Задача 5.

Определить, какая из связей: H–N, H–S, H–Te, H–Li - наиболее полярна. К какому из атомов смещено электронное облако в каждой паре элементов?

Решение.

Для определения характера связи необходимо знать электроотрицательность каждого элемента:

Элемент	H	N	S	Te	Li
Относительная электроотрицательность (ОЭО)	2,1	3,0	2,5	2,1	1,0

Определим разность электроотрицательностей ОЭО для данных соединений:

ОЭО(H–N) = 3,0 –2,1 = 0,9; ОЭО(H–S) = 2,5 – 2,1 = 0,4;

ОЭО(H–Te) = 2,1 – 2,1 = 0; ОЭО(H–Li) = 2,1 –1,0 = 1,1;

Чем больше разность электроотрицательностей соединяющихся атомов, тем более полярна связь.

Таким образом, наиболее полярной является связь H–Li.

Молекулярное электронное облако смещается в сторону атома, обладающего большей электроотрицательностью, т.е. в сторону азота в соединении H–N, серы - в связи H–S , водорода – между H–Li. В паре H–Te электронное облако находится на равном расстоянии от H и Te, т.е. связь между ними неполярна.

Задача 6.

Энергия ионизации ( ) атомов фтора и хлора составляет соответственно 17,4 и 13,0 эВ, а энергия сродства к электрону (Е) 3,45 и 3,61 эВ. Для какого из этих элементов более характерно образование ионных соединений? Указать знак заряда ионов галогенов в этих соединениях.

Решение.

Степень ионности возрастает с увеличением электроотрицательности, которая может определяться как полусумма энергий ионизации и сродства:

ЭО = 1/2 (I + Е).

Определим электроотрицательность для F и Cl:

ЭО (F) = ½ (17,4 + 3,45) = 10,425, эВ;

ЭО (Cl) = ½ (13 + 3,61) = 9,805, эВ.

Поскольку электроотрицательность F выше, чем Cl, то для F более характерно образование ионных соединений. Знак заряда ионов у обоих элементов (–), т.к. внешней р–орбитали их атомов, расположенных в VIIA-группе Периодической системы, до полного заполнения не хватает одного электрона, и с его добавлением каждый из этих атомов превращается в отрицательный ион.

Задача 7.

Показать энергетическую диаграмму F₂ методом молекулярных орбиталей (МО), то есть расположить электроны на МО в молекуле F₂.

Решение.

Молекула F₂ состоит из двух атомов, в ней 18 электронов. Реакцию образования молекулы F₂ из атомов F и распределение электронов, соединяющихся атомов на МО можно записать следующим образом (см. раздел 3.1.1, ММО):

. Таким образом, на 10 связывающих электронов, расположенных на _s–, _у– и _z–орбиталях, приходится 8 электронов, расположенных на разрыхляющих орбиталях. Поэтому в молекуле F₂ порядок связи п = ½(10 -8) = 1 и обеспечивается устойчивая химическая связь.

Энергетическая диаграмма МО для молекулы F₂ представляется в виде:

Электронно-графические формулы (для валентных подуровней –

снизу вверх, от s- к р-).

АО (атома F) МО (молекулы F₂) АО (атома F)

2s²2р⁵ (_2s^св)²(_2s^*)²(_2ру^св)²(_2рz^св)²(_2рх^св)²(_2ру^*)¹ 2s²2р⁵

Задача 8. Объяснить механизм образования молекулы SiF₄ и иона методом валентных связей. Может ли существоваь ион?

Решение.

а) Электронная формула атома Si¹⁴: 1s² |2s²2р⁶|3s²3р²3d⁰. Заполнение АО в невозбужденном состоянии может быть представлена следующей электронно-графической формулой, схемой:

При возбуждении атомSi переходит в состояние: 1s² |2s²2р⁶|3s¹3р³3d⁰, а электронно-графическое строение его валентных орбиталей имеет вид:

Неспаренные электроны возбужденного атомаSi могут участвовать в образовании черырех ковалентных связей по обычному обменному механизму с sр³ – гибридизацией атомов Si с атомами F (1s² |2s²2р⁵), имеющими по одному неспаренному электрону. В результате образуется молекула SiF₄.

Для образования иона к молекулеSiF₄ должны присоединиться два иона F^- (1s² |2s²2р⁶), все валентные электроны которых спарены. Связь осуществляется по донорно-акцепторному механизму за счет пары электронов каждого из фторид-ионов и двух вакантных 3d-орбиталей атома кремния.

б) Углерод (1s² |2s²2р²) может образовать соединение СF₄ подобно кремнию, но при этом валентные возможности углерода будут исчерпаны (нет неспаренных электронов, неподеленных пар электронов и вакантных орбиталей на валентном уровне). Поэтому ион образоваться не может.

Лекция № 9.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

Вопросы:

1. Классификации химических реакций. Типы уравнений реакций. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), их типы и распространенность в природе.

ОВ-свойства химических элементов и соединений. Понятия окислителя и восстанови-теля. Алгоритмы составления уравнения ОВР двумя методами: электронного баланса и полуреакций (ионно-электронного баланса). ОВ-эквивалент вещества.

2. Определение направления ОВР. Физико-химические параметры (температура, концентрация реагентов, их природа, кислотность среды и др.) на направление и глубину протекания ОВР.

ПРОБЛЕМНЫЕ ЛЕКЦИИ

ПО ДИСЦИПЛИНЕ

«ХИМИЯ»