9. Молекулярное и немолекулярное строение веществ. Молекулярные, атомные и ионные соединения. Графические и структурные формулы веществ. Газообразное и конденсированное состояния веществ.

1. с.77–88; 2. с. 151–158; 8. с. 138–146; 11. с. 138–140, с. 143–161.

Различают твердое, жидкое и газообразное агрегатные состояния вещества. Твердое и жидкое состояния объединяются общим названием «конденсирвоанное состояние».

Агрегатное состояние вещества в общем случае определяется температурой и давлением. Обычно при характеристике агрегатного состояния вещества имеются в виду стандартные условия: температура 298,15 K, давление 101,325 кПа.

При очень высокой температуре устойчиво газообразное состояние, при низкой, наоборот, все вещества находятся в конденсированном состоянии. Повышение давления способствует переходу вещества в конденсированное состояние.

Твердое вещество может находиться в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллическое состояние является наиболее устойчивым.

Алгоритм анализа строения молекулярных частиц

Алгоритм анализа строения молекулярных частиц основывается на простых концепциях теории валентных связей:

• Геометрическая форма частицы определяется пространственной направленностью ковалентных связей между входящими в её состав атомами. Эти связи образуются за счет электронов только внешних энергетических уровней, что характерно для атомов s-и р-элементов.

• При образовании молекулярной частицы каждый из связывающихся атомов приобретает устойчивую (завершённую) внешнюю электронную оболочку (восьмиэлектронная оболочка – «октет», двухэлектронная (для атомов водорода) – «дублет»).

Алгоритм состоит из тринадцати этапов, проиллюстрированных на следующих примерах:

Пример I. Анализ строения молекулы азотной кислоты HNO₃.

1. Запись числа электронов () на внешнем энергетическом уровне атома каждого элемента и величины его электроотрицательности (c):

Элемент	H	N	O
Число электронов	1	5	6
Электроотрицательность (c)	2,1	3,07	3,5

2. Подсчет общего числа электронов N₁() на внешних энергетических уровнях всех атомов до образования молекулы:

N₁() = 1· 1+1· 5+3 · 6=24 .

В случае отрицательно заряженных ионов с молекулярной структурой к числу электронов, имеющихся у всех атомов, прибавляют число электронов, равное заряду иона. В случае положительно заряженных ионов из общего числа электронов, имеющихся у всех атомов, вычитают число электронов, равное заряду иона.

3. Подсчет общего числа электронов N₂() на внешних энергетических уровнях всех атомов в молекуле при достижении каждым из них устойчивой электронной конфигурации из 8(атом Н – из двух):

N₂() = 1· 2+1· 8+3 · 8=34 .

4. Подсчёт общего дефицита электронов ΔN():

ΔN() = N₂() – N₁() = 34 – 24 = 10 .

5. Подсчёт общего числа ковалентных связей N(св.) в молекуле.

Поскольку образование одной ковалентной связи компенсирует дефицит двух , то общее число связей в молекуле равно:

N(св.) =

В соответствии с этим для молекулы HNO₃ N(св.) = = 5.

6. Подсчёт числа s- и p-связей в молекуле.

Число s-связей N(s) в нециклической молекуле на 1 меньше общего числа атомов N(ат.) в ней:

N(s) = N (ат.) – 1.

Поэтому в молекуле HNO₃ число s-связей равно:

N(s) = N(ат.) – 1 = 5 – 1 = 4.

Число p-связей N(p) в молекуле равно разности между общим числом связей N(св.) и числом s-связей N(s):

N(p) = N(св.) – N(s).

Поэтому в молекуле HNO₃ число p-связей равно:

N(p) = N(св.) – N(s) = 5 – 4 = 1.

7. Распределение химических связей и неподеленных электронных пар (НЭП) в молекулярной частице.

Каждая связь (пара электронов) обозначается черточкой. Распределение проводится в последовательности:

а) Электронные пары s-связей:

б) Электронные пары p-связей:

в) НЭП атомов:

8. Графическое изображение возможных резонансных структур:

Поскольку резонансные структуры равнозначны, можно нарисовать одну «усреднённую» графическую формулу молекулы с делокализованнойp-связью:

9. Графическое изображение и анализ электронной формулы.

В таких формулах каждая пара электронов изображается в виде или двух точек, или двух кружков, или точки и кружка.

Электронная формула для резонансной структуры, приведенной в п. 8 слева, имеет вид:

(В этой формуле электроны атомов азота и водорода обозначены точками, кислорода – кружками).

Из приведенной электронной формулы видно, что одна из связей между атомом азота и кислорода образована по донорно-акцепторному механизму. Такая ковалентная связь изображается стрелкой, направленной от донора электронной пары (атомаN) к её акцептору (атому O₍₂₎):

10. Определение типа гибридизации орбиталей центральных атомов.

Общее количество гибридных орбиталей в атоме равно сумме числа образованных им σ-связей и числа имеющихся у него неподеленных электронных пар (НЭП):

N(гибр. орб.) = N(σ) + N(НЭП).

Поэтому в молекуле HNO₃ (п. 8, резонансная формула слева), у атома азота тип гибридизации орбиталей – sp² (3 s-связи и отсутствует НЭП); у атома кислорода О₍₁₎ – sp³ (две s-связи и 2 НЭП).

11. Анализ геометрической формы молекулы.

Поскольку атом азота находится в sp²-гибридном состоянии и у него отсутствует НЭП, фрагмент (NO₃) плоский – все 4 атома лежат в одной плоскости. Из-за наличия делокализованной p-связи угол О₍₂₎─N─О₍₃₎ несколько больше 120 ^о (120 ^о – угол между sp²-гибридными орбиталями), а длина связей N─O₍₂₎ и N─O₍₃₎ меньше по сравнению с длиной связи N─O₍₁₎:

12. Определение полярности молекулы на основе её пространственного строения и полярности связей.

Молекула HNO₃ полярна, т. к. она имеет несимметричное строение и сумма векторов дипольных моментов всех связей в ней не равна нулю (электрический момент диполя m молекулы не равен нулю):

13. Определение значений валентности и степени окисления атомов.

Количественной мерой валентности атома является число образованных им ковалентных связей. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам.

Степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

Для резонансной формулы, приведенной в п. 8 слева:

Атом	Валентность	Степень окисления
N	4	+5
O(1), (3)	2	–2
O(2)	1	–2
H	1	+1

Пример II. Анализ строения молекулы оксида азота(IV) NO₂.

1. Запись числа электронов () на внешнем энергетическом уровне атома каждого элемента и величины его электроотрицательности (c):

Элемент	N	O
Число электронов	5	6
Электроотрицательность (c)	3,07	3,5

2. Подсчет общего числа электронов N₁() на внешних энергетических уровнях всех атомов до образования молекулы:

N₁() = 1· 5+2 · 6=17 .

Обратите внимание !!! Поскольку общее число электронов N₁() на внешних энергетических уровнях всех атомовнечётное, то в образованной ими молекуле должен быть 1 неспаренный электрон !

3. Подсчет общего числа электронов N₂() на внешних энергетических уровнях всех атомов в молекуле при достижении каждым из них устойчивой электронной конфигурации из 8:

N₂() = 1· 8+2 · 8=24 .

4. Подсчёт общего дефицита электронов ΔN():

ΔN() = N₂() – N₁() = 24 – 17 = 7 .

5. Подсчёт общего числа ковалентных связей N (св.) в молекуле.

Поскольку образование одной ковалентной связи компенсирует дефицит двух , а в молекуле NO₂ он составляет 7 , то общее число связей в ней равно:

N(св.) = = 3,5 (т. е. 3 связи + 1 неспар. ).

Таким образом, в данной молекуле имеются 3 ковалентные связи и 1 неспаренный электрон.

6. Подсчёт числа s- и p-связей в молекуле.

Число s-связей N(s) в молекуле NO₂ равно:

N(s) = N(ат.) – 1 = 3 – 1 = 2.

Число p-связей N(p) в этой молекуле составляет:

N(p) = N(св.) – N(s) = 3 – 2 = 1.

7. Распределение химических связей и неподеленных электронных пар (НЭП) в молекуле:

а) Электронные пары s-связей:

б) Электронные пары p-связей:

в) НЭП атомов:

8. Графическое изображение возможных резонансных структур:

Поскольку резонансные структуры равнозначны, можно нарисовать одну «усреднённую» графическую формулу молекулы с делокализованнойp-связью:

8. Графическое изображение и анализ электронной формулы.

В таких формулах каждая пара электронов изображается в виде или двух точек, или двух кружков, или точки и кружка.

Электронная формула для резонансной структуры, приведенной в п. 8 слева, имеет вид:

(Электроны атома азота обозначены точками).

Из приведенной электронной формулы видно, что одна из связей между атомом азота и кислорода образована по донорно-акцепторному механизму. Такая ковалентная связь изображается стрелкой, направленной от донора электронной пары (атомаN) к её акцептору (атому O):

9. Определение типа гибридизации орбиталей центрального атома.

Общее количество гибридных орбиталей в атоме равно сумме числа образованных им σ-связей и числа имеющихся у него неподеленных электронных пар (НЭП):

N(гибр. орб.) = N(σ) + N(НЭП).

Неспаренный электрон при этом считается как одна НЭП. Поэтому в молекуле NO₂ (п. 8, резонансная формула слева) у атома азота тип гибридизации орбиталей – sp² (2 s-связи и 1 НЭП).

10. Анализ геометрической формы молекулы.

Поскольку атом азота находится в sp²-гибридном состоянии, три его гибридные орбитали лежат в одной плоскости под углами, близкими к 120º. Две из них перекрываются с орбиталями атомов кислорода, а третья – несвязывающая гибридная орбиталь – занята неспаренным электроном. Молекула угловая. Из-за наличия делокализованной p-связи угол О₍₁₎─N─О₍₂₎ несколько больше 120^о. Длины связей N─O₍₁₎ и N─O₍₂₎ одинаковы:

11. Определение полярности молекулы на основе её пространственного строения и полярности связей.

Молекула NO₂ полярна, т. к. сумма векторов дипольных моментов всех связей в ней не равна нулю (электрический момент диполя m молекулы не равен нулю):

12. Определение значений валентности и степени окисления атомов.

Количественной мерой валентности атома является число образованных им ковалентных связей. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам.

Степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

Для резонансной формулы, приведенной в пункте 8 слева:

Атом	Валентность	Степень окисления
N	3	+4
O(1)	1	–2
O(2)	2	–2

ПРИМЕР III. Анализ строения молекулярного иона .

1. Запись числа электронов () на внешнем энергетическом уровне атома каждого элемента и величины его электроотрицательности (c):

Элемент	С	О
Число электронов	4	6
Электроотрицательность (c)	2,5	3,5

2. Подсчет общего числа электронов N₁() на внешних энергетических уровнях всех атомов до образования молекулярного иона:

N₁() = 1· 4+3 · 6+2=24 .

Поскольку общее число электронов N₁() в молекулярной частицечётное, в ней нет неспаренных электронов !

3. Подсчет общего числа электронов N₂() на внешних энергетических уровнях всех атомов в частице при достижении каждым из них устойчивой электронной конфигурации из 8:

N₂() = 1· 8+3 · 8=32 .

4. Подсчёт общего дефицита электронов ΔN():

ΔN() = N₂() – N₁() = 32 – 24 = 8 .

5. Подсчёт общего числа ковалентных связей N(св.) в частице.

Поскольку образование одной ковалентной связи обусловливает дефицит двух , а в ионе он составляет 8 , то общее число связей в нём равно:

N(св.) = = 4.

Таким образом, в данном ионе имеются 4 ковалентные связи.

6. Подсчёт числа s- и p-связей в ионе.

Число s-связей N(s) в ионе равно:

N(s) = N(ат.) – 1 = 4 – 1 = 3.

Число p-связей N(p) в этой частице составляет:

N(p) = N(св.) – N(s) = 4 – 3 = 1.

7. Распределение химических связей и неподеленных электронных пар (НЭП) в молекулярном ионе:

а) Электронные пары s-связей:

б) Электронные пары p-связей:

в) НЭП атомов:

8. Графическое изображение возможных резонансных структур:

Поскольку резонансные структуры равнозначны, можно нарисовать одну «усреднённую» графическую формулу иона с делокализованнойp-связью:

9. Графическое изображение и анализ электронной формулы.

В таких формулах каждая пара электронов изображается в виде или двух точек, или двух кружков, или точки и кружка. «Зарядовые» электроны (перешедшие от атомов, не входящих в состав данного иона, например, от атомов натрия) обозначаются квадратиками.

Электронная формула для резонансной структуры, приведенной в п. 8 слева, имеет вид:

(Электроны атома углерода обозначены точками).

Из электронной формулы видно, что все связи в ионе образованы по обменному механизму.

10. Определение типа гибридизации орбиталей центрального атома.

Общее количество гибридных орбиталей в атоме равно сумме числа образованных им σ-связей и числа имеющихся у него неподеленных электронных пар (НЭП):

N(гибр. орб.) = N(σ) + N(НЭП).

В соответствии с этим в ионе у атома углерода тип гибридизации орбиталей – sp² (3 s-связи и нет НЭП).

11. Анализ геометрической формы частицы.

Поскольку атом углерода находится в sp²-гибридном состоянии, три его гибридные орбитали лежат в одной плоскости под углами 120º. Они участвуют в образовании связей с тремя атомами кислорода. Ион строго симметричен и представляет собой равносторонний треугольник, в центре которого находится атом углерода. Длины всех связей С─О одинаковы:

12. Определение полярности частицы на основе её пространственного строения и полярности связей.

Ион неполярен, поскольку сумма векторов дипольных моментов всех связей в нём равна нулю (электрический момент диполя иона равен нулю:

13. Определение значений валентности и степени окисления атомов.

Количественной мерой валентности атома является число образованных им ковалентных связей. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам.

Степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

Для резонансной формулы, приведенной в пункте 8 слева:

Атом	Валентность	Степень окисления
С	4	+4
O(1)	2	– 2
O(2)	1	– 2
О(3)	1	– 2

ПРИМЕР IV. Анализ строения молекулярного иона (NH₄)⁺.

1. Запись числа электронов () на внешнем энергетическом уровне атома каждого элемента и величины его электроотрицательности (c):

Элемент	N	H
Число электронов	5	1
Электроотрицательность (c)	3,07	2,1

2. Подсчет общего числа электронов N₁() на внешних энергетических уровнях всех атомов до образования молекулярного иона:

N₁() = 1· 5+4 · 1– 1=8 .

Поскольку общее число электронов N₁() в молекулярной частицечётное, в ней нет неспаренных электронов !

3. Подсчет общего числа электронов N₂() на внешних энергетических уровнях всех атомов в частице при достижении каждым из них устойчивой электронной конфигурации:

N₂() = 1· 8+4 · 2=16 .

4. Подсчёт общего дефицита электронов ΔN():

ΔN() = N₂() – N₁() = 16 – 8 = 8 .

5. Подсчёт общего числа ковалентных связей N(св.) в частице.

Поскольку образование одной ковалентной связи обусловливает дефицит двух , а в ионе (NH₄)⁺ он составляет 8 , то общее число связей в нём равно:

N(св.) = = 4.

Таким образом, в данном ионе имеются 4 ковалентные связи.

6. Подсчёт числа s- и p-связей в ионе.

Число s-связей N(s) в ионе (NH₄)⁺ равно:

N(s) = N(ат.) – 1 = 5 – 1 = 4.

Число p-связей N(p) в этой частице составляет:

N(p) = N(св.) – N(s) = 4 – 4 = 0.

Таким образом, в катионе аммония p-связей нет.

7. Распределение химических связей и неподеленных электронных пар (НЭП) в молекулярном ионе:

а) Электронные пары s-связей:

б) Электронные пары π-связей: нет

в) НЭП атомов: нет.

8. Графическое изображение возможных резонансных структур:

Поскольку в катионе аммония отсутствуют p-связи, резонансные структуры для него невозможны.

9. Графическое изображение и анализ электронной формулы.

В таких формулах каждая пара электронов изображается в виде или двух точек, или двух кружков, или точки и кружка.

Электронная формула для структуры, приведенной в п. 7а, имеет вид:

(Электроны атомов азота обозначены точками). Из приведенной электронной формулы видно, что одна из связей между атомом азота и водорода образована по донорно-акцепторному механизму. Такая ковалентная связь изображается стрелкой, направленной от донора электронной пары (атомаN) к её акцептору (атому Н₍₃₎):

10. Определение типа гибридизации орбиталей центрального атома.

Общее количество гибридных орбиталей в атоме равно сумме числа образованных им σ-связей и числа имеющихся у него неподеленных электронных пар (НЭП):

N(гибр. орб.) = N(σ) + N(НЭП).

В соответствии с этим в ионе (NH₄)⁺ атом азота находится в sp³-гибридном состоянии (4 s-связи и нет НЭП).

11. Анализ геометрической формы частицы.

Поскольку атом азота находится в sp³-гибридном состоянии, четыре его гибридные орбитали расположены в пространстве тетраэдрически под углами 109º 28′ . Они перекрываются с орбиталями атомов водорода, образуя 4σ-связи, направленные от атома азота к вершинам тетраэдра:

Катион (NH₄)⁺ строго симметричен. Длины всех связей N─H одинаковы.

12. Определение полярности частицы на основе её пространственного строения и полярности связей.

Ион (NH₄)⁺ неполярен, поскольку сумма векторов дипольных моментов всех связей в нём равна нулю (электрический момент диполя иона равен нулю)

13. Определение значений валентности и степени окисления атомов.

Количественной мерой валентности атома является число образованных им ковалентных связей. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам.

Степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

Атом	Валентность	Степень окисления
N	4	–3
H(1), (2), (3), (4)	1	+1