2.5 Контрольные вопросы для самопроверки

1. Охарактеризуйте строение атома. Какой заряд имеет протон, нейтрон, электрон?

2. Что такое электронная оболочка?

3. Каков характер движения электрона в атоме? Почему для описания его движения используют принципы квантовой механики?

4. Что называется атомной орбиталью? Электронным облаком?

5. Квантовые числа: главное квантовое число n и побочное квантовое число l, магнитное квантовое число m_l и спиновое квантовое число m_s..Что они характеризуют?

6. Что такое энергетический уровень и подуровень? Чему равно число подуровней на энергетическом уровне?

7. Какие значения принимают главное квантовое число n и побочное квантовое число l, магнитное квантовое число m_l и спиновое квантовое число m_s.?

8. Набор каких квантовых чисел характеризует: а) уровень; б) подуровень; в) орбиталь; г) электрон?

9. Дайте определение основного и электронно-возбужденного состояния. Приведите примеры.

10. Квантовые представления о состоянии электронов. Атомная орбиталь. Принцип Паули. Правило Хунда и правило Клечковского.

11. Положение s-, р-, d- и f-элементов в периодической системе.

12. По каким признакам делят элементы на металлы и неметаллы (с точки зрения строения атома)?

13. Почему периодическая система элементов состоит из семи периодов?

14. Объясните характер изменений атомных радиусов и электроотрицательсти элементов в периодах и группах.

15. Что такое энергия ионизации и потенциал ионизации? Объясните характер изменения потенциала иониза­ции и металлических свойств элементов в периодах и группах.

Тема 3. Химическая связь и строение вещества

3.1. Закономерности изменения характеристик и свойств химической связи

При взаимодействии атомов между ними возникает химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, молекулярного иона, кристалла.

Причина возникновения химической связи обусловлена тем, что образование молекул сопровождается выигрышем энергии.

Различают ковалентную (полярную и неполярную), ионную, металлическую, водородную и ван-дер-ваальсовую связи. Для описания химических связей в настоящее время наибольшее распространение получил метод валентных связей (ВС).

Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования общей электронной пары. Существует два возможных механизма образования общей электронной пары: 1) обменный, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону, 2) донорно-акцепторный, если один из атомов предоставляет электронную пару (донор), а другой – пустую (вакантную) орбиталь (акцептор).

Основные характеристики химической связи: электроотрицательность, валентность, степень окисления, длина, энергия (прочность), кратность и полярность связи.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность. Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А - В

1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю). Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Это неполярная ковалентная связь.

2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нѐм возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный. Такая связь называется ковалентной полярной. Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов.

3) ЭО (А) >> ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) отдает свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион А⁺ и анион В^-. Такая связь называется ионной. Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов, оснований и солей, в том числе солей органических и солей аммония.

Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO₃.

Валентность – число связей, образованных данным атомом в данной

молекуле. Высшая возможная валентность элементов, как правило, равнa номеру группы. Это правило не выполняется:

А) у элементов второго периода, начиная с азота (у них отсутствуют d-орбитали и нет возможности для распаривания электронов);

Б) у элементов 8 группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад);

В) у элементов 1 группы побочной подгруппы (у них высшая валентность больше номера группы).

Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и

из того, что в целом молекула электронейтральна.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении. Она зависит от радиусов атомов, образующих связь, и от кратности связи (одинарная, двойная, тройная). Обычно чем больше длина связи, тем меньше ее энергия (прочность). Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и тройная - между теми же атомами.

Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов. Чем больше разность ЭО двух атомов в связи, тем она более полярная.

Металлическая связь возникает в простых веществах – металлах между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводно-

сти металлов. Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе.

Особым видом химической связи является водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул. Она возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно кислорода или фтора, реже азота) одной молекулы и атомом водорода другой молекулы или части молекулы. Водородную связь обозначают пунктиром. Водородная связь менее прочна, чем обычная химическая, но оказывает влияние на многие свойства веществ, например, приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует. Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты. Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

Межмолекулярная водородная связь является одним из видов межмолекулярных взаимодействий. Существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти силы называют ван-дер-ваальсовыми. К таким силам относят: 1) ориентационное (диполь – дипольное) взаимодействие, возникающее между полярными молекулами (чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются); индукционное взаимодействие, возникающее между полярной и неполярной молекулами (под влиянием полярной молекулы в неполярной молекуле возникает (индуцируется) диполь, который притягивается к полярной молекуле); 3) дисперсионное взаимодействие, возникающее в неполярных молекулах за счет флуктуаций электронной плотности, которые приводят к возникновению мгновенных диполей и притяжению или отталкиванию между ними.

Основные свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Насыщаемость ковалентной связи объясняется наличием у атома того или иного элемента определенного числа неспаренных электронов.

У атомов большинства элементов число валентных электронов может изменяться в зависимости от того, находится атом в нормальном или возбужденном состоянии. Например, схема распределения валентных электронов атома серы в нормальном состоянии по квантовым ячейкам:

16S









3s² 3p⁴ 3d⁰

число неспаренных электронов 2, валентность 2

Атом серы имеет свободные d-орбитали, для него возможны возбужденные состояния, сопровождающиеся переходом одного 3р-электрона и одного 3s-электрона на 3d-подуровень с увеличением числа валентных электронов:

16S*











3s² 3p³ 3d¹

число неспаренных электронов 4, валентность 4

16S**













3s¹ 3p³ 3d²

число неспаренных электронов 6, валентность 6

В отличие от атома серы у атомов кислорода как элемента второго периода отсутствует d-подуровень, возбужденного состояния нет. Схема распределения электронов внешнего уровня атома кислорода:

О









s² p⁴

число неспаренных электронов 2, валентность 2

Направленность ковалентной связи обусловливается тем, что электронные облака атома имеют определенную конфигурацию и расположение в пространстве (рис. 1). В возбужденных атомах неспаренные электроны находятся на разных подуровнях и, следовательно, орбитали этих электронов различаются по энергии и форме. Однако, ковалентные связи, которые образуют эти электроны, являются равноценными. Это объясняется явлением гибридизации – смешением электронных облаков различного типа (например, s- и р-орбиталей), в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали. Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Наиболее важные типы гибридизации орбиталей: sp-гибридизация (смешивание одной s- и одной р-орбитали), sp²-гибридизация (смешивание одной s-орбитали и двух р-орбиталей), sp³-гибридизация (смешивание одной s-орбитали и трех р-орбиталей) и sp³d² – гибридизация (смешивание одной s-орбитали, трех р-орбиталей и двух d-орбиталей). Тип гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их расположение в пространстве определяют геометрическую форму молекулы.

Таблица 2

Пространственное строение молекул различного типа

Тип гибридизации	Валент-ный угол	Число гибридных орбиталей	Геометрия молекулы	Структура	Примеры	Тип молеку-лы
sp	180	2	Линей- ная		BeF2, CO2, NO2+	АВ2
sp2	120	3	Треуго- льная		BF3, NO3- CO32-	АВ3
sp3	10928	4	Тетраэд- рическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+	АВ4
sp3d2	90	6	Октаэд-рическая		SF6, Fe(CN)63- CoF63-	АВ6

Поляризуемость ковалентной связи способность становиться полярной под действием на молекулу внешнего электрического поля. Она объясняется различной электроотрицательностью образующих молекулу атомов. Электронное облако связи (электронная пара) сдвигается к более электроотрицательному атому, и в молекуле образуется смещение центров тяжести положительных и отрицательных зарядов. Такие молекулы называют диполями. Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной ее дипольного момента, представляющего собой произведение длины диполя на абсолютное значение заряда электрона:  = le. Все типы молекул в таблице 2 являются симметричными и, следовательно, неполярными. Наличие в молекулах неподеленных электронных пар приводит к изменению геометрии молекул, появлению, например, угловой, пирамидальной конфигурации. Такие молекулы являются полярными (SnCl₂, H₂O – полярные молекулы угловой формы).

По способу перекрывания электронных облаков различают -, - и -связи. Если перекрывание электронных облаков идет по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, то такую связь называют -связью. Она одинарная. Если перекрывание электронных облаков идет перпендикулярно линии, соединяющей ядра атомов по обе стороны от нее, то связь называют -связью. Если d-электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, то такую связь называют -связью. В молекулах, содержащих двойные и тройные связи, имеются - и -связи. Они определяют кратность связи.

Рассмотренные виды химической связи обусловливают существование следующих типов кристаллических решеток в твердых веществах: молекулярной, ионной, атомной и металлической.