2.2. Примеры решения задач

Пример 1.

Какая из химических связей H–F, H–Br, H–C является наиболее полярной. Укажите в каждой паре наиболее электроотрицательный элемент.

Решение.

В соответствии со шкалой Полинга (Приложение Б), указанные атомы имеют следующие значения электроотрицательности: H (2,15); F (3,98); Br (2,96); C (2,55). Разности между электроотрицательностью водорода и электроотрицательностями F, Br, C, соответственно составляют: H–F (1,83), H–Br (0,81), H–C (0,40). Таким образом полярность связи в данном ряду убывает. Наиболее электроотрицательными элементами в указанных парах являются, соответственно: F, Br, C.

Пример 2.

Укажите тип связи в следующих веществах: HCl, H₂, NaCl.

Решение.

HCl. Разность электроотрицательностей водорода и хлора по шкале Полинга (Приложение Б) составляет: 3,16-2,15=1,01. Связь является ковалентной полярной.

H₂. Связь является ковалентной неполярной, так как атомы обладают одинаковой электроотрицательностью.

NaCl. Разность электроотрицательностей водорода и хлора по шкале Полинга (Приложение Б) составляет: 3,16-0,93=2,23. Связь является ионной, так как разность электроотрицательностей элементов значительна (>1,7).

Пример 3.

Сколько неспаренных электронов имеет атом углерода в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность углерода, обусловленная неспаренными электронами?

Решение.

Атом углерода в основном состоянии имеет два неспаренных электрона, а в возбуждённом – четыре:

В таком состоянии атом углерода способен образовывать соединения, где он будет четырёхвалентен.

Пример 4.

Записать схемы образования молекулярных орбиталей следующих молекул Li₂ и He₂. Могут ли существовать подобные соединения? Нарисовать энергетические диаграммы указанных соединений.

Решение.

Щелочные металлы в газообразном состоянии существуют в виде двухатомных молекул. Попробуем доказать возможность существования двухатомной молекулы Li₂, используя метод молекулярных орбиталей. Исходный атом лития содержит электроны на двух электронных уровнях - первом и втором (1s и 2s). Построим энергетическую диаграмму молекулы Li₂.

В системе из двух атомов лития Li₂ шесть электронов; четыре на связывающих и два на разрыхляющих орбиталях:

Li₂ : Li[1s²2s¹]+Li[1s²2s¹]= Li₂ [(s^св1s)² (s^разр1s)² (s^св2s)² (s^разр2s)⁰]

Перекрывание равных по энергии атомных 1s орбиталей атомов лития даст две -орбитали, связывающую и разрыхляющую, которые согласно принципа минимума энергии будут полностью заселены четырьмя электронами. Выигрыш в энергии, получаемый в результате перехода электронов на связывающую орбиталь не способен компенсировать потери энергии при переходе электронов на разрыхляющую орбиталь. Вот почему вклад в образование связи между атомами вносят электроны внешнего электронного слоя. Перекрывание 2s -орбиталей атомов лития приведет также к образованию -связывающей и -разрыхляющей молекулярных орбиталей. Два электрона займут место на связывающей орбитали, давая выигрыш в энергии двух электронов.

В системе из двух атомов гелия He₂ четыре электрона; два на связывающей и два на разрыхляющей орбитали:

He₂ : He[1s²]+He[1s²]= He₂ [(s^св1s)² (s^разр1s)²]

Молекула гелия He₂ существовать не может, так как выигрыша в энергии при образовании связи не происходит. Энергетические диаграммы молекул Li₂ и He₂ показаны на рис. 2.2.

He2	Li2
Рис. 2.2. Энергетические диаграммы соединений He2 и Li2

Суммируем все данные для частиц, рассмотренных выше в таблице:

Частица	He2	Li2
sразр1s	↑↓	↑↓
sсв1s	↑↓	↑↓
sразр2s	-	-
sсв2s	-	↑↓
Порядок связи	0	1