1

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР

КАФЕДРА ХИМИИ

С. Г. Барам, М. А. Ильин

ХИМИЯ В

ЛЕТНЕЙ ШКОЛЕ

Новосибирск 2009

2

УДК 54.6.7 ББК 24.1

Барам С. Г., Ильин М. А.

Б 24 Химия в Летней школе / Учеб. пособие. Новосиб. гос. ун-т. Ново-

сибирск, 2009. 48 с.

Учебное пособие состоит из четырех разделов общей химии: «Ос-

новные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по уравнениям хими-

ческих реакций», «Строение атома и структура Периодической систе-

мы», «Химическая связь и строение молекул», «Строение твердых ве-

ществ. Типы кристаллических решеток». Каждый раздел содержит зада-

чи, а также теоретический материал, необходимый для их решения.

Данное учебное пособие предназначено для учащихся СУНЦ НГУ.

Кроме того, пособие будет полезно всем школьникам старших классов и

учителям химии.

© СУНЦ НГУ, 2009

© Барам С. Г., Ильин М. А. 2009

3

ПРЕДИСЛОВИЕ

Предлагаемое учебное пособие охватывает материал, который тради-

ционно рассматривается на лекциях и семинарских занятиях по химии в

ежегодных Летних школах СУНЦ НГУ. Оно состоит из четырех разделов

общей химии: «Основные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по

уравнениям химических реакций», «Строение атома и структура Периоди-

ческой системы», «Химическая связь и строение молекул», «Строение

твердых веществ. Типы кристаллических решеток». Каждый раздел вклю-

чает в себя как задачи, так и теоретический материал.

Необходимость создания такого пособия вызвана, прежде всего, тем,

что рассматриваемые темы являются одними их наиболее важных и труд-

ных тем школьного курса химии, без которых невозможно полноценное ос-

воение и глубокое понимание большинства разделов неорганической и ор-

ганической химии. Оно предназначено, в первую очередь, для повторения

материала Летней школы учащимися СУНЦ НГУ. Кроме того, пособие бу-

дет полезно всем школьникам старших классов и учителям химии.

Авторы будут признательны всем читателям за любые замечания и

пожелания, которые можно направлять по адресу: 630090, г. Новосибирск,

ул. Ляпунова, 3, кафедра химии.

4

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ. ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ. РАСЧЕТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

«Наука начинается с тех пор, как начинают изме-

рять. Точная наука немыслима без меры...»

Д. И. Менделеев

Относительной атомной массой элемента называют отношение

абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа

углерода 12С. Последняя величина называется атомной единицей массы. Относительной молекулярной массой называют отношение абсо-

лютной массы молекулы к атомной единице массы.

Количество вещества определяется числом структурных единиц (ато-

мов, молекул, ионов или других частиц) этого вещества, оно выражается в

молях (моль).

Моль – это единица количества вещества, содержащая столько же

структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г

углерода, состоящего только из изотопа 12С.

Моль – такое количество вещества, которое содержит 6,02⋅1023 частиц

этого вещества. Обозначается буквой ν.

Число частиц 6,02⋅1023 называется числом Авогадро.

Молярная масса вещества Мв-ва – это отношение массы данной пор-

ции вещества mв-ва к количеству вещества νв-ва в этой порции:

Мв-ва = mв-ва / νв-ва (г/моль).

Массовая доля вещества ω(X) – отношение массы данного вещества

m(X) в системе к массе всей системы m, т. е.

ω(X) = m(X) / m.

Массовая доля – безразмерная величина. Ее выражают в долях еди-

ницы или в процентах. Очевидно, что сумма массовых долей всех элемен-

тов, входящих в данное вещество, равна единице.

5

Индивидуальное вещество в газообразном состоянии характеризуется

следующими величинами: р – давлением; Т – температурой, измеряемой в

кельвинах; V – объемом; m – массой газа и его молярной массой M. Взаи-

мосвязь между этими величинами устанавливает уравнение состояния

идеального газа, называемое уравнением Менделеева – Клапейрона:

TRMmVp ⋅⋅=⋅ ,

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(К⋅моль) (в слу-

чае, если все величины в этом уравнении измерены в единицах системы

СИ: р – в Па, Т – в градусах К, V – в м3) или 0,082 л⋅атм/(К⋅моль) (эта вели-

чина более удобна для применения, если давление р измерено в атм, тем-

пература Т – в градусах К, объем V – в л).

Согласно закону Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.) в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) со-держится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро:

При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.

В частности, при нормальных условиях (н.у.) – при температуре

Т = 273,15 К (0 °С) и давлении р = 1,01325⋅105 Па (1 атм, 760 мм рт. ст.) –

любой газ (близкий по свойствам к идеальному газу), количество которого

равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Эта физическая постоянная называ-

ется молярным объемом газа при нормальных условиях.

Молярный объем Vm газа А при некоторых условиях равен отношению

объема порции данного газа VА при тех же условиях к количеству вещества

νА в этой порции:

Vm = VА / νА = const при р, Т = const.

Единица молярного объема газа – л/моль; при н.у. Vm = 22,4 л/моль.

Из закона Авогадро следует, что массы равных объемов различных га-

зов, взятых при одинаковых условиях, относятся друг к другу как их моле-

кулярные массы. Отношение этих масс представляет собой число, показы-

6

вающее во сколько раз один газ тяжелее или легче другого, т. е. плотность

одного газа по отношению к другому

МА / МВ = D, где МА и МВ – молекулярные массы газов А и В, а D – плотность газа А от-

носительно газа В. Отсюда:

МА = МВ ⋅ D.

Молярная масса вещества В в газообразном состоянии равна его уд-

военной плотности по водороду, т. е.

МВ = МН2 ⋅ DH2 = 2DH2 (г/моль).

Аналогично, с учетом средней молярной массы воздуха

Mвозд = 29 г/моль получаем:

MB = Mвозд ⋅ Dвозд = 29 ⋅ Dвозд (г/моль).

Химическая реакция изображается в общем виде химическим урав-

нением:

aA + bB = cC + dD, где вещества А и В, вступающие в реакцию, называют реагентами (или

исходными веществами), а новые вещества С и D, образующиеся в ре-

зультате протекания реакции, – продуктами (или конечными вещества-

ми). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют

стехиометрическими коэффициентами. Правильно записав уравнение химической реакции, зная молекуляр-

ные массы веществ и их стехиометрические соотношения в реакции, мож-

но рассчитать массы образующихся веществ.

Закон сохранения массы веществ (М В. Ломоносов, 1748–1756 г.г.;

А. Л. Лавуазье, 1789 г.). Масса веществ, вступивших в реакцию (реаген-тов), равна массе веществ, получившихся в результате реакции (про-дуктов).

Если один из реагентов при реакции взят в избытке, то расчет количе-

ства, массы или объема образующихся продуктов производят по количест-

ву реагента, взятого в недостатке.

7

Количество продукта реакции, которое получается в соответствии с

расчетом по уравнению химической реакции, называется теоретическим

количеством νтеор. В конкретных условиях проведения реакции может слу-

читься так, что продукта образуется меньше, чем ожидалось в соответст-

вии с уравнением реакции – практическое количество νпр. Отношение

практического количества продукта (полученного реально) к теоретическо-

му (рассчитанному по уравнению реакции) называется практическим вы-

ходом продукта и обозначается η (читается «этта»), обычно он выражает-

ся в % от теоретически рассчитанного:

%100⋅νν=ηтеор.пр.

.

Аналогичным образом можно рассчитать выход продукта, используя

массу или объем газообразного вещества вместо количества.

Если νпр. = νтеор., то выход становится полным и его называют теоре-

тическим выходом.

Задания для решения

1. Сколько весит 0,5 моль сульфата железа (III)? 2. Сколько молей содержится в одной столовой ложке: а) сахара

(С12Н22О11); б) пищевой соды (NaHCO3); в) ванилина (С8Н8О3). Принять,

что одна столовая ложка равна 35,0 г.

3. Какова масса смеси, состоящей из 0,45 моль медного купороса

(CuSO4 ⋅ 5H2O) и 0,15 моль глауберовой соли (Na2SO4 ⋅ 10H2O).

4. Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 22,0 г углекисло-

го газа?

5. Рассчитайте массу в граммах: а) одной молекулы озона (О3); б) двух

атомов аргона.

6. Масса молекулы серы при комнатной температуре равна 256 а.е.м. Ка-

кова молекулярная формула серы?

8

7. Одинаковое ли число молекул в: а) 0,5 г азота и 0,5 г метана; б) 0,5 л

азота и 0,5 л метана при одинаковых условиях; в) смесях 1,1 г СО2 с

2,4 г О3 и 1,32 г СО2 с 2,16 г О3?

8. Вычислите массу: а) 1 моля аммиака; б) 6,72 л (при н.у.) сероводорода;

в) 1 молекулы азота; г) 1 молекулы гелия; д) 1 атома кислорода.

9. Рассчитайте плотность (в г/см3): а) метана; б) аммиака; в) радона;

г) водорода.

10. Какой объем при температуре 150 °С и давлении 2,5 атм занимают

1,5 моль метана?

11. Объем школьного газометра (прибор для хранения газов) обычно не

превышает 10 л. Вместится ли в такой газометр при температуре 25 °С

и давлении 1,2 атм газовая смесь, состоящая из 0,25 моль азота,

0,05 моль кислорода и 0,1 моль ксенона. Определите плотность этой га-

зовой смеси по воздуху и ее массу.

12. Вычислите молекулярную массу вещества, если масса 600 мл его па-

ров при 87 °С и давлении 83,2 кПа равна 1,30 г.

13. Плотности газов А и Б равны. Каковы соотношения: а) их молекулярных

масс; б) масс 1 л этих газов?

14. Резиновый шарик наполнили: 1) водородом; 2) криптоном. Его помес-

тили в атмосферу: а) воздуха; б) хлора; в) гелия; г) радона; д) смеси

азота и неона. В атмосфере каких из перечисленных газов резиновый

шарик поднимется вверх, а каких вниз? Массой оболочки шарика можно

пренебречь.

15. Рассчитайте среднюю молярную массу воздуха, имеющего следующий

состав (в % по объему): O2 – 21 %, N2 – 78 %, Ar – 0,5 %, CO2 – 0,5 %.

16. Какова масса 1 л (н.у.) смеси оксидов углерода (II) и (IV), если объем-

ная доля первого газа составляет 35%?

17. Определите состав 0,5 л газовой смеси, содержащей водород и кисло-

род, если ее плотность по водороду равна 10.

9

18. В газовой смеси оксидов углерода СО и СО2 массы углерода и кисло-

рода относятся друг к другу как 1:2. Определите массовые доли газов в

смеси.

19. Определите формулу химического соединения, если содержание со-

ставляющих его элементов (в % по массе) равны: H – 1,59 %, N –

22,22 %, O – 76,19 %, а плотность паров этого вещества по воздуху рав-

на 2,172.

20. Определите формулу оксида хрома, содержащего 68,4 масс. % хрома и

имеющего молекулярную массу, не превышающую 200 а.е.м.

21. Сколько граммов воды получится, если реагируют: а) 1 моль водорода

и 1 моль кислорода; б) 1 кг водорода и 1 кг кислорода; в) 1 л водорода и

1 л кислорода? 22. После взаимодействия 5,0 л водорода и 4,48 л хлора (при н.у.) продукт

реакции растворили в 85,4 мл воды. Определите, какой газ находился в

исходной смеси в избытке, и какова концентрация полученного раствора.

23. Какое количество хлороводорода необходимо для нейтрализации ще-

лочи, полученной при реакции 2,3 г натрия с водой?

24. Определите состав смеси сульфида железа(II) и сульфида алюминия,

если при обработке 238 г этой смеси водой выделяется 67,2 л (при н.у.)

сероводорода.

25. Какой объем (при н.у.) сернистого газа должен быть пропущен через

раствор, содержащий 20 г гидроксида натрия, чтобы получилась кислая

соль?

26. В стакан с водой бросили кусочек натрия. В другой стакан бросили ку-

сочек калия такой же массы, как и натрия. Равные ли объемы водорода

выделятся после реакций? Если нет, то во сколько раз больше (или

меньше) водорода выделится во второй реакции? Какой массы нужно

взять кусочек калия, чтобы при реакции его с водой выделилось 22,4 мл

Н2? А сколько для этого нужно взять натрия?

27. Для полупроводниковой техники необходим кремний особой чистоты.

Его получают восстановлением при высокой температуре цинком тетра-

10

хлорида кремния. Какую массу цинка и хлорида кремния(IV) необходимо

взять для получения 11,9 г кремния при выходе продукта реакции 85 %?

28. Дана схема превращений: I2 → HI → NaI → AgI. Известно, что выход в

каждой стадии равен 60%. Сколько граммов AgI можно получить из

1 моль иода.

29. При прокаливании 10,0 г карбоната кальция получили 5,25 г оксида

кальция. Определите выход продукта реакции.

Полученный оксид кальция обработали соляной кислотой. Какую

массу гексагидрата хлорида кальция при этом получили, если выход со-

ставил 85 % от теоретического?

30. При проведении опыта «Вулкан на столе» дихромат аммония термиче-

ски разлагается по уравнению: (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O. Опре-

делите объем азота, полученного при разложении 20 г дихромата, со-

держащего 20 % (по массе) примесей.

11

2. СТРОЕНИЕ АТОМА И СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

«Величайшую помощь всякому изучающему химию, прежде

всего, окажет хорошее знание строения атома...»

Дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Полинг

По современным представлениям, атом – наименьшая электроней-

тральная частица любого вещества, не подвергающаяся делению в хи-

мических превращениях и являющаяся носителем его свойств.

Достижения экспериментальной физики XIX–XX вв. со всей убедитель-

ностью доказали, что атомы состоят из еще более мелких частиц: элек-

тронов, протонов и нейтронов.

Электрон (е−) – частица, которая имеет отрицательный заряд

-1,6⋅10−19 Кл и обладает массой покоя mē = 9,11⋅10−31 кг (0,00055 а.е.м.).

Чаще используют относительный заряд электрона -1. Открыт электрон в

1897 г. Дж. Томсоном.

Протон (p+) – частица, которая имеет положительный заряд

+1,6⋅10−19 Кл (такой же, как у электрона, но с обратным знаком) и обладает

массой покоя mp = 1,67⋅10−27 кг (1,0073 а.е.м.). Чаще используют относи-

тельный заряд протона +1. Открыт протон в 1920 г. Э. Резерфордом.

Нейтрон (n0) – частица, которая обладает массой покоя приблизи-

тельно равной массе покоя протона mn = 1,675⋅10−27 кг (1,0087 а.е.м.). За-

ряд нейтрона 0. Открыт нейтрон в 1932 г. Дж. Чедвиком.

Атомы заполнены элементарными частицами неравномерно. В них

есть маленькое ядро (диаметром порядка 10−13 м), содержащее протоны и

нейтроны, поэтому зачастую эти частицы имеют обобщающее название

нуклоны (от лат. «nucleus» – ядро), и расположенные вокруг него электроны.

Английский ученый Г. Мозли в опытах с рентгеновскими лучами опре-

делил заряды атомных ядер многих химических элементов и доказал, что

12

заряд ядра (Z) всегда численно равен порядковому номеру элемента в

Периодической системе (ПС). Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) в

ядре называют массовым числом (А):

A = Z + N. Атом в целом не заряжен (электрически нейтрален). Это обусловлено

тем, что сумма отрицательных зарядов электронов компенсируется поло-

жительным зарядом ядра атома, т. е. в каждом атоме число электронов

равно числу протонов в ядре атома.

В природе атомы одного и того же элемента имеют различные атом-

ные массы. Ядра таких атомов содержат одинаковое число протонов, но

разное число нейтронов.

Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые

числа, называются изотопами.

Для многих элементов помимо природных изотопов, получены искусст-

венные. Некоторые изотопы нестабильны и превращаются в изотопы дру-

гих элементов с выделением энергии.

Процессы, в которых атомы разных видов превращаются друг

в друга, называются ядерными реакциями.

Исследования природы радиоактивного излучения в электромагнитном

поле позволили выделить три вида частиц, испускающихся радиоактивным

образцом. Каждому виду этих частиц соответствует свой тип радиоактив-

ного распада:

а) α-распад. Ядро испускает α-частицу, которая представляет собой

ядро атомов гелия He42 , т. е. состоит из двух протонов и двух нейтронов.

При α-распаде массовое число атома уменьшается на 4, а заряд ядра – на 2:

YХ 4)(A2)(Z

AZили

2ZZ4AA −

−→⎩⎨⎧

−→−→ .

Например, αRaRaилиHeRaRa 22286

22688

42

22286

22688 +→+→ .

б) β-распад. В неустойчивом ядре нейтрон превращается в протон,

при этом ядро испускает электрон – β-частицу:

13

n0 → p+ + е−.

При β-распаде массовое число изотопа не изменяется, т. к. общее чис-

ло протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1:

YХ A1)(Z

AZили

1ZZAA

+→⎩⎨⎧

+→→

Например, βPaThилиePaTh 23491

23490

23491

23490 +→−+→ .

в) γ-распад. Иногда ядро атома испускает γ-лучи – излучение с очень

малой длиной волны и очень высокой энергии, при этом массовое число и

заряд ядра остаются неизменными.

Если при распаде одного радиоактивного ядра образуется другое ра-

диоактивное ядро, оно, в свою очередь, также распадается. Процесс про-

должается до тех пор, пока продуктом распада не будет устойчивое ядро.

Например, уран-238 постепенно превращается в торий, который переходит

в протактиний и т. д., пока, наконец, не получится стабильный изотоп сви-

нец-206:

PbBiPoPbBiPoPb

PoRnRaThUPaThU

21482

21483

21484

21082

21083

21084

20682

21884

22286

22688

23090

23492

23491

23490

23892

⎯⎯←⎯⎯←⎯⎯←⎯⎯←⎯⎯←⎯⎯←

↓

⎯→⎯⎯→⎯⎯→⎯⎯→⎯⎯→⎯⎯→⎯⎯→⎯

ββαββαα

ααααββα

Электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

N – главное квантовое число;

ℓ – орбитальное (азимутальное) или побочное квантовое число;

m (mℓ) – магнитное квантовое число;

s (ms) – спиновое квантовое число.

Главное квантовое число n характеризует энергию электрона (рас-

стояние от ядра до электрона). Другими словами характеризует энергети-

ческий уровень электрона; размер электронного облака.

Главное квантовое число n может принимать любые положительные

целочисленные значения от 1 до ∞. Уровень с главным квантовым числом

14

n включает n2 орбиталей, поэтому максимальное число электронов N на

этом уровне определяют по формуле N = 2n2.

Орбитальное квантовое число ℓ определяет геометрию наиболее

вероятной области нахождения электрона (геометрию орбитали). Другими

словами характеризует энергетический подуровень электрона.

Орбитальное квантовое число ℓ может принимать любые положитель-

ные целочисленные значения от 0 до (n - 1).

Каждому значению ℓ присвоены следующие буквенные значения:

Значение ℓ 0 1 2 3

Обозначение энергетического подуровня s p d f

Магнитное квантовое число m объясняет ориентацию различных

орбиталей относительно друг друга.

Магнитное квантовое число может принимать значения от -ℓ до +ℓ,

включая 0.

Спиновое квантовое число s описывает «спиновую» природу элек-

трона. Спин (в переводе с англ. – веретено) можно упрощенно представить

как вращение электрона вокруг собственной оси по часовой и против часо-

вой стрелки. Поэтому спиновое квантовое число может иметь только два

значения: -1/2 или +1/2 (оба значения при этом равновероятны). Условно

электроны при заполнении квантовых ячеек принято обозначать стрелкой ↑

или ↓.

Особенность четырех квантовых чисел сформулировал в 1925 г.

Вольфганг Паули, известную под названием «принцип запрета Паули»:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четы-

ре квантовых числа одинаковые.

Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не

более двух электронов, причем спины их должны быть противоположно

направлены.

Для записи электронной конфигурации атома в основном состоянии,

помимо принципа Паули, требуется применение еще нескольких правил:

15

Первое правило Клечковского:

Заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей

с меньшим значением суммы n + ℓ, к орбиталям с большим значени-

ем этой суммы.

Если сумма n + ℓ одинакова, применяется второе правило Клечков-

ского: При одинаковых значениях суммы n + ℓ энергия электрона тем

выше, чем больше значение главного квантового числа n.

На основании первого и второго правил Клечковского можно сформи-

ровать ряд заполнения: возрастание энергии по энергетическим подуров-

ням происходит в следующем порядке:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p и т. д.

При заполнении электронами квантовых ячеек необходимо помнить

еще и правило Гунда (Хунда): Устойчивому состоянию атома соответствует такое распре-

деление электронов в пределах энергетического подуровня, при

котором абсолютное значение (по модулю) суммарного спина мак-

симально.

Химические свойства элемента определяют валентные электроны.

Валентные электроны в атоме – это такие электроны, которые

расположены на внешних (или внешних и предвнешних – для d- и f-элементов)

квантовых уровнях.

Данные о строении ядра атома и о распределении электронов в ато-

мах позволяют по-новому рассмотреть Периодический закон. На базе со-

временных представлений Периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также свойства соединений

элементов находятся в периодической зависимости от величины

заряда ядра атома (порядкового номера).

16

Периодичность свойств атомов элементов можно проиллюстрировать

на самых разных их характеристиках, важнейшие из которых: радиус ато-

мов, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Радиус атомов. Поскольку число электронных слоев (уровней) в ато-

мах одного периода одинаково, а заряд ядра слева направо растет, то, в

соответствии с законом Кулона притяжение электронов к ядру также рас-

тет. Следовательно, размер атома в переделах одного периода с увеличе-

нием порядкового номера элемента (слева направо) уменьшается.

Чем ниже в периодической системе расположен элемент в одной и той

же подгруппе, тем большее число электронных слоев он содержит, тем

больше размер соответствующего атома и тем дальше находятся валент-

ные электроны от ядра.

Характеризуя размеры частиц, различают ковалентный радиус (для

атомов неметаллов), металлический радиус (для атомов металлов) и ион-

ный радиус (радиус иона – катиона или аниона). Обобщенным названием

ковалентных и металлических радиусов является атомные радиусы.

Потенциалы ионизации и сродство к электрону. Потенциал

(энергия) ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо

связанного электрона от атома (т. е., для образования атомом катио-

на): Х → Х+ + е−.

Энергия ионизации имеет минимальное значение для щелочных ме-

таллов, а затем вправо вдоль периода возрастает и достигает максимума у

благородных газов; сверху вниз вдоль группы потенциалы (энергии) иони-

зации уменьшаются. Первый потенциал ионизации атома (I1 – энергия,

необходимая для отрыва первого валентного электрона); второй – для от-

рыва второго валентного электрона и т. д.

Сродство элемента к электрону – это энергия со знаком минус, не-

обходимая для присоединения электрона (т.е., для образования атомом

аниона). Характер изменения величин сродства к электрону для элементов

обратный изменению потенциалов ионизации.

17

Электроотрицательность. Установлено, что в зависимости от

атомов, образующих химическую связь А⎯Б, электронная плотность мо-

жет быть сдвинута в сторону одного из атомов (А или Б), либо может рас-

полагаться приближенно посередине длины связи А⎯Б. Для объяснения

этих эффектов потребовалось введение нового понятия. В середине

прошлого века американский химик Лайнус Полинг ввел понятие элек-

троотрицательности (χ).

Способность атома в молекуле оттягивать на себя электроны

(электронную плотность) называется электроотрицательностью.

Электроотрицательность возрастает: в периодах: слева направо; в

группах: снизу вверх. В периодах возрастание происходит сильнее, чем в

группах. Зная эти закономерности, можно сравнивать электроотрицатель-

ности элементов, располагающиеся в разных группах и периодах Периоди-

ческой системы.

Именно соотношение электроотрицательностей атомов определяет

такое важное понятие, как степень окисления – условный заряд атома в

молекуле соединения, вычисленный из предположения о полном смеще-

нии пар электронов к тому или другому атому, т.е. предполагается,

что молекула соединения состоит только из ионов.

Задания для решения

1. Ядро атома изотопа элемента содержит 74 нейтрона. В его электронной

оболочке 53 электрона. Какова примерная атомная масса изотопа этого

элемента? Назовите элемент.

2. Масса ядра атома некоторого изотопа элемента равна 13 а.е.м.

В электронной оболочке атома этого элемента содержится 6 электро-

нов. Определите состав ядра атома этого элемента.

3. Укажите количество протонов, нейтронов и электронов в частицах:

а) 18O, D+, 19F−, 16O, 64Ni2+; б) 15N, T−, 3Li+, 14N, 60Co2+.

Выделите среди них изотопы.

18

4. Запишите символы одноатомных частиц, состоящих из следующего ко-

личества протонов (р+), нейтронов (n0) и электронов (е−):

а б в г д

число р+ 1 2 63 63 92

число n0 2 3 88 90 142

число е− 2 3 63 60 88

5. Сколько протонов и электронов содержат следующие частицы:

а) 1 молекула NH3; б) 1 нитрат-ион NO3−; в) 1 катион нитрония NO2

+;

г) 50 ионов [195Pt 35Cl4]2−; д) 5 моль аргона, состоящего из изотопа с мас-

совым числом 40?

6. Природный таллий представляет собой смесь изотопов с массовыми

числами 203 и 205. Относительная атомная масса таллия равна 204,38.

Определите мольную долю каждого изотопа таллия.

7. Относительная атомная масса рубидия 85,47 а.е.м. Природный рубидий

состоит из двух изотопов, мольная доля изотопа 85Rb составляет 76,5 %.

Какой еще изотоп входит в состав природного рубидия?

8. Относительная атомная масса меди 63,55 а.е.м. Природная медь состо-

ит из двух изотопов с массовыми числами 63 и 65. Укажите, какие эле-

ментарные частицы и в каком количестве входят в состав атома каждого

из этих изотопов. Вычислите содержание самого распространенного

изотопа меди (в % по массе) в медном купоросе CuSO4 ⋅ 5H2O.

9. Изотоп бериллия 9Ве, поглощая одну α-частицу и испуская нейтрон, пре-

вращается в изотоп другого элемента. Какой элемент образуется? На-

пишите уравнение ядерной реакции.

10. Первой в истории искусственной ядерной реакцией была реакция изо-

топа 14N с α-частицами, получаемыми при распаде 210Pо. В результате

ядерной реакции азот превратился в изотоп кислорода 17О. Напишите

19

уравнения ядерных превращений, происходящих при распаде 210Pо и

бомбардировке изотопа 14N α-частицами.

11. Менделевий – элемент Периодической системы, названный в честь

Д. И. Менделеева. Изотоп этого элемента с массовым числом 258 пре-

терпевает последовательный ядерный распад, испуская две α-частицы

и одну β−-частицу. Какой изотоп образуется в результате такого ядерно-

го распада (запишите в общепринятой записи для изотопов)? Обоснуйте

свой ответ.

12. Каково максимально возможное 1) общее число электронов; 2) число

неспаренных электронов на подуровнях: а) s; б) p; в) d; г) f?

13. Какие из приведенных ниже электронных состояний являются нереаль-

ными и почему: 3p6, 2d3, 3s3, 2s1, 3f2, 4p2, 1f7, 4f1, 5d12?

14. Запишите полные электронные конфигурации атомов элементов в ос-

новном состоянии: а) 32, 113, 85, 43, 17; б) 53, 23, 95, 31, 88. Укажите

число неспаренных электронов в атомах этих элементов в основном со-

стоянии. Приведите символы их электронных аналогов.

15. Назовите элементы (с указанием символа, порядкового номера, группы

и периода), атомы которых в основном состоянии имеют следующие

электронные конфигурации:

а) 1s22s22p63s23p64s2; г) 1s22s22p63s23p64s23d104p2;

б) 1s22s22p63s23p5; д) 1s22s22p63s1;

в) 1s22s22p63s23p64s23d1; е) 1s22s22p63s23p64s23d104p6.

С помощью квантовых ячеек покажите распределение электронов на

валентных уровнях. Укажите число неспаренных электронов и электрон-

ных пар на этих уровнях. Сколько электронов не хватает до завершения

каждого из этих уровней?

16. Сколько электронов должна приобрести или отдать каждая из перечис-

ленных частиц, для того чтобы она превратилась в электронейтральный

атом:

20

а) N3−; б) Mg2+; в) Fe3+; г) H−; д) Zr4+.

Приведите полные электронные конфигурации всех частиц.

17. Атом какого инертного газа и ионы каких элементов имеют одинаковую

электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате уда-

ления из атома кальция всех валентных электронов?

18. Назовите элементы, атомы которых в основном состоянии имеют по

одному неспаренному электрону на а) 3p- и б) 3d-подуровне. Напишите

полные электронные конфигурации атомов этих элементов в основном

состоянии и укажите положение этих элементов в Периодической сис-

теме (порядковый номер, номер группы и периода).

19. У каких элементов атомы в основном состоянии имеют конфигурацию

внешнего электронного уровня а) ...2s22p2; б) ...5s25p4? Приведите пол-

ную электронную конфигурацию атомов этих элементов в основном со-

стоянии.

20. Электронную конфигурацию атома элемента в основном состоянии со-

кращенно можно записать в виде [Ar]4s23d104p3. Назовите элемент. Для

всех неспаренных электронов в атоме этого элемента в основном со-

стоянии приведите набор квантовых чисел.

21. Объясните, почему реальное электронное строение атомов хрома и

меди можно представить электронными формулами [Ar]4s13d5 и

[Ar]4s13d10, соответственно.

22. Запишите значения всех квантовых чисел для электронов, находящих-

ся в в основном состоянии атома: а) двух электронов, находящихся на

4s-подуровне; б) трех электронов, находящихся на 5р-подуровне.

23. Для электронов атомов некоторых элементов набор квантовых чисел

можно записать в виде: n = 3, ℓ = 0, m = 0, s = x. Какие возможны значе-

ния х? Приведите символы тех элементов, валентные электроны кото-

рых в основном состоянии атома могли бы иметь такие наборы кванто-

вых чисел. Запишите электронные конфигурации атомов этих элементов

21

в основном состоянии. Укажите положение этих элементов в Периоди-

ческой системе (порядковый номер, номер группы и периода). Приведите

символы электронных аналогов атомов этих элементов.

24. Заряды ядер атомов элементов X и Y отличаются на 49 единиц и в

сумме составляют 127. Определите элементы X и Y. Напишите наборы

квантовых чисел для валентных электронов атомов этих элементов.

25. Дайте современную формулировку Периодического закона. Чем эта

формулировка отличается от той, которую дал Д. И. Менделеев? Имеет

ли этот закон количественное математическое выражение в виде фор-

мулы или уравнения? Что является формой отображения Периодиче-

ского закона?

26. Укажите причину, по которой элементы объединяются в главные и по-

бочные подгруппы. Некоторые подгруппы элементов имеют обобщенные

названия. К какой группе и подгруппе Периодической системы принад-

лежат следующие элементы: а) щелочные металлы;

б) щелочноземельные металлы; в) благородные (инертные) газы;

г) халькогены; д) пниктогены; е) галогены? Запишите обобщенные элек-

тронные конфигурации внешних энергетических уровней атомов эле-

ментов для каждой из перечисленных подгрупп. Перечислите элементы,

которые входят в эти подгруппы. Справедливо ли в настоящее время

название «инертные газы»? Почему?

27. Какое положение в Периодической системе занимают металлы? Какие

металлы называются переходными? В чем заключается особенность

электронного строения атомов переходных элементов? Приведите не-

сколько примеров таких элементов.

28. Как и почему изменяется:

а) ионный радиус изоэлектронных ионов от O2- к Al3+?

б) атомный радиус атомов элементов 2-го периода слева направо?

в) атомный радиус атомов элементов главных подгрупп сверху вниз?

22

г) неметаллические свойства элементов 2-го периода слева направо?

д) металлические свойства элементов главных подгрупп сверху вниз?

е) потенциалы ионизации атомов элементов вдоль периода слева на-

право?

ж) потенциалы ионизации атомов элементов главных подгрупп сверху

вниз?

з) электроотрицательность элементов 2-го периода слева направо?

и) электроотрицательность элементов главных подгрупп сверху вниз?

29. У какой частицы легче оторвать электрон: а) Be или O; б) F или Cl? От-

вет обоснуйте.

30. Что называется сродством атома к электрону? Атом какого из элемен-

тов – азота, кислорода или фтора – имеет наибольшее сродство к элек-

трону? Обоснуйте свой ответ.

23

3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

«Химики лучше других понимают, как устроен мир»

Дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Полинг

Химическая связь – это электростатическое взаимодействие

атомов, обусловливающее устойчивость частицы или кристалла

как целого.

В зависимости от электронной конфигурации, атомы способны образо-

вывать разное количество химических связей. Количество этих связей за-

висит от валентности элемента. Необходимо сразу отметить, что понятие

валентность или более строгий термин ковалентность корректно приме-

нять лишь к соединениям с ковалентной связью.

Валентность (ковалентность) – количество образованных

данным атомом ковалентных связей. Валентность атома опреде-

ляется числом неспаренных электронов на валентном уровне.

Валентность всегда выражается небольшими целыми числами. Не

следует путать понятие валентности со степенью окисления!

Валентность приято обозначать римскими цифрами. Поскольку элек-

троны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических

связей, максимальная валентность элементов обычно не может превы-

шать номера группы.

В 1916 г. американский физикохимик Гилберт Льюис предложил элек-

тронную теорию химической связи и определил условия ее возникновения

(правило октета, от лат. «окта» – восемь):

Атом удовлетворяет правилу октета, когда он, путем присое-

динения, потери или обобществления электронов с другими ато-

мами, получает конфигурацию ближайшего инертного газа. Части-

цы, имеющие восьмиэлектронную оболочку, как правило, наиболее

устойчивы.

24

Для представления образования химических связей в молекулах часто

используют схематическое изображение в виде так называемых элек-

тронных формул (структур Льюиса). В соответствии с этим методом

электроны валентного уровня изображаются точками или точками и кре-

стиками вокруг символа элемента. Точки и крестики используются для того,

чтобы различать электроны, принадлежащие разным атомам, однако сле-

дует помнить, что в действительности электроны неразличимы. По воз-

можности, все электроны должны образовывать пары.

Структурные формулы представляют собой видоизмененные структу-

ры Льюиса, в которых каждая пара электронов, участвующая в образова-

нии химической связи (связующие электроны), обозначается черточкой,

называемой валентным штрихом.

Структурные формулы не отражают истинного пространственного

строения молекулы, они лишь несут информацию о порядке соединений

атомов в молекулах и о валентности каждого элемента в этих молекулах.

Основные типы химической связи

Ковалентная связь – связь, образованная обобществлением па-

ры электронов.

Обычно при образовании общей электронной пары каждый из двух

атомов предоставляет в совместное пользование по одному электрону. В

возникшей молекуле состояние обоих электронов меняется: они утрачива-

ют свою принадлежность какому-либо атому и принадлежат теперь обоим

атомам – обобществляются. В этом случае говорят, что связь образована

по обменному механизму.

При образовании ковалентной химической связи по обменному меха-

низму обобществляются неспаренные электроны с различными спина-

ми, первоначально принадлежащие разным атомам.

Возможен и другой механизм образования ковалентной связи – до-

норно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет

25

двухэлектронного облака одного атома (поставщика электронов – до-

нора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).

Различают два типа ковалентной связи: неполярную и полярную.

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, обра-

зованное общей парой электронов, распределяется в пространстве сим-

метрично относительно ядер обоих атомов. Ковалентная неполярная

связь возникает между атомами с одинаковой ЭО (∆χ = 0), т. е. между

атомами одного и того же элемента.

Ковалентную связь, возникающую между атомами разных элементов,

называют полярной. В случае полярной ковалентной связи электронное

облако, образованное общей парой электронов, смещено к атому с боль-

шей электроотрицательностью. Условно считают, что разность элек-

троотрицательностей между атомами элементов, образующих ковалент-

ную полярную связь лежит в пределах (0 < ∆χ < 1,7).

Количественной характеристикой полярности связи служит дипольный

момент (µсвязи), вычисляемый по формуле µсвязи = l . δ, где l – длина связи,

δ – частичный заряд на атоме, образованный за счет смещения электрон-

ной пары, участвующей в образовании данной связи.

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ио-

нами, образованными путем полного смещения электронной пары к

одному из атомов. Условно считается, что связь ионная, если разность электроотрица-

тельностей атомов велика (∆χ ≥ 1,7). Таким образом, ионная связь – это

предельный случай полярной ковалентной связи (очень сильно полярная

ковалентная связь). Как правило, связь между металлом и неметаллом

можно считать ионной.

При описании ионных соединений не используют понятие валентности,

а используют понятия о степени окисления и координационном числе.

Координационное число показывает, сколько ближайших соседей ок-

ружает частицу.

26

Металлическая связь – химическая связь, обусловленная нали-

чием большого количества не связанных с ядрами подвижных

электронов (электронный газ).

Именно благодаря этому виду химической связи металлы особыми от-

личительными свойствами, обычно не характерными для веществ с другим

типом связи. Такими свойствами являются высокая тепло- и электропро-

водность, способность к отражению света (для большинства металлов –

зеркальная поверхность), сравнительно высокие температуры плавления.

Водородная связь – это взаимодействие между двумя электро-

отрицательными атомами одной или разных молекул посредством

атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя

точками – водородная связь).

Если водородная связь образуется между атомом водорода одной мо-

лекулы и атомом сильноэлектроотрицательного элемента другой молеку-

лы, то говорят о межмолекулярной водородной связи.

C

O

OH

H C

O

HO

H HF H

F

HO

H

HO

H

H

O HH

OCH3

H3CO

H

H

O CH3

. . .

. . .

. . .

...

. . .

. . .

...

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, такую

связь называют внутримолекулярной водородной связью.

C

O

H OH N

O

O OH C

O

O OH

H

O

H

салициловыйальдегид

о-нитрофенол 2,6-дигидроксибензойнаякислота

Диполь-дипольные взаимодействия. Поскольку в молекулах с по-

лярной связью происходит смещение электронной плотности (в сторону

более электроотрицательного элемента), в такой молекуле возникает раз-

деление электрических зарядов (образуются диполи). Между диполями

возникает электрическое взаимодействие, они стремятся ориентироваться

друг относительно друга – плюс-минус-плюс-минус и т. д. Для диполь-

27

дипольного притяжения (или отталкивания – при невыгодной ориентации)

не требуется даже полярности связей в молекул. Вспомним, что электро-

ны – частицы в тысячи раз более легкие, чем атомные ядра, и движутся

они быстрее. В каждый конкретный момент времени положение центра от-

рицательно заряженного электронного облака атома не совпадает с поло-

жительно заряженным атомным ядром – происходит разделение зарядов,

возникает «виртуальный дипольный момент» («виртуальный» – поскольку

в следующий момент времени его величина меняется, но оказывается, что

энергия взаимодействия таких виртуальных диполей того же порядка, что и

постоянных).

Диполь-дипольные взаимодействия между молекулами часто называ-

ют межмолекулярными или ван-дер-ваальсовыми (в честь голландского

физико-химика Ван-дер-Ваальса).

Энергия ван-дер-ваальсовых связей в сотни раз меньше энергий кова-

лентных, ионных или металлических.

Гибридизация атомных орбиталей

Образование молекулы метана СН4:

↑ ↑ ↑

С* ↑

Н ↑ Н ↑ Н ↑ Н ↑

Три С⎯Н связи в молекуле метана образованы перекрыванием s- и р-

облаков, а одна – перекрыванием s- и s-облаков. Казалось бы, связи в мо-

лекуле должны быть неравноценными по прочности и в пространстве

должны располагаться перпендикулярно друг к другу.

Однако экспериментальные данные показали, что все четыре связи

С⎯Н в молекуле метана одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра

(угол между ними составляет ~109°). Объяснение этого факта впервые бы-

ло дано Л. Полингом. с помощью понятия о гибридизации.

28

Гибридизация – процесс смешения и выравнивания по энергии

первоначально разных (но близких по энергии) атомных орбиталей.

Гибридизуются лишь орбитали, участвующие в образовании σ-

связей (электроны, образующие π-связи не гибридизованы!).

σ-связь – связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей

вдоль линии, связывающей ядра атомов.

π-связь – связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей

перпендикулярно линии, связывающей ядра атомов.)

В результате гибридизации образуются гибридные орбитали, причем

их число равно числу исходных атомных орбиталей

1s + 3p → 4sp3

1s + 2p → 3sp2

1s + 1p → 2sp.

Для определения типа гибридизации атома кроме способа через кван-

товые ячейки, есть еще один способ – определение т.н. стерического числа

(от греч. «стерео» – пространство):

СЧ = σ + НП

σ – число σ-связей, образованных атомом элемента (для которого оп-

ределяется гибридизация);

НП – число неподеленных пар, оставшихся незадействованными в об-

разовании связей; для определения типа гибридизации обязательно не-

обходимо учитывать неподеленные пары, оставшиеся незадействован-

ными в образовании связей у центрального атома.

СЧ – стерическое число, которое и определяет тип гибридизации:

СЧ = 2 ⇒ sp-гибридизация; СЧ = 3 ⇒ sp2-гибридизация;

СЧ = 4 ⇒ sp3-гибридизация; СЧ = 5 ⇒ sp3d-гибридизация;

СЧ = 6 ⇒ sp3d2-гибридизация.

29

Пространственная форма (геометрия) молекул Тип гибридизации центрального атома (ЦА) определяет пространст-

венное строение частицы (молекулы или иона) в целом. Каждому типу гиб-

ридизации соответствует своя форма молекулы:

Гибриди-зация ЦА

Геометрия молекулы

Пространственная форма

Углы между связями

sp линейная C C

ππ

HH

Все углы 180°

плоский треугольник B

F F

F

или C

H

HC

H

H

π

Все углы 120°

sp2

угловая SO O

∠OSO = 119°

тетраэдр H

CH H

H

Все углы 109°

тригональнаяпирамида N

H HH

∠HNH = 107°sp3

угловая OH H

∠HOH = 105°

sp3d тригональнаябипирамида Cl P

ClCl

Cl ax

Clax

∠Cl axPCl = 90°∠ClPCl = 120°

sp3d2 октаэдр SF

F F

F

F

F

Все углы 90°

30

Дипольный момент молекулы и ее полярность Дипольный момент молекулы равен векторной сумме всех дипольных

моментов ее химических связей с учетом геометрической формы этой

молекулы.

В зависимости от величины дипольного момента молекулы различают

полярные (µ≠0) и неполярные (µ=0).

В многоатомных молекулах связь между атомами может быть поляр-

ной, а сами молекулы в зависимости от пространственного строения могут

быть как полярными, так и неполярными.

Если полярные связи расположены в молекуле симметрично, то поло-

жительные и отрицательные заряды компенсируют друг друга, и молекула

в целом является неполярной. Так происходит, например, с молекулой ди-

оксида углерода (СО2). Атом углерода имеет sp-гибридизацию, форма мо-

лекулы – линейная.

Молекула метана – тоже неполярна: атом углерода в гибридизации sp3,

все связи С-Н равноценны, сумма дипольных моментов связей равна 0: H

CH H

H

µ=0

Однако если в молекуле метана заменить один атом углерода на лю-

бой другой атом, например, хлор, то сумма дипольных моментов связей не

будет равна 0 и такая молекула будет полярной: Cl

CH H

H

µ=/=0

На результирующее значение дипольного момента молекулы может

повлиять неподеленная пара электронов. Так, для молекул NH3 и H2O, гиб-

ридизация ЦА – sp3, однако пространственная форма молекулы – не тет-

раэдр! Векторная сумма дипольных моментов связей в этих молекулах от-

лична от нуля:

31

NH H

H

µ=/=0

OH H

µ=/=0

Многоцентровые ковалентные связи Кроме молекул, в которых ковалентная связь между двумя атомами

была либо одинарной (образована парой электронов), либо двойной (обра-

зована двумя парами электронов), либо тройной (образована тремя пара-

ми электронов) встречаются соединения, в молекулах которых ковалент-

ная связь объединяет сразу группу атомов, при этом эта связь имеет

промежуточный характер между одинарной связью и двойной – «полу-

торная связь». Рассмотрим образование «полуторных связей» в молекуле

азотной кислоты.

Азотная кислота HNO3. Электронные конфигурации валентных уровней

атомов азота и кислорода:

↑ ↑ ↑ ↓ N* (в возбужденном состоянии): 2s12p4 или ↑

↑ ↓ ↑ ↑ О: 2s22p4 или ↑ ↓

Изобразим структурную формулу HNO3, отобразив лишь σ-связи:

H O N

O

O Таким образом, атом N затратил 3 неспаренных электрона на образо-

вание одинарных σ-связей с атомами O. У него осталась еще одна непо-

деленная пара электронов на p-орбитали.

Каждый атом кислорода затратил по одному неспаренному электрону

на образование одинарных σ-связей с атомом азота, а атом кислорода OH-

группы затратил свой второй неспаренный электрон на образование связи

с водородом. То есть, у двух атомов кислорода осталось по одному не-

спаренному электрону.

32

Важно отметить, что в пространстве неподеленная пара азота и не-

спаренные электроны двух атомов кислорода располагаются в одной и

той же плоскости, перпендикулярной плоскости σ-связей. Гибридизация

атома азота – sp2. Связи азот-кислород стремятся повысить свою крат-

ность и происходит перекрывание этих электронов. Гибридизация атома

кислорода, связанного с атомом водорода – sp3, поэтому ни одна из непо-

деленных пар электронов этого атома кислорода не лежит в плоскости пе-

рекрывания неподеленной пары р-электронов азота:

H O N

O

O

Структурная формула азотной кислоты выглядит следующим образом:

H O N

O

O

HNO3азотная кислота

валентность азота IVст. окисления азота +5

Пунктирной линией принято отображать полуторную связь. В случае

каждой конкретной молекулы полуторной связи можно дать конкретное на-

звание. В случае HNO3: полуторная связь образована четырьмя электро-

нами и связывает три атома (центра), поэтому она имеет название трех-

центровая четырехэлектронная π-связь.

Аналогичным образом образуются «полуторные связи» в молекуле

бензола – С6Н6:

Задания для решения

1. Исходя из электронного строения атома углерода, определите его ва-

лентные возможности в соединениях и проиллюстрируйте их с помощью

квантовых ячеек.

33

2. Какие валентности проявляет химический элемент с порядковым номе-

ром 34? Как это связано с его электронной конфигурацией? Проиллюст-

рируйте эти валентные возможности с помощью квантовых ячеек.

3. Почему для элементов P, S и Cl максимальная валентность в их соеди-

нениях совпадает с номером группы Периодической системы, а для

элементов N, O, F она меньше номера группы?

4. Укажите степени окисления всех элементов в соединениях:

SiO2, P4O10, IF7, NF3, CO, CO2, CS2,

OF2, CCl4, PCl3, PBr5, CH4, C2H4, C2H2,

Ca2Si, H3PO4, HClO3, HClO4, Al(OH)3, K2Cr2O7, NaHCO3,

NH4NO3, NH4NO2, Mg3N2, Zn(AlO2)2, K2RuO4, Li[BH4], [Cu(NH3)2]Cl

5. Изобразите структурные формулы следующих соединений хлора: HCl,

NCl3, Cl2, Cl2O7, HClO4, HClO3, HClO2, HClO. Определите степень окисле-

ния и валентность каждого элемента. Выберите соединения, в молеку-

лах которых имеются кратные связи. Укажите число σ- и π-связей в каж-

дой из молекул. Может ли фтор образовывать все эти соединения?

Объясните свой ответ.

6. Изобразите структурные формулы следующих соединений фосфора:

PH3, Na3PO4, NaH2PO4, H3PO3, KH2PO2, H4P2O7. Сравните значения ва-

лентности и степени окисления фосфора в этих соединениях.

7. Изобразите структурные формулы следующих соединений серы: H2S,

SO2, H2SO4, H2S2O3, Н2S2О7, Н2S2О8. Сравните значения валентности и

степени окисления серы в этих соединениях.

8. Изобразите по одной возможной структурной формуле соединений.

а) Структурная формула не должна быть циклической:

CO2, H2CO3, H2CO2, C4H9N, C3H4, C3H3NO2.

б) Структурная формула должна быть циклической:

C6H6, C6H7N, C4H9N.

34

Укажите значение валентности и степени окисления атомов углерода в

этих соединениях.

9. Изобразите структуры Льюиса для молекул: PCl3, CO2, H2S и H2O2.

В каких из этих молекул центральный атом а) подчиняется правилу ок-

тета; б) имеет неподеленные электронные пары (укажите их количество?

10. Изобразите структуры Льюиса для молекул: HCl, Cl2, ClF3 и ClF5. В каких

из этих молекул хлор подчиняется правилу октета?

11. Руководствуясь правилом октета, определите, образование каких ионов

наиболее вероятно из следующих атомов: Na, O, Cl, N, Вa. Среди полу-

ченных частиц выделите изоэлектронные.

12. С помощью структур Льюиса изобразите образование:

а) молекулы Cl2 из двух атомов; б) молекулы I2 из катиона I+ и аниона I−;

в) катиона Н3О+ из катиона Н+ и молекулы Н2О.

Для случаев б) и в) укажите частицу-донор и частицу-акцептор элек-

тронной пары.

13. Какие механизмы образования ковалентной связи Вам известны? При-

ведите пример а) катиона; б) аниона, в котором имеются ковалентные

связи, образованные по двум различным механизмам. Поясните эти ме-

ханизмы с помощью квантовых ячеек (на примере приведенной Вами

частицы). Укажите валентность и степень окисления центрального ато-

ма в каждой из приведенных Вами частиц.

14. Элементы А и Б образуют соединения состава АБ и АБ2. Атом элемен-

та А в основном состоянии имеет электронную конфигурацию валентно-

го уровня …ns2np2. 33,6 л газообразного соединения АБ при н.у. весят

42 г. Определите элементы А и Б. Приведите необходимые расчеты и

рассуждения. Назовите соединения АБ и АБ2. Изобразите структурные

формулы молекул АБ и АБ2, расставьте степени окисления и валентно-

сти элементов А и Б в этих соединениях. В молекуле какого из соедине-

ний (АБ или АБ2) ковалентные связи образованы по двум механизмам?

35

Назовите эти механизмы и поясните их с помощью квантовых ячеек (для

выбранного соединения).

15. Расположите следующие соединения в ряд по возрастанию полярности

связи Э−F в молекулах следующих соединений: F2, NF3, BeF2, BF3, LiF,

CF4. Обоснуйте свой выбор.

16. Какие типы связей (ионные, ковалентные полярные или неполярные,

металлические, вандерваальсовые, водородные) существуют в сле-

дующих веществах: а) LiH (тв.), Fe (тв.), NH3 (ж.), NH4F (тв.), СН4 (газ), I2 (газ), I2 (тв.),

CuSO4 ⋅ 5H2O (тв); б) CHCl3 (ж.), K (тв.), Na2CO3 (тв.), P4 (тв.), C2H5OH (ж.), CsCl (газ),

CsCl (тв.), CO2 (тв.).

17. В каком из веществ а) гидриде лития или гидриде цезия, б) фториде

калия или хлориде натрия ионный характер связи выражен сильнее?

Объясните ответ.

18. Приведите формулы двух соединений, имеющих одновременно ионную

и ковалентную связи.

19. Как называется тип химической связи, осуществляемой в металлах?

Опишите его подробнее. В чем отличие этого типа от других?

20. В каких случаях возможно образование водородной связи? Какие из

перечисленных соединений способны образовывать межмолекулярные

водородные связи: С6Н6, НF, SiH4, NH3, (CH3)2O, CH3OH? Приведите их

структурные формулы и обоснуйте ответ. Приведите собственные при-

меры а) неорганического и б) органического соединений с межмолеку-

лярными водородными связями, а также пример соединения с внутри-

молекулярными водородными связями. Изобразите структурные фор-

мулы этих соединений и назовите их. Как наличие водородных связей

влияет на физические свойства соединений?

21. Изобразите структурные формулы следующих веществ: а) CO; б) HNO3;

в) NH4NO3. Дайте необходимые пояснения. Укажите валентность и сте-

пень окисления каждого атома в этих молекулах.

36

22. Определите объем аммиака, в котором количество σ-связей равно ко-

личеству π-связей, содержащихся в 1 л азота. Объемы газов измерены

при одинаковых условиях.

23. Предложите формулы соединений АВ3, одно из которых имеет нуле-

вой, а второе – ненулевой дипольный момент. Опишите пространствен-

ное строение молекул этих соединений. Приведите тип гибридизации

атома А в этих соединениях. Определите число σ и π-связей в каждой

молекуле.

24. Объясните, почему молекула SО2 является полярной, в то время как

молекула СО2 неполярна. Определите число σ и π-связей в каждой молекуле.

25. Какой тип гибридизации проявляет атом бора в молекуле BF3? Отлича-

ется ли он от гибридизации в ионе BF4−?

26. Изобразите пространственное строение следующих частиц: CS2, BeCl2,

POCl3, NH3, NH4+, SO4

2−, PCl5, SiF62−, SF6. Приведите названия геометри-

ческих фигур, образованных атомами в пространстве, укажите тип гиб-

ридизации центрального атома и примерные значения углов между свя-

зями в каждой из частиц.

27. Определите пространственное строение молекулы воды и иона гидро-

ксония (H3O+). Укажите тип гибридизации атома кислорода в этих части-

цах. Укажите значение угла НОН в молекуле воды и поясните, почему

это значение отличается от ∠НСН в молекуле СН4.

28. Для алюминия известны соединения с анионом состава AlF63−, тогда как

бор образует с фтором только анион состава BF4−. Объясните этот факт.

Укажите гибридизацию атомных орбиталей центральных атомов в ука-

занных анионах и их пространственное строение.

29. Методом перекрывания электронных облаков изобразите следующие

частицы: а) HNO3; б) C2H2; в) C6H6 ; г) C6H5NО2. В пунктах в) и г) атомы

углерода в молекуле образуют цикл.

37

4. СТРОЕНИЕ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ. ТИПЫ КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ РЕШЕТОК

«… Химия твердого тела имеет дело со всем, что ка-

сается получения, свойств и применения материалов,

находящихся в твердом состоянии…»

А. Вест

Существуют твердые вещества, которые не имеют упорядоченной

структуры, отдельные частицы в них расположены хаотично. Такие веще-

ства называют аморфными (от греч. «аморфос» – бесформенный). В от-

личие от кристаллических веществ, имеющих вполне определенную тем-

пературу плавления, аморфные вещества плавятся в широком интервале

температур. Примерами аморфных веществ могут быть стекла, смолы, а

также большинство полимеров.

Подавляющее число твердых веществ имеют кристаллическую

структуру, которая характеризуется строго упорядоченным строением,

поэтому каждый кристалл образует пространственную кристаллическую

решетку и имеет определенную форму.

В зависимости от характера частиц, образующих кристалл, и от вида

химической связи между ними, различают четыре типа кристаллических

решеток: атомные, ионные, металлические и молекулярные.

В узлах атомных кристалличе-

ских решеток находятся отдельные

атомы, связанные друг с другом кова-

лентными связями. Например, в кри-

сталле алмаза (рис. 1) атомы углерода

образуют пространственный трехмерный

каркас, в котором каждый атом углерода

связан четырьмя другими. Число бли-

жайших соседей атома называют коор-

Рис. 1. Кристаллическая решетка

алмаза

38

динационным числом. Ковалентные связи в атомных кристаллических ре-

шетках очень прочные, поэтому вещества с атомными решетками практи-

чески нерастворимы в воде, имеют высокие температуры плавления и ки-

пения. Так, алмаз плавится при температуре около 4000 °С и повышенном

давлении.

В узлах ионных кристаллических решеток находятся разноименно

заряженные ионы, которые удержива-

ются за счет электростатического при-

тяжения. Каждому типу ионов в ионной

решетке соответствует свое собствен-

ное координационное число (которое

зависит от радиуса ионов). Например, в

кристаллической решетке поваренной

соли (рис. 2) каждый ион Na+ окружен

шестью ионами Cl− и, следовательно,

имеет координационное число 6. Аналогично каждый ион Cl− окружен ше-

стью ионами Na+ и также имеет координационное число 6. Вещества с

ионными кристаллическими решетками достаточно тугоплавки (однако

температуры их плавления, как правило, меньше, чем для веществ с атом-

ной кристаллической решеткой) и зачастую хорошо растворимы в воде.

Они малолетучи и поэтому не имеют запаха.

В металлических кристаллах (рис. 3) решетка образована положи-

тельно заряженными ионами метал-

лов, в пространстве между которыми

свободно передвигаются электроны

(так называемый «электронный газ»).

Кристаллы имеют такую структуру,

при которой атомы упакованы макси-

мально плотно. Особый характер ме-

Рис. 2. Кристаллическая решетка

поваренной соли

Рис. 3. Металлическая

кристаллическая решетка

39

таллических решеток обуславливают такие свойства металлов, как высо-

кие электро- и теплопроводность, довольно высокие их температуры плав-

ления.

В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся моле-

кулы. Молекулярные кристаллы составляют молекулы, связанные между

собой слабыми межмолекулярными взаимодействиями (ван-дер-

ваальсовыми или водородными связями).

Например, узлы кристаллической решетки иода заняты двухатомными

молекулами I2 (рис. 4). Хлор и бром об-

разуют подобные структуры, но при бо-

лее низких температурах. Молекуляр-

ную структуру в твердом состоянии

имеют вода H2O, углекислый газ СО2

(«сухой лед»), инертные газы, аммиак

NH3, хлороводород HCl, а также боль-

шинство органических соединений (эти-

ловый спирт С2Н5ОН, сахар С12Н22О11, уксус CH3COOH и др.). В таких кри-

сталлах связи между молекулами значительно слабее, чем внутри каждой

отдельной молекулы. Эти связи легко разрушить, поэтому вещества, кото-

рые в твердом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку,

плавятся и кипят при низких температурах. При обычных условиях они

представляют собой газы, жидкости или легкоплавкие твердые вещества.

Многие молекулярные соединения обладают запахом.

Задания для решения

1. Перечислите все возможные агрегатные состояния вещества. В каком из

агрегатных состояниях вещества возможна высокая упорядоченность

структуры, а в каком – упорядоченность структуры вообще отсутствует?

2. Какие вещества называются аморфными и кристаллическими? Приведи-

те примеры аморфных и кристаллических веществ.

Рис. 4. Кристаллическая решетка

иода

40

3. Приведите по три примера а) ионных; б) молекулярных; в) атомных кри-

сталлических структур. Какие частицы находятся в узлах каждой из этих

кристаллических решеток? Какие типы химической связи осуществляют-

ся в приведенных примерах веществ? Сравните величины температур

плавления веществ, кристаллизующихся в указанных типах кристалли-

ческих структур.

4. Объясните закономерное изменение характера химической связи и фи-

зических свойств в ряду фторидов NaF, MgF2, AlF3, SiF4, PF5, SF6.

5. Какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки металлов?

Почему металлы хорошо проводят электрический ток?

6. Установите соответствие между типом кристаллической решетки и свой-

ствами веществ.

Тип кристаллической

решетки Характеристика

свойств вещества

ионная твердые, тугоплавкие, не растворяются в воде

атомная хрупкие, легкоплавкие, не проводят электриче-ский ток

металлическая пластичные, имеют различные температуры плавления, проводят электрический ток

молекулярная твердые, тугоплавкие, хорошо растворяются в воде

7. Кристаллическую решетку элемента полония можно представить со-

стоящей из повторяющихся в пространстве кубиков, в вершинах которых

располагаются атомы (кубическая плотнейшая упаковка). Определите

количество атомов в 1 см3 кристалла, размер ребра кубической элемен-

тарной ячейки и атомный радиус Ро в кристалле. Плотность полония

равна 9,4 г/cм3.

8. Рассчитайте объем и радиус атома хрома, исходя из предположения,

что атомы хрома имеют форму шара, а объем шаров составляет 68 %

от общего объема. Плотность хрома 7,19 г/cм3.

41

ПРИЛОЖЕНИЯ

Относительная электроотрицательность химических элементов (по Полингу)

I II III IV V VI VII VIII

H He 1

2,2 −

Li Be B C N O F Ne 2

0,98 1,57 2,04 2,55 3,0 3,44 3,98 −

Na Mg Al Si P S Cl Ar 3

0,9 1,31 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 −

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni

0,82 1,00 1,36 1,54 1,63 1,66 1,55 1,83 1,88 1,91

Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4

1,90 1,65 1,88 2,01 2,18 2,55 2,96 −

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd

0,82 0,95 1,22 1,33 1,6 2,16 1,9 2,2 2,28 2,20

Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5

1,93 1,69 1,78 1,96 2,05 2,1 2,66 −

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt

0,79 0,89 1,10 1,3 1,5 2,36 1,9 2,2 2,20 2,28

Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6

2,54 2,00 1,8 2,33 2,02 2,0 2,2 −

Данные взяты из справочника Дж. Эмсли «Элементы» (М.: Мир, 1993).

42

Радиусы атомов химических элементов (в нм)

I II III IV V VI VII VIII

H He 1

0,030 (0,122)

Li Be B C N O F Ne 2

0,152 0,133 0,081 0,077 0,055 0,060 0,058 (0,160)

Na Mg Al Si P S Cl Ar 3

0,186 0,160 0,143 0,118 0,110 0,104 0,099 (0,191)

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni

0,227 0,197 0,161 0,145 0,132 0,125 0,124 0,124 0,125 0,125

Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4

0,128 0,133 0,122 0,122 0,121 0,117 0,114 (0,198)

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd

0,247 0,215 0,181 0,160 0,143 0,136 0,136 0,134 0,134 0,138

Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5

0,144 0,149 0,126 0,158 0,141 0,137 0,133 (0,209)

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt

0,265 0,217 0,188 0,156 0,143 0,137 0,137 0,135 0,136 0,139

Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6

0,144 0,150 0,117 0,175 0,155 0,167 − −

Примечание:

прямым шрифтом приведены металлические радиусы;

курсивом – ковалентные;

(в скобках) – Ван-дер-Ваальсовы.

Данные взяты из справочника Дж. Эмсли «Элементы» (М.: Мир, 1993).

43

Литература

1. Глинка Н. Л.. Общая химия. М.: Интеграл-пресс, 2002. 2. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А.. Начала химии. М.: Экза-

мен, 2003. 3. Пармон В. Н., Федотова Т. Д. и др. Химия в НГУ. Пособие для абиту-

риентов / Новосиб. гос. ун-т. Новосибирск, 2005. 4. Хомченко Г. П., Хомченко И. Г. Задачи по химии для поступающих в

вузы. М.: Высшая школа, 1993.

СОДЕРЖАНИЕ

Предисловие 3

1. Основные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по уравнениям химических реакций 4 Задания для решения 7 2. Строение атома и структура периодической системы 11

Задания для решения 17 3. Химическая связь и строение молекул 23

Задания для решения 32 4. Строение твердых веществ. Типы кристаллических решеток 37

Задания для решения 39 Приложения 41 Литература 43

44

45

46

47

48

Учебное пособие

Барам Светлана Григорьевна Ильин Максим Анатольевич

ХИМИЯ В

ЛЕТНЕЙ ШКОЛЕ

Верстка Т. В. Иванова

Подписано к печати 20.10.2009 Формат 60х84/16 Усл.-печ. л. 3,0 Заказ № Уч.-изд. л. 3,6

Тираж 500 экз.

Редакционо-издательский центр НГУ 630090 Новосибирск, ул. Пирогова, 2