3. Химическая связь и строение молекулы. 3.1. Количественные характеристики химической связи 3.2. Периодический закон и ПСХЭ Д.И. Менделеева 5.3. Химическая связь и конфигурация молекул.


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
1



Министерство образования и науки Российской Федерации

Рубцовский индустриальный институт (филиал)

ФГБОУ ВПО «Алтайский государственный технический
университет
им. И.И. Ползунова»





Н.Н. АВЕТИСЯН


СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА


Учебн
ое пособие для студентов

н
аправлений

ЭиЭ, ЭТМ, КТМ, ТМО

и

С








Рекомендовано Рубцовским индустриальным институтом (филиалом) ФГБОУ
ВПО «Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова» в
качестве учебного пособия для студентов, обучающихся

по направлениям подготовки ЭиЭ, ЭТМ, КТМ, ТМО

и

С












Рубцовск 2015
2


УДК 541

Аветисян Н.Н.
Строение вещества
:
Учебн
ое пособие для студентов
направлений

ЭиЭ, ЭТМ, КТМ, ТМО

и

С
/ Рубцовский индустриальный инст
и-
тут.

-

Рубцовск, 201
5
.
-

59

с.




В пособии в соответствии с учебной программой изложен теоретический
материал, предложены контрольные и тестовые задания с целью
его закрепл
е-
ния.

Пособие предназначено для обеспечения самостоятельной работой студе
н-
тов инженерно
-
технический направлений
всех

форм обучения.










Рассмотрено и одобрено

на заседании НМС РИИ

Протокол №
4

от

21.05
.1
5

г.





Рецензент:

д.х
.н., профессор АГУ

В.К. Чеботарев
















© Рубцовский ин
дустриальный институт, 2015


3

Содержание


1. Строение атома

4

1.1. История развития представлений о строении атома

4

1.2. Квантово
-
механическая модель атома

6

1.3. Квантовые числа

9

1.4.
Многоэлектронные атомы

12

1.5. Электронно
-
графические формулы

14


2. Периодический закон, периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева, периодичность свойств элементов



16


3. Химическая связь и строение молекулы


1
7

3.1. Количественные
характеристики химической связи

18

3.2. Ковалентная связь

18

3.3. Донорно
-
акцепторный механизм образования ковалентной связи

27

3.4. Ионная связь

28

3.5. Металлическая связь

28

3.6. Водородная связь

30

3.7. Межмолекулярное взаимодействие

30


4.
Контрольные задания


31


5. Тестовые задания


34

5.1. Строение атома

34

5.2. Периодический закон и ПСХЭ Д.И. Менделеева

41

5.3. Химическ
ая связь и конфигурация молекул

45


Список литературы


51


Приложение




5
2
















4

1. Строение атома


1.1.
История р
азвити
я

представлений о строении атома


Понятие «атом» пришло из далекой античности, но совершенно изменило
тот первоначальный смысл, который вкладывали в него древние греки (в пер
е-
воде с греческого «атом» означает «неделимый»).
Этимология на
звания «нед
е-
лимый» отражает сущность атома с точностью до наоборот. Атом делим и с
о-
стоит из элементарных частиц.

Сложность строения атома доказана фундаментальными открытиями, сд
е-
ланными в конце
XIX

и начале
XX

в. В результате изучения природы катодных
лучей (Дж.

Томсон, 1897 г.), открытия явления фотоэффекта (А.Г. Столетов,
1889 г.), открытия радиоактивности хим
ических элементов (А. Бреккель,
М.

Склодовская
-
Кюри, 1896
-
1899 г.), определения природы
-
частиц (
эксп
ери
ме
нты
Э. Резерфорда, 1889
-
1990 г.) у
ченые пришли к заключению, что атомы облад
а-
ют собственной структурой, имеют сложное строение.

Рассмотрим некоторые модели строения атома.

Гипотеза Дж.

Томсона

о структуре атома


первая попытка объединить
имеющиеся на
учные данные о сложном составе атома в «модель» атома.

В 1904 г. в работе «О структуре атома» Дж.

Томсон
дал описание своей
модели, получившей образное название «сливового пудинга». В этой модели
атом уподобен сферической капле пудинга с положительным заря
дом. Внутрь
сферы вкраплены отрицательно заряженные «сливины»
-

электроны. Электр
о-
ны совершают колебательные движения, благодаря которым атом излучает
электромагнитную энергию. Атом в целом нейтрален.

Модель атома Дж.

Томсона не была подтверждена экспериме
нтальными
фактами и осталась гипотезой.

Представления о составе атома и движении электронов в нем вошли в м
о-
дель атома Э.

Резерфорда.

Планетарная модель атома Резерфорда

(1911 г.), согласно которой атом
состоит из положительно заряженного ядра, в котором с
осредоточена основная
часть массы (99,97%), и электронов, вращающихся вокруг ядра по замкнутым
орбитам подобно движению планет вокруг Солнца. Э.

Резерфорд
-

основоп
о-
ложник современного учения об атоме


построил наглядную теоретическую
модель атома, которо
й формально мы пользуемся и сейчас.

Основные положения модели атома по Э.

Резерфорду:

1) в центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее
ничтожную часть пространства внутри атома;

2) весь положительный заряд и почти вся масса атома сосред
оточены в его
ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.);

3) вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число
равно заряду ядра.





5

Недостатки теории Резерфорда:

1) не могла объяснить устойчивости атома. По Резерфорду, электроны
должны
вращаться вокруг ядра
,

подобно планетам вокруг Солнца. Но электрон


заряженная частица и, двигаясь с ускорением, должна испускать электрома
г-
нитные волны, поэтому орбита вращения электрона должна превращаться в
спираль. Приближаясь по спирали к ядру, элект
рон должен упасть на ядро. О
д-
нако атом


устойчивая система;

2) модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере
атомных спектров. Излучение энергии электроном по мере приближения к ядру
должно непрерывно изменять свою частоту, следовательно,

спектр атома до
л-
жен быть сплошным. На практике


спектр линейчатый.

Законы классической физики нельзя применять к изучению и описанию
свойств микрочастиц.

Квантовые постулаты Бора.

В 1913 г. датский физик Нильс Бор предл
о-
жил новую теорию, объединяющую яде
рную модель атома Резерфорда с ква
н-
товой теорией света. М.

Планк (немецкий физик) в 1900 г. пришел к заключ
е-
нию, что всякое излучение и поглощение энергии происходит не непрерывным
потоком, а определенными порциями квант
ами
. Энергия кванта зависит от ч
а-
сто
ты излучения или длины волны:

,

где
h



постоянная Планка (6,625∙10
-
34

Дж∙с);

с


скорость света (3∙10
8

м/с);




длина волны
, м
;




частота излучения.

Постулаты Бора:

1)
электрон может вращаться не по любым, а только по
определенным кр
у-
говым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных;

2) двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает электрома
г-
нитной энергии и не поглощает ее. Радиус орбиты
r

и скорость электрона
v

св
я-
заны квантовым соотношением Бора:

,

где
m



масса электрона;

n



номер орбиты,
n
=1,2,3;

h



постоянная Планка,

mvr



момент количества движения;

n
=1


основное состояние,
n
=2,3


возбужденное.

3) излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной
стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант
электромагнитного излучения с энергией, равной разности энергий атома в
начальном и конечном состояниях:

.

Это и есть правило частот Бора.

При возбуждении атома, т.е. при переходе электрона на возбужденный
уровень, происходит поглощение кванта света.


6

Теория Бора имела свои недостатки:

1) движение электрона рассматривалось как механическое перемещение в

пространстве;

2) теория Бора не могла объяснить явление мультиплетности (расщепл
е-
ния) спектральных линий в магнитном и электрическом полях;

3) она не давала объяснения, где находится электрон в процессе перехода с
одной орбиты на другую;

4) не давала
объяснения различной интенсивности спектральных линий в
спектре водорода;

5) была неприменима к сложным атомам.

Достоинства теории Бора:

1)
доказана неприменимость законов классической физики к изучению
атома;

2)
доказала наличие стационарных состояний в а
томе, при которых не
происходит излучение;

3) объяснила дискретность излучения атома;

4) рассчитан и объяснен спектр только атома водорода;

5) показана сложность строения атома.

Недостатки теории Бора были разрешены с развитием квантовой механ
и-
ки.


1.2.
Квантово
-
механическая модель атома


В основе современной теории строения атома (квантовой механики атома)
лежат следующие основные положения:

1.
Электрон имеет двойственную (корпускулярно
-
волновую) природу. Он
может вести себя и как частица, и как волна: п
одобно частице, электрон обл
а-
дает определенной массой и зарядом, в то же время движущийся электрон пр
о-
являет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифра
к-
ции. Электрон


частица, определяющая наиболее характерные химические
свойства ат
омов и молекул. Двойственная природа электрона может быть по
д-
тверждена на опыте. Если электроны, испускаемые источником, например к
а-
тодом, пропускать через маленькие отверстия в пластинке, поставленной на их
пути, то они, попадая на фотопластинку, вызывают

ее почернение. После пр
о-
явления фотопластинки на ней можно увидеть совокупность чередующихся
светлых и темных колец, т.е. дифракционную картину.

Дифракционная картина включает в себя как собственно дифракцию


огибание волной препятствия, так и интерферен
цию, то есть наложение волн
друг на друга. Эти явления доказывают наличие у электрона волновых свойств,
так как только волны способны огибать препятствия и налагаться друг на друга
в местах их встречи. Однако, попадая на фотослой, электрон дает почернение
лишь в одном месте, что свидетельствует о наличии у него корпускулярных
свойств. Будь он только волной, он более или менее равномерно засвечивал бы
всю пластинку.


7

Вследствие дифракции электрон, пройдя отверстие, может в принципе п
о-
пасть в любую точку фотоп
ластинки, но с разной вероятностью, то есть можно
говорить о вероятности обнаружения электрона в той или иной области фот
о-
слоя, а в общем случае


в той или иной области пространства. Поэтому движ
е-
ние электрона в атоме нельзя рассматривать как движение точ
ечного заряда по
строго определенной замкнутой траектории.

Длина волны электрона

и его скорость

связаны отношением де Бройля:

,

где
m



масса электрона.

I
-
й принцип волновой механики
.

Электрон обладает корпускулярно
-
волновой двойственностью (ведет себя и как частица, и как волна). Корпуск
у-
лярно
-
волновые характеристики фотона связаны уравнением:

,

где с


скорость света (3∙10
8

м/с);




длина волны;




част
ота, связанная с волновым движением.

По уравнению Эйнштейна

.

В 1924 г. французский физик, ученый Луи де Бройль приравнял скорость
света
. Он предложил, что корпускулярные волновые свойства присущи
не
только фотону, но и электрону.

Экспериментально: воздействие электронного пучка с дифракционной р
е-
шеткой, электрон вел себя как волна, длина которой совпадала с вычисленной
по уравнению (в 1927 г. американские физики Девиссон и Джермер, а также
Томсон (Анг
лия), Тартаковский (СССР) наблюдали дифракцию электронов на
кристалле
никеля).

,

где



скорость электрона

2
.
Принцип неопределенности Гейзенберга

(1925
-
1927)


второй принцип
волновой механики: для электрона невозможно одновременно точно измерить
координаты и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопр
е-
деленность в координате
,

и наоборот

,

где



неопределенность положения координаты;




погрешность измерения скорости.

3
.
Уравнение Шредингера

(1925
-
1926): электрон в атоме не движется по
определенным траекториям, а может находиться
в любой части околоядерного
пространства, в котором пло
тность вероятности нахождения электрона дост
а-
точно велика.

Шредингером на основании волнового уравнения де Бройля была вычи
с-
лена волновая функция



всегда «+» и выражает плотность вероятности
нахождения электрона в соответствующей области пространства.

Простра
н-

8

ство, которое включает в себя 90% электронного облака, называется орбит
а-
лью.

Для характеристики волновых свойств электрона используют квантовые
числа.

Орбиталь



это волновая функция, описывающая состояние электрона.

Шредингер (1925) предложил, чт
о состояние электрона в атоме описывае
т-
ся уравнением стоячей электромагнитной волны. Подставив в него

из уравн
е-
ния
Луи
де Бройля, он получил уравнение, связывающее энергию электрона с
пространственными координатами и так называемой волновой функцией
,

к
о-
торая в этом уравнении соответствует амплитуде трехмерного волнового пр
о-
цесса. Уравнение Шредингера имеет вид:

,

где
h



постоянная Планка;

m



масса электрона;

U



потенциальная энергия электрона;

E



п
олная энергия электрона;

x
,
y
,
z



координаты.

При решении уравнения Шредингера находят энергию электрона и его
волновую функцию
. При этом квадрат волновой функции

определяет в
е-
роятность
обнаруже
ния электрона на том или ином расстоянии от ядра атома
.
Волновая функция

характеризует амплитуду волны в зависимости от коо
р-
динат электрона в атоме. В наиболее простом варианте волновая функция зав
и-
сит от трех пространственных координат и дает возможность определить вер
о-
ятность нахождения электрона в атомн
ом пространстве, или его орбиталь. Т
а-
ким образом, атомная орбиталь (АО)


область атомного пространства, в кот
о-
ром вероятность нахождения электрона наибольшая.

Точное решение уравнения получается для атома водорода или водород
о-
подобных ионов, для многоэлек
тронных систем используются различные пр
и-
ближения. Поверхность, ограничивающая 90
-
95% вероятности нахождения
электрона или электронной плотности, называют граничной.

Атомная орбиталь и плотность электронного облака имеют одинаковую


граничную поверхность (форму) и одинаковую пространственную ориентацию.
Атомные орбитали электрона, их энергия и направление в пространстве зависят
от четырех параметров


квантовых чисел.

4.
Ядра атомов состоят из протонов (р) и нейтронов (
n
), число прото
нов в
ядре равно порядковому номеру элемента (
Z
) в периодической системе, а сумма
протонов и нейтронов соответствует его массовому числу (А), А=
Z
+
N
.

Ядра всех атомов элементов имеют одинаковый заряд, т.е.
содержат од
и-
наковое число протонов, но число
нейтронов в ядрах этих атомов может быть
различным. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом
нейтронов, называют изотопами. Так, природный хлор состоит из двух изот
о-
пов с массовыми числами 35 и 36 (
). Изобары


атомы, и
меющие од
и-
наковое массовое число, но разный заряд ядра (
).



9

Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.

Резерфорд открыл протон, а в 1932 г. Дж.

Чедвик


нейтрон.

Таким образом, теорию Бора сменила квантовая те
ория, которая учитывает
волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом
(табл.1).

Таблица 1

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица

Заряд

Масса

Кл.

условн.ед.

г

а.е.м.

Электрон

-
1
,6∙10
-
19

-
1

9,10∙10
-
28

0,00055

Протон

1,6∙10
-
19

+1

1,67∙10
-
24

1,00728

Нейтрон

0

0

1,67∙10
-
24

1,00866


1.3. Квантовые числа


Согласно квантовой механике, движение электрона в атоме описывается
тремя квантовыми числами: главным
n
, побочным (орбитальным)
l
, магнитным
.

Главное
квантовое число (
n
) характеризует собой запас энергии атомной
орбитали и ее размер, определяет число энергетических уровней в атоме и ра
в-
но номеру периода в



периодической системе химических элементов
Д.И.

Менделеева

(ПСХЭ)
. Главное квантовое число приним
ает значение любого ц
е-
лого числа: 1,2,3,4,5,6,7…

или в буквенном обозначении
K
,
L
,
M
,
N
,
O
,
P
,
Q
.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне можно рассч
и-
тать по формуле:
.









Орбитальное (побочное) квантовое число (
l
)


характеризует форму орб
и-
тали и определяет число подуровней на энергетическом уровне.

Орбитальное квантовое число (
l
) определяется по формуле:
l
=
n
-
1

и прин
и-
мает цифровые значения: 0,1,2,3,4,5 или б
уквенное обозначение:
s
,
p
,
d
,
f
,
g
,
h
.


n

l

Значение
l

s

p

d

f

1

0

0




2

1

0

1



3

2

0

1

2


4

3

0

1

2

3



Например, при значении
n
=1 орбитальное квантовое число принимает о
д-
но значение


0. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно нулю,

10

называются
s
-
электронами, и для них характерны электронные облака, име
ю-
щие форму шара (рис.1).




Рис.1. Электронное
s
-
облако (
l
=0)


На первом энергетическом уровне могут находиться только
s
-
электроны,
которые образуют один
s
-
подуровень.

При
n
=
2
,
l
=1 орбитальное квантовое число принимает два значения: 0 и 1.
Электроны, орбитальное квантовое число которых равно единице, называются
р
-
электронами, и им соответствует гантелевидная форма электронного облака
(форма объемной восьмерки) (рис.2).




Рис.2.

Электронное р
-
облако (
l
=1)


На втором энергетическом уровне могут находиться
s
-
электроны и р
-
электроны, которые образуют два подуровня:
s

и р.

При значении
n
=3,
l
=2 орбитальное квантовое число принимает три знач
е-
ния: 0,1,2. Электроны, орбитальное квантово
е число которых равно двум, наз
ы-
ваются
d
-
электронами, и им соответствует более сложная форма электронных
облаков в виде перекрещенных объемных восьмерок (гантелей) (рис.3).


Рис.3. Электронное
d
-
облако (
l
=2)


На третьем энергетическом уровне могут находиться
s
-
, р
-
,
d
-
электроны,
которые образуют три подуровня:
s
,
p

и
d
.

При значении
n
=4,
l
=3 орбитальное квантовое число имеет четыре знач
е-
ния: 0,1,2,3. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно трем,
называются
f
-
электронами
,

и им соответствует еще более сложная форма обл
а-
ков (рис.4).







11

Рис.
4
. Электронное
f
-
облако (
l
=3)


На
четвертом энергетическом уровне могут находиться
s
,
p
,
d
,
f
-
электроны,
которые образуют четыре подуровня:
s
,
p
,
d
,
f
. Больше четырех подуровней не
заполняется, так как значение
l
, равное 0(
s
), 1(р), 2(
d
), 3(
f
)
,

описывает электр
о-
ны всех известных сейчас элементов.

Максимальное число
электронов на подуровне можно расс
читать по фо
р-
муле:

.

Таким образом, максимальное число электронов

на
s
-
подуровне равно:
;

на р
-
подуровне:
;

на
d
-
подуровне:
;

на
f
-
подуровне:
.

Магнитное квантовое число

характеризует различное энергетическое
состояние электронов в данном подуровне и определяет число ориентаций о
р-
битали в пространстве относительно магнитного п
оля Земли или избранного
наблюдателем направления.

Электроны, вращаясь вокруг ядра, создают магни
тное поле атома, в кот
о-
ром атомные орбитали по
-
разному располагаются в пространстве.

Магнитное квантовое число определяется по формуле:

и
принимает любое целое числовое значение от
, включая 0.


n

L



Значение


1

0

1

0

2

1

3

-
1
;
0
;
1

3

2

5

-
2;
-
1;0;1;2

4

3

7

-
3;
-
2;
-
1;0;1;2;3


При значении
l
=0 возможно одно значение магнитного квантового числа
, равное 0, которое характеризует одно состояние
s
-
электронов в простра
н-
стве:








12

При
l
=1 возможны три значения
:
-
1,0,1, что соо
т
ветствует трем пр
о-
стра
н
ственным положениям
p
-
облаков:

При значении
l
=2

имеет значения:
-
2,
-
1,0,1,2, что соответствует пяти
пространственным положениям
d
-
электронных облаков:

Значению
l
=3 соответствует семь пространственных пол
ожений
f
-
облаков.

Итак, атомная орбиталь задается тремя квантовыми числами (
n
,
l
,
) и
условно обозначается в виде клетки (энергетической ячейки).

Количество атомных орбиталей на
s
-
подуровне равно 1

, на р
-
подуровне 3

□□□
, на
d
-
подуровне 5
□□□□□

и на
f
-
подуровне 7
□□□□□□□
.

Спиновое квантовое число. Кроме квантовых чисел
n
,
l
,
, описывающих
движение электрона вблизи ядра атома, электрон обладает и собственной х
а-
рактеристикой, которая называется спином.

Вращение электрона вокруг собственной оси называется спином.


Величину и ориентацию спина характеризует спиновое квантовое число
, которое определяет собственный момент движения электрона вокруг своей
оси и принимает значение
.

Положительные

и отрицательные значения спина связаны с его направл
е-
нием. Поскольку спин


величина векторная, то его условно обозначают стре
л-
кой, направленной вверх или вниз (
).

Электроны, имеющие одинаковое направление спина, называются пара
л-
лельными; электроны, име
ющие противоположное направление спинов
,

-

ант
и-
параллельными.


1.4. Многоэлектронные атомы


Качественное описание строения многоэлектронных атомов производят
обычно
,

используя правила, являющиеся выражением общих закономерностей
развития материи.

Принцип
Паули (
з
апрет Паули)

определяет число электронов на энерг
е-
тических уровнях и подуровнях.




13

В 1925 г.
был сформулирован принцип Паули: в атоме не может быть двух
электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел


n
,
l
,
,
.

Учитывая то,

что каждая атомная орбиталь описывается определенным
набором трех квантовых чисел (
n
,
l
,
), можно сделать вывод, что на одной
орбитали может находиться не более двух электронов, которые отличаются
друг от друга значениями спинового квантового числа:
.

Ограничение: в наружном квантовом слое могут размещаться максимум 8
электронов.

Принцип наименьшей энергии
. Заполнение электронами энергетических
уровней и подуровней в атомах элементов осуществляется согласно принципу
наименьшей энергии


в первую очередь электроны занимают атомные орбит
а-
ли, имеющие наименьшую энергию. Применительно к атому этот принцип
означ
ает, что электроны в атоме заполняют уровни с наименьшими значениями
главного квантового числа
n
, а в пределах уровня сначала заполняются
по
д-
уровни с наименьшими значениями орбитального квантового числа
l
.

Правила Гунда (Хунда).

Если подуровень занимает не

одну, а несколько
орбиталей, то электроны атома могут занимать равноценные энергетические
орбитали лишь в определенном порядке, следуя правилу Хунда:

в пределах
определенного подуровня атом должен
иметь максимально возможное чи
с-
ло неспаренных электронов,
ко
торые располагаются так, чтобы суммарный
спин был максималь
ным.
Согласно этому правилу, в пределах одного подуровня
электро
ны располагаются сначала каждый в отдельной ячейке в виде неспа
-
ренных электронов (электроны с некомпенсированными спинами на
зы
ваются
неспаренными
).

Например, рассмотрим электронную конфигурацию атома азота,
электро
н-
ная формула которого имеет вид:

N

+7

1s
2
2s
2
2p
3


1s
2

2s
2

2p
3






Правила Клечковского
.
Последовательность
заполнения атом
ных эле
к-
тронных орбиталей в зависимости от значений
n

и

l

была ис
следована советским
ученым В.М. Клечковским, который установил,
что
энергия электрона возра
с-
тает по мере увеличения суммы

(
n
+
l
).

В соответствии с этим, им сформулированы следующие
прави
ла
:

1.

При увеличении заряда ядра атома последовательное запол
нение о
р-
биталей происходит от орбиталей с меньшим значением

суммы (
n

+
l
)

к о
р-
биталям с большим значением этой суммы.

2.

П
ри одинаковых
значениях суммы (
n
+
l
)

в первую очередь

происх
о-
дит заполнение орбиталей с меньшим значением главного

квантового числа
n
.



14

п

1

2

3

4


l

0

s

1

p

2

d

3

f


Например, сначала заполняется подуровень
4
s
,

а потом
3d
,
т.е. запас эне
р-
гии подуровня
4
s

(
n
+
l
=4+0=4)
меньше, чем
3d (
n
+
l
=
3+2
=
5);
на подуровнях
3d,
4р,
и
5
s

сумма значений
(
n
+
l
)
одинакова и равна 5 (3+2; 4+1; 5+0), в этом случае
сначала заполняется
3
d
-
подуровень, затем

и
5
s
.

В соответствии с этим принципом распределение электронов по уровням и
подуровням идет в следующей последовательности:

1s
2
→2s
2
2p
6

3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6

5s
2
4d
10
5p
6
6s
2


5
d
1

4
f
14

5
d
2
-
10
6
p
6
7
s
2

6
d
1
-
2
→5
f
14
3
d
3
-
10

p
6
.

Последовательность заполнения электронных энергетических подуровней
в атоме можно представить в
виде схемы:






















1
.5.
Э
лектронно
-
гр
а
фические формулы


Строение электронной оболочки изображается электронной формулой,
которая показывает распределение электронов по энерге
тическим уровням и
подуровням.

Электронные формулы составляются
следующим образом:

1.

По положению элемента в ПСХЭ определяют его порядковый

номер и период, в котором этот элемент находится. Например, молибден нах
о-
дится в пятом периоде, порядковый номер которого 42.


15

2.

Учитывая, что номер периода соответствует числу
энергети
ческих
уровней, следует изобразить условно схему, на которой необ
ходимо показать
число этих уровней. Например, для Мо эта схема будет выглядеть так:


Мо +42
.

3. Каждый энергетический уровень содержит определенное число орбит
а-
лей, на

которых располагается известное число электронов, равное заряду ядра
атома:

Мо +42
.

Электроны распределяют по подуровням, с учетом максимально возмо
ж-
ного количества электронов на каждом из них.

При определении числа электронов на внешнем

и предвнешнем уровнях
следует основываться на правилах Клечковского. Так,


у
Мо

сначала заполняе
т-
ся
5
s

-

подуровень и последним заполняется
4
d
-
подуровень:


Мо +42

ls
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
2
3
d
10
4
p
6
5
s
2
4
d
4
.

Электронные формулы часто изображают

графически. Они по
казывают
распределение электронов не только по уровням и поду
ровням, но и по орбит
а-
лям. Запишем, например, электронно
-
графическую формулу атома
мо
л
ибдена
:


Часто записывают не всю графическую электронную формулу, а лишь ее
окончание
(т.е. подуровни, на которых расположены валент
ные электроны),
например:




16

2.
П
ериодический закон, периодическая система
химических

элементов
Д.И. М
енделеева
,

периодичность свойств элементов



Периодический закон был открыт в 1869 г. Д.И. Менделеевым,
совреме
н-
ная формулировка закона такова:
свойства химических элементов и их с
о-
единений находятся в периодической зависимо
сти от зарядов ядер атомов
элементов.

Графическим изображением периодического закона Д.И. Менделеева я
в-
ляется ПСХЭ. Периодическая табли
ца состоит из горизонтальных и вертикал
ь-
ных рядов.

Горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке воз
растания
атомных масс, начинающийся щелочным металлом и за
канчивающийся инер
т-
ным газом, называется
периодом
.

Всего периодов
-

семь: первый, второй

и третий периоды состо
ят из одного
ряда элементов и
называются малыми.
Остальные пе
риоды
-

большие.
Седьмой
период пока является незавершенным. Элементы второго и третьего периодов
названы Д.И. Менделеевым
типическими:
в них наиболее наглядно можно пр
о-
с
ледить за измене
нием свойств элементов и их соединений.

В шестом периоде вместе с лантаном находятся 15 элементов, которые
сходны по свойствам и называются
лантаноидами.
В седь
мом
-

вместе с акт
и-
нием находятся также 15 элементов, которые на
зываются
акти
ноидами.
Лант
а-
ноиды и актиноиды расположены вни
зу периодической таблицы Д.И. Мендел
е-
ева.

Вертикальный ряд элементов, объединенных по признаку ва
лентности,
называется
группой.

В ПСХЭ находятся восемь групп, которые пронумерованы рим
скими ци
ф-
рами. Каждая
группа делится на две подгруппы
-

главную
и
побочную

(А и В)
.

Главные подгруппы включают в себя элементы больших и ма
лых пери
о-
дов, побочные подгруппы
-

элементы только больших пе
риодов.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. Пе
риодичес
кая
повторяемость свойств элементов обусловлена периоди
ческим повторением
сходных электронных группировок атомов, т.е. через определенное число эл
е-
ментов снова повторяются
s
-
,
p
-

и
d

-

элементы с одинаковыми конфигураци
я-
ми электронных подуров
ней. Например, все атомы элементов
I

А груп
пы

Н,
Li
,
, К,
Rb
,
Cs
,
Fr

имеют на внешнем энергетическом уровне по одному
s

-

эле
к-
тро
ну (
), а все атомы
VII

А группы:
F
,
Cl
,
Br
,
I
,
At
-

имеют одинаковую эле
к-
тронную конфигурацию:
...

и т.д.

Периодичность электронных структур приводит к периодиче
скому изм
е-
нению ряда химических и физических свойств элементов, в частности: поте
н-
циалов ионизации, сродства к электрону, электро
отрицательности атомных р
а-
диусов (табл. 1 приложения).

Потенциал иониз
ации (
J
)
-

это энергия, которую необходимо затратить
для отрыва электрона от атома, находящегося в нор
мальном состоянии.
Уд
а-
ление первого электрона с орбитали описы
вается уравнением:

,


17

где Э
-

атом элемента;

Э
+

-

однозарядный катион элемента;


-

электрон;

J

-

потенциал ионизации.

Сродство к электрону
(Е)


это энергия, которая выделяется в резул
ь-
тате присоединения электрона к электронейтральному атому и превращения
его в анион:

.

Количественной мерой металлических
(восстановительных) свойств ат
о-
мов служит энергия ионизации, неметаллических (окис
лительных)
-

энергия
сродства к электрону.

В целом с ростом порядкового номера элемента в периоде энер
гия иониз
а-
ции (
I
) и сродство к электрону
(Е)
увеличивается слева на
пр
аво, а в подгруппах
сверху вниз уменьшается.

Электроотрицательность
-

это мера способности атома эле
мента к пр
и-
обретению отрицательного заряда при образовании хи
мической связи.

Электроотрицательность равна сумме энергий ионизации и сродства к
электрону.
Чем больше электроотрицательность, тем в большей степени эл
е-
мент проявляет неметаллические свойства.

Значения электроотрицательностей приводятся в таблице Л. Полинга
(табл. 2 приложения).

Размеры атомов и ионов.
Атомы и ионы не имеют строго оп
ределенных
границ вследствие волновой природы электронов. По
этому определяют усло
в-
ные радиусы атомов и ионов, связанных друг с другом химической связью в
кристаллах (табл. 1 приложения).
Радиусы атомов металлов в периодах с р
о-
стом порядкового номера элемента уменьша
ются,
так как при одинаковом
числе электронных слоев возрастает заряд ядра, а следовательно, и притяжение
им элек
тронов.
В группах элементов, как правило, радиусы атомов увеличи
-
ваются сверху вниз,
так как возрастает число энергетических уров
ней.

Радиусы

ионов отличаются от радиусов атомов, так как они или лишились
нескольких электронов, или присоединили последние. По
этому
радиусы пол
о-
жительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных
ионов больше радиусов соответствую
щих атомов.
Радиус
ы ионов также нах
о-
дятся в периодической зави
симости от порядкового номера элемента. Напр
и-
мер, в пределах од
ной группы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с
увели
чением номера элемента (заряда ядра).


3. Х
имическая связь и строение молекул


Причи
на возникновения химической связи обусловлена тем, что молек
у-
лярное состояние вещества устойчивее, чем атомное, и обра
зование молекул
сопровождается выигрышем энергии. В образовании химической связи прин
и-
мают участие валентные электроны: у
s

-

и
р
-
элементов
-

внешние электроны, у
d
-
элементов
-

внешние
s
-

и предвнешние
(п
-
1
)
d
-
электроны, у
f

-

элементов
-

ns
(
n
-
l
)
d

и
(п
-
2)
f

-

электроны. Число валентных электронов у некоторых атомов

18

может изменяться в зависимости от того, находится ли атом в нор
мальном или
в возбужденном состоянии.

Химическая связь имеет электрическую природу, но осуществля
ется по
-
разному, поэтому различают несколько видов химической связи:
ковалентную,
донорно
-
акцепторную, ионную, водородную и металлическую.



3.1.

Количественн
ые характеристики химической связи


Энергия химической связи (Е).
При образовании химической связи всегда
выделяется энергия.
Количество энергии, выделяющейся при образовании х
и-
мической связи, называется
энергией связи.
Эта

величина является важнейшей
характеристикой прочности связи и выражается в
кДж/молъ
образующегося
вещества (табл. 3 прило
жения).

Прочность связи, характеризуемая энергией связи и ее длиной, зависит от
степени взаимного перекрывания валентных атомных орбит
алей. С увеличен
и-
ем размеров атомных орбиталей полнота их взаимного перекрывания уменьш
а-
ется в группах сверху вниз, в пе
риодах слева направо. Из этого следует, что
электронная плотность между ядрами атомов уменьшается и прочность связи
падает. Энер
гии не
которых связей и их длина приведены в табл. 5 приложения.

Возникновение между атомами двойных и тройных связей, назы
ваемых
кратными, приводит к значительному росту энергии связи между атомами и
уменьшению ее длины.

Полярность связи усиливается по мере уве
личения различия в электроо
т-
рицательностях соединяющихся атомов (
Δ

ЭО), и одно
временно уменьшается
длина связи. Т.е. при увеличении
Δ

ЭО связь становится короче и прочнее. Этот
вывод подтверждает
правило Полинга:
чем больше разность между электр
о-
отрщателъ
ностями элементов, тем больше энергия связи между их атомами.

Длина связи (
l
)
выражается в
[
нм
]

и определяется расстоянием ме
жду це
н-
трами атомов, которые образуют данную связь. Сближение атомов ограничено
возрастанием межэлектронного

и межъядерного отталкивания. По длине хим
и-
ческой связи косвенно можно судить о такой ее важнейшей характеристике, как
прочность. Чем ближе рас
полагаются взаимодействующие атомы, тем полнее
перекрываются их атомные орбитали. Следовательно, химическая связ
ь тем
прочнее, чем меньше ее длина. Длины связей находятся в зависимости от раз
-
мера атомов, образующих молекулы (см. табл. 3 приложения).

Валентные
углы
зависят от пространственной структуры обра
зуемой м
о-
лекулы. Схематически их можно представить как углы

ме
жду прямыми лини
я-
ми, соединяющими ядра атомов в молекуле. На
пример, молекула метана С
H
4

имеет тетраэдрическое строение, ва
лентные углы между направлениями любой
пары связей одинаковы и составляют 109,5° (табл. 4 приложения).


3.2. Ковалентная связь


Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществ
ленными
электронами, называется
ковалентной связью.


19

Еще до создания волновой механики Дж. Льюис в 1916 г. объяс
нил во
з-
никновение химической связи образованием общей электронной пары между
двумя
атомами, в которую входит по одному элек
трону от каждого атома:







Это явилось основой метода валентных связей (МВС), который получил
дальнейшее развитие в работах Д. Слейтера и Ф. Лондона (1927).

Сущность метода валентных связей состоит в том, что хим
иче
ская связь в
молекуле (ее электронное состояние) описывается с по
мощью электронных с
о-
стояний взаимодействующих атомов. В осно
ве МВС лежат следующие пол
о-
жения:

1.
Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами,

облад
а-
ющими противоположно на
правленными спинами и принад
лежащими двум
взаимодействующим атомам. Такая общая электро
н
ная пара может образоват
ь-
ся как в результате образования двухэлектронной орбитали из неспаренных
электронов, принадлежащих раз
ным атомам
(обычный механизм образования
),
так и за счет пары

электронов одного атома
-

донора и вакантной (пустой) о
р-
битали

второго атома
-

акцептора
(
донорно
-
акцепторный механизм образо
-
вания связи).

2.
Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени пере
крываются
взаимодействующие
электронные облака. Поэтому кова
лентная связь образуе
т-
ся в таком направлении, при котором это пере
крывание максимально.

Например, атом водорода имеет один электрон на
s

-

орбитали. При вза
и-
модействии с другим атомом водорода, имеющим такой же электрон,
может
образоваться молекула, в которой и первый и второй электроны объединены в
общее электронное облако молекулы и на
ходятся там в состоянии с антипара
л-
лельными спинами:



Перекрывание орбиталей показывает: образование ковалентной связи
-

о
б-
ласть
пространства в молекуле, где вероятность нахождения электронов от двух
атомов максимальна. Размеры молекул с ковалентным типом связи меньше, чем
суммарный размер частиц. Так, для водорода радиус атома составляет 0,53
∙10
-
10
м, а при образова
нии молекулы вод
орода расстояние между ядрами атомов (
l
)
равно 0,74

1
0
-
10
м:




20

Поэтому говорят, что происходит образование молекулярной орбитали, на
которой вероятность нахождения электронов от каждого из образующих мол
е-
кулу атомов максимальна, т
аким
о
бразом
,

число неспаренных электронов на
внешних энергетических уровнях атома определяет возможное число связей,
образующихся при взаимодействии с другими атомами.

Способность атома образовывать химическую связь называется вален
т-
ностью.
При ковалентной связи макси
мальная валентность определяется чи
с-
лом неспаренных электронов, зависящих от нор
мального или возбужденного
состояния атома.

При образовании химической связи происходит возбуждение атома, что
позволяет ему проявлять больше валентные возможности, чем в норм
альном
состоянии.

В качестве примера рассмотрим проявление переменной валентности у
атома серы. Основное состояние атома серы
1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
Зр
4
. Расстояния между
подуровнями
3
s
, Зр, 3d
невелики, и энергия для возбужденного атома с перех
о-
дом электронов из состояния
3
s

и
Зр

в состояние
3d
может быть получена при
химических взаимодействиях. Поэтому сера может проявлять валентности,
равные
II
,
IV
,
VI
.













3.2.1. Свойства ковалентной связи. Гибридизация


Ковалентные связи
характеризуются направленностью и насы
щаемостью.
Насыщаемость
проявляется в том, что одна орбитал
ь

атома с неспаренным
электроном мо
ж
ет принимать участие в об
разовании только одной ков
а-
лентной химической связи.
Например,
строение молекул
Н
2
, Н
2
О
можно
изо
б-
разить следующими схемами:

H
:
H

H
:
:
H

Наиболее прочные химические связи возникают в направлении макс
и-
мального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атом
ные орбитали
имеют определенную форму, их максимальное пере
крывание возможно при
опреде
ленной пространственной ориента
ции. Поэтому ковалентная связь х
а-

21

рактеризуется направленностью. Перекрывание электронных облаков может
осуществляться следую
щими путями:

1. Если электронные облака перекрываются по линии пересече
ния центров
(ядер) облако
в, то образующаяся при этом связь на
зывается

-

связью

(
рис. 5).














Рис. 5. Схема образования химических (
-
) связей путем

перекрывания:

а)

двух
s

-

электронных облаков;

б)

двух
d
-

электронных облаков;

в)

s

и

p
-

электронных облаков;

г)

двух
р
-

электронных облаков


2. Если электронные облака перекрываются по линии, перпенди
кулярной
линии пересечения центров электронных облаков (ядер), то такая связь назыв
а-
ется

-

связью
(рис. 6).












Рис. 6. Схема образования химических (
-
)
связей путем

перекрывания:

а)

двух

р
-

электронных облаков;

б)

двух
d

-

электронных облаков



-

связи осуществляются более чем одной электронной парой и наблюд
а-
ются в соединениях с кратным числом связей. Например, в молекуле
N
2
, им
е-
ющей тройную связь,
одна из связей


-

,
две дру
гие


-
связи (рис. 7).


-

связь значительно прочнее
-

связи, т.к. перекрывание электронных о
б-
лаков при
-

связи больше, чем при
-

связи.

а


22










Рис. 7. Схема расположения

-

и

-

связей в молекуле

атомов
N
2


3. При перекрывании электронных облаков в четырех областях простра
н-
ства образуются

-

связи.

-

связи имеют ту же симметрию, что и
d

-

орбитали,
т.е. две узловые полоски, и возникают при пере
крывании
d

-

орбиталей сосе
д-
них атомов в четырех областях
про
странства, обозначенных на рис. 8 черными
точками. Их появление можно ожидать между взаимодействующими атомами
d

-

элементов, начиная с четвертого периода.












Рис. 8. Схема образования

-

связи


Направленность ковалентных связей в
пространстве придает многоато
м-
ным частицам (радикалам, молекулам, ионам) определен
ную форму
-

конфиг
у-
рацию.
От нее зависит внутренняя структура вещества, а следовательно, и его
свойства.

Гибридизация атомных орбитале
й
.
В образовании связи часто участв
у-
ют
электроны разных энергетических состояний. В этом слу
чае происходит так
называемая гибридизация (смешение, выравнива
ние) электронных облаков и
образуются новые гибридные облака уже одинаковой формы. В гибридизации
могут участвовать
s
-

и
р
-

орбитали тольк
о внешнего уровня и
d
-
орбитали
-
внешнего или предвнешнего уровня. Например, при
sp

-

гибридизации
прои
с-
ходит смешение одного
s
-

и одного
р
-

электронных облаков, что приводит к
возникновению двух гибридных облаков, расположенных под уг
лом 180° отн
о-
сительно друг друга в форме линейного строения. Об
разованные с их участием
связи также располагаются под углом 180° (рис. 9).



23








Рис. 9. Схема расположения облаков при
sp

-

гибридизации:

a
)
(
s

+ р)


орбитали; б) две
sp

-

орбитали


sp

-

гибридизация характерна для молекул, образованных эле
ментами
II

группы:
ВеС1
2
,
BeF
2
,
,
HgCl
2

и других:
СО
2
, С
2
Н
2
.

sd

-

гибридизация

может возникнуть при образовании атомами
Sr
*

и Ва
*

двух ковалентных связей за счет одного
s
-

и одного

d

-

электронов. При этом
гибридные орбитали направлены под углом 90°.











Рис. 10. Схема расположения облаков при

sd
-
гибридизации:

a
)
(
s

+
d
)
-

орбитали; б) две
sd
-

орбитали


При
sp
2

-

гибридизации
в образовании связей участвуют три не
-
спаренных
электрона (один
s

и два
р),
которые в результате гибридизации образуют три
эквивалентные
sp
2

-

орбитали, расположенные под углом 120° относительно
друг друга в форме плоского равносто
роннего треугольника (ри
с. 11).










Рис. 11. Схема расположения облаков при
sp
2

-

гибридизации:

a
)
(
s

+ р + р)
-

орбитали; б) три
sp
2

-

орбитали



24

sp
2

-

гибридизация встречается у элементов
III

группы периоди
ческой с
и-
стемы, например, в молекулах
BF
3
,
BH
3
, А1С1
3

и других
ионах и молекулах:
.

sd
2

-

гибридизация.
Данный тип гибридизации приводит к обра
зованию
трех гибридных орбиталей, расположенных в одной плоско
сти и направленных
под углом 120° (например, у
Sc
*
).










Рис. 12. Схема расположения облаков при
s
d
2

-

гибридизации:

a
)
(
s

+
d

+
d
)
-

орбитали; б) три
s
d
2

-

орбитали


При
sp
3

-

гибридизации
в образовании связи участвуют четыре неспаре
н-
ных электрона (один
s

и три
р
,

которые в результате гибри
дизации образуют
четыре эквивалентные
sp
3

-

орбитали, вытянутые в направлениях тетраэдра, т.е.
ориентированные под углами 109,5° от
носительно друг друга (рис. 13).

Тетраэдрические молекулы образуют соединения углерода,

кремния,
германия, олова:
.










Рис. 13. Схема расположения облаков при
sp
3

-

гибридизации:

a
)
(
s

+ р + р+ р)
-

орбитали; б) четыре
sp
3

-

орбитали


Направленность связей в молекулах

также может быть ра
с-
смотрена с точки зрения гибридизации электронных орбиталей, рис. 14.

Молекула
NH
3

образуется за счет перекрывания трех
sp
3

-

орби
талей атома
азота
c

s
-

орбиталями атома водорода (рис. 14,
б
). Четыре гибридные орбитали

направлены к вершинам тетраэдра. Угол между направлением орбиталей бл
и-
зок к тетраэдрическому (107,5°). Конфи
гурацию молекулы
H
2
O

также можно
представить, исходя из
sp
3

-

гибридизации атома кислорода. В этом случае по
л-
ностью заполнены две
sp
3

-

орбитали.
Вследствие
sp
3

-

гибридизации угол ме
-

25

жду валентными связями в молекуле
Н
2
О
также близок к тетраэдри
ческому
-
104,5° (рис.14,а).











Рис. 14. Схема образования молекулы аммиака (а) и воды (б)


sd
3
-
,
spd
2

-

гибридизация. Этот тип гибридизации
объясняет образование
тетраэдрических частиц (
) с углами меж
ду связями по
109,5°, образованных с участием либо одного
s
-

и трех
d
-

электронов, либо о
д-
ного
s
-
,
одного

p
-

и двух
d
-

электронов.









Рис. 15. Схема пространственного строения
sd
3
-
,
spd
2

-

гибридизации


dsp
2

-

гибридизация.
Участие в гибридизации
s

-
,
р
-

и
d

-

орбиталей, ра
с-
положенных в одной плоскости, делает возможным осуще
ствление системы
орбиталей, имеющей плоскую конфигурацию.
Комбинация из четырех АО пр
и-
водит к образованию четырех гиб
ридных АО, направленных под прямыми у
г-
лами относительно друг к
д
ругу.



Рис. 16. Схема расположения облаков при
dsp
2

-

гибридизации:

a
)
(
d

+
s

+ р + р)
-

орбитали; б) четыре
dsp
2

-

орбитали


26

Четыре эквивалентные связи, направленные в одной плоскости к верш
и-
нам квадрата, образуют никель в ионе [
Ni
(
CN
)
4
]
2
-
, золото в ионе [АиС1
4
]
-
, пл
а-
тина в ионе [
Pt
(
NH
3
)
4
]
+
.

sp
3
d
2

-

гибридизация.
Наиболее часто частицы неорганических соедин
е-
ний имеют форму октаэдра. Она возникает, когда к одной
s
-

и трем
р
-

орбит
а-
лям «примешиваются»
d

-

орбитали. В результате по
лучаются шесть гибридных
sp
3
d
2

-

орбиталей, направленных от ядра атома к вершинам восьмигранника
(октаэдра) под углом 90° относи
тельно друг друга.

Рис. 17. Схема расположения облаков при
sp
3
d
2

-

гибридизации:

a
)
(
s

+ р
+
р + р +
d
2
)
-

орбитали; б) шесть
sp
3
d
2

-

орбитали


Так,
y

d
-
элементов четвертого периода (
Cr
,
Mn
,
Fe
,
Co
,
Ti
), на
пример, в
ионах [Сг(ОН
2
)
6
]
3+

или [
Fe
(
CN
6
)]
3
~
октаэдрические орбитали из
3d
-
, 4
s
-

и

-

орбиталей. Кроме того, октаэдрические орбитали могут возникнуть из одной
s
-
,
трех
р
-

и двух
d

-

орбиталей одного

уровня, как, например, у алюминия А1 в
ионе [А1(ОН
2
)
6
]
3+
, серы
S

в
SF
6
. (Различные формы молекул и
ионов, образ
о-
ванных чистыми и гибридными орбиталями, приведены в табл. 4 приложения.)


3.2.2. Полярность связей и молекул


В молекулах положительные заряды ядер скомпенсированы отрица
-
тельными зарядами электронов. Однако положительные и отрицательные зар
я-
ды могут быть пространственно разделены. Предположим, что моле
кула сост
о-
ит из атомов разных элементов (НС1, СО и т.д.). В этом случае электроны см
е-
щены к атому с большей электроотрицательностью и цен
тры тяжести полож
и-
тельных и отрицательных зарядов не со
впадают, об
разуется
электрический д
и-
поль
-

система из двух равных по величине и противоположных по знаку зар
я-
дов
q
,
находящихся на расстоянии

l
, назы
ваемом
длиной диполя.
Длина диполя
-

векторная величина. Ее направление условно принято от отрицательного заряда
к положительному. Такие молекулы называют
полярными молекулами или д
и-
полями.

Полярность молекулы тем больше, чем больше абсолютная величи
на зар
я-
да и длина диполя. М
ерой полярности служит произведение
, называемое
электрическим моментом диполя
.

Единицей измерения



служит Дебай (Д). 1 Д = 3,3
∙10
-
3
0


(
Кл∙м
)
.



27

В молекулах, состоящих из двух одинаковых атомов,

= 0. Их называют
неполярными.
Если
такая частица попадает в электрическое по
ле, то в ней под
действием поля произойдет
поляризация
-

смещение цен
тров тяжести полож
и-
тельных и отрицательных зарядов. В частице воз
никает электрический момент
диполя, называемый
наведенным диполем.

Дипольный м
омент двухатомной молекулы АВ можно отождест
вить с д
и-
польным моментом связи А
-
В в ней. Если общая электронная пара смещена к
одному из атомов, то электрический момент диполя свя
зи не равен нулю. Связь
в этом случае называется
полярной ковалентной связью.

Если электронная пара
симметрично расположена относительно атомов, то связь называется
неполя
р-
ной.

В многоатомной молекуле определенный электрический момент ди
поля
можно приписать каждой связи. Тогда электрический момент диполя молекулы
может быть предст
авлен как векторная сумма электрических моментов диполя
отдельных связей. Существование или отсутствие момента диполя у молекулы
связано с ее симметрией. Молекулы, имеющие симметричное строение, неп
о-
лярны
(

=

0). К ним отно
сятся двухатомные молекулы с о
динаковыми атомами

2
, С1
2

и др.), молекула бензола, молекулы с полярными связями ВР
3
, А1Р
3
,
СО
2
, ВеС1
2

и

др.

Электрический момент диполя молекулы является важным мо
лекулярным
параметром. Знание величины

может указать на гео
метрическую структуру
молекулы. Так, например, полярность моле
кулы воды указывает на ее угловую
структуру, а отсутствие момента диполя у СО
2

-

на ее линейность (
табл. 5 пр
и-
ложения).


3.3. Донорно
-
акцепторный механизм образования
ковалентной
связи


Механизм возникновения
ковалентных связей путем обобщест
вления н
е-
спаренных электронов двух атомов получил название
об
менного механизма.

Образование ковалентной связи может происходить также при взаимоде
й-
ствии одного атома или иона с заполненной атомной орбиталью и другим ат
о-
мо
м или ионом, имеющим вакантную (свободную) атомную орбиталь. Такой
механизм образования ковалентной связи называется
донорно
-
акцепторным.
Связь, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного из атомов
(донора) и сво
бодной орбитали другого ато
ма (акцептора), называется
донорно
-
акцепторной
(ДАС).

Рассмотрим ДАС на примере образования иона аммония. У иона

Н
+

имее
т-
ся свободная орбиталь, которая может принимать неподеленную пару электр
о-
нов атома азота, находящегося в молекуле
NH
3
,

при этом образуя связь в ионе
:







28

Азот в молекуле аммиака является донором, ион водорода
-

ак
цептором, а
образующаяся связь
-

донорно
-
акцепторной (ДАС). Донорно
-
акцепторная связь
является разновидностью ковалентной связи и лежит в основе образова
ния
комплексных соединений.


3.4. Ионная связь


Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь.
Если электроотрицательности атомов различаются очень сильно (на
пример,
атомов щелочных металлов и галогенов), то при их сближении ва
лентные эле
к-
троны одного атома полностью переходят на второй атом. В ре
зультате этого
перехода оба атома становятся ионами и принимают элек
тронную структуру
ближайшего благородного газа. Например, при взаи
модействии атомов натрия
и хлора они превращаютс
я в ионы
Na
+

и С
l
-
, между которыми возникает эле
к-
тростатическое притяжение. Ионная связь может быть описана в рамках мет
о-
дов ВС и МО, однако обычно ее рассмат
ривают с помощью классических зак
о-
нов электростатики.

Молекулы, в которых существует в чистом
виде ионная связь, встре
чаются
в парообразном состоянии вещества. Ионные кристаллы состоят из бесконе
ч-
ных рядов чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных
электростатическими силами. При растворении ионных кристал
лов или их
плавлении в р
аствор или расплав переходят положительные и от
рицательные
ионы.

Следует отметить, что ионные связи обладают большой прочностью, п
о-
этому для разрушения ионных кристаллов необходимо затратить большую


энергию. Этим объясняется тот факт, что ионные соединен
ия имеют высо
кие
температуры плавления.

В отличие от ковалентной связи ионная не обладает свойствами на
-
сыщаемости и направленности. Причина этого состоит в том, что электри
-
ческое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию и дейст
вует
одинако
во на все ионы. Поэтому количество ионов, окружающих дан
ный ион, и
их пространственное расположение определяются только вели
чинами зарядов
ионов и из размерами.

Рассматривая ионную связь, необходимо иметь в виду, что при элек
-
тростатическом взаимодействи
и между ионами происходит их деформа
ция,
называемая
поляризацией.
Чем больше поляризация ионов, тем меньше степень
ионности связи, т.е. тем больше ковалентный характер связи между ними. В
кристаллах поляризаци
я

оказывается невысокой, т.к. ионы симмет
рично окр
у-
жены ионами противоположного знака и ион подвергается оди
наковому во
з-
действию во всех направлениях.


3.5. Металлическая связь


Металлическая связь
-

разновидность ненаправленной кова
лентной связи.
Она существует между атомами с небольшим числом

валентных электронов,

29

слабо удерживаемых ядром, и большим чис
лом свободных орбиталей. Мета
л-
лическая связь осуществляется в кристаллах металлов и их сплавах, а также и
н-
терметаллических со
единениях.

Существованием металлической связи объясняются общие сво
йства м
е-
таллов. Как известно, металлы
-

это твердые, блестящие вещества, хорошо пр
о-
водящие электричество и тепло, многие из них имеют высокие температуры
плавления и кипения, а также способны к вытягиванию в проволоку и прокат
ы-
ванию в листы.

Природа металл
ической связи также электростатическая. Обоб
-
ществленные электроны могут находиться около двух или более по
-
ложительных ядер одновременно. Атомы металла легко отдают свои валентные
электроны в общее пользование, превращаясь в положи
тельно заряженные и
о-
ны.

Свободные электроны благодаря наличию большого числа свободных о
р-
биталей могут перемещаться в кри
сталле, взаимодействуя с ядрами других
атомов.

Таким образом, твердый металл представляет собой каркас из полож
и-
тельно заряженных ионов, находящихся в узлах
решетки кри
сталла, окруже
н-
ных свободно перемещающимися электронами. Т.е. свободно перемещающиеся
электроны как бы цементируют положи
тельно заряженные ионы, образуя м
е-
таллическую связь.

Металлическая связь существенно отличается от ковалентной связи. В
сл
учае металлической связи электроны равномерно распре
делены между пол
о-
жительными ионами, а в случае ковалентной свя
зи
-

сосредотачиваются (лок
а-
лизуются) в определенных областях пространства. Металлическая связь в 3
-
4
раза менее прочная (следст
вие делокал
изации), чем одинарная ковалентная
связь.

Энергия металлической связи возрастает с ростом числа валент
ных эле
к-
тронов и заряда ядра, что отражается на температурах плав
ления и кипения.
Так, алюминий и металлы побочных подгрупп име
ют более высокие темпер
а-
туры плавления и кипения, чем щелочные и щелочноземельные металлы.















Рис. 18. Схема образования металлической связи


30

3.6. Водородная связь


В образовании водородной связи обязательно принимает уча
стие атом в
о-
дорода. Это взаимодействие является

как бы промежу
точным по величине
энергии между валентной химической связью и ван
-
дер
-
ваальсовыми связями.
Схематически водородную связь изо
бражают тремя точками. Например, в м
о-
лекуле
HF

водородную связь можно изобразить следующим образом:

HF


HF


HF
.

Ко
гда атом водорода связан с атомом более электроотрицатель
ного эл
е-
мента, электронная пара смещается к ядру электроотрица
тельного атома, а ядро
атома водорода (протон) превращается в час
тицу с уникальными свойствами: 1)
протон имеет положительный за
ряд;
2) не имеет электронов и поэтому испыт
ы-
вает только притяжение (в отличие от других катионов) к электронам других
атомов; 3) обладает ничтожно малым размером (в тысячи раз меньше осталь
-
ных ионов), что также благоприятствует притяжению электронов.

Водородная связь тем сильнее, чем выше электроотрицатель
ность атома
-
партнера и чем меньше его размеры. Поэтому водород
ная связь наиболее х
а-
рактерна для соединений фтора, кислорода и в меньшей степени для соедин
е-
ний азота, серы и хлора. Соответствен
но ме
няется и энергия водородной связи,
а именно: энергия связи
Н

Р
равна 40 кДж/моль, связи
Н

О
-

20 кДж/моль, а
связи
Н


N
-
8 кДж/моль.

Водородная связь играет важную роль при взаимодействии рас
творов. Бл
а-
годаря водородным связям молекулы объединяются в ди
-
ме
ры и полимеры, т.е.
происходит их ассоциация. Это заметно влияет на многие свойства растворов:
на температуру кипения и плавления, на растворимость и растворяющую сп
о-
собность, на плотность и вяз
кость вещества.


3.7. Межмолекулярное взаимодействие


Хотя молекулы в целом нейтральны, между ними проявляется
ме
ж
молек
у-
лярное взаимодействие.
Как и силы связи между атомами, межмолекулярные
силы имеют электрическую природу. Они обу
словлены полярностью и поляр
и-
зуемостью молекул. Различают три типа межмолекул
ярного взаимодействия.

К первому типу относятся
ориентационное
взаимодействие двух полярных
молекул (к полярным относят и ионные молекулы, так как они отличаются
только степенью полярности). При сближении по
лярные молекулы ориентир
у-
ются относительно друг
друга противо
положно заряженными концами диполей
(рис. 1
9,а
). Чем более полярны молекулы, тем прочнее связь. С повышением
температуры ориен
тационное взаимодействие ослабляется, так как тепловое
движение молекул нарушает ориентацию.

Второй тип
-

индукцион
ное
взаимодействие между полярной и неполярной
молекулами: первая деформирует электронное облако второй. В результате у
неполярной молекулы возникает временный электрический момент диполя, а
затем обе молекулы взаимодейству
ют как диполи (рис. 19

). В отл
ичие от ор
и-

31

ентационного, индукцион
ное взаимодействие не зависит от температуры, но
зависит от напря
женности электрического поля полярной молекулы.















Рис. 19. Взаимодействие молекул:

а) ориентационное; б) индукционное; в) дисперсионное


Третий тип
-

дисперсионное
взаимодействие между двумя непо
лярными
молекулами. Вследствие движения электронов внутри мо
лекулы, в одной из
них происходит небольшая мгновенная деформа
ция электронного облака, с
о-
здающая асимметрию в распределении зарядов. Во
зникает диполь, который
существует очень короткое вре
мя. Между возникшим диполем и соседней м
о-
лекулой возникает взаимодействие, создающее в ней мгновенный наведенный
(индуци
рованный) диполь. Между возникшими диполями также происходит
взаимодействие, кото
рое называют дисперсионным (рис. 19

). На дис
-
персионном воздействии основан процесс сжижения благородных и двухато
м-
ных элементарных газов.

Все три типа межмолекулярного взаимодействия
-

ориентационное, и
н-
дукционное и дисперсионное
-

часто называют
ван
-
дер
-
ваальсовыми силами.
Так они названы в честь голландского физика Ван
-
дер
-
Ваальса, который впе
р-
вые принял их во внимание для объ
яснения свойств реальных газов (уравнение
Ван
-
дер
-
Ваальса).


4. Контрольные задания


1
-
20

Выберите исходные данные в
таблице и приведите обоснованные ответы
на вопросы.

1) Один из изотопов элемента имеет массовое число А. Каков заряд ядра
его атома? Сколько электронов находится на всех электронных оболочках ат
о-
ма? Сколько протонов и нейтронов содержит ядро атома этого ну
клида?


32

2) Напишите электронную формулу невозбужденного атома этого элеме
н-
та, приведите графическую схему распределения электронов по квантовым
ячейкам.

3) К какому электронному семейству относится элемент?

4) Чему равен суммарный спин электронов в невозбуж
денном состоянии
атома элемента?

5) Сколько имеется в атоме элемента электронов с орбитальным квант
о-
вым числом
l
?


Номер
задачи

Элемент

А

l

Номер
задачи

Элемент

А

l

1

+16
S

32

1

11

+17
Cl

35

0

2

+35
Br

79

1

12

+23
V

51

2

3

+27
Co

59

2

13

+28
Ni

58

0

4

+48
Cd

112

2

14

+20
Ca

40

1

5

+30
Zn

65

2

15

+21
Sc

45

2

6

+32
Ge

73

2

16

+26
Fe

56

1

7

+40
Zr

91

2

17

+33
As

75

0

8

+34
Se

79

1

18

+43
Tc

96

2

9

+22
Ti

48

0

19

+14
Si

28

1

10

+13
Al

27

1

20

+15
P

31

0


21
-
50

Выберите исходные данные в таблице и приведите обоснованные
ответы
на вопросы.

1) Напишите электронную формулу невозбужденного атома элемента с з
а-
рядом ядра
Z
, приведите графическую схему распределения электронов по
квантовым ячейкам.

2) Укажите валентные электроны его атома. Для каждого из них приведите
значения
всех квантовых чисел.

3) Сколько в атоме данного элемента электронов с совокупностью главн
о-
го и орбитального квантовых чисел
n

и
l
?


Номер
задачи

Z

n

l

Номер
задачи

Z

n

l

21

51

4

2

36

13

2

1

22

39

3

1

37

33

3

2

23

22

3

1

38

23

3

2

24

41

4

2

39

38

5

0

25

50

5

1

40

21

3

2

26

20

4

0

41

22

4

0

27

23

3

2

42

17

3

0

28

18

3

1

43

27

3

2

29

28

3

2

44

35

4

1


33

30

34

4

0

45

37

5

0

31

31

4

1

46

40

4

2

32

42

4

1

47

43

5

0

33

48

4

2

48

49

5

1

34

52

5

1

49

53

5

0

35

47

4

2

50

79

6

0


51
-
75

Составьте электронную формулу элемента под номером
Z
. Определите в
а-
лентность и степень окисления в нормальном и возможных возбужденных с
о-
стояниях. Составьте формулы оксидов и гидроксидов. Назовите соответству
ю-
щие соединения. Определите их кислотно
-
основной

характер.


Номер
задачи

Z

Номер
задачи

Z

51

21

64

31

52

32

65

22

53

39

66

50

54

40

67

49

55

48

68

47

56

51

69

33

57

23

70

24

58

25

71

34

59

35

72

43

60

17

73

16

61

15

74

14

62

53

75

74

63

42




76
-
100

Объясните по методу валентных связей (ВС) строение молекулы. Сколько
-

(сигма) и

(пи) связей в этой молекуле?

Если имеет место гибридизация, то
каков ее тип? Какой валентный угол между направлениями связей в этой мол
е-
куле? Полярна

ли каждая из связей? Полярна ли молекула в целом?

Какие межмолекулярные (вандерваальсовы) силы взаимодействия проя
в-
ляются в жидкой фазе этих веществ?


Номер задачи

Формула молекулы

Номер задачи

Формула молекулы

76

AsBr
3

89

PH
3

77

H
2
Se

90

MgF
2

78

BeH
2

91

SiCl
4

79

AlCl
3

92

CF
4

80

SF
2

93

C
2
H
4

81

C
2
H
2

94

H
2
S


34

82

CH
4

95

CO
2

83

CO

96

SO
3

84

SO
2

97

H
2
O

85

NH
3

98

CaCl
2

86

ZnCl
2

99

H
2
Te

87

BF
3

100

PF
5

88

CaCl
2




5
.
Тестовые задания


5
.1. Строение атома


1. Понятие «атом» предложил:

1) Дж. Дальтон;


2) Демокрит;

3) А. Лавуазье;


4) М. Ломоносов.

2. Определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом ядра,
называется:

1) изотопом;

2) простым веществом;

З) химическим элементом;

4) аллотропной модификацией.

3. Атом
ом

называется:

1) наименьшая частица вещества, обладающая его химическими сво
й-
ствами;

2)электронейтральная система взаимодействующих элементарных ч
а-
стиц, состоящая из ядра и электронов;

3)

определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом
ядра;

4)

оп
ределенный вид атомов, характеризующийся положительным зар
я-
дом ядра.

4. Согласно планетарной модели строения атома:

1) в центре атома находится положительно заряженное ядро;

2) ядро занимает практически весь объем атома;

3) почти вся масса атома
сосредоточена в ядре;

4)число электронов равно положительному заряду ядра.

5.

Постулаты, положенные Н. Бором в основу своей теории строения атома:

1)

электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только
по строго опреде
ленным (стандартным)
круговым орбитам;

2) электрон имеет двойственную (корпускулярно
-
волновую) природу;

3) при движении по стационарным орбитам электрон излучает или п
о-
глощает энергию не непрерывно, а дискретно;

4)
npu

движении

по стационарным орбитам не излучает и не поглощает
энергию.

6. В основе квантовой модели строения атома лежат следующие положения:


1) электрон имеет двойственную (корпускулярно
-
волновую) природу;

2)

при движении по стандартным орбитам электрон излучает и
ли погл
о-
щает энергию не непрерывно, а дискретно;


35

3) для электрона невозможно одновременно измерить координату и ск
о-
рость;

4) ядра атомов состоят из протонов и нейтронов;

5)электрон может находиться в любой части околоядерного простра
н-
ства, но вероятность
его нахождения в разных частях этого пространства
неодинакова.

7. Атомной орбиталью называется:

1) область атомного пространства, в котором наименее вероятно
нахождение электрона;

2) область атомного пространства в котором наиболее вероятно
нахождение элек
трона;

3)

траектория движения электрона в атоме;

4)

орбита, по которой электрон вращается вокруг ядра.

8. Принцип неопределенности Гейзенберга:

1) в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре ква
н-
товых числа были бы одинаковыми;

2) невозможно с
абсолютной точностью одновременно определить п
о-
ложение и скорость электрона;

3) в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была
минимальной;

4) электроны в пределах определенного подуровня располагаются таким
образом, чтобы суммарный спин

был максимальный.

9. Правило Клечковского:

1
) невозможно с абсолютной точностью одновременно определить п
о-
ложение и скорость электрона;


2) в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре ква
н-
товых числа были бы одинаковыми;

3) при заданном значении
l

(т.е. в пределах определенного подуровня)
электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был макс
и-
мальным;

4) электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным
значением п, а с наименьшим значением сумм
ы (п +
l
).

10. Принцип наименьшей энергии:

1) невозможно с абсолютной точностью одновременно определить п
о-
ложение и скорость электрона;

2) в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре ква
н-
товых числа были бы одинаковыми;

3) при заданном зн
ачении
l

(т.е. в пределах определенного подуро
в-
ня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был
максимальным;

4) в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была
минимальной.

11. Правило Гунда:

1)

невозможно

с абсолютной точностью одновременно определить п
о-
ложение и скорость электрона;


36

2)

в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре
квантовых числа были бы одинаковыми;

3) при заданном значении
l

(т.е. в пределах определенного подуровня)
электр
оны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был макс
и-
мальным;

4) электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным
значением п, а с наименьшим значением суммы (п +
l
).

12. Принцип Паули:


1) невозможно с абсолютной точностью одноврем
енно определить п
о-
ложение и скорость

электр
она;

2) в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре ква
н-
товых числа были бы одинаковыми;

3)

при заданном значении
l

(т.е. в пределах определенного подуровня)
электроны располагаются таким образ
ом, чтобы суммарный спин был макс
и-
мальным;

4)

электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным
значением п, а с наименьшим значением суммы (п +
l
).

13. Из двух подуровней, для которых суммы (
п +
l
) равны, сначала, как правило,
заполняется
подуровень ...
.

1) с меньшим значением
l
;


2)с меньшим значением
n
;

3) с большим значением
l
;

4) с большим значением п.

14. В одной квантовой ячейке не может находиться:

1) больше двух электронов;

2) один электрон;

З) два электрона с антипараллельными спи
нами;

4) два электрона с параллельными спинами.

15. Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается
по формуле:

1)
n
2
;


2) 2
n
2
;

3) 2
n
;

4) 2п+2.

16.Состояние электрона в атоме полностью описывается ...

1) главным квантовым числом;

2) спиновым квантовым числом;


2)спиновым квантовым числом

3) тремя квантовыми числами; 4)только всеми четырьмя кв. числами.

17. Магнитное квантовое число характеризует:

1) общую энергию электрона на энергетическом уровне;

2) форму
атомной орбитами;

3)ориентацию атомной орбитами в пространстве;

4) вращение электрона вокруг своей оси.

18. Побочное квантовое число характеризует:

1) общую энергию электрона на энергетическом уровне;

2) форму атомной орбитами;

3) ориентацию атомной орбита
ми в пространстве;

4) вращение электрона вокруг своей оси.

19. Спиновое квантовое число характеризует:

1)

общую энергию электрона на энергетическом уровне;

2) форму атомной орбитами;


37

3) ориентацию атомной орбитали в пространстве;

4) вращение электрона
вокруг своей оси.

20
.
Главное квантовое число характеризует:

1)

энергию электрона на энергетическом уровне;

2) форму атомной орбитали;

3) ориентацию атомной орбитали в пространстве;

4) вращение электрона вокруг своей оси.

21. р
-
подуровень состоит из …

1) одной атомной орбитали АО; 2)двух АО;


2)спиновым квантовым числом

3) трех АО; 4)пяти АО.

22.
d
-
подуровень состоит из …

1) двух АО;


2)пяти АО;

3)семи АО;

4) одной АО.

23.
f
-
подуровень состоит из …

1) двух АО;


2)пяти АО;

3)семи АО; 4) одной АО.

24.
s
-
подуровень состоит из …

1) одной АО;


2)трех АО;

3)пяти АО;

4) семи АО.

25. Энергетические подуровни электронной оболочки атома характеризуются:

1) главным квантовым числом;

3) побочным квантовым числом;

3) магнитным квантовым числом; 4) спиновым квантовым числом.

26. Спаренными электронами называются:

1)
любые два электрона в атоме, имеющие антипараллельные спины;

2) два электрона, находящиеся на одной атомной орбитали в атоме;

3) два электрона, находящи
х
ся на одном энергетическом подуровне и
имеющи
х

параллельные спины.

27.

Максимально заполненный
d

-

подуровень содержит:

1) 6 электронов; 2) 8 электронов;


3) 10 электронов;


4) 18 электронов.

28. Максимально заполненный
f

-

подуровень сдержит:

1) 6 электронов;

2) 18 электронов;

3) 10 электронов;


4) 14 электронов.

29. Максимально заполненный р
-

подуровень содержит:

1)2 электрона;

2) 14 электронов;

3)6 электронов;


4) 18 электронов.

30. Как обозначается подуровень, для которого
n

= 4 и
l
=
0?

1) 4
f
;

2) 4р;

2) 4
d
;

3) 4
s
.

31. Изотоп полностью характеризуется

1) массовым числом;



2) массовым числом и порядковым номером;

3) порядковым номером.

32
.
Число протонов в ядре равно:

1) порядковому номеру элемента;

2) массовому числу элемента;

3) заряду ядра;

4) числу нейтронов;


38

5) числу электронов в атоме (в основном

состоянии).

33.

Изотопы обладают
:

1)разными массовыми числами;

2)одинаковыми массовыми числами;

3)одинаковыми зарядами ядер;

4)разными зарядами ядер.

34.Заряд ядра атома численно равен
:

1)количеству нейтронов;

2)порядковому номеру элемента;

3)количеству
электронов;

4)количеству протонов.

35. Массовое число (А), число протонов (р) и число нейтронов (
n
) в ядре связ
а-
ны между собой:

1)p=A
-
n;

2)n=A
-
p;

3)A=p+n;

4) p=n
-
A.

36. В состав ядра входят частицы:

1) электроны;

2) протоны;

3) нейтроны;

4) позитроны.

37.
Изотопами называются:

1) разновидности простых веществ, отличающихся по строению и сво
й-
ствам, но имеющие одинаковые атомы;

2) разновидности атомов одного элемента, обладающие одинаковыми з
а-
рядами ядер, но разными массовыми числами;

3) разновидности соедине
ний одного и того же элементного состава, но
обладающие разными свойствами.

38. В ядре атома резерфордия

содержится:

1) 104 нейтрона и 156 протонов;

2) 260 нейтронов и 104 протона;

2) 104протона 156нейтронов;



4) 260протонов и 104нейтрона.

39. Массовое число атома равно:

1) числу протонов в атоме;


2) числу нейтронов в атоме;

3)числу нуклонов в атоме;

4) числу электронов в атоме.

40. Число нейтронов в атоме фосфора с массовым числом 31:

1)14;

2)15;

3)16;

4)18.

41. Атомы изотопов одного элем
ента отличаются:

1) числом протонов;


2) числом нейтронов;

3)числом электронов;

4) зарядом ядра.

42. Массовое число азота, который содержит 8 нейтронов:

1)14;

2)15;

3)16;

4)18.

43. До завершения внешнего энергетического уровня недостает трех электронов
у
атома:

1)

водорода;

2)

азота;

3)

кальция;

4)

брома.

44. Атом элемента, который содержит 37 нуклонов, а число нейтронов в нем
равно 20:

1)

рубидий;

2)

лантан;

3)

кальций;

4)

хлор.


39

45. Атом элемента, у которого на третьем энергетическом уровне в невозбу
ж-
денном состоянии содержится равное число спаренных и неспаренных эле
к-
тронов:

1)

сера;

2)

магний;

3)

кремний;

4)

аргон.

46. Какое максимальное число электронов могут занимать
s
-
орбитали данного
энергетического уровня?

1)7;

2)12;


3)2;


4)6;


5) 10.

47. Какие элементы относятся к
f
-
семейству?

1)
;

2)
;

3)
;

4)
;

5)
.

48. Какая из электронных формул отражает строение невозбужденного атома
52
Те?

1) 6s
2
5p
4
;

2) 5s
1
5p
4
;

3) 5s
2
5p
4
;

4) 6s
2
4d
10
5p
4
;

5) 5s
2
4d
10
5p
4
.

49. Какие значения принимает магнитное квантовое число при орбитальном
l
=0?

1)
;

2) 0;

3) 0;
;

4) 0;
;
;

5) 0;
.

50. Какому атому соответствует электронная формула [
Xe
]4
f
14
5
d
2
6
s
2
?

1)
71
Lu;

2)
103
Lr;

3)
72
Hf;

4)
57
La;

5)
58
Ce.

51. С помощью какой формулы можно рассчитать максимальное количество
электронов, находящихся на соответствующем подуровне?

1) (2
l
+1);

2) 2
n
2
;

3) 2(2
l
+1);

4)
l
+2
n
;

5)
l
+
n
.

52. Какая из формул отражает электронное строение лантана?

1) 6s
1
5p
2
;

2) 6s
2
4d
10
5s
1
;

3) 7s
2
6p
6
5s
2
;

4) 5d
1
6s
2
;

5) 6s
2
.

53. Что означает порядковый номер элемента?

1) количество электронов в атоме (в основном состоянии);

2) количество нейтронов;

3) количество протонов в ядре;

4) суммарное количество электронов и нейтронов;

5)

массу атома.

54. Что показывает номер группы?

1) количество электронных слоев;

2) количество предвнешних электронов;


40

3) количество валентных электронов;

4) орбитальное квантовое число;

5) спин электрона.

55. Какие из перечисленных ниже характеристик атомо
в элементов периодич
е-
ски изменяются?

1) заряд ядра;

2) относительная атомная масса;

3) число энергетических уровней в атоме;

4) число электронов на внешнем энергетическом уровне;

5) число электронов на предвнешнем энергетическом уровне;

56. Электронную кон
фигурацию благородного газа имеет:

1) Te
2+
;

2) Fe
2+
;

3) Ga
+
;

4) Cr
3+
;

5) Mn
4+
.

57. Укажите формулу для расчета максимального числа электронов на энерг
е-
тическом уровне:

1) 2
ml
+1;

2) 2(2
l
+1);

3) 2
n
2
;

4) (
n
+1);

5)
ml
=
-
1; 0;
.

58. Какая из конфигураций валентных электронов соответствует электроне
й-
тральным атомам никеля?

1) 3d
5
4s
2
;

2) 3d
7
4s
2
;

3) 3d
8
4s
2
;

4) 3d
6
4s
2
;

5) 3d
10
4s
2
.

59. К какому семейству относится элемент с порядковым номером 94?

1)
s
;

2)
d
;

3)
p
;

4)
f
;

5)
h
.

60.
Какой из элементов имеет на предвнешнем энергетическом уровне 18 эле
к-
тронов, а на внешнем
один электрон
?

1)
Hg
;

2)
Cr
;

3)
Cu
;

4)
I
;

5)
La
.

61. У какого из перечисленных элементов в возбужденном состоянии в образ
о-
вании валентных связей участвует наименьшее

число электронов?

1)
I
;

2)
C
;

3)
S
;

4)
P
;

5)
Cl
.

62. Если электрон имеет главное квантовое число
n
=4, то орбитальное квант
о-
вое число может принимать значения, обозначаемы
е

буквами как состояния:

1) 1,2,3,4


s p d f;


2) 0,1,2,3,4
-

s p d f g;

3) 0,1



s p;



4) 0,1,2,3


s p d f;

5) 3


f
.

63. Величина главного квантового числа определяет степень удаления от ядра
точек с максимальной электронной плотностью, то есть:


41

1) энергию ионизации атома;

2) размер электронного облака;

3) форму электронного
облака;

4) спин электрона;

5) ориентацию облака в пространстве.

64. Изоэлектронными (т.е. содержащими одинаковое число электронов) будут
среди
Mn
2+
,
Fe
2+
,
Co
3+
,
Ni
2+

следующие:

1) Fe
2+

и

Co
3+
;



2) Mn
2+

и

Fe
2+
;

3) Co
3+
и

Ni
2+
;



4) Mn
2+

и

Ni
2+
;

5) Co
3+
;
Fe
2+
; Mn
2+
.

65. Наименьшее число неспаренных электронов на
f
-
подуровне имеет в осно
в-
ном состоянии атом элемента
-
лантаноида:

1)
62
Sm;

2)
63
Eu;

3)
64
Cd;

4)
65
Tb;

5)
69
Tm.


5
.2. Периодический закон и периодическая система химических

элементов Д.И.
Менделеева


1. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у хрома:

1)
s
, 3, основной;



2)
p
, 2, кислотный;

3)
d
, 6, кислотный;

4)
f
, 3, амфотерный.

2. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у

кальция:

1)
s
, 2, основной;



2)
p
, 3, кислотный;

3)
d
, 6, кислотный;

4)
f
, 2,основной.

3. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у цинка:

1)
s
, 2, основной;



2)
p
, 2, кислотный;

3)
d
, 2, амфотерный;

4)
f
, 4, основной.

4. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у меди:

1)
d
, 2, основной;



2)
s
, 1,основной;

3)
p
,2, амфотерный;

4)
f
, 1, основной.

5. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у рубидия:

1)
p
,
1, основной;


2)
d
, 3,амфотерный;

3)
s
,1, основной;



4)
s
, 3, основной.

6. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у алюминия:

1)
p
, 3, амфотерный;

2)
s
, 1,основной;

3)
p
, 1, амфотерный;

4)
d
, 3, кислотный.

7. Электронное

семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у мышьяка:


42

1)
p
, 4, кислотный;

2)
s
, 5,амфотерный;

3)
p
,5, кислотный;

4)
d
, 5, основной.

8. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у марганца:

1)
d
, 7,
кислотный;

2)
p
, 5, кислотный;

3)
s
,7, основной;




4)
d
, 4, амфотерный.

9. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидроксида
у железа:

1)
d
, 2, основной;



2)
d
, 6, кислотный;

3)
d
, 3, амфотерный;

4)
p
, 2, основной.

10. Электронное
семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у селена:

1)
p
, 6, кислотный;

2)
p
, 2, основной;

3)
d

,4, амфотерный;

4)
f
, 2, основной.

11. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у германия:

1)
p
, 2, основной;



2)
p
, 4, амфотерный;

3)
p
,4, кислотный;

4)
s
, 2, основной.

12. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у скандия:

1)
d
, 3, основной;



2)
s
, 1, основной;

3)
d
, 3, амфотерный;

4)
d
, 1, основной.

13. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у ртути:

1)
p
, 2, основной;



2)
s
, 1, основной;

3)
d
, 2, основной;



4)
p
, 1, основной.

14. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у серебра:

1)
d
, 1, основной;



2)
s
, 1, основной;

3)
p
,3, кислотный;

4)
p
, 1, основной.

15. Электронное семейство, высшая валентность и характер высшего гидрокс
и-
да у олова:

1)
s
, 2, основной;



2)
p
, 2, амфотерный;

3)
p
, 4, кислотный;

4)
d
, 4, кислотный.

16. В главных

подгруппах ПСХЭ сверху вниз:

1) заряд ядра нейтральных атомов возрастает;

2) число электронов на внешнем энергетическом уровне нейтральных
атомов не изменяется;

3) окислительные свойства нейтральных атомов возрастают;

4) восстановительные свойства
нейтральных атомов возрастают;

5) радиус нейтральных атомов возрастает.

17. В главных подгруппах ПСХЭ сверху вниз:

1) окислительные свойства нейтральных атомов убывают;

2) восстановительные свойства нейтральных атомов убывают;

3) низшая степень окисления н
ейтральных атомов не меняется;


43

4) окислительные свойства нейтральных атомов возрастают.

18. В главных подгруппах ПСХЭ сверху вниз:

1) металлические свойства простых веществ усиливаются;

2) основные свойства соединений элементов усиливаются;

3) кислотные св
ойства соединений элементов усиливаются;

4) неметаллические свойства простых вещества ослабевают.

19. В главных подгруппах ПСХЭ сверху вниз:

1)

число электронных уровней в невозбужденном атоме увеличивается;


2) число электронов на внешнем энергетиче
ском уровне нейтрального
атома возрастает;

3) притяжение внешнего электрона к ядру нейтрального атома увелич
и-
вается;

4)прочность связи электронов внешнего уровня с ядром нейтрального
атома уменьшается.

20. В главных подгруппах ПСХЭ сверху вниз:

1) высшая
положительная степень окисления нейтральных атомов не и
з-
меняется;

2) способность нейтрального атома присоединять электрон не измен
я-
ется;


3) притяжение внешнего электрона к ядру нейтрального атома уменьш
а-
ется;

4) число электронных уровней в невозбужденном

атоме не изменяется.

21. В малых периодах ПСХЭ слева направо:

1) число энергетических уровней нейтральных атомов не изменяется;

2) кислотные свойства соединений элементов ослабляются;

3) радиус нейтрального атома уменьшается;

4) неметаллические свойства
простых веществ усиливаются.

22. В малых периодах ПСХЭ слева направо:

1)

число энергетических уровней нейтральных атомов не изменяется;

2) восстановительные свойства нейтральных атомов убывают;

3) окислительные свойства нейтральных атомов убывают;

4) заряд

ядра нейтрального атома остается постоянным.

23. В малых периодах ПСХЭ слева направо:

1) основные свойства соединений элементов ослабевают;

2) радиус нейтрального атома увеличивается;

3) кислотные свойства соединений усиливаются;

4) основные свойства сое
динений элементов усиливаются.

24. В малых периодах ПСХЭ слева направо:

1) заряд ядра нейтрального атома увеличивается;

2) энергия ионизации увеличивается;

3) энергия сродства к электрону уменьшается;

4) радиус нейтрального атома увеличивается.

25. В малых

периодах ПСХЭ слева направо:

1) энергия сродства к электрону возрастает;

2) энергия ионизации уменьшается;


44

3) радиус нейтрального атома уменьшается;

4) число энергетических уровней нейтральных атомов уменьшается.

26. В малых периодах ПСХЭ справа налево:

1) окислительные свойства нейтральных атомов убывают;

2) восстановительные свойства нейтральных атомов возрастают;

3) окислительные свойства нейтральных атомов возрастают;

4) заряд ядра нейтрального атома остается постоянным.

27. В главных подгруппах ПСХЭ
снизу вверх:

1) окислительные свойства нейтральных атомов возрастают;

2) кислотные свойства соединений элементов усиливаются;

3) основные свойства соединений элементов усиливаются;

4) восстановительные свойства нейтральных атомов возрастают.

28. В главных
подгруппах ПСХЭ снизу вверх:

1) энергия ионизации уменьшается;

2) энергия сродства к электрону возрастает;

3) электроотрицательность возрастает;

4) радиус нейтрального атома увеличивается.

29. В главных подгруппах ПСХЭ снизу вверх:

1) заряд ядра
нейтрального атома уменьшается;

2) энергия ионизации уменьшается;

3) радиус нейтрального атома увеличивается;

4) энергия сродства к электрону
уменьшается
.

30. В малых периодах ПСХЭ слева направо:

1) число электронов на внешнем энергетическом уровне
нейтрального
атома возрастает;

2) металлические свойства простых веществ усиливаются;

3) основные свойства соединений элементов ослабевают;

4) радиус нейтрального атома увеличивается.

31. Внутри периода увеличение порядкового номера элемента обычно сопр
о-
во
ждается:

1) уменьшением атомного радиуса и возрастанием электроотрицател
ь-
ности;

2) возрастанием атомного радиуса и уменьшением электроотрицател
ь-
ности;

3) уменьшением атомного радиуса и уменьшением электроотрицательн
о-
сти;

4) возрастанием атомного радиуса и
возрастанием электроотрицател
ь-
ности;

5) остается практически неизменным значение электроотрицательн
о-
сти, радиус увеличивается.

32. Какая частица имеет большее число протонов, чем электронов?

1) атом натрия;

2) атом серы;

3) сульфид
-
ион;

4) ион натрия;


45

5) а
том водорода.

33. Энергия, которая указана в уравнении
Cl
0
(г)→
Cl
+
(г)+
e
-
1254 кДж, является
для атома хлора:

1) энергией ионизации;

2) энергией химической связи;

3) электроотрицательностью;

4) сродством к электрону;

5) тепловым эффектом реакции.

34. В ряду щелочных металлов (от
Li

до
Cs
) цезий является наименее электр
о-
отрицательным. Это объясняется тем, что он имеет:

1) наибольшее число нейтронов в ядре;

2) большее число валентных электронов по сравнению с другими элеме
н-
тами;

3) большую атомную м
ассу;

4) валентные электроны, в большей степени удаленные от ядра;

5) больший заряд ядра.

35. Как изменяются значения первых потенциалов ионизации в ряду элементов
лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора и неона:

1) увеличиваются;


2)
уменьшаются;

3) изменяются нерегулярно, но имеют тенденцию к возрастанию;

4) не изменяются;

5) периодически уменьшаются и увеличиваются.


5
.3. Химическая связь и конфигурация молекул


1. Полярность ковалентной связи количественно оценивается величиной:

1) электроотрицательности;


2) дипольного момента;

3) сродства к электрону;


4) первого потенциала ионизации.

2. Дипольный момент химической связи …

1) всегда равен дипольному моменту молекулы;

2) не всегда равен дипольному моменту молекулы;

3) не равен
нулю в молекуле оксида углерода (
IV
), хотя в целом молекула
СО
2

неполярна;

4) равен нулю в молекуле оксида углерода (
IV
), поэтому молекула СО
2

н
е-
полярна.

3. Дипольный момент химической связи …

1) является векторной величиной;

2) является безразмерной велич
иной;

3) направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному;

4) направлен по оси диполя от положительного заряда к отрицательному.

4.
Химическая связь между двумя атомами, осуществляемая за счет образов
а-
ния элект
ронных пар, в одинаковой
мере принадлежащих обоим атомам, наз
ы-
вается....

1) ионной;


2) ковалентной неполярной;

3) ковалентной полярной;

4) металлической.


46

5.
Химическая связь между двумя атомами, осуществляемая за счет образов
а-
ния элект
ронных пар, в разной мере принадлежащих обо
им атомам, называется
...

1) ионной;



2) металлической;

3) ковалентной полярной;

4) ковалентной неполярной.

6. Полярные молекулы:

1) оксид водорода;



2) оксид углерода (
II
);

3) оксид углерода (
IV
);


4) тетрахлорметан.

7. Молекула оксида углерода (
IV
) …

1) имеет полярные связи;

2) в целом неполярна;

3)
полярна, так как связи между углеродом и кислородом в ней полярны;

4)
неполярна, так как имеет линейное строение и дипольные моменты
связей углерод
-
кислород компенсируют друг друга.

8. Относительная элект
роотрицательность:

1) способность атома притягивать к себе валентные электроны других
атомов в молекуле;

2) имеет размерность;

3) безразмерная величина;

4)не может быть измерена в единицах каких
-
либо физических величин.

9. Основные свойства ионной связи:

1) направленность;


2) ненаправленность;

3) насыщаемость;



4) ненасыщаемость.

10. Связи «кислород
-
водород» в молекуле оксида водорода:

1) неполярны;



2) полярны;

3) имеет дипольный момент, равный нулю;

4) имеют избыток отрицательного заряда на атоме
кислорода.

11. Химическая связь обусловлена:

1) электростатическими силами;

2) ядерными силами;

3) гравитационными силами;



4) электрохимическими взаимодействиями.

12. Природа химической связи:

1) только ионная;


2) электрическая;

3) ковалентная;



4) э
лектромагнитная.

13. Химическая связь между частицами образуется тогда, когда …

1) их сближение приводит к повышению суммарной энергии;

2) их сближение приводит к понижению суммарной энергии.

14. Два принципиальных механизма образования ковалентной связи:

1) дипольный;



2) обменный;

3) полярный;



4) донорно
-
акцепторный.

15. Неполярные молекулы:

1) оксид водорода;


2) оксид углерода (
II
);

3) тетрахлорметан;

4) оксид углерода (
IV
).

16. Обменный механизм образования ковалентной связи между двумя атомами
реал
изуется при …


47

1) обобществлении электронов одного и вакантной орбитали другого
атома;

2) обобществлении неспаренных электронов, в одинаковой мере прина
д-
лежащих обоим атомам;

3) перекрывании двух одноэлектронных атомных орбиталей.

17. Донорно
-
акцепторный механизм образования ковалентной связи между
двумя атомами реализуется при …

1) обобществлении электронов одного и вакантной орбитали другого
атома;

2) обобществлении неспаренных электронов, в одинаковой мере прина
д-
лежащих обоим ато
мам;

3) перекрывании двух одноэлектронных атомных орбиталей.

18. Молекулы и ионы, ковалентная связь в которых образована только по о
б-
менному механизму:

1) водород;



2) соляная кислота;

3) ион аммония;



4) ион гидроксония.

19. Молекулы и ионы, ковалентная

связь в которых образована и по обменному
механизму
,

и по донорно
-
акцепторному механизму:

1) оксид углерода (
IV
);


2) кислород;

3) ион аммония;




4) ион гидроксония.

20. Тройная связь в молекуле ацетилена образована:

1) тремя π
-
связями;


2) одной π
-
связью и двумя
-
связями;

3) одной
-
связью и двумя π
-
связями;

4) тремя
-
связями.

21. В образовании бензольного кольца в молекуле бензола участвует:

1) 3 электрона;



2) 6 электронов;

3) 12 электронов;


4) 9 электронов.

22. Ковалентная связь, в отличие от ионной, характеризуется:

1) ненаправленностью;


2) направленностью;

3) насыщаемостью;


4) ненасыщаемостью.

23. Ковалентная полярная связь реализуется в молекулах:

1) воды;



2) углекислого газа;

3) хлора;



4) кислорода
.

24. Ковалентная полярная химическая связь осуществляется в соединениях:

1) хлороводород;



2) кислород;

3) оксид углерода (
IV
);


4) бром.

25. Ковалентная неполярная связь реализуется в молекулах:

1) хлороводород;


2) оксид меди;

3) кислород;



4)
водород.

26. Соединение, в котором осуществляется ионная химическая связь:

1) хлороводород;



2) бром;

3) оксид железа (
II
);


4) оксид углерода (
IV
).

27. Атом, представляющий электронную пару для образования химической св
я-
зи, называется:

1) донором;



2)
акцептором.


48

28. Атом, представляющий вакантную орбиталь для образования химической
связи, называется:

1) донором;



2) акцептором.

29. Химическая связь в молекулах аммиака и хлорида кальция соответственно:

1) ионная и ковалентная полярная;



2)
ковалентная полярная и металлическая;

3) ковалентная полярная и ионная;

4) ковалентная неполярная и ионная.

30. Ионный тип связи между двумя атомами образуется в том случае, если ра
з-
ность электроотрицательностей этих атомов:

1) больше 1,7 по шкале Полинга;

2) меньше 1,7 по шкале полинга.

31. Химическая связь в молекулах хлористого калия и фтороводорода соотве
т-
ственно:

1) ионная и ковалентная полярная;



2) ковалентная полярная и металлическая;

3) ковалентная полярная и ионная;

4) ковалентная неполярная и
ионная.

32. Химическая связь в хлороводороде и железе соответственно?

1) ионная и ковалентная полярная;



2) ковалентная полярная и металлическая;

3) ковалентная полярная и ионная;

4) ковалентная неполярная и ионная.

33. Образование водородной связи происх
одит по …

1) обменному механизму;

2) донорно
-
акцепторному механизму.

34. Межмолекулярная водородная связь реализуется в соединениях:

1) вода;


2) сероводород;

3) аммиак;


4) хлороводород.

35. Силы Ван
-
дер
-
Ваальса реализуются в полярных соединениях по …

1)

дисперсному механизму;


2) индукционному механизму;

3) ориентационному механизму; 4) донорно
-
акцепторному механизму.

36. Силы Ван
-
дер
-
Ваальса реализуются в неполярных соединениях по..

1) дисперсному механизму;


2) индукционному механизму;

3)

ориентационному механизму; 4) донорно
-
акцепторному механизму.

37. Из перечисленных соединений химическая связь более всего приближается
к ионной:

1) вода;



2) хлороводород;

3) фтороводород;


4) кислород.

38. Молекула фосфина (РН
3
) имеет форму:

1)
плоский треугольник;


2) куб;

3) квадрат;




4) треугольная пирамида.

39. Линейными являются молекулы:

1) сероводорода и оксид серы (
IV
);

2) селеноводорода и оксида углерода (
IV
);

3) ацетилена и хлорида бериллия;


49

4) фторида бора и хлорида цинка.

40. Валент
ный угол в молекуле арсина (
AsH
3
):

1) 120
0
;

2) 105
0
;

3) 109
0
;

4) 91
0
.

41. Валентный угол в молекуле хлорида цинка, у которого проявляется
sp
-
гибридизация:

1) 45
0
;

2) 90
0
;

3) 120
0
;

4) 180
0
.

42. Металлическая связь в отличие от ковалентной характеризуется:

1) направленностью;


2) ненаправленностью;

3) большей прочностью;


4) меньшей прочностью.

43. Металлическая связь характерна для металлов …

1) в твердом состоянии;

2) в парообразном;

3) в жидком;




4) во всех трех агрегатных состояниях.

44. Валентность
атома определяется …

1) способностью атома образовывать различное число химических связей;

2) числом неспаренных электронов атома в основном или возбужденном
состоянии;

3) условным зарядом атома в молекуле вычисленном в предположении,
что все связи имею
т ионный характер.

45. Химическая связь в молекулах кислорода и фтористого натрия соотве
т-
ственно:

1) ионная и ковалентная полярная;

2) ковалентная полярная и металлическая;

3) ковалентная полярная и ионная;

4) ковалентная неполярная и ионная.

46. Наиболее

прочной является молекула:

1) водорода;


2) хлороводорода;

3) хлора;


4) азота.

47. Водородная связь так же, как и ковалентная, характеризуется:

1) ненаправленностью;


2) направленностью;

3) ненасыщаемостью;


4) насыщаемостью.

48. Угол связи в молекуле
ацетилена (С
2
Н
2
):

1) 90
0
;

2) 104
0
;

3) 120
0
;

4) 180
0
.

49. Наибольший дипольный момент в молекуле:

1) хлороводорода;


2) бромоводорода;

3) фтороводорода;

4) иодоводорода.

50. Тип связи, которая может возникнуть между химическими элементами с
порядковыми
номерами 1 и 33:

1) ковалентная неполярная;



2) ионная;

3) донорно
-
акцепторный механизм;


4) ковалентная полярная.

51. Тип связи, которая может возникнуть между химическими элементами с
порядковыми номерами 55 и 9:

1) ковалентная полярная;


2) ковалентная

неполярная;


50

3) ионная;





4) металлическая.

52. Геометрическая конфигурация хлорида бора:

1) пирамида;




2) тетраэдр;

3) плоский треугольник;

4) куб.

53. Полярность связей в ряду молекул фосфин
-
сероводород
-
хлороводород:

1) не изменяется;


2) увеличивает
ся

3) изменяется.

54. Полярность связей в ряду молекул вода
-
сероводород
-
селеноводород
-
теллуроводород:

1) увеличивается;

2) уменьшается;


3) не изменяется.

55. Вещество, между молекулами которого существует водородная связь, это …

1) этан;


2) фтороводород
;

3) вода;


4) фторид натрия.

56. В соединениях хлористого натрия и алмаза соответственно тип кристалл
и-
ческой решетки:

1) молекулярная, ионная;


2) атомная, молекулярная;

3) ионная, атомная;



4) металлическая, ионная.

57. Молекулы типа АВ
3

имеют конфигура
цию:

1) либо угловую, либо тетраэдр;

2) либо линейную, либо угловую;

3) либо пирамида, либо плоский треугольник;

4) либо куб, либо квадрат.

58. Молекулы типа АВ
2

имеют конфигурацию:

1) либо угловую, либо тетраэдр;

2) либо линейную, либо угловую;

3) либо
пирамида, либо плоский треугольник;

4) либо куб, либо квадрат.

59. Химическая связь более всего приближается к ковалентной:

1) во фториде натрия
NaF
;


2) во фториде магния
MgF
2
;

3) во фториде углерода
CF
4
;


4) во фториде бора
BF
3
.

60.

Аномально высокая
температура кипения воды по сравнению с аналогами
по подгруппе кислорода объясняется тем, что ...

1) атом кислорода имеет меньший радиус по сравнению с аналогами, п
о-
этому связь между кислородом и водородом более прочная;

2)между молекулами воды образуется водородная связь

3) в молекулах сероводорода, селеноводорода и теллуроводорода водород
менее прочно, чем в воде, связан с соответствующими атомами.

61. В каком соединении химическая связь образована по ионному типу?

1)
KF;

2) NH
3
;


3) BaCl
2
;

4) SF
6
;

5) XeF
2
.

62. Для какой молекулы характерна
sp
2
-
гибридизация&
?

1) BeCl
2
;

2) CH
4
;


3) BCl
3
;

4) CO
2
;

5) C
2
H
6
.

63. Какова пространственная структура молекулы
SO
2
?

1) линейная;

2) угловая;

3) тетраэдрическая;

4) пирамидальная;


5)

бипирамидальная.

64. В каком соединении присутствует π
-
связь?

1) CO
2
;

2) CH
3
OH;

3) C
3
H
8
;


51

4) H
2
Se;

5) PH
3
.

65. Какая связь возникает между элементами
17
Э
-
37
Э?

1) ионная;





2) ковалентная полярная;


3) ковалентная неполярная;


4) донорно
-
акцепторная;

5)
металлическая.

66. В молекуле какого соединения угол между связями Э
-
Н наибольший?

1) H
2
Se;

2) H
2
Te;

3) HCl;

4) HOH;

5) H
2
S.

67. Какая связь возникает между элементами
29
Э
-
47
Э?

1) ионная;





2) ковалентная полярная;


3) ковалентная неполярная;


4)
донорно
-
акцепторная;

5) металлическая.

68. Какое соединение образовалось за счет трех электронных пар?

1)
F
2
;

2)
O
2
;


3)
N
2
;


4)
Br
2
;


5)
H
2
.

69. Какой тип гибридизации характерен для молекулы
BeCl
2
?

1) sp;

2) sp
2
;


3) sp
3
;


4) dsp
2
;


5) d
2
sp
3
.

70. Какая из схем перекрывания электронных облаков соответствует π
-
связи?



1)





2)




3)



4)




5)




Список литературы

1. Глинка Н.Л.
Задачи и упражнения по общей химии. Учебно
-
практическое пособие.
2014.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебник для
бакалавров. М., 2014.

3. Глинка Н.Л.
Практикум по общей химии. Учебное пособие для академического
бакалавриата. М., 2014.

4. Коровин Н.В., Камышова В.К., Удрис Е.Я. Общая химия. Лабораторный практикум.
Учебное пособие для бакалавров. М., 2014.


52

ПРИЛОЖЕНИЕ

П

1

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

(значения атомных и ионных радиусов, э,
энергии ионизации,

сродство к электрону)

Элемент (атом)


r
ат.
, нм

r
ион.
, нм

Е, эВ

I
, эВ

А, эВ

Н


0,046


0,000


2,10


13,60


0,75


Не


0,090





5,50


24,59


0


Li


0,155


0,068


0,97


5,39


0,59


B
е


0,113


0,034


1,47


9,32


0,38


В


0,091


0,020


2,01


8,30


0,30


С


0,077


0,020


2,50


11,26


1,27


N


0,071


0,148


3,07


14,53


0,21


О





0,126


3,50


13,62


1,47


F





0,119


4,10


17,42


3,49


N
е


0,160





4,84


21,56


0


N
a


0,189


0,098


0,93


5,14


0,34


М
g


0,160


0,074


1,23


7,65


0


А1


0,143


0,057


1,47


5,99


0,46


Si


0,132


0,257


2,25


8,15


1,38


Р


0,120


0,186


2,32


10,49


0,80


S





0,170


2,60


10,36


2,08


Cl





0,167


2,83


12,97


3,61


А
r


0,195





3,20


15,76


0


K


0,236


0,133


0,91


4,34


0,47


Са


0,197


0,104


1,04


6,11


0


Sc


0,164


0,083


1,20


6,54


0


Ti


0,145


0,081


1,32


6,82


0,39


V


0,131


0,072


1,41


6,74


0,64


С
r


0,127


0,064


1,56


6,77


0,98


Мп


0,130


0,091


1,60


7,44


0


Fe


0,126


0,080


1,64


7,87


0,58


Со


0,125


0,078


1,70


7,86


0,94


N
i


0,124


0,074


1,75


7,64


1,28


Си


0,128


0,091


1,75


7,73


1,23


Zn


0,139


0,083


1,66


9,39


0,09


Са


0,139


0,062


1,82


6,00


0,39


Се


0,139


0,065


2,02


7,90


1,74


А
s


0,130


0,208


2,11


9,78


1,07


S
е


0,160


0,193


2,48


9,75


2,02


В
r





0,182


2,74


11,81


3,37


Kr


0,212





2,94


14,00


0


Rb


0,248


0,149


0,89


4,18


0,42




53

Продолжение табл. П
1

Элемент (атом)


r
ат.
, нм

r
ион.
, нм

Е, эВ

I
, эВ

А, эВ

Sr


0,215


0,120


0,99


5,69


0


Y


0,181


0,097


1,11


6,22


0


Zr


0,159


0,086


1,22


6,84


0,45


Nb


0,144


0,082


1,23


6,88


1,13


Мо


0,136


0,079


1,30


7,10


1,18


Tc


0,135


0,079


1,36


7,28


0,73


Ru

0,136


0,062


1,42


7,37


1,14


Rh


0,130


0,065


1,45


7,46


1,24


Pd


0,137


0,064


1,35


8,34


1,02


Ag


0,144


0,113


1,42


7,58


1,30


Cd


0,156


0,099


1,46


8,99


0


In


0,162


0,094


1,49


5,79


0,72


Sn


0,166


0,092


1,72


7,34


1,25


Sb


0,161


0,090


1,82


8,64


1,05


Те


0,170


0,089


2,02


9,01


1,96


I


0,268


0,022


2,21


3,08


10,45


Хе


0,220


0,062


2,40


12,13


0


С
s


0,268


0,165


0,86


3,89


0,39


Ва


0,221


0,138


0,97


5,21


0


La


0,187


0,104


1,08


5,58


0,55


Hf


0,159


0,085


1,23


7,50


0


Т
a


0,144


0,082


1,33


7,89


0,62


W


0,137


0,080


1,40


7,98


0,50


Re


0,137


0,077


1,46


7,88


0,15


О
s


0,134


0,077


1,52


8,50


1,44


Ir


0,136


0,082


1,55


9,10


1,97


Pt


0,139


0,094


1,44


8,90


2,13


Au


0,144


0,151


1,42


9,23


2,31


Hg


0,160


0,112


1,44


10,44


0


Т
l


0,176


0,164


1,44


6,11


0,50


Pb


0,175


0,126


1,55


7,42


1,14


Bi


0,182


0,120


1,67


12,25


0,95


Ро


0,167


0,108


1,76


8,43


1,87


А
t








1,90


9,20


2,79


Rn








2,06


10,75


0


Fr


0,280


0,144


0,86


3,98





Ra


0,235


0,162


0,97


5,28





r
ат.

-

радиус атома;
r
ион

-

радиус иона;
Е
-

электроотрицателыюсть;

I

-

энергия ионизации;
А
-

сродство к электрону


54

П 2

Система электроотрицательности элементов


I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

1

H

2,2


(H)



He

2

Li

1,0

Be

1,6

B

2,0

C

2,6

N

3,0

O

3,5

F

4,0



Ne

3

Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,6

Si

1,9

P

2,2

S

2,6

Cl

3,1



Ar

4

K

0,8

Ca

1,0

Sc

1,3

Ti

1,5
II

1,6
IV

V

1,6
III

1,7
IV

1,9
V

Cr

1,6
II

1,7
III

2,2
VI

Mn

1,6
II

1,7
III

1,9
IV

2,3
VII

Fe

1,8
II

1,9
III


Co

1,9

2,0


Ni

1,9

2,0


Cu

1,8
I

2,0
II

Zn

1,6

Ga

1,7

Ge

2,0

As

2,1

Se

2,5

Br

2,9



Kr

5

Rb

0,8

Sr

1,0

Y

1,2

Zr

1,4
II

1,5
IV

Nb

1,6
III

1,8
V

Mo

1,8
IV

2,1
VI

Tc

1,9
V

2,2
VII

Ru

2,0
II

2,1
IV

2,2
VI

Rh

2,0

2,1

2,2

Pd

2,1

2,2

2,3


Ag

1,9

Cd

1,7

In

1,8

Sn

1,8
II

2,0
IV

Sb

1,9
III

2,2
V

Te

2,3

I

2,6



Xe

6

Cs

0,7

Ba

0,9

La


Lu*

Hf

1,3
II

1,5
IV

Ta

1,5
III

1,7
V

W

1,8
IV

2,1
VI

Re

1,9
V

2,2
VII

Os

2,0
II

2,1
IV

2,3
VI

Ir

2,1

2,2

2,3

Pt

2,1

2,2

2,4


Au

2,0
I

2,3
III

Hg

1,8

Tl

1,4
I

1,9
III

Pb

1,9
II

2,1
IV

Bi

2,0
III

2,2
V

Po

2,2

At

2,3



Rn

7

Fr

0,7

Ra

0,9

Ac


Lr**

Db

Jl

Rf

Bh

Hs

Mt


*
ЛАНТАНОИДЫ

La

1,2

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

**
АКТИНОИДЫ

Ac

1,1

Th

1,3
IV

Pa

1,3
I
V

1,5
V

U

1,4
I
V

1,6
V

1,8
VI

Np

1,4
IV

1,6
V

1,8
VI

Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr



55

П 3

Длина и энергия химических
связей

в молекулах
и молекулярных ионах при 298,15 К

Молекула
(ион)

Длина
св
я-
зи,

нм

Энергия
связи,
кДж/моль

Молекула
(ион)

Длина
св
я-
зи,
нм

Энергия
связи,
кДж/моль

Н
2

0,074

436,0

НС
l

0,127

431,6

Н

0,108

259,4

НС
l
+

-

457,3

Н

-

17,2

НВ
r

0,141

366
,
5

Li
2

0,267

109,6

НВ
r
+

-

387,8

N
a
2

0
,
308

76,5

Н
I

0,161

298,3

К
2

0,392

53,1

HI

-

304,2

Rb
2

0,41

41,4

CO

0,128

1074,8

С
s
2

0,43

47,3

СО

-

810,0

В
e
2

-

71,4

N
O

0,115

641,0

Mg
2

0,389

33,5

N
O

-

1063
,
6

Са
2

0,428

26,9

LiH

0,160

238,1

B
2

0,159

264,8

NaH

0,189

200,8

Al
2

0
,
247

192,5

КН

0,224

183,3

С
2

0,124

603
,
3

LiF

0,156

578,6

Si
2

0,225

314,6

LiCl

0,202

474,5

N
2

0,110

945,4

LiBr

0,217

422,6

N

0,1
12

846,8

LiI

0,239

354,0

O
2

0,121

498,4

NaF

0
,
193

481,2

O

0,112

645
,
8

NaCl

0,236

412,1

O

0,134

394±2

NaBr

0,250

370,3

F
2

0,141

159,0

NaI

0,271

299,6

F

0,133

318
,
4

KF

0,217

496
,
2

Cl
2

0,199

242,3

KCl

0
,
267

425,9

С
l

0,189

410
,
0

КВ
r

0,282

382,8


56

Продолжение табл. П 3

В
r
2

0,228

192,9

К
I

0,305

326,3

В
r

0,267

318,4

ВеО

0,133

449,4

I
2

0,267

151,0

MgO

0,175

425,6

I

-

270,3

СаО

0,182

485,3

Н
e

0,108

301
,
2

SrO

-

472
,
4

HF

0,092

566,1

Ва
O

0,194

577
,
4

HF

-

443,1

ClF

0
,
163

250,2




57

П 4

Пространственные структуры некоторых молекул и

ионов






58

Продолжение таблицы П 4










59

П 5

Дипольные моменты (
) соединений

(в дебаях, 1Д = 3,33
10

30

Кл
м)

H
2

0

NO
2

0,29

PCl
3

1,12

N
2

0

CO

0.12

AsH
3

0,15

O
2

0

CO
2

0

LiH

5,88

Cl
2

0

CH
4

0

LiClO
4

7,8

BrCl

0,57

CoCl
2

1,18

LiBr

6,2

BrF

1,29

C
6
H
6

0

LiF

6,6

ClF

0,65

C
6
H
5
Cl

1,67

NaCl

10,0

HF

1,82

CH
3
Cl

1,86

NaI

8,5

HCl

1,07

CH
2
Cl
2

1,57

KF

8,6

HBr

0,79

CHCl
3

1,15

KCl

8,0

HI

0,38

CH
3
CN

3,51

KI

9,24

H
2
O

1,84

CH
3
OH

1,69

BeF
2

0

H
2
O
2

2,25

C
2
H
5
OH

1,70

BeCl
2

0

H
2
S

0,93

SO
2

1,63

Al
2
Cl
6

0

H
2
Se

0,30

SO
3

0

Al
2
Br
6

0

HCN

2,93

SF
6

0

SbCl
3

3,93

NH
3

1,48

F
2
O

0,30

SnCl
4

0

N
2
O

0,12

PBr

0,60

TiCl
4

0

NO

0,16

PH
3

0,58







60

Аветисян Надежда Николаевна



СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА



Учебн
ое пособие для студентов

направлений ЭиЭ, ЭТМ, КТМ, ТМОиС






Редактор Е.Ф. Изотова





Подписано к печати 11.06.15. Формат 60х84
/

16.

Усл. печ. л. 3,69. Тираж 200 экз. Заказ 151448. Рег. №79.


Отпечатано в ИТО Рубцовского индустриального института

658207, Рубцовск, ул. Тракторная, 2
/
6.


















Приложенные файлы

  • pdf 1220298
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий