§ 2.7. Задачи с решениями

Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтра¬ лен) н порядковому номеру элемента. Например, в атоме азо¬

азота: +7N: Is2 Is2 2/Л Электронные конфигурации остальных

элементов:

+14Si: Is2 2s2 2р6 3s2 3р2, +26Fe: Ы 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3

+36Kr: \s2 2s2 2p6 3s2 3p* 4s2 3J10 3p\

+52Te: I52 2s2 2p* 3s2 3p* 4^2 3^° 3pfi 5s2 4d™ 5p\

+74Te: U2 2*2 2p6 3s2 3p6 4s2 3c/10 3p6 5s2 4d™ 5p* 6s2 4j* 5d\

Задача 2. Какой инертный газ и ионы каких элементов

имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей,

возникающей в результате удаления из атома кальция всех

валентных электронов ?

Решение. Электронная оболочка атома кальция имеет структуру Is2 2s2 2р6 3s2 3р6 4s2. При удалении двух валентных

Задача 3. Могут ли электроны иона А!3+ находиться на

следующих орбиталях: а) 2р\ б) 1р\ в) 3d?

Решение. Электронная конфигурация атома алюминия:

Is2 2s2 2р6 3s2 Зр1. Ион AI3* образуется при удалении трех ва¬

лентных электронов из атома алюминия и имеет электрон¬

ную конфигурацию Is2 2s2 2р6.

а) На 2/;-орбитали электроны уже находятся;

б) в соответствии с ограничениями, накладываемыми на

квантовое число / (/ = 0, 1 ,.../7 1), при п = 1 возможно только

значение / = 0, следовательно, 1/>-орбиталь не существует;

в) на З^-орбитали электроны могут находиться, если ион

в возбужденном состоянии.

Задача 4. Напишите электронную конфигурацию атома

неона в первом возбужденном состоянии.

Решение. Электронная конфигурация атома неона в основном состоянии Is2 252 2/А Первое возбужденное со¬

стояние получается при переходе одного электрона с высшей

34

занятой орбитали (2р) на низшую свободную орбиталь (3s), Электронная конфигурация атома неона в первом возбуж¬

денном состоянии Is2 Ъ2 2р5 3s1.

Задача 5. Каков состав ядер изотопов 12С и 13С, 14N и 15N?

Решение. Число протонов в ядре равно порядковому но¬

меру элемента и одинаково для всех изотопов данного эле¬ мента. Число нейтронов равно массовому числу

(указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом

числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента

имеют разные числа нейтронов. Состав указанных ядер:

12С: 6р+6п; 13С: 6р+7п\ 14N: lp+ln\ 15N: 1р+%п.

ГЛАВА 3. Химическая связь и различные формы

существования вещества

§ 3.1. Природа химической связи

Лишь немногие химические элементы (благородные газы)

в обычных условиях находятся в состоянии одноатомного га¬

за. Атомы остальных элементов в индивидуальном виде не

существуют, а входят в состав молекул или кристаллических

решеток, образуемых совокупностью атомов. Следовательно,

существует причина, по которой атомы "связываются" друг с

другом. Эта причина получила название "химическая связь";

она обусловлена тем, что между атомами действуют электро¬

статические силы, т.е. силы взаимодействия электрических

зарядов, носителями которых являются электроны и ядра

атомов.

В образовании химической связи между атомами главьую роль играют электроны, расположенные на внешней оболоч¬

ке и связанные с ядром наименее прочно, так называемые ва-

лентпые электроны.

В зависимости от характера распределения электронной

плотности в молекуле различают три основных типа хими¬ ческой связи: ковалентную, ионную и металлическую. Как

будет показано дальше, в 'чистом" виде перечисленные типы связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет

место наложение разных типов связей.

Рис. 3.1. Взаимодействие двух атомов водорода. Каждый электрон притяги вается ядром собственного атома (Ап, А22) и ядром соседнего атома (А12, А21).

Кроме того, существует отталкивание мевду электронами (пг) и двумя ядрами

(R12).

Область перекрытия между электронными оболочками

имеет повышенную электронную плотность, которая умень¬

шает отталкивание между ядрами и способствует образова¬

нию ковалентной связи.

Таким образом, связь, осуществляемая за счет образования

электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим

атомам, называется ковалентной.

Ковалентная связь может возникать не только между

одинаковыми, но и между разными атомами. Так, образова¬

ние молекулы HCI происходит также за счет общей пары

электронов, одмако эта пара в большей мере принадлежит

атому хлора, нежели атому водорода, поскольку электроот¬

рицательность хлора гораздо больше, чем водорода (см. ни¬

же).

Разновидность ковалентной связи, образованной одина¬

ковыми атомами, называют неполярной, а образованной раз¬

Полярность связи количественно оценивается диполъным

моментом //, который является произведением длины диполя

/расстояния между двумя равными по величине и проти¬

воположными по знаку зарядами +q и -q на абсолютную

величину заряда: ц = lq. Дипольный момент является величи¬

ной векторной и направлен по оси диполя от отрицательного

заряда к положительному. Следует различать дипольные мо¬

менты (полярность) связи и молекулы в целом. Так, для про¬

стейших двухатомных молекул дипольный момент связи ра¬

вен дипольному моменту молекулы. Напротив, в молекуле

оксида углерода (IV) каждая из связей полярна, а молекула в

37

целом неполярна (ц = 0), так как молекула 0=С=0 линейна,

и дипольные моменты связей С=0 компенсируют друг друга

(рис. 3.2).

Рис. 3.2. Дипольные моменты молекул СОг и Н20

Наконец, наличие дипольного момента в молекуле воды означает, что она нелинейна, т.е. связи О-Н расположены

под углом, не равным 180° (рис. 3.2).

В таблице 3.1 приведены дипольные моменты некоторых

молекул.

Полярную связь можно рассматривать как промежуточ¬

ную между чисто ионной (см. § 3.5) и ковалентной неполяр¬

ной. Наряду с дипольными моментами, для оценки степени

полярности связи часто используют и другую характеристи¬

ку, называемую электроотрицательностью (ЭО).

Электроотрицательность способность атома притяги¬

вать к себе валентные электроны других атомов. ЭО не может

быть выражена й единицах каких-либо физических величин,

поэтому для ее количественного определения предложены несколько шкал, наибольшее признание из которых получи¬

ла шкала относительных ЭО, разработанная Л.Полингом По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрица¬

тельного из всех элементов) условно принята равной 4,0; на

втором месте находится кислород, на третьем азот и хлор.

Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы;

значения их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют

значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше.

38

Таблица 3.2. Значения ЭО элементов по Полингу

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной

связи. Донорно-акцепторный механизм заключается в том,

что ковалентная связь образуется в результате перехода уже

существующей электронной пары донора (поставщика элек¬

тронов) в общее пользование донора и другого атома ак¬

цептора, предоставляющего для этой пары свободную орби¬

таль. Донорно-акцепторный механизм хорошо

иллюстрируется схемой образования иона аммония (точками

обозначены электроны внешнего уровня атома азота, пустым

квадратиком свободная 1 s-орбиталь иона водорода):

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом

азота общей электронной парой, одна из которых реализо¬

вана по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить,

что все связи H-N, образованные по различным механизмам,

равноценны. Это обусловлено тем, что в момент образования

связи орбитали 2s- и ^р-электронов атома азота изменяют

свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одина¬

ковые по форме орбитали (здесь осуществляется sp3-

гибридизация см. ниже).

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим

количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая

возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две не-

39