Формулы высших оксидов элементов и их летучих водородных соединений

Высшая валентность элемента равна номеру группы.

Таблица 1.3.

№ группы	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Высшие оксиды	Э2O	ЭO	Э2O3	ЭO2	Э2O5	ЭO3	Э2O7	ЭO4
Летучие водородные соединения				ЭH4	ЭH3	H2Э	ЭH

2. Химическая связь и строение вещества

Электроотрицательность (ЭО) элемента – способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. В шкале ЭО по Полингу электроотрицательность фтора принята равной 4.0 (самая высокая электроотрицательность). В периодах наблюдается тенденция роста величины ЭО, а в подгруппах – ее падения. Наименьшими значениями ЭО характеризуются s- элементы I группы, а наибольшими - p- элементы VII группы.

Таблица 2.1. Значения электроотрицательностей некоторых элементов

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H 2.1										He -
II	Li 0.97	Be 1.47	B 2.01	C 2.50	N 3.07	O 3.50	F 4.00				Ne -
III	Na 1.01	Mg 1.23	Al 1.47	Si 1.74	P 2.10	S 2.60	Cl 2.83				Ar -
IV	K 0.91	Ca 1.04	Sc 1.20	Ti 1.32	V 1.45	Cr 1.56	Mn 1.60	Fe 1.64	Co 1.70	Ni 1.75
	Cu 1.75	Zn 1.66	Ga 1.82	Ge 2.02	As 2.20	Se 2.48	Br 2.74				Kr -

Ковалентная неполярная химическая связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью.

Химическая связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием электроотрицательностей атомов.

Преимущественно ионная связь – образуется между элементами, резко отличающимися по электроотрицательности.

Таблица 2.2. Соединения с различными видами химической связи

Тип связи	Примеры соединений
1	2
1.Ковалентная неполярная	H2, O2, N2, P4
2. Ковалентная полярная	H2O, CO2, NH3, HF, AlCl3, ZnBr2, FeCl3

Продолжение таблицы 2.2

1	2
3. Донорно-акцепторная	Образуются по донорно-акцепторному механизму ионы NH4+, BF4-, [Al(OH)4]-, [Cr(OH)6]3-
4. Преимущественно ионная	Cоединения щелочных металлов с галогенами (CsF, NaCl, KBr, KI и др.)
5. Как ионные, так и ковалентные содержат	Соли кислородсодержащих кислот: Na2SO4, KNO3, Na2CO3 и др.
6. Водородная	Водородные связи (межмолекулярные) образуют между собой молекулы, содержащие атом водорода и элемент с высокой электроотрицательностью (NH3, HF, H2O)

Межмолекулярные взаимодействия: подразделяются на универсальные (осуществляются между всеми типами молекул) и специфические (пример: водородная связь)..

Валентность. В методе валентных связей валентность атома элемента определяется числом его химических связей в соединении. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторным механизмам. При образовании химической связи по обменному механизму

каждый из взаимодействующих атомов предоставляет по одному неспаренному электрону для образования связывающей электронной пары. Таким образом, валентность элемента в основном состоянии равна числу его неспаренных электронов. При переходе атома в возбужденное состояние число его неспаренных электронов может увеличиваться в результате разделения (“распаривания”) некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома не очень велика, то она может компенсироваться энергией образующейся химической связи, и возбужденное состояние атома стабилизируется. Небольшими затратами энергии сопровождаются переходы электронов на более высокие подуровни внутри одного и того же энергетического уровня. Переходы электронов с подуровней одного энергетического уровня на подуровни другого могут требовать больших затрат энергии. Поэтому возбужденные состояния атомов, возникающие в результате таких переходов у элементов первых трех периодов, не могут стабилизироваться химической сязью. Таким образом, .“распаривание” электронов осуществляется в пределах уровня с данным значением главного квантового числа n.

Определим валентности атомов элементов первого и второго периодов в основном и возбужденном состояниях. Атом водорода имеет единственный электрон, поэтому его валентность всегда равна единице (водородные связи атома водорода не учитывают, так как они во много раз слабее обычных химических связей водорода). В атоме гелия два электрона занимают 1s-орбиталь. Переход одного из этих электронов на более высокий энергетический уровень требует больших затрат энергии, поэтому атом гелия является химически инертным. Валентности атомов лития, азота, кислорода, фтора, неона равны числу неспаренных электронов в основном состоянии, т.е. валентность лития равна 1, азота 3, кислорода 2, фтора 1, неона 0. В атомах бериллия, бора, углерода может происходить разделение электронных пар за счет перехода электронов с 2s -подуровня на 2p-подуровень, так как в атомах этих элементов на 2p-подуровне имеются вакантные орбитали. Такой переход на более высокий энергетический подуровень внутри данного энергетического уровня не требует больших затрат энергии и осуществляется в условиях обычных химических реакций. Поэтому валентности 2, 3, и 4, присущие атомам Be, B, C в возбужденном состоянии и совпадающие с номером соответствующей группы, более характерны для этих элементов, чем валентности, определяемые числом неспаренных p-электронов в основном состоянии. Максимальная валентность азота, не совпадающая с номером группы, равна четырем (три – за счет трех неспаренных электронов и еще одна за счет неподеленной электронной пары 2s-подуровня). Таким способом образуется катион аммония NH₄⁺. У p-элементов третьего периода появляютя вакантные 3d-орбитали, на которые могут переходить при “распаривании” электроны 3p- и 3s-подуровней. Так, метод валентных связей предсказывает для атома серы валентности 2, 4 и 6, для атома хлора валентности 1, 3, 5 и 7. В случае d-элементов валентными являются электроны внешних s- и предвнешних d-подуровней. Например, минимальная валентность марганца Mn равна 2 (за счет «распаривания» 4s-электронов), максимальная равна 7 (2 + 5) и совпадает с номером группы. Кроме того, возможно проявление промежуточных (между двумя и семью) валентностей (4 и 6). Для меди, серебра и золота минимальная валентность равна единице, максимальная – трем из-за «провала» электронов. У меди наиболее устойчивы соединения с промежуточной валентностью два.

Таблица 2.3. Типы гибридизации орбиталей центральных атомов соединений и их строение

№	Виды гибридизации	Строение соединения	Примеры соединений
1	sp	линейное	1. Соединения элементов главной подгруппы II группы (p-элементов: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) c водородом и галогенами: BeH2, MgF2, CaCl2, SrI2 и т. д.. 2. Соединения элементов побочной подгруппы II группы (d-элементов: Zn, Cd, Hg) c галогенами: ZnF2, CdCl2, HgI2 и т.п. 3. Соединения элементов главной подгруппы IV группы (p-элементов: C, Si, Ge, Sn, Pb, валентность которых равна четырем) с оксид- (O2-)-, сульфид (S2-)-анионами: CO2, CS2 и т.п. 4. ацетилен C2H2
2	sp2	плоский треугольник (плоское)	1. Соединения элементов главной подгруппы III группы (p-элементов: B, Al, Ga, In) c галогенами: BF3, AlCl3, InF3, GaCl3 и т.п. 2. бензол C6H6, графит, карбонат-ион CO32-, нитрат-ион NO3-
3	sp3	1.тетраэдр (правильный) 2. тетраэдр (искаженный) 2.1. Пирамида (тригональная) 2.2. Угловое	1. Соединения элементов главной подгруппы IV группы (p-элементов: C, Si, Ge, Sn, валентность которых равна четырем) с водородом и галогенами: CH4, CCl4, SiF4,SiH4, SnCl4 и т.п. (а также, например, алмаз. NH4+, BF4-) 2.1. NH3, NF3 (в гибридизации участвует одна неподеленная электронная пара): 2.2. H2O, OF2 (в гибридизации участвуют две неподеленные электронные пары))
4	sp3d	тригональная бипирамида	Cоединения пятивалентных p-элементов V группы (P, As, Sb) с галогенами: PF5, AsCl5, SbCl5 т.п.
5	sp3d2	октаэдр	Cоединения шестивалентных p-элементов VI группы (S, Se, Te) с галогенами: SCl6, SeF6, TeF6 и пр.

Полярные и неполярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают (дипольный момент равен нулю). Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов. Электрический момент диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. По этой причине неполярны высокосимметричные линейные, треугольные, тетраэдрические, октаэдрические молекулы и т.д.

Таблица 2.4. Полярные и неполярные молекулы (примеры соединений)

Неполярные молекулы	CO2,CS2, BeCl2, CH4, CCl4, SF6, BCl3, SiF4, PCl5, WF6
Полярные молекулы	NH3, NF3, H2O, PH3, PCl3, SO2, NO2, COS, HCN, TeCl4, IF5

Молекулы и ионы, содержащие как σ-, так и π-связи: CO₂ (две σ- и две π-связи), N₂ и C₂H₂ (одна σ- и две π-связи), NO₃^- и CO₃^2-(три σ- и делокализованная π-связь).

Таблица 2.5. Вещества, имеющие различные типы кристаллических решеток

Тип кристаллической решетки	Примеры соединений
1. Атомная	Атомно-ковалентную решетку имеют алмаз, графит, SiO2, твердые B, Si, Ge, соединения некоторых элементов с углеродом и кремнием
2. Молекулярная	Кристаллы H2, O2, N2, CO2, благородных газов, органических веществ
3. Ионная	Ионные соединения (NaCl, CsCl, NH4NO3 и др.)
4. Металлическая	Металлы

Примеры тестовых заданий.

1. Максимальное количество электронов на орбитали определяется : 1) принципом неопределенности Гейзенберга, 2) правилом Клечковского, 3) правилом Гунда, 4) принципом Паули. Ответ:4)

2. Центральный атом имеет sp³-гибридизацию в частицах….(укажите не менее двух вариантов ответа): 1) NO₃^-, 2) CH₄, 3) CO₂, 4) NH₄⁺. Ответы: 2) и 4).

3. Сумма квантовых чисел (n + l) для 3d-энергетического подуровня равна….1) 3, 2) 7, 3) 5, 4) 4. Ответ:3).

4. Валентность атома хлора в химических соединениях равна …..1) 1, 3, 6 2) 1, 3, 6, 7 3) 2. 4, 5 4) 1, 3, 5, 7. Ответ:4).

5. Две π-связи имеются в молекулах…..(укажите не менее двух вариантов ответа): 1) C₂H₆, 2) HCN, 3) CO₂, 4) H₃PO_4. Ответы: 2) и 3).

6. Химическому элементу с формулой высшего оксида Э₂O₃ соответствует электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома ….1) ns²np³, 2) ns²np¹, 3) ns²np⁴, 4) ns²np². Ответ: 2).

7. Пирамидальное строение имеют молекулы …..(укажите не менее двух вариантов ответа) 1) NH₃, 2) PH₃, 3) BF₃, 4) GaF₃. Ответы: 1), 2).

8. Какую кристаллическую решетку имеют вещества: алмаз, хлорид калия, железо, оксид углерода(IV)? 1) атомную; 2) металлическую; 3) молекулярную; 4) ионную Ответ: алмаз – 1), хлорид калия – 4), железо – 2), оксид углерода(IV) – 3).