Вариант 1.

1. Заряд ядра атома +8 имеют атомы химического элемента:
Б. Кислорода.

2. Число общих электронных пар в молекуле хлора:
В. Три.

3. Ковалентная полярная связь имеется в молекуле вещества, формула которого:
Б. СО2.

4. Степень окисления азота в ряду веществ, формулы которых N2-NO-NО2-HNО3:
А. Повышается от 0 до +5.

5. Структурная формула водородного соединения элемента Э главной подгруппы VI группы Периодической системы:
В. Н-Э-Н.

6. Уравнение химической реакции H2S + С12 = 2НС1 + S соответствует схеме превращения хлора:
A. Cl0→Cl-1

7. Вещество X в ряду превращений С02→ X→Са(НСО3)2→ CО2 имеет формулу:
В. СаСО3.

8. Реактивом на хлорид-анион является катион:
Б. Ag+.

Г. H2SО4 и MgO.

10. Оксид азота (IV) образуется при взаимодействии веществ, формулы которых:
В. НNО3(конц) и Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, окислитель
P -3 → P +5 - 8 е, восстановитель

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. Вычислите массу (в кг) хлороводорода, который получается при взаимодействии 4,48 м3 хлора с избытком водорода.
n(Cl2) = 4480дм3/22,4 дм3/моль = 200моль
n (НСl) = 2n (Cl2) = 400 моль
m (НСl) = 400моль*36,5г/моль = 14600 г = 14,6 кг

15. Назовите химический элемент, имеющий изотоп, в ядре которого отсутствуют нейтроны.
водород

Вариант 2.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Заряд ядра атома +17 имеют атомы химического элемента:
Г. Хлора.

2. Число общих электронных пар в молекуле водорода:
А. 1.

3. Ковалентная неполярная связь имеется в молекуле вещества, формула которого:
А. N2.

4. Степень окисления фосфора в ряду веществ, формулы которых Са3Р2-Р-Р2О3-Р2О5:
Б. Повышается от -3 до +5.

5. Структурная формула водородного соединения элемента Э главной подгруппы V группы Периодической системы:
Г. Н-Э-Н.
Н

6. Уравнение химической реакции 2SО2 + О2 = 2SО3 соответствует схеме превращения серы:
В. S+4→ S+6.

7. Вещество X в ряду превращений N2→ NH3→ X→ NО2 имеет формулу:
Б. NO.

8. Реактивом на карбонат-анион является катион:
А. Н+.

9. Химическая реакция возможна между веществами, формулы которых:
В. Р2О5 и NaOH.

10. Оксид серы (IV) не образуется при взаимодействии веществ, формулы которых:
Г. СаСО3 и H2SО4.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + ЗО2 = 2MgО + 2SО2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl

12. Превращение 2 из задания 11 рассмотрите с точки зрения ОВР.
2 MgS-2 + ЗО20 = 2MgО-2 + 2S+4О2-2,
S-2 → S+4 , -6e, восстановитель
O20 → 2O-2 +2*2е, окислитель

13. Из задания 11 выберите реакцию ионного обмена и запишите ее в ионном виде.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Вычислите массу (в кг) аммиака, который получается при взаимодействии 2 кмоль азота с избытком водорода.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4кмоль = 4000 моль
m(NH3) = 4000 моль *17 г/моль = 68000 г = 68 кг.

15. Назовите химический элемент, который в соединениях никогда не проявляет положительную степень окисления.
Фтор

Вариант 3.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Заряд ядра атома +14 имеют атомы химического элемента:
В. Кремния.

2. Число общих электронных пар в молекуле брома:
А. 1.

3. Ковалентная полярная связь имеется в веществе, формула которого:
Б. H2S.

4. Степень окисления серы в ряду веществ, формулы которых SО3-SО2-S-H2S:
Г. Понижается от +6 до -2.

5. Структурная формула водородного соединения элемента Э главной подгруппы VII группы Периодической системы:
А. Н-Э.

6. Уравнение химической реакции 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О соответствует схеме превращения азота:
В. N-3→ N+2.

7. Вещество X в ряду превращений РН3→ Р2О5 → X→ Са3(РО4)2 имеет формулу:
А. Н3РО4.

8. Реактивом на сульфат-анион является катион:
В. Ва2+.

9. Химическая реакция возможна между веществами, формулы которых:
А. СО2 и NaOH.

10. Оксид углерода (IV) образуется при взаимодействии веществ, формулы которых:
Б. СаСО3 и НС1.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

11. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения согласно схеме:
SiH4→ SiО2 →Na2SiО3→ H2SiО3 →SiО2→ Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO

12. Превращение 5 из задания 11 рассмотрите с точки зрения ОВР.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, окислитель
C0 →C+2 -2е, восстановитель

13. Из задания 11 выберите реакцию ионного обмена и запишите ее в ионном виде.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
SiO32- + 2H+ = H2SiO3↓

14. Вычислите массу (в кг) хлорида аммония, который образуется при взаимодействии 11,2 м3 хлороводорода с избытком аммиака.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 дм3/ 22,4 дм3/моль = 500 моль
m(NH4Cl) = 500 моль *56,5 г/моль = 28250 г = 28,250 кг.

15. Расположите химические элементы фосфор, кислород, серу, хлор в порядке увеличения неметаллических свойств.
Фосфор, сера, кислород, хлор

Вариант 4.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Заряд ядра атома +16 имеют атомы химического элемента:
В. Серы.

2. Число общих электронных пар в молекуле азота:
В. 3.

3. Ковалентная неполярная связь имеется в веществе, формула которого:
В. О2.

4. Степень окисления углерода в ряду веществ, формулы которых СН4-С-СО-СО2:
Б. Повышается от -4 до +4.

5. Структурная формула водородного соединения элемента Э главной подгруппы IV группы Периодической системы:
В. Н-Э-Н

6. Уравнение химической реакции Си + 4HNО3 = CU(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О соответствует схеме превращения азота:
Г. N+5 →N+4.

7. Вещество X в ряду превращений S→ S02→ X→ Na2SО3 имеет формулу:
Г. H2SО3.

8. Реактивом на фосфат-анион является катион:
Г. Ag+.

9. Химическая реакция возможна между веществами, формулы которых:
Б. СО2 и Са(ОН)2.

10. Кремниевая кислота образуется при взаимодействии веществ, формулы которых:
В. Na2SiО3 и НС1.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

11. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения согласно схеме:
N2 →NH3 →NО→NО2→ HNО3→ KNО3.
1. N2 + 3H2 =2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + О2 + 2Н2О → 4HNO3
5. HNO3 + KOH =KNO3 + H2O

12. Превращение 2 в задании 11 рассмотрите с точки зрения ОВР.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5е, восстановитель
O20-> 2O-2 ,+ 2*2е, окислитель

13. Из задания 11 выберите реакцию ионного обмена и запишите ее в ионном виде.
HNO3 + KOH =KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O

14. Вычислите массу (в кг) оксида серы (IV), образовавшегося при сгорании 4,48 м3 сероводорода в избытке кислорода.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 дм3/ 22,4 дм3/моль = 2000 моль
m(SO2) = 2000 моль *64 г/моль = 128000 г = 128 кг

15. Назовите химический элемент самый распространенный:
А. В земной коре:
кислород
Б. Во Вселенной:
водород

Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов . Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых веществах.

1. Образование молекулы водорода.

Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.

При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.

В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.

Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной .

Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов , расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов.

У водорода - один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно 8 – № группы .

Неметаллы VII А группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.

У неметаллов VI А группы (кислород, сера) таких электронов два .

У неметаллов V А группы (азот, фосфор) - три неспаренных электрона.

2. Образование молекулы фтора.

Атом фтора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.

При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь. Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле фтора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах хлора, брома и иода .

Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.

3. Образование молекулы кислорода.

У атома кислорода на внешнем уровне - два неспаренных электрона.

При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная .

Тест 4

Тема « Ковалентная связь»

Вариант 1

1. Валентность атома химического элемента в соединении с ковалентными связями равна а) числу электронов у этого атома б) числу общих пар электронов, образованных этим атомом в) заряду ядра этого атома г) номеру периода, в котором находится данный элемент

2. Формула молекулы углекислого газа СО 2 называется

а) молекулярной формулой б) графической формулой в) электронной формулой г) физической формулой

3. Сколько электронов недостает атому хлора до завершения внешнего электронного слоя?

а) 1 б)2 в) 3 г) 7

4. Атом углерода присоединил два атома кислорода, образовав при этом четыре общие пары электронов. Укажите валентность углерода в этом соединении.

а) I б) II в) III г) IV

5. Химическая связь в молекуле брома Br 2

а) ионная б) металлическая

в) ковалентная неполярная г) ковалентная полярная

6.В периоде от щелочного металла к галогену электроотрицательность атома, как правило,

а) не меняется

в) уменьшается

г) увеличивается

а) бериллий б) натрий

в) магний г) литий

8.В ряду элементов электроотрицательность элементов меняется (увеличивается или уменьшается) так же, как и

а) их металлические свойства

б) радиусы их атомов

в) их неметаллические свойства

г) число электронов на внешнем уровне атомов

9. Какой частичный заряд имеют атомы азота и кислорода соответственно в молекуле NO ?

а) N 2 б) NH 3 в) H 2 г) Cl 2

Вариант 2

1. Ковалентная связь – это химическая связь, обусловленная а) образованием общих пар электронов

б) образованием неподеленных пар электронов

в) притяжением ионов противоположных зарядов

г)) взаимодействием между ионами металла и свободными электронами

2. Какая формула молекулы сероводорода является его электронной формулой?

а) H 2 S б) H – S – H

в) H : : S : : H г) H : S : H

3. Сколько электронов недостает атому фосфора до завершения внешнего электронного слоя?

а) 5 б) 2 в) 3 г) 4

4. Атом серы присоединил три атома кислорода, образовав при этом шесть общих пар электронов. Укажите валентность серы в этом соединении.

а) II б) VI в) IV г) III

5. Формула вещества с ковалентной неполярной связью

а) SO 2 б) Br 2 в) H 2 O г) NaCl

6. В группе, в главной подгруппе, сверху вниз электроотрицательность атома, как правило,

а) не меняется

б) сначала увеличивается, потом уменьшается

в) уменьшается

г) увеличивается

7. Среди перечисленных элементов выберите наименее электроотрицательный элемент

а) фтор б) кислород

в) сера г) хлор

8.Какой частичный заряд имеют атомы бора и фтора соответственно в молекуле

а) положительный и отрицательный

б) отрицательный и отрицательный

в) положительный и положительный

г) отрицательный и положительный

9. Выберите молекулу, содержащую полярную ковалентную связь

а) NH 3 б) HCl в) F 2 г) SO 3

10. Химическая связь в молекуле аммиака NH 3

а) ионная

б) металлическая

в) ковалентная неполярная

г) ковалентная полярная

Вариант 3 1. Как правило, ковалентная связь образуется между:

а) атомами типичного металла и атомами типичного неметалла

б) атомами металлов

в) атомами типичного металла и атомами инертного газа

г) атомами неметаллов

2. Формула молекулы хлора Cl : Cl называется

а) молекулярной формулой

б) графической формулой

в) электронной формулой

г) физической формулой

3. Сколько электронов недостает атому кислорода до завершения внешнего электронного слоя?

а) 1 б) 2 в) 3 г) 6

4. Число ковалентных связей, образованных атомом химического элемента, равно

а) числу общих пар электронов, образованных этим атомом

в) числу спаренных электронов на внешнем уровне атома

г) числу других атомов, присоединенных данным атомом

5. В группе, в главной подгруппе, сверху вниз радиус атома, как правило

6. Среди перечисленных элементов выберите элемент, атом которого имеет наибольший радиус

а) бор б) кремний в) алюминий г) углерод

7.В случае ковалентной неполярной связи общая пара электронов

г) отсутствует

8. Какой частичный заряд имеют атомы кислорода и серы соответственно в молекуле SO 2

б) отрицательный и отрицательный

9. Выберите молекулу, содержащую неполярную ковалентную связь:

а) NH 3 б) H 2 О в) NO 2 г) H 2

10. Химическая связь в молекуле сульфида свинца PbS

а) ковалентная неполярная б) ковалентная полярная

в) ионная г) металлическая

Вариант 4

1. Какова природа сил, удерживающих два атома водорода в молекуле?

а) химическая б) физическая

в) электрическая г) ядерная

2. Формула молекулы воды Н – О – Н называется

а) молекулярной формулой

б) графической формулой

в) электронной формулой

г) физической формулой

3. Сколько электронов недостает атому кремния до завершения внешнего электронного слоя?

1) 1 б) 2 в) 3 г) 4

4. Число неспаренных электронов у атома бора равно

1) 1 б) 2 в) 3 г) 4

5. Число общих пар, образованных атомом химического элемента, равно

а) общему числу электронов в атоме

б) числу электронов на внешнем уровне атома

в) числу неспаренных электронов на внешнем уровне атома

г) числу спаренных электронов на внешнем уровне атома

6. В периоде от щелочного металла к галогену радиус атома, как правило

а) увеличивается б) уменьшается

в) не меняется г) сначала увеличивается, потом уменьшается

7.Среди перечисленных элементов выберите элемент, атом которого имеет наименьший радиус:

1) углерод б) фосфор в) кремний г) азот

8. В случае ковалентной полярной связи общая пара электронов

а) сдвинута в сторону более электроотрицательного атома

б) находится на равном удалении от ядер атомов

в) целиком принадлежит одному из атомов

г) отсутствует

9. Какой частичный заряд имеют атомы водорода и азота соответственно в молекуле аммиака NH 3 ?

а) положительный и положительный

б) отрицательный и отрицательный

в) положительный и отрицательный

г) отрицательный и положительный?

10. Выберите молекулу, содержащую полярную ковалентную связь

а) H 2 О б) H 2 в) О 2 г) F 2

Кодификатор

Вариант

№ вопроса

1

2

3

4

Сера (лат. Sulfur) — элемент-неметалл. Химический символ S, порядковый номер в таблице Менделеева — 16. Валентность серы была установлена еще до изучения строения атома. Определили ее значение на основании свойства замещать, притягивать либо присоединять некоторое количество других атомов или групп. Позже исследователи выяснили роль отрицательно заряженных частиц (электронов) в возникновении

Валентность серы: какие особенности атомов влияют на ее значение?

По распространенности на Земле химический элемент находится на 16-м месте. Встречается в виде ярко-желтых кристаллов или порошка в горных породах, вблизи действующих и потухших вулканов. Наиболее известные природные соединения — сульфиды и сульфаты.

Особенности элемента и вещества:

1. Сильный неметалл.
2. По электроотрицательности (ЭО) или способности притягивать к себе электроны сера уступает только фтору, кислороду, азоту, хлору и брому.
3. Взаимодействует с металлами и неметаллами, простыми и сложными веществами.

Отличия в свойствах зависят от строения и состояния атома, разницы в значениях ЭО. Выясним, какая валентность может быть у серы в соединениях. Их химическое поведение зависит от строения энергетических оболочек, числа и расположения внешних электронов в атоме.

Почему валентность бывает разной?

Стабильными являются естественные изотопы серы с массовыми числами 32 (наиболее распространенный), 33, 34 и 36. Атом каждого из этих нуклидов содержит 16 положительно заряженных протонов. В пространстве вблизи ядра передвигаются с огромной скоростью 16 электронов. Они бесконечно малы, отрицательно заряжены. Меньше притягиваются к ядру (более свободны) 6 внешних частиц. Несколько из них или все принимают участие в образовании разных типов химической связи. По современным представлениям валентность серы определяется числом созданных общих (связывающих) электронных пар. Обычно на рисунках и схемах внешние частицы, принимающие участие в этом процессе, изображают точками вокруг химического знака.

Как валентность зависит от строения атома?

С помощью энергетической диаграммы можно показать строение уровней и подуровней (s, p, d), от которых зависит формула валентности серы. Две разнонаправленные стрелочки символизируют спаренные, одна — неспаренные электроны. Внешнее пространство атома серы образуют орбитали 6 частиц, а необходимо 8 для устойчивости по правилу октета. Конфигурацию валентной оболочки отражает формула 3s23p4. Электроны незавершенного слоя обладают большим запасом энергии, что вызывает неустойчивое состояние всего атома. Для достижения стабильности атому серы требуются две дополнительные отрицательные частицы. Они могут быть получены при образовании с другими элементами или за счет поглощения двух свободных электронов. В этом случае сера проявляет валентность II (-). Такое же значение можно получить, используя формулу: 8 - 6 = 2, где 6 — это номер группы, в которой находится элемент.

Где встречаются соединения, в которых валентность серы равна II (-)?

Элемент притягивает или полностью отнимает электроны у атомов с меньшим значением электроотрицательности по шкале Поллинга. Валентность II (-) проявляется в сульфидах металлов и неметаллов. Обширная группа подобных соединений встречается в составе имеющих огромное практическое значение. К ним относятся пирит (FeS), сфалерит (ZnS), галенит (PbS) и другие вещества. Кристаллы сульфида железа имеют красивый желтовато-коричневый цвет и блеск. Часто минерал пирит называют «золотом дураков». Для получения металлов из руд проводят их обжиг или восстановление. Сульфид водорода H2S имеет такую же электронную структуру, как вода. Происхождение H2S:

• выделяется при гниении белков (например, куриного яйца);
• извергается с вулканическими газами;
• накапливается в природных водах, нефти;
• выделяется в пустоты в земной коре.

Почему формула оксида четырехвалентной серы SO2?

Формула диоксида показывает, что один атом серы в молекуле связан с двумя атомами кислорода, каждому из которых необходимо 2 электрона до октета. Возникшая связь является по своей природе ковалентной полярной (ЭО кислорода больше). Валентность серы в этом соединении имеет значение IV (+), потому что 4 электрона атома серы смещаются в сторону двух атомов кислорода. Формулу можно записать так: S2O4, но по правилам нужно сократить на 2. Диоксид при растворении в воде образует ионы слабой сернистой кислоты. Ее соли — сульфиты — сильные восстановители. Газ SO2 служит промежуточным продуктом в

В каких веществах сера проявляет свою высшую валентность?

Оксид SO3 или S2O6 — бесцветная жидкость, при температурах ниже 17°С она твердеет. В соединении SO3 валентность кислорода равна II (-), а серы VI (+). растворяется в воде и образует сильную двухосновную серную кислоту. За большую роль в производственных процессах вещество назвали «хлебом химической промышленности». Важная роль в хозяйстве и медицине принадлежит солям кислоты — сульфатам. Используются кристаллогидрат кальция (гипс), магния (английская или горькая соль).

В образовании разных типов химической связи могут участвовать 1, 2, 3, 4, 6 внешних электронов. Назовем возможные валентности серы, учитывая, что есть редкие и нестабильные соединения: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Вторую положительную валентность элемент приобретает в монооксиде SO. Наиболее распространенные значения II (-), IV (+), VI (+) проявляет сера в составе группы веществ, имеющих промышленное, сельскохозяйственное и медицинское значение. Ее соединения используются в производстве фейерверков.

Большой проблемой остается улавливание отходящих газов, среди которых вредные для человека и окружающей среды IV (+), VI (+) и сероводород. Созданы технологии для переработки этих газообразных отходов и получения из них серной кислоты, сульфатов. С этой целью химические предприятия возводят рядом с металлургическими комбинатами или в одном районе. В результате объем загрязнений сокращается, меньше возникает «сернокислотных дождей».

Химическая связь.

определение химической связи;

типы химических связей;

метод валентных связей;

основные характеристики ковалентной связи;

механизмы образования ковалентной связи;

комплексные соединения;

метод молекулярных орбиталей;

межмолекулярные взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.

Химическая связь имеет электронную природу, т. е. осуществляется за счёт взаимодействия валентных электронов. В зависимости от распределения валентных электронов в молекуле, различают следующие виды связей: ионная, ковалентная, металлическая и др. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по природе.

ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Ионная связь.

Основные положения современной теории ионной связи.

Ионная связь образуется при взаимодействии элементов, резко отличающихся друг от друга по свойствам, т. е. между металлами и неметаллами.

Образование химической связи объясняется стремлением атомов к достижению устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочки (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Образовавшиеся разноименно заряженные ионы удерживаются друг около друга за счёт электростатического притяжения.

Ионная связь не направленная.

Чисто ионной связи не существует. Так как энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, то полного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой разницей электроотрицательностей. Поэтому можно говорить о доле ионности связи. Наибольшая ионность связи имеет место во фторидах и хлоридах s-элементов. Так, в кристаллахRbCl,KCl,NaClиNaFона равна 99, 98, 90 и 97% соответственно.

Ковалентная связь.

Основные положения современной теории ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется между элементами, сходными по свойствам, то есть, неметаллами.

Каждый элемент предоставляет для образования связей 1 электрон, причём спины электронов должны быть антипараллельными.

Если ковалентная связь образована атомами одного и того же элемента, то эта связь не полярная, т. е. общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Если же ковалентная связь образована двумя разными атомам, то общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому, это полярная ковалентная связь .

При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, в результате, в пространстве между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, притягивающая к себе положительно заряженные ядра взаимодействующих атомов, и удерживающая их друг около друга. Вследствие этого снижается энергия системы (рис. 14). Однако при очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи ,l св), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи – Е св.

Рис. 14. Зависимость энергии систем из двух атомов водорода с параллельными (1) и антипараллельными (2) спинами от расстояния между ядрами (Е – энергия системы, Е св – энергия связи,r– расстояние между ядрами,l – длина связи).

Для описания ковалентной связи используют 2 метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом: электроны, находящиеся во внешнем электронном слое обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек:

N: 1s 2 2s 2 p 3 ;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающая два атома, соответствует одной черточке, изображающей ковалентную связь в структурных формулах:

Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота – 3.

По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов:  - связь и  - связь.

 - связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.

Рис. 15. Схема образования  - связей.

 - связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Рис. 16. Схема образования  - связей.

ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

1. Длина связи, ℓ. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.

2. Энергия связи, E min – это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.

3. Дипольный момент связи,,=qℓ. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для неполярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей:

4. Ковалентная связь характеризуется направленностью. Направленность ковалентной связи определяется необходимостью максимального перекрывания в пространстве электронных облаков взаимодействующих атомов, которые приводят к образованию наиболее прочных связей.

Так как эти -связи строго ориентированы в пространстве, в зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу – такой угол называется валентным.

Двухатомные молекулы имеют линейное строение. Многоатомные молекулы имеют более сложную конфигурацию. Рассмотрим геометрию различных молекул на примере образования гидридов.

1. VIгруппа, главная подгруппа (кроме кислорода), Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Те.

S1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 4

У водорода в образовании связи участвует электрон с s-АО, у серы – 3р у и 3р z . Молекула Н 2 Sимеет плоское строение с углом между связями 90 0 . .

Рис 17. Строение молекулы Н 2 Э

2. Гидриды элементов Vгруппы, главной подгруппы: РН 3 , АsН 3 ,SbН 3 .

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

В образовании связи принимают участие: у водорода s-АО, у фосфора - р у, р х и р z АО.

Молекула РН 3 имеет форму тригональной пирамиды (в основании – треугольник).

Рис 18. Строение молекулы ЭН 3

5. Насыщаемость ковалентной связи - это число ковалентных связей, которые может образовывать атом. Оно ограничено, т.к. элемент обладает ограниченным количеством валентных электронов. Максимальное число ковалентных связей, которые может образовывать данный атом в основном или возбуждённом состоянии, называется его ковалентностью.

Пример: водород – одноковалентен, кислород – двухковалентен, азот – трёхковалентен и т. д.

Некоторые атомы могут повышать свою ковалентность в возбуждённом состоянии за счёт разъединения спаренных электронов.

Пример. Be 0 1s 2 2s 2

У атома бериллия в возбужденном состоянии один валентный электрон находится на 2p-АО и один электрон на 2s-АО, то есть ковалентностьBe 0 = 0 а ковалентностьBe* = 2. В ходе взаимодействия происходит гибридизация орбиталей.

Гибридизация - это выравнивание энергии различных АО в результате смешения перед химическим взаимодействием. Гибридизация - условный прием, позволяющий предсказать структуру молекулы при помощи комбинации АО. В гибридизации могут принимать участие те АО, энергии которых близки.

Каждому виду гибридизации соответствует определенная геометрическая форма молекул.

В случае гидридов элементов IIгруппы главной подгруппы в образовании связи участвуют две одинаковыеsр-гибридные орбитали. Подобный тип связи называетсяsр-гибридизация.

Рис 19. Молекула ВеН 2 .sp-Гибридизация.

sp-Гибридные орбитали имеют несимметричную форму, в сторону водорода направлены удлиненные части АО с валентным углом, равным 180 о. Поэтому молекула ВеН 2 имеет линейное строение (рис.).

Строение молекул гидридов элементов IIIгруппы главной подгруппы рассмотрим на примере образования молекулыBH 3 .

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Ковалентность B 0 = 1, ковалентностьB* = 3.

В образовании связей принимают участие три sр-гибридные орбитали, которые образуются в результате перераспределения электронных плотностейs-АО и двух р-АО. Такой тип связи называетсяsр 2 - гибридизацией. Валентный угол приsр 2 - гибридизации равен 120 0 , поэтому молекула ВН 3 имеет плоское треугольное строение.

Рис.20. Молекула BH 3 . sp 2 -Гибридизация.

На примере образования молекулы СH 4 рассмотрим строение молекул гидридов элементовIVгруппы главной подгруппы.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Ковалентность C 0 = 2, ковалентностьC* = 4.

У углерода в образовании химической связи участвуют четыре sр-гибридные орбитали, образованные в результате перераспределения электронных плотностей междуs-АО и тремя р-АО. Форма молекулы СН 4 - тетраэдр, валентный угол равен 109 о 28`.

Рис. 21. Молекула СН 4 .sp 3 -Гибридизация.

Исключениями из общего правила являются молекулы Н 2 О иNН 3 .

В молекуле воды углы между связями равны 104,5 о. В отличии от гидридов других элементов этой группы, вода имеет особые свойства, она полярна, диамагнитна. Все это объясняется тем, что в молекуле воды тип связиsр 3 . То есть в образовании химической связи участвуют четыреsр - гибридные орбитали. На двух орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали взаимодействуют с водородом, на двух других орбиталях находится по паре электронов. Наличие этих двух орбиталей и объясняет уникальные свойства воды.

В молекуле аммиака углы между связями равны примерно 107,3 о, то есть форма молекулы аммиака - тетраэдр, тип связиsр 3 . В образовании связи у молекулы азота принимает участие четыре гибридныеsр 3 -орбитали. На трех орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали связаны с водородом, на четвертой АО находится неподеленная пара электронов, которая обуславливает уникальность молекулы аммиака.

МЕХАНИЗМЫ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный.

Обменный механизм . К нему относят те случаи образования химической связи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществления по одному электрону, как бы обмениваясь ими. Для связывания ядер двух атомов нужно, чтобы электроны находились в пространстве между ядрами. Эта область в молекуле называется областью связывания (область наиболее вероятного пребывания электронной пары в молекуле). Чтобы произошел обмен не спаренными электронами у атомов необходимо перекрывание атомных орбиталей (рис. 10,11). В этом и заключается действие обменного механизма образования ковалентной химической связи. Атомные орбитали могут перекрываться только в том случае, если они обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси (рис. 10, 11, 22).

Рис. 22. Перекрывание АО, не приводящее к образованию химической связи.

Донорно-акцепторный и дативный механизмы .

Донорно-акцепторный механизм связан с передачей неподеленной пары электронов от одного атома на вакантную атомную орбиталь другого атома. Например, образование иона - :

Вакантная р-АО в атоме бора в молекуле BF 3 акцептирует пару электронов от фторид-иона (донор). В образовавшемся анионе четыре ковалентные связи В-Fравноценны по длине и энергии. В исходной молекуле все три связи В-Fобразовались по обменному механизму.

Атомы, внешняя оболочка которых состоит только из s- или р-электронов, могут быть либо донорами, либо акцепторами неподеленной пары электронов. Атомы, у которых валентные электроны находятся и наd-АО, могут одновременно выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов. Чтобы различить эти два механизма ввели понятия дативного механизма образования связи.

Простейший пример проявления дативного механизма - взаимодействие двух атомов хлора.

Два атома хлора в молекуле хлора образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р-электроны. Кроме того, атом Сl- 1 передает неподеленную пару электронов 3р 5 - АО атому Сl- 2 на вакантную 3d-АО, а атом Сl- 2 такую же пару электронов на вакантную 3d-АО атома Сl- 1. Каждый атом выполняет одновременно функции акцептора и донора. В этом и есть дативный механизм. Действие дативного механизма повышает прочность связи, поэтому молекула хлора прочнее молекулы фтора.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

По принципу донорно-акцепторного механизма образуется огромный класс сложных химических соединений - комплексные соединения.

Комплексные соединения - это соединения, имеющие в своем составе сложные ионы, способные к существованию как в кристаллическом виде, так и в растворе, включающие центральный ион или атом, связанный с отрицательно заряженными ионами или нейтральными молекулами ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму.

Структура комплексных соединений по Вернеру.

Комплексные соединения состоят из внутренней сферы (комплексный ион) и внешней сферы. Связь между ионами внутренней сферы осуществляется по донорно-акцепторному механизму. Акцепторы называются комплексообразователями, ими часто могут быть положительные ионы металлов (кроме металлов IAгруппы), имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексообразованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера.

Доноры электронной пары называются лигандами или аддендами. Лигандами являются нейтральные молекулы или отрицательно заряженные ионы. Количество лигандов определяется координационным числом комплексообразователя, которое, как правило, равно удвоенной валентности иона-комплексообразователя. Лиганды бывают монодентантными и полидентантными. Дентантность лиганда определяется числом координационных мест, которые лиганд занимает в координационной сфере комплексообразователя. Например, F - - монодентантный лиганд,S 2 O 3 2- - бидентантный лиганд. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов составляющих ее ионов. Если внутренняя сфера имеет отрицательный заряд – это анионный комплекс, если положительный – катионный. Катионные комплексы называют по имени иона-комплексообразователя по-русски, в анионных комплексах комплексообразователь называется по-латыни с добавлением суффикса –ат . Связь между внешней и внутренней сферами в комплексном соединении – ионная.

Пример: K 2 – тетрагидроксоцинкат калия, анионный комплекс.

2- - внутренняя сфера

2K + - внешняя сфера

Zn 2+ - комплексообразователь

OH – - лиганды

координационное число – 4

связь между внешней и внутренней сферами ионная:

K 2 = 2K + + 2- .

связь между ионом Zn 2+ и гидроксильными группами – ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму:OH – - доноры,Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Типы комплексных соединений :

1. Аммиакаты - лиганды молекулы аммиака.

Cl 2 – хлорид тетраамминмеди (II). Аммиакаты получают действием аммиака на соединения, содержащие комплексообразователь.

2. Гидроксосоединения - лиганды ОН - .

Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Получают гидроксокомплексы действием избытка щелочи на гидроксиды металлов, обладающие амфотерными свойствами.

3. Аквакомплексы - лиганды молекулы воды.

Cl 3 – хлорид гексааквахрома (III). Аквакомплексы получают взаимодействием безводных солей с водой.

4. Ацидокомплексы - лиганды анионы кислот – Cl - ,F - ,CN - ,SO 3 2- ,I – ,NO 2 – ,C 2 O 4 – и др.

K 4 – гексацианоферрат (II) калия. Получают взаимодействием избытка соли, содержащей лиганд на соль, содержащую комплексообразователь.

МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

МВС достаточно хорошо объясняет образование и структуру многих молекул, но этот метод не универсален. Например, метод валентных связей не даёт удовлетворительного объяснения существованию иона
, хотя еще в конце XIX века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода
: энергия разрыва связи составляет здесь 2,65эВ. Однако никакой электронной пары в этом случае образовываться не может, поскольку в состав иона
входит всего один электрон.

Метод молекулярных орбиталей (ММО) позволяет объяснить ряд противоречий, которые нельзя объяснить, используя метод валентных связей.

Основные положения ММО.

При взаимодействии двух атомных орбиталей, образуются две молекулярные орбитали. Соответственно, при взаимодействии n-атомных орбиталей, образуется n-молекулярных орбиталей.

Электроны в молекуле в равной степени принадлежат всем ядрам молекулы.

Из двух образовавшихся молекулярных орбиталей, одна обладает более низкой энергией, чем исходная, это связывающая молекулярная орбиталь , другая обладает более высокой энергией чем исходная, это разрыхляющая молекулярная орбиталь .

В ММО используют энергетические диаграммы без масштаба.

При заполнении энергетических подуровней электронами, используют те же правила, что и для атомных орбиталей:

принцип минимальной энергии, т.е. в первую очередь заполняются подуровни, обладающие меньшей энергией;

принцип Паули: на каждом энергетическом подуровне не может быть больше двух электронов с антипараллельными спинами;

правило Хунда: заполнение энергетических подуровней идёт таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Кратность связи. Кратность связи в ММО определяется по формуле:

, когда К p = 0, связь не образуется.

Примеры.

1. Может ли существовать молекула Н 2 ?

Рис. 23. Схема образования молекулы водорода Н 2 .

Вывод: молекула Н 2 будет существовать, так как кратность связи Кр > 0.

2. Может ли существовать молекула Не 2 ?

Рис. 24. Схема образования молекулы гелия He 2 .

Вывод: молекула Не 2 не будет существовать, так как кратность связи Кр = 0.

3. Может ли существовать частица Н 2 + ?

Рис. 25. Схема образования частицы Н 2 + .

Частица Н 2 + может существовать, так как кратность связи Кр > 0.

4. Может ли существовать молекула О 2 ?

Рис. 26. Схема образования молекулы О 2 .

Молекула О 2 существует. Из рис.26 следует, что у молекулы кислорода имеется два неспаренных электрона. За счет этих двух электронов молекула кислорода парамагнитна.

Таким образом метод молекулярных орбиталей объясняет магнитные свойства молекул.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.

Все межмолекулярные взаимодействия можно разделить на две группы: универсальные испецифические . Универсальные проявляются во всех молекулах без исключения. Эти взаимодействия часто называютсвязью или силами Ван-дер-Ваальса . Хотя эти силы слабые (энергия не превышает восемь кДж/моль), они являются причиной перехода большинства веществ из газообразного состояния в жидкое, адсорбции газов поверхностями твердых тел и других явлений. Природа этих сил электростатическая.

Основные силы взаимодействия:

1). Диполь – дипольное (ориентационное) взаимодействие существует между полярными молекулами.

Ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояния между молекулами и ниже температура. Поэтому чем больше энергия этого взаимодействия, тем до большей температуры нужно нагреть вещество, чтобы оно закипело.

2). Индукционное взаимодействие осуществляется, если в веществе имеется контакт полярных и неполярных молекул. В неполярной молекуле индуцируется диполь в результате взаимодействия с полярной молекулой.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Энергия этого взаимодействия возрастает с увеличением поляризуемости молекул, то есть способности молекул к образованию диполя под воздействием электрического поля. Энергия индукционного взаимодействия значительно меньше энергии диполь-дипольного взаимодействия.

3). Дисперсионное взаимодействие – это взаимодействие неполярных молекул за счет мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электронной плотности в атомах.

В ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ.

4) Силы отталкивания обусловлены взаимодействием электронных облаков молекул и проявляются при их дальнейшем сближении.

К специфическим межмолекулярным взаимодействиям относятся все виды взаимодействий донорно-акцепторного характера, то есть, связанные с переносом электронов от одной молекулы к другой. Образующаяся при этом межмолекулярная связь обладает всеми характерными особенностями ковалентной связи: насыщаемостью и направленностью.

Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом, входящим в состав полярной группы или молекулы и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы, называется водородной связью. Например, молекулы воды можно представить следующим образом:

Сплошные черточки – ковалентные полярные связи внутри молекул воды между атомами водорода и кислорода, точками обозначены водородные связи. Причина образования водородных связей состоит в том, что атомы водорода практически лишены электронных оболочек: их единственные электроны смещены к атомам кислорода своих молекул. Это позволяет протонам, в отличие от других катионов, приближаться к ядрам атомов кислорода соседних молекул, не испытывая отталкивания со стороны электронных оболочек атомов кислорода.

Водородная связь характеризуется энергией связи от 10 до 40 кДж/моль. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их ассоциацию в димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии вещества, но сохраняются и при переходе его в пар.

Например, фтороводород в газовой фазе существует в виде димера.

В сложных органических молекулах существуют как межмолекулярные водородные связи так и внутримолекулярные водородные связи.

Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярные водородные связи. Поэтому вещества с такими связями не образуют ассоциатов, более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры плавления и кипения, чем их изомеры, способные образовывать межмолекулярные водородные связи.