Глава 3. СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Свойства простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от атомного веса элементов.

Д. И. Менделеев

3.1. КВАНТОВО-МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА

Орбиталь - область пространства внутри атома, в которой сосредоточена большая часть заряда электрона. Орбиталь рассматривается как совокупность вероятных (примерно 90% возможных) положений электрона. Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геометрическое представление о стационарных состояниях электрона в атоме, подчеркивая тот факт, что состояния электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории.

Изучение атомных орбиталей, рассчитанных с помощью уравнения Шредингера, показало, что характер движения электрона в атоме определяется четырьмя числами - п, l, m, s, получившими общее название квантовых чисел: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n. Это число может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1, 2, 3. Определяет орбитальный радиус и соответствующий главный энергетический уровень E_n. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.

Орбитальным радиусом r_орб называют расстояние от ядра атома до наиболее удаленной точки поверхности, изображающей атомную орбиталь. Для сферической поверхности орбитальный радиус равен радиусу сферы. Для поверхности в виде песочных часов орбитальный радиус равен диаметру одной из составляющих сфер (рис. 3.1).

Главным энергетическим уровнем называют часть энергии атома, определяемой главным квантовым числом п.

Рис. 3.1. Определение орбитального радиуса r_орб для атомных орбиталей разной формы: а - s-орбитали; б - _р-орбитали

Энергия притяжения между электроном и ядром уменьшается обратно пропорционально квадрату главного квантового числа n², а орбитальный радиус r_орб увеличивается пропорционально этой величине. С увеличением числа п электрон в среднем находится все дальше от ядра. При п → ∞ энергия притяжения становится равной нулю, электрон отрывается от ядра. Происходит ионизация атома.

Таким образом, главные энергетические уровни Е_п атома можно определять экспериментально измерением минимальной энергии, необходимой для отрыва электрона от атома. Определяемая таким способом величина называется энергией ионизации атома - I. Это очень важная характеристика атома, от которой зависят его свойства, в частности электроотрицательность. Е_п уменьшается с возрастанием главного квантового числа п и орбитального радиуса r_орб.

Орбитальное квантовое число l. Число l может принимать целочисленные значения: l = 0, 1, 2, п - 1, т.е. максимальное значение l не превышает п - 1, где п - главное квантовое число.

Величина l определяет форму атомной орбитали и орбитальный подуровень энергии E_nl - главного энергетического уровня атома при данном п. При l = 0 форма орбитали сферическая и называется s-орбиталью. При l = 1 орбиталь имеет форму песочных часов (гантели) и называется р-орбиталью. При l = 2 форма орбитали четырехлопастная и называется d-орбиталью.

У р-орбиталей имеется узел, а у d-орбиталей узловые плоскости, где волновые функции равны нулю. Знаки лопастей чередуются. При п = 1 имеется только одна s-орбиталь и отсутствуют другие подуровни энергии и орбитали. При п = 2 имеются 2s (l = 0)- и 2р (l = 1)-орбитали разной ориентации. Им соответствуют энергетические подуровни Е_2s" Е_2р. При п = 3 имеются одна 3s (l = 0)-, 3р (l = 1)- и 3d (l = 2)-орбитали разных ориен-таций. Им соответствуют энергетические подуровни E_3s, Е_3p' E_3d.

Рис. 3.2. Пространственная форма s-, p-, d-атомных орбиталей

Размер атомных орбиталей разной формы возрастает с увеличением п.

Магнитное квантовое число m. Число т принимает целочисленные значения: 0, ±1, ±2, ±l. Определяют ориентацию орбиталей в пространстве, их число на данном орбитальном подуровне E_nl и магнитный энергетический подуровень E_nlm. На каждом орбитальном подуровне Е (l = 1) имеется три п_р-орбитали с ориентацией вдоль осей х, у, z. Например, при п= 2 подуровню E_2l(l = 1) соответствуют орбитали 2р_х(m = ±1), 2р_у(m = -1) и 2р_z(m = 0) (рис. 3.3).

При п = 3 подуровню Е₃₁ (l = 2) отвечают пять орбиталей разных ориентаций.

Рис. 3.3. Ориентация р-атомных орбиталей при разных значениях магнитного квантового числа т

Спиновое квантовое число s. Число s принимает два значения: +0,5 и -0,5. Характеризует собственное вращательное движение электрона. На каждой атомной орбитали двум значениям S = ± 0,5 отвечает вращение по часовой и против часовой стрелки. Соответственно имеются два спиновых подуровня энергии E_nlms.

Четыре квантовых числа n, l, m, s характеризуют различные типы пространственного квантования при движении одного электрона в атоме и определяют соответствующие квантовые энергетические уровни.

Орбиталь φ_nlm и соответствующий энергетический уровень E_nlm, определяемый четырьмя квантовыми числами п, l, m, s, называют квантовым состоянием электрона в атоме.

3.2. СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ

Число электронов в атоме химического элемента определяется зарядом ядра Ze, где Z - номер элемента (число протонов или зарядовое число атома); е - заряд протона, равный по абсолютному значению заряду электрона. Рассмотренные выше квантовые числа точно характеризуют возможные состояния одного электрона в поле ядра. Это - квантовые состояния одноэлектронного иона.

Во всех атомах, кроме водорода, электроны взаимодействуют не только с ядром, но и друг с другом. С помощью уравнения Шредингера можно рассчитать волновые функции атомов с разным числом электронов. Расчеты показывают, что состояния электронов в таких атомах можно также охарактеризовать квантовыми числами n, l, т, s. Взаимодействие между электронами приводит к тому, что происходит их распределение по разным квантовым состояниям. Это распределение определяет строение или конфигурацию электронных оболочек атомов.

Конфигурацию электронной оболочки произвольного атома можно определить путем «заполнения» квантовых состояний одноэлектрон-ного иона на основе принципов или правил заполнения, предложенных В. Паули.

Каждое квантовое состояние можно изобразить на энергетической диаграмме с помощью черты - энергетического уровня E_nlm и соответствующей ему волновой функции атомной орбитали. При построении электронной конфигурации удобно любую орбиталь и соответствующий ей уровень изображать с помощью кружка и черты или квадрата и черты. Это так называемая квантовая ячейка. Кружок с чертой символически обозначает энергетический уровень и соответствующую ему атомную орбиталь. Но и такую энергетическую диаграмму можно упростить, изобразив каждое квантовое состояние (ячейку) одной чертой.

Электронную конфигурацию произвольного атома получают, «заполняя» диаграмму состояний электронами по методу Паули с помощью следующих трех правил:

• принцип минимума энергии: электроны в невозбужденном атоме распределяются по квантовым состояниям таким образом, чтобы суммарная энергия атома Е_ат была минимальна: Е_ат = E_nlm min. Конфигурация, при которой атом обладает минимальной энергией, называют основным или невозбужденным состоянием атома.

• принцип Паули: на одной атомной орбитали (в одной квантовой ячейке) не может быть более двух электронов. В соответствии с принципом Паули на энергетической диаграмме состояний

лений в ячейке изображают электроны с разными значениями спинового квантового числа; • правило Гунда: при наличии нескольких пустых или наполовину заполненных ячеек данного подуровня электроны занимают максимально возможное число пустых ячеек.

Наиболее просто электронная конфигурация представляется в виде электронной формулы атома. Для этого символы заполненных квантовых ячеек записывают в одну строчку с показателем степени, равным числу электронов в ячейке. Символы ячеек записывают в порядке повышения энергетических уровней. Например, для атома азота электронная формула оболочки имеет вид: N - 1s²2s²2px2py2pz, или еще короче: N - 1s²2s²2p³. Очевидно, что сумма степеней при символах должна равняться числу электронов Z в оболочке или номеру элемента. Для азота (Z = 7) эта сумма равна 2 + 2 + 3 = 7. Существенно, что в электронной формуле атома, как и в энергетической диаграмме, отображена последовательность расположения энергетических уровней по высоте: ls < 2s < 3s.

При поглощении энергии один или несколько электронов атома могут перейти на более высокие энергетические уровни. Такой атом называется возбужденным. В возбужденном атоме электроны занимают новые квантовые ячейки, уже не подчиняясь принципу минимальной энергии. Соответственно изменяются энергетические диаграммы и электронные формулы. Для примера - переход атома углерода из основного состояния С - 1s²2s²2p² в возбужденное С* - 1s²2s¹2p³.

3.3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И ЕЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ

Разработка современной модели атома и предсказание на ее основе свойств индивидуальных атомов - очень важные достижения квантовой механики. Однако в земных условиях редко встречаются изолированные атомы. Окружающие нас тела неживой и живой природы состоят из разнообразных молекул.

Молекулы - наименьшие частицы вещества, которые состоят из двух атомов и более и определяют химические свойства вещества.

Перед квантовой механикой стояла задача расшифровки электронного строения молекул и прогнозирования их свойств.

Живые организмы построены из самых разнообразных молекул. Здесь множество низкомолекулярных соединений - аминокислоты, сахара, жиры, неорганические вещества. Здесь и высокомолекулярные соединения - очень сложные молекулы белков, нуклеиновых кислот, составляющих основу жизни.

Химиков всегда интересовал вопрос, почему одни атомы соединяются в молекулы, другие нет? Почему одни вещества устойчивы, другие быстро распадаются? Почему все молекулы даже самого сложного вещества одинаковы? Ответы на все эти вопросы важно знать и биологам, и медикам. Например, идентичность всех молекул ДНК (дезок-сирибонуклеиновая кислота) в организме животного - необходимое условие устойчивости наследственных свойств и причина генетических болезней.

На многие из этих вопросов ответил выдающийся русский химик А.М. Бутлеров (1828-1886), создавший теорию химического строения органических веществ (1861). С этого времени в химию начинают постепенно входить понятия валентность и химическая связь.

Валентностью называют способность атома присоединять определенное число других атомов с образованием молекулы.

Валентность обозначают черточками у символа элемента. Водород (Н-) - одновалентный, кислород (О=) - двухвалентный. Число валентных черточек определяет число химических связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Так, кислород соединяется с двумя атомами водорода, образуя воду Н-О-Н. Углерод может соединяться с четырьмя атомами водорода, образуя метан CH₄, или с двумя атомами кислорода, образуя молекулу углерод диоксида О=С=О. Представления о валентности и химической связи, разработанные в XIX в., широко используют до настоящего времени.

Однако классическая теория валентности носит эмпирический характер. Непонятно, например, почему валентность кислорода равна двум, а водорода - единице. Почему не образуются молекулы гелия? Почему валентность атомов может быть переменной? Природа химической связи была установлена лишь после открытия законов квантовой механики и расчета атомных орбиталей. Только тогда удалось ответить на поставленные и многие другие вопросы.

Химической связью называют совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Свойства химической связи изучают различными методами (с помощью химических методов определяют число связей атомов (валентность) и их реакционную способность.

Длиной химической связи r_c называют величину, измеряемую расстоянием между ядрами связываемых атомов. Характерное значение для одинарной связи r_с = 100 мм.

Прочность химической связи Е_с - величина, измеряемая энтальпией ΔH_c образования связи. В качестве единицы измерения прочности химической связи Е_с используют кДж/моль. Характерное значение для одинарной связи Е_с = 400 кДж/моль. Прочность химической связи определяют с помощью закона Гесса на основе энтальпий реакций, при которых образуется или разрывается изучаемая связь.

Ориентация химической связи α_с - величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол α_с называют валентным. Единица измерения валентного угла α_с - градус. Значение α_с может меняться в пределах от 80 до 180°. Например, для воды α_с равен 104°. Валентные углы определяют на основе данных по рентгеноструктурному анализу и других физических методов.

Полярность химической связи μ_с - величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Электрический момент для двух электрических зарядов +q и - q, равных по абсолютному значению и противоположных по знаку, равен q_r, где r - расстояние между зарядами. Такие два заряда образуют электрический диполь:

Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной электроотрицательностью (ОЭО). В результате на атоме с большим значением ОЭО возникает избыточный отрицательный заряд, а на другом атоме с меньшим значением ОЭО - избыточный положительный заряд.

В качестве единицы измерения полярности химической связи принято использовать внесистемную единицу Дебай 1 D = 3,3•10^-30 Кл•м. Полярность О-Н связи в молекуле воды равна μ(Н₂0) = 1,5 D.

3.4. МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ

При постепенном сближении атомов взаимодействие возрастает и становится особенно большим, когда расстояние между ядрами оказывается меньше 2r_орб. На этом расстоянии электронные орбитали атомов перекрываются. При таком сближении электроны разных атомов водорода уже не могут двигаться независимо. Во-первых, при попадании электрона из одного атома в область перекрывания он может не вернуться, а переходит на ls-орбиталь второго атома. То же может происходить с электроном второго атома.

Таким образом, вследствие перекрывания орбиталей атомы постоянно обмениваются электронами, если их спиновые числа противоположны по знаку. Противоположная направленность спинов обусловлена принципом Паули, который запрещает электронам с одинаковыми спиновыми числами находиться на одной орбитали.

Квантово-механические расчеты показывают, что в результате обмена электронами между атомами возникает сильное притяжение. Такой тип взаимодействия называется обменным. Соответствующую этому взаимодействию обменную энергию обозначают Е_об. Для молекулы водорода обменная энергия составляет примерно 90% всей энергии связи Е_с. По своей сущности обменное взаимодействие электрическое.

Помимо обменного взаимодействия, определенный вклад в энергию химической связи вносят кулоновские силы, действующие между электронами и ядрами, как и между любыми точечными зарядами. Кулоновское взаимодействие возрастает с уменьшением расстояния между зарядами. При сближении атомов водорода энергия электростатического притяжения возрастает, достигая максимума при расстоянии, равном длине связи. При дальнейшем сближении электростатическое притяжение уменьшается вследствие отталкивания ядер, и на малых расстояниях кулоновское отталкивание становится преобладающим. Таким образом, энергия взаимодействия между атомами Н складывается из двух слагаемых: обменной энергии и кулоновской энергии.

Характер взаимодействия между атомами зависит от знака спиновых чисел электронов. Электроны в разных атомах могут характеризоваться одинаковыми по знаку спинами. В этом случае энергия взаимодействия

между атомами всегда положительна. При уменьшении расстояния между атомами растет сила отталкивания, и химическая связь не образуется.

Если спиновые числа электронов в атомах противоположны по знаку, энергия взаимодействия отрицательна, когда расстояние между ядрами не слишком мало. Атомы притягиваются, и образуется химическая связь. На энергетической кривой в этом случае имеется минимум. Энергия, отвечающая минимуму энергетической кривой, равна прочности химической связи Е_с. Для молекулы водорода квантово-механический расчет по методу ВС дает значение Е_с = 350 кДж/моль. Расстояние, отвечающее минимуму энергетической кривой, равно длине химической связи r_с. Для молекулы водорода по методу ВС получают r_с = 80 пм.

Таким образом, расчетные значения прочности и длины химической связи для водорода близки к экспериментальным: Е_с = 430 кДж/моль, r_с = 74 пм. Отсюда можно сделать вывод, что положения метода ВС правильно отражают природу взаимодействий при образовании химической связи.

Квантово-механические расчеты характеристик различных химических связей позволяют сформулировать следующие два основных положения метода ВС о природе химической связи:

1) химическая связь между двумя атомами, которая возникает в результате перекрывания внешних атомных орбиталей и путем обобщения электронов, находящихся на этих орбиталях, называют ковалентной;

2) характеристики химической связи (Е_с, r_с, α_с, μ_с) и ее природа определяются типом перекрывающихся орбиталей атомов.

Длина химической связи. Наиболее наглядная характеристика химической связи - длина химической связи r_с. Химическая связь образуется в результате частичного перекрывания валентных орби-талей. Очевидно, что длина связи r_с должна быть примерно равной сумме орбитальных радиусов, связываемых атомы А и В: r_c(A - В) =

= r_орб.(А)+ r_орб.(В).

Кратные связи. Образование кратных (двойных и тройных) связей также находит объяснение в методе ВС. Например, образование связей в молекуле кислорода О₂ объясняется следующим образом.

Электронная формула 2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹ валентной оболочки атома О указывает на возможность образования двух связей с помощью орбиталей 2р_у и 2p_z. При взаимодействии двух атомов кислорода одна связь образуется в результате перекрывания их орбиталей 2p_z вдоль оси z (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Образование σ-связи

Такая связь называется σ-связью. Связи такого же типа образуются в молекулах Н₂, F₂, HCl.

σ-Связью называют химическую связь, которая образуется в результате перекрывания валентных орбиталей на прямой, соединяющей ядра этих атомов.

Вторая связь между атомами кислорода образуется в результате бокового перекрывания орбиталей 2р_у (рис. 3.5).

Боковое перекрывание не противоречит принципам метода ВС. Такая химическая связь называется π-связью. Тот же тип связи в молекулах этилена, бензола.

π-Связью называют химическую связь между атомами, которая образуется в результате перекрывании валентных орбиталей вне прямой, проходящей через ядра этих атомов.

Таким образом, две химические связи в молекуле кислорода, обозначаемые традиционно двумя черточками О=О, с точки зрения метода ВС имеют разную природу. Одна из связей σ, другая π. Прочность двойной связи E_c (О=О) = 490 кДж/моль существенно выше прочности одинарной связи, Е_с (Н-Н) = 430 кДж/моль (см. рис. 3.5).

Необходимо иметь в виду, что с увеличением кратности длина химической связи уменьшается.

Валентный угол. Помимо расчета прочности Е_с и длины связи важным результатом метода ВС является также предсказание валентных углов.

В соответствии со 2-м положением метода ВС ориентация химических связей определяется типом перекрывающихся атомных орбиталей. s-Орбитали сферически симметричны, и для них степень перекрывания одинакова по всем

Рис. 3.5. Образование π-связи

направлениям. Строго определенным образом ориентированы в пространстве р- и d-орбитали.

Соответственно, высокая степень перекрывания и сильная связь могут обеспечиваться лишь по некоторым направлениям. Это прямое следствие пространственно-квантованного движения электронов в атоме.

3.5. ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ

Таким образом, метод ВС простыми средствами позволяет объяснить возникновение и свойства химических связей во многих соединениях. Но в ряде случаев имеются явные расхождения экспериментальных данных и теоретических предсказаний метода в той его форме, которую предложили В. Гайтлер и Ф. Лондон.

Выдающийся американский ученый нашего времени Л. Полинг предложил усовершенствование метода ВС. Он выдвинул дополнительное положение о возможности гибридизации атомных орбиталей при образовании химических связей.

Гибридизацией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома.

Число гибридных орбиталей равно числу суммируемых орбита-лей φ_i . При образовании молекулы метана складываются 4 орбитали углерода φ_i: 2s, 2р_х, 2р_у, 2р_г В результате получают 4 одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали с различной ориентацией в пространстве. Название гибридных орбиталей определяется числом и типом складываемых орбиталей. В случае метана sp_xp_yp_z = sp³. Соответственно говорят, что имеет место sp³-гибридизация.

Гибридные орбитали данного атома участвуют в образовании циклической связи в соответствии с 1-м положением метода ВС так же, как и обычные: путем перекрывания и обмена электронами с орбита-лями другого атома. sp³-Гибридизация углерода имеет место не только в метане, но и в молекулах других предельных углеводородов - гомологов метана. Кроме углерода, sp³-гибридные орбитали могут иметь атомы других элементов, например бора, азота, кремния.

При образовании непредельных соединений углерода с двойными связями происходит sp²-гибридизация: φ_g = sp² = 2s ± 2р_х± 2р_у.

В этилене С₂Н₄ каждый атом углерода имеет три sр²-гибридные орбитали и одну негибридизированную 2р_z -орбиталь. sр²-Орбитали лежат в одной плоскости. Их «лопасти» ориентированы под углом 120° друг к другу. Атомы углерода связаны двойной связью. Одна

связь σsp² образуется путем перекрывания sр²-орбиталей на прямой, соединяющей ядра атомов С, другая связь πр₁ возникает в результате перекрывания негибридизированных р_z-орбиталей вне этой прямой. Четыре атома водорода образуют одинарные σ-связи путем перекрывания 1s- и sр²-орбиталей.

Таким образом, на основе метода ВС можно сделать ряд предсказаний. Шесть атомов молекулы этилена С₂Н₄ лежат в одной плоскости. Валентные углы одинаковы и равны 120°. В производных этилена замещающие атомы также лежат в одной плоскости. Прочность π-связи велика. Поэтому в обычных условиях вращение около С-С-связи не происходит. В результате возможно существование геометрических цис- и транс-изомеров. Эти теоретические предсказания согласуются с экспериментальными измерениями.

По схеме, описанной для этилена, двойная связь может образоваться между атомами разных элементов. Например, связь С=О в кетонах и альдегидах. При образовании ацетилена (этина) С₂Н₂ и его производных с тройными связями происходит sp-гибридизация: φ_g = sp = 2s ± 2p_x.

В ацетилене каждый атом углерода имеет две sp-гибридные орбитали и две негибридизованные (2р_у и 2р_z) орбитали. sp-Орбитали ориентированы по оси х в противоположных направлениях. Атомы углерода связаны тройной связью. Одна связь asp образуется путем перекрывания sp-орбиталей на прямой, соединяющей ядра атомов С. Две пр-связи возникают в результате перекрывания негибридизованных р-орбиталей вне этой прямой. Два атома водорода образуют одинарные a-связи путем перекрывания 1s- и 2р-орбиталей. Для ацетилена С₂Н₂ метод ВС прогнозирует линейную форму молекулы, при которой все четыре атома лежат на одной прямой. Все валентные углы равны 180°. Тройная связь должна быть более прочной, чем двойная. Эти предсказания подтверждаются экспериментом. Гибридизация атомных орбиталей в комплексных соединениях рассмотрена в главе 7.

3.6. ВОДОРОДНЫЕ СВЯЗИ

Химические связи в молекулах обычно очень прочны, их энергия находится в пределах 100-150 кДж/моль. Кроме этого существуют так называемые водородные связи, прочность которых составляет 10-40 кДж/моль. Длина этих связей соответственно 270-230 пм.

Водородной связью между атомами А и Б называют взаимодействие, осуществляемое атомом водорода, соединенным с А или Б химической

связью. Изображение водородной связи в общем случае имеет вид:

А-Н---Б.

Очевидно, что водородная связь трехцентровая, так как в ее образовании принимают участие три атома. Для возникновения такой связи необходимо, чтобы атомы А и Б обладали большой электроотрицательностью.

Это атомы наиболее отрицательных элементов: азота, кислорода, фтора и хлора. Водородную связь называют:

1) внутримолекулярной, если атомы, соединенные этой связью, принадлежат одной и той же молекуле;

2) межмолекулярной, если атомы, соединенные связью, находятся в разных молекулах.

Внутримолекулярные водородные связи играют важнейшую биологическую роль, так как определяют, например, спиральную структуру полимерных молекул белков. В белках это связи N-Н-О между аминокислотными остатками.

Не менее важны межмолекулярные водородные связи. С их помощью соединены цепи нуклеиновых кислот, образующих двойную спираль. Здесь имеются 2 типа связей между азотистыми основаниями N-H---N и N-Н-О.

Водородные связи достаточно прочны, чтобы выдерживать постоянные удары окружающих молекул и обеспечивать постоянство формы полимерных биологических структур. Вместе с тем при ударах активных молекул водородные связи периодически разрываются, вновь восстанавливаются, обеспечивая протекание различных процессов жизнедеятельности.

3.7. ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ ПОДГОТОВЛЕННОСТИ К ЗАНЯТИЯМ И ЭКЗАМЕНАМ

1. С помощью каких квантовых чисел можно полностью описать состояние электрона в атоме?

2. Что определяет главное квантовое число? Какая связь между числом энергетических уровней и положением элементов в периодической системе?

3. Что характеризует орбитальное квантовое число? Как оно выражается? Объясните понятие «энергетические подуровни», и чему равно максимально возможное число электронов на каждом из подуровней? Какие формы имеют электронные облака s-, p- и d-элементов? Сколько подуровней:

а) на третьем энергетическом уровне - Mg?

б) на четвертом энергетическом уровне - N?

На каком из подуровней второго энергетического уровня электронные облака имеют форму гантели?

4. Какое из квантовых чисел определяет ориентацию электронного облака в пространстве? Сколько пространственных ориентаций возможно для s-, p-, d- и f-электронов? Составьте электронные формулы атомов титана, азота, углерода, марганца, кремния.

5. Укажите характер связей между всеми атомами в следующих веществах: натрия хлорид, NaCl; нитрит-ион, NO₂^-; ион гидроксония, H₃O⁺; аммиак, NH₃; водород, H₂; барий карбонат, BaCO₃?

6. Какие типы химических связей встречаются в комплексных соединениях?

7. Охарактеризовать, исходя из электронного строения атомов s-, p-, d-элементов, их способность к реакциям комплексообразования и расположить их по увеличению этой способности.

8. Перечислить основные типы гибридизации атомных орбиталей, которые могут возникнуть у комплексообразователя в комплексных соединениях и влияние их на геометрию комплексов.

9. Какова природа и причины возникновения химической связи? Назовите основные типы химической связи.

10. Дайте характеристику основным параметрам химической связи.

11. Какие электронные облака принимают участие в образовании σ-связи, π-связи? Приведите примеры.

12. Какие типы гибридизации атомных орбиталей углерода соответствуют строению молекул CH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂?

13. Укажите типы связи в молекуле H₂O₂, значение длины и энергии связи, степени окисления кислорода.

14. Сравните значения валентных углов молекул и объясните характер их изменения в ряду CH₄(109,5°), NH₃(107,3°), H₂O(104,5°).

3.8. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Что определяет главное квантовое число?

а) энергию электрона на уровне и удаленность электронной плотности от ядра;

б) ориентацию орбиталей в пространстве;

в) собственное вращательное движение электрона;

г) энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали.

2. Что характеризует орбитальное квантовое число?

а) собственное вращательное движение электрона;

б) энергию электрона на энергетическом уровне;

в) ориентацию орбиталей в пространстве;

г) энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали.

3. Какое из квантовых чисел определяет ориентацию электронного облака в пространстве?

а) главное;

б) спиновое;

в) орбитальное;

г) магнитное.

4. Какова максимальная емкость p-подуровня?

а) 2;

б) 4;

в) 6;

г) 8.

5. Какова максимальная емкость d-подуровня?

а) 14;

б) 12;

в) 10;

г) 8.

6. В какой молекуле наблюдается sp-гибридизация?

а) СН4;

б) ВеF₂;

в) С₆Н₆;

г) NH₃.

7. Какой тип гибридизации наблюдается в молекуле NH₃, валентный угол равен 107,3°?

^а) sp;₂

б) sp²;

в) sp³;

г) sp³d.

8. Химические связи, энергия которых составляет 10-40 кДж/моль:

а) ионные;

б) ковалентные;

в) металлические;

г) водородные.

9. Валентный угол в молекуле этилена составляет:

а) 120°;

б) 180°;

в) 109°28';

г) 60°.

10. Формулировка «при наличии нескольких пустых или наполовину заполненных ячеек данного подуровня электроны занимают максимально возможное число пустых ячеек» является выражением:

а) принципа минимума энергии;

б) правила Гунда;

в) принципа Паули;

г) положением теории Бутлерова.