Схема электронного строения o2

АЛКАНЫ (ПАРАФИНЫ)

К предельным углеводородам – алканам (парафинам) относятся соединения с открытой цепью, в которых атомы углерода соединены друг с другом простыми (одинарными) связями, а остальные свободные их валентности насыщены атомами водорода. В обычных условиях алканы мало реакционноспособны, откуда возникло их название «парафины» – от лат. parrum affinis – малоактивный.
Члены гомологического ряда предельных углеводородов отвечают общей формуле C n H 2 n +2 . Простейшим представителем насыщенных углеводородов является метан, структурная формула которого.

Строение молекулы метана

Приведенная структурная формула метана не отражает пространственного строения молекулы. Для рассмотрения этого строения необходимо вспомнить о формах электронных облаков и электронном строении атома углерода. Электронное строение атома углерода изображается следующим образом: 1 s 2 2 s 2 2 p 2 или схематически

Как видно, на внешней оболочке имеются два неспаренных электрона, следовательно углерод должен быть двухвалентен. Однако в подавляющем большинстве случаев углерод в органических соединениях четырехвалентен. Это связано с тем, что при образовании ковалентной связи атом углерода переходит в возбужденное состояние, при котором электронная пара на 2 s — орбитали разобщается и один электрон занимает вакантную p -орбиталь. Схематически:

–– ®

В результате имеется уже не два, а четыре неспаренных электрона. Поскольку эти четыре электрона различны (2 s — и 2 p — электроны), то должны бы быть различны и связи у атома углерода, однако однозначно показано, что связи в молекуле метана равнозначны. Оказывается при «смешении» четырех орбиталей возбужденного атома углерода (одной 2 s — и трех 2 p — орбиталей) образуются четыре равноценные sp 3 — гибридные орбитали. Они имеют форму гантели, одна из половин которой значительно больше другой. Вследствие взаимного отталкивания sp 3 — гибридные орбитали направлены в пространстве к вершинам тетраэдра и углы между ними равны 109 ° 28′ (наиболее выгодное расположение).


Рис.1 Модель sp 3 — гибридного состояния электронной оболочки атома углерода.

sp 3 — Гибридизация характерна для атомов углерода в насыщенных углеводородах (алканах) – в частности, в метане.


Рис.2 Схема электронного строения молекулы метана

Из рис.2 видно, что каждая sp 3 — гибридная орбиталь при перекрывании с s — орбиталью атомов водорода образует с ними четыре, так называемые, s — связи. s — Связь – это одинарная ковалентная связь, образованная при перекрывании орбиталей по прямой, соединяющей ядра атомов, с максимумом перекрывания на этой прямой. Атом углерода в молекуле метана расположен в центре тетраэдра, атомы водорода – в его вершинах, все валентные углы между направлениями связей равны между собой и составляют угол 109 ° 28′. Следует отметить, что в молекуле этана ( CH 3 – CH 3 ) одна из семи s — связей (С–С) образуется в результате перекрывания двух sp 3 — гибридных орбиталей атомов углерода.


Рис. 3 . Образование молекулы этана перерекрыванием двух гибридных электронных облаков атомов углерода.

Первые три члена гомологического ряда алканов – метан, этан, пропан – не имеют изомеров. Четвертый член – бутан C 4 H 10 отличается тем, что имеет два изомера: нормальный бутан с неразветвленной углеродной цепью и изобутан с разветвленной цепью.

Вид изомерии, при которой вещества отличаются друг от друга порядком связи атомов в молекуле, называется структурной изомерией или изомерией углеродного скелета .
Число изомеров возрастает с увеличением в молекуле углеводорода числа углеродных атомов. Так, у пентана их 3, у гексана — 5, у гептана — 9, у октана — 18, нонана — 35, а у декана C 10 H 22 – уже 75.
Для изучения структурной изомерии необходимо просмотреть анимационный фильм «Структурная изомерия гексана» (данный материал доступен только на CD — ROM ).
Углеводородные цепи молекул алканов могут вращаться вокруг простых связей, принимать различные геометрические формы и переходить друг в друга. Различные геометрические формы молекул, переходящие друг в друга путем поворота вокруг C – C связей, называются конформациями или поворотными изомерами (конформерами) , а данный вид изомерии – конформационной (поворотной) изомерией.
Для изучения материала по названному виду изомерии необходимо просмотреть анимационные фильмы «Конформационная изомерия этана» и «Конформационная изомерия бутана» (данный материал доступен только на CD — ROM ). Обращаем внимание на то, что тексты, сопровождающие эти фильмы, в полном объеме перенесены в данный подраздел и ниже следуют.

Конформационная изомерия этана

“Поскольку атомы углерода, связанные одинарной, так называемой, s (сигма)- связью, могут свободно вращаться друг относительно друга, «для молекулы этана возможно бесконечное число различных расположений атомов водорода в пространстве. Эти незакрепленные, постоянно меняющиеся расположения атомов в пространстве, называются конформациями.
Конформации отличаются потенциальной энергией, т. к. атомы водорода и связи C –Н отталкиваются друг от друга тем сильнее, чем ближе друг к другу они находятся. Из бесконечного числа конформаций этана можно выделить две предельные: обладающую максимальной энергией, когда атомы водорода при разных атомах углерода наиболее приближены друг к другу (такая конформация называется заслоненной), и обладающую минимальной энергией, когда атомы водорода наиболее удалены друг от друга (такая конформация называется заторможенной). Разность энергий предельных конформаций 12 кДж/моль. Эта величина достаточно велика, чтобы утверждать, что в данный момент времени абсолютное большинство молекул этана находятся в заторможенной конформации. Вместе с тем эта величина слишком мала, чтобы препятствовать вращению одной метильной группы относительно другой.
В более сложных органических молекулах возможна большая разность энергий конформаций и тогда вращение относительно одинарной связи может быть затруднено или отсут c твовать вообще.”

Конформационная изомерия бутана

“Молекула бутана может иметь больше разнообразных конформаций. Наибольшую разность энергий имеют конформации, возникающие при вращении относительно друг друга 2-го и 3-го атомов углерода. Метильные группы значительно сильнее отталкиваются друг от друга, чем атомы водорода, поэтому разность энергий между «заслоненной» и «заторможенной» конформациями больше, чем у этана, и достигает 20 кДж/моль. Этой разности также недостаточно для того, чтобы препятствовать вращению относительно одинарных связей.
Из промежуточных конформаций выделяют «скошенную», когда метильные группы удалены друг от друга, но находятся ближе, чем в «заторможенной» конформации.
Кроме перечисленных выше видов изомерии, для предельных углеводородов, начиная с гептана, характерна и оптическая (зеркальная) изомерия ( например , для метилэтилизопропилметана).

Для знакомства с данным видом изомерии рекомендуем просмотреть анимационный фильм «Механизм реакции бромирования алканов» (данный материал доступен только на CD — ROM ), в котором на примере 3-бром-2,3- диметилпентана – продукта реакции бромирования – затрагивается вопрос оптической (зеркальной) изомерии. В фильме показано, что в результате реакции бромирования метилэтилизопропилметана возможно образование двух продуктов – двух пространственных изомеров, отличающихся друг от друга как несимметричный предмет от своего зеркального изображения.

1) Предельные углеводороды от C 1 до C 11 выделяют фракционной перегонкой нефти, природного газа или смесей углеводородов, получаемых гидрированием угля. Реакции гидрирования угля под давлением, гидрирования окиси или двуокиси углерода в присутствии катализаторов (железо, кобальт, никель) при повышенной температуре имеет важное самостоятельное значение для получения предельных углеводородов.

2) Алканы получают гидрированием непредельных или циклических углеводородов в присутствии катализаторов (платины, палладия, никеля).

(циклопропан) + H2 –– Pd ® CH3 –CH2 –CH3 (пропан)

3) Получение алканов можно осуществить реакцией Вюрца, заключающейся в действии металлического натрия на моногалогенопроизводные углеводородов.

2 CH 3 – CH 2 Br (бромистый этил) + 2 Na ® CH 3 – CH 2 – CH 2 – CH 3 (бутан ) + 2 NaBr

4) В лабораторной практике предельные углеводороды получают декарбоксилированием карбоновых кислот при сплавлении их со щелочами. Так получают метан при нагревании ацетата натрия с гидроксидом натрия.

5) Метан также можно получить гидролизом карбида алюминия.

Физические свойства

В обычных условиях первые четыре члена гомологического ряда алканов – газы, C 5 – C 17 – жидкости, а начиная с C 18 – твердые вещества. Температуры плавления и кипения алканов их плотности увеличиваются с ростом молекулярной массы. Все алканы легче воды, в ней не растворимы, однако растворимы в неполярных растворителях ( например , в бензоле) и сами являются хорошими растворителями.
Физические свойства некоторых алканов представлены в таблице.

Таблица. Физические свойства некоторых алканов

Схема электронного строения o2

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

Смотрите так же:  Воробьева обрывок провода

На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться так: 1s 1 . В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1 . ), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s 2 .

Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2).

Вообще, для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения n.

р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с n = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения n электроны анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s 2 2s 1 . Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+.

В атоме бериллия Ве 0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — Ве 0 при этом окисляется в катион Ве 2+ .

У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19К 2, 8, 8, 1; 38Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d- и 4d- орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23V 2, 8, 11, 2; 26Tr 2, 8, 14, 2; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р ) р-подуровень.

У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень:57Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И.Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона.

Водород и гелий — s-элементы, у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

Элементы второго периода

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р ) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Окончание табл. 2

Li, Ве — в-элементы.

В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали.

Элементы третьего периода

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).

Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными Зd-орбитали.

Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так:
Аr;

2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода

К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd 5 и Зd 10 :

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f- подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s-> 4d -> 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41Nb, 42MO и т.д.

В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-Элементы называют лантаноидами.

5f-Элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55Сs и 56Ва — 6s-элементы;

57Lа. 6s 2 5d 1 — 5d-элемент; 58Се — 71Lu — 4f-элементы; 72Hf — 80Нg — 5d-элементы; 81Тl— 86Rn — 6р-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f подуровней, то есть nf 7 и nf 14 .

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7).

Смотрите так же:  Ограничитель мощности на 150 квт

1) s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;

2) р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп;

3) d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами;

4) f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

1. Что было бы, если бы принцип Паули не соблюдался?

2. Что было бы, если бы правило Хунда не соблюдалось?

3. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.

5. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.

6. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?

Как составлять электронные формулы химических элементов?

Электронная формула химического элемента показывает сколько электронных слоев и сколько электронов содержится в атоме и как они распределены по слоям.

Чтобы составить электронную формулу химического элемента, нужно заглянуть в таблицу Менделеева и использовать полученные сведения для данного элемента. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует количеству электронов в атоме. Число электронных слоев соответствует номеру периода, число электронов на последнем электронном слое соответствует номеру группы.

Необходимо помнить, что на первом слое находится максимум 2 электрона 1s2, на втором — максимум 8 (два s и шесть р: 2s2 2p6), на третьем — максимум 18 ( два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).

Например, электронная формула углерода: С 1s2 2s2 2p2 (порядковый номер 6, номер периода 2, номер группы 4).

Электронная формула натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковый номер 11, номер периода 3, номер группы 1).

Для проверки правильности написания электронной формулы можно заглянуть на сайт www.alhimikov.net.

Электронная формула химического элемента показывает то, как происходит распределение электронов на орбиталях в атоме по энергетическим уровням и подуровням.

Вот что нужно обязательно знать, чтобы правильно составить электронную формулу элемента:

Все орбитали и находящееся на ней электроны характеризуют несколько квантовых чисел.

Среди них в первую очередь стоит выделить числа n и l.

  • n — главное квантовое число, определяет общую энергию электрона на орбитали. Это число характеризует энергетический уровень и может принимать значение от 1 до 7.
  • l — орбитальное квантовое число. Это число характеризует форму орбитали и энергетический подуровень.

Существует 4 вида орбиталей, различающихся своей формой и направленностью в пространстве.

  • s-орбитали (l = 0),
  • p-орбитали (l = 1),
  • d-орбитали (l = 2),
  • f-орбитали (l = 3).

Самое простое строение у s-орбитали, самое сложное — у f-орбитали.

Каждый энергетический уровень содержит n подуровней (то есть чем больше главное квантовое число, тем больше подуровней).

Количество орбиталей, которое может быть на том или ином подуровне, определяется по формуле 2l + 1.

Согласно принципу Паули на одной орбитали может быть максимум 2 электрона (если находится 1 электрон, то он называется неспаренным, если 2 электрона — то это электронная пара).

Таким образом, будет нетрудно посчитать, сколько орбиталей и электронов может включать в себя каждый подуровень.

s-подуровень включает 2 * 0 + 1 = 1 орбиталь и 1 * 2 = 2 электрона.

p-подуровень включает 2 * 1 + 1 = 3 орбитали и 3 * 2 = 6 электронов.

d-подуровень включает 2 * 2 + 1 = 5 орбиталей и 5 * 2 = 10 электронов.

f-подуровень включает 2 * 3 + 1 = 7 орбиталей и 7 * 2 = 14 электронов.

Заполнение орбиталей электронами осуществляется по правилу Клечковского (в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n).

Для составления электронной формулы вам понадобится периодическая система Менделеева. Находите ваш химический элемент там и смотрите период — он будет равен числу энергетических уровней. Номер группы будет соответствовать численно количеству электронов на последнем уровне. Номер элемента будет количественно равен числу его электронов.Так же вам четко надо знать, что на первом уровне есть максимум 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18.

Это основные моменты. Ко всему прочему в интернете (в том числе и нашем сайте) вы можете найти информацию с уже готовой электронной формулой для каждого элемента, так вы сможете проверить себя.

составьте схемы электронного строения атомов кислорода и серы.Определите валентность этих элементов в соединениях H2S, SO2, SO3, NaSO3, CaSO4

Другие вопросы из категории

4)йодид бария и сероводород

Установите соответствия
Название и химическая формула

Читайте также

соответствующему ему гидроксида, укажите их характер.
2. определите элемент, в атомах которого на s-орбиталях имеется всего пять электронов. Напишите электронную формулу атома этого элемента, а также формулы его оксида и соответствующего ему гидроксида.
3.

Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций, составьте схемы электронного баланса:

NH3 + O2 — NO + H2O

Zn + H2SO4(конц.) — ZnSO4 + H2S(стрелочка вверх) + H2O

Помогите пожалуйста, хочу сверить со своими ответами.

кислорода в каждом из этих элементов

строения атома кислорода. подчеркните валентные электроны.обозначьте их точками вокруг символа атома.сколько электронов атома кислорода могут участвовать в образовании связей с атомами водорода? 3. составьте схемы образования химических связейв молекулах н2 и NH3. УКАЖИТЕ ВИД ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ В ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМА КАЖДОГО ЭЛЕМЕНТА.

4. ОПЕШИТЕ КАЧЕСТВЕННЫЙ И КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ АММИАКА NH3

вычислите его относительную молекулярную массу и массовую долю% водорода в аммиаке.

окисления( с примерами веществ);высший оксид,его характер;водородное соединение.
2)Даны следующие вещества : F2,NaF,HF.Напишите названия этих веществ и определите тип химической связи.Покажите направление смещения электронной плотности (электроотрицательности),если она смещена;ответ мотивируйте. Составьте электронные формулы для этих веществ.
3) Над стрелками укажите количество электронов , отданных или принятых атомами химических элементов. В каждом случае укажите является химический элемент окислителем или восстановителем,S(0)=S(+4),O (-1) = O (-2), Cr(+6)=Cr(+3),N(+2)=N(+5),Mn(+7)=Mn(+4).
4)Преобразуйте данные схемы в уравнения реакций , составьте схемы электронного баланса , расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель:
NH3 + O2 = NO + H2O
K + HNO3 = KNO3 + H2

«Азот, строение, свойства»

Разделы: Химия

Тип урока: Урок изложения нового материала.

Цель урока: Конкретизировать знания учащихся о строении атома и ковалентной неполярной связи на примере строения атома азота и молекулы азота. Рассмотреть физические и химические свойства азота в свете ОВР. Показать значение азота как биогенного элемента, познакомить учащихся с нахождением его в природе.

Оборудование: медиопроектор, компьютер, технологические карты на столах учащихся.

Ход урока

1. Вступительное слово учителя

2. Изучение нового материала

2.1. Общая характеристика подгруппы азота (Презентация, слайд №2)

2.2. Строение атома азота (Слайд №3)

2.3. Возможные степени окисления (Слайд №4)

2.4. Строение молекулы азота (Слайд №5)

2.5. Физические свойства азота (Слайд №6)

2.6. Химические свойства (Слайд №7-8)

а) окислительные свойства

б) восстановительные свойства

2.7. Получение азота (Слайд №9)

а) в промышленности
б) в лаборатории

2.8. Применение азота (Слайд №10)

2.9. Круговорот азота в природе (Слайд №11)

3. Самостоятельная работа учащихся по технологическим картам (Приложение №1)

4. Выводы и обобщение по уроку

5. Домашнее задание (Слайд №12)

Задачи к разделу Химическая связь и строение молекул

Здесь собраны задачи к разделу Химическая связь и строение молекул.

Задача 1. Для гидросульфата натрия постройте графическую формулу и укажите виды химической связи в молекуле: ионная, ковалентная, полярная, ковалентная неполярная, координационная, металлическая, водородная.

Решение: NaHSO4

Связь O – Na – ионная

Связь O – S – ковалентная полярная

Связь O – H– ковалентная полярная

Задача 2. Постройте графическую формулу нитрита аммония и укажите виды химической связи в этой молекуле. Покажите, какие (какая) связи «рвутся» при диссоциации. Объясните, что такое водородная связь? Приведите примеры ее влияния на свойства вещества.

Решение. Нитрит аммония — ионная связь

N – H – ковалентно-полярная связь

Между NH4 + и NO2 — — ионная связь

Водородные связи . Такой вид связи возникает с соединениях атома водорода с атомами, имеющими большую электроотрицательность (N, O, F). Образуемые соединения имеют большую полярность, возникает диполь, в котором атом водорода находится на положительном конце. Этот диполь может взаимодействовать с неподеленной электронной парой кислорода (и азота, и фтора), который принадлежит другой или этой же молекуле. Именно такое взаимодействие принято называть водородной сязью.

Водородная связь может быть:

  • межмолекулярная, например, в молекуле воды (H2O), аммиака (NH3), фтористоводородной (плавиковой) кислоты (HF)

  • внутримолекулярная, например, белки, 2-гидроксибензальдегид:

Согласно изменению молекулярных масс в рядах:

HF – HCl – HBr – HJ

температура кипения должна постепенно увеличиваться, однако наблюдаются аномально высокие температуры кипения для воды (H2O), аммиака (NH3), фтористоводородной (плавиковой) кислоты (HF), которые объясняются наличием водородных связей.

Наиболее прочная связь должна быть у фтористоводородной (плавиковой) кислоты (HF) (F наиболее электроотрицательный элемент), однако вода кипит при более высокой температуре, так как у воды две водородные связи.

Смотрите так же:  Схема подключения карбюратора 406 двигатель

Задача 3. Укажите виды химической связи в следующих молекулах: CH3Br, СаО, J2, NH4Cl. Каковы основные свойства данных видов связи?

Решение. CH3Brковалентная связь. Ковалентная связь возникает между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей. Эта связь может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре.

В отличие от ионных соединений, молекулы ковалентных соединений удерживаются вместе за счет «межмолекулярных сил», которые намного слабее химических связей. В связи с этим, ковалентной связи характерна насыщаемость – образование ограниченного числа связей.

Известно, что атомные орбитали ориентированы в пространстве определенным образом, поэтому при образовании связи, перекрывание электронных облаков происходит в определенном направлении. Т.е. реализуется такое свойство ковалентной связи как направленность.

СаОионная связь. Отдельные атомы какого-либо элемента будут стремиться к устойчивой восьмиэлектронной структуре, теряя или приобретая электроны. Атомы, захватившие электроны, имеют отрицательный заряд и называются анионами, атомы, потерявшие электрон, имеют положительный заряд и называются катионами. При встрече анионов с катионами образуется химическая связь, которая называется ионной связью, а соединение — ионным. Ионные соединения образуются, когда связываются атомы с большой разностью электроотрицательностей (более, чем 2,1). Логично предположить, что при соединении металлов с неметаллами, будет возникать ионное соединение с ионной связью, т.к. их электроотрицательности очень различаются.

Ионные соединения часто имеют сходные свойства. Они стремятся образовывать группы, которые, в свою очередь, образуют еще более крупные группировки, типа LinClm. Такие образования называются кристаллами. Это происходит из-за того, что для данного типа связи не характерна направленность и насыщаемость.

J2Ковалентная неполярная связь . Если ковалентная связь в молекуле образована одинаковыми атомами или атомами с равной электроотрицательностью , то такая связь не имеет полярности , т.е электронная плотность распределяется симметрично. Называется она неполярной ковалентной связью. Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

NH4Clдонорно-акцепторная связь. Является частным случаем ковалентной связи, когда один атом выступает в роли донора электронной пары, а другой атом — его акцептором (предоставляет свободную орбиталь). Данную связь часто называют координационной, т.к. она часто возникает при образовании комплексных соединений. При образовании донорно-акцепторной связи электронная оболочка атома-акцептора пополняется парой электронов. В роли доноров и акцепторов кроме атомов и молекул, могут выступать катионы и анионы. При возникновении связи на атоме — доноре возникает эффективный положительный заряд, а на атоме – акцепторе – эффективный отрицательный заряд.

Между NH4 + и Cl — — ионная связь. Между азотом и водородом ковалентная полярная и одна донорно-акцепторная связи.

Задача 4. Какая связь называется s- и какая — p-связью? Какая из них менее прочная? Изобразите структурные формулы этана C2H6, этилена C2H4 и ацетилена C2H2. Отметьте s- и p-связи на структурных схемах углеводородов.

Решение: Взаимное перекрывание облаков может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов.

Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Сигма – связь более прочная, чем Пи – связь.

С-С — σ-связь (перекрывание 2sp 3 -2sp 3 )

С–Н — σ-связь (перекрывание 2sp 3 -АО углерода и 1s-АО водорода)

Двойная связь реализуется наличием 2-х видов связи — σ- и π-связей (хотя она изображается двумя одинаковыми черточками, всегда следует учитывать их неравноценность). σ-Связь образуется при центральном перекрывании sp 2 -гибридизованных орбиталей, а π-связь – при боковом перекрывании лепестков р-орбиталей соседних sp 2 -гибридизованных атомов углерода. Образование связей в молекуле этилена можно изобразить следующей схемой:

С=С — σ-связь (перекрывание 2sp 2 -2sp 2 ) и π-связь (2рz-2рz)

С–Н — σ-связь (перекрывание 2sp 2 -АО углерода и 1s-АО водорода)

Тройная связь реализуется сочетанием σ- и двух π-связей, образуемых двумя sp-гибридизованными атомами.

σ-Связь возникает при центральном перекрывании sp-гибридизованных орбиталей соседних атомов углерода; π-связи образуются при боковом перекрывании лепестков рy-орбиталей и рz-орбиталей. Образование связей в молекуле ацетилена H–C≡C–H можно изобразить в виде схемы:

C≡C — σ-связь (перекрывание 2sp-2sp);

С–Н — σ-связь (перекрывание 2sp-АО углерода и 1s-АО водорода).

Задача 5. Какие силы межмолекулярного взаимодействия называются диполь-дипольными (ориентационными), индукционными и дисперсионными? Объясните природу этих сил. Какова природа преобладающих сил межмолекулярного взаимодействия в каждом из следующих веществ: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?

Решение : Между молекулами может возникать электростатическое взаимодействие. Наиболее универсально – дисперсионное, т.к. оно обусловлено взаимодействием молекул друг с другом за счет их моментальных микродиполей. Их одновременное появление и исчезновение в различных молекулах способствует их притяжению. При отсутствии синхронности молекулы отталкиваются.

Ориентационное взаимодействие появляется между полярными молекулами. Чем больше полярность молекулы, тем сила их притяжения друг к другу сильнее, и тем самым, ориентационное взаимодействие больше.

Индукционное взаимодействие молекул возникает за счет их индуцированных диполей. При встрече двух молекул – полярной и неполярной, происходит деформация неполярной молекулы, что способствует возникновению в ней диполя. Индуцированный диполь способен к притяжению к постоянному диполю полярной молекулы. Индукционное взаимодействие тем больше, чем значительнее электрический момент и поляризуемость молекулы.

Относительный вклад каждого вида взаимодействия зависит от полярности и поляризуемости молекул. Так, чем выше полярность молекулы, тем важнее роль ориентационных сил; чем больше поляризуемость, тем большее влияние дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами обычно играют второстепенную роль.

Из данных веществ ориентационное и индукционное взаимодействие имеет место в полярных молекулах — H2O и NH3. Дисперсионное взаимодействие — в неполярных и малополярных молекулах — HBr, Ar, N2

Задача 6. Приведите две схемы заполнения МО при взаимодействии двух АО с заселениями: а) электрон + электрон (1+1) и б) электрон + вакантная орбиталь (1+0). Определите ковалентность каждого атома и порядок связи. В каких пределах энергия связи? Какие из указанных связей в молекуле водорода H2 и молекулярном ионе ?

а) Рассмотрим, например К2 и Li2. В образовании связи участвуют s – орбитали:

Порядок связи:

б) Рассмотрим, например К2 + и Li2 + . В образовании связи участвуют s – орбитали:

Порядок связи:

Ковалентность каждого атома равна 1.

Энергия связи зависит от числа валентных электронов: чем меньше электронов, тем меньше энергия связи. В К2 и Li2 и К2 + и Li2 + энергия связи лежит в пределах 200-1000 кДж/моль.

В молекуле Н2 реализуется связь типа электрон + электрон, а в молекулярном ионе Н2 +электрон + вакантная орбиталь.

Задача 7. Приведите электронную конфигурацию молекулы NO по методу МО. Как изменяются магнитные свойства и прочность связи при переходе от молекулы NO к молекулярному иону NO + ?

Т.к. у NO, по сравнению с NO + , есть электрон на (π * y), то прочность связи молекулы NO меньше, чем у NO + .

Молекула NO имеет 1 непарный электрон, поэтому она парамагнитна (ориентируется вдоль силовых линий в магнитном поле).

У молекулы NO + все электроны парные, поэтому она диамагнитна (ориентируется перпендикулярно силовым линиям в магнитном поле).

Похожие статьи:

  • Две фазы на выключатель Как подключить двухклавишный выключатель? Не ругайте сильно если тема уже сто первая. Снимаю квартиру, там в большой комнате сломался веревочный выключатель. Люстра двух режимная, из потолка там где была коробка выключателя, торчат три […]
  • Рассчитать сечение высоковольтного кабеля Электрофорум для электриков и домашних мастеров Меню навигации Пользовательские ссылки Объявление Информация о пользователе Вы здесь » Электрофорум для электриков и домашних мастеров » Общий электротехнический форум » Как рассчитать […]
  • Наклейка 220 вольт над розеткой Наклейки на розетки 220 вольт Табличка безопасности "220В". Наклейка на розетку 220 вольт Изготавливаем как обычные так и светящиеся в темноте наклейки (таблички) на розетки 220 вольт. Размеры возможны любые от 1 см на 2см, 2см на 3см и […]
  • Плоская рамка из провода сопротивлением Для того, чтобы оценить ресурс, необходимо авторизоваться. Учебное пособие к практическим занятиям и выполнению индивидуальных домашних заданий по физике включает разделы: "Электростатика" и "Электромагнетизм". Пособие написано с […]
  • Преобразователь из 220 в 120 вольт Преобразователь из 220 в 120 вольт +380442339466 +380632339466 +380958920021 +380979796526 Вас может заинтересовать! Преобразователи 220-110 Вольт от производителя Понижающие автотрансформаторы предназначены для питания переменным […]
  • Выбор провода по мощности сип Выбор сечений изолированных проводов СИП Сечения изолированных проводов СИП до 1 кВ выбирают по экономической плотности тока и нагреву при числе часов использования максимума нагрузки более 4000 - 5000, при меньшей продолжительности […]