Почему молекулы n2 co и c2h2 называют изоэлектронными?

8 ответов на вопрос “Почему молекулы n2 co и c2h2 называют изоэлектронными?”

  1. MarkHell Ответить

    11 класс
    Условия заданий заочного тура корпоративной олимпиады БГУ 2014 года
    В учебнике О.С. Габриеляна, Г.Г.Лысовой «Химия. 11 класс» на с. 56 предлагается задание: «Почему молекулы N2, СО и С2Н2 называют изоэлектронными?». Включение ацетилена в данный список является ошибочным. Почему? Какая частица будет изоэлектронной указанным молекулам? (3 балла)
    Изоэлектроннсть – не только одинаковое число электронов, но и одинаковое электронное строение. (1 балл) В C2H2 нет неподелённых электронных пар. (1 балл) Примеры частиц: NO+,CN-, C22- (1 балл)
    К 200 г раствора с массовой долей сульфата меди (II) 20 % добавили 300 г раствора с массовой долей щёлочи 5,2 %. Осадок отфильтровали. Его масса оказалась равной 24,5 г. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном фильтрате. (6 баллов)
    СuSO4 + 2MeOH = Cu(OH)2 + Me2SO4. (1 балл) Масса сульфата меди равна 200·0,2 = 40 г. Количество вещества сульфата меди 40/160 = 0,25 моль. Количество вещества гидроксида меди 24,5 / 98 = 0,25 моль. (1 балл) Значит щёлочь в избытке. (1 балл) Её масса 300·0,052 = 15,6 г. Молярная масса должна быть меньше 15,6 / 0,5 = 31,2. Этому условию соответствует гидроксид лития. (1 балл) Масса образовавшегося сульфата лития будет 0,25·110 = 25,7 г. Масса оставшегося гидроксида лития будет 15,6 – 0,5·24 = 3,6 г. (1 балл) Масса раствора 200 + 300 – 24,5 = 475,5 г. Массовые доли сульфата лития и гидроксида лития будут равны соответственно 25,7 / 475,5 = 5,4 % и 3,6 / 475,5 = 0,76 %. (1 балл)

    4846320100965Первый фотоэлемент был созданный русским физиком А. Г. Столетовым. Он представлял собой стеклянный баллон, в центре которого находится металлическое кольцо – анод фотоэлемента. Внутренняя поверхность баллона покрыта слоем светочувствительного металла цезия – катод фотоэлемента. Из баллона выкачан воздух, и он наполнен гелием. Между анодом и катодом включается батарея и гальванометр. При освещении фотоэлемента в собранной цепи течет ток.
    Объясните принцип действия фотоэлемента?
    Как объяснить явление фотоэффекта особенностью строения металлов?
    Почему цезий является светочувствительным металлом? Как это свойство связано со строением атома цезия?
    Зачем из цезиевого фотоэлемента выкачивают воздух?
    Как устроены современные фотоэлементы и где они используются? (6 баллов)
    а. Под действием квантов света из металла выбиваются электроны, которые летят от катода к аноду, замыкая электрическую цепь, в результате в цепи возникает ток. (1 балл)
    б. Металлы легко теряют электроны, так как у них большой атомный радиус и мало электронов на внешнем слое (1 балл)
    в. Цезий щелочной металл. (1 балл)
    г. Цезий способен окисляться кислородом воздуха до пероксида и надпероксида. (1 балл)
    д. Современные фотоэлементы изготавливают из керамики и широко используются в электронике. (1 балл) Указать примеры (1 балл).
    Оптимальные условия действия амилазы – фермента, расщепляющего крахмал: рН = 6,8; Т = 37 оС. Как изменится активность фермента в каждом из следующих случаев (уменьшится или увеличится)? Укажите причину изменения активности.а) рН инкубационной среды равен 5.б) температура инкубации 70 оС.в) в инкубационную среду введён раствор медного купороса.г) в инкубационную среду введён раствор хлорида натрия. (6 баллов)
    Снижение активности в пунктах «а» и «б» из-за изменения структуры фермента (денатурация). (2 балла) Влияние солей на активность фермента: «в»-уменьшение. Ингибитор – катионы меди. (2 балла) «г»- увеличение. Активатор – хлорид ионы. (2 балла)

    Верблюд долгое время может обходиться без воды. Распространено мнение, что запас воды у него содержит горб. Но это неверно: горб верблюда просто большой запас жира. Как этот жир может быть источником воды? Рассчитайте, сколько литров воды может образоваться в теле верблюда из 10 кг жира. При этом для простоты исходите из того, что весь жир представлен трипальмитином. (5 баллов)
    Формула трипальмитина C51H98O6. (1 балл) Расчёт количества образовавшейся воды при полном окислении жира C51H98O6 + [O] = 51CO2 + 49H2O (3 балла). Расчёт массы (10,9 кг) и объема жидкой воды (10,9л).(1 балл)
    Одним из стереотипов в органической химии является утверждение об устойчивости простых эфиров к реакциям гидролиза. Приведите примеры соединений, которые опровергают данный стереотип, напишите уравнения реакций и укажите условия их осуществления. (4 балла)
    Примеры легко гидролизующихся простых эфиров: эфиры винилового спирта, (2 балла) полуацетали, ацетали, дисахариды.( 2 балла)
    Алкильные заместители в ароматическом ядре относятся к ориентантам первого рода, то есть направляют вхождение электрофильных частиц в орто- и пара-положение по отношению к себе. При этом доля продуктов мета-замещения является очень незначительной. Например, при бромировании толуола (в присутствии бромида железа (III)) доля выход м-бромтолуола составляет 0,3%, нитрование толуола нитрующей смесью дает всего 1,2% м-нитротолуола. Однако при алкилировании толуола третбутилхлоридом выход мета-изомера составляет 32%! Объясните данное явление. Какие причины определяют ориентирующее действие заместителей в ароматических молекулах, и какие дополнительные факторы могут повлиять на выход продуктов реакции. (6 баллов)
    Ориентирующие действие заместителей определяется устойчивостью образующихся Q-комплексов (3 балла). Дополнительные факторы: стерический (1 балл), кинетический (температурный) (1 балл) количество реакционных мест (1 балл)
    Купите пузырёк канцелярского силикатного клея, вылейте его в химический стакан и разбавьте водой 1:2. (Если получилась мутная жидкость, то прикройте стакан листом бумаги и дайте отстояться неделю. Затем аккуратно слейте чистый раствор в другой химический стакан) На дно стакана в разные места бросьте небольшое количество кристалликов растворимых солей, например, меди, никеля, марганца, железа. Прикройте стакан листом бумаги и через сутки посмотрите, что происходит на дне стакана. Опишите наблюдения. Объясните наблюдаемое в опыте явление. Техника безопасности: 1) Опыт целесообразно сделать в химической лаборатории под руководством учителя. 2) Берегите глаза! При попадании в глаза силикатного клея нужно немедленно промыть их большим количеством воды и обратиться к врачу! (6 баллов)
    Со дна стакана растут разноцветные «химические водоросли». Цвет «водоросли» определяется цветом соли (4 балла за проведение эксперимента и его грамотное описание). На поверхности кристалла образуется полупроницаемая плёнка силикатов, Через неё за счёт осмоса вода проникает к кристаллу, растворяет часть соли. Набухающая изнутри плёнка рвётся и таким образом «водоросли растут (2 балла за объяснение результатов эксперимента).

  2. Dowyn Ответить

    Из приведенных данных видно, что изоэлектронные молекулы ( например, LiO и ВеО) диссоциируют с затратой примерно одинаковых энергий.
     [9]
    Подобные корреляции, по-видимому, справедливы для изоэлектронных молекул и ионов с однотипными связями.
     [10]

    Свойства галогеноводородов.
     [11]
    Значение возрастания полярности молекул проявляется и в ряде изоэлектронных молекул СН4, NH3, H2O, HF. Резкое снижение температур плавления и кигтения при переходе от Н2О к более полярному HF объясняется тем, что если атом кислорода в воде образует две прочные водородные связи, то атом фтора в HF способен образовать только одну, хотя и более прочную водородную связь.
     [12]

    Этальпии образования газообразных и твердых окислов элементов второго периода из свободных атомов.
     [13]
    Все это говорит о большом сходстве СО и N2 как двух изоэлектронных молекул. Интересно, что и многие физические свойства у СО и N2 сходны между собой.
     [14]
    Их яя – полосы также оказываются сходными с полосами it – изоэлектронных молекул диарилзамещенных дивинил-бензола; в длинноволновой части спектра наблюдается слабая я – полоса.
     [15]
    Страницы:  
       1
       2
       3
       4

  3. RA_ Great Ответить

    Смотреть что такое “изоэлектронный” в других словарях:

    изоэлектронный — изоэлектронный … Орфографический словарь-справочник
    изоэлектронный — изоэлектр онный … Русский орфографический словарь
    ИЗОЭЛЕКТРОННЫЙ РЯД — ряд, составленный из атомов и ионов разл. элементов, имеющих одинаковое число эл нов (напр., водородоподобные атомы, ряд Li, Ве+ , В2+ , . . .); обладают сходными оптич. св вами. Физический энциклопедический словарь. М.: Советская энциклопедия.… … Физическая энциклопедия
    ИЗОЭЛЕКТРОННЫЙ РЯД — ИЗОЭЛЕКТРОННЫЙ РЯД, ряд атомов и ионов различных химических элементов, имеющих одинаковое число электронов. Пример: водородоподобные атомы, ряд Li, Be+, B+2 и т. д. Члены изоэлектронного ряда обладают сходными спектрами и другими оптическими… … Энциклопедический словарь
    изоэлектронный ряд — izoelektronine seka statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. isoelectron sequence; isoelectronic sequence vok. isoelektronische Folge, f; isoelektronische Reihe, f; isoelektronische Reihenfolge, f rus. изоэлектронная последовательность, f;… … Fizikos terminu zodynas
    Изоэлектронный ряд —         ряд, включающий нейтральный атом и ионы с таким же числом электронов, как и у нейтрального атома. Простейший И. р. водородный: Н, Не+, Li2+, Be3+, … Члены И. р. обладают сходными физическими свойствами. (Подробнее см. в ст. Атом.) … Большая советская энциклопедия
    Атом — (от греч. atomos неделимый)         частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род А.,… … Большая советская энциклопедия
    ВОДОРОДОПОДОБНЫЕ АТОМЫ — атом Н и ионы, состоящие из ядра и одного эл на (Не+ , Li2+ , Ве3+ , . . .). Обладают сходными оптич. св вами (см. АТОМ). В физике полупроводников В. а. наз. примесные атомы, у к рых валентность на единицу больше или меньше, чем у атомов осн. в… … Физическая энциклопедия
    ИОН — (от греч. ion идущий), электрически заряж. ч ца, образующаяся при потере или присоединении эл нов атомами, молекулами, радикалами и т. д. И. соответственно могут быть положительными (при потере эл нов) и отрицательными (при присоединении эл нов) … Физическая энциклопедия
    КОБАЛЬТОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ — содержат связь СоЧС. В большинстве известных К. с., в т. ч. в наиб. устойчивых, Со находится в степенях окисления +3, +1, реже 1 и имеет соотв. координац. числа 6, 5 и 4. Степеням окисления (0, + 2, + 4), как правило, соответствуют сравнительно… … Химическая энциклопедия

  4. Kira Ответить




    § 6.3. Единая природа химической связи
    Деление химических связей на типы носит условный характер, так как все они характеризуются определенным единством.
    Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.
    Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.
    В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или «чистые» химические связи).
    Например, фторид лития LiF относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на 80% ионная и на 20% ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.
    В ряду галогеноводородов HF—НС1—HBr—HI—HAt степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной.
    Различные типы химических связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:
    в основаниях — между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь ковалентная полярная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
    в солях кислородсодержащих кислот — между атомами неметалла и кислородом в кислотном остатке — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
    в солях аммония, метиламмония и т. д. — между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
    в пероксидах металлов (например, Na2O2) — связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т. д.
    Различные типы химических связей могут переходить одна в другую:
    при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;
    при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т. д.
    Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая физическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии (табл. 7).
    Таблица 7
    Типы химической связи

    Вопросы и задания к § 6

    Часто встречается выражение: «Молекулы благородных газов одноатомны». Насколько оно соответствует истине?
    Почему, в отличие от большинства элементов-неметаллов, самые яркие их представители — галогены — не образуют аллотропных модификаций?
    Дайте наиболее полную характеристику химической связи в молекуле азота, используя следующие признаки: ЭО связанных атомов, механизм образования, способ перекрывания электронных облаков, кратность связи.
    Укажите тип химической связи и составьте схемы ее образования в веществах, имеющих формулы: Са, CaF2, F2, OF2.
    Напишите структурные формулы веществ: СО, С2Н2, CS2, Н2O2. Определите степени окисления элементов и их валентности (в возможных случаях) в этих веществах.
    Докажите, что все типы химической связи имеют общую природу.
    Почему молекулы азота N2, оксида углерода (II) СО и ацетилена С2Н2 называют изоэлектронными, т. е. имеющими равное число электронов (о каких электронах идет речь, определите самостоятельно)?

  5. Талантливые Нюшата Ответить

    МО для молекул с различными атомами (NO, CO) строятся аналогично, если исходные атомы не очень сильно различаются по величинам потенциалов ионизации. Для молекулы СО, например, имеем:
    .
    Энергии АО атома кислорода лежат ниже энергий соответствующих орбиталей углерода (1080 кДж/моль), они расположены ближе к ядру. Имеющиеся в исходных атомах на внешних слоях 10 электронов заполняют связывающую sсв2s- и разрыхляющую sр2s-орбитали и связывающие  -и pсв2рy,z-орбитали. Молекула СО оказывается изоэлектронной с молекулой N2. Энергия связи атомов в молекуле СО (1105 кДж/моль) даже больше, чем в молекуле азота (940 кДж/моль). Длина связи С–О – 0,113 нм.
    Молекула NO

    имеет один электрон на разрыхляющей орбитали. Вследствие этого энергия связи NO (680 кДж/моль) меньше, чем у N2 или CO. Удаление электрона у молекулы NO (ионизация с образованием NO+) увеличивает энергию связи атомов до 1050–1080 кДж/моль.
    Рассмотрим образование МО в молекуле фтористого водорода HF. Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем у водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем 1s-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий 1s-орбиталь атома водорода и 2s-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 2s-орбиталь фтора становится без изменения энергии МО в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. 2ру- и 2рz
    –орбитали фтора также не могут взаимодействовать с 1s-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязывающими МО. Связывающая и разрыхляющая МО образуются из  1s-орбитали водорода и 2рх-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлектронной связью с энергией 560 кДж/моль.
    Предыдущие материалы:
    Физические свойства молекул  и  ММО
    Описание химической связи в методе молекулярных орбиталей (МО)
    Межмолекулярные взаимодействия
    Водородная связь
    Поляризуемость и поляризующее действие ионов и молекулСледующие материалы:
    Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты,
    основания и соли. Номенклатура неорганических соединений
    Основные типы химических реакций
    Степень окисления и валентность
    Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций

  6. Zulusho Ответить

    Это значение основывается на предположении, что ион CHj в своем основном состоянии имеет линейное строение. Принимая ьо внимание результаты Герцберга и Джонса [533], согласно которым изоэлектронная молекула ВН2 в своем основном состоянии не линейна, вероятно, можно то же самое применить и к иону CHf, и поэтому значение ( СН2), данное в тексте, является только верхним пределом, а, следовательно, верхний предел D ( СП2 – Н) еще лише.
     [31]
    Несмотря на то что это соединение имеет интенсивную полосу в ИК-спектре, его довольно часто применяют для матричной изоляции. Реакционная способность СО ( не намного более высокая, чем у изоэлектронной молекулы азота) удачно использовалась для получения большого числа новых молекул карбонилов металлов при замораживании атомов металлов в матрице окиси углерода ( см. гл. По своим физическим свойствам окись углерода сходна с аргоном и азотом.
     [32]
    Хотя корреляционные диаграммы для молекул с одинаковыми и различными ядрами, представленные на рис. 4.10 и 4.12, выглядят различными, в действительности между ними существует связь, которая получила название принципа изо-злектронности. Этот принцип важен с исторической точки зрения, поскольку первоначально именно с помощью сравнения изоэлектронных молекул удалось получить сведения о последовательности расположения МО по энергии, о чем говорилось выше.
     [33]
    Указанием на наличие я-дативных связей в цианокомплексах металлов может служить способность цианогрупп стабилизиро – ватъ низшие степени окисления металлов, хотя в этом отношений ион CN менее эффективен, чем типичные я-акцепторные лиганды N0 и СО. Последнее обстоятельство связано, по-видимому, с тем, что, в отличие от изоэлектронной молекулы СО, ион CN – имеет отрицательный заряд, понижающий эффективность я-дативного взаимодействия.
     [34]
    Молекула N2 гомонуклеарна, молекула СО составлена из атомов, окаймляющих азот элементов в строке второго периода; партнеры молекулы BF еще дальше отстоят друг от друга в этой строке, и, несомненно, F обладает значительно большим сродством к электрону, чем бор: фтор более электроотрицателен или электрофилен. Постепенное увеличение разности электроотрицательности может отразиться на строении электронного молекулярного облака в этих трех изоэлектронных молекулах, которым приписывают в общем сходное строение, а именно, присутствие кратной тройной связи; последняя состоит из одной а – и двух я-связей.
     [35]

    Уровни энергии атома бора.
     [36]
    Сведения о соединениях системы бор – кислород – фтор в литературе отсутствуют. В Справочник включено простейшее соединение этой системы FBO, существование которого представляется вероятным по аналогии с изоэлектронной молекулой FCN, а также исходя из общих представлений о строении молекул.
     [37]
    Примеры использования концепции изоэлектронности будут даны ниже, в частности при сопоставлении свойств бензола и пиридина. Здесь же будет изложена суть этой идеи для случая двухатомных молекул, образованных атомами элементов первого периода. Двумя изоэлектронными молекулами являются N2 и СО.
     [38]

  7. Doshicage Ответить

    В области перекрывания облаков электронная плотность максимальна, т.е. вероятность пребывания двух электронов в пространстве между ядрами значительно больше, чем в других местах. Возникает система, в которой два ядра электростатически взаимодействуют с парой электронов. Это приводит к выигрышу в энергии, и система становится более устойчивой, образуется молекула. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.
    Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Образование ковалентной связи может происходить за счет собственной неподеленной пары электронов одного атома (иона) – донора и свободной атомной орбитали другого атома (иона) – акцептора. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.
    Образование молекулы аммиака NН3 происходит за счет обобществления трех неспаренных электронов атома азота и одного неспаренного электрона трех атомов водорода с образованием трех общих электронных пар. В молекуле аммиака NН3 у атома азота есть собственная неподеленная пара электронов. 1s–атомная орбиталь иона водорода Н+ не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы NН3 и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной электронной пары атома азота и вакантной орбитали иона водорода с образованием химической связи по донорно-акцепторному механизму и катиона NH4+. За счет донорно-акцепторного механизма валентность азота В=4.
    Образование химических связей по донорно-акцепторному механизму – весьма распространенное явление. Так, химическая связь в координационных (комплексных) соединениях образуется по донорно-акцепторному механизму (см. лекцию 16).
    Рассмотрим в рамках метода ВС характерные свойства ковалентной связи: насыщенность и направленность.
    Насыщенность связи – это способность атома участвовать только в определенном числе ковалентных связей. Насыщенность определяется валентностью атома. Насыщенность характеризует количество (число) химических связей, образуемых атомом в молекуле, и это число называется ковалентностью (или, как в методе МО, порядком связи).
    Валентность атома – понятие, широко используемое в учении о химической связи. Под валентностью понимают сродство, способность атома к образованию химических связей. Количественная оценка валентности при разных способах описания молекулы может отличаться. По методу ВС валентность атома (В) равна числу неспаренных электронов. Например, из электронно-ячеечных формул атомов кислорода и азота следует, что кислород двухвалентен (2s22p4), а азот трех валентен (2s22p3).
    Возбужденное состояние атомов (в.с.). Спаренные электроны валентного уровня при возбуждении могут расспариваться, и переходить на свободные атомные орбитали (АО) более высокого подуровня в пределах данного валентного уровня. Например, для бериллия в невозбужденном состоянии (н.с.) В=0, т.к. на внешнем уровне нет неспаренных электронов. В возбужденном состоянии (в.с.) спаренные электроны 2s2 занимают 2s1 и 2p1 подуровни, соответственно – В=2.
    Валентные возможности р-элементов одной группы могут быть неодинаковы. Это обусловлено неодинаковым числом АО в валентном уровне у атомов элементов, расположенных в разных периодах. Например, кислород проявляет постоянную валентность В=2, т.к. его валентные электроны находятся на 2 энергетическом уровне, где нет вакантных (свободных) АО. Сера в возбужденном состоянии имеет максимальную В=6. Это объясняется наличием вакантных 3d-орбиталей на третьем энергетическом уровне.
    Направленность ковалентной связи. Пространственное строение молекул.Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей (АО). Поскольку АО имеют определенную форму и энергию, то их максимальное перекрывание возможно с образованием гибридных орбиталей. Гибридизация атомных орбиталей позволяет объяснить пространственное строение молекул. Поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью.
    § 3. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение молекул.Часто атомы формируют связи за счет электронов разных энергетических состояний. Так у атомов бериллия Ве (2s12р1), бора В (2s12р2), углерода С (2s12р3) в образовании связей принимают участие s- и р-электроны. Несмотря на то, что s- и р-облака отличаются по форме и энергии, химические связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. Возникает вопрос, каким образом неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи. Ответ на него дает представление о гибридизации валентных орбиталей.
    Согласно теории гибридизации химические связи формируют электроны не «чистых», а «смешанных», так называемых гибридных орбиталей. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) изменяются и образуются АО новой, но уже одинаковой формы и энергии. При этом число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, из которых они образовались.

    Рис. 4.2. Типы гибридизации валентных орбиталей.
    Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют геометрию молекул. Так, при sр-гибридизации АО бериллия Ве возникают две sр-гибридные АО, расположенные под углом 180° (рис. 4.2), отсюда и связи, образуемые с участием гибридных орбиталей, имеют валентный угол 180°. Поэтому молекула ВеCl2 имеет линейную форму. При sр2-гибридизации бора В образуется три sр2-гибридных орбитали, расположенные под углом 120°. Вследствие этого молекула ВCl3 имеет тригональную форму (треугольник). При sр3-гибридизации АО углерода С возникает четыре гибридных орбитали, которые симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, поэтому молекула ССl4 имеет
    также тетраэдрическую форму. Тетраэдрическая форма характерна для многих соединений четырехвалентного углерода. Вследствие sр3 гибридизации орбиталей атомов азота и бора тетраэдрическую форму имеют также NН4+и ВН4–.
    Дело в том, что центральные атомы этих молекул, соответственно, атомы С, N и О образуют химические связи за счет sр3-гибридных орбиталей. У атома углерода на четыре sр3-гибридных орбитали приходится четыре неспаренных электрона. Это определяет образование четырех связей С-Н и расположение атомов водорода в вершинах правильного тетраэдра с валентным углом 109°28¢. У атома азота на четыре sр3-гибридных орбитали приходится одна неподеленная электронная пара и три неспаренных электрона. Электронная пара оказывается несвязывающей и занимает одну из четырех гибридных орбиталей, поэтому молекула Н3N имеет форму тригональной пирамиды. За счет отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле NH3 меньше тетраэдрического и составляет 107,3°. У атома кислорода на четыре sр3-гибридных орбитали приходится две несвязывающие электронные пары и два неспаренных электрона. Теперь уже две из четырех гибридных орбитали заняты несвязывающими электронными парами, поэтому молекула Н2О имеет угловую форму. Отталкивающее действие двух несвязывающих электронных пар проявляется в большей степени, поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды составляет 104,5° (рис. 4.3.).

    Рис. 4.3. Влияние несвязывающих электронных пар
    центрального атома на геометрию молекул.
    Таким образом, метод ВС хорошо объясняет нысыщенность и направленность химических связей, объясняет такие количественные параметры, как энергия (E) и длина химических связей (l), так и валентные углы (j) между химическими связями (строение молекул), что удобно и наглядно демонстрируется на шарико-стержневых моделях атомов и молекул. Метод ВС хорошо объясняет и электрические свойства молекул, характеризующиеся электроотрицательностью атомов, дипольным моментом молекул. Под электроотрицательностью атомов понимается их способность быть более положительными или отрицательными при образовании химической связи, или иными словами способностью притягивать или отдавать электроны, образуя анионы и катионы соответственно. Первая количественно характеризуется потенциалом ионизации (EП.И), вторая – энергия сродства к электрону (EС.Э).
    Таблица 4.1
    Пространственная конфигурация молекул и комплексов АВn
    Тип гибридизации центрального атома А
    Число электронных пар атома А
    Тип молекулы
    Пространственная конфигурация
    Примеры
    связы-вающих
    несвязывающих
    sр
    АВ2
    Линейная
    BeCl2(г), CO2
    sр2
    АВ3
    Треугольная
    BCl3, CO32–
    АВ2
    Угловая
    O3
    sр3
    АВ4
    Тетраэдрическая
    CCl4, NH4, BH4
    АВ3
    Тригонально-пирамидальная
    H3N, H3P
    АВ2
    Угловая
    H2O
    sр3d
    АН5
    Тригонально-бипирамидальная
    PF5, SbCl5
    АВ4
    Искаженная тетраэдрическая
    SF4
    АВ3
    Т-образная
    ClF3
    АВ2
    Линейная
    XeF2
    sр3d2
    АВ6
    Октаэдрическая
    SF6, SiF62–
    АВ5
    Квадратно-пирамидальная
    IF5
    Часто пользуются относительными шкалами электроотрицательности (ЭО) Полинга и Малликена, в последней ЭО есть полусумма EП.И и EС.Э. Значения их приведены в «Практикуме». ЭО по Полингу: H – 2,20; Li – 0,98; Be – 1,57;
    Na – 0,93; Mg – 1,31; K – 0,82; B – 2,04; C – 2,55; N – 3,44; O – 3,44; F – 3,98;
    Al – 1,61; Si – 1,90; P – 2,19; S – 2,58; Cl – 3,16.
    Тем самым мы подходим к пониманию, что ковалентные связи могут быть полярными и неполярными, первые естественно реализуются за счет разных атомов. Более того, чем больше разница в ЭО атомов, тем связь полярнее, смещение электронной плотности вдоль оси химической связи в сторону более электроотрицательных атомов (F, O и др.) приводит к возникновению дипольного момента химической связи (m), равного М = q?r, где q – смещаемый заряд, r– расстояние между положительным и отрицательным зарядом. Ясно, что максимальный дипольный момент, например в ряду галогеноводородов будет у HF – 1,82 и убывает: HCl – 1,07, HBr – 0,79, HI – 0,38; для KF – 8,60. Принято говорить и оценивать полярность связи через выражение ионный характер связи или степень ионности, которую можно выразить в %. Так в молекулах HCl – 17%, а в KF – 83%. При этом следует помнить, что ионная связь имеет место только в кристаллах (NaCl, KF, NaBr), а в растворах имеет место электролитическая диссоциация и гидратация ионов. Но об этом ниже. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на некотором расстоянии друг от друга. Длина диполя
    отвечает диаметру атома и составляет 10–10 м, а заряд электрона =1,6?10–19 Кл, поэтому электрический момент диполя близок к значению 10–29 Кл?м. Электрический момент диполя многоатомной молекулы равен векторной сумме электрических моментов диполей входящих в нее связей. Результат сложения зависит от пространственной структуры молекулы. Например, молекула СО2 имеет симметричное линейное строение за счет sр-гибридизации орбиталей атома углерода О=С=О. Хотя связи С=О имеют сильно полярный характер (m=2,7?10–29 Кл?м), вследствие взаимной компенсации дипольных моментов двух связей С=О молекула СО2 в целом неполярна. По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрический ион SiF62–. Напротив в молекуле Н2О полярные связи Н-О (m=1,58?10–28 Кл?м) располагаются под углом 104°30¢, поэтому электрические моменты двух связей О-Н взаимно не компенсируются и молекула воды является полярной (m=1,84?10–29 Кл?м).
    Неполярная ковалентная связь возникает в гомоядерных молекулах (состоящих из атомов одного элемента). Вследствие одинаковой электроотрицательности атомов в неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Область перекрывания электронных облаков расположена симметрично относительно двух атомов. Типичными неполярными молекулами являются простые газообразные молекулы неметаллов (О2, Н2, Cl2 и т.д.). За счет неполярной ковалентной связи образуются также и кристаллы простых неметаллических веществ, например, алмаз, кремний, германий.
    § 4. Метод молекулярных орбиталей (МО).Согласно методу МО молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и ядер. Метод МО распространяет квантово-механические закономерности, установленные для атомов, на более сложную систему – молекулу. В основе метода МО лежит представление об «орбитальном» строении молекул, т.е. предположение о том, что все электроны молекулы распределяются по соответствующим молекулярным орбиталям (МО). Специфика молекулярных орбиталей в том, что они являются многоцентровыми. Общее число образующихся МО равно общему числу исходных АО.
    Описать молекулу по методу МО – это значит определить тип молекулярных орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по МО. Мы рассмотрим самый простой вариант метода МО, называемый линейной комбинацией атомных орбиталей, сокращенно ЛКАО.
    Согласно методу МО ЛКАО, волновая функция молекулы y±AB представляет собой линейную комбинацию атомных волновых функций yA и yB,
    y±AB = с1yA+с2yB, где c1, c2 – коэффициенты, учитывающие долю участия АО в образовании молекулы.
    Связывающие и разрыхляющие МО. Рассмотрим форму и относительную энергию двухцентровых МО, возникающих при линейной комбинации двух s–AO. Процесс сложения и вычитания двух s–AO показан на рис. 4.4.


    Рис. 4.4. Схема образования МО.
    Рис. 4.5. Энергетическая схема АО и МО в системе из двух атомов водорода.
    При сложении АО образуется двухцентровая МО. Сложение означает, что МО характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами и поэтому энергетически более выгодна, чем исходные АО. Такую МО называют связывающей и обозначают sS. При вычитании функций АО образуется МО, разъединенные области которой направлены в разные стороны от атомов. В этом случае электронная плотность между ядрами равна нулю. Такая МО называется разрыхляющей, она обозначается звездочкой – sS*.
    Перекрывание электронных облаков может осуществляется различными способами (рис. 4.6).

    Рис. 4.6. Схема перекрывания АО.
    1) s-связь возникает при перекрывании s-s, s-p, d-d облаков вдоль по осевой линии, соединяющей центры атомов (линии связи).
    2) p-связи осуществляется при перекрывании py-py, pz-pz и d-d облаков в плоскости перпендикулярно линии связи.
    3) d-связи возникает при перекрывании двух d облаков, расположенных в параллельных плоскостях, перпендикулярных линии связи.
    Молекулы с кратными связями. p- и d-связи могут налагаться на s-связи, вследствие чего образуются молекулы с кратными связями. Например, два атома азота связаны в молекулу за счет трех ковалентных связей (NºN), одна из них s-связь, а две другие – p-связи. В линейной молекуле CO2 каждый из атомов кислорода соединяется с атомом углерода одной d- и одной p-связью:
    .
    Наложением p-связей объясняется увеличение кратности связи в ряду:
    C2H6 — C2H4 — C2H2
    H3C–CH3 H2C=CH2 HCºCH
    Образование МО из АО представляют также энергетической диаграммой (рис. 4.5). Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям исходных АО, а в средней части – энергиям связывающих и разрыхляющих МО.
    Электроны на связывающей и разрыхляющей МО оказывают противоположное влияние на стабильность молекул: каждая занятая электронами разрыхляющая МО компенсирует одну занятую связывающую МО. Поэтому порядок (кратность) связи можно определить следующим образом:

    В отличие от метода ВС по методу МО в химической связи может участвовать нечетное число электронов: один, два, три и т.д. Допускается порядок связи, равный 1/2, 3/2, 5/2 и т.д. Чтобы из АО образовались МО, необходимы следующие условия: а) близкие значения энергии АО, б) значительное перекрывание АО, в) одинаковая симметрия АО относительно оси молекулы.


    Рис. 4.7. Схема образования МО из рх-атомных орбиталей.
    Рис. 4.8. Схема образования связывающей и разрыхляющей p-МО из рz-АО.
    АО могут взаимодействовать друг с другом с образованием МО по s-, p- и d-типу. Перекрывание по s-типу будет происходить при взаимодействии s-АО с образованием sSи sS* МО. Комбинация двух рх-АО происходит также по s-типу, при этом образуются sх-МО (связывающая) и sх*-МО (разрыхляющая) (рис. 4.7). По p-типу могут взаимодействовать р- и d-АО. При взаимодействии двух ру-АО возникает одна связывающая pу-МО и одна разрыхляющая pу*-МО. Аналогично, из двух рz-АО образуются pz-МО связывающая и pz*-разрыхляющая (рис. 4.8).
    Электронные формулы некоторых молекул.Для элементов второго периода перекрывание 1s1 АО незначительно по сравнению с АО внешнего 2-го уровня, поэтому АО 1s1 считают несвязывающими. Переход электронов с АО на МО и их заполнение отражает энергетическая диаграмма молекулы О2 (рис. 4.9).

    Рис. 4.9. Энергетическая диаграмма молекулы О2.
    s-электроны второго уровня 2s1 перейдут с АО на МО с образованием связывающей МО и s2s* – разрыхляющей МО.
    р-электроны перейдут с трех АО 2рх, 2ру, 2рz на МО с образованием -связывающей, на которой размещаются два электрона с АО 2рх, затем с образованием двух p2р-связывающих МО, на которых размещаются четыре электрона С АО (2ру и 2рz). Последние два электрона С АО 2рz в соответствии с правилом Гунда разместятся по одному на двух s2p* разрыхляющих орбиталях.
    В Практикуме показано распределение электронов по МО для гомоядерных молекул элементов 2-го периода и даны количественные характеристики химической связи. Анализ этих данных позволяет сделать следующие выводы:
    В ряду В2–С2–N2 по мере заполнения связывающих МО уменьшается межъядерное расстояние и увеличивается энергия диссоциации молекул, т.е. происходит упрочнение молекул.
    В ряду N2–О2–F2 по мере заполнения разрыхляющих МО, напротив межъядерное расстояние возрастает, а энергия диссоциации уменьшается, следовательно, уменьшается стабильность молекул.
    Удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к возрастанию энергии диссоциации и уменьшению межъядерного расстояния (сравнение данных для молекулы О2 и иона О2+). Удаление электрона со связывающей МО, наоборот, приводит к уменьшению энергии диссоциации и возрастанию межъядерного расстояния, и уменьшению стабильности, о чем и свидетельствует сравнение данных для молекулы N2 и иона N2+.
    Магнитные свойства молекул. Характер распределения электронов по МО позволяет объяснить магнитные свойства молекул. Собственный магнитный момент (парамагнетизм) молекул обусловлен наличием неспаренных электронов. В молекуле кислорода имеется два неспаренных электрона, поэтому она парамагнитна. Методом ВС парамагнетизм молекулярного кислорода объяснить не удается.
    Строение гетероядерных молекул. Метод МО позволяет рассмотреть строение гетероядерных молекул, в состав которых входит два и более атомов различных элементов.
    В молекуле СО (так же как и в молекуле N2) на внешнем уровне находится 10 электронов, в т.ч. 8 электронов на связывающих и 2 электрона на разрыхляющих МО. Порядок связи для молекул СО и N2 равен 3. Это обуславливает сходство в свойствах и параметрах молекул СО и N2.
    Таким образом, метод МО успешно объясняет магнитные и оптические (спектральные) свойства различных молекул. Оба метода (МО и ВС) дополняют друг друга в описании химической связи молекул.
    § 4. Межмолекулярные взаимодействия. Силы взаимодействия между молекулами, впервые исследованные Ван-дер-Ваальсом, имеют в основном электрическую природу. Взаимодействия между молекулами разного типа различны как по величине (порядка 10 кДж), так и по происхождению сил межмолекулярного сцепления.
    Так взаимодействие полярных молекул, обусловленное наличием у них дипольных моментов, характеризуется наибольшей величиной и заключается в ориентации электрических диполей, связанной с понижением энергии поля. Силы взаимодействия между полярными молекулами называются ориентационными.
    При контакте полярных молекул с неполярными в последних возможно возникновение «наведенного», или индуцированного, дипольного момента и взаимодействие сведется к предыдущему случаю, но его силы, называемые индукционными, будут несколько меньше.
    Неполярные молекулы взаимодействуют между собой за счет так называемых «мгновенных диполей», связанных с мгновенным перераспределением зарядов в неполярных молекулах. Как правило, взаимодействие между неполярными молекулами, называемое дисперсионным, значительно слабее рассмотренных выше взаимодействий.
    Лекция 6
    Периодический закон Д.И. Менделеева
    § 1. Основа периодической систематизации элементов. После того, как были открыты многие химические элементы и изучены свойства их соединений, встал вопрос о классификации элементов и систематизации их свойств. Попытки построить классификационные схемы осуществлялись на протяжении всей первой половины XIX в., пока в 1869 г. великий русский ученый Д.И. Менделеев не опубликовал свой «Опыт классификации элементов, основанной на их атомном весе и химическом сродстве» – первый вариант Периодической системы элементов. Объясняя принципы построения Периодической системы, Менделеев сформулировал свой периодический закон следующим образом:

  8. TheBrainAir Ответить

    Задание
    При пропускании смеси пропана и ацетилена через склянку с бромной водой масса склянки увеличилась на 1,3 г. При полном сгорании такого же количества исходной смеси углеводородов выделилось 14 л (н.у.) оксида углерода (IV). Определите массовую долю пропана в исходной смеси.
    Решение
    При пропускании смеси пропана и ацетилена через склянку с бромной водой происходит поглощение ацетилена. Запишем уравнение химической реакции, соответствующее этому процессу:
    НC ≡ СH + 2Вr2 > НСВr2 -СНВr2.
    Таким образом, значение, на которое увеличилась масса склянки (1,3 г) представляет собой массу ацетилена. Найдем количество вещества ацетилена (молярная масса – 26 г/моль):
    n = m / M;
    n (C2H2) = m (C2H2) / M (C2H2);
    n (C2H2) = 1,3/26 = 0,05 моль.
    Запишем уравнение реакции сгорания`ацетилена:
    2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О.
    Согласно уравнению реакции, в неё вступило 2 моль ацетилена, однако, известно, что 0,05 моль из этого количества поглотилось бромной водой. Т.е. выделилось:
    2-0,05 = 0,1 моль СО2.
    Найдем общее количество оксида углерода (IV):
    n = V / Vm;
    nsum(CO2) = V (CO2) / Vm;
    nsum(CO2) = 14/22,4 = 0,625 моль.
    Запишем уравнение реакции сгорания пропана:
    C3Н8 + 5О2 = 3СO2 + 4Н2О.
    Учитывая, что в реакции сгорания ацетилена выделилось 0,1 моль оксида углерода (IV), количество вещества оксида углерода (IV), выделившееся в ходе сгорания пропана равно:
    0,625 — 0,1 = 0,525 моль СО2.
    Найдем количество вещества пропана, вступившего в реакцию горения. Согласно уравнению реакции n(CO2) : n(С3Н8) = 3 : 1, т.е.
    n(С3Н8) = n(CO2) / 3 = 0,525/3 = 0,175 моль.
    Вычислим массу пропана (молярная масса 44 г/моль):
    m = n ?M;
    m(С3Н8) = n(С3Н8) ?M(С3Н8);
    m(С3Н8) = 0,175 ? 44 = 7,7 г.
    Тогда, общая масса смеси углеводородов составит:
    mmixture = m(C2H2) + m(С3Н8) = 1,3+7,7 = 9,0 г.
    Найдем массовую долю пропана в смеси:
    ω = m / mmixture? 100%;
    ω(С3Н8) = m(С3Н8) / mmixture? 100%;
    ω(С3Н8) =7,7/9,0? 100% = 0,856 ? 100%= 85,6%.
    Ответ
    Массовая доля пропана 85,6%.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *