Файл: Учебнометодическое пособие Тюмень, 2018 удк 54 н 24. 1 Рецензенты.docx

Пример: Составьте схему строения атома элемента № 15.

Элемент № 15 – фосфор, химический знак P.

Удобно (для элементов малых периодов главных подгрупп) пользоваться следующей схемой (в ней представлены данные для атома фосфора):

Положение элементов в таблице		Характеристики строения атомов
Порядковый номер	15	Число протонов в ядре Заряд ядра Общее число электронов	15 +15 15
Номер периода	3	Число электронных слоев	3
Номер группы	5	Число электронов на внешнем слое	5
Подгруппа	Главная	Высшая степень окисления Низшая степень окисления	5+ 3–
Схема строения: ядро атома P	+15 +15	Электронные оболочки атома P I II III ) ) ) 2e– 8e– 5e– валентные электроны

3.3. Вопросы для самоконтроля:

1. Строение атома.

2. Состав атомного ядра.

3. Изотопы, изобары.

4. Какие квантовые числа характеризуют энергию электрона в атоме?

5. Каков порядок заполнения орбиталей? Сформулируйте правило Гунда.

6. Дайте современную формулировку периодического закона Д.И.Менделеева. Как его формулировал сам Д.И. Менделеев?
3.4. Контрольные задания

21-30. Составьте электронные формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым ячейкам для указанных в таблице 4 элементов, соответствующих вашему заданию.

Таблица 4

№ задания	Элементы
21	углерод, скандий
22	азот, титан
23	кислород, ванадий
24	фтор, хром
25	алюминий, мышьяк
26	кремний, бром
27	фосфор, калий
28	сера, кальций
29	хлор, бериллий
30	аргон, железо

---

31-40. Проанализируйте изменения величины зарядов ядер, радиусов атомов, электроотрицательностей и степеней окисления элементов в соответствии с вашим вариантом (табл. 5). Каковы закономерности этих изменений при движении по группе сверху вниз или по периоду слева направо? Как изменяется в этом направлении металличность элементов и характер их оксидов и гидроксидов?

Таблица 5

№ задания	Задание
31	элементы 2 периода
32	элементы 3 периода
33	элементы 4 периода
34	элементы 5 периода
35	элементы 4 B группы
36	элементы 2 A группы
37	элементы 4 A группы
38	элементы 5 A группы
39	элементы 6 A группы
40	элементы 7 B группы

---

Глава 4. Химическая связь
4.1. Виды химической связи и основные характеристики.

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.

Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.

Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

а)	H· + ·H   H:H	H-H	H2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		N N	N2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH4+	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

---

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на

• 
  простые (одинарные) - одна пара электронов,
  
• 
  двойные - две пары электронов,
  
• 
  тройные - три пары электронов.
  

Двойные и тройные связи называются кратными связями.

По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную между разными атомами и полярную между одинаковыми атомами. Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары.

Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются  + и  -, например:  .

По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и  -связь.

σ-связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), π-связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).

Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.

Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.

Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.

Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp² и sp³-гибридизация. Например:

sp-гибридизация - в молекулах C

---

₂H₂, BeH₂, CO₂ (линейное строение);

sp²-гибридизация - в молекулах C₂H₄, C₆H₆, BF₃ (плоская треугольная форма);

sp³-гибридизация - в молекулах CCl₄, SiH₄, CH₄ (тетраэдрическая форма); NH₃ (пирамидальная форма); H₂O (уголковая форма).

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов. 

Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны.

Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов. 

Водородная связь- межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:

H—O—H ··· OH₂, H—O—H ··· NH₃, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.

Мерой прочности любой связи является энергия связи.

Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моль вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.

Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.

Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.

4.2. Строение вещества

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные. Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные. По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).

---