ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 01.12.2023
Просмотров: 369
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
СБОРНИК ЗАДАНИЙ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Содержание
| | | |
| | Задание 1. по теме «Строение вещества» | |
| | Задание 2. по теме «Термохимия. Направление химичес- ких реакций» | |
| | Задание 3. по теме «Химическая кинетика и равновесие» | |
| | Задание 4. по теме «Растворы» | |
| | Задание 5. по теме «Растворы электролитов» | |
| | Задание 6. по теме «Гидролиз солей» | |
| | Задание 7. по теме Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимия» | |
| | Задание 8. по теме «Классификация неорганических веществ. Свойства» | |
| | Задание 9. по теме «Комплексные соединения» | |
| | Задание 10. по теме «Свойства элементов и их соединений» | |
ЗАДАНИЕ №1 по теме "СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА"
Таблица 1. Варианты домашнего задания по теме «Строение вещества
| . Номер варианта | Задание 1 | Задание 2.1 | Задание 2.2 | Задание 3.1 (Номер задачи) | Задание 3.2 | ||
| поряд-ковый номер эле-мента | номер электрона в атоме | ||||||
| I | 21 | (1, 3, 10, 15, 20) | CF4; SiF62- | N2; O2 | 1 | Ar; Cu | |
| 2 | 31 | (4,7,21,29,30) | NF3; ICl4+ | F2; O22- | 2 | CCl4; CaCl2 | |
| 3 | 41 | (2, 6, 12 31, 40) | H2O2; PCI6- | H2; CO | 3 | S8; Mg | |
| 4 | 51 | (5.П, 18, 37, 47) | SO3; PO43- | NO; О2 | 4 | P4; CuCl2 | |
| 5 | 22 | (9, 13, 19, 21, 22) | CH3С00Н; PF3CL2 | NО+; C2 | 5 | C2H2Cl2; W | |
| 6 | 32 | (10, 16, 27, 31, 32) | HNO2; C2H6O | F2+; B2 | 6 | NH3; Li3N | |
| 7 | 42 | (14, 21, 28, 33, 39) | CH3CH2OH; SO2 | NО-; Cl2 | 7 | FeCl3; Fe | |
| 8 | 52 | (5, 10, 15, 20,26) | CHCl3; SO42- | HHe; O2+ | 8 | CH3OH; SiO2 | |
| 9 | 23 | ( 4, 8, 12, 17, 22) | HClO3; CO32- | CIF; Be2+ | 9 | CH2O; MgO | |
| 10 | 33 | (17, 21, 23, 29, 32) | CIO2-; SCl4 | N2-; FO | 10 | C2H5OH; K2SO4 | |
| 11 | 43 | (4, 14, 24, 34, 43) | H2Se; COCl2 | NО+; Li2+ | 11 | CH3COOH; SiC | |
| 12 | 53 | (5, 11, 17, 23, 51) | AsH3; NO2 | O2+;He2 | 12 | CH2Cl2; Ni | |
| 13 | 24 | (8,12, 20, 21, 24) | SiCl4; H2SO3 | CN-; N2 | 13 | COF2; MgF2 | |
| 14 | 34 | (3, 7, 13, 20, 32) | SCI2; HNO2 | F2-; O2 | 14 | Ti; TiCl2 | |
| 15 | 44 | (7, 14, 19, 25, 43) | SOCl2; HNO3 | H2-; HCl | 15 | HF; KF | |
| 16 | 58 | (8. 18, 28, 38. 48) | KClO3; SO32-; | C2; CO+ | 16 | BF3; BN | |
| 17 | 24 | (7, 12, 16, 20, 25) | H2SO4; C2H3F | He2+; O2+ | 17 | CH3CHO; Cr | |
| 18 | 35 | (3, II, 19, 31, 34) | SO2; HNO3 | Ne2+; Cl2 | 18 | COCl2; KCl | |
| 19 | 45 | (6, 16, 26, 36, 45) | Na2SO3; HClO4 | HHe+; O2+ | 19 | HCOOH; Ne | |
| 20 | 55 | (21, 23, 27, 37, 48) | CH3С00Н; IBr3 | CO;NH | 20 | Ni; NiCl2 | |
| 21 | 26 | (7, 9, 21, 23, 26) | CH3CH2С00Н; SiF62-; | O2+; Cl2 | 21 | C2H4Cl2; V | |
| 22 | 38 | (31, 33, 35, 37, 38) | P4O10; BrF5 | H2-; NO- | 22 | Br2; KBr | |
| 23 | 46 | (14, 24, 34, 44, 46) | C2H2 ; SF6 | NO+; C2 | 23 | CHCl3; Zn | |
| 24 | 56 | (12, 23, 35, 48, 54) | H2CO3; CH3СООNa | He2+; Ne2+ | 24 | CH3NH2; Ag | |
| 25 | 27 | (3, 13, 17, 21, 26) | HCCl3 ;CH2CICH2СI | HHe; N2+; | 25 | SiF4; Na2S | |
1.Задание 1 по теме: «СТРОЕНИЕ АТОМА»
-
Напишите электронно-графическую формулу атома элемента с указанным порядковым номером. Впишите в таблицу значения квантовых чисел, характеризующих электроны в основном состоянии: (в задании указаны номера электронов в порядке заполнения атомных орбиталей)
-
Номер электрона
Значение квантовых чисел
n
l
ml
ms
Какие из четырех квантовых чисел определяют энергию электрона в атоме? Какие из них характеризуют форму орбитали и её расположение в пространстве?
-
а) Укажите тип элемента (s-, p-, d-, f-), он относится к металлам или неметаллам. Укажите валентные электроны атома данного элемента. Каковы его валентные возможности?
б) Если возбужденные состояния возможны для данного атома, то запишите их с по мощью электронных формул. Если невозможны - объясните почему.
в) Сколько неспаренных электронов имеется в атоме в основном состоянии и сколько – в возбужденном состояниях? Сколько вакантных орбиталей имеется в атоме в основном и возбужденном состояниях?
г) Определите высшую и низшую степени окисления атома данного элемента. Какие свойства - окислительные, восстановительные или и те и другие - будет проявлять атом в высшей, низшей и других степенях окисления?
-
Какие ионы может образовать атом данного элемента? Запишите их электронные формулы. Как изменяются их ионные радиусы? Приведите примеры изоэлектронных частиц. -
Проанализируйте характер изменения первых пяти энергий (потенциалов) ионизации на основании изменения заряда частицы и её радиуса. Запишите схемы происходящих процессов. Подтвердите, по возможности, выводы справочными значениями энергий ионизации. -
а) Определите электронные аналоги элемента и составьте их электронные формулы.
б) Запишите общую электронную формулу валентных электронов для элементов данной подгруппы. Чем объяснить сходство в химических свойствах этих элементов?
в) Как изменяются свойства атомов элементов одной подгруппы (радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства)? Подтвердите свои выводы справочными данными.
-
Как изменяются свойства (см.п.1.5) атомов данного элемента по сравнению с элементами-соседями по периоду? Свои выводы, по возможности, подтвердите справочными данными. -
Рассчитайте эффективный заряд ядра (Zэфф) для внешнего электрона атома данного элемента. Произведите аналогичные расчеты для элементов-соседей по периоду и по подгруппе и сделайте соответствующие выводы о характере изменения Zэфф в периоде и по подгруппе. Как сказывается это изменение на свойствах атомов?
Пример решения задания 1.
Вам выдано домашнее задание в виде нескольких чисел, например, 20 (2,4,6,18,19). Первая цифра означает № элемента в Периодической системе. Следовательно, элемент №20 -кальций, химический символ "Са". Цифры в скобках указывают номера электронов в оболочке атома калъция, состояние которых надо охарактеризовать с помощью четырех квантовых чисел. Теперь переходим к выполнению задания 1 по пунктам 1 - 6.
Решение:
1.1. Запишем электронно-графическую формулу атома элемента №20, найдем и подчеркнем указанные в задании пять электронов в его оболочке (пользуясь правилом Гунда):
а) полная электронная формула: 20Ca 1s2 2s2 2p63s23p64s2
б) краткая электронная формула: 20Ca [Ar]4s2
в) электронно-графическая формула
Определим квантовые числа для заданных электронов в атоме кальция и составим таблицу 2.
Таблица 2 Значения квантовых чисел для электронов в атоме кальция.
| Номер электрона | Значения квантовых чисел | |||
| n | l | ml | ms | |
| 2 | 1 | 0 | 0 | -1/2 |
| 4 | 2 | 0 | 0 | -1/2 |
| 6 | 2 | 1 | 0 | +1/2 |
| 18 | 3 | 1 | +1 | -1/2 |
| 19 | 4 | 0 | 0 | +1/2 |
При определении ml исходим из предположения, что орбитали каждого подуровня заполняются в порядке увеличения m
l от наименьшего отрицательного значения к наибольшему положительному т.е. при l=1 ml изменяется [–1,0.1], следовательно, для p-подуровня
-1
0
1
px py Pz
для d-подуровня
-2
-1
0
1
2
При определении ms условно принимаем направление стрелочки вверх за положительное значение спинового квантового числа, то есть ms= + ½; вниз - за отрицательное, то есть ms = - l/2.
1.2. Существует четыре типа элементов s-, p- ,d- f- . Валентные электроны – это электроны внешнего электронного слоя, а также неспаренных электронов предвнешнего подуровня, который заполняется в данном атоме. Таким образом, валентные электроны Са – 4s2 , и следовательно, Са - s- элемент, металл. В основном состоянии кальций о-валентен, так как не имеет неспаренных электронов. Возбуждение возможно, так как на внешнем уровне есть вакантные орбитали: 20Са* 1s22s22p63s23p64s14p1.
Ca*…4s 4р
В возбужденном состоянии атом кальция содержит два неспаренных электрона, поэтому в соединениях кальций двухвалентен.
Таблица 3. Валентные возможности атома кальция
| Показатель | Основное состояние | Возбужденное состояние |
| Число неспаренных | нет | 2 |
| Число вакантных орбиталей | 15(4px4py4pz;4d; 4f) | 14 (4py 4pz; 4d; 4f) |
| Высшая степень окисления | - | +2 |
| Низшая степень окисления | 0 | - |
1.3. Характерные степени окисления элементов, его валентности и наиболее устойчивые ионы, которые он может образовать, определяются конфигурацией валентных электронных слоев.. Атом кальция может образовать только ион Са2+, так как на внешнем слое у него только 2 валентных электрона. Его электронная формула 1s22s22р63s23р6; ионный радиус составляет 0.97А.
Изоэлектронными являются частицы, имеющие одинаковую электронную конфигурацию. Поэтому изоэлектронными по отношению к иону Са2+ будут следующие частицы:
| | | |
| 19 | К+ | 1s22s22p63s23p6 |
| 18 | Аг | ls22s22p63s23p6 |
| 17 | Cl- | 1s22s22p63s23p6 |
| 16 | S2- | ls22s22p63s23p6 |
| 21 | Sс3+ | 1s22s22p63s23p6 |
| 22 | Ti4+ | 1s22s22p63s23p6 |
При ответе на этот вопрос для d– и f- элементов, полезно просмотреть учебную литературу по химии элементов.
1.4. Запишем схемы процессов последовательного отрыва пяти электронов от атома кальция, которым соответствуют первые пять энергий (потенциалов) ионизации:
Са° - е = Са+ I1 = 6.11 эВ
Са+ - е = Са2+ I2 = 11.87 эВ
Са2+ - е = Са3+ I3 = 51.0 эВ
Са3+ - е = Са4+ I4 = нет данных
Са4+ - е = Са5+ I5 = нет данных
С отрывом каждого последующего электрона увеличивается заряд частицы от 0 до +5 и уменьшается её радиус, так как при одном и том же заряде ядра число электронов убывает, и оставшиеся сильнее притягиваются к ядру. Поэтому каждый последующий потенциал больше, чем предыдущий. Резкое увеличение потенциала ионизации происходит при отрыве электрона с внутреннего уровня, например, сравним I3 = 51,0эВ >> I2 = 11,87эВ
1.5. Электронными аналогами являются элементы, имеющие подобные конфигурации валентных электронных слоев. Они могут быть описаны общей электронной формулой и являются элементами одной подгруппы Периодической системы.
Электронные аналоги кальция: Be, Mg, Sr, Ba, Ra. Общая электронная формула валентных электронов: Э ...ns2. Все элементы - металлы, относятся ко 2 группе, главной подгруппе. Радиусы атомов элементов с увеличением заряда ядра в подгруппе (в направлении сверху вниз) увеличиваются, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность в этом направлении уменьшается, восстановительная способность увеличивается (таблица 4).
Таблица 4. Изменение свойств атомов элементов одной подгруппы.
| Элемент | Атомные радиусы, rат. Ао | Энергия ионизации I1, эВ | Энергия сродства к е Е, эВ | Электроотрицательность (по Полингу) |
| Be | 1,13 | 9,32 | 0,19 | 1.5 |
| Mg | 1,60 | 7,64 | -0,32 | 1.2 |
| Са | 1,95 | 6,11 | - | 1,0 |
| Sr | 2,15 | 5,69 | - | 1,0 |
| Ва | 2.21 | 5,21 | - | 0,9 |
| Rа | 2,35 | 5,28 | - | - |
1.6. Элементами-соседями кальция по периоду являются К и Sс. Их свойства приведены в таблице 5.
Таблица 5. Изменение свойств атомов элементов одного периода.
| Свойства | Элементы | ||
| К (К+) | Ca(Ca2+) | Sc(Sс3+) | |
| Атомные радиусы, А0 | 2,31 | 1,97 | 1,6 |
| Ионные радиусы, А0 | 1,33 | 0,97 | 0,81 |
| Энергия ионизации I1, эВ | 4,34 | 6,11 | 6,54 |
| Энергия сродства к е-, эВ | 0,82 | - | - |
| Электроотрицательность (по Полингу) | 0,80 | 1 | 1,3 |
увеличиваются окислительные свойства ионов
у
величиваются восстановительные свойства металлов1.7. ZЭфф = (Z - S), где Z- заряд ядра, S- постоянная экранирования. Существуют эмпирические правила, позволяющие оценить постоянную экранирования для любого электрона в атоме:
а) электроны на более высоких энергетических уровнях, чем рассматриваемый электрон, не дают никакого вклада в экранирование;
б) каждый электрон, находящийся на том же энергетическом уровне, что и рассматриваемый электрон, дает вклад 0,35 в постоянную экранирования;
в) каждый электрон на предшествующем внутреннем энергетическом уровне вносит в постоянную экранирования вклад 0.85; однако, если рассматриваемый электрон относится к d- или f-типу, вклады от электронов предшествующего уровня считаются равными 1,00;
г) вклады в постоянную экранирования от электронов, находящихcя на более глубоких энергетических уровнях, полагаются равными 1,00.
Пример 1. Определить Zэфф для внешнего электрона 6sI атома Cs.
Решение:
55Cs Is22s22p63s23p64s23d104p65s24dI05p66sI
Zэфф = 55 - (8*0.85) - (46 · 1,00)= +2.2
Пример 2. Определить Zэфф для внешнего электрона атома Ca.
Решение:
20Са ls22s22p63s23p64s2
Zэфф = 20 - (1·0,35) - (8·0,85) - (I0· 1,00) = +2,85
-
ЗаданиЯ по теме:
«КОВАЛЕНТНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ЧАСТИЦ».
2.1. Опишите строение предложенных в варианте задания молекул и молекулярных ионов по методу валентных связей (МВС).
а) Составьте структурную формулу.
б) Определите геометрию молекулы (молекулярного иона) по методу
отталкивания валентных электронных пар.
в) Определите полярность связей и полярность молекулярной частицы.
г) Объясните, как образуются связи:
- укажите какие связи (σ, π) в молекулярной частице;
- механизм образования (обменный или донорно-акцепторный);
- из каких частиц (атомов, ионов) формируется молекулярная частица;
- составьте электронно-графические формулы валентных электронов (в
основном и возбужденном состояниях);
- определите тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома;
-
составьте схему перекрывания атомных орбиталей, при образовании
σ – связей;
- опишите, как образуются π- связи.
Пример
Описать строение молекулы NH3 по методу валентных связей (МВС).
Решение: Составим электронные формулы атомов.
7N 1s22s22p3 валентные электроны 2s22p3;
1H 1s1 валентный электрон
Атом азота имеет три неспаренных электрона и четыре валентные атомные орбитали. Возбужденное состояние для него энергетически невыгодно, так как в валентном уровне нет свободных орбиталей. Валентность атома азота в соединениях может быть 3 или максимально – 4. У атома водорода один неспаренный электрон и его валентность в соединениях только 1.
Атом N является центральным, вокруг которого координируются атомы Н.
Можно записать структурную формулу молекулы NH3.
Атом азота находится в основном состоянии. Три неспаренных электрона образуют три ковалентные σ- связи по обменному механизму. В образовании связей у атома азота принимают участие одна s-орбиталь и три p-орбитали (с учетом неподеленной пары электронов). Следовательно, должна наблюдаться sp3- гибридизация валентных атомных орбиталей атома азота.
σ-Связи N-H образуются по обменному механизму перекрыванием sp3-гибридных атомных орбиталей атома азота и 1s-орбиталей атомов водорода.
sp3 –Гибридные атомные орбитали ориентированы из центра тетраэдра к его вершинам, под углом 109°28'. Одна из вершин «тетраэдра» (в направлении неподеленной электронной пары) остается свободной. Таким образом, молекула NH3 имеет геометрическую форму треугольной пирамиды, вершиной которой является атом азота, а в основании находятся атомы водорода. Валентный угол между связями HNH должен составлять 109°28'.
Степень ионности связи N-H находим на основании таблиц 6 и 7. Чем выше различие в ЭО, тем в большей степени cвязь приближается к ионной. Например, для связи Н-F: ΔЭО = 4-2,1=1,9; следовательно, связь полярно-ионная на 50%.
Рассчитаем ионность связи N-H. Значение ∆ЭО=0,9 находится между значениями 0,6 и 1,2. Разница 1,2-0,6=0,6 единиц, разница степени ионности: (25 – 7 = 18). Разница ∆ЭО в нашем случае: (0,9 - 0,6 = 0,3). На разность ∆ЭО = 0,3 приходится разность степени ионности, рассчитанная по пропорции:
0,6 - 18 х=9.0,3 - х
Прибавляем 9 к меньшему значению 7 и получаем степень ионности связи N-H: (7 + 9=16%).
Так как σ -связи молекулы полярные и молекула NH3 имеет несимметричное строение, то суммарный дипольный момент молекулы не равен 0 (μ≠0), т.е. молекула NH3- полярная и ее можно представить, как диполь, в котором избыточный отрицательный заряд находится на азоте, а положительный на атомах водорода.
Теоретический валентный угол HNH (без учета гибридизации) равен 90°, но так как наблюдается sp3-гибридизация, валентный угол должен приблизиться к 109°28', справочные данные -107°.
Таблица 6. Определение степени ионности связи
| ΔЭО | 0 | 0,6 | 1,2 | 1,8 | 2,2 | 2,6 |
| Степень ионнос-ти связи, % | 0 | 7 | 25 | 47 | 61 | 74 |
Таблица 7. Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)
| Н 2,2 | | ||||||||||||||||
| Li 1,0 | Be 1,6 | | В 1,8 | C 2,5 | N 3,0 | O 3,4 | F 4,0 | ||||||||||
| Nа 0,93 | Mg 4,3 | | Al 1,6 | Si 1,9 | P 2,2 | S 2,6 | Cl 3,2 | ||||||||||
| K 0,82 | Ca 1,0 | Sc 1,4 | Ti 1,5 | V 1,6 | Cr 1,7 | Mn 1,6 | Fe 1,8 | Co 1,9 | Ni 1,9 | Cu 2,0 | Zn 1,6 | Gd 1,8 | Ge 2,0 | As 2,2 | Se 2,6 | Br 3,0 | |
| Rb 0,82 | Sr 0,9 | Y 1,2 | Zr 1,5 | Nb 1,6 | Mo 2,2 | Tc - | Ru 2,2 | Rh 2,3 | Pd 2,2 | Ag 1,9 | Cd 1,7 | In 1,6 | Sn 1,8 | Sb 2,0 | Te 2,1 | I 2,7 | |
| Cs 0,79 | Ba 0,9 | | Pt 2,3 | Au 2,5 | Hg 2,0 | Tl 2,0 | Pb 2,3 | Bi 2,0 | PO - | | |||||||
Геометрия основных типов молекулярных структур приведены в табл. 8
Таблица 8. Геометрия основных типов молекулярных структур
| Число сте-реоактив-ных электр. пар | Расположение электронных пар | Число связываю-щих элек-тр. пар | Число не-поделен-ных пар | Геометрия молекулы | Примеры |
| 1 | линейное | 2 | 0 | линейная =Х= линейная  | СO2, N2O, HCN |
Продолжение
| 2 | треугольное равностороннее | 3 2 | 0 1 | плоская треугольная  изогнутая  | SO3, BF3, СН2О CO32-,NO3- SO2, NO2- |
| 3 | тетраэдрическое | 4 3 2 | 0 1 2 | тетраэдричес-кая  тригональная пирамидальная изогнутая  | CH4, NH4+ SO42- BF4- NH3, ClO3-, SO32- PCl3 H3O+ H2O ClO2- |
| 4 | тригональное бипирамидальное | 5 4 3 2 | 0 1 2 3 | тригональная бипирамидаль-ная  «ходульная»  Т-образная  линейная | PCl5 SbCl5 SF4 TeCl4 ClF3 BrF3 XeF2 J3- |
| 5 | октаэдрическое | 6 5 4 | 0 1 2 | октаэдрическая  пирамидальная квадратная  плоская квадратная  | SF6 SiF2- PF6- BrF5,ХeOF4, SbCl5 BrF4-, ХeF4 |
Задание 2.2 строение молекул и ионов по методу молекулярных орбиталей
Рекомендуемая последовательность описания молекул по методу МО:
а). Постройте энергетические диаграммы для исходных атомов.
Составьте электронно-графические формулы валентных электронов атомов (ионов), образующих молекулярную частицу.
б). Определите атомные орбитали (АО), при перекрывании которых образуются МО. Следует помнить, что не любое перекрывание АО ведет к образованию МО. Для этого необходимо учитывать расположение АО в пространстве и разность энергий АО, образующих МО. Не могут эффективно перекрываться АО, разность энергий которых больше 15-20 эВ. (табл.9).
Таблица 9 Разность энергий между атомными 2s - и 2р-орбиталями:
| E2р-E2s | эв | Li | Be | B | C | N | O | F | |
| 1,85 | 3,36 | 5,75 | 8,77 | 12,39 | 16,53 | 21,54 | | ||
 | 178 | 324 | 554 | 846 | 1195 | 1595 | 2078 | |
в). Составьте энергетическую диаграмму молекулярных орбиталей для молекулярной частицы.
г) Распределите валентные электроны по молекулярным орбиталям в соответствии с принципом Паули, правилом Гунда и принципом наименьшей энергии.
д). Составьте электронную формулу для молекулярной частицы.
е). Рассчитайте порядок связи. Ответьте, существует ли такая частица и устойчива ли она?
ж). Сравните энергию ионизации молекулярной частицы и исходных атомов (ионов).
з). Предскажите, какие свойства – парамагнитные или диамагнитные – проявляет молекулярная частица?
Пример. Описать строение молекулярного иона N2+ по методу МО
Решение:
а). Электронно-графические формулы валентных электронов исходных атома N и иона N+ (рис.1).
Рис.1 Энергетическая диаграмма исходных частиц
б). Связи в молекулярных частицах образуются за счет взаимодействия внешних валентных атомных орбиталей 2s и 2р подуровней. Атомные орбитали Is-подуровня и МО, образованные ими, не учитываются и на диаграмме не указаны (рис.2)
При перекрывании 2s орбиталей образуются σ2s связывающая, σ2s* разрыхляющая МО(σ2s*).
Из 2Рх АО образуются σ2px связывающая и σ2px* разрыхляющая МО. Но так как ΔЕ2s-2p имеет небольшое значение 11,4 эВ, следует учесть взаимодействие 2s АО одного атома и 2РхАО второго атома. Это взаимодействие понижает энергию σ2s орбиталей и повышает анергию σ2px орбиталей. При перекрывании 2рy АО образуются π2рy и π2py* МО, а из 2pz такие же по энергии, но различно расположенные в пространстве π2pz и π2pz* МО.
в). Энергетическая диаграмма образования молекулярного иона N2+ из атомных (рис.2)
AO(N+) MO(N2+) AO(N)
Рис. 2
г). Распределите электроны на МО в соответствии:
- с принципом Паули (на МО не может быть более 2-х электронов, причем с разными значениями спиновых квантовых чисел);
- с правилом Гунда (МО с одинаковой энергией заполняются последовательно по одному электрону с одинаковыми значениями спиновых чисел);
- с принципом наименьшей энергии (первой заполняется МО с наименьшей энергией).
д). Электронная формула для молекулярного иона N2+ указывает распределение электронов по молекулярным орбиталям:
N2+[КК(σ2s)2(σ2s*)2(π2py)2(π2pz)2(σ2px)1],
где КК- обозначение внутренних электронных слоев.
е). Порядок (кратность) связи рассчитывается по формуле:
Порядок связи =
(NeсвязМО –Neразр.МО),где Neсвяз МО – число электронов на связывающих молекулярных орбиталях;
Neразр.МО – число электронов на разрыхляющих молекулярных орбиталях,
Порядок связи (N2+) =
(7-2) = 2,5Чем больше порядок связи, тем устойчивее частица. Если порядок связи больше нуля, частица может существовать.
ж). Энергия ионизации – энергия которую необходимо затратить для отрыва наименее прочно связанного электрона от частицы в основном состоянии.
В ионе N2+ внешним электроном и иаименее прочно связанным является электрон на «верхней» связывающей МО- (σ2px). Энергия связывающей МО меньше, чем энергия исходных АО, поэтому энергия ионизации молекулярного иона N2+ больше энергии ионизации исходных атома N и иона N+.
Если в молекулярной частице «верхней занятой» МО является разрыхляющая МО, энергия ионизации молекулярной частицы меньше энергии ионизации исходных атомов (ионов).
з). Магнитные свойства молекулярной частицы определяются наличием неспаренных электронов.
Если неспаренных электронов нет, частица не обладает собственным магнитным моментом, не взаимодействует с магнитным полем, и является диамагнитной.
Если в молекулярной частице есть неспареные электроны, она обладает парамагнитными свойствами.
Молекулярный ион N2+ обладает парамагнитными свойствами, так как у него есть один неспаренный электрон.
-
Задания по теме:
«МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ И СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ».