Из приведенных электронных выберите те. Тестовый контроль знаний по курсу «Основы общей химии

Вопрос: 1. Из приведенных электронных формул выберите те, которые соответствуют элементам IV группы: а) 1s22s22p2; б) 1s22s22p63s23p5; в) 1s22s22p63s23p6; г) 1s22s22p63s23p63d104s24p2. 2. Электронная формула внешнего электронного слоя атома химического элемента – 3s23p4. Выберите формулу высшего оксида этого элемента: а) ЭО; б) Э2О; в) ЭО3; г) Э2О7; д) Э2О5. 3. Элемент Са относится к группе: а) s-элементов; б) p-элементов; в) d-элементов; г) f-элементов. 4. В основном состоянии атома Se число неспаренных электронов равно: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; д) 5; е) 6; ж) 7. 5. В 3-м периоде таблицы химических элементов: а) металлические свойства усиливаются; б) неметаллические свойства ослабевают; в) радиус атома уменьшается; г) радиус атома увеличивается; д) электроотрицательность увеличивается; е) электроотрицательность уменьшается. 6. Металлические свойства выражены наиболее сильно у: а) Cu; б) K; в) Rb. 7. На 3d-подуровне максимальное число электронов равно: а) 2; б) 10; в) 6; г) 14. 8. Выберите химические символы d-элементов: а) Al; б) Cr; в) Sc; г) K; д) Se. 9. Химический символ водорода помещен в главной подгруппе I группы, т. к. его атом является: а) окислителем; б) восстановителем. 10. К главным подгруппам относятся: а) s-элементы; б) p-элементы; в) d-элементы.

1. Из приведенных электронных формул выберите те, которые соответствуют элементам IV группы: а) 1s22s22p2; б) 1s22s22p63s23p5; в) 1s22s22p63s23p6; г) 1s22s22p63s23p63d104s24p2. 2. Электронная формула внешнего электронного слоя атома химического элемента – 3s23p4. Выберите формулу высшего оксида этого элемента: а) ЭО; б) Э2О; в) ЭО3; г) Э2О7; д) Э2О5. 3. Элемент Са относится к группе: а) s-элементов; б) p-элементов; в) d-элементов; г) f-элементов. 4. В основном состоянии атома Se число неспаренных электронов равно: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; д) 5; е) 6; ж) 7. 5. В 3-м периоде таблицы химических элементов: а) металлические свойства усиливаются; б) неметаллические свойства ослабевают; в) радиус атома уменьшается; г) радиус атома увеличивается; д) электроотрицательность увеличивается; е) электроотрицательность уменьшается. 6. Металлические свойства выражены наиболее сильно у: а) Cu; б) K; в) Rb. 7. На 3d-подуровне максимальное число электронов равно: а) 2; б) 10; в) 6; г) 14. 8. Выберите химические символы d-элементов: а) Al; б) Cr; в) Sc; г) K; д) Se. 9. Химический символ водорода помещен в главной подгруппе I группы, т. к. его атом является: а) окислителем; б) восстановителем. 10. К главным подгруппам относятся: а) s-элементы; б) p-элементы; в) d-элементы.

Ответы:

1.-г 5-в 6-в 8-б 9-б

Похожие вопросы

• 1. Является ди корнем уравнения х(х-2)=8 Число: а) 0; б)-2 ?
• Впишите недостающие слова. Земледелие и скотоводство возникли в Западной_________более_________лет назад. Первое домашнее животное -это____________.Потом люди одомашнили и приручили других животных,например________________________________________.

Тестовый контроль знаний все активнее входит в жизнь современной школы. Однако школы недостаточно оснащены дидактическими материалами контролирующего характера, особенно по курсу «Основы общей химии».
Предлагаемые тестовые контрольные работы (с ответами) представлены по следующим темам этого курса:

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева в свете учения о строении атомов.

Строение вещества.

Химические реакции.

Неметаллы.

Металлы.

При создании тестов использован многолетний опыт педагогической работы в школе.
Тесты предназначаются для проверки знаний учеников выпускных классов, а также могут быть полезны абитуриентам для подготовки к вступительным экзаменам в вузы.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева в свете учения о строении атомов

Вариант I

1. Из приведенных электронных формул выберите те, которые соответствуют элементам IV группы:

а) 1s 2 2s 2 2p 2 ;
б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
г) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 .

3s 2 3p 4

а) ЭО;
б) Э 2 О;
в) ЭО 3 ;
г) Э 2 О 7 ;
д) Э 2 О 5 .

3. Элемент Са относится к группе:

а) s-элементов;
б) p-элементов;
в) d-элементов;
г) f-элементов.

4. В основном состоянии атома Se

5. В 3-м периоде таблицы химических элементов:

а) металлические свойства усиливаются;
б) неметаллические свойства ослабевают;
в) радиус атома уменьшается;
г) радиус атома увеличивается;

6. Металлические свойства выражены наиболее сильно у:

а) Cu; б) K; в) Rb.

7. На 3d-подуровне максимальное число электронов равно:

а) 2; б) 10; в) 6; г) 14.

d -элементов:

а) Al; б) Cr; в) Sc; г) K; д) Se.

9. Химический символ водорода помещен в главной подгруппе I группы, т. к. его атом является:

а) окислителем;
б) восстановителем.

10. К главным подгруппам относятся:

а) s-элементы;
б) p-элементы;
в) d-элементы.

Вариант II

1. Из приведенных электронных формул выберите те, которые соответствуют элементам VII группы:

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
в) 1s 2 2s 2 2p 5 ;
г) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

2. Электронная формула внешнего электронного слоя атома химического элемента – 2s 2 2p 3 . Выберите формулу высшего оксида этого элемента:

а) НЭО 4 ;
б) Н 2 ЭО 4 ;
в) НЭО 3 ;
г) ЭОН;
д) Э(ОН) 2 .

3. Элемент ванадий V относится к группе:

а) s-элементов;
б) p-элементов;
в) d-элементов;
г) f-элементов.

4. В невозбужденном атоме фосфора Р число неспаренных электронов равно:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; д) 5; е) 6; ж) 7.

5. В подгруппе щелочных металлов сверху вниз:

а) радиус атома увеличивается;
б) радиус атома уменьшается;
в) металлические свойства усиливаются;
г) металлические свойства ослабевают;
д) электроотрицательность увеличивается;
е) электроотрицательность уменьшается.

6. Неметаллические свойства выражены наиболее сильно у:

а) Cl; б) Mn; в) Br.

7. На f-подуровне максимальное число электронов равно:

а) 6; б) 2; в) 10; г) 14.

8. Выберите химические символы p -элементов:

а) Br; б) Ca; в) As; г) Fe; д) Cu .

9. Химический символ водорода помещен в главной подгруппе VII группы, т. к. его атом является:

а) окислителем;
б) восстановителем.

10. К побочным подгруппам относятся:

а) d-элементы;
б) s-элементы;
в) p-элементы .

Строение вещества

Вариант I

1. Валентность азота в ионе аммония равна:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

2. Соединения с ионной связью:

а) HNO 3 ; б) FeS; в) NH 4 OH; г) MgCl 2 .

3. Соединение, в котором имеется ковалентная неполярная связь:

а) H 2 O; б) O 2 ; в) К 2 O; г) NH 3 .

а) HF; б) HCl; в) HBr.

а) С 2 Н 6 ;
б) С 2 Н 5 OН;
в) С 2 Н 2 ;
г) NH 3 .

BF 3 :

а) линейная;
б) тетраэдрическая;
в) плоская треугольная.

О 2:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

8. Вещества нелетучие, тугоплавкие, имеют высокую твердость. Это:

а) SiO 2 ; б) S 8 ; в) Si; г) I 2 .

Н 2 О, Н 3 О + :

а) sp; б) sp 2 ; в) sp 3 .

10. Соединение азота с высшей степенью окисления:

а) HNO 3 ; б) NO 2 ; в) NO; г) N 2 O; д) NH 3 .

11. Степень окисления кислорода в соединении OF 2 :

а) +1; б) +2; в) –2; г) +6 .

Вариант II

1. Валентность кислорода в ионе гидроксония равна:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

2. Ковалентные полярные связи имеются только в соединении:

а) Mg(OH) 2 ; б) NH 4 Cl; в) H 2 O; г) Na 2 S.

3. Соединения, в которых имеется донорно-акцепторная связь:

а) NH 4 Cl; б) HCl; в) NH 4 OH; г) H 2 S.

4. Полярность связи выше в молекуле:

а) PH 3 ; б) H 2 S; в) HCl.

5. Водородные связи образуют соединения:

а) СH 3 COOH; б) Na 2 SO 4 ; в) PН 3 ; г) СH 3 OH.

6. Геометрическая форма молекулы BeCl 2 :

а) плоская;
б) тетраэдрическая;
в) линейная.

7. Число общих электронных пар в молекуле NH 3 :

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4 .

8. Вещество нелетучее, имеет невысокую твердость, низкие t пл и t кип. Это:

а) SiС; б) СО 2 ; в) С; г) I 2 .

9. Тип гибридизации атомных орбиталей в частицах NН 3 и NН 4 + :

а) sp; б) sp 2 ; в) sp 3 .

10. Соединения хлора с высшей степенью окисления:

а) HClO 4 ; б) Cl 2 O 7 ; в) Cl 2 O; г) KClO 3 ; д) HClO.

11. Степень окисления хлора в соединении Cl 2 O :

а) +1; б) +2; в) +3; г) –1.

3 + 0 = 3, (n +)3 p = 3 + 1 = 4, и, наконец, (n +)3 d = 3 + 2 = 5. Значит, за-

полнение оболочек должно происходить в направлении 3s → 3d . Более точный анализ заполнения подоболочек должен учитывать предыдущие и последующие квантовые слои.

Сумма (n + ) для 2р -оболочки и 3s -оболочки одинакова. В соответствии со вторым правилом Клечковского при одинаковом значении суммы

(n +) заполнение происходит в направлении возрастания главного квантового числа: 2p → 3s . Последующий квантовый слойn = 4 имеет четыре квантовых оболочки: 4s , 4p , 4d и 4f . Для них суммы (n + ) равны соответственно 4, 5, 6, 7. Сумма (n + )4 s < (n + )3 d . Поэтому заполнение электронных оболочек происходит в такой последовательности: 3s , 3p , 4s , 3d , 4p и т. д. Окончательная запись электронной формулы:

22 Ti 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

В этой формуле сумма надстрочных индексов, как и должно быть, равна количеству электронов в атоме.

Здесь подчеркнуты валентные электроны, то есть электроны внешних и недостроенных предвнешних слоев, участвующих в образовании химических связей. Внешняя часть электронной формулы атома, на которой находятся валентные электроны, называется валентной электронной конфигурацией:

22 Ti 3d 2 4s 2 или Ti … 3d 2 4s 2 .

С помощью электронных конфигураций можно прогнозировать основное свойство атома – валентность , и предсказывать его химическое поведение.

При изучении вопроса о последовательности заполнения подуровней в многоэлектронных атомах обратите внимание на представление об

устойчивых электронных конфигурациях атомов. Как известно, наиболь-

шей устойчивостью обладают электронные оболочки инертных газов (s 2 ,p 6 ). Квантово-механические расчеты показывают, что устойчивыми являютсяполностью заполненные электронами оболочкиs 2 ,p 6 ,d 10 ,f 14 . Относи-

тельной устойчивостью обладают наполовину заполненные оболочки, то есть s 1 ,p 3 ,d 5 ,f 7 .

Обратите внимание на правило Гунда , согласно которомув преде-

лах подуровня электроны стремятся занять состояния так, чтобы суммарный спин был максимальным, то есть стремятся занять максимальное количество свободных орбиталей. Это обеспечивает максимальное значение суммарного спина электронов. Опытные данные показывают, что подуровни ns, (n– 1) d, (n– 2) fимеют близкие энергии. При их заполнении наблюдается конкуренция, обусловленная необходимостью создания энергетически устойчивой электронной оболочки. У ряда атомов наблюдается «проскок» («провал») электрона с внешнего уровня на внут-

ренний, в результате чего электронные оболочки атомов обретают устойчивость (элементы групп IВ ,VIВ и др.).

Электронные формулы атомов позволяют сделать вывод о сравнительном сходстве и различии элементов и являются квантовомеханической основой учения о периодичности свойств атомов. Наибольшую химическую информацию несут электронные структуры атомов (электронные конфигурации) – распределение электронов по энергетическим ячейкам.

Пример 3. Напишите электронные конфигурации атомов железа и хрома, учитывая, что в последнем случае происходит «проскок» электрона. Составьте электронные структуры атома железа и его ионов.

При написании электронных конфигураций вначале находим порядковые номера атомов: 26 Fe и24 Cr. Атомы находятся в 4-м периоде. Из (5.1) следует, что подуровень 4s заполняется раньше, чем 3d . Обычно электронную конфигурацию записывают в порядке заполнения подуровней:

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 .

Аналогично записывается «нормальная» электронная конфигурация атома хрома:

24 Cr 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4s2 3d4 .

Электронная оболочка 3d 4 близка к устойчивой (d 5 ). Поэтому электронная конфигурация атома Cr с учетом минимизации энергии («проскока электрона») имеет вид:

24 Cr 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4s1 3d5 .

Теперь перейдем к рассмотрению валентной электронной структуры атома железа. Валентная оболочка атома железа заполнена следующим образом:

Fe … 4s 2 3d 6 .

Энергетические подуровни 4s и 3d символически обозначаются однойs - и пятью d -орбиталями. В соответствии с рядом (5.1) 4s -подуровень заполняетcя раньше, чем 3d , поэтому подуровень 4s располагается ниже, чем 3d и 4p :

В соответствии с принципом Паули на 4s -подуровне размещаются два электрона с противоположными спинами. На 3d -подуровне шесть электронов распределены по правилу Гунда. Здесь неспаренными остаются четыре электрона. Нетрудно записать электронную конфигурацию различных ионов железа, например:

Тогда электронная структура иона Fe+3 имеет вид:

Электронные конфигурации атомов позволяют объяснить периодичность изменения свойств атомов, проявляющихся при их взаимодействии. Периодическая повторяемость свойств атомов по мере роста заряда ядра обусловлена периодической повторяемостью строения внешних электронных оболочек.

Напомним современную формулировку периодического закона:

свойства простых веществ, а также свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Графическое отображение периодического закона – периодическая система Д.И. Менделеева. Положение элемента в периодической системе определяется порядковым номером или двумя координатами – номером периода и номером группы. Группы образуют главную (А ) и побочную (В ) подгруппы. Напомним, что координаты элемента в периодической системе определяют его основные химические свойства:в рамках одного периода с ростом заряда ядра металлические свойства элемента ослабевают и нарастают неметаллические свойства , ав рамках одной группы с ростом числа электронных слоев (номера периода) металлические свойства увели-

чиваются , соответственно изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, а также окислительно-восстановительные свойства атомов и их соединений.

Пример 4. По координатам элемента (4,VА ) определите заряд ядра его атома, электронную формулу, валентную конфигурацию атома и его ионов в высшей и низшей степенях окисления.

Заданные координаты означают, что элемент находится в VА -группе и 4 периоде системы. По этим координатам находим заряд его ядраZ = 33, равный порядковому номеру элемента As. Элемент находится в главной подгруппе, это указывает на неметаллический характер многих из его соединений и, в частности, кислотный характер его оксида и гидроксида. В соответствии с последовательностью (5.1) тридцать три электрона атома мышьяка размещаются следующим образом:

33 As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 .

Поскольку 3d -подуровень является внутренним и заполнен полностью, то справедлива и другая форма записи:

33 As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4 s 2 4 p 3 .

Здесь подчеркнута валентная конфигурация атома. В образовании химических связей участвуют электроны внешних и незастроенных предвнешних оболочек. Поэтому часто записывают сокращенные электронные формулы – конфигурации атомов:

33 As 3d 10 4s 2 4p 3 или33 As … 4s 2 4p 3 .

В первой записи подчеркивается, что внутренние оболочки построены так же, как у предшествующего инертного газа . В последней сокращенной формуле (конфигурации) выделены только валентные электроны. Для них обычно и строится электронная структура:

Обратите внимание, что распределение электронов на 4p -подуровне произведено в соответствии с правилом Гунда. Высшие и низшие степени окисления атомов обычно возможны при таком распределении электронов, когда атом приобретает устойчивую электронную оболочку. Высшая положительная степень окисления As проявляется тогда, когда от атома оттягиваются все внешние электроны:

As0 – 5ē = As+5 .

Этому процессу соответствует перестройка внешней оболочки ато-

4s 2 4p 3 – 5ē = 4s 0 4p 0 .

Электронная структура возникшего при этом иона имеет вид:

Образуемые этим элементом оксид As+5 2 O–2 3 и гидроксид H+ 3 As+5 O–2 4 имеют кислотный характер.

Аналогично, для отрицательной степени окисления превращение оболочки в устойчивую может быть записано так:

Отрицательная степень окисления проявляется при взаимодействии с электроположительными атомами, например, в As–3 H+1 3 .

Анализ большого фактического материала о свойствах элементов позволяет сгруппировать элементы по типу застраиваемой оболочки в s-, p-, d-, f- элементы, которые образуют соответствующие электронные семейства. Для каждого электронного семейства характерен определенный набор свойств.

Таблица периодической системы может рассматриваться как своеобразная матрица физико-химических свойств атомов. При изучении этого вопроса обратите внимание на то, что по положению элемента в периодической системе можно прогнозировать физические и химические свойства атомов и их соединений (преобладание металлических или неметаллических свойств, валентность, кислотно-оснóвный характер оксидов и гидроксидов, окислительно-восстановительные свойства соединений и т. д.).

Важными количественными характеристиками свойств атомов являются радиусы их атомов R , потенциалы ионизацииI, сродство к электронуE и электроотрицательность ЭО. Они тесно связаны со значением главного квантового числа. Указанные характеристики необходимо внимательно изучить по учебникам . Обратите внимание на характер изменения этих величин в периодической системе в пределах групп и периодов. В частности, при изучении закономерностей изменения атомных радиусов необходимо обратить внимание на различие ковалентных и орбитальных радиусов.

Ковалентный радиус – это размер области, приходящейся на один

атом в кристаллической решетке с ковалентной связью. Его величина зависит от конкретного вещества. Орбитальный радиус – это радиус главного максимума радиальной электронной плотности.Его значение лишь от-

части определяет размеры области нахождения электрона. Размеры атомов характеризуют способность электронов к перераспределению, то есть окислительно-восстановительные свойства. Количественной мерой этих свойств являются энергия ионизации и сродство к электрону.

При изучении вопроса об электроотрицательности атомов обратите внимание на физический смысл этого понятия, существование нескольких шкал электроотрицательностей. В частности, по одной из них электроотрицательность вычисляется так:

Закономерности изменения количественных характеристик свойств атомов тесно связаны со строением их электронных оболочек. В частности, сопоставляя табличные данные, нетрудно обнаружить, что относительные экстремумы свойств приходятся на устойчивые электронные конфигурации.

Пример 5. Рассмотрите закономерность изменения сродства к электрону для элементов сZ = 49– 54 и на основании электронных конфигураций объясните особенности поведения данных элементов.

Представим величины сродства к электрону, а также электронные конфигурации валентных орбиталей атомов в виде таблицы:

Известно, что сродство к электрону характеризует энергию, выделяемую при присоединении электрона к нейтральному атому.

Из таблицы видно, что в рамках одного периода с ростом заряда ядра сродство к электрону в целом возрастает. Это объясняется сжатием электронных оболочек (уменьшением атомных радиусов) при росте заряда ядра.

Построим график зависимости сродства к электрону от заряда ядра атома.

На кривой имеются два относительных минимума (Sb, Xe), которые соответствуют устойчивым электронным конфигурациям (p 3 иp 6 ).

Такие устойчивые электронные оболочки с трудом присоединяют электроны. Например, электроотрицательность E Xe = – 0,42 эB < 0, то есть

на присоединение электрона к атому Xe необходимо затратить энергию. На кривой имеются также два относительных максимума (Sn и I). Им соответствуют электронные конфигурации s 2 p 2 иs 2 p 5 , предшествующие устойчивым (p 3 иp 6 ), то есть при образовании устойчивых конфигураций выделяется заметное количество энергии. В рассматриваемом ряду элементов наибольшими окислительными свойствами обладает йод.

111–114 Укажите значения четырех квантовых чисел для всех электронов внешней оболочки следующих атомов:

111) лития (1 электрон) и фтора (7 электронов);

112) бериллия (2 электрона) и кислорода (6 электронов);

113) бора (3 электрона) и серы (6 электронов);

114) углерода (4 электрона) и неона (8 электронов).

115–117 Составьте таблицу значений квантовых чисел (см. пример 1) для электронных слоев, характеризуемых: 115)n = 3; 116)n = 4; 117)n = 5. На основании принципа Паули укажите, сколько электронов может быть размещено на подуровнях этого уровня.

118–121 Из приведенных электронных конфигураций выберите те, которые практически существовать не могут. Объясните причины этого.

118) 1 p 2 , 2s 2 , 2p 7 , 3d 1 , 3f 7 , 4p 5 , 5s 3 , 3d 10 .

119) 1 s 2 , 1p 4 , 2d 10 , 2p 7 , 3d 5 , 3f 5 , 4p 6 , 5d 4 .

120) 1 s 2 , 2d 5 , 3s 2 , 3f 5 , 4p 7 , 5d 2 , 5s 3 , 5p 4 .

121 1p 6 , 2s 2 , 2d 2 , 2p 7 , 3p 3 , 3f 4 , 4f 16 , 4p 6 .

122–123 По электронным конфигурациям ионов определите заряд ядер их атомов. Запишите электронные формулы атомов и электронные структуры их внешних оболочек.

122) Э –3 4s 2 4p 6 ; Э4 3s 2 .

123) Э –2 3s 2 3p 6 ; Э+3 3d 10 .

124 Постройте график зависимости орбитального радиуса атомов элементов второго периода от заряда ядра атома (табл. 5.1). Запишите формулу оксидов и гидроксидов этих элементов. Как изменяются их свойства в зависимости от орбитального радиусаs - и p -электронов 2-го периода? Ответ мотивируйте, используя данные табл. 5.1.

125 Какой из атомов в следующих пáрах элементов имеет бóльший ионизационный потенциал:

а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 и 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;

б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 и 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 3d 10 4s 1 ?

Дайте мотивированный ответ, учитывая взаимодействие электронов.

Таблица 5.1

Орбитальные радиусы R , энергия ионизацииI и сродство к электронуЕ для некоторых атомов

126 На основании данных табл. 5.1 для элементов IIА группы постройте графики зависимости энергии ионизации от значения главного квантового числа; энергии ионизации от значения орбитального радиуса. Объясните характер каждой зависимости.

127 Как изменяются свойства гидроксидов элемента IIА группы? Ответ мотивируйте на основании данных табл. 5.1, зная, что Be(OH) 2 обла-

дает амфотерными свойствами.

128 Для атомов элементов IA группы по данным табл. 5.1 постройте график зависимости энергии ионизации от орбитального радиуса. Дайте истолкование графика. Каким образом изменяются восcтановительные свойства атомов в этой группе?

129 По данным табл. 5.1 для элементов второго периода постройте графики зависимости: 1) энергии ионизации; 2) сродства к электрону от заряда ядра атома. Объясните относительные экстремумы на графиках на основании особенностей строения внешних электронных оболочек атомов.

130 Какой из атомов в каждой приведенной ниже паре имеет большие размеры, энергию ионизации, электроотрицательность: а) сера и хлор; б) бор и алюминий; в) галлий и германий? Приведите электронные формулы атомов.

6 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

При изучении этой темы обратите внимание на основные свойства и физические причины образования химических связей.Химическая связь – это взаимодействие атомов в устойчивой многоатомной системе

(молекуле, кристалле и т. д.), обусловленное перекрыванием их электронных оболочек. Как известно, взаимодействие атомов имеет электродинамическую природу, а формирование химической связи определяется законами квантовой механики. Напомним основные свойства химической связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость. Для количественного описания связи вводят следующие характеристики: энергию и длину связи, валентные углы и др.

Энергия связи – это энергия, которую необходимо затратить на разрыв связи. Ее величина характеризует прочность молекулы и зависит от характера связи, размеров взаимодействующих атомов, и др.

Длина связи – это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. Длину связи измеряют в нанометрах (1 нм = 10 –9 м) или в анг-

стремах (1Å = 10–10 м). Она зависит от размеров атомов, а также от кратности связи, то есть количества электронных пар, связывающих два атома.

Валентные углы – это углы между связями в молекуле.

Основной химической характеристикой атома является его валент-

ность, то есть способность образовывать определенное число химических связей. Валентность также является мерой насыщаемости химической свя-

зи, то есть способности атома присоединять ограниченное количество других атомов.

Квантово-механический расчет межатомных взаимодействий осуществляется с помощью приближенных методов, среди которых следует выделить два основных: метод валентных схем (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Рассмотрим метод ВС, предполагающий, что атомные орбитали при взаимодействии атомов не изменяются. Благодаря взаимному перекрыванию внешних орбиталей атомов плотность электронного облака между ядрами повышается. Степень перекрытия АО зависит от симметрии атомных орбиталей. По учебнику рассмотрите основные типы связи: -, -, -. Обратите внимание, что именно -связи в первую очередь определяют взаимное пространственное положение атомов в молекуле, валентные углы и геометрию молекулы в целом. Что касается -связей, то они создают дополнительное упрочнение молекулы.

Электроны, принадлежащие двум взаимодействующим атомам и осуществляющие связь между ними, имеют противоположные направления спинов (обобществлённые электронные пáры). Образование таких пар возможно по двум различным механизмам.