Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 4. Химическая связь. Пространственное строение молекул данной лекции рассмотрим химическую связь, её разновидности и пространственное строение молекул. Из более чем ста химических элементов в состоянии одноатомных газов стабильны только инертные газы: гелий, неон, аргон, криптон и ксенон. Все остальные элементы для повышения стабильности объединяются в молекулы или кристаллы. Все системы в мире стремятся к понижению своей энергии и устойчивы они именно в точке ее минимума. Образование более стабильной системы при сближении атомов осуществляется посредством химической связи. Химическая связь – это совокупность взаимодействий атомов, приводящая к образованию устойчивых систем: молекул, комплексов, кристаллов и других. Она представляет собой комбинацию сил притяжения и отталкивания. По сути, природа любой химической связи электростатическая. Химическая связь возникает, если в результате перекрывания электронных облаков атомов происходит уменьшение полной энергии системы. К основным видам химической связи относятся ионная, ковалентная и металлическая. Разнообразие видов химической связи объясняется участием в её образовании разных по природе и количеству электронов. Слайд 61 Способность атома образовывать химические связи называется валентностью. Электроны, которые находятся на внешнем электронном уровне и принимают участие в образовании связи, называются валентными электронами. Чем меньше валентных электронов у элемента, тем легче он отдает эти электроны, проявляя восстановительные свойства в химических реакциях. И наоборот, атомы элементов с больши́м количеством валентных электронов легче приобретают электроны, проявляя в химических взаимодействиях окислительные свойства. Основными параметрами химической связи являются ее длина, валентный угол, энергия связи и распределение электронной плотности. Длина связи – это расстояние между центрами ядер атомов в молекуле. С уменьшением длины связи растет прочность молекулы и энергия связи. Кратные, то есть двойные или тройные связи обладают большей энергией и меньшей длиной. Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры ядер связанных атомов, называется валентным. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Слайд 62 Мерой прочности химической связи является энергия связи. Она определяется работой, необходимой для разрушения 1 моль одинаковых химических связей. Измеряется энергия связи в кДж/моль . Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула. Энергия связи равна также энергии диссоциации, взятой с обратным знаком. На слайде приведена кривая потенциальной энергии двухатомной молекулы, так называемая кривая Мо́рзе. Она показывает зависимость энергии от расстояния между ядрами атомов. Минимум на этой кривой соответствует возникновению химической связи и показывает длину связи. Энергия и длина связей зависят от характера распределения электронной плотности между атомами, на которую влияет пространственная направ-ленность химической связи. Если двухатомные молекулы всегда линейны, то формы многоатомных молекул могут быть различны. Так, трехатомная молекула может иметь линейную или угловую форму. Слайд 63 Если атомы удерживаются в молекуле за счет взаимодействия разноименных зарядов, то есть притяжения плюса и минуса, речь ведут об ионном типе химической связи. Если взаимодействие между атомами осуществляется за счет перераспределения электронной плотности и возникновения общего для взаимодействующих ядер электронного облака – это ковалентная связь. Полная делокализация электронной плотности приводит к возникновению металлической связи. Однако надо понимать, что природа химической связи одна, и отличаются различные виды связи только степенью локализации электронной плотности. Степень локализации максимальна для ионной связи и отсутствует как таковая для металлического типа связи. точки зрения квантовой химии, химическая связь характеризуется распределением электронной плотности вокруг ядер, которые образуют молекулу. Распределение электронной плотности описывается при этом уравнением Шрёдингера. Слайд 64 Поговорим подробнее о ковалентной связи. Природу и механизм возникновения ковалентной связи в настоящее время объясняют двумя методами: методом валентных связей ВС и методом молекулярных орбиталей МО . Эти методы являются альтернативными и взаимно дополняющими. Каждый из них хорош для определенных задач. На сегодня более полным и теоретически обоснованным является метод молекулярных орбиталей. Но, несмотря на некоторые недостатки, метод валентных связей обладает большей наглядностью, в том числе и в описании геометрии молекул. основе метода валентных связей лежит концепциявыдающегося американского физикохимика Ги́лберта Нью́тона Лью́иса, предложенная и развитая им в 1912 – 1916 годах. Данная концепция свидетельствует о том, что химическая связь осуществляется за счет общей электронной пары, то есть пары электронов, которая принадлежит одновременно ядрам двух атомов. Эта пара электронов отображается в структурной формуле черточкой. Таких общих электронных пар между двумя атомами может быть больше, и тогда говорят о возникновении кратных связей: двойных или тройных. Слайд 65 Одинарная ковалентная связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами, расположенными на валентных орбиталях связывающихся атомов. При образовании связи происходит перекрывание волновых функций электронов, ведущее к увеличению электронной плотности между атомами и уменьшению общей энергии системы. Связь образуется в том направлении, при котором возможно максимальное перекрывание волновых функций. Угол между связями в молекуле соответствует углу между образующими связи электронными облаками. Из двух орбиталей атома более прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается орбиталью другого атома. В теории валентных связей существует так называемое правило октета. Суть его в том, что каждому атому элемента, начиная со второго периода, требуется для создания устойчивой электронной конфигурации восемь электронов. Другими словами, любой атом стремится приобрести конфигурацию благородного газа. Для этого некоторым элементам проще «отдать лишние» электроны, а некоторым элементам проще «принять недостающие». Во время такого взаимодействия и возникают общие электронные пары. Слайд 66 Есть два пути возникновения общей электронной пары. В соответствии с этим различают два механизма образования ковалентной связи. Первый – механизм спаривания, или обменный механизм, – заключается в том, что два атома предоставляют в совместное пользование на образование общей ковалентной пары по одному электрону. Такую связь и называют ковалентной. Второй механизм – до́норно-акце́пторный. При образовании общей электронной пары по этому механизму один атом предоставляет пару электронов и является донором, а второй атом предоставляет свободную атомную орбиталь и является акце́птором. Такая разновидность ковалентной связи называется координационной или донорно-акцепторной. Следует отметить, что, несмотря на разный механизм образования общей электронной пары, результат неотличим. Возникшие разными путями ковалентные связи совершенно, если можно так выразиться, идентичны. Основными свойствами ковалентной связи являются насыщаемость, направленность и поляризуемость. Слайд 67 Насыщаемость – это способность атома образовывать с другими атомами определенное, то есть ограниченное, число связей вследствие стремления каждого атома к завершенному внешнему электронному слою. Число образованных связей будет определяться количеством неспаренных электронов. Направленность связи выражается в том, что связи в молекулах в пространстве занимают определенное положение и образуют относительно друг друга фиксированные валентные углы. Это связано с тем, что атомные орбитали взаимодействующих атомов в пространстве имеют ориентацию, и перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям. Поляризуемость состоит в способности общей пары электронов смещаться к более электроотрицательному атому молекулы. В гомоатомных молекулах, то есть молекулах, которые состоят из одинаковых элементов, электронная плотность распределена равномерно между атомами, и связь между ними является ковалентной неполярной. В гетероатомных молекулах, которые состоят из разных элементов, электронная плотность смещается в направлении атома с большей электроотрицательностью, и связь становится ковалентной полярной. Таким образом, полярная связь представляет собой систему из двух равных по величине, но противоположных зарядов, называемую дипо́лем. Следует отметить, что поляризуемость ковалентной связи может пониматься и шире, как способность электронов смещаться под действием внешнего электрического поля. Слайд 68 Рассмотрим теперь основные положения метода молекулярных орбиталей. Этот метод относится к квантовохимическим методам описания химической связи. Для каждого электрона в молекуле определяют волновую функцию, которая называется молекулярная орбиталь. Каждой молекулярной орбитали соответствует своя энергия. Величина этой энергии может быть оценена экспериментально в некоторых спектроскопических методах. Все электроны в молекуле располагаются по молекулярным орбиталям по правилам, аналогичным правилам заполнения атомных орбиталей, то есть руководствуясь принципом наименьшей энергии, принципом Па́ули и правилом Ху́нда. Удобным методом построения молекулярных орбиталей является приближение, известное, как линейная комбинация атомных орбиталей, или сокращенно – ЛКАО . Согласно этому подходу, молекулярные орбитали образуются из атомных орбиталей атомов, участвующих в образовании связи. Количество молекулярных орбиталей равно сумме атомных. Часть атомных орбиталей понижает свою энергию и становится связывающими орбиталями, а часть – повышает и становится разрыхляющими орбиталями. Некоторые орбитали остаются на прежнем энергетическом уровне и являются несвязывающими. Вот по этим орбиталям и располагаются все электроны, перешедшие в молекулу. Слайд 69 Показателем прочности возникающей связи в методе молекулярных орбиталей является интеграл перекрывания S . Для связывающих орбиталей интеграл перекрывания больше нуля, для разрыхляющих – меньше нуля, а для несвязывающих – равен нулю. Чем больше интеграл перекрывания, тем прочнее связь. Метод молекулярных орбиталей позволяет рассчитать порядок связи. Он равен полуразности числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Чем больше порядок связи, тем прочнее химическая связь между атомами и короче длина связи. Метод молекулярных орбиталей, в отличие от метода валентных связей, позволяет объяснить магнитные свойства молекул, их спектральные характеристики. Также он объясняет возможность существования молекул, связь в которых осуществляется не общей парой электронов, например, существование молекулярного иона H2+ и некоторые другие. Но более подробное рассмотрение метода молекулярных орбиталей выходит за рамки нашего курса. Слайд 70 Перейдем к рассмотрению ионной связи. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, электроотрицательность которых сильно различается, как правило, более чем на 1,5 , по шкале электроотрицательностей По́линга. При этом общая пара электронов практически нацело смещается в сторону более электроотрицательного атома, который превращается в отрицательно заряженный ион – анион. Второй атом, отдавший электрон, заряжается положительно и образует катион. Возникшие противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу в результате электростатического взаимодействия. Наиболее типичными соединениями с ионной связью являются галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов. И как уже отмечалось, четкой границы между ковалентной полярной и ионной связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. К свойствам ионной связи относятся ненасыщаемость и ненаправленность, а также недеформируемость электронных оболочек и преимущественно кристаллическое строение. Действительно, большинство ионных соединений, как правило, кристаллы. Для их решеток характерен дальний порядок и трехмерные бесконечные структуры. Слайд 71 наконец, металлическая связь. Эта связь имеет некоторое сходство с ковалентной связью – она основана на обобществлении валентных электронов, возможность которого обусловлена невысокими значениями энергии ионизации атомов металлов. Полностью делокализованные электроны не принадлежат конкретным соединениям атомов, а обслуживают весь кристалл. Следовательно, металлическая связь – это многоцентровая связь, в которой электронная плотность распределена равномерно по всему объему кристалла во всех направлениях. Делокализация валентных электронов обусловливает высокую тепло- и электропроводность металлов, пластичность, металлический блеск. Следовательно, свойствами металлической связи также являются ненаправленность и делокализованный характер. Металлическая связь, как и ионная, не исключает некоторой доли ковалентности. В наиболее чистом виде она характерна только для щелочных и щелочно-земельных металлов. Для d- и f- металлов установлено, что не бо-лее 20 % валентных электронов находятся в состоянии обобществления, а остальные осуществляют направленные ковалентные связи между атомами. Металлическая связь характерна для металлов только в жидком и твердом состояниях. В газообразном состоянии металлы существуют в виде пара из отдельных молекул с ковалентной связью. Прочность металлической связи в 3 – 4 раза ниже, чем прочность ковалентной связи. Слайд 72 Обособленно стоит водородная связь. Эта связь не является истинно химической, поскольку она не удерживает вместе атомы или частицы, образующие молекулу. Она скорее межмолекулярная, так как удерживает вместе молекулы, или внутримолекулярная, когда связывает между собой части одной молекулы. Но от классических межмолекулярных взаимодействий ее отличает более высокая энергия связи, а значит, и бо́льшая прочность. Таким образом, водородная связь занимает промежуточное положение между химической связью и силами межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь – это особый вид взаимодействия между атомом водорода и другим сильно электроотрицательным атомом. Разность в электроотрицательностях должна быть большой, поэтому к образованию водородной связи способны только фтор, кислород, азот и, в незначительной степени, сера. Осуществляется она посредством электростатического взаимодействия частично положительного заряда атома водорода и частично отрицательных зарядов на атомах фтора, азота и кислорода. Среди неорганических соединений водородные связи встречаются между молекулами воды, фтороводорода и аммиака. В органическом мире она представлена более широко и обусловливает, например, вторичную структуру белка. Образование водородной связи существенно влияет на физические и химические свойства веществ. Как правило, такие вещества обладают аномально высокими температурами кипения и плавления. Слайд 73 Поговорим далее о пространственном строении многоатомных молекул. Очевидно, что разговор о пространственном строении и геометрической форме можно вести только для направленных связей, то есть для связей ковалентных. Лучше всего геометрию молекул описывают подходы в рамках метода валентных связей. Еще раз напомним, что, согласно этому методу, связь осуществляется посредством общей для двух атомов электронной пары, то есть связь является двухцентровой и двухэлектронной. Геометрическая форма молекул зависит от направленности химической связи, числа атомов в молекуле, числа общих электронных пар, а также числа неподеленных пар электронов, принадлежащих одному атому. Атомы, у которых валентные электроны находятся на s-орбитали, спо-собны образовывать одинаково прочные связи в любых направлениях. Общее электронное облако в таких случаях сосредоточено вдоль линии связи атомов, при этом возникает σ-связь . Для р-орбиталей максимальное перекрывание возможно и по линии, соединяющей атомы, когда образуется σ-связь , и по обе стороны от линии связи, когда образуется π-связь . Образование рассмотренных видов связи показано на слайде. Для d-opбиталей возможно и σ-перекрывание , и π-перекрывание , и образование δ-связи . Для геометрии молекул имеют значения только σ-связи , остальное перекрывание идет вдоль этих связей и определяет только ее кратность. Слайд 74 методе валентных связей для предсказания геометрической формы молекулы используют концепцию гибридиза́ции Ла́йнуса Ка́рла По́линга – американского химика, обладателя двух Нобелевских премий: по химии 1954 года и премии мира 1962 года. Гибридиза́ция – это выравнивание электронных облаков по форме и энергии. Следует оговориться, что гибридизация – это лишь удобный описательный прием, который помогает описать реально существующие эквивалентные связи. Если мы рассмотрим образование молекулы метана из атома углерода и четырех атомов водорода, то, как это видно на слайде, следует ожидать перекрывание одной s- и трех р-орбиталей. При этом должны возникнуть четыре связи, не являющиеся равноценными. Однако экспериментальные данные показывают, что все четыре связи в молекуле метана абсолютно равноценны, то есть эквивалентны. Для объяснения этого факта допускают, что перед образованием химической связи атомные орбитали центрального атома, участвующие в образовании связи, смешиваются и образуют гибридные орбитали с одинаковой формой и энергией. Набор таких новых смешанных орбиталей называют гибридными орбиталями, а прием такого смешения – гибридизацией. Слайд 75 В рассмотренном примере образования молекулы метана смешались одна s- и три р-орбитали. Такой тип гибридизации называют sp3-гибридизацией. Он характерен при образовании молекул с общей формулой АВ4 . Для молекул типа АВ3 , где А – атом р-элемента третьей группы, гибридизации подвергаются одна s-орбиталь и две р-орбитали атома А, то есть происходит sp2-гибридизация. Для этого сначала атом А переходит из основно́го состояния ns2nр1 в возбужденное состояние ns1nр2 . Затем гибридные облака атома А и s- или р-электронные облака атома В образуют между собой химическую связь. В молекулах типа АВ2 , где А – атом s-элемента второй группы, гибридизуются одна s- и одна р-орбитали. Это sp-гибридизация. Слайд 76 На слайде приведены также примеры гибридизации с участием d-орбиталей. Еще раз хотелось бы отметить, что гибридизация для большинства молекул является лишь удобной моделью. Как реальный механизм, а не модель, она может быть рассмотрена только для элементов второго периода. Для этого периода внутренними, то есть о́стовными, являются только 1s-электроны, поэтому 2s- и 2р-орбитали находятся в одном пространстве и их смешивание реально. Для всех остальных элементов – это возможность с помощью математических операций представить направленность валентных связей, то есть геометрию. Так как же зависит геометрия от типа гибридизации? Электронные облака орбиталей представляют собой сосредоточенную электронную плотность, то есть отрицательный заряд. Такие заряды в пространстве будут отталкиваться стремиться занять выгодное расположение на максимальном удалении друг от друга. Это в итоге и определяет направление возникающих связей в молекуле. Слайд 77 Так две sp-гибридизованные орбитали будут располагаться в пространстве под углом 180 . Геометрия для этого типа гибридизация – линейная. Примером молекул подобного типа являются хлорид бериллия, бромид стронция. Три sp2-гибридизованные орбитали располагаются в пространстве под углом 120 . Геометрия молекул – треугольная. Подобная геометрия характерна для молекул хлорида бора, бромида алюминия. Четыре sp3-гибридизованные орбитали располагаются под углом 109,5 и образуют тетраэдр. Тетраэдрическая форма присуща молекулам тетрахлорида олова, тетрабромида углерода. sp3d-гибридизации соответствует треугольная бипирамида, а sp3d2-гибридизации соответствует октаэдр. В форме треугольной бипирамиды существуют пентахлорид фосфора, пентабромид мышьяка, а октаэдрическая форма характерна для гексахлорида серы, гексафторида селена. Слайд 78 Любая молекула пытается занять в пространстве геометрию, которой будет соответствовать минимум полной энергии молекулы. При этом суммарная энергия связей будет максимальной, то есть химические связи будут максимально прочными. Для определения геометрии многоатомных молекул используется модель Гилле́спи. Ро́налд Джеймс Гилле́спи – канадский физикохимик в 1957 году совместно с английским химиком Ро́бертом На́йхолмом предложил модель отталкивания валентных электронных пар, так называемую теорию ОВЭП. В ее основе лежит теория взаимного отталкивания валентных электронных пар. этой теории, как и в методе валентных связей, предполагается, что связь осуществляется за счет пары электронов. Геометрия молекулы или иона определяется числом общих электронных пар, которые располагаются вокруг центрального атома. При этом различают поделенные, то есть общие, и неподеленные электронные пары. Слайд 79 При размещении электронных пар вокруг атома выполняются следующие правила. Во-первых, все электронные пары располагаются на максимальном удалении друг от друга, чтобы их отталкивание было минимальным. Во-вторых, неподелённая электронная пара занимает бо́льший объем, чем поделённая. наконец, две электронные пары двойной связи занимают больший объем, чем пара одинарной связи. Электронные облака связывающих атомы электронных пар и электронов на несвязывающих орбиталях представляют в виде жестких сфер меньшего и большего диаметров. Атомный остов, включающий ядро и внутренние электронные оболочки, также считается сферическим. Сферические облака электронных пар окружают остов таким образом, чтобы их отталкивание было минимальным, то есть они максимально удалены друг от друга. Такая модель позволяет оценить валентные углы в молекулах. Для определения геометрии сначала рассчитывается общее количество электронных пар в молекуле. Число электронов, которое дает на связь центральный атом, равно номеру группы, в котором он находится. Число электронов для атомов, которые образуют связь с центральным атомом, их мы далее будем называть концевыми, равно разности 8 – N , где N – это номер группы. Слайд 80 Сложив число электронов центрального атома и концевых атомов, находят общее число электронов. Если проводится расчет геометрии аниона, то необходимо добавить число электронов, равное его заряду. Если определяется геометрия катиона, то из суммы электронов центрального и концевого атомов нужно вычесть число электронов, равное заряду катиона. Полученная сумма электронов, деленная пополам, и даст нам общее количество электронных пар. Поскольку на геометрию влияют только одинарные связи, то из количества электронных пар необходимо вычесть двойные связи. Их количество находится как 7 – N , где N – номер группы, в которой находится концевой атом. Такой расчет ведут для элементов пятой и шестой групп. Оставшиеся электронные пары идут на образование σ-связи по количеству концевых атомов, а остальные остаются неподеленными и не влияют на геометрию. Формулу молекулы следует записать в виде АВmEn , где А – центральный атом, В – концевой атом, а Е – неподеленная электронная пара. Слайд 81 Рассчитаем в рамках модели отталкивания валентных электронных пар, или модели Гилле́спи, геометрию молекул метана, аммиака и воды. Метан, имеющий химическую формулу СН4 , содержит центральный атом – углерод. Концевыми являются атомы водорода. Углерод – элемент четвертой группы периодической системы и предоставляет для образования связи четыре электрона. У атома водорода – один электрон. Четыре атома водорода в совокупности предоставляют четыре электрона. Общее количество валентных электронов всех атомов молекулы метана равно восьми, значит количество пар электронов равно четырем. Концевых атомов тоже четыре. Это значит, что все четыре электронные пары идут на образование связей между атомом углерода и атомами водорода. Общая формула молекулы АВ4 . Для молекул подобного типа характерно тетраэдрическое расположение электронных пар. Все из них образуют σ-связи . Таким образом, геометрия молекулы метана – тетраэдр. Слайд 82 Аммиак NH3 имеет центральный атом – азот, элемент пятой группы периодической таблицы. Количество валентных электронов азота равно пяти. Три атома водорода предоставляют три электрона, и общее количество электронов всех атомов равно восьми. Из четырех электронных пар на связь концевыми атомами водорода идут три пары, одна из них остается неподеленной. Общая формула молекулы аммиака АВ3Е . Четыре пары электронов в пространстве имеют тетраэдрическое расположение, но только три образуют сигма-связи и определяют геометрию молекулы. Фигура, которая при этом образуется – тригональная пирамида. молекуле воды Н2О центральным атомом является кислород, элемент шестой группы периодической таблицы. С двумя атомами водорода суммарное количество электронов равно восьми. На связь с концевыми атомами водорода идут две электронные пары, две другие остаются неподелёнными. Общая формула молекулы воды АВ2Е2 Расположение всех пар в пространстве все то же – тетраэдрическое, но геометрия молекулы воды – уголковая, с углом, близким к тетраэдрическому. Слайд 83 Давайте сравним в этом плане уголковую молекулу воды с уголковой молекулой хлорида двухвалентного олова. Хлорид двухвалентного олова SnCl2 имеет центральный атом – олово, элемент четвертой группы периодической таблицы. Концевым атомом является хлор – элемент седьмой группы периодической таблицы. Количество электронов для атома хлора равно 8 – 7 , то есть один электрон. Всего у атома олова и четырех атомов хлора шесть электронов, которые определяют геометрию молекулы. Значит, они образуют три электронные пары. На связь с концевыми атомами идет две из них, одна остается неподеленной. Общая формула молекулы хлорида олова АВ2Е . Три электронные пары располагаются в пространстве в виде треугольника, геометрию определяют две из них. Таким образом, рассматриваемая молекула имеет уголковую структуру, но в отличие от молекулы воды, угол в молекуле хлорида олова будет составлять около 120 . Слайд 84 На слайде приведены пространственные конфигурации, соответствующие некоторым другим типам молекул. Как видим на слайде, чем больше электронных пар образуется в молекуле, тем сложнее её геометрическая структура. Так, для молекул с пятью электронными парами геометрия из тригональный бипирамидальной по мере увеличения числа неподеленных электронных пар переходит через бисфеноидную в Т-образную и далее в линейную. В случае наличия в молекуле шести электронных пар пространственное строение молекулы из октаэдрического переходит в квадратную пирамиду, а затем и в квадрат. И наконец, для молекул с семью электронными парами пентагональная бипирамида может перейти в одношапочный октаэдр при появлении одной неподеленной пары электронов. Если концевые атомы неодинаковы, то в структуре могут наблюдаться некоторые искажения, приводящие к отклонению от идеальных геометрических параметров. Важно подчеркнуть, что выводы теории ОВЭП о геометрическом строении молекул легко экстраполируются и на более сложные молекулы и ионы, чем рассмотрены на слайде. В каждом случае необходимо выделить фрагмент, содержащий центральный атом, координирующий около себя другие атомы или их группировки, и установить число и тип окружающих данный атом электронных пар. Слайд 85 В заключение давайте рассмотрим пример расчета геометрии молекулы, которая содержит кратные связи, а также пример расчета аниона. Определим геометрию молекулы SO2 и нитрит-иона NO2– . Оксид серы (IV) имеет в качестве центрального атома атом серы – элемент шестой группы периодической таблицы. Количество электронов равно номеру группы, то есть шести. Кислород тоже элемент шестой группы, но, как для концевого атома, количество электронов будет равно разности между восьмью и номером группы, то есть составит восемь минус шесть, что равно двум. Общее количество электронов, участвующих в формировании геометрии молекулы, составляет шесть от серы и по два от двух атомов кислорода, то есть десять. Количество электронных пар – пять. Кислород, как элемент шестой группы, склонен к образованию двойных связей. Их количество найдем как 7 – N . Получается по одной связи от атома кислорода. Всего в молекуле оксида серы две двойные связи. Остается три электронные пары. Тип молекулы АВ2Е . Это уголковая молекула с углом, близким к 120 . Слайд 86 Произведем расчет для нитрит-иона NO2– . В данном ионе центральным атомом выступает азот – элемент пятой группы периодической таблицы. Концевыми атомами являются два атома кислорода с числом электронов 8 – 6 , равным двум. Сложив пять электронов азота, четыре электрона двух атомов кислорода и один электрон в заряде иона, получаем в сумме десять электронов. Таким образом, в нитрит-ионе пять электронных пар, две из которых идут на образование двойных связей двух атомов кислорода с азотом. Тип молекулы АВ2Е . Это уголковая молекула с углом близким к углу в треугольном расположении связей. Если бы мы рассчитывали катион NO2+ , то общая сумма электронов была бы равна восьми, а число электронных пар составляло четыре. Две из них – кратные связи, две другие идут на одинарные сигма-связи. Тип молекулы АВ2 , то есть геометрическая форма иона – линейная. На этом рассмотрение темы закончено. В целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля. Слайд 87 |