решение (1). 1. Кипение воды протекает без изменения химического состава веществ это фазовый переход воды из жидкого состояния в газообразное, т е.

• Название: 1. Кипение воды протекает без изменения химического состава веществ это фазовый переход воды из жидкого состояния в газообразное, т е.
• Дата: 08.12.2020
• Размер: 1.96 Mb.
• Имя файла: решение (1).doc
• Тип: Документы; #158359
• страница: 13 из 15

387. Кремний, № 14. 1s²2s²2p⁶3s²3p². Атом кремния имеет в нормальном состоянии 2 неспаренных электрона на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали d-подуровня, образуя при этом 4 неспаренных электрона.

	Элек-троны	3s		3p
	Кв. числа
	N	3	3	3		3
	L	0	0	1		1
	M	0	0	-1		0
	S	1/2	-1/2	1/2		1/2

388. Хлор, № 17. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Атом хлора имеет в нормальном состоянии 1 неспаренный электрон на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s- и 3р-подуровней могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали d-подуровня, образуя при этом 3, 5 или 7 неспаренных электронов.

	Элек-троны	3s		3p
	Кв. числа
	N	3	3	3	3	3	3	3
	L	0	0	1	1	1	1	1
	M	0	0	-1	-1	0	0	+1
	S	1/2	-1/2	1/2	-1/2	1/2	-1/2	1/2

389. Хром, № 24. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴. Атом хрома имеет в нормальном состоянии 4 неспаренных электрона на 3d-подуровне. При возбуждении электроны с 4s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали 3d-подуровня, образуя при этом 6 неспаренных электронов.

	Электроны	4s		3d
	Квантовые числа
	N	3	3	3		3		3		3
	L	0	0	2		2		2		2
	M	0	0	-2		-1		0		+1
	S	0.5	-0.5	0.5		0.5		0.5		0.5

390. Ванадий, № 23. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³. Атом ванадия имеет в нормальном состоянии 3 неспаренных электрона на 3d-подуровне. При возбуждении электроны с 4s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали 3d-подуровня, образуя при этом 5 неспаренных электронов.

	Электроны	4s		3d
	Квантовые числа
	N	3	3	3		3		3
	L	0	0	2		2		2
	M	0	0	-2		-1		0
	S	0.5	-0.5	0.5		0.5		0.5

391. Современная формулировка: Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элементов. Формулировка Менделеева: свойства элементов находятся в периодической зависимости от их атомных весов. Изменение формулировки произошло в связи с работами Мозли (1912 г.), который показал, что истинной основой закона являются не атомные веса, а положительные заряды ядер атомов, численно выражаемые (в е-единицах) атомными номерами соответствующих элементов.

392. Менделеев предсказал существование трех элементов: галлий, скандий, германий. Свойства элементов, предсказанные Менделеевым совпали очень точно, например, для германия:

Предсказано Менделеевым (1871)	Найдено Винклером (1886)
Атомный вес 72 Удельный вес 5,5 Металл не вытесняет водород из кислот Оксид ЭО2 Удельный вес оксида 4.7 и др.	72.6 5.35 металл не растворяется в HCl, H2SO4 GeO2 4.70 и др.

393. В 1869 году истинную природу периодического изменения свойств элементов предсказать было невозможно, т.к. еще не была раскрыта структура атома. В настоящее время периодичность изменения свойств элементов связывается с ростом положительных зарядов ядер атомов. Поскольку атом электронейтрален, с ростом положительного заряда ядра увеличивается количество электронов, окружающих атом. Электроны заполняют оболочку последовательно - при этом свойства элементов также периодически изменяются.

394. Атомный номер элемента совпадает с количеством протонов в ядре атома элемента. С ростом атомного номера увеличивается положительный заряд ядра. Соответственно, увеличивается количество электронов, окружающих ядро. Электроны заполняют оболочку вокруг ядра строго последовательно. В связи с этим свойства атомов изменяются периодически.

395. Периодическая система является по отношению к периодическому закону графической формой. ПС содержит в себе громадное количество информации как явной, так и скрытой. Каждый вариант ПС - это способ наглядно представить ту или иную группу периодических свойств элементов. Короткопериодный вариант удобен своей компактностью. В нем наглядно показано как и почему различные элементы объединены в главные и побочные подгруппы. Однако, в короткопериодном варианте периодической системы нелогично разнесены в разные части таблицы d-металлы, разделенные группой благородных газов. Длиннопериодный вариант ПС наглядно представляет периоды, т.к. d-металлы находятся в логичном для них месте. Однако, в длиннопериодном варианте не ясно отражена связь между главными и побочными подгруппами элементов.

396. Короткопериодный вариант удобен своей компактностью. В нем наглядно показано как и почему различные элементы объединены в главные и побочные подгруппы. Однако, в короткопериодном варианте периодической системы нелогично разнесены в разные части таблицы d-металлы, разделенные группой благородных газов.

Длиннопериодный вариант ПС наглядно представляет периоды, т.к. d-металлы находятся в логичном для них месте. Однако, в длиннопериодном варианте не ясно отражена связь между главными и побочными подгруппами элементов.

397. Являющаяся наглядным выражением периодического закона, система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Группы периодической системы объединяют входящие в них элементы по признаку химического сродства. Из них восьмая включает в себя инертные газы, а триады содержат только элементы, относящиеся к большим периодам. В каждой из остальных групп имеются по две подгруппы элементов больших периодов.

398. Элементы одного периода объединяет то, что их внешние (валентные) электроны находятся в одном электронном слое. Элементы одной группы сходны в количестве валентных электронов. Элементы одной группы, но разных подгрупп различаются тем, что они относятся к разным семействам. У элементов одного семейства общим является то, что последний электрон у атомов этих элементов находится на орбиталях с одинаковым орбитальным квантовым числом (l).

399. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Группы периодической системы объединяют входящие в них элементы по признаку химического сродства. Из них восьмая включает в себя инертные газы, а триады содержат только элементы, относящиеся к большим периодам. В каждой из остальных групп имеются по две подгруппы элементов больших периодов. Т.о. емкость уровня совпадает с его заполненостью только для первого и второго периодов. В случае третьего и последующих периодов емкость больше количества элементов. Это связано со следующим явлением: из-за разницы в энергии d- и f-орбитали выталкиваются в верхние электронные слои.

400. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Число электронов в электронном слое определяется принципом Паули (в одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел).

Емкость уровня совпадает с его заполненостью только для первого и второго периодов. В случае третьего и последующих периодов емкость больше количества элементов. Это связано со следующим явлением: из-за разницы в энергии d- и f-орбитали выталкиваются в верхние электронные слои.

401. Число элементов в периоде определяется значением главного квантового числа: 2n². Т.е. в седьмом периоде должно содержаться 98 элементов. Последний элемент должен иметь порядковый номер 86+14+10+6 = 116. Он будет являться аналогом радона.

402. Водород и гелий помещают соответственно в первую и вторую группы, т.к. они являются электронными аналогами соответствующих элементов. Однако, физико-химические свойства водорода и гелия более сходны с элементами, соответственно, седьмой и восьмой групп. Водород схож с галогенами по следующим признакам: газообразный, в свободном состоянии - димер. Гелий, как и благородные газы, чрезвычайно инертен.

403. До 1963г. благородные газы помещали в т.н. «нулевую группу», которая располагалась перед группой щелочных металлов. после определения точного строения электронной оболочки благородных газов, было выяснено, что она является не началом электронного слоя, а его завершением. Поэтому сейчас группу благородных газов помещают в последнюю восьмую группу.

404. Атомный номер элемента совпадает как с количеством протонов в ядре его атома, так и с числом электронов. Поскольку последовательность заполнения электронами электронных слоев известна, то, зная количество электронов, можно легко определить положение элемента в ПС.

Элемент №20: электронная формула - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Это s-элемент, активный металл. В соединениях имеет положительную степень окисления +2. Формула оксида МеО, гидроксида Ме(ОН)₂. Оксид и гидроксид имеют основные свойства и т.д.

Элемент №34: электронная формула - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴. Это p-элемент, неметалл. В соединениях может иметь степени окисления -2, +2, +4, +6. Наиболее устойчивой является СО = +4. Формула оксида ЭО₂, гидроксида Э(ОН)₄. Оксид и гидроксид имеют амфотерные свойства и т.д.

405. Элемент №19: электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Четвертый период, первая группа, главная подгруппа. Это s-элемент, активный металл. В соединениях имеет положительную степень окисления +1. Формула оксида Ме₂О, гидроксида МеОН. Оксид и гидроксид имеют основные свойства и т.д. Элемент №35: электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵. Четвертый период, 7 группа, главная подгруппа. Это p-элемент, неметалл. В соединениях может иметь степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Наиболее устойчивой является СО = -1. Формула гидрида НЭ, гидроксида НЭО_1,3,5,7. Оксиды и гидроксиды имеют кислотные свойства и т.д.

406. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Соответственно наименьший радиус имеет атом гелия, а наибольший - атом франция. При увеличении радиуса атома усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.

407. Орбитальный радиус - радиус атома измеряемый от центра ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Ковалентный радиус - радиус атома в молекуле, построенной по типу ковалентной связи. Металлический радиус - радиус атома в металлической решетке. Эффективный радиус - практический радиус атома, связанного с другими атомами. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. При увеличении радиуса атома усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.

408. Изменение ионизационного потенциала обратно пропорционально изменению атомного радиуса. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. по периодам ионизационный потенциал увеличивается, а по группам - уменьшается. При уменьшении ионизационного потенциала усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.

409. Ионизационный потенциал и энергия ионизации - это количественные характеристики энергии отрыва электрона от атома. Ионизационный потенциал (ИП) измеряется в эВ, а энергия ионизации (ЭИ) в кДж/моль. ИП(Li) = 5.19 эВ, следовательно, ЭИ(Li) = 5.19*96486 = 500 кДж/моль. ЭИ(О) = 1313.0 кДж/моль, следовательно, ИП(О) = 1313.0/96.486 = 13.6 эВ. Радиус атома кислорода значительно меньше радиуса атома лития. Соответственно, взаимодействие внешних электронов с ядром в атоме кислорода выше, а значит выше и ИП кислорода. Можно сделать следующий вывод: чем выше ИП, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента.

410. На внешней орбите у атома бериллия находятся два электрона, близкие по энергии. Соответственно ионизационные потенциалы для этих электронов близки. В противоположность этому, первый и второй электроны атома лития расположены в различных электронных слоях. И, если первый электрон отрывается относительно легко, то второй электрон, находящийся гораздо ближе к ядру, оторвать значительно сложнее. Отсюда и разница в ионизационных потенциалах.

411. Атомы типичных металлов отличаются от атомов типичных неметаллов значительно большими радиусами, а значит у металлов меньше энергия ионизации, электроотрицательность и сродство к электрону. Металлы в большинстве - твердые (при н.у.) вещества, проводники, ковкие, пластичные и т.п. В соединениях металлы имеют только положительные степени окисления, в то время как неметаллы имеют как отрицательные, так и положительные СО. Амфотерные металлы, в отличие от типичных металлов, могут проявлять основные и кислотные свойства как в свободном состоянии, так и в соединениях. Металлические свойства зависят от радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. с увеличением порядкового номера по периодам металличность уменьшается, а по группам увеличивается. Неметаллы - хлор, кислород, гелий, кремний, углерод. Металлы - франций, натрий, уран, магний. Амфотерные металлы - алюминий, германий, олово, цинк.

412. Металлические свойства зависят от радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. по периодам металличность уменьшается, а по группам увеличивается.

413. Сродством к электрону называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к электронейтральному атому. С ростом порядкового номера элемента сродство к электрону по периодам растет, а по группам уменьшается. Минимальное сродство к электрону имеют щелочные металлы и благородные газы. Максимальное сродство к электрону у галогенов.

414. Относительная электроотрицательность (ОЭО) - условная оценка способности атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. С ростом порядкового номера элемента ОЭО по периодам растет, а по группам уменьшается. Минимальную ОЭО имеет франций, а максимальная ОЭО у атома фтора.

415. Максимальная валентность химических элементов зависит то количества внешних электронов. По периоду число валентных электронов растет - соответственно увеличивается максимальная валентность. По группам значение максимальной валентности не изменяется, т.к. не добавляется валентные электроны.

416. Если иметь в виду только s- и p-элементы, то для их оксидов по группам сверху вниз и по периодам справа налево усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства. Это происходит вследствие соответствующего изменения радиусов атомов центральных элементов в оксидах: чем больше радиус элемента, тем сильнее выражены его металлические свойства, тем более основными свойствами обладает его оксид.

Пример №1 (по третьему периоду):

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O ; Na₂O + KOH = реакция не протекает.

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O ; Al₂O₃ + 6KOH =2K₃AlO₃ + 3H₂O

Cl₂O₇ + HCl = реакция не протекает ; Cl₂O₇ + 2KOH = 2KClO₄ + H₂O.

Пример №2 (по третьей группе):

B₂O₃ + HCl = реакция не протекает; B₂O₃ + 6KOH = 2K₃BO₃ + 3H₂O.

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O ; Al₂O₃ + 6KOH =2K₃AlO₃ + 3H₂O

In₂O₃ + 6HCl = 2InCl₃ + 3H₂O ; In₂O₃ + KOH = реакция не протекает.

417. Если иметь в виду только s- и p-элементы, то для их гидроксидов по группам сверху вниз и по периодам справа налево усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства. Это происходит вследствие соответствующего изменения радиусов атомов центральных элементов в оксидах: чем больше радиус элемента, тем сильнее выражены его металлические свойства, тем более основными свойствами обладает его гидроксид.

Пример №1 (по третьему периоду):

NaOH + HCl = NaCl + H₂O ; NaOH + KOH = реакция не протекает

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O ; Al(OH)₃ + 3KOH =K₃[Al(OH)₆]

HClO₄ + HCl = реакция не протекает ; HClO₄ + KOH = KClO₄ + H₂O

Пример №2 (по третьей группе):

B(OH)₃ + HCl = реакция не протекает; B(OH)₃ + 3KOH = K₃BO₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O ; Al(OH)₃ + 3KOH =K₃[Al(OH)₆]

In(OH)₃ + 3HCl = InCl₃ + 3H₂O ; In(OH)₃ + KOH = реакция не протекает.

Э₂O₃ + 6HCl = 2ЭCl₃ + 3H₂O.

418. При переходе от одного периода к другому свойства оксидов и гидроксидов d-элементов меняются незначительно, либо остаются практически неизменными. Так, в ряду оксидов и гидроксидов скандия - иттрия - лютеция наблюдаются основные свойства: Э₂О₃ + КОН = реакция не протекает. У соответствующих соединений цинка - кадмия - ртути свойства изменяются от амфотерных до основных. В HCl = реакция не протекает ; Э₂O₇ + 2KOH = 2KЭO₄ + H₂O.

419. Диагональным сходством называется сходные свойства элементов находящихся на одной ряду оксидов и гидроксидов марганца - технеция - рения наблюдаются кислотные свойства: Э₂O₇ + диагонали в периодической таблице. Причиной этого эффекта является приблизительное равенство радиусов атомов соответствующих элементов. Примером диагонального сходства может служить идентичность некоторых свойств лития и магния: металлы, относительно хорошие комплексообразователи, образуют одинаково белые соли со значительной степенью ионности связи и т.п.

420. Полными электронными аналогами называются элементы, которые в любой степени окисления имеют подобную структуру внешнего и предвнешнего электронного уровня. Неполные электронные аналоги имеют подобную структуру внешнего и предвнешнего электронного уровня только в максимальной степени окисления. Сходство: в максимальной степени окисления полные и неполные электронные аналоги образуют химические соединения подобного стехиометрического состава. Эти соединения имеют схожие химические свойства (кислотность, основность, активность). В промежуточных степенях окисления полные и неполные электронные аналоги образуют сильно отличающиеся друг от друга соединения.

Химические элементы называются типическими, если они обладают свойствами, позволяющими отнести их только к какому-либо одному классу элементов. Именно отсутствие двойственности свойств, амфотерности отличает типические элементы от нетипических.

421. Связь называется ковалентной неполярной, если она осуществляется между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью (ОЭО). Если ОЭО атомов, образующих связь различается менее, чем на 2.1, то такая связь называется ковалентной полярной. В случае, если разница в ОЭО больше, чем 2.1, то связь называется ионной. Связь, образованная атомами металлов называется металлической.

Азот (N2)	Ковалентная неполярная
Железо (Fe)	Металлическая
Углекислый газ (CO2)	Ковалентная полярная
Фторид калия (KF)	Ионная
Фосфин (PH3)	Ковалентная полярная
Сульфат натрия (Na2SO4)	Ионная + полярная
Кремний (Si)	Неполярная

422. Связь называется ковалентной неполярной, если она осуществляется между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью (ОЭО). Если ОЭО атомов, образующих связь различается менее, чем на 2.1, то такая связь называется ковалентной полярной. В случае, если разница в ОЭО больше, чем 2.1, то связь называется ионной. Связь, образованная атомами металлов называется металлической.

Иодоводород (HI)	Ковалентная полярная
Никель (Ni)	Металлическая
Оксид кремния (SiO2)	Ковалентная полярная
Оксид магния (MgO)	Ковалентная полярная
Нитрат калия (KNO3)	Ионная + полярная
Фтор (F2)	Ковалентная неполярная

423. Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловливающее образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы. Три основные типа химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.

Тип химической связи	Атомы каких элементов вступают в связь	Процессы в электронных оболочках атомов	Образующиеся частицы и вещества	Примеры
Ковалентная	Любых	Образование электронных пар. Незначительная деформация	Молекулы, кристаллы	N2, H2O, FeCl3
Ионная	Любых	Образование электронных пар, сильно притянутых к одному из атомов. Значительная деформация оболочек	Молекулы, кристаллы имеющие на некоторых атомах частичные заряды ( + и -)	NaF, KCl, CsF
Металлическая	Атомы металлов	Делокализация валентных электронов.	Металлическая решетка, в узлах которой находятся атомы металлов	Fe, Ni, Cu.

424. В ряду HF - HCl - HBr - HI происходит увеличение длины связи вследствие увеличения радиуса атомов галогенов в ряду F - Cl - Br - I, поскольку происходит добавление новых электронных слоев.

425. В ряду H₂O- H₂S-H₂Se-H₂Te происходит увеличение длины связи вследствие увеличения радиуса атомов элементов в 6 группе от кислорода к теллуру вследствие добавления электронных слоев.

426. В ряду С₂Н₆-С₂Н₄-С₂Н₂ происходит уменьшение длины связи, т.к. между атомами углерода происходит увеличение кратности связи. Так, у этана кратность связи равна 1, у этилена -2, у ацетилена -3.

427. В ряду HF - HCl - HBr - HI происходит уменьшение энергии связи, поскольку увеличивается радиус атома галогенов от фтора к йоду. Чем больше радиус атома, тем меньше нужно затратить энергии, чтобы разрушить молекулу.

428. В ряду СF₄ - СCl₄ - СBr₄ - СI₄ происходит уменьшение энергии связи, поскольку увеличивается радиус атома галогенов от фтора к йоду. Чем больше радиус атома, тем меньше нужно затратить энергии, чтобы разрушить молекулу.

429. В ряду С₂Н₂ - С₂Н₄ - С₂Н₆ происходит уменьшение энергии связи, т.к. между атомами углерода происходит уменьшение кратности связи. Так, у этана кратность связи равна 1, у этилена -2, у ацетилена -3. Чем больше кратность связи, тем прочнее молекула, тем больше нужно затратить энергии для ее разрушения.

430. Валентным углом называется угол между линиями связи (линия связи - линия, проходящая через центры ядер атомов) , , .

431. Теория валентных связей исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Т.е. химическая связь локализована между двумя атомами: она двуцентровая и двухэлектронная.

А том хлора имеет один неспаренный электрон, соответственно между двумя атомами хлора и между хлором и водородом может образоваться только одна связь за счет образования одной обобществленной электронной пары: Cl 3s² 3p⁵, H 1s¹ => Сl-Cl, H-Cl. Валентные возможности атома азота ограничены тремя неспаренными электронами, поэтому с атомами кислорода в молекуле азотной кислоты азот связан как бы полуторными связями. Стехиометрическая валентность азота равна 5, степень окисления = +5, электронная валентность равна 4, кратность связей 1.5.

432. Изменение валентности атома в большинстве случаев происходит за счет возбуждения, при котором распаривается электронная пара, образуя два неспаренных электрона. Т.е. валентность увеличивается на 2. Соответственно у р-элементов переменной валентности она различается на 2. Атом фтора имеет один неспаренный электрон на р-орбитали и не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 1. Атом Cl имеет подобную оболочку, однако у него есть возможность переходить в возбужденное состояние за счет перехода электронов на вакантные d-орбитали. Соответственно, Cl может иметь валентность 1,3,5,7. F 2s²2p⁵, Cl 3s² 3p⁵3d⁰. ClF, ClF₃, ClF₅, ClF₇.

433. Валентное состояние электронов, орбиталей и атома в целом означает возможность образования атомом химической связи. Атом фтора имеет один неспаренный электрон на р-орбитали и не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 1. F 2s²2p⁵. Атом хлора имеет подобную оболочку, однако у него есть возможность переходить в возбужденное состояние за счет перехода электронов на вакантные d-орбитали. Соответственно, хлор может иметь валентность 1,3,5,7. Cl 3s² 3p⁵3d⁰. Атом кислорода имеет два неспаренных электрона на р-орбитали и подобно фтору не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 2. О 2s²2p⁴. Сера, как и хлор, находится в третьем периоде, в котором есть вакантная d-орбиталь. Соответственно сера может быть 2-,4-,6-тивалентной. S 3s² 3p⁴3d⁰. Для атома бериллия, валентные электроны которого находятся на 2s орбитали вакантной является 2р-орбиталь, на которую может происходить возбуждение электронов. Валентность всегда бериллия равна 2. Ве 2s²2p⁰. Бор имеет на один электрон больше, чем бериллий, т.е. его валентность всегда равна 3 (поскольку 2s- и 2р-орбитали близки по энергии, возбуждение бериллия протекает очень легко и валентность 1 для него не характерна). В 2s²2p¹. Углерод имеет на один электрон больше, чем бор; его валентность равна 4 (поскольку 2s- и 2р-орбитали близки по энергии, возбуждение углерода, как и бериллия, протекает очень легко и валентность 2 для С не характерна). С 2s²2p².

434. Находясь в основном состоянии элементы обычно имеют немного неспаренных электронов, однако многие элементы способны переходить в возбужденное состояние, что приводит к появлению дополнительных неспаренных электронов, что увеличивает валентные возможности элементов. Основное состояние атома характеризуется минимумом энергии, в то время как возбужденное состояние характеризуется избыточной энергией. Когда атом находится в возбужденном состоянии его электроны могут распариваться и переходить на вакантные орбитали. PCl₃, PCl₅. Валентная конфигурация атома фосфора в основном состоянии: 3s²3p³, т.е. валентность фосфора в основном состоянии равна 3. Следовательно в молекуле PCl₃ фосфор находится в основном, а в PCl₅ - возбужденном состоянии. H₂S, SO₃. Валентная конфигурация атома серы в основном состоянии: 3s²3p⁴, т.е. валентность серы в основном состоянии равна 2. Следовательно в молекуле H₂S сера находится в основном, а в SO₃ - возбужденном состоянии.

435. Главной причиной образования химической связи между атомами является стремление к минимуму энергии: при образовании связи электронные облака перестраиваются так, что новая система энергетически более выигрышна, чем предыдущая, представляющая собой два отдельных атома (молекулы). О перекрывании электронных облаков при образовании молекулы водорода говорит тот факт, что линейный размер молекулы меньше суммы диаметров двух атомов водорода.

436. Образование одиночной связи (σ-связь) происходит вдоль линии связывания, при этом происходит наибольшее перекрывание, поэтому σ-связь наиболее прочная. Вторая и третья связь (π-связь) образуются над линией связи, при этом сильного перекрывания электронных облаков не происходит, поэтому энергия σ-связь + π-связь не равна удвоенной σ-связи.

Одинарная связь
Двойная связь
Тройная связь

437. а) только σ-связь: СН₄, NaCl, KF

б) одна σ-связь + одна π-связь: О₂, СО₂

в) одна σ-связь + две π-связи: N₂, CO

438. SF₆ - шесть σ-связей ( ), SO₃ - три σ-связи + три π-связи ( ), POCl₃, - четыре σ-связи + одна π-связь ( ), C₂H₂, - три σ-связи + две π-связи ( ), C₂H₄, - пять σ-связей + одна π-связь ( ), COCl₂, - три σ-связи + одна π-связь ( ), SO₂Cl₂. - четыре σ-связи + две π-связи ( ).

439. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму происходит следующим образом: один атом является донором электронной пары, а второй – имеет вакантную орбиталь и является акцептором. Например: Нٱ + :NH₃ = [NH₄]⁺. У водорода имеется вакантная орбиталь, а у азота – электронная пара. При образовании донорно-акцепторной связи стехиометрическая валентность азота увеличилась на 1, а степень окисления и электронная валентность не изменились. Стехиометрическая валентность и степень окисления водорода увеличились на 1, а электронная валентность не изменилась.

440. С₂Н₆ - между атомами углерода образована одинарная связь, в то время как в молекуле С₂Н₄ между атомами углерода образована двойная связь, в результате чего в С₂Н₄ энергия связи между С-С выше. В бензоле - С₆Н₆ - между атомами углерода формально двойная связь, однако она делокализована по всему углеродному кольцу, из-за чего энергия связи С-С ниже, чем в этилене.

441.

	Молекула диамагнитна. KK(σ2sсв)2(σ2sр)2(σ2рхсв)2(πсв2ру,2pz)4(πp2ру,2pz)4 Кратность связи = =1, т.е. F-F При отрыве электрона энергия связи увеличится, т.к. внешний электрон находится на разрыхляющей МО.
	Молекула парамагнитна. KK(σ2sсв)2(σ2sр)2(σ2рхсв)2(πсв2ру,2pz)4(πp2ру,2pz)2 Кратность связи = =2, т.е. О=О При отрыве электрона энергия связи увеличится, т.к. внешний электрон находится на разрыхляющей МО.
	Молекула диамагнитна. KK(σ2sсв)2(σ2sр)2(σ2рхсв)2(πсв2ру,2pz)4 Кратность связи = =3, т.е. С≡О При отрыве электрона энергия связи уменьшится, т.к. внешний электрон находится на связывающей МО.

442. с

443.

Согласно теории Мо, молекула может существовать, если кратность связей (р) больше 0. А) р(Не2) = (2-2)/2 = 0 – молекула не существует Б) Отрыв одного электрона осуществляется с разрыхляющей МО: р = (2-1)/2 = 0.5 – молекула существует. В) He2- - не существует, т.к. 5 электронов не могут разместиться на двух МО. Г) НеF не может существовать, т.к. энергия АО Не и F сильно отличаются. Д) НеН. Р = (2-10/2 = 0.5 Молекула может существовать.

444. с

445. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей. Внешние электроны молекул водорода, углерода и азота находятся на связывающих МО, поэтому их легче оторвать от атомов, чем от молекул.

446. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей. Внешние электроны молекул кислорода и азота находятся на разрыхляющих МО, поэтому их легче оторвать от молекул, чем от атомов.

447. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей молекулы, чем со связывающих орбиталей. Энергия, затрачиваемая на отрыв электронов от атомов имеет промежуточное значение между энергией электронов связывающих и разрыхляющих МО. Внешние электроны молекулы СО находятся на связывающих МО, поэтому их легче оторвать от молекулы, чем от отдельных атомов С и О.

448. Согласно теории МО, чем больше кратность связи (р) молекулы, тем молекула устойчивее (больше Есв и меньше длина связи)

Добавление электрона к О2 происходит на разрыхляющую МО: устойчивость уменьшается. Удаление электрона с разрыхляющей МО, наоборот, делает молекулу устойчивее: р(О2) = р(О2+) = р(О2-) = р(О22-) =

449. а) – невозбужденная, т.к. на _2р-связывающих орбиталях азота находятся спаренные электроны, на разрыхляющих _2р-орбиталях азота неспаренных электронов нет.

б)-возбужденная

450.