Решение задачи по химии: Строение атома

Ниже представлены ответы на вторую часть вопросов, оформленные для записи в тетрадь. Вопрос 10. Ионизационные потенциалы. Сродство к электрону. Электроотрицательность. 1. Энергия (потенциал) ионизации \( I \) — энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. В периоде растет (слева направо), в группе уменьшается (сверху вниз). 2. Сродство к электрону \( E \) — энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при присоединении электрона к атому. Наибольшее сродство у галогенов. 3. Электроотрицательность (\( ЭО \)) — способность атома притягивать к себе общие электронные пары. - В периоде \( ЭО \) растет. - В группе \( ЭО \) уменьшается. Самый электроотрицательный элемент — фтор \( F \). Вопрос 11. Строение атомного ядра. Изотопы. Ядерные реакции. Ядро состоит из нуклонов: протонов (\( p^+ \)) и нейтронов (\( n^0 \)). Заряд ядра определяется числом протонов и равен порядковому номеру \( Z \). Массовое число \( A = Z + N \), где \( N \) — число нейтронов. Изотопы — это атомы одного элемента с одинаковым \( Z \), но разным числом нейтронов \( N \) (и, следовательно, разной массой). Ядерные реакции — это превращения ядер при взаимодействии с частицами или друг с другом. Пример альфа-распада: \[ {}_{Z}^{A}X \rightarrow {}_{Z-2}^{A-4}Y + {}_{2}^{4}He \] Вопрос 12. Характеристики химической связи. Метод валентных связей (МВС). 1. Энергия связи — энергия, выделяющаяся при ее образовании (мера прочности). 2. Длина связи — расстояние между центрами ядер. 3. Валентный угол — угол между линиями связи в молекуле. Механизмы образования ковалентной связи: - Обменный: каждый атом дает по одному неспаренному электрону. - Донорно-акцепторный: один атом (донор) дает пару электронов, другой (акцептор) — свободную орбиталь. - Дативный: разновидность донорно-акцепторной связи с участием d-орбиталей. Типы перекрывания: - \( \sigma \)-связь: перекрывание вдоль линии соединения ядер. - \( \pi \)-связь: боковое перекрывание (над и под линией связи). - \( \delta \)-связь: перекрывание всеми четырьмя лопастями d-орбиталей. Вопрос 13. Свойства ковалентной связи. Полярность. 1. Насыщаемость — способность атома образовывать строго определенное число связей (определяется числом валентных орбиталей). 2. Поляризуемость — способность электронной тучи смещаться под действием внешнего поля. 3. Полярность: - Неполярная связь: \( \Delta ЭО = 0 \) (например, \( H_2 \)). - Полярная связь: \( \Delta ЭО > 0 \), электронная пара смещена к более \( ЭО \) атому. Дипольный момент \( \mu \) — количественная мера полярности: \[ \mu = q \cdot l \] где \( q \) — заряд, \( l \) — длина диполя. Вопрос 14. Гибридизация. Модель Гиллеспи. Гибридизация — это смешение разных по форме и энергии орбиталей одного атома с образованием одинаковых гибридных орбиталей. - \( sp \): линейная форма (угол \( 180^\circ \)). - \( sp^2 \): плоский треугольник (\( 120^\circ \)). - \( sp^3 \): тетраэдр (\( 109^\circ 28' \)). Модель Гиллеспи (ОЭПВО) утверждает, что геометрия молекулы зависит от взаимного отталкивания электронных пар (связывающих и неподеленных). Вопрос 15. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Основные положения: 1. Электроны в молекуле распределены по молекулярным орбиталям (МО), охватывающим всё ядро. 2. МО образуются как линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). Типы МО: - Связывающие: энергия ниже, чем у исходных АО (упрочняют связь). - Разрыхляющие: энергия выше, чем у АО (ослабляют связь). - Несвязывающие: энергия не меняется. Кратность связи (\( K \)): \[ K = \frac{N_{св} - N_{разр}}{2} \] Вопрос 16. ММО гомоядерных молекул 1 и 2 периодов. Для молекул типа \( A_2 \): - \( H_2 \): \( (\sigma_{1s})^2 \), кратность = 1. - \( He_2 \): \( (\sigma_{1s})^2 (\sigma_{1s}^*)^2 \), кратность = 0 (молекула не существует). Для 2-го периода (от \( Li_2 \) до \( N_2 \)) уровень \( \sigma_{2p} \) выше, чем \( \pi_{2p} \) (из-за взаимодействия \( 2s \) и \( 2p \)). Для \( O_2 \) и \( F_2 \) уровень \( \sigma_{2p} \) ниже \( \pi_{2p} \). Молекула \( O_2 \) парамагнитна, так как имеет 2 неспаренных электрона на разрыхляющих орбиталях. Вопрос 17. ММО гетероядерных молекул. В молекулах типа \( AB \) (например, \( CO, NO \)) вклады атомных орбиталей неодинаковы. Более электроотрицательный атом имеет АО с более низкой энергией. Поэтому связывающие МО по энергии и форме ближе к орбиталям более \( ЭО \) атома, а разрыхляющие — к орбиталям менее \( ЭО \) атома. Вопрос 18. Ионная связь. Образуется между атомами с большой разностью \( ЭО \) (\( \Delta ЭО > 1,7 \)). Это электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов. Свойства: - Ненаправленность (силовое поле иона сферично). - Ненасыщаемость (ион притягивает любое число ионов противоположного знака). Деформируемость (поляризация): под действием электрического поля ионы могут деформироваться, что придает ионной связи долю ковалентности. Вопрос 19. Металлическая связь. Зонная теория. Металлическая связь — это притяжение между положительными ионами металлов в узлах решетки и «электронным газом» (обобществленными электронами). Зонная теория: при сближении атомов их уровни расщепляются в зоны. - Валентная зона: заполнена электронами. - Зона проводимости: свободна. У металлов эти зоны перекрываются (зона перекрытия), что обеспечивает высокую электропроводность. У диэлектриков между ними большая запрещенная зона. Вопрос 20. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь возникает между атомом \( H \), связанным с сильно \( ЭО \) элементом (\( F, O, N \)), и неподеленной парой другого такого атома. Бывает межмолекулярной и внутримолекулярной. Силы Ван-дер-Ваальса: 1. Ориентационные: между полярными молекулами (диполь-диполь). 2. Индукционные: полярная молекула наводит диполь в неполярной. 3. Дисперсионные: возникают между любыми молекулами за счет мгновенных диполей (движение электронов).