Продолжение. Начало см. в № 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21/2005

Ответы на упражнения и
контрольные вопросы к теме 5

Урок 25

1. а) Ковалентная связь образуется за счет общей пары электронов, причем каждый из связываемых атомов отдает в общее пользование свои электроны – по 1 электрону (Н : Н), по 2 электрона (О :: О), по 3 электрона (N N). Такая связь между одинаковыми атомами неметаллов – ковалентная неполярная связь.

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Например, в этане H₃C–CH₃ связь между атомами углерода одинарная, в этилене H₂C=CH₂ – двойная, в ацетилене НССН – тройная. С увеличением кратности связи ее энергия возрастает.

б) Ковалентная полярная связь существует между атомами разных неметаллов (Н–Сl, Н–О–Н, О=С=О).

в) Донорно-акцепторная связь – разновидность ковалентной связи – также осуществляется за счет общей электронной пары. Только в этом случае один атом (донор) поставляет свою свободную пару электронов в общее пользование с другим атомом (акцептором). Пример образования донорно-акцепторной связи:

г) Ионная связь – между атомами металлов и неметаллов (NaCl, CaO).

д) Металлическая связь – между атомами в металлах и сплавах.

е) Водородная связь – слабая межмолекулярная связь между атомами кислорода (или азота, или фтора) одной молекулы и атомами водорода другой молекулы (Н–О, Н–N или Н–F). Межмолекулярные водородные связи в кристаллических HF (t_пл = –83 °С) и Н₂О (t_пл = 0 °С) имеют длины соответственно 1,5 и 1,77 , что длиннее внутримолекулярных (~1 ).

2. Электроны в атоме различаются энергией и располагаются слоями (энергетический уровень) вблизи ядра атома. Точное расположение конкретного электрона в каждый момент времени неопределенно. Однако можно говорить о вероятности нахождения электрона в некоторой области пространства (в электронном облаке или на энергетическом уровне) возле ядра атома. Первый электронный слой (ближний к ядру) вмещает 2 электрона, второй – 8 электронов, третий – 18 электронов. Особенность заполнения электронных слоев такова, что на внешнем (дальнем от ядра) слое может находиться не более 8 электронов.

3. Электроотрицательность (ЭО) атома химического элемента – это способность этого атома притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связей с другими атомами. Значение ЭО атома лития принято равным 1,0. Самое большое значение ЭО у атома фтора, оно равно 4,0. Практически у атомов всех других элементов значения ЭО лежат в интервале от 1,0 до 4,0
(Mg – 1,2, Al – 1,5, H – 2,1, S – 2,5, Cl – 3,0, O – 3,5). Только у атомов самых активных металлов ЭО чуть меньше единицы: ЭО(К) равна 0,8, ЭО(Na) – 0,9.

4. Участвуют в образовании химической связи электроны третьего энергетического уровня. Атомы первых трех элементов 3-го периода в соединениях отдают внешние валентные электроны атомам неметаллов, превращаясь в катионы Na⁺, Mg²⁺ и Al³⁺ с восьмиэлектронной предвнешней оболочкой. Четыре последующих элемента – неметаллы Si, P, S, Cl. Их атомы также могут отдавать свои валентные электроны атомам элементов с большей электроотрицательностью:

Кроме того, атомы этих неметаллов могут принимать электроны атомов других элементов с меньшей электроотрицательностью, дополняя свою внешнюю электронную оболочку (3-й энергетический уровень) до октета (восьми электронов):

5. Для возникновения химической связи необходимо:

а) сближение двух атомов до расстояния, равного сумме их радиусов;

б) перекрывание электронных оболочек атомов, сопровождающееся выделением энергии (т.е. энергия системы при этом понижается).

6. [H] + [H] = H–H (ковалентная неполярная связь),

Na–Na (металлическая связь),

Fe + S = FeS (ионная связь),

O₂ + S = SO₂ (ковалентная полярная связь).

7.

8. Соединения брома с разными видами химической связи:

9. Молекулы – НВr, Вr₂, НNО₃,

вещества ионного строения – NaI, NaNO₃, KOH.

10. Температуры плавления и кипения веществ с ковалентной связью низкие, а с ионной связью – высокие.

11. Ответы на кроссворд. По вертикали: 1. Ковалентная. 2. Октет. 3. Водородная. 4. Молекула.
5. Полярная. 6. Акцептор. 7. Электрон. 8. Неполярная. 9. Ионная. 10. Валентность.

По горизонтали: 11. Электроотрицательность.

Урок 26

1. Соединения с донорно-акцепторной связью: NH₄⁺, NH₄Cl, H₃O⁺.

2. Атом азота – донор электронной пары, а ион водорода Н⁺ – акцептор этой пары.

3. Водородная связь – межмолекулярная, она возникает между атомами О, N или F одной молекулы и атомами водорода, связанными с атомами О, N или F, другой молекулы. Примеры:

4.

5. В ряду Н–Сl, Н–Вr, Н–I длина связи увеличивается, т.к. увеличивается радиус атома галогена.

6. Q = 2•430 – 437 – 240 = 183 кДж. Q > 0, энергия в реакции выделяется.

7. Мерой полярности химической связи служит ее дипольный момент, измеряемый в дебаях. В скобках после формулы вещества или ее фрагмента приведены значения разности электроотрицательностей атомов элементов и дипольных моментов в дебаях:

Н–Н (0, 0), С–Н (0,4, 0,4), Н–Сl (0,9, 1,0), С–I (0, 1,25), С–Сl (0,5, 1,5).

8. С=О < С=S, C–O < C–S, C–I > C–Cl,

C–P < C–S, C=N < C=O.

Урок 27

1. а) Линейные молекулы: О=С=О, Н–СС–Н;

б) угловые: 

в) треугольная пирамида: NН₃,

тетраэдр: СН₄ – с атомами Н в вершинах и атомом С в центре фигуры.

2. Схема sp-гибридизации s- и р-электронных облаков атома бериллия в реакции с фтором:

3. Электронографические формулы атома бора в основном В_осн и возбужденном В_возб состояниях:

4. Схемы перекрывания гибридных облаков в молекулах ВеF₂ и ВСl₃:

5. Сходство молекул СН₄, NH₃ и Н₂О в том, что все они бинарные водородные соединения, причем атомы элементов С, N и О находятся в состоянии sp³-гибридизации. У каждого центрального атома (C, N, O) по четыре валентные орбитали.

Различие состоит в том, что у этих соединений разные центральные атомы и разная геометрия молекул: СН₄ – тетраэдр с атомами Н в вершинах и атомом С в центре; NН₃ – треугольная пирамида (атом N в вершине); Н₂О – уголковая молекула с углом между валентными орбиталями, равным 104,5°:

6. Атомы С в бензоле С₆Н₆ находятся в состоянии sp²-гибридизации. Три -связи атома С в бензоле лежат в плоскости и равноудалены друг от друга (угол между тремя соседними атомами С равен 120°):

Урок 28

1. ... кристаллическая решетка вещества.

2. Кристаллические решетки: а) ионная; б) молекулярная;

в) атомная; г) металлическая.

3. … аморфные вещества.

4. Кристаллические решетки:

ионная – СаСl₂, СuО, NаСl, МgSО₄,

атомная – алмаз, графит, кремний,

молекулярная – Н₂О, СО₂, Н₂SО₄, NН₃,

металлическая – Fе, Аl, Мg, Nа.

5. КСl, NаВr, АgСl, МgО.

6.

7. Вещества молекулярного строения имеют постоянный количественный и качественный состав.

8. 

Урок 29

1. K[Ag(CN)₂],    Ba[Pt(CN)₄],     [Cu(NH₃)₄]SO₄.

2. K[Ag(CN)₂] = К⁺ + [Ag(CN)₂]^–,     [Ni(NH₃)₆]Cl₂ = [Ni(NH₃)₆]²⁺ + 2Cl^–,

KMgCl₃ = K⁺ + Mg²⁺ + 3Cl^–,     KCr(SO₄)₂ = K⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–.

3. К₃[Fe(CN)₆]: 1) ион-комплексообразователь – Fe³⁺;

2) координационное число центрального иона Fe³⁺ – 6;

3) лиганды – ионы CN^–;

4) внутренняя сфера комплекса – в квадратных скобках – [Fe(CN)₆]^3–, а за скобками – внешняя сфера комплекса (3K⁺);

5) заряд комплексного иона [Fe(CN)₆]^3– равен 3–.

4. 

5. Координационные числа:

а) 4; б) 6; в) 4; г) 4; д) 6.

6. 

7. [Co(NH₃)₅Cl]SO₄ и [Co(NH₃)₅SO₄]Cl,

координационное число кобальта равно 6 в каждом случае.

8. [Cu(NH₃)₄]Cl₂, K₂[Cu(CN)₄].

9. а) AgBr + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr;

б) [Cu(H₂O)₄]SO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O;

в) Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄];

г) [Co(H₂O)₆](NO₃)₂ + 4HCl = H₂[Co(H₂O)₂Cl₄] + 2HNO₃ + 4H₂O.

Урок 30

1. В металлах и сплавах – металлическая,

в соединениях металлов – ионная,

в графите и алмазе – атомная,

в соединениях неметаллов (N₂, PCl₃, HNO₃) – молекулярная.

2. в. 3. б. 4. Н₂ – б; НСl – в; Н₂О ... Н₂О – г; NаН – а.

5.

6. NH₃•BF₃, NH₄OH, NH₄Cl.

7.

8. б. 9. б. 10. а. 11. г. 12. а.