 |
Р е ш е н и е. В ионе СN– нет непарных электронов, значит, частица - диамагнитная. Молекула NО состоит из атомов азота и кислорода. Электроны в этих атомах распределяются по АО следующим образом:
|
|
|
|
а) б)
Рис. 5. Энергетические диаграммы СN– и NO
В ионе СN– нет непарных электронов, значит, частица - диамагнитная.
Молекула NО состоит из атомов азота и кислорода. Электроны в этих атомах распределяются по АО следующим образом:
N: 1s2 2s2 2p3 О: 1s2 2s2 2p4.
ЭО(N) = 3, а ЭО(О) = 3, 5. Значит, энергия АО кислорода будет меньше, чем у азота. Последовательность возрастания энергии МО принимаем по более ЭО элементу, то есть по кислороду (см. рис. 5, б). Порядок связи в молекуле:
n = (10 – 5)/2 = 2, 5.
NО – парамагнетик.
Прочность частиц СN– и NO можно сравнить по величине порядка связи. Чем больше порядок связи, тем больше энергия связи и меньше длина связи. В нашем случае n(CN–) > n(NО), следовательно, частица CN– более прочная, чем NО.
Пример 6. Радиусы ионов Na+ и Cu+ – одинаковые (0, 098 нм). Объясните, почему температура плавления NaCl (801 °С) больше температуры плавления CuCl (430 °С).
Р е ш е н и е
При одинаковых зарядах и размерах ионов Na+ и Cu+ различие в их поляризующем действии определяется особенностями их электронного строения.
Запишем электронные формулы ионов:
Cu+: …3s23p63d10 Na+: …2s22p6.
У иона Cu+ ПД выражено сильнее, чем у иона Na+, так как главное квантовое число внешних АО у первого иона равно 3, а у второго – 2. В результате связь в кристаллах CuCl является в меньшей степени ионной, чем в NaCl. Поэтому кристаллическая решетка NaCl более близка к чисто ионному типу и имеет более высокую температуру плавления, чем у CuCl.
Пример 7. CaF2 не распадается на атомы даже при 1000 °С, а CuI2 неустойчив уже при обычной температуре. Чем объяснить различную прочность этих соединений?
|
|
|
Р е ш е н и е
Ион Cu2+, имеющий небольшой радиус (0, 08 нм), обладает сильным ПД, а большой по размеру ион I– (r = 0, 22 нм) характеризуется высокой поляризуемостью. Поэтому поляризация аниона I– катионом Cu2+ приводит к практически полному переходу электрона от аниона к катиону. В результате ион Cu2+ восстанавливается до Cu+, а ион I– окисляется до свободного йода. Поэтому соединение CuI2 – неустойчивое.
Радиус иона Са2+ составляет 0, 104 нм, поэтому он оказывает более слабое ПД на анион, чем ион Cu2+. С другой стороны, поляризуемость иона F–, имеющего сравнительно малый размер
(r = 0, 133 нм), значительно меньше, чем у иона I–. При взаимодействии слабополяризующего катиона Са2+ со слабо поляризующимся анионом F– электронные оболочки ионов почти не деформируются, СИ связи практически не снижается, поэтому соединение СаF2 - устойчиво.
Пример 8. H2S при обычной температуре – газ, а вода – жидкость. Чем можно объяснить это различие в физических свойствах?
Р е ш е н и е
Кислород – более ЭО элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.
Пример 9. Ниже приведены Ткип (К) благородных газов:
Не Nе Ar Kr Xe Rn
4, 3 27, 2 87, 3 119, 9 165, 0 211, 2
Чем объясняется повышение Ткип в данном ряду?
Р е ш е н и е
С ростом порядкового номера благородных газов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы межмолекулярного взаимодействия между ними. Отрыв атомов друг от друга, происходящий при переходе вещества из жидкого в газообразное состояние, требует все большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры кипения.
|
|
|
Список литературы
1. Коровин Н. В. Общая химия. М.: Высш. шк., 1998.
2. Павлов Н. Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. М.: ООО «Дрофа», 2002.
3. Общая химия в формулах, определениях, схемах / И. Е. Шиманович,
М. Л. Павлович, В. Ф. Тикавый, П. М. Малашко; Под ред. В. Ф. Тикавого. Минск: Унiверсiтэцкае, 1996.
4. Гольбрайх З. Е., Маслов Е. И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Изд-во «Астрель», 2004.
5. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В. А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. шк., 1991.
6. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988.
7. Задачи и упражнения по общей химии / Под ред. Н. В. Коровина. М.: Высш. шк., 2003.
8. Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. Л.: Высш. шк., 1991.
Содержание
Введение........................................ 3
Основные законы химии.............................. 3
Краткие теоретические сведения........................ 3
Примеры решения задач............................ 11
Строение атомов и свойства химических элементов 24
Краткие теоретические сведения....................... 24
Примеры решения задач............................ 34
Химическая связь и строение молекул..................... 40
Краткие теоретические сведения....................... 40
Примеры решения задач............................ 52
Список литературы................................. 60
 |
Редактор Н. А. Бачурина
Компьютерная верстка: Т. С. Камыгина
Лицензия А № 001633 от 2 февраля 2004 г.
 |
Сдано в набор 10. 10. 05. Подписано в печать 21. 12. 05.
Тир. 25 экз. Уч. -изд. л. 2, 34. Формат 60´ 84 1/16. Усл. п. л. 3, 72.
Гарнитура Таймс. Зак. .
162600, г. Череповец, пр. Луначарского, 5.
ГОУ ВПО Череповецкий государственный университет
|
|
|
