Электронное строение р-элементов. Понятие об электроотрицательности

Размещено на http://www.allbest.ru

Контрольная 2

1 (3) В чем особенность электронного строения р-элементов? Где они расположены в периодической системе? Приведите пример электронной формулы для d-элемента

электронный гидридизация молекула равновесие

В зависимости от строения электронных оболочек атомов все элементы периодической системы Д.И. Менделеева делят на четыре семейства: s-, p-, d- и f-элементы. К р - блоку относятся 30 элементов IIIA-VIIIA групп периодической системы и входят во второй и третий малые периоды, а также в четвертый - шестой большие периоды. У элементов IIIA группы появляется первый электрон на р - орбитали. В других группах IVA-VIIIA происходит последовательное заполнение р - подуровня до 6 электронов. Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р - блока ns2npa , где а = 1ч6.

В периодах слева направо атомные и ионные радиусы р - элементов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону в целом возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность простых веществ и неметаллические свойства усиливаются.

В группах радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются. Энергия ионизации при переходе от 2 р - элементов к 6 р - элементам уменьшается, так как по мере возрастания числа электронных оболочек усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешними электронами. С увеличением порядкового номера р-элемента в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

На свойства р-элементов и их соединений оказывает влияние как появление новых подуровней на внешней электронной оболочке, так и заполнение внутренних электронных оболочек. р - Элементы второго периода (В, С, N, O, F) резко отличаются от элементов нижеследующих периодов, так как, начиная с р-элементов третьего периода, появляется низколежащий свободный d-подуровень, на который могут переходить электроны с р - подуровня при возбуждении атома. Полностью заполненный 3 d-подуровень у р-элементов четвертого периода (Ga, Ge, As, Se, Br) обуславливает отличие их свойств от элементов третьего периода. Максимальное заполнение 4f-подуровня в шестом периоде сказывается на различии свойств р-элементов шестого и пятого периодов.

Вдоль периода у р-элементов падает способность к образованию положительно заряженных ионов с зарядом, отвечающим номеру группы, и наоборот, способность к образованию отрицательных ионов с зарядом, равным (8 - № группы) возрастает.

р - элементы образуют двухатомные молекулы Э2, различающиеся по устойчивости. Наиболее устойчивы молекулы элементов второго периода (N2, O2, F2). При переходе от IIIA к IVA и VA группам устойчивость двухатомных молекул возрастает, а затем при переходе к VIIIА группе понижается. В группах сверху вниз прочность связи Э-Э уменьшается.

р - элементы второго периода (азот, кислород, фтор) обладают ярко выраженной способностью участвовать в образовании водородных связей. Элементы третьего и последующих периодов эту способность теряют.

При переходе от р-элементов второго периода к р-элементам третьего и последующих периодов сохраняются все типы связей, характерные для элементов второго периода, и появляются новые типы химических связей. В этом направлении увеличивается склонность элементов образовывать комплексные соединения.

При переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления у р-элементов уменьшается и возрастает устойчивость низших степеней окисления. Так, например, для углерода устойчивая степень окисления +4, а для свинца +2, для алюминия +3, а для таллия +1.

Физические свойства простых веществ р-элементов сильно различаются. Одни вещества (кислород, азот) кипят и плавятся при очень низких температурах, другие (углерод, бор) - при очень высоких. По группам и периодам физические свойства изменяются немонотонно, и не всегда характер изменений легко связать со строением электронных оболочек и типом химических связей.

Все р-элементы и в особенности р-элементы второго и третьего периодов образуют многочисленные соединения между собой и с s-, d-, f-элементами.

2.(33) Понятие об электроотрицательности. Изменение величины электроотрицательности в пределах периода и в пределах главной и побочной подгрупп

Электpоoтрицательность (c) - способность атома удерживать внешние (, типа атомных орбиталей и характера их гибридизации. валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Это свойство проявляется в химических связях как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома.

Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, - один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции.

В шкале относительных электроотрицательностей элементов Л.Полинга (рассчитанных на основании зависимости энергий связей от различий в электроотрицательностях Dc связываемых атомов) металлы и элементы-органогены располагаются в следующий ряд:

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов

Электроотрицательность элементов возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V - побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы (минимум ЭО у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII-VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие - p-элементы VII и VI групп.

Примеры электронной формулы р-элементов

Алюминий Аl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Азот N 1s2 2s2 2p3

3(63) Что такое гибридизация? Рассмотреть типы гидридизации на примере молекул С2Н6; С2Н4; С2Н2? Изобразите их электронное строение

s-Орбиталь имеет сферическую форму, а р-орбиталь - форму объемной восьмерки, определенным образом ориентированной в пространстве

При возбуждении атома углерода один из двух электронов 2s-подуровня переходит на свободную орбиталь 2p-подуровня. Это возможно в связи с небольшой разницей в энергии 2s- и 2p-подуровней. Такой атом углерода в возбужденном состоянии имеет уже четыре неспаренных электрона: один на 2s- и три на 2p-орбиталях.

Для обоснования равноценности четырех валентностей атома углерода используется описание его электронной структуры с привлечением понятия гибридизации. Такое описание базируется на представлении о том, что после смешения орбиталей происходит образование новых, гибридных орбиталей, равноценных по энергии. При этом гибридизацию следует понимать как математическую, квантово-механическую модель, а не как некий физический процесс.

Для атома углерода возможны три типа гибридизации (три валентных
состояния).

sр3-Гибридизация - смешение одной 2s- и трех 2р-орбиталей. Все четыре гибридные орбитали строго ориентированы в пространстве под углом 109°28' друг к другу, создавая утолщенными "лепестками" геометрическую фигуру - тетраэдр (рис. 2). Поэтому sp3-гибридизованный атом углерода часто называют "тетраэдрическим". Состояние углеродного атома с sp3-гибридными орбиталями (первое валентное состояние) характерно для предельных углеводородов - алканов.

sр2-Гибридизация - смешение одной 2s и двух 2р-орбиталей не гибридизована и перпендикулярна плоскости, в которой расположены три sp2-гибридные орбитали. Состояние атома углерода с sp2-гибридными орбиталями (второе валентное состояние) характерно для непредельных углеводородов ряда этилена - алкенов.

sр-Гибридизация - смешение одной 2s- и одной 2р-орбитали. Две гибридные орбитали расположены на одной прямой линии под углом 180° друг к другу Остальные две негибридизованные 2р-орбитали расположены во взаимно перпендикулярных плоскостях. Состояние атома углерода с sp-гибридными орбиталями (третье валентное состояние) характерно для непредельных углеводородов ацетиленового ряда - алкинов.

Связь между типом гибридизации орбиталей и характером углеродных атомов показана в таблице 1.

В молекуле этана, например, имеется семь у-связей

расположенных друг относительно друга под углом 109°28'. Атомы углерода находятся в первом валентном состоянии (sр3-гибридизация).

В молекуле этилена, как это установлено с помощью физических методов исследования, пять у-связей расположены друг относительно друга под углом 120° и находятся в одной плоскости:

Однако при таком расположении связей в этилене у каждого атома углерода остается по одному неспаренному электрону. Они уже не могут образовать между атомами углерода вторую у-связь, так как это сопровождалось бы нарушением принципа Паули. Поэтому такие неспаренные электроны атомов углерода образуют качественно иную связь. Перекрывание двух электронных облаков происходит так, что восьмерки этих облаков перпендикулярны плоскости, в которой расположены все шесть атомов молекулы этилена Такая связь называется р-связью, а электроны, ее образующие, -- р-электронами. Так как предполагается, что у-связи в молекуле этилена образуются с участием гибридизованных электронов, а р-связь -- с участием «чистых» р-электронов (т. е. из четырех электронов каждого углеродного атома гибридизованы один s-электрон и только два из трех р-электронов), то гибридизация электронов углеродного атома в молекуле этилена обозначается как sp2-гибридизация. В молекуле этилена мы встречаемся с атомами углерода во втором валентном состоянии.

В молекуле ацетилена углерод находится в третьем валентном состоянии. В этой молекуле все четыре атома расположены на одной прямой и углы между у-связями составляют 180° (sp-гибридизация). Электронные облака двух р-связей расположены вдоль пересекающихся взаимно-перпендикулярных плоскостей Таким образом, согласно изложенным выше наглядным представлениям, две углерод-углеродные связи в молекуле этилена и три -- в молекуле ацетилена по своему электронному строению не одинаковы. До сих пор, однако, не известно никаких химических или физических экспериментальных фактов, которые могли бы подтвердить это различие. Тот факт, что углеродные атомы, связанные двойными связями, способны легко присоединять только два атома водорода, галоида и т. п., так что одна из углерод-углеродных связей сохраняется, легко согласуется также и с предположением, что обе углерод-углеродные связи одинаковы. В самом деле, если по одной из таких одинаковых углерод-углеродных связей присоединяются, например, два атома водорода, то в результате этого характер второй оставшейся углерод-углеродной связи может измениться иона, отличаясь от двух имевшихся кратных связей в исходном соединении, может быть прочнее, чем каждая из них. На основе такого предположения можно объяснить, почему двойная связь легко присоединяет только два, а тройная -- только четыре эквивалента.

Неравноценность связей могла бы быть установлена физическими методами исследования, из которых важное значение имеет, например, определение энергии связей С--С, С=С и С?С Значения энергии этих связей составляют соответственно 79,3; 140,5; 196,7 ккал/моль

4.(93)Найдите энтропию, энтальпию и энергию Гиббса при стандартных условиях следующей реакции: СО2(г)>СО(г) + Ѕ О2(г) и определите возможность или невозможность ее протекания при тех же условиях

Решение:

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

В термохимических расчетах применяют чаще следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (ДHх.р) равен сумме энтальпий образования ДHобр продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

СО2(г) >СО(г) + Ѕ О2(г

Исходя из табличных значениях ДН0 при стандартных условиях:

ДН(СО2(г))=-393,51 кДж/моль

ДН(СО(г))= -110,53- (кДж/моль

ДН(О2(г))= 0

ДН(х.р.) = -110,53-(-393,51)=282,98 кДж/моль

Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ДS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2)состояния и не зависит от пути процесса:

S((СО(г))= 197,55*10-3кДж/мольК

S((СО2(г))=213,66*10-3кДж/мольК

S((О2(г))=205,04*10-3кДж/мольК

ДS=(197,55*10-3+205,04*10-3)- 213,66*10-3=188,93*10-3кДж/мольК

Энергию Гиббса ДG, можно найти из соотношения:

ДG = ДH - TДS.

ДG=282,985-298*188,93*10-3=285,985-56,3=226,68>0

ДG>0, следовательно при стандартных условиях реакция невозможна.

5(123) Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость реакции 2NО +О2> 2NО2 возросла в 1000раз?

Решение

Зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

V =К [NО]2[О2]

Увеличение давления означает уменьщение объема газовой смеси, а следовательно увеличение концентрации реагирующих веществ

Обозначим скорость реакции до изменения концентраций V1, а после изменения концентраций V2

обозначим концетрации веществчерез а и b:

тогда до увеличения давления -V1 =k*а2b

после увеличения давления V2 =k*(ах)2bх= k*а2bх3

Из условия задачи V2/V1=1000, находим х:

k*а2bх3/ k*а2b=1000

х3=1000, т.е х=10

Давление следует увеличить в 10 раз.

6. (153) В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:

2SО2 = О2 -2SО2 ДН0298 = -196,6кДж

N2 + О2 -2NО ДН0298 =+180,7кДж

3О2 -2О3 ДН0298 =+184,6кДж

2СО + О2 -2СО2 ДН0298=-566,0кДж

электронное строение химический элемент гидридизация

Решение: В соответствии с принципом Ле Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие.

V1прям. - скорость прямой реакции до увеличения давления

V1обр. - скорость обратной реакции до увеличения давления

а) 2SО2 + О2 -2SО3 ДН0298 = -196,6кДж

обозначим [SО2] =а , [О2]=в, [SО3]=с, тогда V1прям=k*а2b; V1обр= k*с2 Допустим, увеличим давление в первой системе в два раза. Тогда

V2прям =k*(2а )2*2b =k*8а2b

Скорость прямой реакции увеличилась в 8 раз:

V2прям/ V1прям= k*4а2b/ k*а2b=4

Изменение скорости обратной реакции:

V2обр=k*(2с)2=4с2

V2обр /V1обр=4с2/с2=4

Т.е. смещение при увеличении давления в сторону образования продуктов реакции. Реакция экзотермическая, при увеличении температуры сместится влево.

Константа равновесия для данной реакции:

К = [SО3]2/[ SО2]2[ О2]

b) N2 + О2 -2NО ДН0298 =+180,7кДж

Объем газовой смеси в ходе реакции не меняется, следовательно изменение давления на скорость реакции не влияет. Реакция эндотермическая, следовательно при увеличении температуры равновесие сместится вправо. Константа равновесия для данной реакции:

К= [NО]2/[ N2][ О2]

с) 3О2 -2О3 ДН0298 =+184,6кДж

Объем газовой смеси в ходе реакции уменьшается, следовательно, как и для первой реакции увеличение давления сместит ее равновесие вправо. Реакция эндотермическая, следовательно при увеличении температуры равновесие сместится вправо

Константа равновесия для данной реакции:

К= [О3]2/[ О2]3

d) 2СО + О2 -2СО2 ДН0298=-566,0кДж

Объем газовой смеси в ходе реакции уменьшается, следовательно, как и для первой реакции увеличение давления сместит ее равновесие вправо. Реакция экзотермическая, при увеличении температуры сместится влево.

Константа равновесия для данной реакции:

К=[СО2]2/[СО]2[О2]

Размещено на Allbest.ru