Тема 1. Строение атома и периодическая система элементов Д.И.Менделеева

Литература: [1] c.17-34; [2] с. 47-102; [3] с.10-40.

Теоретические основы

Атом химического элемента состоит из положительного ядра и двигающихся в поле его действия отрицательно заряженных электро­нов. Сам атом является электронейтральной частицей. Ядро атома состоит из нуклонов: протонов (условный заряд +1; массовое число 1) и нейтронов (заряд 0; массовое число 1). Заряд ядра ра­вен порядковому номеру элемента в периодической системе Менде­леева и совпадает с числом протонов. Массовое число ядра (сумма количества протонов и нейтронов: А = Z + N) примерно определяет относительную массу атома по причине легкости электронов (электрон в 1840 раз легче протона).

Состояние электронов в атоме волновую природу и согласно квантовой (или волновой) механике описывается плотностью веро­ятности обнаружения электрона в данной области пространства от­носительно ядра. Граничная поверхность, внутри которой располо­жена область наибольшей вероятности обнаружения электрона, на­зывается атомной орбиталью. Атомная орбиталь характеризуется па­раметрами, которые получили название квантовых чисел: n - главное квантовое число описывает энергию и размеры атомной орбитали; l - орбитальное квантовое число - форму орбитали; m -магнитное квантовое число - ее ориентацию в пространстве.

Условная запись, которая представляет распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для написания электрон­ной формулы, в которой с помощью квантовых чисел зашифровано состояние каждого электрона необходимо знать:

- систему обозначений;

- последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии);

- максимальную ёмкость каждого подуровня (принцип Паули).

Система обозначений в общем виде выглядит так: nl^x , где n - главное квантовое число, соответствующее номеру энергетического уровня; l - орбитальное квантовое число - подуровню, который обозначается буквами s,p,dилиf; х -количество электронов в данном квантовом состоянии. Например, запись 3d⁵ (читается: три дэ пять) означает, что пять электронов находятся на d-подуровне третьего энергетического уровня.

Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного s-по­дуровня, второй энергетический уровень (n = 2) - из s- и p-поду­ровней, при n = 3 имеем три подуровня: s-, p- и d -, а при n = 4 - четыре: s-, p-, d- и f-подуровни. Последовательность запол­нения энергетических подуровней имеет вид: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d=4f, 6p, 7s, 6d=5f,...

Максимальная ёмкость энергетических подуровней: s- два электрона; p- шесть; d- десять; f- четырнадцать. Заполне­ние последующих энергетических подуровней происходит только после полной застройки предыдущих. Например, электронная фор­мула углерода имеет вид:

С 1s22s22p2 .

Валентными электронами атома считаются электроны внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он заполнен частично. В атоме углерода валентными являются электроны второго энергетического уровня: С 2s²2p² .В атоме марганца (электронная формула Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²) к ва­лентным относятся 7 электронов: два на подуровне 4s и пять на подуровне 3d.

Электронное строение атома можно представить также в виде схемы, в которой электронная орбиталь символически представлена квантовой ячейкой, а собственный спиновый момент электрона - стрелкой, направление которой соответствует значению спинового квантового числа (стрелка вверх +1/2, стрелка вниз -1/2):

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руково­дствоваться принципом Паули и правилом Хунда. В каждой ячейке мо­жет быть не более двух электронов с противоположными спинами:

­¯

Такая пара электронов называется спаренной. Суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным (сначала каждая ячейка заполняется по одному электрону с параллель­ными спинами, а затем производится парное размещение электро­нов со спинами, противоположными к уже имеющимся в ячейке электронам). Например, для валентных электронов атома углерода:

С ­¯ ­ ­

2s 2p

Для атома марганца:

Mn ­ ­ ­ ­ ­ ­¯

3d 4s

Если на внешнем энергетическом уровне имеются вакантные, не за­нятые электронами квантовые ячейки, то при возбуждении атома происходят переходы электронов из занятых ячеек в свободные. При этом изменяется значение спиновой валентности (числа неспа­ренных электронов). Например, для стационарного, отвечающего минимальной энергии атома, состояние атома хлора распределение по квантовым ячейкам таково:

Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵­¯ ­¯ ­¯ ­

S 3p 3d

3d ячейки при этом остаются свободными. Спиновая валентность хлора в основном (стационарном) состоянии равна 1. При возбуж­дении атома в результате приобретения им дополнительной энергии электроны из 3p-состояния переходят в одну из пустых 3d-ячеек:

Сl ^*1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d¹ ­¯ ­¯ ­ ­ ­

S 3p 3d

Спиновая валентность становится равной 3. При получении новой порции энергии атомом возбуждается следующая электронная пара:

электрон из второй 3p-ячейки переходит в свободную ячейку 3d-подуровня.При этом спиновая валентность станет равной 5. Нако­нец, третье возбуждённое состояние атома хлора характеризуется переходом из электронов 3s-состояния в ячейку 3d.Хлор приобре­тает максимальную валентность 7:

Сl ^** ­¯ ­ ­ ­ ­ ­

S 3p 3d

Сl ^*** ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­

S 3p 3d

Характер застройки энергетических подуровней определяет принад­лежность элемента к тому или иному электронному семейству:

s-элементы - застройка внешнего s-подуровня, например:

Калий К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

р-элементы - застройка внешнего р-подуровня, например:

Фосфор Р 1s²2s²2p⁶3s²3p³

d-элементы - застройка предвнешнего d-подуровня, например:

Ванадий V 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

f-элементы - застройка третьего снаружи f-подуровня, например:

Церий Се 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f²5s²5p⁶5d⁰6s²

Естественной классификацией элементов по электронным конфи­гурациям их атомов является периодическая система элементов Менделеева. Причина периодичности свойств элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигура­ций.

В периодах (горизонтальных строках таблицы) свойства элементов изменяются в связи с закономерным изменением электронных структур их атомов.

В группах (вертикальных строках таблицы) свойства элементов сходны благодаря аналогии в электронном строении внешнего ва­лентного уровня.

Номер периода определяет номер внешнего энергетического уровня в электронных формулах элементов. Количество элементов в каждом периоде соответствует минимальной ёмкости застраиваю­щихся энергетических подуровней.

Номер группы отвечает числу валентных электронов в атоме элемента. Кроме первого, каждый период начинается с двух s-эле­ментов и заканчивается шестью р-элементами. В больших периодах между этими семействами располагаются десять d-элементов (4....6 периоды). В 6 периоде к ним добавляется четырнадцать f-элемен­тов, 7 период не завершён.

Указанные закономерности позволяют составить электронную формулу элемента. Например, элемент танталнаходится в 6 пе­риоде, V группе, побочной подгруппе. Это говорит о том, что в атоме этого элемента шесть энергетических уровней, пять валент­ных электронов. Перед танталом в 6 периоде стоят два s-элемента и два d-элемента. Сам тантал - третий по счёту d-элемент. Следо­вательно, его валентные электроны имеют конфигурацию 5d³6s². Предыдущие энергетические уровни застроены полностью. Полная электронная формула этого элемента имеет вид:

Та 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d³6s².

В периодической зависимости от зарядов ядер атомов находится валентность (степень окисления), атомные и ионные радиусы, энер­гия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицатель­ность и другие свойства.

В простейшей трактовке валентности как степени окисления ато­мов её отождествляют с числом электронов, отдаваемых или при­обретаемых атомами в процессе взаимодействия.

Высшую степень окисления атом приобретает, отдав все свои ва­лентные электроны, поэтому её величина соответствует номеру группы, в которой находится данный элемент. Так, высшая степень окисления азота - +5 (V группа элементов), серы - +6 (VI группа элементов).

Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении электронов, необхо­димых ему для приобретения устойчивой восьмиэлектронной обо­лочки (октета электронов). Отсюда низшую степень окисления можно рассчитать по разности между 8 и номером группы. Напри­мер, для азота низшая степень окисления равна -3, для серы -2. Следует учесть, что металлы не проявляют отрицательных степеней окисления, для них минимальным значением этой величины явля­ется 0.

Значение высшей и низшей степеней окисления атомов элементов позволяет составлять формулы их соединений: высших оксидов, гидроксидов, солей, водородных соединений. При составлении фор­мул следует учитывать требование электронейтральности. Степени окисления кислорода, как правило, -2, водорода - +1.

Общая формула оксидов - соединений элемента с кислородом - Э^+m_xО^-2_y, водородных соединений - Э^-mН⁺¹_m, гидроксидов - ос­нований Э^+m(ОН)_m. Простейшие формулы кислородсодержащих кислот выражаются общими формулами: НЭ⁺⁷О₄, Н₂Э⁺⁶О₄,

Н₃Э⁺⁵О₄ НЭ⁺⁵О₃, Н₄Э⁺⁴О₄ Н₂Э⁺⁴О₃

орто мета орто мета

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрица­тельность являются мерами проявления элементами металлических и неметаллических свойств. Металлические (восстановительные) свой­ства определяются способностью атомов элементов к отдаче элек­тронов, неметаллические (окислительные) - тенденцией к при­соеди­нению электронов.

Металлические свойства наиболее характерны для элементов, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне находится не­большое количество электронов: от одного до трёх. Неметалличе­ские свойства, в первую очередь, проявляют элементы, в атомах которых на внешнем уровне от четырёх до семи электронов.

В периоде периодической системы металлические свойства эле­ментов убывают с ростом порядкового номера; неметаллические свойства, напротив, возрастают в том же направлении. Это связано с закономерным ростом числа валентных электронов.

В группе металлические свойства возрастают с ростом порядко­вого номера, а неметаллические убывают, что связано с увеличе­нием радиуса атома с ростом порядкового номера элемента, удалён­ностью внешних электронов от ядра и ослаблением сил притяжения между электронами и ядром.

Большинство элементов периодической системы проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Вклад тех или дру­гих определяется спецификой электронной структуры атома. Коли­чественно этот вклад можно охарактеризовать с помощью величины электроотрицательности атома, представляющей собой полусумму энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Электроотрица­тельность возрастает в периоде с ростом порядкового номера и убывает в группе с ростом порядкового номера.

Свойства соединений элементов можно рассматривать с двух то­чек зрения: как кислотно-основные и окислительно-восстановитель­ные. Типичные металлы образуют оксиды и гидроксиды основного характера, типичные неметаллы - кислотные оксиды и кислоты. Кислотно-основной характер остальных элементов, в первую оче­редь, это относится к d-элементам, зависит от степени окисления их атомов: с ростом степени окисления основной характер соедине­ний сменяется амфотерным и далее переходит в кислотный. На­пример, хромв степени окисления +2 образует оксид CrOи гид­роксид Cr(OH)₂,проявляющие основные свойства. Соединения хрома +3 - Cr₂O₃, Cr(OH)₃ -амфотерны, а оксид и гидроксид хрома в степени окисления +6 носят кислотный характер (CrO₃, Н₂СrO₄иH₂Cr₂O₇).

Задачи 1 - 20

1. Для атомов элементов, порядковые номера которых указаны в табл.1 укажите состав ядер (число протонов и нейтронов), составьте электронные формулы атомов. Укажите валентные электроны, рас­пределите их по квантовым ячейкам в стационарном и возбуждён­ном состояниях, определите значения спиновой валентности. К ка­кому электронному семейству принадлежит каждый элемент?

2. Исходя из положения элементов в периодической системе элементов Менделеева, выбранных в соответствии с шифром (см. табл.1), охарактеризуйте их свойства. Является ли каждый из них металлом или неметаллом, окислителем или восстановителем? Ка­ковы высшая и низшая степени окисления их атомов? Составьте формулы оксидов и гидроксидов, отвечающих их высшей степени окисления? Какими кислотно-основными свойствами обладают эти соединения? Приведите уравнения соответствующих реакций. Обра­зуют ли данные элементы водородные соединения? Сравните свой­ства соединений данного элемента со свойствами аналогичных со­единений элементов той же подгруппы периодической системы.

Т а б л и ц а 1

Номер Порядковые задачи номера элементов	Номер Порядковые задачи номера элементов
1 33, 38 2 17, 56 3 20, 35 4 15, 52 5 19, 53 6 20, 51 7 22, 32 8 34, 42 9 21, 31 10 25, 35	11 39, 49 12 27, 37 13 16, 55 14 24, 34 15 23, 50 16 14, 48 17 15, 47 18 25, 53 19 40, 50 20 41, 51

Тема 2. Химическая связь

Литература: [1] c.35-56; [2] с.115-156; [3] с.41-93.

Теоретические основы

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов и приво­дит к образованию многоатомной системы - молекулы, молекуляр­ного иона, кристалла. Причиной (движущей силой) возникновения химической связи является уменьшение потенциальной энергии при пе­реходе от изолированных атомов к устойчивой многоатомной системе.

Мерой прочности химической связи является её энергия, вели­чина которой определяется количеством энергии, выделившейся при образовании вещества из отдельных атомов. Например, энергия связи Н¾Н в молекуле водорода равна 435 кДж/моль. Это значит, что при образовании 1 моля газообразного водорода по уравнению

Н + Н = Н₂ + 435 кДж/моль

выделяется 435 кДж теплоты. Такое же количество энергии должно быть затрачено на распад 1 моля Н₂ до атомарного состояния (энергия диссоциации).

Химическая связь характеризуется также длиной, под которой понимают расстояние между ядрами химически связанных атомов. Так, длина химической связи Н¾О в молекуле воды Н₂О равна 0.096 нм (1 нм = 1· 10^-9 м).

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электромагнитных полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, уча­ствующих в образовании молекулы или кристалла.

Современная теория химической связи базируется на квантово-механической модели строения атома. В ней можно выделить два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орби­талей (МО).

В основе метода МО лежат представления об орбитальном строении молекул. Задачей этого метода является характеристика энергетических параметров электронов в молекуле, выходными дан­ными в таком случае является энергетическая диаграмма соответст­вующих уровней.

Охарактеризовать молекулу методам ВС - это означает предста­вить графически распределение электронной плотности в молекуле. Ниже кратко излагаются основные представления этого метода в применении к ковалентной химической связи.

Ковалентная химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами, для чего каждый атом предоставляет один неспаренный электрон, называемый валентным. Эта пара электронов принадлежит одновременно обоим взаимодей­ствующим атомам, что означает повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (центрами) химически связанных ато­мов. Поэтому ковалентная химическая связь является двухэлектрон­ной и двухцентровой. Процесс «спаривания» электронов при обра­зовании, например, молекулы водорода может быть изображён сле­дующей схемой:

Н­ ­

¾® Н₂

Н¯ ¯

По Льюису указанный механизм наглядно представляют в виде электронной схемы молекулы, где электрон изображают точками. Для молекулы водорода такая схема имеет вид:

Н· + ·Н ¾®Н: Н

В графической формуле молекул пара точек заменяется валент­ным штрихом, соответствующим одной химической связи: Н¾Н.

Атом хлора имеет на наружном уровне 7 электронов:

Cl 3s²3p⁵, из которых один является неспаренным:

Cl­¯ ­¯ ­¯ ­

S 3p 3d

Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl₂ : : + : ¾® : : : или Сl¾Cl

Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структур­ных формулах одним валентным штрихом. Если же связь образуется за счёт двух или трёх общих электронных пар, она называется двойной или тройной, соответственно.

Кратные ковалентные связи изображают в структурных формулах двумя или тремя валентными штрихами. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона:

N­¯ ­ ­ ­

S 2p

поэтому молекула N₂ образуется в результате обобщения трёх элек­тронных пар (возникает тройная ковалентная связь):

+ ¾® или N ≡ N

В молекуле оксида углерода (IV) двойные ковалентные связи:

: : + ∙ ∙+ : : ¾® :: ::

или О=С=О

Молекула СО₂ образована атомом углерода в возбуждённом со­стоянии: С^* 2s¹2p³.

Таким образом, валентность химического элемента (как способ­ность его атомов образовывать определённое число химических свя­зей) зависит от количества неспаренных электронов его атома в основном или возбуждённом состояниях.

Одним из свойств ковалентной химической связи является её полярность. Если электроотрицательность (способность к смещению электронной плотности) атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается строго симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь осуще­ствляется, например, в молекулах Н₂, F₂, O₂, N₂, любых других гомоядерных молекулах, образованных атомами одного и того же элемента.

Если же электроотрицательность атомов различна, электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. При этом возникают частичные (дробные) заряды: отрицательный на бо­лее электроотрицательном атоме и положительный на атоме с меньшей электроотрицательностью. В молекуле образуются два по­люса. Подобные ковалентные связи называют полярными. Напри­мер, в молекулах НCl, H₂O, NH₃ и т.д.

В случае очень большой разницы в электроотрицательностях (численно более 2), поляризация связи приобретает необратимый ха­рактер. Это происходит тогда, когда соединение образуют, с одной стороны, атом, легко отдающий свои валентные электроны, имею­щий низкий потенциал ионизации (прежде всего, это щелочные и щёлочно-земельные металлы), а с другой стороны, атом, проявляю­щий тенденцию к присоединению электронов, обладающий высоким сродством к электрону (галогены, кислород, азот и, отчасти, сера и фосфор). При этом электрон полностью переходит от первого атома ко второму. Атомы превращаются в заряженные частицы - ионы. Атом, отдавший один электрон, приобретает заряд +1 и на­зывается катионом. Атом, приобретший дополнительный электрон, получает заряд -1 и называется анионом. Электростатическое при­тяжение, возникшее между разноименно заряженными ионами, на­зывают ионной химической связью. Примерами ионных соединений являются галогениды и оксиды щелочных металлов: LiCl, K₂O, CsI и т.п.

Повышение электронной плотности в результате образования общей электронной пары (ковалентная химическая связь) можно представить с помощью области перекрывания атомных орбиталей, занятых неспаренными валентными электронами, образующих дан­ную молекулу. Перекрывание орбиталей происходит в том направ­лении, которое обеспечивает образование максимальной области пе­рекрывания. По этой причине, а также в связи с тем, что орби­тали имеют определённую геометрическую форму, ковалентная связь обладает свойством направленности. Перекрывание орбиталей может осуществляться разными спосо­бами. Например, при образовании s-связи перекрывание происходит

вдоль линии, соединяющей ядра (рис. 1):

s s s p p p

(молекула Н₂) (молекула НCl) (молекула Сl₂)

Рис. 1. Перекрывание орбиталей s-способом.

При боковом перекрывании орбиталей образуется p-связь. В этом случае возникают две общие области: над и под плоскостью, в ко­торой лежат ядра. На схемах p-связь принято изображать условно (рис. 2, а и б).

а) б)

Рис.2. Перекрывание орбиталей p-способом.

s- и p-Способами перекрывания орбиталей харак­теризу-ется не ионная, а ковалентная связь. Причём, s-способ при­водит к образованию более прочной ковалентной связи, поскольку в этом случае реализуется большая степень перекрывания.

Для того чтобы дать характеристику определённой молекулы ме­тодом ВС, требуется:

- по величинам электроотрицательности определить тип химиче­ской связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) в соединении;

- написать электронные формулы атомов, принимающих участие в образовании молекулы;

- выбрать валентные электроны; распределить их по квантовым ячейкам; выбрать неспаренные электроны; - в случае, если количество неспаренных электронов меньше численного значения валентности многовалентного атома, перевести последний в возбуждённое состояние;

- установить, на каких орбиталях находятся эти неспаренные электроны;

- если связь ковалентная, нарисовать перекрывание этих орбита­лей в молекуле;

- если связь ионная, указать, какие атомы и сколько электро­нов отдают и принимают, указать величину зарядов ионов в соеди­нении.

Пример:молекула сероводорода (H₂S).

Электроотрицательность: серы 2.58, водорода 2.10. Связь между атомами Н и S - ковалентная полярная. Обобществленные элек­тронные пары смещены в молекуле сероводорода от атомов водо­рода (на которых появляется частичный положительный заряд) к атому серы (возникает частичный отрицательный заряд). Элек­тронная формула водорода: Н 1s¹; серы: S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Ва­лентные электроны водорода: 1s¹; серы: 3s²3p⁴. Распределение электронов по квантовым ячейкам:

Н ­ S ­¯ ­¯ ­ ­

1s 3s 3p

Неспаренные электроны серы занимают две 3р-орбитали. По­скольку спиновая валентность атома серы соответствует ва­лентности, обусловливающей формульный состав молекулы серово­дорода, атом серы образует две химические связи в основном со­стоянии.

По причине взаимной перпендикулярности двух р-орбиталей од­ного подуровня, схема перекрывания 3р-орбиталей серы и s-орбиталей двух атомов водорода имеет вид, представленный на рис. 3,а. Соединив ядра атомов водорода и серы прямыми линиями, полу­чаем геометрическую фигуру, дающую представление о форме мо­лекулы: молекула сероводорода имеет угловое строение (рис. 3,б).

а) S б) S

H H

i i

Рис.3. Угловое строение молекулы сероводорода:

а) схема перекрывания орбиталей;

б) форма молекулы.

В возбуждённых состояниях некоторых многовалентных атомов неспаренные электроны занимают разные энергетические уровни, то есть характеризуются орбиталями различной формы и энергии. Од­нако согласно экспериментальным данным, химические связи, обра­зуются такими атомами, эквивалентны (равноценны). В подобных случаях прибегают к представлениям о гибридизации орбиталей. Этот процесс заключается в том, что из разных по форме и энер­гии орбиталей образуются одинаковые, так называемые гибридные орбитали. При этом тип гибридизации обусловливает определённую форму молекулы.

Типы гибридизации для s- и р-орбиталей приведены в табл. 2.

Т а б л и ц а 2

Исходные орбитали	Тип гибри- дизации	Геометрия молекулы
Одна s и одна р     Одна s и две р     Одна s и   три р	sp     sp2   sp3	180° Линейная     Тригональная 120° (плоскотреу- гольная)     109° 28¢ Тетраэдри- ческая

Пример:молекула тетрабромметана (СBr₄).

Электронные формулы: С 1s²2s²2p²

Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵.

Валентные электроны: С 2s²2p²; Br 4s²4p⁵.

Распределение по квантовым ячейкам (основное состояние):

С ­¯ ­ ­ Br ­¯ ­¯ ­¯ ­

2s 2p 4s 4p

Поскольку валентность углерода в CBr₄ равна 4, атом углерода вступает во взаимодействие с атомом брома не в основном, а в возбуждённом состоянии:

С^*­ ­ ­ ­

Из одной s- и трёх р-орбиталей 2s 2p

атома углерода (по числу исход­ных) образуются четыре гибридных sp³-орбитали. Такому типу гибридизации соот-ветствует тетраэдрическая форма молекулы четырёх-бромистого углерода (рис.4):

Br

109° 28¢

С

. Br

Br

Br

Рис.4. Перекрывание орбиталей в молекуле СBr₄ и

геометрия этой молекулы.

Задачи 21 - 40

Принимая во внимание значение относительных электроотрица­тельностей (приложение 1), определите, какой тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) имеет место в указанных соединениях (табл. 3). В случае ковалент­ной полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной связи постройте электронные схемы молекул, схемы перекрывания электронных орбиталей и оп­ределите геометрическую форму молекулы.

Т а б л и ц а 3