4. Запишите полную, краткую электронные конфигурации, а также изобразите краткую электронную конфигурацию в графическом виде для следующих атомов и ионов: K, P, Ti, Mo, Gd, Cr3+, Se2–, Tl+, Mn2+.
СЕМИНАР № 8
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
1. Развитие учения о периодичности атомных структур. Работы Деберейнера, Шанкуртуа, Ньюлендса, Мозли.
2. Периодическая система как форма отражения периодического закона. Формулировки периодического закона (предложенная и современная). Принципы построения периодической системы: формирование периодов и групп. Элементы и их расположение в периодах и группах. Положение лантаноидов и актиноидов.
3. Физический смысл периодического закона. Границы периодической системы.
Литература
1. Ахметов и неорганическая химия. 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
2. Угай и неорганическая химия. 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
H & Вопросы и задачи
1. Покажите, как периодический закон иллюстрирует и подтверждает один из всеобщих законов развития природы – закон перехода количества в качество.
2. В каких случаях емкость заполняемого энергетического уровня и число элементов в периоде совпадают; в каких случаях – не совпадают? Объясните причину.
3. Напишите электронные конфигурации атомов элементов шестого периода – цезия, эрбия, гафния, рения, таллия и астата. К каким семействам (s, p, d, f) они относятся?
4. Назовите элементы, имеющие по одному электрону на подуровне: а) 3d, б) 4d, в) 5d. Напишите электронные конфигурации атомов этих элементов и укажите их положение в периодической системе (период, группу, подгруппу).
5. Покажите графически распределение электронов по валентным орбиталям у атомов индия, Германия и титана в нормальном и возбужденном состояниях.
СЕМИНАР № 9
ПЕРИОДИЧНОСТЬ СВОЙСТВ АТОМОВ
1. Энергии ионизации. Факторы, определяющие величину энергии ионизации: заряд ядра, экранирование заряда ядра электронами, проникающая способность внешних электронов, кайносимметрия. Изменение энергий ионизации по периодам и группам. Внутренняя периодичность. Вторичная периодичность. Причины немонотонности.
2. Сродство к электрону. Факторы, влияющие на величину сродства к электрону: заряд ядра, экранирование заряда ядра электронами, проникающая способность внешних электронов, кайносимметрия. Изменение сродства к электрону по периодам и группам. Внутренняя периодичность. Вторичная периодичность. Причины немонотонности.
3. Изменение по подгруппам металлических, неметаллических свойств простых веществ.
4. Электроотрицательность как свойство связанного атома. Шкалы электроотрицательности. Шкала Полинга. Факторы, влияющие на величину электроотрицательности. Внутренняя периодичность. Вторичная периодичность. Причины немонотонности.
5. Трактовка понятия «атомный радиус» в квантовой химии. Орбитальные радиусы. Факторы, влияющие на величину орбитального радиуса: заряд ядра, экранирование заряда ядра электронами, проникающая способность внешних электронов, кайносимметрия. Изменение орбитальных радиусов по периодам и группам. Внутренняя периодичность. Вторичная периодичность. Причины немонотонности.
6. Эффективные радиусы: ковалентные, металлические, ионные, ван-дер-ваальсовы.
7. Закономерности изменения устойчивости степеней окисления атомов элементов по подгруппам периодической системы.
Литература
1. Ахметов и неорганическая химия. 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
2. Угай и неорганическая химия. 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
3. , Дракин и неорганическая химия.– М.: Химия, 1994.
H & Вопросы и задачи
1. Объясните изменение энергии ионизации (в эВ) в ряду Mg – Al – Si:
Mg Al Si
I1 7,6 6,0 8,2
I2 15,0 18,8 16,3
I3 80,1 28,4 33,5
2. Выпишите из справочника значения первой энергии ионизации атомов калия, марганца и цинка. Проанализируйте и объясните характер изменения этих величин в ряду K – Mn – Zn. Почему значение первой энергии ионизации атома рения больше, чем атома марганца?
3. Какой из двух элементов (ниже приведены их электронные конфигурации) имеет большее значение первой энергии ионизации:
а) 1s22s22p63s23p2 и 1s22s22p63s23p5;
б) 1s22s22p63s23p64s1 и 1s22s22p63s23p63d104s1?
4. Как объяснить характер изменения сродства к электрону у атомов галогенов: 3,62 (F); 3,82 (Cl); 3,54 (Br); 3,24 эВ (I)?
5. Сравните значения сродства к электрону атомов азота и кислорода. Какой из этих атомов имеет большее сродство к электрону и чем это объясняется?
6. Какие экспериментальные данные указывают на невозможность существования многозарядныых простых ионов?
7. Покажите и объясните различие в окислительно-восстановительных свойствах однотипных соединений марганца и рения, например перманганата и перрената калия.
8. Какой из оксидов должен быть более сильным окислителем: TiO2 или Mn2O7, CrO3 или WO3? Ответ обоснуйте.
CЕМИНАР № 10
МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ
1. Квантовомеханическое представление природы ковалентной связи. Расчеты Гайтлера и Лондона. Метод валентных связей. Насыщаемость ковалентной связи. Возбужденные состояния атомов. Энергия промотирования.
2. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентных связей. Максимальная ковалентность элементов в периодах. Значения ковалентности элементов главных подгрупп. Координационное число. Степень окисления.
3. Характеристики химической связи: энергия, длина, кратность связи.
4. Полярность связи. Эффективные заряды атомов. Дипольный момент. Расчет степени ионности связи.
Литература
1. Ахметов и неорганическая химия. 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
2. Угай и неорганическая химия. 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
3. , Дракин и неорганическая химия.– М.: Химия, 1994.
H & Вопросы и задачи
1. Чему равна валентность и степень окисления азота и углерода в следующих молекулах: N2, NH3, N2H4, NH2OH, NF3, CH4, CCl4, C2H6, C2H4, C2H2?
2. Чем определяется координационная ненасыщенность атома в соединении? Всегда ли валентно насыщенный атом в соединении является и координационно насыщенным? В каких соединениях: CH4, SiF4, SF4, SF6, NH3, H2O – атомы элементов валентно и координационно насыщены?
3. Объясните причины, по которым химическая связь в молекуле F2 менее прочная, чем связь в молекуле Cl2. Наблюдается ли аналогичное упрочнение связи в молекуле S2 по сравнению со связью в O2? При необходимости воспользуйтесь справочными данными.
4. В молекуле LiF, существующей в газовой фазе, межъядерное расстояние равно 0,156 нм, а электрический момент диполя равен 2,2·10–29 Кл·м. Какова степень ионности связи Li – F?
5. Как согласовать малую полярность связи в молекуле CO (дипольный момент молекулы равен 0,0333·10–29 Кл·м) со значительным различием в электроотрицательности атомов C и О (см. таблицу электроотрицательностей по Полингу)?
СЕМИНАР № 11
ГЕОМЕТРИЯ МОЛЕКУЛ
1. Направленность связей. Углы между связями.
2. Геометрия молекул с точки зрения теории гибридизации.
3. Полярность молекул. Эффективные заряды атомов в молекулах.
4. Достоинства и недостатки метода валентных связей.
Литература
1. Ахметов и неорганическая химия. 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
2. Угай и неорганическая химия. 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
H & Вопросы и задачи
1. Можно ли по величине валентных углов судить о наличии гибридизации орбиталей при образовании связей. Объясните и подтвердите ответ примерами.
2. Какую геометрическую форму могут иметь молекулы с sp3-гибридизацией атомных орбиталей центрального атома?
3. Почему однотипные по составу молекулы CO2 и SO2, BCl3 и PCl3 имеют разную геометрическую форму?
4. Если энергетическое различие внешних s и p-подуровней в атомах увеличивается в ряду Si – P – S – Cl, то какое влияние это оказывает на устойчивость соответствующих тетраоксоанионов? Какую геометрическую форму они имеют и за счет какого типа гибридизации?
5. Какова пространственная конфигурация молекул PF5, SF4, ClF3, XeF2, SF6, XeF4.
6. Объясните различия в валентных углах для следующих пар молекул: OF2 (103°) и H2O (104,5°); NF3 (102°) и NH3 (107,3°).
7. Как должны меняться значения моментов диполей молекул в ряду а) ClF – BrF – IF; б) NH3 – PH3 – AsH3?
8. Покажите с помощью рисунка, почему векторная сумма диполей связей оказывается различной для двух трехатомных молекул CO2 и H2O.
9. В каких случаях наличие у центрального атома неподеленной электронной пары а) увеличивает момент диполя молекулы; б) уменьшает его? Покажите это на примере молекул NH3 и NF3, для которых значения дипольных моментов соответственно равны 4,86·10–30 и 0,67·10–30 Кл·м.
СЕМИНАР № 12
МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
1. Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Метод МО как линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). Связывающие, несвязывающие, разрыхляющие орбитали, их расположение по энергии.
2. Схемы МО гомоядерных двухатомных молекул из элементов первого и второго периодов. Схемы МО двухатомных гетероядерных молекул из элементов второго периода. Закономерности в энергиях связей, межъядерных расстояниях. Причины парамагнетизма кислорода.
3. Многоцентровые МО. Модель гипервалентных связей.
Литература
1. Ахметов и неорганическая химия. 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
2. Угай и неорганическая химия. 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2002.
3. , Дракин и неорганическая химия.– М.: Химия, 1994.
H & Вопросы и задачи
1. Сравните кратность, энергию связей и магнитные свойства частиц CO+, CO, CO–.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 |
