Структура соединений и их свойства

Цель обучения 2.1.A: Объяснить связь между типом химической связи и свойствами элементов, участвующих в ней.

• 2.1.A.1 Значения электроотрицательности для представленных элементов увеличиваются слева направо в периоде и уменьшаются сверху вниз в группе. Эти закономерности можно качественно объяснить электронной структурой атомов, оболочковой моделью и законом Кулона.
• 2.1.A.2 Валентные электроны, общие для атомов с одинаковой электроотрицательностью, образуют неполярную ковалентную связь. Например, связи между углеродом и водородом являются фактически неполярными, хотя электроотрицательность углерода несколько выше, чем у водорода.
• 2.1.A.3 Валентные электроны, общие для атомов с разной электроотрицательностью, образуют полярную ковалентную связь.
  • i. Атом с более высокой электроотрицательностью приобретает частичный отрицательный заряд по отношению к другому атому в связи.
  • ii. В одинарных связях большие различия в электроотрицательности приводят к большему дипольному моменту связи.
  • iii. Все полярные связи имеют некоторую ионную природу, а граница между ионной и ковалентной связью не является четкой, а представляет собой непрерывный спектр.
• 2.1.A.4 Разница в электроотрицательности — не единственный фактор при определении того, следует ли называть связь ионной или ковалентной. Как правило, связи между металлом и неметаллом являются ионными, а связи между двумя неметаллами — ковалентными. Анализ свойств соединения является лучшим способом характеристики типа химической связи.
• 2.1.A.5 В металлическом твердом теле валентные электроны атомов металла считаются делокализованными и не принадлежащими какому-либо отдельному атому.

Цель обучения 2.2.A: Изобразить зависимость потенциальной энергии от расстояния между атомами на основе факторов, влияющих на силу взаимодействия.

• 2.2.A.1 График зависимости потенциальной энергии от расстояния между атомами (межъядерного расстояния) является удобным инструментом для описания взаимодействий между атомами. Такие графики иллюстрируют как равновесную длину связи (расстояние между атомами, при котором потенциальная энергия минимальна), так и энергию связи (энергию, необходимую для разделения атомов).
• 2.2.A.2 В ковалентной связи длина связи зависит как от размера ядра атома, так и от кратности связи (т.е. одинарной, двойной, тройной). Связи с большей кратностью короче и обладают большей энергией связи.
• 2.2.A.3 Закон Кулона может быть использован для объяснения силы взаимодействия между катионами и анионами.
  • i. Поскольку сила взаимодействия пропорциональна заряду каждого иона, бо́льшие заряды приводят к более сильному взаимодействию.
  • ii. Поскольку сила взаимодействия возрастает при уменьшении расстояния между центрами ионов (ядрами), меньшие размеры ионов приводят к более сильному взаимодействию.

Цель обучения 2.3.A: Изобразить ионное твердое тело с использованием частицевой модели, согласующейся с законом Кулона и свойствами составляющих ионов.

• 2.3.А.1 Катионы и анионы в ионном кристалле расположены в систематической, периодической 3-мерной решетке, которая максимизирует силы притяжения между катионами и анионами при минимизации сил отталкивания.
  • Исключение: Знание конкретных кристаллических структур не требуется для понимания цели обучения и не будет проверяться на экзамене AP.

Цель обучения 2.4.A: Изобразить металлическое твердое тело и/или сплав с помощью модели, демонстрирующей основные характеристики структуры и взаимодействия, присущие данному веществу.

• 2.4.A.1 Металлическую связь можно представить как массив положительных ионов металла, окруженных делокализованными валентными электронами (т.е. «электронным газом» или «морем электронов»).
• 2.4.A.2 Междоузельные сплавы образуются между атомами со значительно разными радиусами, когда меньшие атомы заполняют междоузельные пространства между крупными атомами (например, сталь, где углерод занимает междоузельные позиции в железе).
• 2.4.A.3 Заместительные сплавы образуются между атомами сопоставимых размеров, когда один атом замещает другой в кристаллической решетке (например, в некоторых латунных сплавах другие элементы, обычно цинк, замещают медь).

Учебная цель 2.5.A: Изобразить молекулу с помощью диаграммы Льюиса.

• 2.5.A.1 Диаграммы Льюиса могут быть построены в соответствии с установленным набором принципов.

Учебная цель 2.6.A: Изобразить молекулу с помощью диаграммы Льюиса, учитывающей резонанс между эквивалентными структурами или использующей формальный заряд для выбора между неэквивалентными структурами.

• 2.6.A.1 В случаях, когда можно построить более одной эквивалентной диаграммы Льюиса, резонанс должен быть включен как уточнение диаграммы Льюиса. Во многих таких случаях это уточнение необходимо для получения качественно точных предсказаний структуры и свойств молекул.
• 2.6.A.2 Правило октета и формальный заряд могут использоваться в качестве критериев для определения того, какая из нескольких возможных корректных диаграмм Льюиса представляет собой лучшую модель для предсказания структуры и свойств молекул.
• 2.6.A.3 Как и любая модель, модель диаграмм Льюиса имеет ограничения, особенно в случаях с нечетным числом валентных электронов.

Учебная цель 2.7.A: На основе взаимосвязи между диаграммами Льюиса, теорией VSEPR, порядками связей и полярностью связей:

• i. Объяснять структурные свойства молекул.

• ii. Объяснять электронные свойства молекул.

• 2.7.A.1 Теория VSEPR использует кулоновское отталкивание между электронами как основу для предсказания расположения электронных пар вокруг центрального атома.

• 2.7.A.2 Для предсказания электронных и структурных свойств многих ковалентно связанных молекул и многоатомных ионов необходимо использовать как диаграммы Льюиса, так и теорию VSEPR, включая следующие аспекты:

  • i. Молекулярную геометрию (линейную, тригонально-плоскую, тетраэдрическую, тригонально-пирамидальную, угловую, тригонально-бипирамидальную, «весы», Т-образную, октаэдрическую, квадратно-пирамидальную, квадратно-планарную)
  • ii. Углы связи
  • iii. Относительные энергии связей на основе порядка связи
  • iv. Относительные длины связей (кратные связи, влияние атомного радиуса)
  • v. Наличие дипольного момента
  • vi. Гибридизацию валентных орбиталей атомов внутри молекулы или многоатомного иона

• 2.7.A.3 Термины «гибридизация» и «гибридная атомная орбиталь» используются для описания расположения электронов вокруг центрального атома. Когда центральный атом находится в состоянии $sp$-гибридизации, его идеальные углы связи равны $180°$; для $sp^2$-гибридизированных атомов углы связи составляют $120°$; а для $sp^3$-гибридизированных атомов углы связи равны $109.5°$.

  • Исключение: Понимание вывода и изображения гибридных орбиталей не будет проверяться на экзамене AP. Курс включает различия между сигма- и пи-связями, использование VSEPR для объяснения форм молекул, а также номенклатуру $sp$, $sp^2$ и $sp^3$.
  • Исключение: Гибридизация с участием d-орбиталей не будет проверяться на экзамене AP. Когда вокруг центрального атома находится более четырех пар электронов, студенты отвечают только за форму resulting молекулы.

• 2.7.A.4 Образование связи связано с перекрыванием атомных орбиталей. В кратных связях такое перекрывание приводит к образованию как сигма-, так и пи-связей. Перекрывание сильнее в сигма-связях, чем в пи-связях, что отражается в большей энергии сигма-связей по сравнению с пи-связями. Наличие пи-связи также предотвращает вращение вокруг связи и приводит к появлению геометрических изомеров.

  • Исключение: Теория молекулярных орбиталей рекомендуется как способ получения более глубокого понимания природы связи. Однако на экзамене AP не будут проверяться ни диаграммы молекулярных орбиталей, ни заполнение молекулярных орбиталей, ни различие между связывающими, несвязывающими и антисвязывающими орбиталями.