10. Составьте структурные и электронные формулы соединений с фосфором: а) водорода; б) хлора; в) бора. 11. Составьте структурные и электронные формулы соединений с во-дородом: а)…

Ниже даю подробные решения с пошаговыми объяснениями. Так как цель — “Понять” и параметры предмета/класса не заданы, объяснения сделаны в среднем школьном уровне и понятны без специальных знаний углублённой химии.

1. 10. Составьте структурные и электронные формулы соединений с фосфором: а) с водородом (PH3)

• Структурная формула: три связи P–H, на атоме фосфора ещё остаётся непарный электронный набор (одна непарная пара) — азотоподобная геометрия.
• Электронная (Lewis) формула: в центре P, три одинарные связи с H и одна непарная пара на P. Пример наброска: H | H–P–H | (P имеет одну непарную пару)
• Комментарий: геометрия около P примерно тетраэдрическая с треугольной пирамидой формы (поскольку эффект орбиталей даёт три связи и одну пару электронов на P).

б) с хлором (PCl3)

• Структурная формула: три связи P–Cl вокруг центрального атома фосфора и одна непарная пара на P.
• Электронная формула (Lewis): P в центре, три P–Cl связи, одна непарная пара на P.
• Геометрия: три ковалентные связи образуют трёхпогружённую пирамиду (трёхвалентная геометрия вокруг P с непарной парой).
• Примечание: это обычное соединение фосфора в степени окисления + III.

в) с бором (BP)

• Структурная формула: пара B–P (одинарная ковальная связь) — для простого диатомического представления: B–P.
• Электронная формула (Lewis): B имеет одну непарную пару? На самом деле валентность B = 3. В простом диатомическом виде можно изобразить как :B–P: с рядом непарных электронов на B и P. Приведу более понятную схему:
  • B передаёт/делит с P одну общую пару электронов.
  • B в сумме имеет две непарные пары (или одну непарную пару и одну пару, в зависимости от такого же подхода),
  • P имеет две неполярные пары и одну общую пару с B. В простом виде можно записать как B–P и указать, что у B и у P существуют непарные пары так, чтобы совместно заполнить валентные оболочки по общей схеме. В реальности BP — твёрдое кристаллическое соединение с ковалентно-межсеточными связями; в простом рисовании можно обозначить одну B–P связь и отметить, что структура более сложная (ковалентная сеть).
• Коротко: это бинарное соединение бор-фосфор; связь — ковалентная (многочастная сеть в кристалле). В диалоговой форме можно представить как B–P с доминирующей ковалентной связью и характерной для B дефицитной электронной структурой.

Важно: для (в) часто в школьном курсе приводят пример простого бинарного соединения BP и поясняют, что B склонен к образованию электро-дефицитных связей; в реальности BP — твёрдый ковалентный поликонцепт, а не простой газообразный диатомический молекула.

2. 11. Составьте структурные и электронные формулы соединений с водородом: а) с селеном (H2Se)

• Структурная формула: два молекулы водорода связаны с центральным селеном: H–Se–H.
• Электронная (Lewis) формула: Se имеет две непарные пары? На Se (группа 16) валентность 6, образуя две сигнальные связи с H, у Se остаются две непарные пары. Правильная конфигурация: H–Se–H, вокруг Se две пары электронов (непарные пары).
• Геометрия около Se близка к углу ~ 90–92°, но это зависит от модели (теоретически в этом соединении угол около Se может быть близким к геометрии воды, но для точной цифры нужен эксперимент).

б) с йода (HI)

• Структурная формула: H–I (одинарная связь).
• Электронная формула: I имеет семь валентных электронов; образуя одну связь с H, у I остаётся три пары непарных электронов (6 электронов в виде трёх пар неподелённых), то есть 3 пары непарных электронов на I плюс одна параконсайдная пара в связи.
• Комментарий: связи HI — ковалентно-полярные; различие электроотрицательностей между H и I невелико, но заметно.

в) с азотом (NH3)

• Структурная формула: азот в центре, три связи N–H, вокруг N — одна непарная пара.
• Электронная формула: N (пятовалентный) образует три N–H связи и имеет одну непарную пару электронов на N.
• Геометрия: тетраэдрическая электронная геометрия; молекула тригональная пирамидальная по форме.

3. 12. Объяснение, за счёт электронов какого слоя осуществляется связь в ковалентных соединениях: H2, Cl2, O2, N2

• В ковалентных связях связь образуется за счёт валентных электронов — внешних электронных оболочек атомов.
• У водорода H2: связь образуется за счёт двух атомов 1s-орбитал, каждый атом предоставляет один электрон, образуется пара электронов в совместной пары.
• У хлора Cl2: каждое Cl имеет внешнюю оболочку 3p5; образуется пара совместно используемых электронов из внешних p-орбитал, формируется двухатомная ковалентная связь.
• У кислорода O2: внешняя оболочка — 2p; пара электронов делится между двумя атомами, образуя ковалентную связь.
• У азота N2: внешняя оболочка — 2p; образуется тройная ковалентная связь между двумя атомами через деление трёх пар электронов (одна из которых — тройной ковалентный характер на деле с учётом резонанса).

4. 13. По таблице относительных электроотрицательностей вычислите разности и охарактеризуйте связи: Используем приблизительные значения электроотрицательности (Pauling, ок.):

• H = 2.20
• C = 2.55
• N = 3.04
• O = 3.44
• F = 3.98
• Cl = 3.16
• Br = 2.96
• I = 2.66
• Na = 0.93
• K = 0.82
• Fe = 1.83
• Ca = 1.00
• B = 2.04
• Se = 2.55
• P = 2.19
• Si = 1.90
• Li = 0.98
• Se = 2.55

Рассчитаем разности (модельные примеры):

• K–Cl: |3.16 − 0.82| = 2.34
• H–O: |3.44 − 2.20| = 1.24
• Cl–O: |3.44 − 3.16| = 0.28
• Fe–Cl: |3.16 − 1.83| = 1.33
• Na–F: |3.98 − 0.93| = 3.05
• Cl–Cl: |3.16 − 3.16| = 0.00
• C–Br: |2.96 − 2.55| = 0.41
• H–P: |2.20 − 2.19| = 0.01
• C–Se (принимаем Se = 2.55): |2.55 − 2.55| = 0.00

Характеристика связей:

• Разности больше примерно 2.0–2.5: в основном ионные связи (KCl, NaF — ярко ионные). При меньших разностях — полярные ковалентные, ещё меньше — неполярные ковалентные.
• K–Cl: большая разность, характер ионной связи.
• H–O: полярная ковалентная связь.
• Cl–O: практически неполярная ковалентная (небольшая разность).
• Fe–Cl: полярная ковалентная связь (множество материалов Fe–Cl с частичным ионным характером).
• Na–F: очень большая разность, в большинстве случаев — ионная связь.
• Cl–Cl: неполярная ковалентная связь (одинаковые элемента).
• C–Br: полярная ковалентная связь (небольшая разница).
• H–P: практически неполярная ковалентная связь (очень близкие электроотрицательности).
• C–Se: при принятии Se как 2.55 — разность 0, значит неполярная ковалентная связь.

5. 14. Какая из приведённых связей характеризуется наибольшей степенью ионности: K–Cl, Ca–Cl, Fe–Cl, Ge–Cl?

• По разности электроотрицательностей наибольшая разность у K–Cl ≈ 2.34 (Ca–Cl ≈ 2.16, Fe–Cl ≈ 1.33, Ge–Cl ≈ 0.9–1.0 в зависимости от конкретной величины). Следовательно, связь K–Cl имеет наибольшую степень ионности.

6. 15. Какая из связей характеризуется наибольшей степенью ковалентности: Li–F, Be–F, B–F, C–F?

• Разности электроотрицательностей:
  • Li–F: |0.98 − 3.98| ≈ 3.00
  • Be–F: |1.57 − 3.98| ≈ 2.41
  • B–F: |2.04 − 3.98| ≈ 1.94
  • C–F: |2.55 − 3.98| ≈ 1.43
• Мелкие различия у пары C–F максимизируют долю ковалентности, а Li–F имеет наибольшую ионность. Значит, наибольшая степень ковалентности среди перечисленных — в связи C–F.

45. Примечание

• Если есть необходимость, могу дописать дополнительные примеры или разъяснить любую конкретную формулу, а также разобрать спорные моменты по BP (бор-фосфор) или по другой паре элементов.