Atomin elektroninen konfiguraatio on kaava, joka näyttää elektronien järjestyksen atomissa tasojen ja alatasojen mukaan. Artikkelin tutkimisen jälkeen saat selville, missä ja miten elektronit sijaitsevat, tutustut kvanttilukuihin ja pystyt rakentamaan atomin elektronisen konfiguraation sen numeron perusteella, artikkelin lopussa on elementtitaulukko.

Miksi tutkia elementtien elektronista konfiguraatiota?

Atomit ovat kuin konstruktori: osia on tietty määrä, ne eroavat toisistaan, mutta kaksi samantyyppistä osaa ovat täsmälleen samat. Mutta tämä konstruktori on paljon mielenkiintoisempi kuin muovinen, ja tässä miksi. Kokoonpano muuttuu sen mukaan, kuka on lähellä. Esimerkiksi happi vedyn vieressä voi olla muuttuu vedeksi, natriumin vieressä kaasuksi, ja raudan vieressä oleminen muuttaa sen kokonaan ruosteeksi. Jotta voidaan vastata kysymykseen, miksi näin tapahtuu, ja ennustaa atomin käyttäytymistä toisen vieressä, on tarpeen tutkia elektronista konfiguraatiota, jota käsitellään jäljempänä.

Kuinka monta elektronia on atomissa?

Atomi koostuu ytimestä ja sen ympärillä pyörivistä elektroneista, ydin koostuu protoneista ja neutroneista. Neutraalissa tilassa jokaisessa atomissa on sama määrä elektroneja kuin sen ytimessä on protoneja. Protonien lukumäärä ilmaistiin elementin sarjanumerolla, esimerkiksi rikillä on 16 protonia - jaksollisen järjestelmän 16. elementti. Kullassa on 79 protonia - jaksollisen järjestelmän 79. elementti. Sen mukaisesti rikissä on neutraalissa tilassa 16 elektronia ja kullassa 79 elektronia.

Mistä etsiä elektronia?

Elektronin käyttäytymistä tarkkailemalla johdettiin tiettyjä kuvioita, joita kuvataan kvanttiluvuilla, niitä on yhteensä neljä:

• Pääkvanttiluku
• Ratakvanttiluku
• Magneettinen kvanttiluku
• Spin kvanttiluku

Orbital

Lisäksi sanan kiertorata sijaan käytämme termiä "kiertorata", orbitaali on elektronin aaltofunktio, karkeasti - tämä on alue, jolla elektroni viettää 90% ajasta.

N - taso
L - kuori
M l - rataluku
M s - ensimmäinen tai toinen elektroni kiertoradalla

Ratakvanttiluku l

Elektronipilven tutkimuksen tuloksena havaittiin, että energiatasosta riippuen pilvellä on neljä päämuotoa: pallo, käsipainot ja kaksi muuta, monimutkaisempaa. Näitä muotoja kutsutaan energian nousevassa järjestyksessä s-, p-, d- ja f-kuoriksi. Jokaisella näistä kuorista voi olla 1 (s:ssä), 3 (p:ssä), 5 (d:ssä) ja 7 (f) kiertoradalla. Orbitaalikvanttiluku on kuori, jolla orbitaalit sijaitsevat. Orbitaalikvanttiluku s-, p-, d- ja f-orbitaaleille, vastaavasti, saa arvot 0, 1, 2 tai 3.

S-kuorella yksi orbitaali (L=0) - kaksi elektronia
P-kuoressa on kolme orbitaalia (L=1) - kuusi elektronia
D-kuoressa on viisi orbitaalia (L=2) - kymmenen elektronia
F-kuoressa on seitsemän orbitaalia (L=3) - neljätoista elektronia

Magneettinen kvanttiluku m l

P-kuoressa on kolme orbitaalia, jotka on merkitty numeroilla -L - +L, eli p-kuoressa (L=1) on orbitaalit "-1", "0" ja "1" . Magneettinen kvanttiluku on merkitty kirjaimella m l .

Kuoren sisällä elektronien on helpompi sijoittua eri kiertoradalle, joten ensimmäiset elektronit täyttävät yhden kullekin kiertoradalle ja sitten sen pari lisätään kuhunkin.

Harkitse d-kuorta:
D-kuori vastaa arvoa L=2, eli viisi orbitaalia (-2,-1,0,1 ja 2), ensimmäiset viisi elektronia täyttävät kuoren ottamalla arvot M l =-2, Ml = -1, Ml = 0, Ml = 1, Ml = 2.

Spin-kvanttiluku m s

Spin on elektronin pyörimissuunta akselinsa ympäri, suuntaa on kaksi, joten spinkvanttiluvulla on kaksi arvoa: +1/2 ja -1/2. Vain kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit, voivat olla samalla energia-alatasolla. Spin-kvanttiluku on merkitty m s

Pääkvanttiluku n

Pääkvanttiluku on energiataso, tällä hetkellä tunnetaan seitsemän energiatasoa, joista jokainen on merkitty arabialaisella numerolla: 1,2,3,...7. Kullakin tasolla olevien kuorien määrä on yhtä suuri kuin tason numero: ensimmäisellä tasolla on yksi kuori, toisella kaksi ja niin edelleen.

Elektroninumero

Joten mikä tahansa elektroni voidaan kuvata neljällä kvanttiluvulla, näiden numeroiden yhdistelmä on ainutlaatuinen jokaiselle elektronin paikalle, otetaan ensimmäinen elektroni, alin energiataso on N=1, yksi kuori sijaitsee ensimmäisellä tasolla, ensimmäinen kuori millä tahansa tasolla on pallon muotoinen (s -shell), ts. L=0, magneettisella kvanttiluvulla voi olla vain yksi arvo, M l =0 ja spin on yhtä suuri kuin +1/2. Jos otamme viidennen elektronin (missä tahansa atomissa se on), niin sen pääkvanttiluvut ovat: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Kun kirjoitetaan elementtien atomien sähköisiä kaavoja, energiatasot ilmoitetaan (pääkvanttiluvun arvot n numeroiden muodossa - 1, 2, 3 jne.), energian alatasot (kiertoratakvanttiluvun arvot l kirjainten muodossa s, p, d, f) ja yläosassa oleva numero osoittaa elektronien lukumäärän tietyllä alitasolla.

Ensimmäinen elementti D.I. Mendelejev on vety, joten atomin ytimen varaus H yhtä kuin 1, atomissa on vain yksi elektroni per s ensimmäisen tason alataso. Siksi vetyatomin elektroninen kaava on:

Toinen alkuaine on helium, sen atomissa on kaksi elektronia, joten heliumatomin elektronikaava on 2 Ei 1s 2. Ensimmäinen jakso sisältää vain kaksi elementtiä, koska ensimmäinen energiataso on täynnä elektroneja, joita voi miehittää vain 2 elektronia.

Kolmas alkuaine järjestyksessä - litium - on jo toisessa jaksossa, joten sen toinen energiataso alkaa täyttyä elektroneilla (puhuimme tästä edellä). Toisen tason täyttäminen elektroneilla alkaa s-alitaso, joten litiumatomin elektroninen kaava on 3 Li 1s 2 2s yksi . Berylliumatomissa täyttyminen elektroneilla on valmis s- alatasot: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

2. jakson seuraaville elementeille toinen energiataso on edelleen täynnä elektroneja, vasta nyt se on täynnä elektroneja R- alataso: 5 AT 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Kanssa 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Neonatomi täyttyy elektroneilla R-alitaso, tämä elementti päättää toisen jakson, sillä on kahdeksan elektronia, koska s- ja R-alitasot voivat sisältää vain kahdeksan elektronia.

Kolmannen jakson elementeillä on samanlainen sekvenssi täyttää kolmannen tason energia-alatasot elektroneilla. Joidenkin tämän ajanjakson alkuaineiden atomien elektroniset kaavat ovat:

11 Na 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 .

Kolmas jakso, kuten toinen, päättyy elementtiin (argon), joka täyttää sen elektroneilla R–alataso, vaikka kolmas taso sisältää kolme alatasoa ( s, R, d). Yllä olevan energia-alatasojen täyttämisjärjestyksen mukaisesti Klechkovskyn sääntöjen mukaisesti alitason 3 energia d enemmän alitason 4 energiaa s siksi argonia seuraava kaliumatomi ja sitä seuraava kalsiumatomi on täynnä elektroneja 3 s- neljännen tason alataso:

19 Vastaanottaja 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Alkaen 21. alkuaineesta - skandiumista, alkuaineiden atomeissa alataso 3 alkaa täyttyä elektroneilla d. Näiden alkuaineiden atomien elektroniset kaavat ovat:

21 sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

24. alkuaineen (kromi) ja 29. alkuaineen (kupari) atomeissa havaitaan ilmiö, jota kutsutaan elektronin "läpimurrokseksi" tai "vikaaksi": elektroni ulkoisesta 4:stä. s-alitaso "epäonnistuu" arvolla 3 d– alataso, joka täydentää sen täyttöä puoleen (kromille) tai kokonaan (kuparille), mikä edistää atomin parempaa vakautta:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (sen sijaan ...4 s 2 3d 4) ja

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (sen sijaan ...4 s 2 3d 9).

Alkaen 31. alkuaineesta - galliumista, 4. tason täyttäminen elektroneilla jatkuu, nyt - R– alataso:

31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

Tämä elementti päättää neljännen jakson, joka sisältää jo 18 elementtiä.

Samanlainen järjestys energian alatasojen täyttämisessä elektroneilla tapahtuu 5. jakson alkuaineiden atomeissa. Kaksi ensimmäistä (rubidium ja strontium) täytetään s- 5. tason alataso, seuraavat kymmenen elementtiä (yttriumista kadmiumiin) täytetään d– 4. tason alataso; kuusi alkuainetta täydentää ajanjakson (indiumista ksenoniin), jonka atomeissa elektronit täyttyvät R-ulomman, viidennen tason alataso. Jaksossa on myös 18 elementtiä.

Kuudennen jakson elementtien osalta tätä täyttöjärjestystä rikotaan. Jakson alussa, kuten tavallista, on kaksi alkuainetta, joiden atomeissa on elektroneja s-ulomman, kuudennen, tason alataso. Seuraavassa elementissä - lantaanissa - alkaa täyttyä elektroneilla d–edellisen tason alataso, ts. 5 d. Tässä täytössä elektroneilla 5 d-alataso pysähtyy ja seuraavat 14 alkuainetta - ceriumista lutetiumiin - alkavat täyttyä f- 4. tason alataso. Nämä elementit sisältyvät kaikki yhteen taulukon soluun, ja alla on laajennettu sarja näitä elementtejä, joita kutsutaan lantanideiksi.

Alkaen 72. alkuaineesta - hafnium - 80. alkuaineeseen - elohopeaan, täyttö elektroneilla jatkuu 5 d- alataso, ja jakso päättyy tavalliseen tapaan kuuteen alkuaineeseen (talliumista radoniin), joiden atomeissa se on täynnä elektroneja R-ulomman, kuudennen, tason alataso. Tämä on suurin ajanjakso, joka sisältää 32 elementtiä.

Seitsemännen, epätäydellisen jakson alkuaineiden atomeissa näkyy sama alitasojen täyttöjärjestys, kuten edellä on kuvattu. Annamme opiskelijoille mahdollisuuden kirjoittaa elektronisia kaavoja 5. - 7. jakson alkuaineiden atomeista ottaen huomioon kaikki edellä sanottu.

Huomautus:joissakin oppikirjoissa alkuaineiden atomien elektronisten kaavojen kirjoittamisjärjestys on sallittu erilainen: ei siinä järjestyksessä, jossa ne täytetään, vaan taulukossa annettujen elektronien lukumäärän mukaisesti kullakin energiatasolla. Esimerkiksi arseeniatomin elektroninen kaava voi näyttää tältä: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Sivu 1
3. Tee sähköinen kaava ja hän tallium Tl 3+ . Valenssielektroneille atomi Tl osoittavat kaikkien neljän kvanttiluvun joukon.

Päätös:

Klechkovsky-säännön mukaan energiatasojen ja alatasojen täyttyminen tapahtuu seuraavassa järjestyksessä:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Alkuaineen tallium Tl ydinvaraus on +81 (sarjanumero 81), vastaavasti 81 elektronia. Klechkovsky-säännön mukaan jaamme elektronit energian alatasoille, saamme elementin Tl elektronisen kaavan:

81 Tl-tallium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5p 10 6p 1

Tallium-ionin Tl 3+ varaus on +3, mikä tarkoittaa, että atomi luovutti 3 elektronia ja koska vain ulkotason valenssielektronit voivat luovuttaa atomin (talliumilla nämä ovat kaksi 6s- ja yksi 6p-elektronia) , sen elektroninen kaava näyttää tältä:

81 Tl 3+ tallium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 0 4f 14 5p 10 6p 0

Pääkvanttiluku n määrittää elektronin kokonaisenergian ja sen poistumisasteen ytimestä (energiatasonumero); se ottaa mitkä tahansa kokonaislukuarvot alkaen 1 (n = 1, 2, 3, . . .), ts. vastaa jaksonumeroa.

Orbitaali (sivu- tai atsimutaalinen) kvanttiluku l määrittää atomiradan muodon. Se voi ottaa kokonaislukuarvot välillä 0 - n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Energiatason numerosta riippumatta jokainen arvo l kiertoradan kvanttiluku vastaa erityismuotoista kiertorataa.

Orbitaalit kanssa l= 0 kutsutaan s-orbitaaleiksi,

l= 1 - p-orbitaalit (3 tyyppiä, jotka eroavat magneettisen kvanttiluvun m suhteen),

l= 2 - d-orbitaalit (5 tyyppiä),

l= 3 – f-orbitaalit (7 tyyppiä).

Magneettinen kvanttiluku m l kuvaa elektroniradan paikkaa avaruudessa ja ottaa kokonaislukuarvot l kohtaan + l, mukaan lukien 0. Tämä tarkoittaa, että jokaisella kiertoradalla on (2 l+ 1) energeettisesti vastaavat orientaatiot avaruudessa.

Spin-kvanttiluku m S kuvaa magneettista momenttia, joka syntyy, kun elektroni pyörii akselinsa ympäri. Ottaa vain kaksi arvoa +1/2 ja -1/2, jotka vastaavat vastakkaisia ​​pyörimissuuntia.
Valenssielektronit ovat ulkoisen energiatason elektroneja. Talliumissa on 3 valenssielektronia: 2 s - elektroni ja 1 p - elektroni.

Kvanttiluvut s - elektronit:

Ratakvanttiluku l= 0 (s on orbitaali)

Magneettinen kvanttiluku m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

Spin-kvanttiluku m S = ±1/2

Kvanttiluvut p - elektroni:

Pääkvanttiluku n = 6 (kuudes jakso)

Ratakvanttiluku l\u003d 1 (p - kiertorata)

Magneettinen kvanttiluku (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Spin-kvanttiluku m S = ±1/2
23. Ilmoita ne kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet, jotka muuttuvat ajoittain. Mikä on syynä näiden ominaisuuksien ajoittain toistumiseen? Selitä esimerkeissä, mikä on kemiallisten yhdisteiden ominaisuuksien muutosten jaksollisuuden olemus.

Päätös:

Atomien ulkoisten elektronikerrosten rakenteen määräämät alkuaineiden ominaisuudet muuttuvat luonnollisesti jaksollisen järjestelmän jaksoissa ja ryhmissä. Samaan aikaan elektronisten rakenteiden samankaltaisuus synnyttää analogisten elementtien ominaisuuksien samankaltaisuuden, mutta ei näiden ominaisuuksien identiteettiä. Siksi siirtymisessä elementistä toiseen ryhmissä ja alaryhmissä ei tapahdu yksinkertaista ominaisuuksien toistoa, vaan niiden enemmän tai vähemmän selvä säännöllinen muutos. Erityisesti alkuaineiden atomien kemiallinen käyttäytyminen ilmenee niiden kyvyssä menettää ja saada elektroneja, ts. niiden kyky hapettaa ja pelkistää. Atomin kyvyn kvantitatiivinen mitta menettää elektronit on ionisaatiopotentiaali (E ja ) , ja heidän kykynsä mukaan n hankkia– elektroniaffiniteetti (E kanssa ). Näiden suureiden muutoksen luonne siirtymisen aikana jaksosta toiseen toistuu, ja nämä muutokset perustuvat atomin elektronisen konfiguraation muutokseen. Siten täydelliset elektronikerrokset, jotka vastaavat inerttien kaasujen atomeja, osoittavat lisääntynyttä stabiilisuutta ja ionisaatiopotentiaalien lisääntynyttä arvoa jakson sisällä. Samanaikaisesti ensimmäisen ryhmän s-alkuaineilla (Li, Na, K, Rb, Cs) on alhaisimmat ionisaatiopotentiaaliarvot.

Elektronegatiivisuus on mitta tietyn alkuaineen atomin kyvystä vetää elektroneja itseään kohti verrattuna yhdisteen muiden alkuaineiden atomeihin. Yhden määritelmän (Mulliken) mukaan atomin elektronegatiivisuus voidaan ilmaista puolena sen ionisaatioenergian ja elektroniaffiniteetin summasta: = (E ja + E c).

Jaksoissa elementin elektronegatiivisuudella on yleinen taipumus kasvaa ja alaryhmissä sen väheneminen. Ryhmän I s-elementeillä elektronegatiivisuusarvot ovat alhaisimmat ja ryhmän VII p-alkuaineilla korkeimmat.

Saman alkuaineen elektronegatiivisuus voi vaihdella riippuen valenssitilasta, hybridisaatiosta, hapetustilasta jne. Elektronegatiivisuus vaikuttaa merkittävästi alkuaineyhdisteiden ominaisuuksien muutoksen luonteeseen. Joten esimerkiksi rikkihapolla on vahvempia happamia ominaisuuksia kuin sen kemiallisella analogilla seleenihapolla, koska viimeksi mainitussa keskusseleeniatomi ei polarisoi H-O-sidoksia rikkiatomiin verrattuna sen alhaisemman elektronegatiivisuuden vuoksi. happoa niin voimakkaasti, mikä tarkoittaa happamuuden heikkenemistä.

H-O O
Toinen esimerkki on kromi(II)hydroksidi ja kromi(VI)hydroksidi. Kromi(II)hydroksidilla, Cr(OH)2:lla, on emäksisiä ominaisuuksia, toisin kuin kromi(VI)hydroksidilla, H 2CrO 4:llä, koska kromin +2 hapetusaste määrää Cr 2+:n Coulombin vuorovaikutuksen heikkouden. hydroksidi-ioni ja tämän ionin pilkkomisen helppous, ts. pääominaisuuksien ilmentymä. Samanaikaisesti kromin +6 korkea hapetusaste kromi(VI)hydroksidissa aiheuttaa voimakkaan Coulombin vetovoiman hydroksidi-ionin ja keskeisen kromiatomin välillä ja dissosioitumisen mahdottomuuden sidosta pitkin. - Vai niin. Toisaalta kromin korkea hapetusaste kromi(VI)hydroksidissa parantaa sen kykyä vetää puoleensa elektroneja, ts. elektronegatiivisuus, joka aiheuttaa H-O-sidosten korkean polarisaatioasteen tässä yhdisteessä, mikä on edellytys happamuuden lisääntymiselle.

Seuraava tärkeä atomien ominaisuus on niiden säteet. Jaksoissa metalliatomien säteet pienenevät elementin järjestysluvun kasvaessa, koska kun elementin järjestysluku kasvaa jakson sisällä, ytimen varaus kasvaa ja siten sitä tasapainottava elektronien kokonaisvaraus; seurauksena myös elektronien Coulombin vetovoima kasvaa, mikä lopulta johtaa niiden ja ytimen välisen etäisyyden pienenemiseen. Selkein säteen lasku havaitaan pienten jaksojen elementeissä, joissa ulompi energiataso on täynnä elektroneja.

Suurina ajanjaksoina d- ja f-elementtien säteet pienenevät asteittain atomiytimen varauksen kasvaessa. Jokaisessa elementtialaryhmässä atomien säteet kasvavat yleensä ylhäältä alas, koska tällainen siirtymä tarkoittaa siirtymistä korkeammalle energiatasolle.

Alkuaineen ionisäteiden vaikutusta niiden muodostamien yhdisteiden ominaisuuksiin voidaan havainnollistaa esimerkillä halogeenivetyhappojen happamuuden lisääntymisestä kaasufaasissa: HI > HBr > HCl > HF.
43. Nimeä alkiot atomeille, joista vain yksi valenssitila on mahdollinen, ja osoita miten se tulee olemaan - maadoitettava tai viritetty.

Päätös:

Alkuaineiden atomeilla, joilla on yksi pariton elektroni uloimmalla valenssienergiatasolla, voi olla yksi valenssitila - nämä ovat jaksollisen järjestelmän ryhmän I alkuaineita (H - vety, Li - litium, Na - natrium, K - kalium, Rb - rubidium , Ag - hopea, Cs - cesium, Au - kulta, Fr - francium), lukuun ottamatta kuparia, koska esiulkoisen tason d-elektronit osallistuvat myös kemiallisten sidosten muodostumiseen, joiden lukumäärä määräytyy valenssilla (kupariatomin perustila 3d 10 4s 1 johtuu täytetyn d-kuoren stabiilisuudesta, mutta ensimmäinen viritetty tila 3d 9 4s 2 ylittää perustilan energiassa vain 1,4 eV (noin 125 kJ) Siksi kemiallisissa yhdisteissä molemmat tilat näkyvät samalla tavalla, jolloin syntyy kaksi kupariyhdisteiden sarjaa (I) ja (II)).

Lisäksi yhdessä valenssitilassa voi olla elementtiatomeja, joissa ulkoinen energiataso on täysin täytetty eikä elektroneilla ole mahdollisuutta mennä virittyneeseen tilaan. Nämä ovat elementtejä ryhmän VIII pääalaryhmästä - inertit kaasut (He - helium, Ne - neon, Ar - argon, Kr - krypton, Xe - ksenon, Rn - radon).

Kaikkien lueteltujen elementtien ainoa valenssitila on perustila, koska ei ole mahdollisuutta siirtyä jännittyneeseen tilaan. Lisäksi siirtyminen virittyneeseen tilaan määrittää atomin uuden valenssitilan, joten jos tällainen siirtymä on mahdollista, tietyn atomin valenssitila ei ole ainoa.

63. Tarkastellaan ehdotettujen molekyylien ja ionien spatiaalista rakennetta käyttämällä valenssielektroniparien hylkimismallia ja valenssisidosmenetelmää. Määritä: a) keskusatomin sitoutuvien ja jakamattomien elektroniparien lukumäärä; b) hybridisaatioon osallistuvien orbitaalien lukumäärä; c) hybridisaation tyyppi; d) molekyylin tai ionin tyyppi (AB m E n); e) elektroniparien spatiaalinen järjestely; f) molekyylin tai ionin spatiaalinen rakenne.

SO3;

Päätös:

Valenssisidosmenetelmän mukaisesti (tämän menetelmän käyttäminen johtaa samaan tulokseen kuin EPVO-mallilla) molekyylin spatiaalinen konfiguraatio määräytyy keskusatomin hybridiorbitaalien tilajärjestelyn perusteella, jotka muodostuvat orbitaalien välisen vuorovaikutuksen tulos.

Keskusatomin hybridisaation tyypin määrittämiseksi on tarpeen tietää hybridisoituvien kiertoratojen lukumäärä. Se saadaan laskemalla yhteen keskusatomin sitoutuvien ja yksinäisten elektroniparien lukumäärä ja vähentämällä π-sidosten lukumäärä.

SO 3 -molekyylissä

sitoutumisparien kokonaismäärä on 6. Vähentämällä π-sidosten lukumäärä, saadaan hybridisoituvien kiertoradojen lukumäärä: 6 - 3 \u003d 3. Siten hybridisaatiotyyppi sp 2, ionin tyyppi AB 3, spatiaalinen elektroniparien järjestely on kolmion muotoinen, ja itse molekyyli on kolmio:

ionissa

sidosparien kokonaismäärä on 4. π-sidoksia ei ole. Hybridisoituvien orbitaalien lukumäärä: 4. Siten hybridisaatiotyyppi sp 3, ionin tyyppi AB 4, elektroniparien tilajärjestely on tetraedrin muotoinen ja ioni itse on tetraedri:

83. Kirjoita KOH:n, H 2 SO 4:n, H 2 O:n, Be (OH) 2:n mahdollisten vuorovaikutusreaktioiden yhtälöt alla olevien yhdisteiden kanssa:

H2S03, BaO, C02, HNO3, Ni(OH)2, Ca(OH)2;

Päätös:
a) KOH-vuorovaikutusreaktiot

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2 H 2 O

2K++2 vai niin - + 2H+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + H 2 O

vai niin - + H +  H 2 O
KOH + BaO  ei reaktiota
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K++2 vai niin - + CO 2  2K + + CO 3 2- + H 2 O

2vai niin - + H 2 CO 3  CO 3 2- + H 2 O
KOH + HNO 3  ei reaktiota, ionit ovat samanaikaisesti liuoksessa:

K + + OH - + H + + NO 3 -

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K++2 vai niin- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  ei reaktiota

b) vuorovaikutusreaktiot H2SO4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  ei reaktiota
H 2 SO 4 + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + CO 2  ei reaktiota
H 2 SO 4 + HNO 3  ei reaktiota
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2  NiSO 4 + 2H 2 O

2H+ + SO 4 2- + Ni(OH) 2  Ni 2+ + SO 4 2- + 2 H 2 O

2H + + Ni(OH) 2  Ni 2+ + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Ca (OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

2H + + SO 4 2- + Ca (OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

c) vuorovaikutusreaktiot H2O

H 2 O + H 2 SO 3  ei reaktiota

H 2 O + BaO  Ba (OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  ei reaktiota
H 2 O + HNO 3  ei reaktiota
H 2 O + NO 2  ei reaktiota
H 2 O + Ni(OH) 2  ei reaktiota

H 2 O + Ca(OH) 2  ei reaktiota

a) Vuorovaikutusreaktiot Be (OH) 2

Ole (OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

Ole (OH) 2 + 2H+ + SO 3 2-  Be 2+ + SO 3 2- + 2 H 2 O

Ole (OH) 2 + 2H+  Ole 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  ei reaktiota
2Be (OH) 2 + CO 2  Be 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Ole (OH) 2 + 2HNO 3  Be (NO 3) 2 + 2H 2 O

Ole (OH) 2 + 2H+ + NO 3 -  Olla 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 O

Ole (OH) 2 + 2H +  Olla 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  ei reaktiota
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  ei reaktiota
103. Määritellylle reaktiolle

b) selitä, mikä tekijöistä: entropia tai entalpia myötävaikuttaa reaktion spontaaniin virtaukseen eteenpäin;

c) mihin suuntaan (eteen tai taaksepäin) reaktio etenee 298K ja 1000K;

e) nimeä kaikki tavat lisätä tasapainoseoksen tuotteiden pitoisuutta.

f) rakentaa ΔG p (kJ) graafi T (K)

Päätös:

CO (g) + H 2 (g) \u003d C (c) + H 2 O (g)

Aineiden muodostumisen standardientalpia, entropia ja Gibbsin muodostumisenergia

1. (ΔН 0 298) x.r. =
–
\u003d -241,84 + 110,5 \u003d -131,34 kJ 2. (ΔS 0 298) x.r. =
+
–
–
\u003d 188,74 + 5,7-197,5-130,6 \u003d -133,66 J / K \u003d -133,66 10 -3 kJ / mol > 0.

Suoraan reaktioon liittyy entropian väheneminen, järjestelmän häiriö vähenee - epäsuotuisa tekijä kemiallisen reaktion etenemiselle eteenpäin.

3. Laske reaktion standardi Gibbsin energia.

Hessin lain mukaan:

(ΔG 0 298) x.r. =
–
= -228,8 +137,1 = -91,7 kJ

Kävi ilmi, että (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T ja sitten (ΔG 0 298) x.r.

4.
≈
≈ 982,6 K.

≈ 982,6 K on likimääräinen lämpötila, jossa todellinen kemiallinen tasapaino saavutetaan; tämän lämpötilan yläpuolella käänteinen reaktio etenee. Tässä lämpötilassa molemmat prosessit ovat yhtä todennäköisiä.

5. Laske Gibbsin energia 1000K:ssa:

(ΔG 0 1000) x.r. ≈ ΔН 0 298 - 1 000 ΔS 0 298 ≈ -131,4 - 1 000 (-133,66) 10 -3 ≈ 2,32 kJ > 0.

Nuo. 1000 K:ssa: ΔS 0 x.r. T > ΔН 0 x.r.

Entalpiatekijä tuli ratkaisevaksi, suoran reaktion spontaani virtaus tuli mahdottomaksi. Käänteinen reaktio etenee: 1 moolista kaasua ja 1 moolista kiinteää ainetta muodostuu 2 moolia kaasua.

lg K 298 = 16,1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Järjestelmä on kaukana todellisen kemiallisen tasapainon tilasta, reaktiotuotteet hallitsevat siinä.

ΔG 0:n lämpötilariippuvuus reaktiolle

CO (g) + H 2 (g) \u003d C (c) + H 2 O (g)

K 1000 \u003d 0,86\u003e 1 - järjestelmä on lähellä tasapainotilaa, mutta tässä lämpötilassa alkuperäiset aineet hallitsevat siinä.

8. Le Chatelier'n periaatteen mukaan lämpötilan noustessa tasapainon tulisi siirtyä kohti käänteistä reaktiota, tasapainovakion tulisi laskea.

9. Mieti, kuinka laskennalliset tietomme ovat yhtäpitäviä Le Chatelier'n periaatteen kanssa. Esitetään joitakin tietoja, jotka osoittavat Gibbsin energian ja esitetyn reaktion tasapainovakion riippuvuuden lämpötilasta:

T, K	ΔG 0 t, kJ	K t
298	-131,34	10 16
982,6	0	1
1000	2,32	0,86

Näin ollen saadut lasketut tiedot vastaavat Le Chatelier -periaatteeseen perustuvia johtopäätöksiämme.
123. Järjestelmän tasapaino:

)

määritetään seuraavilla pitoisuuksilla: [B] ja [C], mol/l.

Määritä aineen alkupitoisuus [B] 0 ja tasapainovakio, jos aineen A alkupitoisuus on [A] 0 mol/l

Yhtälöstä voidaan nähdä, että 0,26 mol aineen C muodostuminen vaatii 0,13 mol ainetta A ja saman määrän ainetta B.

Sitten aineen A tasapainopitoisuus on [A] \u003d 0,4-0,13 \u003d 0,27 mol / l.

Aineen B alkupitoisuus [B] 0 \u003d [B] + 0,13 \u003d 0,13 + 0,13 \u003d 0,26 mol / l.

Vastaus: [B] 0 = 0,26 mol/l, Kp = 1,93.

143. a) 300 g liuosta sisältää 36 g KOH:ta (liuoksen tiheys 1,1 g/ml). Laske tämän liuoksen prosenttiosuus ja moolipitoisuus.

b) Kuinka monta grammaa kiteistä soodaa Na 2 CO 3 10H 2 O tulee ottaa 2 litran 0,2 M Na 2 CO 3 -liuoksen valmistamiseksi?

Päätös:

Löydämme prosentuaalisen pitoisuuden yhtälön avulla:

KOH:n moolimassa on 56,1 g/mol;

Liuoksen molaarisuuden laskemiseksi löydämme 1000 ml:ssa (eli 1000 1,100 \u003d 1100 g) liuosta olevan KOH:n massa:

1100: 100 = klo: 12; klo= 12 1100 / 100 = 132 g

C m = 56,1 / 132 \u003d 0,425 mol / l.

Vastaus: C \u003d 12%, Cm \u003d 0,425 mol / l

Päätös:

1. Etsi vedettömän suolan massa

m = Cm M V, missä M on moolimassa, V on tilavuus.

m \u003d 0,2 106 2 \u003d 42,4 g.

2. Laske kiteisen hydraatin massa suhteesta

kiteisen hydraatin moolimassa 286 g / moolimassa X

vedettömän suolan moolimassa 106 g / moolimassa 42,4 g

siis X \u003d m Na 2CO 3 10H 2O \u003d 42,4 286 / 106 \u003d 114,4 g.

Vastaus: m Na 2CO 3 10H 2 O \u003d 114,4 g.

163. Laske 5-prosenttisen naftaleeni C 10 H 8 -liuoksen kiehumispiste bentseenissä. Bentseenin kiehumispiste on 80,2 0 C.

Annettu: ke-ra (C 10 H 8) \u003d 5 % kiehua (C 6 H 6) \u003d 80,2 0 C

Löytää: tkip (r-ra) -?

Päätös:

Raoultin toisesta laista

ΔT \u003d E m \u003d (E m B 1000) / (m A μ B)

Tässä E on ebullioskooppinen liuotinvakio

E (C6H6) \u003d 2,57

m A on liuottimen paino, m B on liuenneen aineen paino, M B on sen molekyylipaino.

Olkoon liuoksen massa 100 grammaa, joten liuenneen aineen massa on 5 grammaa ja liuottimen massa 100 - 5 = 95 grammaa.

M (naftaleeni C 10 H 8) \u003d 12 10 + 1 8 \u003d 128 g/mol.

Korvaamme kaikki tiedot kaavaan ja löydämme liuoksen kiehumispisteen nousun verrattuna puhtaaseen liuottimeen:

ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Naftaleeniliuoksen kiehumispiste löytyy kaavasta:

T c.r-ra \u003d T c.r-la + ΔT \u003d 80,2 + 1,056 \u003d 81,256

Vastaus: 81.256 noin C

183. Tehtävä 1. Kirjoita heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöt ja dissosiaatiovakiot.

Tehtävä 2. Kirjoita annettujen ioniyhtälöiden mukaan vastaavat molekyyliyhtälöt.

Tehtävä 3. Kirjoita molekyyli- ja ionimuotoihin reaktioyhtälöt seuraaville muunnoksille.

Nro p / s	Harjoitus 1	Tehtävä 2	Tehtävä 3
183	Zn(OH)2, H3AsO4	Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCl	NaHS03 → Na2SO3 → H2SO3 → NaHS03

Päätös:

Kirjoita dissosiaatioyhtälöt ja dissosiaatiovakiot heikoille elektrolyyteille.

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

CD 1 =
= 1,5 10 -5
IIst.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

CD 2 =
= 4,9 10 -7

Zn (OH) 2 - amfoteerinen hydroksidi, happotyyppinen dissosiaatio on mahdollista

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

CD 1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

CD 2 =

H 3 AsO 4 - ortoarseenihappo - vahva elektrolyytti, hajoaa täysin liuoksessa:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Kirjoita annettujen ioniyhtälöiden mukaan vastaavat molekyyliyhtälöt.

Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCl

NiCl2 + NaOH (puutteellinen) = NiOHCl + NaCl

Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - \u003d NiOHCl + Na + + Cl -

Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCl
Kirjoita molekyyli- ja ionimuotoihin reaktioyhtälöt seuraaville muunnoksille.

NaHS03 → Na2SO3 → H2SO3 → NaHS03

1) NaHS03 + NaOH → Na2SO3 + H2O

Na++ HSO 3-+Na++ vai niin- → 2Na ++ NIIN 3 2- + H 2 O

HSO 3 - + vai niin - → + NIIN 3 2- + H 2 O
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na++ NIIN 3 2- + 2H+ + SO 4 2- → H 2 NIIN 3+2Na++ NIIN 3 2-

NIIN 3 2- + 2H + → H 2 NIIN 3 + NIIN 3 2-
3) H 2 SO 3 (ylimäärä) + NaOH → NaHS03 + H 2 O

2 H + + NIIN 3 2- + Na + + vai niin- → Na + + HSO 3 - + H 2 O

2 H + + NIIN 3 2 + vai niin- → Na + + H 2 O
203. Tehtävä 1. Kirjoita yhtälöt molekyyli- ja ionimuodossa olevien suolojen hydrolyysille, osoita liuosten pH (рН> 7, pH Tehtävä 2. Kirjoita yhtälöt vesiliuoksissa olevien aineiden välisille reaktioille

Nro p / s	Harjoitus 1	Tehtävä 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl3 + Na2C03; Na 2CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Tehtävä 1. Kirjoita yhtälöt molekyyli- ja ionimuodossa olevien suolojen hydrolyysille, osoita liuosten pH (pH> 7, pH

Na2S - vahvan emäksen ja heikon hapon muodostama suola hydrolysoituu anionissa. Ympäristön reaktio on emäksinen (рН > 7).

Ist. Na 2 S + HOH ↔ NaHS + NaOH

2Na + + S 2- + HOH ↔ Na + + HS - + Na + + OH -

II Art. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - Heikosta emäksestä ja vahvasta haposta muodostuva suola hydrolysoituu kationissa. Väliaineen reaktio on hapan (pH

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -

II Art. CrOHBr 2 + HOH ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -

III Art. Cr(OH) 2 Br + HOH↔ Cr(OH) 3 + HBr

Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -

Hydrolyysi etenee pääasiassa ensimmäisessä vaiheessa.

Tehtävä 2. Kirjoita aineiden välillä tapahtuvien reaktioiden yhtälöt vesiliuoksissa

FeCl3 + Na2CO3

FeCl3 – vahvan hapon ja heikon emäksen suola

Na 2 CO 3 - heikon hapon ja vahvan emäksen muodostama suola

2FeCl3 + 3Na 2CO 3 + 6H (OH) \u003d 2Fe (OH) 3 + 3H 2CO 3 + 6NaCl

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6H(ONKO HÄN) = 2Fe( vai niin) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6H(ONKO HÄN) = 2Fe( vai niin) 3 + 3 H2O + 3CO 2
Na 2CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Hydrolyysi vahvistuu molemminpuolisesti

Al 2 (SO 4) 3 - vahvan hapon ja heikon emäksen muodostama suola

Na2CO3 – heikon hapon ja vahvan emäksen suola

Kun kaksi suolaa hydrolysoidaan yhdessä, muodostuu heikko emäs ja heikko happo:

Ist: 2Na 2CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 3 SO 4 2 -

IIst: 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 2HOH \u003d\u003e 2H 2CO 3 + 2Al (OH) 2 +

IIIst: 2Al(OH)2+ + 2HOH => 2Al(OH)3 + 2H+

Kokonaishydrolyysiyhtälö

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 2H 2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Al 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CO 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CО 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2Н + + SO 4 2 -

2Al 3+ + 2CO 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C Noin 3
Sivu 1

Algoritmi elementin elektronisen kaavan laatimiseksi:

1. Määritä elektronien lukumäärä atomissa käyttämällä Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen järjestelmä D.I. Mendelejev.

2. Määritä energiatasojen lukumäärä sen ajanjakson numerolla, jossa elementti sijaitsee; elektronien lukumäärä viimeisellä elektronitasolla vastaa ryhmänumeroa.

3. Jaa tasot alitasoiksi ja kiertoradoiksi ja täytä ne elektroneilla sääntöjen mukaisesti täyttämällä kiertoradat :

On muistettava, että ensimmäisellä tasolla on enintään 2 elektronia. 1s2, toisella - enintään 8 (kaksi s ja kuusi R: 2s 2 2p 6), kolmannella - enintään 18 (kaksi s, kuusi p ja kymmenen d: 3s 2 3p 6 3p 10).

• Pääkvanttiluku n pitäisi olla minimaalinen.
• Täytetty ensin s- alatasoa siis p-, d-b f- alatasot.
• Elektronit täyttävät kiertoradat kiertoradan energian nousevassa järjestyksessä (Klechkovskyn sääntö).
• Alitasolla elektronit miehittävät ensin vapaat kiertoradat yksi kerrallaan ja vasta sen jälkeen muodostavat pareja (Hundin sääntö).
• Yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia (Pauli-periaate).

Esimerkkejä.

1. Laadi typen elektroninen kaava. Typpi on jaksollisessa taulukossa numero 7.

2. Laadi argonin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa argon on 18.

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6.

3. Laadi kromin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa kromi on numero 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Sinkin energiakaavio.

4. Laadi sinkin elektroninen kaava. Jaksotaulukossa sinkki on numero 30.

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10

Huomaa, että osa elektronisesta kaavasta, nimittäin 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, on argonin elektroninen kaava.

Sinkin elektroninen kaava voidaan esittää muodossa.