Konfigurasi elektronik atom adalah rumus yang menunjukkan susunan elektron dalam atom berdasarkan level dan sublevel. Setelah mempelajari artikel tersebut, Anda akan mengetahui di mana dan bagaimana elektron berada, berkenalan dengan bilangan kuantum dan dapat membangun konfigurasi elektron atom dengan nomornya, di akhir artikel ada tabel unsur.

Mengapa mempelajari konfigurasi elektron unsur?

Atom seperti konstruktor: ada sejumlah bagian, mereka berbeda satu sama lain, tetapi dua bagian dari jenis yang sama persis sama. Tapi konstruktor ini jauh lebih menarik daripada yang plastik, dan inilah alasannya. Konfigurasi berubah tergantung pada siapa yang berada di dekatnya. Misalnya, oksigen di sebelah hidrogen mungkin berubah menjadi air, di sebelah natrium menjadi gas, dan berada di sebelah besi sepenuhnya mengubahnya menjadi karat. Untuk menjawab pertanyaan mengapa ini terjadi dan untuk memprediksi perilaku atom di samping yang lain, perlu mempelajari konfigurasi elektronik, yang akan dibahas di bawah ini.

Berapa jumlah elektron dalam atom?

Sebuah atom terdiri dari nukleus dan elektron yang mengelilinginya, nukleus terdiri dari proton dan neutron. Dalam keadaan netral, setiap atom memiliki jumlah elektron yang sama dengan jumlah proton dalam intinya. Jumlah proton ditentukan oleh nomor seri elemen, misalnya, belerang memiliki 16 proton - elemen ke-16 dari sistem periodik. Emas memiliki 79 proton - elemen ke-79 dari tabel periodik. Dengan demikian, ada 16 elektron dalam belerang dalam keadaan netral, dan 79 elektron dalam emas.

Di mana mencari elektron?

Mengamati perilaku elektron, pola-pola tertentu diturunkan, mereka dijelaskan oleh bilangan kuantum, ada empat di antaranya:

• Bilangan kuantum utama
• Bilangan kuantum orbital
• Bilangan kuantum magnetik
• Putar bilangan kuantum

mengorbit

Selanjutnya, alih-alih kata orbit, kita akan menggunakan istilah "orbital", sebuah orbital adalah fungsi gelombang elektron, kira-kira - ini adalah area di mana elektron menghabiskan 90% waktunya.

N - tingkat
L - cangkang
M l - nomor orbital
M s - elektron pertama atau kedua dalam orbital

Bilangan kuantum orbital l

Sebagai hasil dari studi awan elektron, ditemukan bahwa, tergantung pada tingkat energi, awan mengambil empat bentuk dasar: bola, dumbel, dan dua lainnya, lebih kompleks. Dalam urutan energi menaik, bentuk-bentuk ini disebut kulit s-, p-, d- dan f. Masing-masing kulit ini dapat memiliki 1 (pada s), 3 (pada p), 5 (pada d) dan 7 (pada f) orbital. Bilangan kuantum orbital adalah kulit tempat orbital berada. Bilangan kuantum orbital untuk orbital s, p, d dan f masing-masing bernilai 0,1,2 atau 3.

Pada kulit s satu orbital (L=0) - dua elektron
Ada tiga orbital pada kulit p (L=1) - enam elektron
Ada lima orbital pada kulit d (L=2) - sepuluh elektron
Ada tujuh orbital (L=3) pada kulit f - empat belas elektron

Bilangan kuantum magnetik m l

Ada tiga orbital pada kulit p yang dilambangkan dengan angka dari -L sampai +L, yaitu untuk kulit p (L=1) terdapat orbital "-1", "0" dan "1" . Bilangan kuantum magnetik dilambangkan dengan huruf m l .

Di dalam kulit, elektron lebih mudah ditempatkan pada orbital yang berbeda, sehingga elektron pertama mengisi satu untuk setiap orbital, dan kemudian pasangannya ditambahkan ke masing-masing orbital.

Pertimbangkan kulit-d:
Kulit d sesuai dengan nilai L=2, yaitu, lima orbital (-2,-1,0,1 dan 2), lima elektron pertama mengisi kulit, dengan mengambil nilai M l =-2, M l =-1,M l =0 , M l =1, M l =2.

Putar bilangan kuantum m s

Spin adalah arah putaran sebuah elektron pada sumbunya, ada dua arah, sehingga bilangan kuantum spin memiliki dua nilai: +1/2 dan -1/2. Hanya dua elektron dengan spin berlawanan yang dapat berada pada sublevel energi yang sama. Bilangan kuantum spin dilambangkan m s

Bilangan kuantum utama n

Bilangan kuantum utama adalah tingkat energi di mana saat ini tujuh tingkat energi diketahui, masing-masing ditunjukkan dengan angka Arab: 1,2,3, ... 7. Jumlah cangkang di setiap level sama dengan jumlah level: ada satu cangkang di level pertama, dua di level kedua, dan seterusnya.

nomor elektron

Jadi, elektron apa pun dapat dijelaskan dengan empat bilangan kuantum, kombinasi angka-angka ini unik untuk setiap posisi elektron, mari kita ambil elektron pertama, tingkat energi terendah adalah N=1, satu kulit terletak di tingkat pertama, kulit pertama pada tingkat mana pun memiliki bentuk bola (s -shell), mis. L=0, bilangan kuantum magnetik hanya dapat mengambil satu nilai, M l =0 dan putaran akan sama dengan +1/2. Jika kita mengambil elektron kelima (dalam atom apa pun itu), maka bilangan kuantum utama untuk itu adalah: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Halaman 1
3. Buatlah rumus elektronik dan dia talium Tl3+ . Untuk elektron valensi atom Tl menunjukkan himpunan keempat bilangan kuantum.

Keputusan:

Menurut aturan Klechkovsky, pengisian tingkat energi dan sublevel terjadi dalam urutan berikut:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Unsur thallium Tl memiliki muatan inti +81 (nomor urut 81), masing-masing 81 elektron. Menurut aturan Klechkovsky, kami mendistribusikan elektron melalui sublevel energi, kami memperoleh rumus elektronik elemen Tl:

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

Ion talium Tl 3+ memiliki muatan +3, yang berarti bahwa atom melepaskan 3 elektron, dan karena hanya elektron valensi yang dapat memberikan atom tingkat eksternal(untuk talium adalah dua elektron 6s dan satu elektron 6p), rumus elektroniknya akan terlihat seperti ini:

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

Bilangan kuantum utama n menentukan energi total elektron dan tingkat pelepasannya dari nukleus (nomor tingkat energi); dibutuhkan nilai integer apa pun mulai dari 1 (n = 1, 2, 3, . . .), yaitu. sesuai dengan nomor periode.

Bilangan kuantum orbital (sisi atau azimut) aku mendefinisikan bentuk orbital atom. Dapat mengambil nilai integer dari 0 hingga n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Terlepas dari jumlah tingkat energi, setiap nilai aku orbit bilangan kuantum sesuai dengan orbital dengan bentuk khusus.

Orbital dengan aku= 0 disebut orbital s,

aku= 1 - orbital p (3 jenis berbeda dalam bilangan kuantum magnetik m),

aku= 2 - orbital d (5 jenis),

aku= 3 – orbital f (7 jenis).

Bilangan kuantum magnetik ml mencirikan posisi orbital elektron dalam ruang dan mengambil nilai integer dari - aku untuk + aku, termasuk 0. Ini berarti bahwa untuk setiap bentuk orbital, ada (2 aku+ 1) orientasi yang setara secara energetik di ruang angkasa.

Bilangan kuantum spin m S dicirikan momen magnet timbul dari rotasi elektron di sekitar sumbunya. Hanya membutuhkan dua nilai +1/2 dan -1/2 yang sesuai arah berlawanan rotasi.
Elektron valensi adalah elektron pada tingkat energi terluar. Talium memiliki 3 elektron valensi: 2 s - elektron dan 1 p - elektron.

Bilangan kuantum s - elektron:

Bilangan kuantum orbital aku= 0 (s adalah orbital)

Bilangan kuantum magnetik ml = (2 aku+ 1 = 1): ml = 0.

Putar bilangan kuantum m S = ±1/2

Bilangan kuantum p - elektron:

Bilangan kuantum utama n = 6 (periode keenam)

Bilangan kuantum orbital aku\u003d 1 (p - orbital)

Bilangan kuantum magnetik (2 aku+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Putar bilangan kuantum m S = ±1/2
23. Tentukan properti itu unsur kimia, yang berubah secara berkala. Apa alasan pengulangan periodik dari sifat-sifat ini? Pada contoh, jelaskan apa inti dari periodisitas perubahan sifat senyawa kimia.

Keputusan:

Sifat-sifat unsur, ditentukan oleh struktur lapisan elektron terluar atom, secara alami berubah selama periode dan golongan sistem periodik. Pada saat yang sama, kesamaan struktur elektronik menghasilkan kesamaan sifat-sifat elemen analog, tetapi bukan identitas sifat-sifat ini. Oleh karena itu, dalam transisi dari satu elemen ke elemen lain dalam grup dan subgrup, tidak ada pengulangan properti yang sederhana, tetapi perubahan regulernya yang kurang lebih jelas. Secara khusus, perilaku kimia atom unsur dimanifestasikan dalam kemampuannya untuk kehilangan dan memperoleh elektron, mis. dalam kemampuannya untuk mengoksidasi dan mereduksi. Ukuran kuantitatif dari kemampuan atom kehilangan elektron adalah potensial ionisasi (E dan ) , dan dengan ukuran kemampuan mereka n mendapatkan– afinitas elektron (E dengan ). Sifat perubahan besaran-besaran ini selama transisi dari satu periode ke periode lainnya berulang, dan perubahan ini didasarkan pada perubahan konfigurasi elektron atom. Dengan demikian, lapisan elektron lengkap yang sesuai dengan atom gas inert menunjukkan peningkatan stabilitas dan peningkatan nilai potensial ionisasi dalam suatu periode. Pada saat yang sama, s-elemen dari kelompok pertama (Li, Na, K, Rb, Cs) memiliki nilai potensial ionisasi terendah.

Keelektronegatifan adalah ukuran kemampuan atom suatu unsur tertentu untuk menarik elektron ke arah dirinya sendiri dibandingkan dengan atom unsur lain dalam senyawa. Menurut salah satu definisi (Mulliken), keelektronegatifan atom dapat dinyatakan sebagai setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektronnya: = (E dan + E c).

Dalam periode ada tren umum peningkatan elektronegativitas elemen, dan dalam subkelompok - penurunannya. Nilai terkecil unsur s golongan I memiliki keelektronegatifan, dan unsur p golongan VII memiliki keelektronegatifan terbesar.

Keelektronegatifan unsur yang sama dapat bervariasi tergantung pada keadaan valensi, hibridisasi, keadaan oksidasi, dll. Keelektronegatifan secara signifikan mempengaruhi sifat perubahan sifat senyawa unsur. Sebagai contoh, asam sulfat menunjukkan lebih kuat sifat asam daripada rekan kimianya, asam selenat, karena dalam yang terakhir atom selenium pusat, karena elektronegativitasnya lebih rendah dibandingkan dengan atom belerang, tidak mempolarisasi ikatan H–O dalam asam dengan begitu kuat, yang berarti melemahnya keasaman.

H–O O
Contoh lain adalah kromium(II) hidroksida dan kromium(VI) hidroksida. Kromium (II) hidroksida, Cr(OH) 2, menunjukkan sifat dasar, berbeda dengan kromium (VI) hidroksida, H 2 CrO 4, karena keadaan oksidasi krom +2 menentukan kelemahan interaksi Coulomb Cr 2+ dengan ion hidroksida dan kemudahan pembelahan ion ini, yaitu manifestasi dari sifat-sifat utama. Pada saat yang sama, tingkat oksidasi yang tinggi dari kromium +6 dalam kromium (VI) hidroksida menyebabkan daya tarik Coulomb yang kuat antara ion hidroksida dan atom kromium pusat dan ketidakmungkinan disosiasi sepanjang ikatan. - Oh. Di sisi lain, tingkat oksidasi kromium yang tinggi dalam kromium (VI) hidroksida meningkatkan kemampuannya untuk menarik elektron, mis. keelektronegatifan, yang derajat tinggi polarisasi ikatan H–O dalam senyawa ini, yang merupakan prasyarat untuk peningkatan keasaman.

Berikutnya karakteristik penting atom adalah jari-jarinya. Dalam periode, jari-jari atom logam dengan bertambahnya nomor seri elemen berkurang, karena dengan peningkatan nomor urut elemen dalam periode tersebut, muatan inti meningkat, dan, akibatnya, muatan total elektron yang menyeimbangkannya; akibatnya, daya tarik Coulomb elektron juga meningkat, yang pada akhirnya menyebabkan penurunan jarak antara mereka dan nukleus. Penurunan jari-jari yang paling menonjol diamati pada elemen periode kecil, di mana tingkat energi terluar diisi dengan elektron.

PADA periode besar untuk elemen d dan f, penurunan jari-jari yang lebih bertahap diamati dengan peningkatan muatan inti atom. Dalam setiap subkelompok elemen, jari-jari atom, sebagai suatu peraturan, meningkat dari atas ke bawah, karena pergeseran seperti itu berarti transisi ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Pengaruh jari-jari ion unsur terhadap sifat-sifat senyawa yang terbentuk dapat digambarkan dengan contoh peningkatan keasaman asam hidrohalat dalam fasa gas: HI > HBr > HCl > HF.
43. Sebutkan unsur-unsur atom yang hanya mungkin satu atomnya keadaan valensi, dan tunjukkan bagaimana jadinya - utama atau bersemangat.

Keputusan:

Atom unsur yang memiliki satu elektron tidak berpasangan pada tingkat energi valensi terluar dapat memiliki satu keadaan valensi - ini adalah unsur golongan I sistem periodik (H - hidrogen, Li - litium, Na - natrium, K - kalium, Rb - rubidium , Ag - perak, Cs - cesium, Au - emas, Fr - fransium), dengan pengecualian tembaga, sejak dalam pembentukan ikatan kimia, yang jumlahnya ditentukan oleh valensi, elektron-d dari tingkat praeksternal juga mengambil bagian (keadaan dasar atom tembaga 3d 10 4s 1 disebabkan oleh stabilitas kulit-d yang terisi, namun, yang pertama keadaan tereksitasi 3d 9 4s 2 melebihi energi utama hanya sebesar 1,4 eV (sekitar 125 kJ/mol). Oleh karena itu, dalam senyawa kimia kedua keadaan tampak pada tingkat yang sama, menghasilkan dua rangkaian senyawa tembaga (I) dan (II)).

Juga, satu keadaan valensi dapat memiliki atom unsur di mana tingkat energi eksternal terisi penuh dan elektron tidak memiliki kesempatan untuk masuk ke keadaan tereksitasi. Ini adalah elemen-elemennya subgrup utama Grup VIII– gas inert (He – helium, Ne – neon, Ar – argon, Kr – kripton, Xe – xenon, Rn – radon).

Untuk semua elemen yang terdaftar, satu-satunya keadaan valensi adalah keadaan dasar, karena tidak ada kemungkinan transisi ke keadaan tereksitasi. Selain itu, transisi ke keadaan tereksitasi menentukan keadaan valensi atom yang baru; oleh karena itu, jika transisi seperti itu dimungkinkan, keadaan valensi atom tertentu bukanlah satu-satunya.

63. Menggunakan model tolakan valensi pasangan elektron dan metode ikatan valensi, pertimbangkan struktur ruang molekul dan ion yang diusulkan. Tentukan: a) jumlah pasangan elektron ikatan dan tidak bersama dari atom pusat; b) jumlah orbital yang terlibat dalam hibridisasi; c) jenis hibridisasi; d) jenis molekul atau ion (AB m E n); e) penataan ruang pasangan elektron; f) struktur spasial molekul atau ion.

SO3;

Keputusan:

Sesuai dengan metode ikatan valensi (menggunakan metode ini menghasilkan hasil yang sama seperti menggunakan model EPVO), konfigurasi spasial molekul ditentukan oleh pengaturan spasial orbital hibrid atom pusat, yang dibentuk sebagai hasil interaksi antar orbital.

Untuk menentukan jenis hibridisasi atom pusat, perlu diketahui jumlah orbital hibridisasi. Itu dapat ditemukan dengan menambahkan jumlah ikatan dan pasangan elektron bebas dari atom pusat dan mengurangi jumlah ikatan .

Dalam molekul SO3

jumlah total pasangan ikatan adalah 6. Kurangi jumlah ikatan , kita peroleh jumlah orbital hibridisasi: 6 - 3 \u003d 3. Jadi, jenis hibridisasi sp 2, jenis ion AB 3, spasial susunan pasangan elektron memiliki bentuk segitiga, dan molekul itu sendiri adalah segitiga:

dalam ion

jumlah total pasangan ikatan adalah 4. Tidak ada ikatan . Jumlah orbital hibridisasi: 4. Jadi, jenis hibridisasi sp 3, jenis ion AB 4, susunan spasial pasangan elektron berbentuk tetrahedron, dan ion itu sendiri adalah tetrahedron:

83. Tulis persamaan kemungkinan reaksi interaksi KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2 dengan senyawa di bawah ini:

H 2 SO 3 , BaO, CO 2 , HNO 3 , Ni(OH) 2 , Ca(OH) 2 ;

Keputusan:
a) reaksi interaksi KOH

2KOH + H2SO3 K2SO3 + 2H2O

2K++2 Oh - + 2H+ + SO 3 2- 2K + + SO 3 2- + H 2 HAI

Oh - + H +  H 2 HAI
KOH + BaO tidak ada reaksi
2KOH + CO2 K2CO3 + H2O

2K++2 Oh - + BERSAMA 2 2K ++ BERSAMA 3 2- + H 2 HAI

2Oh - + H 2 BERSAMA 3  BERSAMA 3 2- + H 2 HAI
KOH + HNO 3 tidak ada reaksi, ion-ion secara bersamaan dalam larutan:

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

2KOH + Ni(OH) 2 K

2K++2 Oh- + Ni(OH) 2 K + + -

KOH + Ca(OH) 2 tidak ada reaksi

b) reaksi interaksi H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3 tidak ada reaksi
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 tidak ada reaksi
H 2 SO 4 + HNO 3 tidak ada reaksi
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 HAI

2H + + Ni(OH) 2  Ni 2+ + 2H 2 HAI
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) reaksi interaksi H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3 tidak ada reaksi

H 2 O + BaO Ba (OH) 2

H 2 O + BaO Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2 tidak ada reaksi
H 2 O + HNO 3 tidak ada reaksi
H 2 O + NO 2 tidak ada reaksi
H 2 O + Ni(OH) 2 tidak ada reaksi

H 2 O + Ca(OH) 2 tidak ada reaksi

a) reaksi interaksi Be (OH) 2

Be (OH) 2 + H 2 SO 3 BeSO 3 + 2H 2 O

Jadilah(OH) 2 + 2H+ + SO 3 2- Jadilah 2+ + SO 3 2- + 2 H 2 HAI

Jadilah(OH) 2 + 2H+ Jadilah 2+ + 2 H 2 HAI
Be(OH)2 + BaO tidak ada reaksi
2Be (OH) 2 + CO 2 Be 2 CO 3 (OH) 2 + 2H 2 O
Be (OH) 2 + 2HNO 3 Be (NO 3) 2 + 2H 2 O

Jadilah(OH) 2 + 2H+ + TIDAK 3 - Menjadi 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 HAI

Jadilah(OH) 2 + 2H +  Menjadi 2+ + 2H 2 HAI
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2 tidak ada reaksi
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2 tidak ada reaksi
103. Untuk reaksi tertentu

b) jelaskan faktor mana saja: entropi atau entalpi yang berkontribusi pada aliran spontan reaksi ke arah depan;

c) ke arah mana (maju atau mundur) reaksi akan berlangsung pada 298K dan 1000K;

e) sebutkan semua cara untuk meningkatkan konsentrasi produk dari campuran kesetimbangan.

f) buatlah grafik G p (kJ) dari T (K)

Keputusan:

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

Entalpi pembentukan standar, entropi dan energi Gibbs pembentukan zat

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.

Reaksi langsung disertai dengan penurunan entropi, gangguan dalam sistem berkurang - faktor yang tidak menguntungkan untuk aliran reaksi kimia dalam arah ke depan.

3. Hitung energi Gibbs standar dari reaksi tersebut.

menurut hukum Hess:

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

Ternyata (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T dan kemudian (ΔG 0 298) x.r.

4.
≈
982,6 K

982,6 K adalah suhu perkiraan di mana kesetimbangan kimia yang sebenarnya ditetapkan; di atas suhu ini, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Pada suhu ini, kedua proses memiliki kemungkinan yang sama.

5. Hitung energi Gibbs pada 1000K:

(ΔG 0 1000) x.r. 0 298 - 1000 S 0 298 -131.4 - 1000 (-133.66) 10 -3 2.32 kJ > 0.

Itu. pada 1000 K: S 0 x.r. T > 0 xr.

Faktor entalpi menjadi penentu, aliran spontan reaksi langsung menjadi tidak mungkin. Reaksi sebaliknya berlangsung: dari satu mol gas dan 1 mol padat 2 mol gas yang dihasilkan.

lg K 298 = 16,1; K 298 10 16 >> 1.

Sistemnya jauh dari kenyataan kesetimbangan kimia, didominasi oleh produk reaksi.

Ketergantungan suhu G 0 untuk reaksi

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

K 1000 \u003d 0.86\u003e 1 - sistem mendekati keadaan setimbang, namun, pada suhu ini, zat awal mendominasi di dalamnya.

8. Menurut prinsip Le Chatelier, ketika suhu naik, kesetimbangan harus bergeser ke arah reaksi sebaliknya, konstanta kesetimbangan harus berkurang.

9. Pertimbangkan bagaimana data yang dihitung sesuai dengan prinsip Le Chatelier. Mari kita sajikan beberapa data yang menunjukkan ketergantungan energi Gibbs dan konstanta kesetimbangan dari reaksi yang ditunjukkan pada suhu:

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

Dengan demikian, data yang dihitung yang diperoleh sesuai dengan kesimpulan kami berdasarkan prinsip Le Chatelier.
123. Kesetimbangan dalam sistem:

)

ditetapkan pada konsentrasi berikut: [B] dan [C], mol/l.

Tentukan konsentrasi awal zat [B] 0 dan konstanta kesetimbangan jika konsentrasi awal zat A adalah [A] 0 mol/l

Dapat dilihat dari persamaan bahwa pembentukan 0,26 mol zat C membutuhkan 0,13 mol zat A dan jumlah zat B yang sama.

Maka konsentrasi kesetimbangan zat A adalah [A] \u003d 0,4-0,13 \u003d 0,27 mol / l.

Konsentrasi awal zat B [B] 0 \u003d [B] + 0,13 \u003d 0,13 + 0,13 \u003d 0,26 mol / l.

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

143. a) 300 g larutan mengandung 36 g KOH (kerapatan larutan 1,1 g/ml). Hitung persentasenya dan konsentrasi molar solusi ini.

b) Berapa gram kristal soda Na 2 CO 3 10H 2 O yang harus diambil untuk membuat 2 liter larutan 0,2 M Na 2 CO 3?

Keputusan:

Kami menemukan persentase konsentrasi dengan persamaan:

Massa molar KOH adalah 56,1 g/mol;

Untuk menghitung molaritas larutan, kami menemukan massa KOH yang terkandung dalam 1000 ml (yaitu, dalam 1000 1,100 \u003d 1100 g) larutan:

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

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

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

Keputusan:

1. Temukan massa garam anhidrat

m = Sm M V, di mana M adalah masa molar, V adalah volumenya.

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

2. Temukan massa hidrat kristalin dari proporsi

massa molar kristal hidrat 286 g / mol - massa X

massa molar garam anhidrat 106g / mol - massa 42.4g

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

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

163. Hitung titik didih larutan 5% naftalena C 10 H 8 dalam benzena. Titik didih benzena adalah 80,2 0 C.

Diberikan: Rab-ra (C 10 H 8) \u003d 5% tboil (C 6 H 6) \u003d 80,2 0 C

Mencari: tkip (r-ra) -?

Keputusan:

Dari hukum kedua Raoult

T \u003d E m \u003d (E m B 1000) / (m A B)

Di sini E adalah konstanta pelarut ebullioskopik

E (C 6 H 6) \u003d 2.57

m A adalah berat pelarut, m B adalah berat zat terlarut, M B adalah berat molekulnya.

Misal massa larutan adalah 100 gram, maka massa zat terlarut adalah 5 gram, dan massa pelarut adalah 100 - 5 = 95 gram.

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

Kami mengganti semua data dalam rumus dan menemukan peningkatan titik didih larutan dibandingkan dengan pelarut murni:

T = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Titik didih larutan naftalena dapat ditemukan dengan rumus:

T c.r-ra \u003d T c.r-la + T \u003d 80.2 + 1.056 \u003d 81.256

Jawaban: 81.256 tentang C

183. Tugas 1. Tulis persamaan disosiasi dan konstanta disosiasi untuk elektrolit lemah.

Tugas 2. Sesuai dengan yang diberikan persamaan ion tulis persamaan molekul yang sesuai.

Tugas 3. Tulis dalam bentuk molekul dan ionik persamaan reaksi untuk transformasi berikut.

nomor p / p	Latihan 1	Tugas 2	Tugas 3
183	Zn(OH) 2 , H 3 AsO 4	Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCl	NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

Keputusan:

Tuliskan persamaan disosiasi dan konstanta disosiasi untuk elektrolit lemah.

Ist.: Zn(OH) 2 ZnOH + + OH -

CD1 =
= 1,5 10 -5
II.: ZnOH + Zn 2+ + OH -

CD2 =
= 4,9 10 -7

Zn (OH) 2 - hidroksida amfoter, disosiasi tipe asam dimungkinkan

Ist.: H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 -

CD1 =

II.: HZnO 2 - H + + ZnO 2 2-

CD2 =

H 3 AsO 4 - asam ortoarsenat - elektrolit kuat, terdisosiasi sempurna dalam larutan:
H 3 AsO 4 3Н + + AsO 4 3-
Menurut persamaan ion yang diberikan, tulis persamaan molekul yang sesuai.

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

NiCl2 + NaOH(kekurangan) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCl
Tuliskan dalam bentuk molekuler dan ionik persamaan reaksi untuk transformasi berikut.

NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

Na + + HSO 3-+Na++ Oh- → 2Na + + JADI 3 2- + H 2 HAI

HSO 3 - + Oh - → + JADI 3 2- + H 2 HAI
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

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

JADI 3 2- + 2H + → H 2 JADI 3 + JADI 3 2-
3) H 2 SO 3 (kelebihan) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 H + + JADI 3 2- + Na + + Oh- → Na + + HSO 3 - + H 2 HAI

2 H + + JADI 3 2 + Oh- → Na + + H 2 HAI
203. Tugas 1. Tulis persamaan hidrolisis garam dalam bentuk molekul dan ion, tunjukkan pH larutan (рН> 7, pH Tugas 2. Tulis persamaan reaksi yang terjadi antara zat dalam larutan air

nomor p / p	Latihan 1	Tugas 2
203	Na2S; CrBr3	FeCl3 + Na2CO3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Tugas 1. Tulis persamaan hidrolisis garam dalam bentuk molekul dan ion, tunjukkan pH larutan (pH> 7, pH

Na 2 S - garam yang terbentuk dasar yang kuat dan asam lemah mengalami hidrolisis pada anion. Reaksi lingkungan bersifat basa (рН > 7).

Ist. Na2S + HOH NaHS + NaOH

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

II Seni. NaHS + HOH H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH Na + + H 2 S + OH -
CrBr3 - garam yang terbentuk dari basa lemah dan asam kuat mengalami hidrolisis pada kation. Reaksi medium bersifat asam (pH

Ist. CrBr 3 + HOH CrOHBr 2 + HBr

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

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

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

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

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

Hidrolisis berlangsung terutama pada tahap pertama.

Tugas 2. Tulis persamaan reaksi yang terjadi antara zat dalam larutan berair

FeCl3 + Na2CO3

FeCl3 – garam dari asam kuat dan basa lemah

Na 2 CO 3 - garam yang dibentuk oleh asam lemah dan basa kuat

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

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 BERSAMA 3 2- + 6H(APAKAH DIA) = 2Fe( Oh) 3 + 3H 2 BERSAMA 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3BERSAMA 3 2- + 6H(APAKAH DIA) = 2Fe( Oh) 3 + 3 H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Ada saling memperkuat hidrolisis

Al 2 (SO 4) 3 - garam yang dibentuk oleh asam kuat dan basa lemah

Na2CO3 – garam dari asam lemah dan basa kuat

Ketika dua garam dihidrolisis bersama-sama, basa lemah dan asam lemah terbentuk:

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

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

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

Persamaan hidrolisis keseluruhan

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 CHAI 3 2- + 6H 2 HAI = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2Н + + SO 4 2 -

2Al 3+ + 2CHAI 3 2- + 6H 2 HAI = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C Tentang 3
Halaman 1

Algoritma untuk menyusun rumus elektronik suatu unsur:

1. Menentukan jumlah elektron dalam suatu atom menggunakan Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan jumlah periode di mana elemen berada, tentukan jumlah tingkat energi; jumlah elektron terakhir tingkat elektronik sesuai dengan nomor kelompok.

3. Bagilah level menjadi sublevel dan orbital dan isi dengan elektron sesuai dengan aturan pengisian orbital:

Harus diingat bahwa tingkat pertama memiliki maksimal 2 elektron. 1s2, pada detik - maksimal 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimal 18 (dua s, enam p, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Bilangan kuantum utama n harus minimal.
• Diisi dulu s- sublevel, maka p-, d-b f- sublevel.
• Elektron mengisi orbital dalam urutan energi orbital (aturan Klechkovsky).
• Dalam sublevel, elektron pertama menempati orbital bebas satu per satu, dan hanya setelah itu mereka membentuk pasangan (aturan Hund).
• Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Susun rumus elektronik nitrogen. PADA tabel periodik nitrogen ada di nomor 7.

2. Susun rumus elektronik argon. Dalam tabel periodik, argon berada di nomor 18.

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

3. Susun rumus elektronik kromium. Dalam tabel periodik, kromium adalah nomor 24.

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

Diagram energi seng.

4. Susun rumus elektronik seng. Dalam tabel periodik, seng adalah nomor 30.

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

Perhatikan bahwa bagian dari rumus elektronik, yaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 adalah rumus elektronik argon.

Rumus elektronik seng dapat direpresentasikan sebagai.

Saat menulis rumus elektronik atom unsur, tingkat energi ditunjukkan (nilai bilangan kuantum utama n dalam bentuk angka - 1, 2, 3, dll.), sublevel energi (nilai bilangan kuantum orbital aku dalam bentuk huruf s, p, d, f) dan nomor di atas menunjukkan jumlah elektron dalam sublevel tertentu.

Elemen pertama dalam D.I. Mendeleev adalah hidrogen, oleh karena itu, muatan inti atom H sama dengan 1, atom hanya memiliki satu elektron per s sublevel dari tingkat pertama. Oleh karena itu, rumus elektronik atom hidrogen adalah:

Unsur kedua adalah helium, ada dua elektron dalam atomnya, oleh karena itu rumus elektronik atom helium adalah 2 Bukan 1s 2. Periode pertama hanya mencakup dua elemen, karena tingkat energi pertama diisi dengan elektron, yang hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.

Elemen ketiga dalam urutan - lithium - sudah dalam periode kedua, oleh karena itu, tingkat energi keduanya mulai diisi dengan elektron (kita bicarakan ini di atas). Pengisian tingkat kedua dengan elektron dimulai dengan s-sublevel, jadi rumus elektronik atom litium adalah 3 Li 1s 2 2s satu . Dalam atom berilium, pengisian elektron selesai s- sublevel: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Untuk unsur-unsur berikutnya dari periode ke-2, tingkat energi kedua terus diisi dengan elektron, baru sekarang diisi dengan elektron R- subtingkat: 5 PADA 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Dengan 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 tidak 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atom neon selesai diisi dengan elektron R-sublevel, elemen ini mengakhiri periode kedua, ia memiliki delapan elektron, karena s- dan R-sublevel hanya dapat berisi delapan elektron.

Unsur-unsur periode ke-3 memiliki urutan pengisian elektron yang sama sublevel energi tingkat ketiga. Rumus elektronik atom dari beberapa unsur pada periode ini adalah:

11 tidak 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 .

Periode ketiga, seperti yang kedua, berakhir dengan elemen (argon), yang melengkapi pengisiannya dengan elektron R–sublevel, meskipun level ketiga mencakup tiga sublevel ( s, R, d). Menurut urutan pengisian sublevel energi di atas sesuai dengan aturan Klechkovsky, energi sublevel 3 d lebih banyak energi subtingkat 4 s, oleh karena itu, atom kalium yang mengikuti argon dan atom kalsium yang mengikutinya diisi dengan elektron 3 s- sublevel dari level keempat:

19 Ke 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 .

Mulai dari unsur ke-21 - skandium, dalam atom unsur, sublevel 3 mulai terisi elektron d. Rumus elektron dari atom unsur-unsur ini adalah:

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 .

Dalam atom unsur ke-24 (kromium) dan unsur ke-29 (tembaga), sebuah fenomena diamati yang disebut "terobosan" atau "kegagalan" elektron: elektron dari 4 eksternal s-sublevel "gagal" sebanyak 3 d– sublevel, menyelesaikan pengisiannya setengah (untuk kromium) atau sepenuhnya (untuk tembaga), yang berkontribusi pada stabilitas atom yang lebih besar:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (bukan ...4 s 2 3d 4) dan

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

Mulai dari unsur ke-31 - galium, pengisian elektron tingkat ke-4 berlanjut, sekarang - R– subtingkat:

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 .

Unsur ini mengakhiri periode keempat, yang sudah mencakup 18 unsur.

Urutan serupa mengisi sublevel energi dengan elektron terjadi pada atom unsur periode ke-5. Dua yang pertama (rubidium dan strontium) terisi s- sublevel dari level 5, sepuluh elemen berikutnya (dari yttrium hingga kadmium) terisi d– sublevel dari level ke-4; enam elemen melengkapi periode (dari indium hingga xenon), di mana atom-atomnya diisi elektron R-sublevel dari luar, tingkat kelima. Ada juga 18 unsur dalam satu periode.

Untuk elemen periode keenam, urutan pengisian ini dilanggar. Pada awal periode, seperti biasa, ada dua unsur, di mana atom-atomnya diisi dengan elektron s-sublevel dari tingkat luar, keenam,. Pada elemen berikutnya - lantanum - mulai terisi elektron d–sublevel dari level sebelumnya, mis. 5 d. Pada pengisian ini dengan elektron 5 d-sublevel berhenti dan 14 elemen berikutnya - dari serium hingga lutetium - mulai terisi f- sublevel dari level ke-4. Semua elemen ini termasuk dalam satu sel tabel, dan di bawah ini adalah rangkaian elemen yang diperluas, yang disebut lantanida.

Mulai dari unsur ke-72 - hafnium - hingga unsur ke-80 - air raksa, pengisian elektron terus berlanjut 5 d- sublevel, dan periode berakhir, seperti biasa, dengan enam elemen (dari talium hingga radon), di mana atomnya diisi dengan elektron R-sublevel dari tingkat luar, keenam,. Ini yang paling periode besar, yang mencakup 32 elemen.

Dalam atom-atom unsur periode ketujuh, tidak lengkap, terlihat urutan yang sama dalam mengisi sublevel, seperti dijelaskan di atas. Biarkan siswa menulis sendiri rumus elektronik atom unsur periode 5 - 7, dengan mempertimbangkan semua yang telah dikatakan di atas.

Catatan:Dalam beberapa alat bantu mengajar urutan penulisan yang berbeda dari rumus elektronik atom unsur diperbolehkan: tidak dalam urutan pengisiannya, tetapi sesuai dengan jumlah elektron yang diberikan dalam tabel pada setiap tingkat energi. Misalnya, rumus elektronik atom arsenik mungkin terlihat seperti: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .