Configurația electronică a unui atom este o formulă care arată aranjarea electronilor într-un atom pe niveluri și subniveluri. După ce ați studiat articolul, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, vă veți familiariza cu numerele cuantice și veți putea construi configurația electronică a unui atom după numărul său, la sfârșitul articolului există un tabel cu elemente.

De ce să studiem configurația electronică a elementelor?

Atomii sunt ca un constructor: există un anumit număr de părți, ele diferă unele de altele, dar două părți de același tip sunt exact aceleași. Dar acest constructor este mult mai interesant decât cel din plastic și iată de ce. Configurația se schimbă în funcție de cine se află în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen poate se transformă în apă, alături de sodiu în gaz, iar fiind lângă fier îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul unui atom lângă altul, este necesar să se studieze configurația electronică, care va fi discutată mai jos.

Câți electroni sunt într-un atom?

Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui, nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are același număr de electroni ca numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni a fost indicat de numărul de serie al elementului, de exemplu, sulful are 16 protoni - al 16-lea element al sistemului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, există 16 electroni în sulf în stare neutră și 79 de electroni în aur.

Unde să cauți un electron?

Observând comportamentul unui electron, au fost derivate anumite modele, acestea sunt descrise prin numere cuantice, sunt patru în total:

• Numărul cuantic principal
• Numărul cuantic orbital
• Număr cuantic magnetic
• Spin număr cuantic

Orbital

Mai mult, în loc de cuvântul orbita, vom folosi termenul „orbital”, orbital este funcția de undă a electronului, aproximativ - aceasta este zona în care electronul petrece 90% din timp.

N - nivel
L - coajă
M l - numărul orbital
M s - primul sau al doilea electron din orbital

Numărul cuantic orbital l

În urma studiului norului de electroni, s-a constatat că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o minge, gantere și celelalte două, mai complexe. În ordinea crescătoare a energiei, aceste forme se numesc s-, p-, d- și f-shells. Fiecare dintre aceste învelișuri poate avea 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitali. Numărul cuantic orbital este învelișul pe care sunt localizați orbitalii. Numărul cuantic orbital pentru orbitalii s, p, d și, respectiv, f, ia valorile 0,1,2 sau 3.

Pe capacul s un orbital (L=0) - doi electroni
Pe învelișul p sunt trei orbiti (L=1) - șase electroni
Pe carcasa d sunt cinci orbiti (L=2) - zece electroni
Există șapte orbitali (L=3) pe învelișul f - paisprezece electroni

Numărul cuantic magnetic m l

Există trei orbitali pe învelișul p, ei sunt notați cu numere de la -L la +L, adică pentru învelișul p (L=1) există orbitali "-1", "0" și "1" . Numărul cuantic magnetic este notat cu litera m l .

În interiorul carcasei, este mai ușor ca electronii să fie localizați în orbitali diferiți, astfel încât primii electroni umplu câte unul pentru fiecare orbital, iar apoi perechea sa este adăugată fiecăruia.

Luați în considerare un d-shell:
Învelișul d corespunde valorii L=2, adică cinci orbitali (-2,-1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu învelișul, luând valorile M l =-2, Ml =-1,Ml =0, Ml =1, Ml =2.

Spin număr cuantic m s

Spinul este direcția de rotație a unui electron în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Doar doi electroni cu spini opuși pot fi pe același subnivel de energie. Numărul cuantic de spin este notat m s

Numărul cuantic principal n

Numărul cuantic principal este nivelul energetic, în momentul de față sunt cunoscute șapte niveluri energetice, fiecare fiind notat cu o cifră arabă: 1,2,3,...7. Numărul de shell la fiecare nivel este egal cu numărul nivelului: există o shell la primul nivel, două la al doilea și așa mai departe.

Numărul de electroni

Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, să luăm primul electron, cel mai scăzut nivel de energie este N=1, un înveliș este situat la primul nivel, prima coajă de la orice nivel are forma unei mingi (s -shell), adică. L=0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l =0 iar spinul va fi egal cu +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom ar fi acesta), atunci principalele numere cuantice pentru acesta vor fi: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

La scrierea formulelor electronice ale atomilor elementelor, sunt indicate nivelurile de energie (valorile numărului cuantic principal n sub formă de numere - 1, 2, 3 etc.), subniveluri de energie (valori ale numărului cuantic orbital l sub formă de litere s, p, d, f) iar numărul din partea de sus indică numărul de electroni dintr-un anumit subnivel.

Primul element din D.I. Mendeleev este hidrogen, prin urmare, sarcina nucleului unui atom H egal cu 1, atomul are doar un electron pe s subnivelul primului nivel. Prin urmare, formula electronică a atomului de hidrogen este:

Al doilea element este heliu, există doi electroni în atomul său, prin urmare formula electronică a atomului de heliu este 2 Nu 1s 2. Prima perioadă include doar două elemente, deoarece primul nivel de energie este umplut cu electroni, care pot fi ocupați doar de 2 electroni.

Al treilea element în ordine - litiu - este deja în a doua perioadă, prin urmare, al doilea nivel de energie începe să fie umplut cu electroni (am vorbit despre asta mai sus). Umplerea celui de-al doilea nivel cu electroni începe cu s-subnivel, deci formula electronică a atomului de litiu este 3 Li 1s 2 2s unu . În atomul de beriliu, umplerea cu electroni este completă s- subniveluri: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Pentru elementele ulterioare ale perioadei a 2-a, al doilea nivel de energie continuă să fie umplut cu electroni, doar că acum este umplut cu electroni R- subnivel: 5 LA 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 Cu 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atomul de neon completează umplerea cu electroni R-subnivel, acest element încheie a doua perioadă, are opt electroni, de vreme ce s- și R-subnivelurile pot conţine doar opt electroni.

Elementele perioadei a 3-a au o succesiune similară de umplere a subnivelurilor energetice ale celui de-al treilea nivel cu electroni. Formulele electronice ale atomilor unor elemente din această perioadă sunt:

11 N / A 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 .

A treia perioadă, ca și a doua, se termină cu un element (argon), care își completează umplerea cu electroni R–subnivel, deși al treilea nivel include trei subniveluri ( s, R, d). Conform ordinii de mai sus de umplere a subnivelurilor energetice în conformitate cu regulile lui Klechkovsky, energia subnivelului 3 d mai multă energie de subnivelul 4 s prin urmare, atomul de potasiu care urmează argonului și atomul de calciu care îl urmează este umplut cu electroni 3 s- subnivelul celui de-al patrulea nivel:

19 La 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 .

Pornind de la al 21-lea element - scandiu, în atomii elementelor, subnivelul 3 începe să se umple cu electroni d. Formulele electronice ale atomilor acestor elemente sunt:

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 .

În atomii celui de-al 24-lea element (crom) și al 29-lea element (cuprul), se observă un fenomen numit „descoperire” sau „eșec” a unui electron: un electron dintr-un 4 extern. s-subnivelul „eșuează” cu 3 d– subnivel, completându-și umplerea la jumătate (pentru crom) sau complet (pentru cupru), ceea ce contribuie la o mai mare stabilitate a atomului:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (în loc de ...4 s 2 3d 4) și

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

Pornind de la al 31-lea element - galiu, umplerea nivelului 4 cu electroni continuă, acum - R– subnivel:

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 .

Acest element încheie perioada a patra, care include deja 18 elemente.

O ordine similară de umplere a subnivelurilor de energie cu electroni are loc în atomii elementelor din perioada a 5-a. Primele două (rubidiu și stronțiu) sunt umplute s- subnivelul celui de-al 5-lea nivel, următoarele zece elemente (de la ytriu la cadmiu) sunt umplute d– subnivelul nivelului 4; șase elemente completează perioada (de la indiu la xenon), în atomii cărora sunt umpluți electronii R-subnivelul exteriorului, al cincilea nivel. Există, de asemenea, 18 elemente într-o perioadă.

Pentru elementele perioadei a șasea, acest ordin de completare este încălcat. La începutul perioadei, ca de obicei, există două elemente, în atomii cărora sunt umplute cu electroni s-subnivelul exterior, al șaselea, nivel. La următorul element - lantanul - începe să se umple cu electroni d–subnivelul nivelului anterior, i.e. 5 d. Pe această umplere cu electroni 5 d-se opreste subnivelul si urmatoarele 14 elemente - de la ceriu la lutetiu - incep sa se umple f- subnivelul nivelului 4. Aceste elemente sunt toate incluse într-o celulă a tabelului, iar mai jos este o serie extinsă a acestor elemente, numite lantanide.

Începând de la al 72-lea element - hafniu - până la al 80-lea element - mercur, umplerea cu electroni continuă 5 d- subnivel, iar perioada se termină, ca de obicei, cu șase elemente (de la taliu la radon), în atomii cărora este umplută cu electroni R-subnivelul exterior, al șaselea, nivel. Aceasta este cea mai mare perioadă, incluzând 32 de elemente.

În atomii elementelor din perioada a șaptea, incompletă, se vede aceeași ordine de umplere a subnivelurilor, așa cum este descris mai sus. Permitem elevilor să scrie formule electronice ale atomilor elementelor din perioadele a 5-a - a 7-a, ținând cont de tot ce s-a spus mai sus.

Notă:în unele manuale este permisă o ordine diferită de scriere a formulelor electronice ale atomilor elementelor: nu în ordinea în care acestea sunt umplute, ci în conformitate cu numărul de electroni dat în tabel la fiecare nivel de energie. De exemplu, formula electronică a unui atom de arsen poate arăta astfel: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Pagina 1
3. Realizați o formulă electronică si ea taliu Tl 3+ . Pentru electronii de valență atom Tl indică setul tuturor celor patru numere cuantice.

Decizie:

Conform regulii Klechkovsky, umplerea nivelurilor și subnivelurilor de energie are loc în următoarea secvență:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Elementul taliu Tl are o sarcină nucleară de +81 (număr de serie 81), respectiv 81 de electroni. Conform regulii Klechkovsky, distribuim electronii pe subniveluri energetice, obținem formula electronică a elementului Tl:

81 Tl taliu 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

Ionul de taliu Tl 3+ are o sarcină de +3, ceea ce înseamnă că atomul a cedat 3 electroni și, deoarece numai electronii de valență de la nivelul exterior pot da un atom (pentru taliu, aceștia sunt doi electroni 6s și unul 6p) , formula sa electronică va arăta astfel:

81 Tl 3+ taliu 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

Numărul cuantic principal n determină energia totală a electronului și gradul de îndepărtare a acestuia din nucleu (numărul nivelului energetic); ia orice valori întregi începând de la 1 (n = 1, 2, 3, . . . .), adică corespunde numărului perioadei.

Număr cuantic orbital (lateral sau azimutal). l determină forma orbitalului atomic. Poate lua valori întregi de la 0 la n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Indiferent de numărul nivelului de energie, fiecare valoare l numărul cuantic orbital corespunde unui orbital de formă specială.

Orbitali cu l= 0 se numesc orbitali s,

l= 1 - orbitali p (3 tipuri care diferă în numărul cuantic magnetic m),

l= 2 - d-orbitali (5 tipuri),

l= 3 – f-orbitali (7 tipuri).

Numărul cuantic magnetic m l caracterizează poziția orbitalului electronului în spațiu și ia valori întregi din - l la + l, inclusiv 0. Aceasta înseamnă că pentru fiecare formă orbitală, există (2 l+ 1) orientări echivalente energetic în spațiu.

Numărul cuantic de spin m S caracterizează momentul magnetic care apare atunci când un electron se rotește în jurul axei sale. Ia doar două valori +1/2 și -1/2 corespunzătoare direcțiilor opuse de rotație.
Electronii de valență sunt electroni la nivelul energetic exterior. Taliul are 3 electroni de valență: 2 s - electron și 1 p - electron.

Numerele cuantice s - electroni:

Numărul cuantic orbital l= 0 (s este un orbital)

Numărul cuantic magnetic m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

Numărul cuantic de spin m S = ±1/2

Numerele cuantice p - electron:

Numărul cuantic principal n = 6 (a șasea perioadă)

Numărul cuantic orbital l\u003d 1 (p - orbital)

Numărul cuantic magnetic (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Numărul cuantic de spin m S = ±1/2
23. Indicați acele proprietăți ale elementelor chimice care se modifică periodic. Care este motivul repetarea periodică a acestor proprietăți? Pe exemple, explicați care este esența periodicității modificărilor proprietăților compușilor chimici.

Decizie:

Proprietățile elementelor, determinate de structura straturilor electronice exterioare ale atomilor, se modifică în mod natural în perioade și grupuri ale sistemului periodic. În același timp, asemănarea structurilor electronice generează similitudinea proprietăților elementelor analogice, dar nu și identitatea acestor proprietăți. Prin urmare, în trecerea de la un element la altul în grupuri și subgrupe, nu există o simplă repetare a proprietăților, ci o schimbare regulată mai mult sau mai puțin pronunțată a acestora. În special, comportamentul chimic al atomilor elementelor se manifestă prin capacitatea lor de a pierde și câștiga electroni, adică. în capacitatea lor de a oxida şi reduce. O măsură cantitativă a capacității unui atom pierde electronii este potenţial de ionizare (E și ) , iar prin măsura capacităţii lor n dobândi– afinitatea electronică (E cu ). Natura modificării acestor cantități în timpul tranziției de la o perioadă la alta se repetă, iar aceste modificări se bazează pe o modificare a configurației electronice a atomului. Astfel, straturile complete de electroni corespunzătoare atomilor de gaze inerte prezintă o stabilitate crescută și o valoare crescută a potențialelor de ionizare într-o perioadă. În același timp, elementele s din primul grup (Li, Na, K, Rb, Cs) au cele mai scăzute valori ale potențialului de ionizare.

Electronegativitatea este o măsură a capacității unui atom dintr-un anumit element de a trage electroni spre sine în comparație cu atomii altor elemente din compus. Conform uneia dintre definiții (Mulliken), electronegativitatea unui atom poate fi exprimată ca jumătate din suma energiei sale de ionizare și a afinității electronice: = (E și + E c).

În perioade, există o tendință generală de creștere a electronegativității unui element, iar în subgrupe, scăderea acestuia. Elementele s din grupa I au cele mai mici valori de electronegativitate, iar elementele p din grupa VII au cele mai mari.

Electronegativitatea aceluiași element poate varia în funcție de starea de valență, hibridizare, stare de oxidare etc. Electronegativitatea afectează în mod semnificativ natura modificării proprietăților compușilor elementelor. Deci, de exemplu, acidul sulfuric prezintă proprietăți acide mai puternice decât analogul său chimic, acidul selenic, deoarece în acesta din urmă, atomul central de seleniu, datorită electronegativității sale mai mici în comparație cu atomul de sulf, nu polarizează legăturile H-O din acid atât de puternic, ceea ce înseamnă slăbirea acidității.

H–O O
Un alt exemplu este hidroxidul de crom (II) și hidroxidul de crom (VI). Hidroxidul de crom (II), Cr(OH) 2, prezintă proprietăți de bază, spre deosebire de hidroxidul de crom (VI), H 2 CrO 4, deoarece starea de oxidare a cromului +2 determină slăbiciunea interacțiunii Coulomb a Cr 2+ cu ionul hidroxid și ușurința de scindare a acestui ion, adică. manifestarea principalelor proprietăți. În același timp, starea de oxidare ridicată a cromului +6 în hidroxidul de crom (VI) determină o puternică atracție Coulomb între ionul hidroxid și atomul central de crom și imposibilitatea disocierii de-a lungul legăturii. - Oh. Pe de altă parte, o stare de oxidare ridicată a cromului în hidroxidul de crom (VI) sporește capacitatea acestuia de a atrage electroni, de exemplu. electronegativitatea, care determină un grad ridicat de polarizare a legăturilor H–O în acest compus, fiind o condiție prealabilă pentru creșterea acidității.

Următoarea caracteristică importantă a atomilor este razele lor. În perioade, razele atomilor de metal scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, deoarece cu o creștere a numărului ordinal al elementului în perioada, sarcina nucleului crește și, în consecință, sarcina totală de electroni care îl echilibrează; în consecință, crește și atracția coulombiană a electronilor, ceea ce duce în cele din urmă la o scădere a distanței dintre ei și nucleu. Cea mai pronunțată scădere a razei se observă în elementele de perioade mici, în care nivelul de energie exterior este umplut cu electroni.

În perioade mari, elementele d și f prezintă o scădere mai treptată a razelor cu o creștere a sarcinii nucleului atomic. În cadrul fiecărui subgrup de elemente, razele atomilor, de regulă, cresc de sus în jos, deoarece o astfel de schimbare înseamnă o tranziție la un nivel de energie mai înalt.

Efectul razelor ionilor elementului asupra proprietăților compușilor pe care îi formează poate fi ilustrat prin exemplul unei creșteri a acidității acizilor halohidric în faza gazoasă: HI > HBr > HCl > HF.
43. Numiți elementele pentru atomii din care este posibilă o singură stare de valență și indicați cum va fi - măcinat sau excitat.

Decizie:

Atomii elementelor care au un electron nepereche la nivelul energiei de valență exterior pot avea o stare de valență - acestea sunt elemente din grupa I a sistemului periodic (H - hidrogen, Li - litiu, Na - sodiu, K - potasiu, Rb - rubidiu , Ag - argint, Cs - cesiu, Au - aur, Fr - franciu), cu excepția cuprului, deoarece electronii d de la nivelul pre-extern participă și ei la formarea legăturilor chimice, al căror număr este determinat prin valență (starea fundamentală a atomului de cupru 3d 10 4s 1 se datorează stabilității d-shellului umplut, totuși, prima stare excitată 3d 9 4s 2 depășește starea fundamentală în energie cu doar 1,4 eV (aproximativ 125 kJ). / mol).De aceea, în compușii chimici, ambele stări apar în aceeași măsură, dând naștere a două serii de compuși ai cuprului (I) și (II)).

De asemenea, o stare de valență poate avea atomi de elemente în care nivelul de energie externă este complet umplut și electronii nu au posibilitatea de a intra într-o stare excitată. Acestea sunt elemente ale subgrupului principal al grupului VIII - gaze inerte (He - heliu, Ne - neon, Ar - argon, Kr - cripton, Xe - xenon, Rn - radon).

Pentru toate elementele enumerate, singura stare de valență este starea fundamentală, deoarece nu există nicio posibilitate de trecere la o stare excitată. În plus, trecerea la o stare excitată determină o nouă stare de valență a atomului; în consecință, dacă o astfel de tranziție este posibilă, starea de valență a unui atom dat nu este singura.

63. Folosind modelul de repulsie a perechilor de electroni de valență și metoda legăturilor de valență, luați în considerare structura spațială a moleculelor și ionilor propuși. Precizați: a) numărul de perechi de electroni legați și neîmpărțiți ale atomului central; b) numărul de orbitali implicați în hibridizare; c) tipul de hibridizare; d) tipul de moleculă sau ion (AB m E n); e) dispunerea spatiala a perechilor de electroni; f) structura spațială a unei molecule sau ion.

SO3;

Decizie:

În conformitate cu metoda legăturilor de valență (folosirea acestei metode conduce la același rezultat ca și utilizarea modelului EPVO), configurația spațială a moleculei este determinată de aranjarea spațială a orbitalilor hibrizi ai atomului central, care se formează ca un rezultat al interacțiunii dintre orbitali.

Pentru a determina tipul de hibridizare a atomului central, este necesar să se cunoască numărul de orbitali de hibridizare. Poate fi găsit prin adăugarea numărului de perechi de electroni de legătură și singuri ale atomului central și scăderea numărului de legături π.

În molecula de SO3

numărul total de perechi de legătură este 6. Scăzând numărul de legături π, obținem numărul de orbitali de hibridizare: 6 - 3 \u003d 3. Astfel, tipul de hibridizare sp 2, tipul de ion AB 3, spațial aranjamentul perechilor de electroni are forma unui triunghi, iar molecula însăși este triunghi:

În ion

numărul total de perechi de legătură este de 4. Nu există legături π. Numărul de orbitali de hibridizare: 4. Astfel, tipul de hibridizare sp 3, tipul de ion AB 4, aranjarea spațială a perechilor de electroni are forma unui tetraedru, iar ionul în sine este un tetraedru:

83. Scrieți ecuațiile posibilelor reacții de interacțiune a KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2 cu compușii dați mai jos:

H2S03, BaO, C02, HN03, Ni(OH)2, Ca(OH)2;

Decizie:
a) Reacții de interacțiune KOH

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2K++2 Oh - + 2H+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + H 2 O

Oh - + H +  H 2 O
KOH + BaO  nicio reacție
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K++2 Oh - + CO 2  2K + + CO 3 2- + H 2 O

2Oh - + H 2 CO 3  CO 3 2- + H 2 O
KOH + HNO 3  nicio reacție, ionii sunt simultan în soluție:

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

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K++2 Oh- + Ni(OH) 2  K ++ -

KOH + Ca(OH) 2  nicio reacție

b) reacţii de interacţiune H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  nicio reacție
H2SO4 + BaO  BaSO4 + H2O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + CO 2  nicio reacție
H 2 SO 4 + HNO 3  nicio reacție
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) reacții de interacțiune H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  nicio reacție

H2O + BaO  Ba (OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  nicio reacție
H 2 O + HNO 3  nicio reacție
H 2 O + NO 2  nicio reacție
H 2 O + Ni(OH) 2  nicio reacție

H 2 O + Ca(OH) 2  nicio reacție

a) reacții de interacțiune Be (OH) 2

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

Fii(OH) 2 + 2H+ + SO 3 2-  Fii 2+ + SO 3 2- + 2 H 2 O

Fii(OH) 2 + 2H+  Fii 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  nicio reacție
2Be (OH) 2 + CO 2  Be 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Fii (OH) 2 + 2HNO 3  Fii (NO 3) 2 + 2H 2 O

Fii(OH) 2 + 2H+ + NU 3 -  Fi 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 O

Fii(OH) 2 + 2H +  Fi 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  nicio reacție
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  nicio reacție
103. Pentru reacția specificată

b) explicați care dintre factorii: entropia sau entalpia contribuie la curgerea spontană a reacției în direcția înainte;

c) în ce direcție (înainte sau înapoi) va decurge reacția la 298K și 1000K;

e) numiți toate modalitățile de creștere a concentrației de produși ai unui amestec de echilibru.

f) construiți un grafic al ΔG p (kJ) din T (K)

Decizie:

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

Entalpia standard de formare, entropia și energia Gibbs de formare a substanțelor

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.

O reacție directă este însoțită de o scădere a entropiei, dezordinea din sistem scade - un factor nefavorabil pentru ca o reacție chimică să se desfășoare în direcția înainte.

3. Calculați energia Gibbs standard a reacției.

conform legii lui Hess:

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

S-a dovedit că (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T și apoi (ΔG 0 298) x.r.

4.
≈
≈ 982,6 K.

≈ 982,6 K este temperatura aproximativă la care se stabilește adevăratul echilibru chimic; peste această temperatură, se va desfășura reacția inversă. La această temperatură, ambele procese sunt la fel de probabile.

5. Calculați energia Gibbs la 1000K:

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

Acestea. la 1000 K: ΔS 0 x.r. T > ΔН 0 x.r.

Factorul entalpie a devenit decisiv, curgerea spontană a reacției directe a devenit imposibilă. Reacția inversă are loc: din 1 mol de gaz și 1 mol de solid se formează 2 moli de gaz.

lg K 298 = 16,1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Sistemul este departe de o stare de echilibru chimic adevărat; în el predomină produsele de reacție.

Dependența de temperatură a ΔG 0 pentru reacție

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

K 1000 \u003d 0,86\u003e 1 - sistemul este aproape de starea de echilibru, cu toate acestea, la această temperatură, substanțele inițiale predomină în el.

8. Conform principiului lui Le Chatelier, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul ar trebui să se deplaseze spre reacția inversă, constanta de echilibru ar trebui să scadă.

9. Luați în considerare modul în care datele noastre calculate sunt de acord cu principiul lui Le Chatelier. Să prezentăm câteva date care arată dependența energiei Gibbs și a constantei de echilibru a reacției indicate de temperatură:

T, K	ΔG0t, kJ	K t
298	-131,34	10 16
982,6	0	1
1000	2,32	0,86

Astfel, datele calculate obținute corespund concluziilor noastre bazate pe principiul Le Chatelier.
123. Echilibrul în sistem:

)

stabilite la următoarele concentrații: [B] și [C], mol/l.

Determinați concentrația inițială a substanței [B] 0 și constanta de echilibru dacă concentrația inițială a substanței A este [A] 0 mol/l

Din ecuație se poate observa că formarea a 0,26 moli de substanță C necesită 0,13 moli de substanță A și aceeași cantitate de substanță B.

Atunci concentrația de echilibru a substanței A este [A] \u003d 0,4-0,13 \u003d 0,27 mol / l.

Concentrația inițială a substanței B [B] 0 \u003d [B] + 0,13 \u003d 0,13 + 0,13 \u003d 0,26 mol / l.

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

143. a) 300 g soluţie conţin 36 g KOH (densitatea soluţiei 1,1 g/ml). Calculați procentul și concentrația molară a acestei soluții.

b) Câte grame de sifon cristalin Na 2 CO 3 10H 2 O ar trebui luate pentru a prepara 2 litri de soluție de Na 2 CO 3 0,2 M?

Decizie:

Găsim concentrația procentuală prin ecuația:

Masa molară a KOH este 56,1 g/mol;

Pentru a calcula molaritatea soluției, găsim masa de KOH conținută în 1000 ml (adică în 1000 1.100 \u003d 1100 g) de soluție:

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

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

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

Decizie:

1. Aflați masa de sare anhidră

m = Cm M V, unde M este masa molară, V este volumul.

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

2. Aflați masa de hidrat cristalin din proporție

masa molară a hidratului cristalin 286 g / mol - masa X

masa molară de sare anhidră 106g / mol - masa 42,4g

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

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

163. Calculaţi punctul de fierbere al unei soluţii 5% de naftalină C 10 H 8 în benzen. Punctul de fierbere al benzenului este de 80,2 0 C.

Dat: Miercuri (C 10 H 8) \u003d 5% se fierbe (C 6 H 6) \u003d 80,2 0 C

A găsi: tkip (r-ra) -?

Decizie:

Din a doua lege a lui Raoult

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

Aici E este constanta solventului ebulioscopic

E (C 6 H 6) \u003d 2,57

m A este greutatea solventului, m B este greutatea substanței dizolvate, M B este greutatea moleculară a acestuia.

Fie masa soluției de 100 de grame, prin urmare, masa soluției este de 5 grame, iar masa solventului este de 100 - 5 = 95 de grame.

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

Înlocuim toate datele din formulă și găsim creșterea punctului de fierbere al soluției în comparație cu solventul pur:

ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Punctul de fierbere al unei soluții de naftalină poate fi găsit prin formula:

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

Răspuns: 81.256 despre C

183. Sarcina 1. Scrieți ecuațiile de disociere și constantele de disociere pentru electroliții slabi.

Sarcina 2. Conform ecuațiilor ionice date, scrieți ecuațiile moleculare corespunzătoare.

Sarcina 3. Scrieți în forme moleculare și ionice ecuațiile de reacție pentru următoarele transformări.

Nu. p / p	Exercitiul 1	Sarcina 2	Sarcina 3
183	Zn(OH)2, H3As04	Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCI	NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

Decizie:

Scrieți ecuațiile de disociere și constantele de disociere pentru electroliții slabi.

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 - hidroxid amfoter, este posibilă disocierea de tip acid

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

CD 1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

CD 2 =

H 3 AsO 4 - acid ortoarsenic - un electrolit puternic, se disociază complet în soluție:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Conform ecuațiilor ionice date, scrieți ecuațiile moleculare corespunzătoare.

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

NiCl2 + NaOH(deficient) = NiOHCI + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCI
Scrieți în forme moleculare și ionice ecuațiile de reacție pentru următoarele transformări.

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

1) NaHSO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O

Na + + HSO 3-+Na++ Oh- → 2Na + + ASA DE 3 2- + H 2 O

HSO 3 - + Oh - → + ASA DE 3 2- + H 2 O
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + ASA DE 3 2- + 2H+ + SO 4 2- → H 2 ASA DE 3+2Na++ ASA DE 3 2-

ASA DE 3 2- + 2H + → H 2 ASA DE 3 + ASA DE 3 2-
3) H 2 SO 3 (exces) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 H + + ASA DE 3 2- + Na + + Oh- → Na + + HSO 3 - + H 2 O

2 H + + ASA DE 3 2 + Oh- → Na + + H 2 O
203. Sarcina 1. Scrieți ecuațiile pentru hidroliza sărurilor în forme moleculare și ionice, indicați pH-ul soluțiilor (рН> 7, pH Sarcina 2. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile care apar între substanțe în soluții apoase

Nu. p / p	Exercitiul 1	Sarcina 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCI3 + Na2C03; Na2CO3 + Al2(SO4)3

Sarcina 1. Scrieți ecuațiile pentru hidroliza sărurilor în forme moleculare și ionice, indicați pH-ul soluțiilor (pH> 7, pH

Na2S - o sare formată dintr-o bază tare și un acid slab suferă hidroliză la anion. Reacția mediului este alcalină (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 - O sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic suferă hidroliză la cation. Reacția mediului este acidă (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 -

Hidroliza are loc în principal în prima etapă.

Sarcina 2. Scrieți ecuațiile reacțiilor care apar între substanțe în soluții apoase

FeCl3 + Na2CO3

FeCl3 – sare a unui acid tare și a unei baze slabe

Na 2 CO 3 - sare formată dintr-un acid slab și o bază tare

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

2Fe 3+ + 6CI - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6H(ESTE EL) = 2Fe( Oh) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6H(ESTE EL) = 2Fe( Oh) 3 + 3 H2O + 3CO2
Na2CO3 + Al2(SO4)3

Există o întărire reciprocă a hidrolizei

Al 2 (SO 4) 3 - sare formată dintr-un acid tare și o bază slabă

Na2CO3 – sare a unui acid slab și a unei baze puternice

Când două săruri sunt hidrolizate împreună, se formează o bază slabă și un acid slab:

Ist: 2Na 2 CO 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 2 CO 3 + 2Al (OH) 2 +

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

Ecuația generală a hidrolizei

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 Cam 3
Pagina 1

Algoritm pentru compilarea formulei electronice a unui element:

1. Determinați numărul de electroni dintr-un atom folosind Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev.

2. După numărul perioadei în care se află elementul, determinați numărul de niveluri de energie; numărul de electroni din ultimul nivel electronic corespunde numărului de grup.

3. Împărțiți nivelurile în subniveluri și orbite și umpleți-le cu electroni în conformitate cu regulile umplerea orbitalilor :

Trebuie reținut că primul nivel are maximum 2 electroni. 1s2, pe al doilea - maximum 8 (două s si sase R: 2s 2 2p 6), pe a treia - maximum 18 (două s, șase p, și zece d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numărul cuantic principal n ar trebui să fie minimă.
• Completat primul s- subnivel, atunci p-, d-b f- subniveluri.
• Electronii umplu orbitalii în ordinea crescătoare a energiei orbitale (regula lui Klechkovsky).
• În cadrul subnivelului, electronii ocupă mai întâi orbitalii liberi pe rând și abia după aceea formează perechi (regula lui Hund).
• Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital (principiul Pauli).

Exemple.

1. Compuneți formula electronică a azotului. Azotul este numărul 7 în tabelul periodic.

2. Compuneți formula electronică a argonului. În tabelul periodic, argonul este la numărul 18.

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

3. Compuneți formula electronică a cromului. În tabelul periodic, cromul este numărul 24.

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

Diagrama energetică a zincului.

4. Compuneți formula electronică a zincului. În tabelul periodic, zincul este numărul 30.

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

Rețineți că o parte a formulei electronice, și anume 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este formula electronică a argonului.

Formula electronică a zincului poate fi reprezentată ca.