Elektronikus képlet n 3. Az atom elektronikus konfigurációja
1 oldal
3. Írjon elektronikus képletet! és ő tallium Tl 3+. Valencia elektronokhoz atom A Tl mind a négy kvantumszám halmazát jelöli.
Megoldás:
Klechkovsky szabálya szerint az energiaszintek és alszintek feltöltése a következő sorrendben történik:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f
5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.
A tallium Tl elem magtöltése +81 (atomszám 81), illetve 81 elektron. Klechkovsky szabálya szerint elosztjuk az elektronokat az energia alszintek között, és megkapjuk a Tl elem elektronképletét:
81 Tl tallium 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
A Tl 3+ talliumion töltése +3, ami azt jelenti, hogy az atom 3 elektront adott fel, és mivel egy atom csak vegyértékelektronokat tud feladni külső szint(tallium esetében ez két 6s és egy 6p elektron), az elektronikus képlete így fog kinézni:
81 Tl 3+ tallium 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
Főkvantumszám n meghatározza teljes energia elektron és az atommagból való eltávolításának mértéke (energiaszintszám); bármilyen 1-től kezdődő egész értéket elfogad (n = 1, 2, 3, ...), azaz. időszakszámnak felel meg.
Orbitális (oldalsó vagy azimut) kvantumszám l meghatározza az alakot atompálya. 0 és n-1 közötti egész értékeket vehet fel (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Az energiaszint számától függetlenül minden érték l Az orbitális kvantumszám egy speciális alakú pályának felel meg.
Orbitals with l= 0-t s-pályáknak nevezünk,
l= 1 – p-pályák (3 típus, m mágneses kvantumszámban különböznek),
l= 2 – d-pályák (5 típus),
l= 3 – f-pályák (7 típus).
Az m l mágneses kvantumszám jellemzi a pozíciót elektronpálya térben, és egész számokat vesz fel - l hogy + l, beleértve a 0-t. Ez azt jelenti, hogy minden pályaalakzathoz létezik (2 l+ 1) energetikailag egyenértékű tájolás a térben.
Az m S spinkvantumszám jellemzi mágneses momentum, ami akkor következik be, amikor egy elektron a tengelye körül forog. Csak két +1/2 és –1/2 értéket fogad el ellentétes irányokba forgás.
A vegyértékelektronok a külső energiaszint elektronjai. A talliumnak 3 van vegyérték-elektron: 2 s – elektron és 1 p – elektron.
Kvantumszámok s – elektronok:
Orbitális kvantumszám l= 0 (s – orbitális)
Mágneses kvantumszám m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.
Spin-kvantumszám m S = ±1/2
Kvantumszámok p – elektron:
Főkvantumszám n = 6 (hatodik periódus)
Orbitális kvantumszám l= 1 (p – orbitális)
Mágneses kvantumszám (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1
Spin-kvantumszám m S = ±1/2
23. Adja meg ezeket a tulajdonságokat kémiai elemek, amelyek időszakosan változnak. Mi az oka e tulajdonságok időszakos ismétlődésének? Példák segítségével fejtse ki a kémiai vegyületek tulajdonságaiban bekövetkező változások periodicitásának lényegét!
Megoldás:
Az elemek tulajdonságai, amelyeket az atomok külső elektronrétegeinek szerkezete határoz meg, természetesen időszakonként és csoportonként változnak. periódusos táblázat. Ráadásul a hasonlóság elektronikus szerkezetek analóg elemek tulajdonságainak hasonlóságát generálja, de ezeknek a tulajdonságoknak az azonosságát nem. Ezért amikor csoportokban és alcsoportokban egyik elemről a másikra haladunk, nem a tulajdonságok egyszerű ismétlődése figyelhető meg, hanem azok többé-kevésbé kifejezett természetes változása. Különösen, kémiai viselkedés elemek atomjai abban nyilvánulnak meg, hogy képesek elektronokat veszíteni és nyerni, azaz. oxidáló és redukáló képességükben. Egy atom képességének mennyiségi mérőszáma elveszít elektronok az ionizációs potenciál (E És ) , és a képességük mértéke visszaszerezni– elektronaffinitás (E Val vel ). Az egyik periódusból a másikba való átmenet során ezeknek a mennyiségeknek a változásának jellege megismétlődik, és ezek a változások az atom elektronkonfigurációjának változásán alapulnak. Így az inert gázok atomjainak megfelelő kész elektronikus rétegek fokozott stabilitást és megnövekedett ionizációs potenciált mutatnak egy perióduson belül. Ugyanakkor az első csoport s-elemei (Li, Na, K, Rb, Cs) rendelkeznek a legalacsonyabb ionizációs potenciál értékkel.
Elektronegativitás az atom képességének mértéke ennek az elemnek elektronokat von maga felé a vegyület más elemeinek atomjaihoz képest. Az egyik definíció (Mulliken) szerint egy atom elektronegativitása ionizációs energiája és elektronaffinitása összegének felével fejezhető ki: = (E és + E c).
Időszakokban van Az általános tendencia az elem elektronegativitásának növekedése, alcsoportokban pedig annak csökkenése. Legalacsonyabb értékek Az I. csoport s-elemei elektronegativitásúak, a VII. csoport p-elemei a legnagyobb elektronegativitással.
Ugyanazon elem elektronegativitása változhat a vegyérték állapottól, a hibridizációtól, az oxidációs állapottól stb. függően. Az elektronegativitás jelentősen befolyásolja az elemek vegyületeinek tulajdonságaiban bekövetkező változások természetét. Például, kénsav erősebben mutat savas tulajdonságok mint kémiai analógja - szelénsav, mivel az utóbbiban a központi szelénatom a kénatomhoz képest kisebb elektronegativitása miatt nem polarizálja annyira a savban lévő H–O kötéseket, ami a savasság gyengülését jelenti.
H-O O
Egy másik példa: króm(II)-hidroxid és króm(VI)-hidroxid. A króm(II)-hidroxid, Cr(OH)2, bázikus tulajdonságokat mutat a króm(VI)-hidroxiddal, a H 2CrO 4-gyel ellentétben, mivel a króm +2 oxidációs állapota gyengeséget okoz. Coulomb-kölcsönhatás Cr 2+ hidroxidionnal és ennek az ionnak a könnyű eliminálása, azaz. megnyilvánulása alapvető tulajdonságok. Ugyanakkor a króm +6 magas oxidációs állapota a króm(VI)-hidroxidban erős Coulomb vonzás a hidroxidion és a központi krómatom között, valamint a kötés mentén történő disszociáció lehetetlensége 
– Ó. Másrészt a króm(VI)-hidroxidban lévő króm magas oxidációs állapota fokozza annak elektronvonzó képességét, pl. elektronegativitás, amely meghatározza magas fokozat a H-O kötések polarizációja ebben a vegyületben, ami a savasság növekedésének előfeltétele.
Következő fontos jellemzője az atomok a sugaruk. Időszakonként a fématomok sugara az elem atomszámának növekedésével csökken, mert az elem rendszámának egy perióduson belüli növekedésével az atommag töltése növekszik, és ezért az elektronok teljes töltése, amely kiegyensúlyozza azt; ennek következtében az elektronok Coulomb-vonzása is megnő, ami végső soron az elektronok és az atommag közötti távolság csökkenéséhez vezet. A sugár legkifejezettebb csökkenése a rövid periódusú elemekben figyelhető meg, amelyekben a külső energiaszint tele van elektronokkal.
Nagy periódusokban a d- és f-elemek sugara egyenletesebben csökken az atommag töltésének növekedésével. Az egyes elemek alcsoportjain belül az atomi sugarak fentről lefelé nőnek, mivel az ilyen eltolódás magasabb energiaszintre való átmenetet jelent.
Az elemionok sugarának az általuk képződött vegyületek tulajdonságaira gyakorolt hatását a gázfázisban lévő hidrogén-halogenidek savasságának növekedésének példájával szemléltethetjük: HI > HBr > HCl > HF.
43. Nevezze meg azokat az elemeket, amelyek atomjainál csak egy vegyértékállapot lehetséges, és jelezze, hogy ez őrölt vagy gerjesztett lesz!
Megoldás:
A külső vegyértékenergia-szinten egy páratlan elektronnal rendelkező elemek atomjainak egy vegyértékállapota lehet - ezek a periódusos rendszer I. csoportjának elemei (H - hidrogén, Li - lítium, Na - nátrium, K - kálium, Rb - rubídium , Ag - ezüst, Cs - cézium, Au - arany, Fr - francium), a réz kivételével, mivel a formációban kémiai kötések, melynek számát a vegyérték határozza meg, az előkülső szint d-elektronjai is részt vesznek (a rézatom 3d 10 4s 1 alapállapota a kitöltött d-héj stabilitásából adódik, azonban a első izgatott állapot A 3d 9 4s 2 csak 1,4 eV-tal (körülbelül 125 kJ/mol) haladja meg a főenergiát. Ezért be kémiai vegyületek Mindkét állapot azonos mértékben manifesztálódik, és a rézvegyületek két sorozata (I) és (II) keletkezik.
Azon elemek atomjai is, amelyekben a külső energiaszint teljesen megtelt, és az elektronoknak nincs lehetőségük gerjesztett állapotba kerülni, egy vegyértékállapottal rendelkezhetnek. Ezek az elemek fő alcsoport VIII csoport– inert gázok (He – hélium, Ne – neon, Ar – argon, Kr – kripton, Xe – xenon, Rn – radon).
Az összes felsorolt elemnél az egyetlen vegyértékállapot az alapállapot, mert nincs lehetőség a gerjesztett állapotba való átmenetre. Ezenkívül a gerjesztett állapotba való átmenet ennek megfelelően meghatározza az atom új vegyértékállapotát, ha ilyen átmenet lehetséges, a vegyértékállapotot egy adott atomról nem az egyetlen.
63. A vegyérték taszítás modelljének használata elektronpárokés a vegyértékkötés módszere, vegye figyelembe a javasolt molekulák és ionok térszerkezetét. Adja meg: a) a központi atom kötő és magányos elektronpárjainak számát! b) a hibridizációban részt vevő pályák száma; c) a hibridizáció típusa; d) a molekula vagy ion típusa (AB m E n); d) térbeli elrendezés elektronpárok; f) egy molekula vagy ion térszerkezete.
SO 3; 
Megoldás:
A vegyértékkötés módszer szerint (a módszer alkalmazása ugyanazt az eredményt kapja, mint az OEPBO modell használata) a molekula térbeli konfigurációját a térbeli elrendezés határozza meg. hibrid pályák központi atomok, amelyek a pályák közötti kölcsönhatások eredményeként jönnek létre.
A központi atom hibridizációjának típusának meghatározásához ismerni kell a hibridizáló pályák számát. Megtalálható, ha összeadjuk a központi atom kötő- és magányos elektronpárjainak számát, és kivonjuk a π kötések számát.
SO 3 molekulában
a kötéspárok száma összesen 6. A π-kötések számából kivonva a hibridizáló pályák számát kapjuk: 6 – 3 = 3. Így a hibridizáció típusa sp 2, az ion típusa AB 3, a Az elektronpárok térbeli elrendezése háromszög alakú, és maga a molekula háromszög:
Ionban 
a kötőpárok száma összesen 4. Nincsenek π kötések. Hibridizáló pályák száma: 4. Így a hibridizáció típusa sp 3, az AB 4 ion típusa, az elektronpárok térbeli elrendezése tetraéder alakú, maga az ion pedig tetraéder:
83. Írd fel az egyenleteket! lehetséges reakciók KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2 kölcsönhatásai az alábbiakban megadott vegyületekkel:
H 2 SO 3, BaO, CO 2, HNO 3, Ni(OH) 2, Ca(OH) 2;
Megoldás:
a) KOH reakciók
2KOH + H 2 SO 3 K 2 SO 3 + 2H 2 O
2K + + 2 Ó - + 2H+ + SO 3 2- 2K + + SO 3 2- + H 2 O
Ó - + H + H 2 O
KOH + BaO nincs reakció
2KOH + CO 2 K 2 CO 3 + H 2 O
2K + + 2 Ó - + CO 2 2K + + CO 3 2- + H 2 O
2Ó - + H 2 CO 3 CO 3 2- + H 2 O
KOH + HNO 3 nincs reakció, az oldat egyidejűleg ionokat is tartalmaz:
K + + OH - + H + + NO 3 -
2KOH + Ni(OH) 2 K
2K + + 2 Ó- + Ni(OH) 2 K + + -
KOH + Ca(OH) 2 nincs reakció
b) H 2 SO 4 reakciói
H 2 SO 4 + H 2 SO 3 nincs reakció
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 nincs reakció
H 2 SO 4 + HNO 3 nincs reakció
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) a H 2 O reakciói
H 2 O + H 2 SO 3 nincs reakció
H 2 O + BaO Ba(OH) 2
H 2 O + BaO Ba 2+ + 2OH -
H 2 O + CO 2 nincs reakció
H 2 O + HNO 3 nincs reakció
H 2 O + NO 2 nincs reakció
H 2 O + Ni(OH) 2 nincs reakció
H 2 O + Ca(OH) 2 nincs reakció
a) reakcióreakciók Be(OH) 2
Be(OH) 2 + H 2 SO 3 BeSO 3 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2H+ + SO 3 2- Legyen 2+ + SO 3 2- + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + 2H+ Legyen 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO nincs reakció
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
Be(OH) 2 + 2H+ + NO 3 - Lenni 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + 2H + Lenni 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2 nincs reakció
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2 nincs reakció
103. A jelzett reakcióhoz
b) magyarázza meg, hogy az entrópia vagy entalpia közül melyik járul hozzá a reakció előre irányú spontán bekövetkezéséhez;
c) milyen irányban (közvetlen vagy fordított) megy végbe a reakció 298 K és 1000 K hőmérsékleten;
e) nevezze meg az egyensúlyi keverék termékeinek koncentrációjának növelésének összes módját!
f) ábrázolja ΔG p (kJ) T-től (K) való függését
Megoldás:
CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)
Anyagok képződésének standard entalpiája, entrópiája és Gibbs-energiája
1. (ΔH 0 298) h.r. =
– 
= -241,84 + 110,5 = -131,34 kJ 2. (ΔS 0 298) c.r. = 
+ 
– 
– 
= 188,74+5,7-197,5-130,6 = -133,66 J/K = -133,66 10 -3 kJ/mol > 0. A közvetlen reakciót az entrópia csökkenése kíséri, a rendszer zavara csökken - ez kedvezőtlen tényező a kémiai reakció előre irányba.
3. Számítsa ki a reakció standard Gibbs-energiáját!
Hess törvénye szerint:
(ΔG 0 298) h.r. = 
– 
= -228,8 +137,1 = -91,7 kJ
Kiderült, hogy (ΔН 0 298) ch.r. > (ΔS 0 298) c.r. ·T, majd (ΔG 0 298) h.r.
4. 
≈ 
≈ 982,6 K.
≈ 982,6 K az a hozzávetőleges hőmérséklet, amelyen a valódi kémiai egyensúly létrejön e felett a fordított reakció. Adott hőmérsékleten mindkét folyamat egyformán valószínű.
5. Számítsa ki a Gibbs-energiát 1000 K-n:
(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131,4 – 1000·(-133,66)·10 -3 ≈ 2,32 kJ > 0.
Azok. 1000 K-en: ΔS 0 óra. ·Т > ΔН 0 óra óra
Az entalpia faktor döntővé vált a közvetlen reakció spontán bekövetkezése. Fordított reakció megy végbe: egy mol gázból és 1 mol szilárd 2 mol gáz keletkezik.
log K 298 = 16,1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.
A rendszer messze nem igaz Kémiai egyensúly, a reakciótermékek dominálnak.
ΔG 0 függése a reakció hőmérsékletétől
CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)
K 1000 = 0,86 > 1 – a rendszer közel áll az egyensúlyhoz, de ezen a hőmérsékleten a kiindulási anyagok vannak túlsúlyban benne.
8. Le Chatelier elve szerint a hőmérséklet emelkedésével az egyensúlynak a fordított reakció felé kell elmozdulnia, az egyensúlyi állandónak pedig csökkennie kell.
9. Nézzük meg, hogyan egyeznek a számított adataink Le Chatelier elvével. Mutassunk be néhány adatot a Gibbs-energia és ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának hőmérséklettől való függésére:
|
T, K |
ΔG 0 t, kJ |
K t |
|
298 |
-131,34 |
10 16 |
|
982,6 |
0 |
1 |
|
1000 |
2,32 |
0,86 |
Így a kapott számított adatok megfelelnek a Le Chatelier-elv alapján levont következtetéseinknek.
123. Egyensúly a rendszerben:
)
címen létesült a következő koncentrációkat: [B] és [C], mol/l.
Határozza meg az anyag kezdeti koncentrációját [B] 0 és egyensúlyi állandóját, ha az A anyag kezdeti koncentrációja [A] 0 mol/l
Az egyenletből látható, hogy 0,26 mol C anyag előállításához 0,13 mol A és ugyanennyi B anyag szükséges.
Akkor egyensúlyi koncentráció Az A anyag egyenlő [A] = 0,4-0,13 = 0,27 mol/l.
A B anyag kezdeti koncentrációja [B] 0 = [B] + 0,13 = 0,13+0,13 = 0,26 mol/l.
Válasz: [B] 0 = 0,26 mol/l, Kp = 1,93.
143. a) 300 g oldat 36 g KOH-t tartalmaz (az oldat sűrűsége 1,1 g/ml). Számítsa ki a százalékot és moláris koncentráció ebből a megoldásból.
b) Hány gramm Na 2 CO 3 ·10H 2 O kristályos szódát kell venni 2 liter 0,2 M Na 2 CO 3 oldat elkészítéséhez?
Megoldás:
A százalékos koncentrációt a következő egyenlettel találjuk meg:
A KOH moláris tömege 56,1 g/mol;
Az oldat molaritásának kiszámításához meg kell határozni az 1000 ml oldatban lévő KOH tömegét (azaz 1000 · 1,100 = 1100 g):
1100: 100 = nál nél: 12; nál nél= 12 1100 / 100 = 132 g
C m = 56,1/132 = 0,425 mol/l.
Válasz: C = 12%, Cm = 0,425 mol/l
Megoldás:
1. Határozza meg a vízmentes só tömegét!
m = cm·M·V, ahol M – moláris tömeg, V – kötet.
m = 0,2 106 2 = 42,4 g.
2. Határozza meg az arányból a kristályhidrát tömegét!
kristályos hidrát moláris tömege 286 g/mol - X tömeg
vízmentes só moláris tömege 106g/mol - tömege 42,4g
így X = m Na 2CO 3 10H 2 O = 42,4 286/106 = 114,4 g.
Válasz: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114,4 g.
163. Számítsa ki a naftalin C 10 H 8 5%-os benzolos oldatának forráspontját! A benzol forráspontja 80,2 0 C.
|
Adott: Átlag (C 10 H 8) = 5% forráspont (C 6 H 6) = 80,2 0 C |
|
Megtalálja: tforraljuk (oldat) -? |
Megoldás:
Raoult második törvényéből
ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)
Itt E az oldószer ebullioszkópiai állandója
E(C6H6)=2,57
m A az oldószer tömege, m B az oldott anyag tömege, M B a molekulatömege.
Legyen az oldat tömege 100 gramm, ezért az oldott anyag tömege 5 gramm, az oldószer tömege 100 – 5 = 95 gramm.
M (naftalin C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 g/mol.
Az összes adatot behelyettesítjük a képletbe, és meghatározzuk az oldat forráspontjának növekedését egy tiszta oldószerhez képest:
ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056
A naftalin oldat forráspontja a következő képlettel határozható meg:
T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80,2 + 1,056 = 81,256
Válasz: 81.256 o C
183. Feladat 1. Írjon disszociációs egyenleteket és disszociációs állandókat gyenge elektrolitokra!
2. Feladat. Adott az ionegyenletek, írja fel a megfelelő molekulaegyenleteket!
3. feladat Írja fel a reakcióegyenleteket a következő átalakulásokhoz molekuláris és ionos formában!
|
Nem. |
1. Feladat |
2. feladat |
3. feladat |
|
183 |
Zn(OH)2, H3AsO4 |
Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl |
NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3 |
Megoldás:
Írjon disszociációs egyenleteket és disszociációs állandókat gyenge elektrolitokra!
Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -
Kd 1 = 
= 1,5·10 -5
II.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Kd 2 = 
= 4,9·10 -7
Zn(OH) 2 – amfoter hidroxid, sav típusú disszociáció lehetséges
Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -
Kd 1 = 
II.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-
Kd 2 = 
H 3 AsO 4 – ortoarzénsav – erős elektrolit, teljesen disszociál az oldatban:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Adott az ionegyenletek, írja fel a megfelelő molekulaegyenleteket!
Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl
NiCl2 + NaOH(elégtelen) = NiOHCl + NaCl
Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -
Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Írja fel a reakcióegyenleteket a következő átalakulásokhoz molekuláris és ionos formában!
NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3
1) NaHS03 + NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O
Na++ HSO 3 - +Na++ Ó- → 2Na + + ÍGY 3 2- + H 2 O
HSO 3 - + Ó - → + ÍGY 3 2- + H 2 O
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3
2Na ++ ÍGY 3 2- + 2N+ + SO 4 2- → H 2 ÍGY 3+2Na++ ÍGY 3 2-
ÍGY 3 2- + 2N + → H 2 ÍGY 3 + ÍGY 3 2-
3) H 2 SO 3 (felesleg) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O
2 N + + ÍGY 3 2- + Na + + Ó- → Na + + HSO 3 - + H 2 O
2
N + + ÍGY 3 2 + Ó- → Na + + H 2 O
203. Feladat 1. Írjon egyenleteket molekuláris és ionos sók hidrolízisére, adja meg az oldatok pH-értékét (pH > 7, pH 2. Feladat. Írjon egyenleteket az anyagok között lejátszódó reakciókra vizes oldatok
|
Nem. |
1. Feladat |
2. feladat |
|
203 |
Na2S; CrBr 3 |
FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 |
1. feladat Írjon fel egyenleteket molekuláris és ionos sók hidrolízisére, adja meg az oldatok pH-ját (pH > 7, pH
Na2S - erős bázis alkotta só és gyenge sav, az anionnál hidrolízisen megy keresztül. A közeg reakciója lúgos (pH > 7).
Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH
2Na + + S 2- + HON ↔ Na + + HS - + Na + + OH -
IIst. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH
Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 -
gyenge bázis által képzett só és erős sav, a kationnál hidrolízisen megy keresztül. A közeg reakciója savas (pH
Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr
Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -
IIst. CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr
CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -
III. cikk Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr
Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -
A hidrolízis túlnyomórészt az első szakaszban történik.
2. Feladat. Írjon egyenleteket az anyagok között vizes oldatokban lejátszódó reakciókra!
FeCl 3 + Na 2 CO 3
FeCl3 – erős sav és gyenge bázis alkotta só
Na 2 CO 3 – gyenge sav és erős bázis alkotta só
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H(OH) = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3 + 6NaCl
2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6N(Ő) = 2Fe( Ó) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6N(Ő) = 2Fe( Ó) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3
A hidrolízis kölcsönös fokozódása következik be
Al 2 (SO 4) 3 – erős sav és gyenge bázis alkotta só
Na 2 CO 3 – gyenge sav és erős bázis alkotta só
Ha két sót együtt hidrolizálunk, gyenge bázis és gyenge sav képződik:
Ist: 2Na 2CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 3 SO 4 2 -
II.: 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 2HOH => 2H 2 CO 3 + 2Al(OH) 2 +
III.: 2Al(OH)2+ + 2HOH => 2Al(OH)3+2H+
Összefoglaló hidrolízis egyenlet
Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 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 CRÓL RŐL 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -
2Al 3+ + 2CRÓL RŐL 3
2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C O 3
1 oldal
Algoritmus egy elem elektronikus képletének összeállítására:
1. Határozza meg az elektronok számát egy atomban a kémiai elemek periódusos rendszerével D.I. Mengyelejev.
2. Határozza meg az energiaszintek számát annak az időszaknak a számával, amelyben az elem található; elektronok száma az utolsón elektronikus szint csoportszámának felel meg.
3. Ossza fel a szinteket részszintekre és pályákra, és töltse fel elektronokkal a pályák kitöltésére vonatkozó szabályok szerint:
Emlékeztetni kell arra, hogy az első szint legfeljebb 2 elektront tartalmaz 1s 2, a másodikon - legfeljebb 8 (kettő sés hat R: 2s 2 2p 6), a harmadikon - legfeljebb 18 (kettő s, hat p, és tíz d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Főkvantumszám n minimálisnak kell lennie.
- Először kitölteni s- alszint, akkor р-, d- b f- alszintek.
- Az elektronok a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében töltik ki (Klecskovszkij szabálya).
- Egy alszinten belül az elektronok először egyenként foglalják el a szabad pályákat, majd csak ezután alkotnak párokat (Hund szabálya).
- Egy pályán nem lehet kettőnél több elektron (Pauli-elv).
Példák.
1. Készítsük el a nitrogén elektronikus képletét. BAN BEN periódusos táblázat a nitrogén a 7-es.
2. Készítsük el az argon elektronikus képletét. Az argon a 18-as a periódusos rendszerben.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Készítsük el a króm elektronikus képletét. A króm a 24. a periódusos rendszerben.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
A cink energiadiagramja.
4. Készítsünk elektronikus képletet a cinkhez. A cink a 30-as a periódusos rendszerben.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Kérjük, vegye figyelembe, hogy az elektronikus képlet egy része, nevezetesen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, az argon elektronikus képlete.
A cink elektronikus képlete a következőképpen ábrázolható:
Az elemek atomjainak elektronikus képleteinek írásakor tüntesse fel az energiaszinteket (a fő kvantumszám értékeit). n számok formájában - 1, 2, 3 stb.), energia alszintek (pályakvantumszám értékek) l betűk formájában - s, p, d, f) és a tetején lévő szám jelzi az elektronok számát egy adott részszinten.
A táblázat első eleme a D.I. Mengyelejev hidrogén, tehát az atommag töltése N 1, egy atomnak csak egy elektronja van s-az első szint alszintje. Ezért a hidrogénatom elektronikus képlete a következő:
A második elem a hélium, atomja két elektronból áll, ezért a hélium atom elektronképlete 2 Nem 1s 2. Az első periódus csak két elemet tartalmaz, mivel az első energiaszint elektronokkal van feltöltve, amelyet csak 2 elektron foglalhat el.
A sorrendben harmadik elem - a lítium - már a második periódusban van, ezért a második energiaszintje elektronokkal kezd megtelni (erről fentebb beszéltünk). A második szint elektronokkal való feltöltése azzal kezdődik s-alszint, ezért a lítium atom elektronképlete 3 Li 1s 2 2s 1 . A berillium atom elektronokkal töltődik meg s-alszint: 4 Ve 1s 2 2s 2 .
A 2. periódus következő elemeiben a második energiaszint továbbra is tele van elektronokkal, csak most tele van elektronokkal R- alszint: 5 BAN BEN 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 VAL VEL 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .
A neonatom kitölti elektronokkal R-alszint, ez az elem fejezi be a második periódust, nyolc elektronja van, hiszen s- És R-alszintek csak nyolc elektront tartalmazhatnak.
A 3. periódus elemei hasonló sorrendben töltik ki a harmadik szint energia-alszintjeit elektronokkal. Ennek az időszaknak egyes elemeinek atomjainak elektronikus képlete a következő:
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 .
A harmadik periódus a másodikhoz hasonlóan egy elemmel (argonnal) végződik, amely teljesen tele van elektronokkal R-alszint, bár a harmadik szint három alszintet tartalmaz ( s, R, d). Az energia-alszintek feltöltésének fenti sorrendje szerint Klecskovszkij szabályai szerint a 3. alszint energiája d több 4. alszintű energia s ezért az argon melletti káliumatom és a mögötte lévő kalciumatom tele van elektronokkal 3 s– a negyedik szint alszintje:
19 NAK NEK 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 kb 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
A 21. elemtől - a szkandiumtól - kezdődően az elemek atomjaiban a 3. alszint elektronokkal töltődik d. Ezen elemek atomjainak elektronikus képlete a következő:
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 .
A 24. elem (króm) és a 29. elem (réz) atomjaiban egy elektron „szivárgásának” vagy „meghibásodásának” nevezett jelenség figyelhető meg: egy elektron a külső 4-ből. s– az alszint 3-mal „esik”. d– alszint, félig (krómnál) vagy teljesen (réznél) kitöltve, ami hozzájárul az atom nagyobb stabilitásához:
24 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (a...4 helyett s 2 3d 4) és
29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (a...4 helyett s 2 3d 9).
A 31. elemtől - galliumtól - a 4. szint elektronokkal való feltöltése folytatódik, most - R- alszint:
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 .
Ezzel az elemmel zárul a negyedik periódus, amely már 18 elemet tartalmaz.
Az energia részszintek elektronokkal való feltöltésének hasonló sorrendje az 5. periódus elemeinek atomjaiban is előfordul. Az első kettőnél (rubídium és stroncium) meg van töltve s– az 5. szint alszintje, a következő tíz elemre (itriumtól kadmiumig) kitöltve d– a 4. szint alszintje; Az időszakot hat elem teszi teljessé (indiumtól xenonig), amelyek atomjait elektronok töltik ki. R– a külső, ötödik szint alszintje. 18 elem is van egy periódusban.
A hatodik időszak elemeinél ez a kitöltési sorrend sérül. A periódus elején szokás szerint két olyan elem van, amelyek atomjai tele vannak elektronokkal s– a külső, hatodik, szint alszintje. A mögöttük lévő következő elem, a lantán kezd megtelni elektronokkal d– az előző szint alszintje, azaz. 5 d. Ezzel befejeződik az 5 elektronokkal való feltöltődés d-alszint megáll, és a következő 14 elem - a cériumtól a lutéciumig - elkezd telni f-a 4. szint alszintje. Ezek az elemek mind a táblázat egy cellájában szerepelnek, és az alábbiakban ezeknek az elemeknek a kibővített sora, az úgynevezett lantanidok látható.
A 72. elemtől - hafniumtól - a 80. elemig - higanyig, az elektronokkal való feltöltődés folytatódik 5 d-alszint, és a periódus a szokásos módon hat elemmel zárul (talliumtól a radonig), amelyek atomjai elektronokkal vannak kitöltve R– a külső, hatodik, szint alszintje. Ez a legnagyobb időszak, 32 elemből áll.
A hetedik, hiányos periódus elemeinek atomjaiban a fent leírt alszintek kitöltési sorrendje látható. Hagyjuk, hogy a tanulók maguk írják le az 5-7. periódusok elemeinek atomjainak elektronképleteit, figyelembe véve a fentieket.
Jegyzet:Néhány tankönyvek az elemek atomjainak elektronképleteinek írásának eltérő sorrendje megengedett: nem a kitöltési sorrendben, hanem az egyes energiaszinteken a táblázatban megadott elektronok számának megfelelően. Például az arzénatom elektronikus képlete így nézhet ki: Mint 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .
Elektronikus konfiguráció atom egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudhatja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja alkotni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található egy elemtáblázat.
Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?
Az atomok olyanok, mint egy építőkészlet: van egy bizonyos számú rész, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen azonos. De ez az építőkészlet sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén Talán vízzé alakul, nátrium közelében gázzá alakul, vas közelében pedig teljesen rozsdává. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy ez miért történik, és megjósolhatjuk egy atom viselkedését egy másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.
Hány elektron van egy atomban?
Az atom magból és a körülötte forgó elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, ahány proton van az atommagjában. Meg van adva a protonok száma sorozatszám elem, például a kén, 16 protonból áll - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően a kén semleges állapotban 16, az arany 79 elektront tartalmaz.
Hol keressünk elektront?
Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintákat levezettek kvantumszámokkal, összesen négy van:
- Főkvantumszám
- Orbitális kvantumszám
- Mágneses kvantumszám
- Spin kvantumszám
Orbitális
Továbbá az orbit szó helyett a "pálya" kifejezést fogjuk használni, az orbital is hullámfüggvény Az elektron nagyjából az a tartomány, amelyben az elektron az idejének 90%-át tölti.
N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - első vagy második elektron a pályán
l pályakvantumszám
Az elektronfelhő tanulmányozása eredményeként azt találták, hogy a felhőnek az energiaszinttől függően négy fő formája van: labda, súlyzók és két másik, összetettebb. Az energia növekedési sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjnak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyben a pályák találhatók. Az s, p, d és f pályák pályakvantumszáma 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.
Az s-héjon egy pálya van (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya van az f-héjon (L=3) – tizennégy elektron
Mágneses kvantumszám m l
A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számok jelölik, azaz a p-shell-hez (L=1) „-1”, „0” és „1” pályák vannak. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.
A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok mindegyik pályán megtöltenek egyet, majd mindegyikhez adnak egy-egy elektronpárt.
Tekintsük a d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt pálya (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat M l =-2, M értékekkel. l=-1, Ml=0, Ml=1,Ml=2.
Spin kvantumszám m s
A spin az elektron forgásiránya a tengelye körül, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Egy energia-alszint csak két ellentétes spinű elektront tartalmazhat. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük
n főkvantumszám
A fő kvantumszám az energiaszint a Ebben a pillanatban hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3,...7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: az első szinten egy shell, a másodikon kettő stb.
Elektronszám
Tehát bármely elektron leírható négy kvantumszámmal, ezeknek a számoknak a kombinációja egyedi az elektron minden pozíciójára, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N = 1, az első szinten van egy héj, a az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete