Vollständige elektronische Formel von Calcium. Vollständige elektronische Formeln von Atomen von Elementen

Algorithmus zum Erstellen der elektronischen Formel eines Elements:

1. Bestimmen Sie die Anzahl der Elektronen in einem Atom mit Hilfe des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew.

2. Bestimmen Sie anhand der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet, die Anzahl der Energieniveaus. die Zahl der Elektronen im letzten elektronischen Niveau entspricht der Gruppenzahl.

3. Unterteilen Sie die Ebenen in Unterebenen und Orbitale und füllen Sie sie gemäß den Regeln zum Füllen von Orbitalen mit Elektronen:

Es muss beachtet werden, dass die erste Ebene maximal 2 Elektronen hat. 1s2, auf der zweiten - maximal 8 (zwei S und sechs R: 2s 2 2p 6), am dritten - maximal 18 (zwei S, sechs P, und zehn d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hauptquantenzahl N sollte minimal sein.
• Erstmal ausgefüllt S- Unterebene also p-, d-b f- Unterebenen.
• Elektronen füllen Orbitale in aufsteigender Reihenfolge der Orbitalenergie (Klechkovsky-Regel).
• Innerhalb der Unterebene besetzen Elektronen zunächst nacheinander freie Orbitale und bilden erst danach Paare (Hundsche Regel).
• Es können nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital sein (Pauli-Prinzip).

Beispiele.

1. Stellen Sie die elektronische Stickstoffformel auf. Stickstoff ist die Nummer 7 im Periodensystem.

2. Stellen Sie die elektronische Formel von Argon auf. Im Periodensystem steht Argon auf Platz 18.

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

3. Stellen Sie die elektronische Formel von Chrom auf. Im Periodensystem hat Chrom die Nummer 24.

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

Energiediagramm von Zink.

4. Stellen Sie die elektronische Formel von Zink zusammen. Im Periodensystem hat Zink die Nummer 30.

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

Beachten Sie, dass ein Teil der elektronischen Formel, nämlich 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die elektronische Formel von Argon ist.

Die elektronische Formel von Zink kann dargestellt werden als.

Elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Formel, die die Anordnung von Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Anzahl aufbauen. Am Ende des Artikels befindet sich eine Elementtabelle.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Konstruktor: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind genau gleich. Aber dieser Konstruktor ist viel interessanter als der aus Plastik, und hier ist der Grund. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer in der Nähe ist. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff Vielleicht sich in Wasser verwandeln, neben Natrium in Gas, und in der Nähe von Eisen wird es vollständig zu Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die im Folgenden diskutiert wird.

Wie viele Elektronen sind in einem Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und Elektronen, die ihn umkreisen, der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wurde durch die Seriennummer des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen - das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Dementsprechend gibt es im neutralen Zustand 16 Elektronen im Schwefel und 79 Elektronen im Gold.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Aus der Beobachtung des Verhaltens eines Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet, sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier davon:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes Orbit den Begriff "Orbital", das Orbital ist ungefähr die Wellenfunktion des Elektrons - dies ist der Bereich, in dem das Elektron 90% der Zeit verbringt.

N - Niveau
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s - das erste oder zweite Elektron im Orbital

Bahnquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke wurde festgestellt, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und die beiden anderen, komplexere. In aufsteigender Energiereihenfolge werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schalen bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Schale, auf der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für s-, p-, d- bzw. f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 oder 3 an.

Auf der s-Schale ein Orbital (L=0) - zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Es gibt fünf Orbitale auf der d-Schale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale (L=3) auf der f-Schale – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, dh für die p-Schale (L=1) gibt es Orbitale "-1", "0" und "1". . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben ml bezeichnet.

Innerhalb der Hülle ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, also füllen die ersten Elektronen eines für jedes Orbital und dann wird sein Paar zu jedem hinzugefügt.

Betrachten Sie eine D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, dh fünf Orbitale (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale mit den Werten M l =-2, M l = –1, M l = 0, M l = 1, M l = 2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Rotationsrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, also hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin können sich auf derselben Energieunterebene befinden. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau, bei dem dieser Moment sieben Energieniveaus sind bekannt, jedes wird durch eine arabische Ziffer gekennzeichnet: 1,2,3, ... 7. Die Anzahl der Muscheln auf jeder Ebene entspricht der Nummer der Ebene: Auf der ersten Ebene befindet sich eine Muschel, auf der zweiten zwei und so weiter.

Elektronenzahl

Jedes Elektron kann also durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons einzigartig, nehmen wir das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N=1, eine Schale befindet sich auf der ersten Ebene, die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d.h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin wird gleich +1/2 sein. Nehmen wir das fünfte Elektron (in welchem ​​Atom auch immer), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Beim Schreiben elektronischer Formeln von Atomen von Elementen werden Energieniveaus angegeben (Werte der Hauptquantenzahl N in Form von Zahlen - 1, 2, 3 usw.), Energieunterebenen (Werte der Orbitalquantenzahl l in Form von Buchstaben S, P, D, F) und die Zahl ganz oben gibt die Anzahl der Elektronen in einer bestimmten Unterebene an.

Das erste Element im D.I. Mendelejew ist Wasserstoff, also die Ladung des Kerns eines Atoms H gleich 1, das Atom hat nur ein Elektron pro S Unterebene der ersten Ebene. Daher lautet die elektronische Formel des Wasserstoffatoms:

Das zweite Element ist Helium, in seinem Atom befinden sich zwei Elektronen, daher ist die elektronische Formel des Heliumatoms 2 Nicht 1S 2. Die erste Periode umfasst nur zwei Elemente, da das erste Energieniveau mit Elektronen gefüllt ist, die nur von 2 Elektronen besetzt werden können.

Das dritte Element in der Reihenfolge - Lithium - befindet sich bereits in der zweiten Periode, daher beginnt sein zweites Energieniveau mit Elektronen gefüllt zu werden (wir haben oben darüber gesprochen). Das Auffüllen der zweiten Ebene mit Elektronen beginnt mit S-Unterebene, also ist die elektronische Formel des Lithiumatoms 3 Li 1S 2 2S 1 . Im Berylliumatom ist die Auffüllung mit Elektronen abgeschlossen S- Unterstufen: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Für nachfolgende Elemente der 2. Periode ist das zweite Energieniveau weiterhin mit Elektronen gefüllt, nur jetzt ist es mit Elektronen gefüllt R- Unterstufe: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 MIT 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Nein 1S 2 2S 2 2R 6 .

Neonatom vervollständigt das Füllen mit Elektronen R-Unterebene, dieses Element beendet die zweite Periode, es hat acht Elektronen, da S- Und R-Unterebenen können nur acht Elektronen enthalten.

Die Elemente der 3. Periode haben eine ähnliche Reihenfolge, in der sie die Energieunterebenen der 3. Ebene mit Elektronen füllen. Die elektronischen Formeln der Atome einiger Elemente dieser Zeit lauten:

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 .

Die dritte Periode endet wie die zweite mit einem Element (Argon), das seine Füllung mit Elektronen vervollständigt R–Unterebene, obwohl die dritte Ebene drei Unterebenen enthält ( S, R, D). Gemäß der obigen Reihenfolge des Füllens der Energie-Unterebenen gemäß den Regeln von Klechkovsky ist die Energie der Unterebene 3 D mehr Sublevel 4 Energie S, daher ist das dem Argon folgende Kaliumatom und das ihm folgende Calciumatom mit Elektronen besetzt 3 S- Unterebene der vierten Ebene:

19 ZU 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 .

Ausgehend vom 21. Element - Scandium - beginnt sich in den Atomen der Elemente die Unterebene 3 mit Elektronen zu füllen D. Die elektronischen Formeln der Atome dieser Elemente lauten:

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 .

In den Atomen des 24. Elements (Chrom) und des 29. Elements (Kupfer) wird ein Phänomen beobachtet, das als „Durchbruch“ oder „Versagen“ eines Elektrons bezeichnet wird: ein Elektron von einer externen 4 S-Sublevel "failed" um 3 D– Unterebene, die ihre Füllung zur Hälfte (für Chrom) oder vollständig (für Kupfer) vervollständigt, was zu einer größeren Stabilität des Atoms beiträgt:

24 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (statt ...4 S 2 3D 4) und

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (statt ...4 S 2 3D 9).

Ausgehend vom 31. Element - Gallium - setzt sich die Füllung der 4. Ebene mit Elektronen fort, jetzt - R– Unterebene:

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 .

Dieses Element beendet die vierte Periode, die bereits 18 Elemente umfasst.

Eine ähnliche Reihenfolge des Füllens von Energieunterebenen mit Elektronen findet in den Atomen der Elemente der 5. Periode statt. Die ersten beiden (Rubidium und Strontium) sind gefüllt S- Unterebene der 5. Ebene, die nächsten zehn Elemente (von Yttrium bis Cadmium) werden gefüllt D– Unterebene der 4. Ebene; sechs Elemente vervollständigen die Periode (von Indium bis Xenon), in deren Atomen Elektronen gefüllt sind R-Unterebene der äußeren, fünften Ebene. Es gibt auch 18 Elemente in einer Periode.

Für Elemente der sechsten Periode wird diese Füllreihenfolge verletzt. Zu Beginn der Periode gibt es wie üblich zwei Elemente, deren Atome mit Elektronen gefüllt sind S-Unterebene der äußeren sechsten Ebene. Beim nächsten Element - Lanthan - beginnt es sich mit Elektronen zu füllen D–Unterebene der vorherigen Ebene, d.h. 5 D. Bei dieser Füllung mit Elektronen 5 D-Sublevel stoppt und die nächsten 14 Elemente - von Cerium bis Lutetium - beginnen sich zu füllen F- Unterebene der 4. Ebene. Diese Elemente sind alle in einer Zelle der Tabelle enthalten, und unten ist eine erweiterte Reihe dieser Elemente, Lanthanide genannt.

Ausgehend vom 72. Element - Hafnium - bis zum 80. Element - Quecksilber, wird die Füllung mit Elektronen fortgesetzt 5 D- Unterebene, und die Periode endet wie üblich mit sechs Elementen (von Thallium bis Radon), in deren Atomen sie mit Elektronen gefüllt ist R-Unterebene der äußeren sechsten Ebene. Das ist das meiste große Periode, die 32 Elemente enthält.

In den Atomen der Elemente der siebten, unvollständigen Periode sieht man die gleiche Reihenfolge der Füllung der Unterebenen, wie oben beschrieben. Wir erlauben den Schülern, elektronische Formeln von Atomen von Elementen der 5. bis 7. Periode zu schreiben, wobei alles oben Gesagte berücksichtigt wird.

Notiz:In einigen Lehrmittel Eine andere Schreibreihenfolge der elektronischen Formeln der Atome der Elemente ist erlaubt: nicht in der Reihenfolge, in der sie ausgefüllt sind, sondern gemäß der in der Tabelle angegebenen Anzahl von Elektronen auf jedem Energieniveau. Beispielsweise kann die elektronische Formel eines Arsenatoms wie folgt aussehen: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

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3. Erstellen Sie eine elektronische Formel und sie Thallium Tl 3+ . Für Valenzelektronen Atom Tl geben die Menge aller vier Quantenzahlen an.

Lösung:

Nach der Klechkovsky-Regel erfolgt das Füllen von Energieniveaus und Unterniveaus in der folgenden Reihenfolge:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Das Element Thallium Tl hat eine Kernladung von +81 (laufende Nummer 81) bzw. 81 Elektronen. Nach der Klechkovsky-Regel verteilen wir Elektronen auf Energieunterniveaus, wir erhalten die elektronische Formel des Elements 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

Das Thalliumion Tl 3+ hat eine Ladung von +3, was bedeutet, dass das Atom 3 Elektronen abgegeben hat, und da nur Valenzelektronen der äußeren Ebene ein Atom abgeben können (bei Thallium sind dies zwei 6er- und ein 6p-Elektron) , seine elektronische Formel sieht folgendermaßen aus:

81 Tl 3+ Thallium 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

Hauptquantenzahl N bestimmt die Gesamtenergie des Elektrons und den Grad seiner Entfernung vom Kern (Energieniveaunummer); es nimmt beliebige ganzzahlige Werte ab 1 an (n = 1, 2, 3, . . .), d.h. entspricht der Periodennummer.

Orbitale (seitliche oder azimutale) Quantenzahl l bestimmt die Form des Atomorbitals. Es kann ganzzahlige Werte von 0 bis n-1 annehmen (l = 0, 1, 2, 3, ..., n-1). Unabhängig von der Energiestufennummer jeder Wert l Orbitalquantenzahl entspricht einem Orbital von besonderer Form.

Orbitale mit l= 0 heißen s-Orbitale,

l= 1 - p-Orbitale (3 Typen, die sich in der magnetischen Quantenzahl m unterscheiden),

l= 2 - d-Orbitale (5 Typen),

l= 3 – f-Orbitale (7 Typen).

Die magnetische Quantenzahl m l charakterisiert die Lage des Elektronenorbitals im Raum und nimmt ganzzahlige Werte an von – l bis + l, einschließlich 0. Das bedeutet, dass es für jede Bahnform (2 l+ 1) energetisch äquivalente Orientierungen im Raum.

Die Spinquantenzahl m S charakterisiert das magnetische Moment, das auftritt, wenn sich ein Elektron um seine Achse dreht. Nimmt nur zwei Werte +1/2 und -1/2 an, die entgegengesetzten Drehrichtungen entsprechen.
Valenzelektronen sind Elektronen auf der äußeren Energieebene. Thallium hat 3 Valenzelektronen: 2 s - Elektron und 1 p - Elektron.

Quantenzahlen s - Elektronen:

Orbitale Quantenzahl l= 0 (s ist ein Orbital)

Magnetische Quantenzahl m l = (2 l+ 1 = 1): ml = 0.

Spinquantenzahl m S = ±1/2

Quantenzahlen p - Elektron:

Hauptquantenzahl n = 6 (sechste Periode)

Orbitale Quantenzahl l\u003d 1 (p - Orbital)

Magnetische Quantenzahl (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Spinquantenzahl m S = ±1/2
23. Geben Sie diese Eigenschaften an chemische Elemente, die sich periodisch ändern. Was ist der Grund für die periodische Wiederholung dieser Eigenschaften? Erklären Sie anhand von Beispielen, was die Periodizität von Änderungen der Eigenschaften chemischer Verbindungen ausmacht.

Lösung:

Die Eigenschaften der Elemente, bestimmt durch den Aufbau der äußeren Elektronenschichten der Atome, ändern sich naturgemäß in Perioden und Gruppen des Periodensystems. Gleichzeitig erzeugt die Ähnlichkeit elektronischer Strukturen die Ähnlichkeit der Eigenschaften analoger Elemente, aber nicht die Identität dieser Eigenschaften. Beim Übergang von einem Element zum anderen in Gruppen und Untergruppen kommt es daher nicht zu einer einfachen Wiederholung von Eigenschaften, sondern zu deren mehr oder weniger ausgeprägter regelmäßiger Änderung. Insbesondere das chemische Verhalten der Atome der Elemente zeigt sich in ihrer Fähigkeit, Elektronen abzugeben und aufzunehmen, d.h. in ihrer Fähigkeit zu oxidieren und zu reduzieren. Ein quantitatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms verlieren Elektronen ist Ionisationspotential (E Und ) , und durch das Maß ihrer Fähigkeit n erwerben– Elektronenaffinität (E Mit ). Die Art der Änderung dieser Größen beim Übergang von einer Periode zur anderen wiederholt sich, und diese Änderungen beruhen auf einer Änderung elektronische Konfiguration Atom. Somit zeigen fertige Elektronenschichten, die Atomen von Inertgasen entsprechen, eine erhöhte Stabilität und einen erhöhten Wert von Ionisationspotentialen innerhalb einer Periode. Gleichzeitig haben die s-Elemente der ersten Gruppe (Li, Na, K, Rb, Cs) die niedrigsten Ionisationspotentialwerte.

Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms eines bestimmten Elements, Elektronen im Vergleich zu den Atomen anderer Elemente in der Verbindung zu sich zu ziehen. Nach einer der Definitionen (Mulliken) kann die Elektronegativität eines Atoms als die Hälfte der Summe seiner Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität ausgedrückt werden: = (E und + E c).

In Perioden besteht eine allgemeine Tendenz zur Zunahme der Elektronegativität eines Elements und in Untergruppen zu ihrer Abnahme. Die kleinsten Werte s-Elemente der Gruppe I haben Elektronegativität, und p-Elemente der Gruppe VII haben die größte Elektronegativität.

Die Elektronegativität desselben Elements kann je nach Wertigkeitszustand, Hybridisierung, Oxidationszustand usw. variieren. Die Elektronegativität beeinflusst erheblich die Art der Änderung der Eigenschaften von Elementverbindungen. Zum Beispiel, Schwefelsäure weist stärkere saure Eigenschaften auf als sein chemisches Analogon Selensäure, da bei letzterem das zentrale Selenatom aufgrund seiner geringeren Elektronegativität im Vergleich zum Schwefelatom die H-O-Bindungen in der Säure nicht so stark polarisiert, was bedeutet, dass a Schwächung der Säure.

H–O O
Ein weiteres Beispiel ist Chrom(II)-hydroxid und Chrom(VI)-hydroxid. Chrom(II)-Hydroxid, Cr(OH) 2 , weist im Gegensatz zu Chrom(VI)-Hydroxid, H 2 CrO 4 , basische Eigenschaften auf, da die Oxidationsstufe von Chrom +2 die Schwäche der Coulomb-Wechselwirkung von Cr 2+ mit bestimmt das Hydroxidion und die Leichtigkeit der Spaltung dieses Ions, d.h. Manifestation der Haupteigenschaften. Gleichzeitig bewirkt die hohe Oxidationsstufe von Chrom +6 in Chrom(VI)hydroxid eine starke Coulomb-Anziehung zwischen dem Hydroxidion und dem zentralen Chromatom und die Unmöglichkeit der Dissoziation entlang der Bindung - Oh. Andererseits verbessert eine hohe Oxidationsstufe von Chrom in Chrom(VI)-hydroxid seine Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, d.h. Elektronegativität, die ein hohes Maß Polarisierung der H-O-Bindungen in dieser Verbindung, was eine Voraussetzung für eine Erhöhung der Acidität ist.

Nächste wichtige Eigenschaft Atome sind ihre Radien. In Perioden nehmen die Radien von Metallatomen mit zunehmender Ordnungszahl des Elements ab, weil mit einer Zunahme der Ordnungszahl des Elements innerhalb der Periode steigt die Ladung des Kerns und folglich die Gesamtladung der Elektronen, die ihn ausgleicht; als Folge nimmt auch die Coulomb-Anziehung der Elektronen zu, was letztendlich zu einer Verringerung des Abstands zwischen ihnen und dem Kern führt. Die stärkste Abnahme des Radius wird bei Elementen kleiner Perioden beobachtet, bei denen das äußere Energieniveau mit Elektronen gefüllt ist.

In großen Perioden zeigen die d- und f-Elemente eine allmählichere Abnahme der Radien mit zunehmender Ladung des Atomkerns. Innerhalb jeder Untergruppe von Elementen nehmen die Atomradien in der Regel von oben nach unten zu, da eine solche Verschiebung einen Übergang zu einem höheren Energieniveau bedeutet.

Der Einfluss der Radien von Elementionen auf die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen lässt sich am Beispiel einer Erhöhung der Acidität von Halogenwasserstoffsäuren in der Gasphase veranschaulichen: HI > HBr > HCl > HF.
43. Nennen Sie die Elemente für Atome, bei denen nur ein Wertigkeitszustand möglich ist, und geben Sie an, wie er gemahlen oder angeregt wird.

Lösung:

Atome von Elementen, die ein ungepaartes Elektron auf der äußeren Valenzenergieebene haben, können einen Valenzzustand haben - dies sind Elemente der Gruppe I des Periodensystems (H - Wasserstoff, Li - Lithium, Na - Natrium, K - Kalium, Rb - Rubidium , Ag - Silber, Cs - Cäsium, Au - Gold, Fr - Francium), mit Ausnahme von Kupfer, da auch d-Elektronen der vorexternen Ebene an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind, deren Anzahl bestimmt wird nach Wertigkeit (der Grundzustand des Kupferatoms 3d 10 4s 1 ist auf die Stabilität der gefüllten d-Schale zurückzuführen, jedoch übersteigt der erste angeregte Zustand 3d 9 4s 2 den Grundzustand energetisch nur um 1,4 eV (etwa 125 kJ /Mol). Chemische Komponenten beide Zustände treten im gleichen Ausmaß auf, wodurch zwei Reihen von Kupferverbindungen (I) und (II)) entstehen.

Ein Valenzzustand kann auch Atome von Elementen haben, bei denen das äußere Energieniveau vollständig gefüllt ist und die Elektronen keine Möglichkeit haben, in einen angeregten Zustand überzugehen. Dies sind Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VIII - Inertgase (He - Helium, Ne - Neon, Ar - Argon, Kr - Krypton, Xe - Xenon, Rn - Radon).

Für alle aufgelisteten Elemente ist der Grundzustand der einzige Wertigkeitszustand, weil ein Übergang in einen angeregten Zustand ist nicht möglich. Außerdem bestimmt der Übergang in einen angeregten Zustand einen neuen Wertigkeitszustand des Atoms; dementsprechend ist, wenn ein solcher Übergang möglich ist, der Wertigkeitszustand eines gegebenen Atoms nicht der einzige.

63. Unter Verwendung des Modells der Abstoßung von Valenzelektronenpaaren und der Methode der Valenzbindungen betrachten Sie die räumliche Struktur der vorgeschlagenen Moleküle und Ionen. Geben Sie an: a) die Anzahl der bindenden und freien Elektronenpaare des Zentralatoms; b) die Anzahl der an der Hybridisierung beteiligten Orbitale; c) Art der Hybridisierung; d) Art des Moleküls oder Ions (AB m E n); e) räumliche Anordnung von Elektronenpaaren; f) räumliche Struktur eines Moleküls oder Ions.

SO3;

Lösung:

Nach der Valenzbindungsmethode (diese Methode führt zum gleichen Ergebnis wie die Verwendung des EPVO-Modells) wird die räumliche Konfiguration des Moleküls durch die räumliche Anordnung der dadurch gebildeten Hybridorbitale des Zentralatoms bestimmt Wechselwirkung zwischen den Orbitalen.

Um die Art der Hybridisierung des Zentralatoms zu bestimmen, ist es notwendig, die Anzahl der hybridisierenden Orbitale zu kennen. Sie kann ermittelt werden, indem man die Zahl der bindenden und freien Elektronenpaare des Zentralatoms addiert und die Zahl der π-Bindungen subtrahiert.

Im SO 3 -Molekül

die Gesamtzahl der Bindungspaare beträgt 6. Durch Subtrahieren der Anzahl der π-Bindungen erhalten wir die Anzahl der hybridisierenden Orbitale: 6 - 3 \u003d 3. Somit ist die Art der Hybridisierung sp 2, die Art des Ions AB 3, die räumliche Die Anordnung der Elektronenpaare hat die Form eines Dreiecks, und das Molekül selbst ist ein Dreieck:

Im ion

die Gesamtzahl der Bindungspaare beträgt 4. Es gibt keine π-Bindungen. Die Anzahl der hybridisierenden Orbitale: 4. Somit hat die Art der Hybridisierung sp 3, die Art des Ions AB 4, die räumliche Anordnung der Elektronenpaare die Form eines Tetraeders und das Ion selbst ist ein Tetraeder:

83. Schreiben Sie die Gleichungen möglicher Wechselwirkungsreaktionen von KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2 mit den unten angegebenen Verbindungen auf:

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

Lösung:
a) KOH-Wechselwirkungsreaktionen

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 Ö

Oh - + H +  H 2 Ö
KOH + BaO  keine Reaktion
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K++2 Oh - + CO 2 → 2K + + CO 3 2- + H 2 Ö

2Oh - + H 2 CO 3  CO 3 2- + H 2 Ö
KOH + HNO 3  keine Reaktion, gleichzeitig sind Ionen in der Lösung:

K + + OH – + H + + NO 3 –

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K++2 Oh- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  keine Reaktion

b) Wechselwirkungsreaktionen H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  keine Reaktion
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  keine Reaktion
H 2 SO 4 + HNO 3  keine Reaktion
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 Ö

2H + + Ni(OH) 2  Ni 2+ + 2H 2 Ö
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) Wechselwirkungsreaktionen H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  keine Reaktion

H 2 O + BaO  Ba (OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  keine Reaktion
H 2 O + HNO 3  keine Reaktion
H 2 O + NO 2  keine Reaktion
H 2 O + Ni(OH) 2  keine Reaktion

H 2 O + Ca(OH) 2  keine Reaktion

a) Wechselwirkungsreaktionen Be (OH) 2

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

Sei (OH) 2 + 2H+ + SO 3 2-  Sei 2+ + SO 3 2- + 2 H 2 Ö

Sei (OH) 2 + 2H+  Sei 2+ + 2 H 2 Ö
Be(OH) 2 + BaO  keine Reaktion
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

Sei (OH) 2 + 2H+ + NEIN 3 -  Sei 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 Ö

Sei (OH) 2 + 2H +  Sei 2+ + 2H 2 Ö
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  keine Reaktion
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  keine Reaktion
103. Für die angegebene Reaktion

b) erklären Sie, welche der Faktoren: Entropie oder Enthalpie zum spontanen Ablauf der Reaktion in Vorwärtsrichtung beitragen;

c) in welche Richtung (vorwärts oder rückwärts) wird die Reaktion bei 298 K und 1000 K ablaufen;

e) alle Möglichkeiten nennen, die Konzentration von Produkten einer Gleichgewichtsmischung zu erhöhen.

f) erstelle einen Graphen von ΔG p (kJ) aus T (K)

Lösung:

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

Standardbildungsenthalpie, Entropie und Gibbs-Energie der Bildung von Stoffen

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.

Eine direkte Reaktion geht mit einer Abnahme der Entropie einher, die Unordnung im System nimmt ab - ein ungünstiger Faktor für den Ablauf einer chemischen Reaktion in Vorwärtsrichtung.

3. Berechnen Sie die Gibbs-Standardenergie der Reaktion.

nach dem Hessschen Gesetz:

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

Es stellte sich heraus, dass (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T und dann (ΔG 0 298) x.r.

4.
≈
≈ 982,6 K.

≈ 982,6 K ist die ungefähre Temperatur, bei der sich ein wahres chemisches Gleichgewicht einstellt; oberhalb dieser Temperatur findet die Rückreaktion statt. Bei dieser Temperatur sind beide Prozesse gleich wahrscheinlich.

5. Berechnen Sie die Gibbs-Energie bei 1000K:

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

Diese. bei 1000 K: ΔS 0 x.r. T > ΔН 0 x.r.

Der Enthalpiefaktor wurde entscheidend, der spontane Ablauf der direkten Reaktion wurde unmöglich. Die umgekehrte Reaktion läuft ab: Aus 1 Mol Gas und 1 Mol Feststoff entstehen 2 Mol Gas.

lg K 298 = 16,1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Das System ist weit davon entfernt, wahr zu sein chemisches Gleichgewicht, es wird von Reaktionsprodukten dominiert.

Temperaturabhängigkeit von ΔG 0 für die Reaktion

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

K 1000 \u003d 0,86\u003e 1 - Das System befindet sich nahe am Gleichgewichtszustand, jedoch überwiegen bei dieser Temperatur die Ausgangsstoffe darin.

8. Nach dem Prinzip von Le Chatelier sollte sich das Gleichgewicht bei steigender Temperatur in Richtung der Rückreaktion verschieben, die Gleichgewichtskonstante sollte abnehmen.

9. Überlegen Sie, wie unsere berechneten Daten mit dem Prinzip von Le Chatelier übereinstimmen. Lassen Sie uns einige Daten präsentieren, die die Abhängigkeit der Gibbs-Energie und der Gleichgewichtskonstante der angegebenen Reaktion von der Temperatur zeigen:

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

Somit entsprechen die erhaltenen berechneten Daten unseren Schlussfolgerungen basierend auf dem Le-Chatelier-Prinzip.
123. Gleichgewicht im System:

)

ermittelt bei folgenden Konzentrationen: [B] und [C], mol/l.

Bestimmen Sie die Anfangskonzentration von Stoff [B] 0 und die Gleichgewichtskonstante, falls die Anfangskonzentration von Stoff A [A] 0 mol/l ist

Aus der Gleichung ist ersichtlich, dass zur Bildung von 0,26 Mol Stoff C 0,13 Mol Stoff A und die gleiche Menge Stoff B benötigt werden.

Dann beträgt die Gleichgewichtskonzentration von Stoff A [A] \u003d 0,4-0,13 \u003d 0,27 mol / l.

Die Anfangskonzentration von Substanz B [B] 0 \u003d [B] + 0,13 \u003d 0,13 + 0,13 \u003d 0,26 mol / l.

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

143. a) 300 g Lösung enthalten 36 g KOH (Lösungsdichte 1,1 g/ml). Berechnen Sie die prozentuale und molare Konzentration dieser Lösung.

b) Wie viel Gramm kristallines Soda Na 2 CO 3 · 10 H 2 O sollten verwendet werden, um 2 Liter 0,2 M Na 2 CO 3 -Lösung herzustellen?

Lösung:

Wir finden die prozentuale Konzentration durch die Gleichung:

Die Molmasse von KOH beträgt 56,1 g/mol;

Um die Molarität der Lösung zu berechnen, finden wir die Masse von KOH, die in 1000 ml (d. H. In 1000 1.100 \u003d 1100 g) der Lösung enthalten ist:

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

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

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

Lösung:

1. Finden Sie die Masse des wasserfreien Salzes

m = Cm M V, wobei M die Molmasse, V das Volumen ist.

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

2. Finden Sie die Masse des kristallinen Hydrats aus dem Verhältnis

Molmasse des kristallinen Hydrats 286 g / Mol - Masse X

Molmasse des wasserfreien Salzes 106 g / Mol - Masse 42,4 g

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

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

163. Berechnen Sie den Siedepunkt einer 5%igen Lösung von Naphthalin C 10 H 8 in Benzol. Der Siedepunkt von Benzol liegt bei 80,2 0 C.

Gegeben: Mi-ra (C 10 H 8) \u003d 5% kochen (C 6 H 6) \u003d 80,2 0 C

Finden: tkip (r-ra) -?

Lösung:

Aus Raoults zweitem Gesetz

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

Hier ist E die ebullioskopische Lösungsmittelkonstante

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

m A ist das Gewicht des Lösungsmittels, m B ist das Gewicht des gelösten Stoffs, M B ist sein Molekulargewicht.

Die Masse der Lösung sei 100 Gramm, daher beträgt die Masse des gelösten Stoffes 5 Gramm und die Masse des Lösungsmittels 100 - 5 = 95 Gramm.

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

Wir ersetzen alle Daten in der Formel und finden die Erhöhung des Siedepunkts der Lösung im Vergleich zum reinen Lösungsmittel:

ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Der Siedepunkt einer Naphthalinlösung kann durch die Formel gefunden werden:

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

Antwort: 81.256 über C

183. Aufgabe 1. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichungen und Dissoziationskonstanten für schwache Elektrolyte auf.

Aufgabe 2. Schreiben Sie gemäß den gegebenen Ionengleichungen die entsprechenden molekularen Gleichungen auf.

Aufgabe 3. Schreiben Sie in molekularer und ionischer Form die Reaktionsgleichungen für die folgenden Umwandlungen.

Nr. p / p	Übung 1	Aufgabe 2	Aufgabe 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

Lösung:

Schreiben Sie Dissoziationsgleichungen und Dissoziationskonstanten für schwache Elektrolyte auf.

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

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

CD2 =
= 4,9 10 -7

Zn (OH) 2 - amphoteres Hydroxid, Dissoziation vom Säuretyp ist möglich

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

CD1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

CD2 =

H 3 AsO 4 - Orthoarsensäure - ein starker Elektrolyt, dissoziiert vollständig in Lösung:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Schreiben Sie gemäß den gegebenen Ionengleichungen die entsprechenden molekularen Gleichungen auf.

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

NiCl2 + NaOH (mangelhaft) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCl
Schreiben Sie in molekularer und ionischer Form die Reaktionsgleichungen für die folgenden Umwandlungen auf.

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 + + SO 3 2- + H 2 Ö

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

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

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

2 H + + SO 3 2- + Na + + Oh- → Na + + HSO 3 - + H 2 Ö

2 H + + SO 3 2 + Oh- → Na + + H 2 Ö
203. Aufgabe 1. Schreiben Sie die Gleichungen für die Hydrolyse von Salzen in molekularer und ionischer Form, geben Sie den pH-Wert von Lösungen an (рН> 7, pH Aufgabe 2. Schreiben Sie die Gleichungen für Reaktionen, die zwischen Substanzen in wässrigen Lösungen ablaufen

Nr. p / p	Übung 1	Aufgabe 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Aufgabe 1. Schreiben Sie die Gleichungen für die Hydrolyse von Salzen in molekularer und ionischer Form, geben Sie den pH-Wert von Lösungen an (pH> 7, pH

Na 2 S - Ein Salz, das aus einer starken Base und einer schwachen Säure gebildet wird, wird am Anion hydrolysiert. Die Reaktion der Umgebung ist alkalisch (рН > 7).

Ist. Na 2 S + HOH ↔ NaHS + NaOH

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

II. Kunst. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS – + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH –
CrBr 3 - Ein aus einer schwachen Base und einer starken Säure gebildetes Salz wird am Kation hydrolysiert. Die Reaktion des Mediums ist sauer (pH

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

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

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

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

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

Die Hydrolyse verläuft hauptsächlich in der ersten Stufe.

Aufgabe 2. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, die zwischen Stoffen in wässrigen Lösungen ablaufen

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – Salz einer starken Säure und einer schwachen Base

Na 2 CO 3 - Salz aus einer schwachen Säure und einer starken Base

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

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6H(ER) = 2Fe( Oh) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

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

Es kommt zu einer gegenseitigen Verstärkung der Hydrolyse

Al 2 (SO 4) 3 - Salz, das aus einer starken Säure und einer schwachen Base gebildet wird

Na2CO3 – Salz einer schwachen Säure und einer starken Base

Wenn zwei Salze zusammen hydrolysiert werden, werden eine schwache Base und eine schwache Säure gebildet:

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

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

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

Gesamthydrolysegleichung

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

2Al 3+ + 2CUM 3 2- + 6H 2 Ö = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C Ungefähr 3
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