Formula elettronica completa di calcio. Formule elettroniche complete di atomi di elementi

Algoritmo per la compilazione della formula elettronica di un elemento:

1. Determina il numero di elettroni in un atomo usando la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

2. In base al numero del periodo in cui si trova l'elemento, determinare il numero di livelli di energia; il numero di elettroni nell'ultimo livello elettronico corrisponde al numero di gruppo.

3. Dividi i livelli in sottolivelli e orbitali e riempili di elettroni secondo le regole per riempire gli orbitali:

Va ricordato che il primo livello ha un massimo di 2 elettroni. 1s2, sul secondo - un massimo di 8 (due S e sei R: 2s 2 2p 6), sul terzo - un massimo di 18 (due S, sei P, e dieci d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numero quantico principale N dovrebbe essere minimo.
• Compilato per primo S- sottolivello, quindi p-, reb fa- sottolivelli.
• Gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia orbitale (regola di Klechkovsky).
• All'interno del sottolivello, gli elettroni occupano dapprima gli orbitali liberi uno alla volta e solo dopo formano coppie (regola di Hund).
• Non ci possono essere più di due elettroni in un orbitale (principio di Pauli).

Esempi.

1. Componi la formula elettronica dell'azoto. L'azoto è il numero 7 nella tavola periodica.

2. Componi la formula elettronica dell'argon. Nella tavola periodica, l'argon è al numero 18.

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

3. Componi la formula elettronica del cromo. Nella tavola periodica, il cromo è il numero 24.

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

Diagramma energetico dello zinco.

4. Componi la formula elettronica dello zinco. Nella tavola periodica lo zinco è il numero 30.

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

Si noti che parte della formula elettronica, vale a dire 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 è la formula elettronica dell'argon.

La formula elettronica dello zinco può essere rappresentata come.

Configurazione elettronica di un atomoè una formula che mostra la disposizione degli elettroni in un atomo per livelli e sottolivelli. Dopo aver studiato l'articolo, scoprirai dove e come si trovano gli elettroni, conoscerai i numeri quantici e sarai in grado di costruire la configurazione elettronica di un atomo in base al suo numero, alla fine dell'articolo c'è una tabella degli elementi.

Perché studiare la configurazione elettronica degli elementi?

Gli atomi sono come un costruttore: ci sono un certo numero di parti, differiscono l'una dall'altra, ma due parti dello stesso tipo sono esattamente le stesse. Ma questo costruttore è molto più interessante di quello in plastica, ed ecco perché. La configurazione cambia a seconda di chi si trova nelle vicinanze. Ad esempio, l'ossigeno accanto all'idrogeno Forse si trasforma in acqua, accanto al sodio in gas, ed essendo vicino al ferro lo trasforma completamente in ruggine. Per rispondere alla domanda sul perché ciò accada e per prevedere il comportamento di un atomo accanto a un altro, è necessario studiare la configurazione elettronica, che verrà discussa di seguito.

Quanti elettroni ci sono in un atomo?

Un atomo è costituito da un nucleo ed elettroni che ruotano attorno ad esso, il nucleo è costituito da protoni e neutroni. Nello stato neutro, ogni atomo ha lo stesso numero di elettroni del numero di protoni nel suo nucleo. Il numero di protoni era indicato dal numero di serie dell'elemento, ad esempio lo zolfo ha 16 protoni, il sedicesimo elemento del sistema periodico. L'oro ha 79 protoni, il 79° elemento della tavola periodica. Di conseguenza, ci sono 16 elettroni nello zolfo allo stato neutro e 79 elettroni nell'oro.

Dove cercare un elettrone?

Osservando il comportamento di un elettrone, sono stati derivati ​​​​alcuni schemi, sono descritti da numeri quantici, ce ne sono quattro in totale:

• Numero quantico principale
• Numero quantico orbitale
• Numero quantico magnetico
• Numero quantico di spin

Orbitale

Inoltre, invece della parola orbita, useremo il termine "orbitale", l'orbitale è la funzione d'onda dell'elettrone, approssimativamente - questa è l'area in cui l'elettrone trascorre il 90% del tempo.

N - livello
L - conchiglia
M l - numero orbitale
M s - il primo o il secondo elettrone nell'orbitale

Numero quantico orbitale l

Come risultato dello studio della nuvola di elettroni, si è scoperto che, a seconda del livello di energia, la nuvola assume quattro forme principali: una palla, dei manubri e le altre due, più complesse. In ordine ascendente di energia, queste forme sono chiamate gusci s, p, d e f. Ognuno di questi gusci può avere 1 (su s), 3 (su p), 5 (su d) e 7 (su f) orbitali. Il numero quantico orbitale è il guscio su cui si trovano gli orbitali. Il numero quantico orbitale per gli orbitali s, p, d e f, rispettivamente, assume i valori 0,1,2 o 3.

Sul guscio s un orbitale (L=0) - due elettroni
Ci sono tre orbitali sulla p-shell (L=1) - sei elettroni
Ci sono cinque orbitali sul d-shell (L=2) - dieci elettroni
Ci sono sette orbitali (L=3) sul guscio f - quattordici elettroni

Numero quantico magnetico m l

Ci sono tre orbitali sulla p-shell, sono indicati da numeri da -L a +L, cioè, per la p-shell (L=1) ci sono orbitali "-1", "0" e "1" . Il numero quantico magnetico è indicato dalla lettera m l .

All'interno del guscio, è più facile che gli elettroni si trovino in diversi orbitali, quindi i primi elettroni ne riempiono uno per ciascun orbitale, quindi la sua coppia viene aggiunta a ciascuno.

Considera una d-shell:
Il d-shell corrisponde al valore L=2, cioè cinque orbitali (-2,-1,0,1 e 2), i primi cinque elettroni riempiono il guscio, assumendo i valori M l=-2, M l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Numero quantico di spin m s

Lo spin è la direzione di rotazione di un elettrone attorno al suo asse, ci sono due direzioni, quindi il numero quantico di spin ha due valori: +1/2 e -1/2. Solo due elettroni con spin opposti possono trovarsi sullo stesso sottolivello energetico. Il numero quantico di spin è indicato con m s

Numero quantico principale n

Il numero quantico principale è il livello di energia al quale questo momento sono noti sette livelli energetici, ciascuno indicato da un numero arabo: 1,2,3, ... 7. Il numero di conchiglie ad ogni livello è uguale al numero del livello: c'è una conchiglia al primo livello, due al secondo e così via.

Numero di elettroni

Quindi, qualsiasi elettrone può essere descritto da quattro numeri quantici, la combinazione di questi numeri è unica per ogni posizione dell'elettrone, prendiamo il primo elettrone, il livello di energia più basso è N=1, un guscio si trova al primo livello, il primo guscio a qualsiasi livello ha la forma di una palla (s -shell), ad es. L=0, il numero quantico magnetico può assumere un solo valore, M l=0 e lo spin sarà pari a +1/2. Se prendiamo il quinto elettrone (in qualunque atomo sia), allora i principali numeri quantici per esso saranno: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Quando si scrivono formule elettroniche di atomi di elementi, vengono indicati i livelli di energia (valori del numero quantico principale N sotto forma di numeri - 1, 2, 3, ecc.), sottolivelli energetici (valori del numero quantico orbitale l sotto forma di lettere S, P, D, F) e il numero in alto indica il numero di elettroni in un dato sottolivello.

Il primo elemento del D.I. Mendeleev è idrogeno, quindi, la carica del nucleo di un atomo H uguale a 1, l'atomo ha un solo elettrone per S sottolivello del primo livello. Pertanto, la formula elettronica dell'atomo di idrogeno è:

Il secondo elemento è l'elio, ci sono due elettroni nel suo atomo, quindi la formula elettronica dell'atomo di elio è 2 Non 1S 2. Il primo periodo comprende solo due elementi, poiché il primo livello energetico è pieno di elettroni, che possono essere occupati solo da 2 elettroni.

Il terzo elemento in ordine - il litio - è già nel secondo periodo, quindi il suo secondo livello energetico inizia a riempirsi di elettroni (ne abbiamo parlato sopra). Inizia il riempimento del secondo livello con gli elettroni S-sottolivello, quindi la formula elettronica dell'atomo di litio è 3 Li 1S 2 2S 1 . Nell'atomo di berillio, il riempimento di elettroni è completato S- sottolivelli: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Per gli elementi successivi del 2° periodo, il secondo livello di energia continua ad essere riempito di elettroni, solo ora è pieno di elettroni R- sottolivello: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 CON 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

L'atomo al neon completa il riempimento con gli elettroni R-sottolivello, questo elemento termina il secondo periodo, ha otto elettroni, da allora S- E R-i sottolivelli possono contenere solo otto elettroni.

Gli elementi del 3° periodo hanno una sequenza simile di riempimento dei sottolivelli energetici del terzo livello con gli elettroni. Le formule elettroniche degli atomi di alcuni elementi di questo periodo sono:

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 Sì 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Il terzo periodo, come il secondo, termina con un elemento (argon), che completa il suo riempimento di elettroni R–sottolivello, sebbene il terzo livello includa tre sottolivelli ( S, R, D). Secondo l'ordine sopra riportato di riempire i sottolivelli energetici secondo le regole di Klechkovsky, l'energia del sottolivello 3 D più energia di livello 4 inferiore S, quindi, l'atomo di potassio che segue l'argon e l'atomo di calcio che lo segue è pieno di elettroni 3 S- sottolivello del quarto livello:

19 A 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 .

A partire dal 21° elemento - scandio, negli atomi degli elementi, il sottolivello 3 inizia a riempirsi di elettroni D. Le formule elettroniche degli atomi di questi elementi sono:

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 .

Negli atomi del 24° elemento (cromo) e del 29° elemento (rame) si osserva un fenomeno chiamato “breakthrough” o “fallimento” di un elettrone: un elettrone da un 4 esterno S-sottolivello "fallisce" di 3 D– sottolivello, completando il suo riempimento per metà (per il cromo) o completamente (per il rame), che contribuisce a una maggiore stabilità dell'atomo:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (invece di ...4 S 2 3D 4) e

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

A partire dal 31° elemento - il gallio, il riempimento del 4° livello con gli elettroni continua, ora - R– sottolivello:

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 .

Questo elemento chiude il quarto periodo, che comprende già 18 elementi.

Un ordine simile di riempimento dei sottolivelli energetici con gli elettroni avviene negli atomi degli elementi del 5° periodo. I primi due (rubidio e stronzio) sono pieni S- sottolivello del 5° livello, vengono riempiti i successivi dieci elementi (dall'ittrio al cadmio) D– sottolivello del 4° livello; sei elementi completano il periodo (dall'indio allo xeno), nei cui atomi sono riempiti gli elettroni R-sottolivello dell'esterno, quinto livello. Ci sono anche 18 elementi in un periodo.

Per gli elementi del sesto periodo, questo ordine di riempimento è violato. All'inizio del periodo, come al solito, ci sono due elementi, nei cui atomi è pieno di elettroni S-sottolivello del livello esterno, sesto. All'elemento successivo, il lantanio, inizia a riempirsi di elettroni D–sottolivello del livello precedente, cioè 5 D. Su questo riempimento di elettroni 5 D-il sottolivello si ferma e i successivi 14 elementi - dal cerio al lutezio - iniziano a riempirsi F- sottolivello del 4° livello. Questi elementi sono tutti inclusi in una cella della tabella, e sotto c'è una serie espansa di questi elementi, chiamati lantanidi.

A partire dal 72° elemento - afnio - fino all'80° elemento - mercurio, il riempimento di elettroni continua 5 D- sottolivello, e il periodo termina, come al solito, con sei elementi (dal tallio al radon), nei cui atomi è pieno di elettroni R-sottolivello del livello esterno, sesto. Questo è il massimo grande periodo, che include 32 elementi.

Negli atomi degli elementi del settimo periodo, incompleto, si vede lo stesso ordine di riempimento dei sottolivelli, come sopra descritto. Consentiamo agli studenti di scrivere formule elettroniche di atomi di elementi del 5° - 7° periodo, tenendo conto di quanto detto sopra.

Nota:In qualche aiuti per l'insegnamentoè consentito un diverso ordine di scrittura delle formule elettroniche degli atomi degli elementi: non nell'ordine in cui sono riempite, ma secondo il numero di elettroni indicato nella tabella ad ogni livello energetico. Ad esempio, la formula elettronica di un atomo di arsenico può assomigliare a: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

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3. Crea una formula elettronica e lei tallio Tl 3+ . Per gli elettroni di valenza atomo Ti indica l'insieme di tutti e quattro i numeri quantici.

Soluzione:

Secondo la regola di Klechkovsky, il riempimento di livelli e sottolivelli energetici avviene nella seguente sequenza:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

L'elemento tallio Tl ha una carica nucleare di +81 (numero di serie 81), rispettivamente 81 elettroni. Secondo la regola di Klechkovsky, distribuiamo gli elettroni su sottolivelli energetici, otteniamo la formula elettronica dell'elemento Tl:

81 Tl tallio 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

Lo ione tallio Tl 3+ ha una carica di +3, il che significa che l'atomo ha ceduto 3 elettroni e poiché solo gli elettroni di valenza del livello esterno possono cedere un atomo (per il tallio, questi sono due elettroni 6s e uno 6p) , la sua formula elettronica sarà simile a questa:

81 Tl 3+ tallio 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

Numero quantico principale N determina l'energia totale dell'elettrone e il grado della sua rimozione dal nucleo (numero del livello di energia); accetta qualsiasi valore intero a partire da 1 (n = 1, 2, 3, . . .), cioè corrisponde al numero del periodo.

Numero quantico orbitale (laterale o azimutale). l determina la forma dell'orbitale atomico. Può assumere valori interi da 0 a n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Indipendentemente dal numero del livello di energia, ogni valore l il numero quantico orbitale corrisponde a un orbitale di forma speciale.

Orbitali con l= 0 sono detti orbitali s,

l= 1 - orbitali p (3 tipi che differiscono nel numero quantico magnetico m),

l= 2 - orbitali d (5 tipi),

l= 3 - orbitali f (7 tipi).

Il numero quantico magnetico m l caratterizza la posizione dell'orbitale dell'elettrone nello spazio e assume valori interi da - l a + l, incluso 0. Ciò significa che per ogni forma orbitale, ci sono (2 l+ 1) orientamenti energeticamente equivalenti nello spazio.

Il numero quantico di spin m S caratterizza il momento magnetico che si verifica quando un elettrone ruota attorno al proprio asse. Assume solo due valori +1/2 e -1/2 corrispondenti a sensi di rotazione opposti.
Gli elettroni di valenza sono elettroni nel livello energetico esterno. Il tallio ha 3 elettroni di valenza: 2 s - elettrone e 1 p - elettrone.

Numeri quantici s - elettroni:

Numero quantico orbitale l= 0 (s è un orbitale)

Numero quantico magnetico m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

Numero quantico di spin m S = ±1/2

Numeri quantici p - elettrone:

Numero quantico principale n = 6 (sesto periodo)

Numero quantico orbitale l\u003d 1 (p - orbitale)

Numero quantico magnetico (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Numero quantico di spin m S = ±1/2
23. Specificare tali proprietà elementi chimici, che cambiano periodicamente. Qual è la ragione della ripetizione periodica di queste proprietà? Sugli esempi, spiega qual è l'essenza della periodicità dei cambiamenti nelle proprietà dei composti chimici.

Soluzione:

Le proprietà degli elementi, determinate dalla struttura degli strati elettronici esterni degli atomi, cambiano naturalmente nei periodi e nei gruppi del sistema periodico. Allo stesso tempo, la somiglianza delle strutture elettroniche genera la somiglianza delle proprietà degli elementi analogici, ma non l'identità di queste proprietà. Pertanto, nel passaggio da un elemento all'altro in gruppi e sottogruppi, non c'è una semplice ripetizione di proprietà, ma il loro cambiamento regolare più o meno pronunciato. In particolare, il comportamento chimico degli atomi degli elementi si manifesta nella loro capacità di perdere e guadagnare elettroni, cioè nella loro capacità di ossidare e ridurre. Una misura quantitativa della capacità di un atomo perdere elettroni è potenziale di ionizzazione (E E ) , e dalla misura della loro capacità n acquisire– affinità elettronica (E Con ). La natura del cambiamento di queste quantità durante la transizione da un periodo all'altro si ripete e questi cambiamenti si basano su un cambiamento configurazione elettronica atomo. Pertanto, gli strati di elettroni completati corrispondenti agli atomi di gas inerti mostrano una maggiore stabilità e un aumento del valore dei potenziali di ionizzazione entro un periodo. Allo stesso tempo, gli elementi s del primo gruppo (Li, Na, K, Rb, Cs) hanno i valori di potenziale di ionizzazione più bassi.

Elettronegativitàè una misura della capacità di un atomo di un dato elemento di attrarre elettroni verso se stesso rispetto agli atomi di altri elementi nel composto. Secondo una delle definizioni (Mulliken), l'elettronegatività di un atomo può essere espressa come metà della somma della sua energia di ionizzazione e dell'affinità elettronica: = (E e + E c).

Nei periodi c'è una tendenza generale all'aumento dell'elettronegatività di un elemento e nei sottogruppi alla sua diminuzione. I valori più piccoli gli elementi s del gruppo I hanno elettronegatività e gli elementi p del gruppo VII hanno la massima elettronegatività.

L'elettronegatività dello stesso elemento può variare a seconda dello stato di valenza, dell'ibridazione, dello stato di ossidazione, ecc. L'elettronegatività influisce in modo significativo sulla natura del cambiamento nelle proprietà dei composti degli elementi. Per esempio, acido solforico mostra proprietà acide più forti rispetto al suo analogo chimico, l'acido selenico, poiché in quest'ultimo l'atomo di selenio centrale, a causa della sua elettronegatività inferiore rispetto all'atomo di zolfo, non polarizza così fortemente i legami HO nell'acido, il che significa un indebolimento dell'acidità.

H–O O
Un altro esempio è l'idrossido di cromo (II) e l'idrossido di cromo (VI). L'idrossido di cromo (II), Cr(OH) 2, presenta proprietà di base, a differenza dell'idrossido di cromo (VI), H 2 CrO 4, poiché lo stato di ossidazione del cromo +2 determina la debolezza dell'interazione di Coulomb di Cr 2+ con lo ione idrossido e la facilità di scissione di questo ione, cioè manifestazione delle principali proprietà. Allo stesso tempo, l'elevato stato di ossidazione del cromo +6 nell'idrossido di cromo (VI) provoca una forte attrazione di Coulomb tra lo ione idrossido e l'atomo centrale di cromo e l'impossibilità di dissociazione lungo il legame - OH. D'altra parte, un elevato stato di ossidazione del cromo nell'idrossido di cromo (VI) migliora la sua capacità di attrarre elettroni, cioè elettronegatività, che un alto grado polarizzazione dei legami HO in questo composto, che è un prerequisito per un aumento dell'acidità.

Prossimo caratteristica importante atomi è il loro raggio. Nei periodi, i raggi degli atomi di metallo diminuiscono con un aumento del numero ordinale dell'elemento, perché all'aumentare del numero ordinale dell'elemento all'interno del periodo, aumenta la carica del nucleo e, di conseguenza, la carica totale degli elettroni che lo equilibra; di conseguenza, aumenta anche l'attrazione di Coulomb degli elettroni, che alla fine porta a una diminuzione della distanza tra loro e il nucleo. La diminuzione più pronunciata del raggio si osserva in elementi di piccoli periodi, in cui il livello di energia esterno è pieno di elettroni.

In periodi ampi, gli elementi d e f mostrano una diminuzione più graduale dei raggi con un aumento della carica del nucleo atomico. All'interno di ogni sottogruppo di elementi, i raggi degli atomi, di regola, aumentano dall'alto verso il basso, poiché tale spostamento significa una transizione a un livello di energia superiore.

L'influenza dei raggi degli ioni elemento sulle proprietà dei composti che formano può essere illustrata dall'esempio di un aumento dell'acidità degli acidi idroalici in fase gassosa: HI > HBr > HCl > HF.
43. Assegna un nome agli elementi per gli atomi di cui è possibile un solo stato di valenza e indica come sarà: macinato o eccitato.

Soluzione:

Gli atomi di elementi che hanno un elettrone spaiato al livello di energia di valenza esterna possono avere uno stato di valenza - questi sono elementi del gruppo I del sistema periodico (H - idrogeno, Li - litio, Na - sodio, K - potassio, Rb - rubidio , Ag - argento, Cs - cesio, Au - oro, Fr - francio), ad eccezione del rame, poiché anche gli elettroni d del livello pre-esterno partecipano alla formazione di legami chimici, il cui numero è determinato per valenza (lo stato fondamentale dell'atomo di rame 3d 10 4s 1 è dovuto alla stabilità del d-shell pieno, tuttavia, il primo stato eccitato 3d 9 4s 2 supera lo stato fondamentale in energia di soli 1,4 eV (circa 125 kJ /mole). composti chimici entrambi gli stati appaiono nella stessa misura, dando origine a due serie di composti di rame (I) e (II)).

Inoltre, uno stato di valenza può avere atomi di elementi in cui il livello di energia esterna è completamente riempito e gli elettroni non hanno l'opportunità di entrare in uno stato eccitato. Questi sono elementi del sottogruppo principale del gruppo VIII - gas inerti (He - elio, Ne - neon, Ar - argon, Kr - krypton, Xe - xenon, Rn - radon).

Per tutti gli elementi elencati, l'unico stato di valenza è lo stato fondamentale, perché non c'è possibilità di transizione verso uno stato eccitato. Inoltre, il passaggio ad uno stato eccitato determina un nuovo stato di valenza dell'atomo; di conseguenza, se tale passaggio è possibile, lo stato di valenza di un dato atomo non è l'unico.

63. Utilizzando il modello di repulsione delle coppie di elettroni di valenza e il metodo dei legami di valenza, considerare la struttura spaziale delle molecole e degli ioni proposti. Specificare: a) il numero di coppie di elettroni di legame e non condivise dell'atomo centrale; b) il numero di orbitali coinvolti nell'ibridazione; c) tipo di ibridazione; d) tipo di molecola o ione (AB m E n); e) disposizione spaziale delle coppie di elettroni; f) struttura spaziale di una molecola o di uno ione.

SO3;

Soluzione:

Secondo il metodo del legame di valenza (l'utilizzo di questo metodo porta allo stesso risultato dell'utilizzo del modello EPVO), la configurazione spaziale della molecola è determinata dalla disposizione spaziale degli orbitali ibridi dell'atomo centrale, che si formano come risultato di interazione tra gli orbitali.

Per determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale, è necessario conoscere il numero di orbitali di ibridazione. Può essere trovato sommando il numero di legami e coppie di elettroni solitari dell'atomo centrale e sottraendo il numero di legami π.

Nella molecola SO 3

il numero totale di coppie di legame è 6. Sottraendo il numero di legami π, otteniamo il numero di orbitali ibridizzanti: 6 - 3 \u003d 3. Pertanto, il tipo di ibridazione sp 2, il tipo di ione AB 3, lo spazio la disposizione delle coppie di elettroni ha la forma di un triangolo e la molecola stessa è un triangolo:

A ioni

il numero totale di coppie di legami è 4. Non ci sono legami π. Il numero di orbitali ibridizzanti: 4. Pertanto, il tipo di ibridazione sp 3, il tipo di ione AB 4, la disposizione spaziale delle coppie di elettroni ha la forma di un tetraedro e lo ione stesso è un tetraedro:

83. Scrivi le equazioni delle possibili reazioni di interazione di KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2 con i composti indicati di seguito:

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

Soluzione:
a) Reazioni di interazione KOH

2KOH + H2SO3  K2SO3 + 2H2O

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

OH - + H +  H 2 O
KOH + BaO  nessuna reazione
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  nessuna reazione, gli ioni sono contemporaneamente nella soluzione:

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

2KOH + Ni(OH)2  K

2K++2 OH- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  nessuna reazione

b) reazioni di interazione H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  nessuna reazione
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  nessuna reazione
H 2 SO 4 + HNO 3  nessuna reazione
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) reazioni di interazione H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  nessuna reazione

H 2 O + BaO  Ba (OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  nessuna reazione
H 2 O + HNO 3  nessuna reazione
H 2 O + NO 2  nessuna reazione
H 2 O + Ni(OH) 2  nessuna reazione

H 2 O + Ca(OH) 2  nessuna reazione

a) reazioni di interazione Be (OH) 2

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

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

Sii (OH) 2 + 2H+  Sia 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  nessuna reazione
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

Sii (OH) 2 + 2H+ + NO 3 -  Essere 2+ + 2NA 3 - + 2 H 2 O

Sii (OH) 2 + 2H +  Essere 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  nessuna reazione
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  nessuna reazione
103. Per la reazione indicata

b) spiegare quale dei fattori: l'entropia o l'entalpia contribuisce al flusso spontaneo della reazione nella direzione in avanti;

c) in quale direzione (avanti o indietro) procederà la reazione a 298K e 1000K;

e) nominare tutti i modi per aumentare la concentrazione dei prodotti di una miscela di equilibrio.

f) costruire un grafico di ΔG p (kJ) da T (K)

Soluzione:

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

Entalpia standard di formazione, entropia ed energia di Gibbs di formazione delle sostanze

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.

Una reazione diretta è accompagnata da una diminuzione dell'entropia, il disordine nel sistema diminuisce, un fattore sfavorevole affinché una reazione chimica proceda nella direzione in avanti.

3. Calcolare l'energia di Gibbs standard della reazione.

secondo la legge di Hess:

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

Si è scoperto che (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T e poi (ΔG 0 298) x.r.

4.
≈
≈ 982,6 K.

≈ 982,6 K è la temperatura approssimativa alla quale si stabilisce il vero equilibrio chimico; al di sopra di questa temperatura procederà la reazione inversa. A questa temperatura, entrambi i processi sono ugualmente probabili.

5. Calcola l'energia di Gibbs a 1000K:

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

Quelli. a 1000 K: ΔS 0 x.r. T > ΔÍ 0 x.r.

Il fattore entalpico divenne decisivo, il flusso spontaneo della reazione diretta divenne impossibile. Procede la reazione inversa: da 1 mole di gas e 1 mole di solido si formano 2 moli di gas.

lg K 298 = 16,1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Il sistema è ben lungi dall'essere vero equilibrio chimico, è dominato dai prodotti di reazione.

Dipendenza dalla temperatura di ΔG 0 per la reazione

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

K 1000 \u003d 0,86\u003e 1 - il sistema è vicino allo stato di equilibrio, tuttavia, a questa temperatura, predominano le sostanze iniziali.

8. Secondo il principio di Le Chatelier, all'aumentare della temperatura, l'equilibrio dovrebbe spostarsi verso la reazione inversa, la costante di equilibrio dovrebbe diminuire.

9. Considera come i nostri dati calcolati concordano con il principio di Le Chatelier. Presentiamo alcuni dati che mostrano la dipendenza dell'energia di Gibbs e della costante di equilibrio della reazione indicata dalla temperatura:

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

Pertanto, i dati calcolati ottenuti corrispondono alle nostre conclusioni basate sul principio di Le Chatelier.
123. Equilibrio nel sistema:

)

stabilita alle seguenti concentrazioni: [B] e [C], mol/l.

Determinare la concentrazione iniziale della sostanza [B] 0 e la costante di equilibrio se la concentrazione iniziale della sostanza A è [A] 0 mol/l

Si può vedere dall'equazione che la formazione di 0,26 mol di sostanza C richiede 0,13 mol di sostanza A e la stessa quantità di sostanza B.

Quindi la concentrazione di equilibrio della sostanza A è [A] \u003d 0,4-0,13 \u003d 0,27 mol / l.

La concentrazione iniziale della sostanza B [B] 0 \u003d [B] + 0,13 \u003d 0,13 + 0,13 \u003d 0,26 mol / l.

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

143. a) 300 g di soluzione contengono 36 g di KOH (densità della soluzione 1,1 g/ml). Calcolare la percentuale e la concentrazione molare di questa soluzione.

b) Quanti grammi di soda cristallina Na 2 CO 3 10H 2 O servono per preparare 2 litri di soluzione 0,2 M Na 2 CO 3?

Soluzione:

Troviamo la concentrazione percentuale dall'equazione:

La massa molare di KOH è 56,1 g/mol;

Per calcolare la molarità della soluzione, troviamo la massa di KOH contenuta in 1000 ml (cioè in 1000 1.100 \u003d 1100 g) della soluzione:

1100: 100 = A: 12; A= 12 1100 / 100 = 132 gr

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

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

Soluzione:

1. Trova la massa del sale anidro

m = Cm M V, dove M è la massa molare, V è il volume.

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

2. Trova la massa di idrato cristallino dalla proporzione

massa molare dell'idrato cristallino 286 g/mol - massa X

massa molare di sale anidro 106 g / mol - massa 42,4 g

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

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

163. Calcola il punto di ebollizione di una soluzione al 5% di naftalene C 10 H 8 in benzene. Il punto di ebollizione del benzene è 80,2 0 C.

Dato: Mer-ra (C 10 H 8) \u003d 5% tbollire (C 6 H 6) \u003d 80,2 0 C

Trovare: tkip (r-ra) -?

Soluzione:

Dalla seconda legge di Raoult

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

dove E è la costante del solvente ebullioscopico

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

m A è il peso del solvente, m B è il peso del soluto, MB è il suo peso molecolare.

Lascia che la massa della soluzione sia 100 grammi, quindi la massa del soluto è 5 grammi e la massa del solvente è 100 - 5 = 95 grammi.

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

Sostituiamo tutti i dati nella formula e troviamo l'aumento del punto di ebollizione della soluzione rispetto al solvente puro:

ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Il punto di ebollizione di una soluzione naftalenica può essere trovato dalla formula:

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

Risposta: 81.256 su C

183. Compito 1. Scrivi le equazioni di dissociazione e le costanti di dissociazione per gli elettroliti deboli.

Attività 2. In base alle equazioni ioniche date, scrivi le corrispondenti equazioni molecolari.

Compito 3. Scrivere in forme molecolari e ioniche le equazioni di reazione per le seguenti trasformazioni.

N. p / p	Esercizio 1	Compito 2	Compito 3
183	Zn(OH) 2 , H 3 AsO 4	Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCl	NaHSO3 → Na2SO3 → H2SO3 → NaHSO3

Soluzione:

Scrivere equazioni di dissociazione e costanti di dissociazione per elettroliti deboli.

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 - idrossido anfotero, è possibile la dissociazione di tipo acido

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

CD 1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

CD 2 =

H 3 AsO 4 - acido ortoarsenico - un elettrolita forte, si dissocia completamente in soluzione:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
In base alle equazioni ioniche date, scrivi le corrispondenti equazioni molecolari.

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

NiCl2 + NaOH(carente) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCl
Scrivi in ​​forme molecolari e ioniche le equazioni di reazione per le seguenti trasformazioni.

NaHSO3 → Na2SO3 → H2SO3 → NaHSO3

1) NaHSO 3 + NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

Na + + HSO 3-+Na++ OH- → 2Na + + COSÌ 3 2- + H 2 O

HSO 3 - + OH - → + COSÌ 3 2- + H 2 O
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

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

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

2 H + + COSÌ 3 2- + Na + + OH- → Na + + HSO 3 - + H 2 O

2 H + + COSÌ 3 2 + OH- → Na + + H 2 O
203. Compito 1. Scrivi le equazioni per l'idrolisi dei sali in forme molecolari e ioniche, indica il pH delle soluzioni (рН> 7, pH Compito 2. Scrivi le equazioni per le reazioni che si verificano tra sostanze in soluzioni acquose

N. p / p	Esercizio 1	Compito 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na2CO3 + Al2 (SO4) 3

Compito 1. Scrivi le equazioni per l'idrolisi dei sali in forme molecolari e ioniche, indica il pH delle soluzioni (pH> 7, pH

Na 2 S - un sale formato da una base forte e un acido debole subisce idrolisi all'anione. La reazione dell'ambiente è alcalina (рН > 7).

Ist. Na2S + 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 - Un sale formato da una base debole e un acido forte subisce idrolisi a livello del catione. La reazione del mezzo è acida (pH

Ist. CrBr3 + HOH ↔ CrOHBr2 + HBr

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

II art. CrOHBr2 + HOH ↔ Cr(OH)2Br + HBr

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

iii art. Cr(OH)2Br + HOH↔ Cr(OH)3 + HBr

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

L'idrolisi procede principalmente nella prima fase.

Attività 2. Scrivi le equazioni delle reazioni che si verificano tra sostanze in soluzioni acquose

FeCl3 + Na2CO3

FeCl3 – sale di un acido forte e di una base debole

Na 2 CO 3 - sale formato da un acido debole e una base forte

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(LUI) = 2Fe( OH) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6H(LUI) = 2Fe( OH) 3 + 3 H 2 O + 3CO 2
Na2CO3 + Al2 (SO4) 3

C'è un rafforzamento reciproco dell'idrolisi

Al 2 (SO 4) 3 - sale formato da un acido forte e una base debole

Na2CO3 – sale di un acido debole e di una base forte

Quando due sali vengono idrolizzati insieme, si formano una base debole e un acido debole:

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 +

Equazione complessiva dell'idrolisi

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

2Al 3+ + 2CDI 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C Circa 3
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