Кальцийн бүрэн электрон томъёо. Элементүүдийн атомын бүрэн электрон томъёо
Элементийн электрон томъёог бүрдүүлэх алгоритм:
1. Химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг ашиглан атом дахь электронуудын тоог тодорхойлно D.I. Менделеев.
2. Элемент байрлах хугацааны тоогоор эрчим хүчний түвшний тоог тодорхойлох; Сүүлийн электрон түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тохирч байна.
3. Орбитал дүүргэх дүрмийн дагуу түвшнийг дэд түвшин болон орбитал болгон хувааж электроноор дүүргэнэ.
Эхний түвшинд хамгийн ихдээ 2 электрон байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй. 1s2, хоёр дахь нь - дээд тал нь 8 (хоёр сболон зургаан R: 2с 2 2х 6), гурав дахь нь - дээд тал нь 18 (хоёр с, зургаа х, мөн арав d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Үндсэн квант тоо nхамгийн бага байх ёстой.
- Эхлээд бөглөсөн с-дараа нь дэд түвшин p-, d-b f-дэд түвшин.
- Электронууд тойрог замын энергийг өсөх дарааллаар дүүргэдэг (Клечковскийн дүрэм).
- Дэд түвшний дотор электронууд эхлээд чөлөөт орбиталуудыг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд үүний дараа л хосууд үүсгэдэг (Хундын дүрэм).
- Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй (Паули зарчим).
Жишээ.
1. Азотын электрон томъёог зохио. Азот нь үелэх хүснэгтийн 7 дугаарт ордог.
2. Аргоны электрон томьёог зохио. Тогтмол хүснэгтэд аргон 18-р байранд байна.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Хромын электрон томьёог зохио. Тогтмол хүснэгтэд хром нь 24-т байдаг.
1сек 2 2сек 2 2х 6 3сек 2 3х 6 4сек 1 3d 5
Цайрын энергийн диаграмм.
4. Цайрын электрон томъёог зохио. Тогтмол хүснэгтэд цайр нь 30 дугаарт ордог.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Цахим томьёоны нэг хэсэг болох 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь аргоны электрон томьёо гэдгийг анхаарна уу.
Цайрын электрон томъёог дараах байдлаар илэрхийлж болно.
Атомын электрон тохиргоонь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг олж мэдэх, квант тоонуудтай танилцах, атомын электрон тохиргоог тоогоор нь бүтээх чадвартай болох бөгөөд өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.
Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?
Атомууд нь бүтээгчтэй адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч ижил төрлийн хоёр хэсэг нь яг ижил байдаг. Гэхдээ энэ бүтээгч нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч Магадгүйус болж, натрийн хажууд хий болж, төмрийн хажууд байх нь зэв болон хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.
Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?
Атом нь цөм ба түүний эргэн тойронд эргэдэг электронуудаас, цөм нь протон, нейтроноос бүрддэг. Саармаг төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой ижил тооны электронтой байна. Протоны тоог элементийн серийн дугаараар зааж өгсөн, жишээлбэл, хүхэр нь 16 протонтой - үечилсэн системийн 16 дахь элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу төвийг сахисан төлөвт хүхэрт 16 электрон, алтанд 79 электрон байна.
Электроныг хаанаас хайх вэ?
Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг квант тоогоор дүрсэлсэн бөгөөд нийтдээ дөрөв байна.
- Үндсэн квант тоо
- Орбитын квант тоо
- Соронзон квант тоо
- Спин квант тоо
Орбитал
Цаашилбал, тойрог зам гэдэг үгийн оронд бид "орбиталь" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно, тойрог зам нь электроны долгионы функц, ойролцоогоор - энэ нь электрон цаг хугацааны 90% -ийг зарцуулдаг газар юм.
N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон
Орбитын квант тоо l
Электрон үүлийг судалсны үр дүнд энергийн түвшингээс хамааран үүл нь бөмбөг, дамббелл, нөгөө хоёр нь илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг болохыг тогтоожээ. Эрчим хүчний өсөх дарааллаар эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (p дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбиталуудын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s, p, d ба f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.
s-бүрхүүл дээр нэг орбитал (L=0) - хоёр электрон
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл дээр долоон орбитал (L=3) байдаг - арван дөрвөн электрон
Соронзон квант тоо m l
P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээрийг -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тэмдэглэдэг, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.
Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд тойрог бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь түүний хос тус бүрт нэмэгддэг.
d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбитал (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон бүрхүүлийг дүүргэж, M l =-2 утгыг авна. M l =-1,M l =0 , M l =1, M l =2.
Спин квант тоо m s
Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Эсрэг спинтэй хоёр электрон л ижил энергийн дэд түвшинд байж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ
Үндсэн квант тоо n
Үндсэн квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчЭрчим хүчний долоон түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүрийг араб тоогоор тэмдэглэв: 1,2,3, ... 7. Түвшин тус бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёрдугаарт хоёр, гэх мэт.
Электрон тоо
Тэгэхээр ямар ч электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын нэгдэл нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц, эхний электроныг авч үзье, хамгийн бага энергийн түвшин N=1, нэг бүрхүүл нь нэгдүгээр түвшинд байрладаг, ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 байх болно.
Элементүүдийн атомын электрон томъёог бичихдээ энергийн түвшинг (үндсэн квант тооны утгыг) зааж өгдөг. nтоо хэлбэрээр - 1, 2, 3 гэх мэт), энергийн дэд түвшин (орбиталь квант тооны утгууд) лүсэг хэлбэрээр с, х, г, е) ба дээд талын тоо нь тухайн дэд түвшний электронуудын тоог заана.
D.I-ийн эхний элемент. Менделеев бол устөрөгч, тиймээс атомын цөмийн цэнэг юм Х 1-тэй тэнцүү бол атомд зөвхөн нэг электрон байдаг снэгдүгээр түвшний дэд түвшин. Тиймээс устөрөгчийн атомын электрон томъёо нь:
Хоёр дахь элемент нь гелий, түүний атомд хоёр электрон байдаг тул гелийн атомын электрон томъёо нь 2 байна. Үгүй 1с 2. Эхний энергийн түвшин нь зөвхөн 2 электроноор дүүрэн электроноор дүүрсэн тул эхний үе нь зөвхөн хоёр элементийг агуулдаг.
Гурав дахь элемент болох лити нь хоёр дахь үе шатанд байгаа тул түүний хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг (бид энэ тухай дээр ярьсан). Хоёр дахь түвшинг электроноор дүүргэх нь эхэлдэг с-дэд түвшний тул литийн атомын электрон томъёо нь 3 байна Ли 1с 2 2с 1 . Бериллий атомыг электроноор дүүргэж дуусна с- дэд түвшин: 4 Ve 1с 2 2с 2 .
2-р үеийн дараагийн элементүүдийн хувьд хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрсэн хэвээр байгаа бөгөөд одоо л электроноор дүүрсэн байна. Р- дэд түвшин: 5 IN 1с 2 2с 2 2Р 1 ; 6 ХАМТ 1с 2 2с 2 2Р 2 … 10 Үгүй 1с 2 2с 2 2Р 6 .
Неон атом электроноор дүүргэж дуусгана Р-дэд түвшний, энэ элемент нь хоёр дахь үе дуусна, Энэ нь найман электрон байна, оноос хойш с- Тэгээд Р-Дэд түвшин нь зөвхөн найман электроныг агуулж болно.
3-р үеийн элементүүд нь 3-р түвшний энергийн дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил дараалалтай байдаг. Энэ үеийн зарим элементийн атомын электрон томъёо нь:
11 На 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 1 ; 12 мг 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 ; 13 Ал 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 1 ;
14 Си 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 2 ;…; 18 Ар 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 .
Гурав дахь үе нь хоёр дахь шигээ элементээр (аргон) төгсдөг бөгөөд энэ нь электроноор дүүргэж дуусгадаг Р-Дэд түвшин, гэхдээ гуравдахь түвшинд гурван дэд түвшний ( с, Р, г). Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний дэд түвшнийг дүүргэх дээрх дарааллын дагуу 3-р түвшний энерги гилүү дэд түвшний 4 энерги сТиймээс аргоныг дагасан калийн атом, түүнийг дагасан кальцийн атом электронууд 3-аар дүүрдэг. с- дөрөвдүгээр түвшний дэд түвшин:
19 TO 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 ; 20 Са 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 .
21-р элемент - скандиумаас эхлэн элементүүдийн атомуудад 3-р дэд түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг. г. Эдгээр элементийн атомын электрон томъёо нь:
21 sc 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 1 ; 22 Ти 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 2 .
24-р элемент (хром) ба 29-р элементийн (зэс) атомуудад электроны "ололт" эсвэл "бүтэлгүйтэл" гэж нэрлэгддэг үзэгдэл ажиглагдаж байна: гадаад 4-ийн электрон. с-Дэд түвшин 3-аар "бүтэлгүйтсэн" г- дэд түвшин, дүүргэлтийг хагасаар (хромын хувьд) эсвэл бүрэн (зэсийн хувьд) дүүргэх нь атомыг илүү тогтвортой байлгахад хувь нэмэр оруулдаг.
24 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 5 (...4-ийн оронд с 2 3г 4) ба
29 Cu 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 10 (...4-ийн оронд с 2 3г 9).
31-р элемент - галлиас эхлэн 4-р түвшинг электроноор дүүргэх ажил үргэлжилж байна, одоо - Р- дэд түвшин:
31 Га 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 1 …; 36 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 6 .
Энэ элемент нь 18 элементийг багтаасан дөрөв дэх үеийг дуусгана.
Эрчим хүчний дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил төстэй дараалал нь 5-р үеийн элементүүдийн атомуудад явагддаг. Эхний хоёр (рубиди ба стронци) дүүргэгдсэн байна с- 5-р түвшний дэд түвшин, дараагийн арван элементийг (итриумаас кадми хүртэл) дүүргэсэн. г- 4-р түвшний дэд түвшин; зургаан элемент нь атомууд нь электронуудаар дүүрсэн үеийг (индийээс ксенон хүртэл) дуусгадаг Р-гадна талын дэд түвшин, тав дахь түвшин. Мөн нэг хугацаанд 18 элемент байдаг.
Зургаа дахь үеийн элементүүдийн хувьд энэ дүүргэлтийн дарааллыг зөрчиж байна. Хугацааны эхэнд ердийнх шиг атомууд нь электроноор дүүрсэн хоёр элемент байдаг. с-гадна, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Дараагийн элемент болох лантан нь электроноор дүүрч эхэлдэг г- өмнөх түвшний дэд түвшин, жишээлбэл. 5 г. Энэ электрон дүүргэлт дээр 5 г-дэд түвшний зогсолт ба дараагийн 14 элемент - цериээс лютеци хүртэл - дүүргэж эхэлдэг. е- 4-р түвшний дэд түвшин. Эдгээр элементүүд бүгд хүснэгтийн нэг нүдэнд багтсан бөгөөд доор нь лантанид гэж нэрлэгддэг эдгээр элементүүдийн өргөтгөсөн цувралыг доор харуулав.
72-р элемент - гафни - 80-р элемент - мөнгөн ус хүртэл электроноор дүүргэх 5 үргэлжилнэ. г- дэд түвшин бөгөөд энэ хугацаа ердийнх шиг зургаан элементээр (таллиас радон хүртэл) дуусдаг бөгөөд атомууд нь электроноор дүүрдэг. Р-гадна, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Энэ бол хамгийн их том үе, үүнд 32 элемент орно.
Долоо дахь, бүрэн бус, үе дэх элементүүдийн атомуудад дээр дурдсанчлан дэд түвшнийг дүүргэх ижил дараалал харагдаж байна. Бид оюутнуудад дээр дурдсан бүх зүйлийг харгалзан 5-7-р үеийн элементүүдийн атомуудын электрон томъёог бичих боломжийг олгодог.
Жич:Заримд нь сургалтын хэрэглэгдэхүүнэлементүүдийн атомуудын электрон томьёог бичих өөр дарааллыг зөвшөөрнө: тэдгээрийг дүүргэх дарааллаар биш, харин эрчим хүчний түвшин тус бүрийн хүснэгтэд өгөгдсөн электронуудын тооны дагуу. Жишээлбэл, хүнцлийн атомын электрон томъёо нь дараах байдалтай байж болно 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 3 .
Хуудас 1
3. Цахим томьёо гарга мөн тэрталли Тл 3+ . Валент электронуудын хувьд атом Tl нь бүх дөрвөн квант тооны олонлогийг заана.
Шийдэл:
Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний түвшин ба дэд түвшинг дүүргэх нь дараах дарааллаар явагдана.
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f
5d6p7s (6d 3-2)5f6d7х.
Таллий Tl элемент нь цөмийн цэнэгтэй +81 (серийн дугаар 81), тус тус 81 электрон. Клечковскийн дүрмийн дагуу бид электроныг эрчим хүчний дэд түвшинд тарааж, Tl элементийн электрон томъёог олж авдаг.
81 Тл талли 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
Таллийн ион Tl 3+ нь +3 цэнэгтэй бөгөөд энэ нь атом 3 электроныг өгсөн гэсэн үг бөгөөд зөвхөн гадаад түвшний валентийн электронууд атомыг өгч чаддаг (таллийн хувьд эдгээр нь хоёр 6s ба нэг 6p электрон юм) , түүний цахим томъёо дараах байдлаар харагдах болно.
81 Tl 3+ талли 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
Үндсэн квант тоо nэлектроны нийт энерги ба түүнийг цөмөөс зайлуулах зэргийг тодорхойлдог (энергийн түвшний тоо); 1-ээс эхлэн бүхэл тоон утгыг авна (n = 1, 2, 3, . . .), өөрөөр хэлбэл. хугацааны дугаартай тохирч байна.
Орбитал (хажуу эсвэл азимутал) квант тоо латомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог. Энэ нь 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоонуудыг авч болно (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Эрчим хүчний түвшний тооноос үл хамааран утга бүр лтойрог замын квант тоо нь тусгай хэлбэрийн тойрог замтай тохирч байна.
бүхий тойрог замууд л= 0-ийг s-орбитал гэж нэрлэдэг,
л= 1 - p-орбиталууд (соронзон квант тоо m-ээр ялгаатай 3 төрөл),
л= 2 - d-орбитал (5 төрөл),
л= 3 – f-орбитал (7 төрөл).
Соронзон квант тоо m l нь орон зай дахь электрон тойрог замын байрлалыг тодорхойлж, бүхэл утгыг -аас авна. л + руу л, үүнд 0. Энэ нь тойрог замын хэлбэр бүрт (2 л+ 1) орон зайд энергийн хувьд тэнцүү чиг баримжаа.
Спин квант тоо m S нь электрон тэнхлэгээ тойрон эргэх үед үүсэх соронзон моментийг тодорхойлдог. Эргэлтийн эсрэг чиглэлд харгалзах +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгыг л авна.
Валентийн электронууд нь гадаад энергийн түвшний электронууд юм. Талли нь 3 валентын электронтой: 2 с - электрон, 1 p - электрон.
Квантын тоо s - электронууд:
Орбитын квант тоо л= 0 (s нь тойрог зам)
Соронзон квант тоо m l = (2 л+ 1 = 1): m l = 0.
Спин квант тоо m S = ±1/2
Квантын тоо p - электрон:
Үндсэн квант тоо n = 6 (зургаа дахь үе)
Орбитын квант тоо л\u003d 1 (p - тойрог зам)
Соронзон квант тоо (2 л+ 1 = 3): m = -1, 0, +1
Спин квант тоо m S = ±1/2
23. Тэдгээр шинж чанаруудыг зааж өгнө үү химийн элементүүд, энэ нь үе үе өөрчлөгддөг. Эдгээр шинж чанаруудын үе үе давтагдах шалтгаан юу вэ? Химийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлын мөн чанар юу болохыг жишээн дээр тайлбарлана уу.
Шийдэл:
Атомын гаднах электрон давхаргын бүтцээр тодорхойлогддог элементүүдийн шинж чанар нь үечилсэн системийн үе ба бүлгүүдэд байгалийн жамаар өөрчлөгддөг. Үүний зэрэгцээ цахим бүтцийн ижил төстэй байдал нь аналог элементүүдийн шинж чанаруудын ижил төстэй байдлыг бий болгодог боловч эдгээр шинж чанаруудын онцлог шинж чанар биш юм. Тиймээс бүлгүүд болон дэд бүлгүүдэд нэг элементээс нөгөөд шилжихэд шинж чанаруудын энгийн давталт биш, харин тэдгээрийн тогтмол өөрчлөгддөг. Ялангуяа элементийн атомуудын химийн шинж чанар нь электроноо алдаж, олж авах чадвараар илэрдэг, өөрөөр хэлбэл. исэлдүүлэх, багасгах чадвараараа. Атомын чадварын тоон хэмжүүр алдахэлектронууд юм иончлолын боломж (E Тэгээд ) , мөн тэдний чадварын хэмжүүрээр n олж авах– электроны хамаарал (E -тай ). Нэг үеэс нөгөөд шилжих явцад эдгээр хэмжигдэхүүнүүдийн өөрчлөлтийн шинж чанар нь давтагддаг бөгөөд эдгээр өөрчлөлтүүд нь өөрчлөлт дээр суурилдаг. цахим тохиргооатом. Ийнхүү инертийн хийн атомуудад тохирсон электрон давхаргууд нь тодорхой хугацааны дотор тогтвортой байдал, иончлолын потенциалын үнэ цэнийг нэмэгдүүлж байгааг харуулж байна. Үүний зэрэгцээ эхний бүлгийн s-элементүүд (Li, Na, K, Rb, Cs) хамгийн бага иончлолын боломжит утгыг агуулдаг.
Цахилгаан сөрөг чанарЭнэ нь тухайн элементийн атомын нэгдэл дэх бусад элементийн атомуудтай харьцуулахад электронуудыг өөртөө татах чадварыг илэрхийлдэг хэмжүүр юм. Тодорхойлолтуудын аль нэгийн дагуу (Mulliken) атомын цахилгаан сөрөг чанарыг түүний иончлолын энерги ба электроны хамаарлын нийлбэрийн хагасаар илэрхийлж болно: = (E ба + E c).
Үеийн үед элементийн электрон сөрөг чанар нэмэгдэх ерөнхий хандлага, дэд бүлгүүдэд буурах хандлага ажиглагдаж байна. Хамгийн бага утгууд I бүлгийн s-элементүүд цахилгаан сөрөг нөлөөтэй, VII бүлгийн p-элементүүд хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй.
Нэг элементийн электрон сөрөг чанар нь валентийн төлөв, эрлийзжилт, исэлдэлтийн төлөв гэх мэт зэргээс хамаарч өөр өөр байж болно. Электрон сөрөг чанар нь элементийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн шинж чанарт ихээхэн нөлөөлдөг. Жишээлбэл, хүхрийн хүчилЭнэ нь химийн аналог болох селенийн хүчлээс илүү хүчтэй хүчиллэг шинж чанартай байдаг, учир нь сүүлийнх нь селенийн төв атом нь хүхрийн атомтай харьцуулахад цахилгаан сөрөг чанар багатай тул хүчил дэх H-O холбоог тийм ч хүчтэй туйлшруулдаггүй. хүчиллэгийг сулруулах.
Х-О О
Өөр нэг жишээ бол хром (II) гидроксид ба хром (VI) гидроксид юм. Хромын (II) гидроксид, Cr(OH) 2 нь хромын (VI) гидроксид, H 2 CrO 4-ээс ялгаатай нь үндсэн шинж чанарыг харуулдаг, учир нь хромын +2 исэлдэлтийн төлөв нь Cr 2+ -ийн Кулоны харилцан үйлчлэлийн сул талыг тодорхойлдог. гидроксидын ион ба энэ ионы задралын хялбар байдал, i.e. үндсэн шинж чанаруудын илрэл. Үүний зэрэгцээ, хром (VI) гидроксид дахь хром +6-ийн исэлдэлтийн өндөр төлөв нь гидроксидын ион ба төв хромын атомын хооронд Кулоны хүчтэй таталцлыг үүсгэдэг бөгөөд бондын дагуу диссоциаци үүсэх боломжгүй байдаг. 
- Өө. Нөгөөтэйгүүр, хром (VI) гидроксид дахь хромын исэлдэлтийн өндөр төлөв нь электронуудыг татах чадварыг нэмэгдүүлдэг, i.e. цахилгаан сөрөг байдал, аль нь өндөр зэрэгтэйЭнэ нэгдэл дэх H-O бондын туйлшрал нь хүчиллэгийг нэмэгдүүлэх урьдчилсан нөхцөл юм.
Дараачийн чухал шинж чанаратомууд нь тэдний радиус юм. Үеийн үед металлын атомын радиус нь элементийн дарааллын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг, учир нь хугацааны дотор элементийн дарааллын тоо нэмэгдэхийн хэрээр цөмийн цэнэг нэмэгдэж, улмаар түүнийг тэнцвэржүүлдэг электронуудын нийт цэнэг нэмэгддэг; Үүний үр дүнд электронуудын Кулоны таталцал нэмэгддэг бөгөөд энэ нь эцсийн дүндээ цөмийн болон тэдгээрийн хоорондох зайг багасгахад хүргэдэг. Радиусын хамгийн тод бууралт нь гадаад энергийн түвшин электроноор дүүрсэн жижиг хугацааны элементүүдэд ажиглагддаг.
Томоохон хугацаанд d- ба f-элементүүд нь атомын цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр радиусууд аажмаар буурч байгааг харуулдаг. Элементүүдийн дэд бүлэг бүрийн дотор атомын радиус нь дүрмээр бол дээрээс доошоо нэмэгддэг, учир нь ийм шилжилт нь эрчим хүчний өндөр түвшинд шилжих гэсэн үг юм.
Элемент ионуудын радиусын тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарт үзүүлэх нөлөөг хийн фаз дахь гидрохүчлийн хүчиллэг ихэссэн жишээгээр дүрсэлж болно: HI > HBr > HCl > HF.
43. Зөвхөн нэг валент төлөвтэй байх боломжтой атомуудын элементүүдийг нэрлэж, энэ нь хэрхэн байхыг зааж өгнө - нунтагласан эсвэл өдөөгдсөн.
Шийдэл:
Гадаад валентын энергийн түвшинд нэг хосгүй электронтой элементийн атомууд нь нэг валент төлөвтэй байж болно - эдгээр нь үечилсэн системийн I бүлгийн элементүүд (H - устөрөгч, Li - литий, Na - натри, K - кали, Rb - рубидиум) юм. , Ag - мөнгө, Cs - цезий, Au - алт, Fr - франц), зэсээс бусад, учир нь гадаад өмнөх түвшний d-электронууд нь химийн холбоо үүсэхэд оролцдог бөгөөд тэдгээрийн тоо тодорхойлогддог. валентаар (зэсийн атомын үндсэн төлөв 3d 10 4s 1 нь дүүрсэн d-бүрхэвчийн тогтвортой байдлаас үүдэлтэй боловч эхний өдөөгдсөн төлөв 3d 9 4s 2 нь эрчим хүчний үндсэн төлөвөөс ердөө 1.4 эВ (ойролцоогоор 125 кЖ) давсан байна. /моль). химийн нэгдлүүдхоёр төлөв ижил хэмжээгээр илэрч, хоёр цуврал зэсийн нэгдлүүдийг (I) ба (II)) үүсгэдэг.
Мөн нэг валент төлөвт элементийн атомууд байж болно, тэдгээр нь гадаад энергийн түвшин бүрэн дүүрсэн бөгөөд электронууд нь өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй байдаг. Эдгээр нь VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд - инертийн хий (He - гелий, Не - неон, Ар - аргон, Kr - криптон, Xe - ксенон, Rn - радон).
Бүртгэгдсэн бүх элементүүдийн хувьд цорын ганц валент төлөв нь үндсэн төлөв юм, учир нь сэтгэл хөдөлсөн төлөвт шилжих боломж байхгүй. Нэмж дурдахад, өдөөгдсөн төлөвт шилжих нь атомын шинэ валентын төлөвийг тодорхойлдог тул хэрэв ийм шилжилт боломжтой бол тухайн атомын валентийн төлөв нь цорын ганц биш юм.
63. Валентын электрон хосуудын түлхэлтийн загвар болон валентийн бондын аргыг ашиглан санал болгож буй молекул, ионуудын орон зайн бүтцийг авч үзье. Тодорхойлно: a) төв атомын холболтын болон хуваагдаагүй электрон хосуудын тоог; б) эрлийзжүүлэхэд оролцсон тойрог замын тоо; в) эрлийзжүүлэлтийн төрөл; г) молекул буюу ионы төрөл (AB m E n); e) электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт; е) молекул эсвэл ионы орон зайн бүтэц.
SO3; 
Шийдэл:
Валентын бондын аргын дагуу (энэ аргыг ашиглах нь EPVO загварыг ашиглахтай ижил үр дүнд хүргэдэг) молекулын орон зайн тохиргоо нь төв атомын эрлийз орбиталуудын орон зайн зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог. тойрог замын хоорондын харилцан үйлчлэл.
Төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлохын тулд эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог мэдэх шаардлагатай. Үүнийг төв атомын холбоо ба дан электрон хосын тоог нэмж, π бондын тоог хасч олох боломжтой.
SO 3 молекулд
холболтын хосын нийт тоо 6. π-бондын тоог хасаад бид эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог олж авна: 6 - 3 \u003d 3. Тиймээс эрлийзжүүлэлтийн төрөл sp 2, AB 3 ионы төрөл, орон зайн Электрон хосуудын зохион байгуулалт нь гурвалжин хэлбэртэй бөгөөд молекул нь өөрөө гурвалжин юм.
Ионд 
холбох хосын нийт тоо 4. π-бонд байхгүй. Эрлийзжих орбиталуудын тоо: 4. Тиймээс эрлийзжих төрөл sp 3, ионы төрөл AB 4, электрон хосуудын орон зайн байрлал нь тетраэдр хэлбэртэй, ион нь өөрөө тетраэдр хэлбэртэй байна.
83. Доор өгөгдсөн нэгдлүүдтэй KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2 харилцан үйлчлэх боломжит урвалын тэгшитгэлийг бич.
H 2 SO 3, BaO, CO 2, HNO 3, Ni(OH) 2, Ca(OH) 2;
Шийдэл:
a) KOH харилцан үйлчлэлийн урвал
2KOH + H 2 SO 3 K 2 SO 3 + 2H 2 O
2К++2 Өө - + 2Х+ + SO 3 2- 2K + + SO 3 2- + Х 2 О
Өө - + Х + Х 2 О
KOH + BaO урвал байхгүй
2KOH + CO 2 K 2 CO 3 + H 2 O
2К++2 Өө - + CO 2 2K + + CO 3 2- + Х 2 О
2Өө - + Х 2 CO 3 CO 3 2- + Х 2 О
KOH + HNO 3 урвал байхгүй, ионууд нэгэн зэрэг уусмалд байдаг.
K + + OH - + H + + NO 3 -
2KOH + Ni(OH) 2 K
2К++2 Өө- + Ni(OH) 2 K + + -
KOH + Ca(OH) 2 урвал байхгүй
б) харилцан үйлчлэлийн урвалууд H 2 SO 4
H 2 SO 4 + H 2 SO 3 урвал байхгүй
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 урвал байхгүй
H 2 SO 4 + HNO 3 урвал байхгүй
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2 NiSO 4 + 2H 2 O
2Х+ + SO 4 2- + Ni(OH) 2 Ни 2+ + SO 4 2- + 2 Х 2 О
2Х + + Ni(OH) 2 Ни 2+ + 2Х 2 О
H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 CaSO 4 + 2H 2 O
2H + + SO 4 2- + Ca (OH) 2 CaSO 4 + 2H 2 O
в) харилцан үйлчлэлийн урвалууд H 2 O
H 2 O + H 2 SO 3 урвал байхгүй
H 2 O + BaO Ba (OH) 2
H 2 O + BaO Ba 2+ + 2OH -
H 2 O + CO 2 урвал байхгүй
H 2 O + HNO 3 урвал байхгүй
H 2 O + NO 2 урвал байхгүй
H 2 O + Ni(OH) 2 урвал байхгүй
H 2 O + Ca(OH) 2 урвал байхгүй
a) харилцан үйлчлэлийн урвал Be (OH) 2
Be (OH) 2 + H 2 SO 3 BeSO 3 + 2H 2 O
Бай(OH) 2 + 2Х+ + SO 3 2- 2+ байх + SO 3 2- + 2 Х 2 О
Бай(OH) 2 + 2Х+ 2+ + 2 байх Х 2 О
Be(OH) 2 + BaO урвал байхгүй
2Be (OH) 2 + CO 2 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O байх
Be (OH) 2 + 2HNO 3 Be (NO 3) 2 + 2H 2 O
Бай(OH) 2 + 2Х+ + ҮГҮЙ 3 - Бай 2+ + 2NO 3 - + 2 Х 2 О
Бай(OH) 2 + 2Х + Бай 2+ + 2Х 2 О
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2 урвал байхгүй
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2 урвал байхгүй
103. Заасан урвалын хувьд
б) энтропи эсвэл энтальпи нь урвалын аяндаа урагшлах урсгалд хувь нэмэр оруулдаг хүчин зүйлсийн аль нь болохыг тайлбарлах;
в) 298К ба 1000К-т урвал ямар чиглэлд (урагш эсвэл урвуу) явагдах вэ;
д) тэнцвэрт хольцын бүтээгдэхүүний концентрацийг нэмэгдүүлэх бүх аргыг нэрлэнэ.
е) T (K) -аас ΔG p (kJ) график байгуулах.
Шийдэл:
CO (g) + H 2 (г) \u003d C (c) + H 2 O (г)
Бодисын үүсэх стандарт энтальпи, энтропи ба Гиббсийн энерги
1. (ΔН 0 298) x.r. =
– 
\u003d -241.84 + 110.5 \u003d -131.34 кЖ 2. (ΔS 0 298) x.r. = 
+ 
– 
– 
\u003d 188,74 + 5,7-197,5-130,6 \u003d -133,66 Ж / К \u003d -133,66 10 -3 кЖ / моль > 0. Шууд урвал нь энтропи буурч, систем дэх эмх замбараагүй байдал буурдаг - химийн урвал урагшлах чиглэлд сөрөг хүчин зүйл болдог.
3. Урвалын стандарт Гиббс энергийг тооцоол.
Гессийн хуулийн дагуу:
(ΔG 0 298) x.r. = 
– 
= -228.8 +137.1 = -91.7 кЖ
Үүнээс харахад (ΔH 0 298) x.r. > (ΔS 0 298) x.r. ·T ба дараа нь (ΔG 0 298) x.r.
4. 
≈ 
≈ 982.6 К.
≈ 982.6 К нь жинхэнэ химийн тэнцвэрт байдал үүсэх ойролцоо температур бөгөөд үүнээс дээш температурт урвуу урвал явагдана. Энэ температурт хоёр процесс хоёулаа адилхан магадлалтай.
5. 1000К-д Гиббсын энергийг тооцоол.
(ΔG 0 1000) x.r. ≈ ΔН 0 298 - 1000 ΔS 0 298 ≈ -131.4 - 1000 (-133.66) 10 -3 ≈ 2.32 кЖ > 0.
Тэдгээр. 1000 К-д: ΔS 0 x.r. T > ΔН 0 x.r.
Энтальпийн хүчин зүйл шийдвэрлэх хүчин зүйл болж, шууд урвалын аяндаа урсах боломжгүй болсон. Урвуу урвал явагдана: 1 моль хий, 1 моль хатуу бодисоос 2 моль хий үүсдэг.
lg K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.
Систем нь үнэнээс хол байна химийн тэнцвэрт байдал, энэ нь урвалын бүтээгдэхүүн давамгайлдаг.
Урвалын температурын хамаарал ΔG 0
CO (g) + H 2 (г) \u003d C (c) + H 2 O (г)
K 1000 \u003d 0.86\u003e 1 - систем нь тэнцвэрт байдалд ойрхон байгаа боловч энэ температурт анхны бодисууд давамгайлдаг.
8. Ле Шательегийн зарчмын дагуу температур өсөхөд тэнцвэр нь урвуу урвал руу шилжиж, тэнцвэрийн тогтмол нь буурах ёстой.
9. Бидний тооцоолсон өгөгдөл Ле Шательегийн зарчимтай хэрхэн нийцэж байгааг авч үзье. Гиббсийн энерги ба температураас заасан урвалын тэнцвэрийн тогтмол байдлын хамаарлыг харуулсан зарим өгөгдлийг танилцуулъя.
|
Т, К |
ΔG 0 т, кЖ |
К т |
|
298 |
-131,34 |
10 16 |
|
982,6 |
0 |
1 |
|
1000 |
2,32 |
0,86 |
Тиймээс олж авсан тооцоолсон өгөгдөл нь Ле Шательегийн зарчимд суурилсан бидний дүгнэлттэй тохирч байна.
123. Систем дэх тэнцвэрт байдал:
)
дараах концентрацид тогтоогдсон: [B] ба [C], моль/л.
А бодисын анхны концентраци [A] 0 моль/л бол [B] 0 бодисын анхны концентраци ба тэнцвэрийн тогтмолыг тодорхойлно уу.
Тэгшитгэлээс харахад 0.26 моль С бодис үүсэхэд 0.13 моль А бодис, мөн ижил хэмжээний В бодис үүснэ.
Дараа нь А бодисын тэнцвэрт концентраци нь [A] \u003d 0.4-0.13 \u003d 0.27 моль / л байна.
В бодисын анхны концентраци [B] 0 \u003d [B] + 0.13 \u003d 0.13 + 0.13 \u003d 0.26 моль / л.
Хариулт: [B] 0 = 0.26 моль/л, Kp = 1.93.
143. a) 300 г уусмалд 36 г KOH (ууссан нягт 1.1 г/мл) агуулагдана. Энэ уусмалын хувь ба молийн концентрацийг тооцоол.
б) 2 литр 0.2 M Na 2 CO 3 уусмал бэлтгэхийн тулд хэдэн грамм талст сод Na 2 CO 3 10H 2 O авах вэ?
Шийдэл:
Бид концентрацийн хувийг дараахь томъёогоор олно.
KOH-ийн молийн масс нь 56.1 г / моль;
Уусмалын молярийг тооцоолохын тулд 1000 мл (жишээ нь 1000 1.100 \u003d 1100 г) уусмалд агуулагдах KOH-ийн массыг олно.
1100: 100 = цагт: 12; цагт= 12 1100 / 100 = 132 гр
C м \u003d 56.1 / 132 \u003d 0.425 моль / л.
Хариулт: C \u003d 12%, Cm \u003d 0.425 моль / л
Шийдэл:
1. Усгүй давсны массыг ол
m = Cm M V, энд M нь молийн масс, V нь эзэлхүүн юм.
м \u003d 0.2 106 2 \u003d 42.4 гр.
2. Пропорцоос талст гидратын массыг ол
талст гидрат молийн масс 286 г / моль - масс X
усгүй давсны молийн масс 106г / моль - масс 42.4г
иймээс X \u003d m Na 2 CO 3 10H 2 O \u003d 42.4 286 / 106 \u003d 114.4 г.
Хариулт: m Na 2 CO 3 10H 2 O \u003d 114.4 гр.
163. Бензол дахь нафталины C 10 H 8-ийн 5%-ийн уусмалын буцлах температурыг тооцоол. Бензолын буцалгах температур 80.2 0 С байна.
|
Өгөгдсөн: Wed-ra (C 10 H 8) \u003d 5% буцалгана (C 6 H 6) \u003d 80.2 0 С |
|
Олно: tkip (r-ra) -? |
Шийдэл:
Раультын хоёр дахь хуулиас
ΔT \u003d E m \u003d (E m B 1000) / (m A μ B)
Энд E нь эбуллиоскопийн уусгагчийн тогтмол юм
E (C 6 H 6) \u003d 2.57
m A нь уусгагчийн жин, m B нь ууссан бодисын жин, M B нь молекулын жин юм.
Уусмалын массыг 100 грамм гэж үзье, тиймээс ууссан бодисын масс 5 грамм, уусгагчийн масс 100 - 5 = 95 грамм байна.
M (нафталин C 10 H 8) \u003d 12 10 + 1 8 \u003d 128 г / моль.
Бид томъёоны бүх өгөгдлийг орлуулж, цэвэр уусгагчтай харьцуулахад уусмалын буцалгах температурын өсөлтийг олно.
ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056
Нафталины уусмалын буцалгах цэгийг дараах томъёогоор олно.
T c.r-ra \u003d T c.r-la + ΔT \u003d 80.2 + 1.056 \u003d 81.256
Хариулт: 81.256 C-ийн тухай
183. Даалгавар 1. Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэл ба диссоциацийн тогтмолыг бич.
Даалгавар 2. Өгөгдсөн ионы тэгшитгэлийн дагуу харгалзах молекул тэгшитгэлийг бич.
Даалгавар 3. Дараах хувиргалтуудын урвалын тэгшитгэлийг молекул болон ион хэлбэрээр бич.
|
Үгүй p / p |
Дасгал 1 |
Даалгавар 2 |
Даалгавар 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 |
Шийдэл:
Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэл ба диссоциацийн тогтмолыг бичнэ үү.
Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -
CD 1 = 
= 1.5 10 -5
II-р: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
CD 2 = 
= 4.9 10 -7
Zn (OH) 2 - амфотерийн гидроксид, хүчил төрлийн диссоциаци боломжтой
Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -
CD 1 = 
II-р: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-
CD 2 = 
H 3 AsO 4 - ортоарсений хүчил - хүчтэй электролит, уусмалд бүрэн задардаг.
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Өгөгдсөн ионы тэгшитгэлийн дагуу харгалзах молекул тэгшитгэлийг бич.
Ni 2+ + OH - + Cl - \u003d NiOHCl
NiCl2 + NaOH(дутагдалтай) = NiOHCl + NaCl
Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - \u003d NiOHCl + Na + + Cl -
Ni 2+ + Cl - + OH - \u003d NiOHCl
Дараах хувиргалтын урвалын тэгшитгэлийг молекул ба ионы хэлбэрээр бичнэ үү.
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++ Өө- → 2Na + + SO 3 2- + Х 2 О
HSO 3 - + Өө - → + SO 3 2- + Х 2 О
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3
2Na + + SO 3 2- + 2Х+ + SO 4 2- → Х 2 SO 3+2Na++ SO 3 2-
SO 3 2- + 2Х + → Х 2 SO 3 + SO 3 2-
3) H 2 SO 3 (илүүдэл) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O
2 Х + + SO 3 2- + Na + + Өө- → Na + + HSO 3 - + Х 2 О
2
Х + + SO 3 2 + Өө- → Na + + Х 2 О
203. Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН (рН> 7, рН) зааж өгнө үү Даалгавар 2. Усан уусмал дахь бодисуудын хооронд явагдах урвалын тэгшитгэлийг бич.
|
Үгүй p / p |
Дасгал 1 |
Даалгавар 2 |
|
203 |
Na2S; CrBr 3 |
FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 |
Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН-ийг зааж өгнө үү (рН> 7, рН).
На 2 С - Хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүссэн давс нь анион дээр гидролизд ордог. Орчны урвал нь шүлтлэг (рН > 7).
Ist. Na 2 S + HOH ↔ NaHS + NaOH
2Na + + S 2- + HOH ↔ Na + + HS - + Na + + OH -
II Урлаг. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH
Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 -
Сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давс нь катион дээр гидролизд ордог. Орчуулагчийн урвал нь хүчиллэг (рН
Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr
Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -
II Урлаг. CrOHBr 2 + HOH ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr
CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -
III Урлаг. Cr(OH) 2 Br + HOH↔ Cr(OH) 3 + HBr
Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -
Гидролиз нь голчлон эхний шатанд явагддаг.
Даалгавар 2. Усан уусмал дахь бодисуудын хооронд явагдах урвалын тэгшитгэлийг бич
FeCl 3 + Na 2 CO 3
FeCl3 – хүчтэй хүчил ба сул суурийн давс
Na 2 CO 3 - сул хүчил ба хүчтэй суурийн үүсгэсэн давс
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- + 6Х(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3Х 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -
2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6Х(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3 H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3
Гидролизийн харилцан хүчирхэгжилт байдаг
Al 2 (SO 4) 3 - хүчтэй хүчил ба сул суурьтай давс
Na2CO3 – сул хүчил ба хүчтэй суурийн давс
Хоёр давсыг хамтад нь гидролиз хийхэд сул суурь ба сул хүчил үүснэ.
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-р: 2Al(OH) 2 + + 2HOH => 2Al(OH) 3 + 2H +
Гидролизийн ерөнхий тэгшитгэл
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
2Ал 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CТУХАЙ 3 2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 CО 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2Н + + SO 4 2 -
2Ал 3+ + 2CТУХАЙ 3
2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 C 3 орчим
Хуудас 1
