Rumah Pencegahan Formula elektronik d bagi unsur 4 kala. Konfigurasi elektronik atom

Pencegahan

Formula elektronik d bagi unsur 4 kala. Konfigurasi elektronik atom

Muka surat 1
3. Tulis formula elektronik dan dia talium Tl 3+. Untuk elektron valens atom Tl menunjukkan set semua empat nombor kuantum.

Penyelesaian:

Mengikut peraturan Klechkovsky, pengisian tahap tenaga dan subperingkat berlaku dalam urutan berikut:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Unsur thallium Tl mempunyai cas nuklear +81 (nombor atom 81), masing-masing, 81 elektron. Menurut peraturan Klechkovsky, kami mengedarkan elektron di antara subperingkat tenaga dan mendapatkan formula elektronik unsur Tl:

81 Tl talium 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

Ion talium Tl 3+ mempunyai cas +3, yang bermaksud bahawa atom melepaskan 3 elektron, dan kerana atom hanya boleh melepaskan elektron valens pada paras luar (untuk talium ini adalah dua elektron 6s dan satu elektron 6p), formula elektroniknya akan kelihatan seperti ini:

81 Tl 3+ talium 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

Nombor kuantum utama n menentukan jumlah tenaga elektron dan tahap penyingkirannya daripada nukleus (nombor aras tenaga); ia menerima sebarang nilai integer bermula dari 1 (n = 1, 2, 3, ...), i.e. sepadan dengan nombor tempoh.

Nombor kuantum orbital (sisi atau azimut). l menentukan bentuk orbital atom. Ia boleh mengambil nilai integer dari 0 hingga n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Tanpa mengira nombor tahap tenaga, setiap nilai l Nombor kuantum orbit sepadan dengan orbital bentuk khas.

Orbital dengan l= 0 dipanggil s-orbital,

l= 1 – orbital p (3 jenis, berbeza dalam nombor kuantum magnetik m),

l= 2 – orbital d (5 jenis),

l= 3 – orbital-f (7 jenis).

Nombor kuantum magnet m l mencirikan kedudukan orbital elektron dalam ruang dan mengambil nilai integer daripada - l kepada + l, termasuk 0. Ini bermakna bagi setiap bentuk orbit terdapat (2 l+ 1) orientasi setara secara bertenaga di angkasa.

Nombor kuantum putaran m S mencirikan momen magnet yang berlaku apabila elektron berputar mengelilingi paksinya. Hanya menerima dua nilai +1/2 dan –1/2 yang sepadan dengan arah putaran yang bertentangan.
Elektron valensi ialah elektron dalam aras tenaga luar. Talium mempunyai 3 elektron valens: 2 s elektron dan 1 p elektron.

Nombor kuantum s – elektron:

Nombor kuantum orbit l= 0 (s – orbital)

Nombor kuantum magnet m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

Nombor kuantum putaran m S = ±1/2

Nombor kuantum p – elektron:

Nombor kuantum utama n = 6 (tempoh keenam)

Nombor kuantum orbit l= 1 (p – orbital)

Nombor kuantum magnetik (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Nombor kuantum putaran m S = ±1/2
23. Nyatakan sifat tersebut unsur kimia, yang berubah secara berkala. Apakah sebab pengulangan berkala sifat-sifat ini? Dengan menggunakan contoh, terangkan intipati keberkalaan perubahan sifat sebatian kimia.

Penyelesaian:

Sifat unsur, ditentukan oleh struktur lapisan elektronik luar atom, secara semula jadi berubah mengikut tempoh dan kumpulan jadual berkala. Dalam kes ini, persamaan struktur elektronik menimbulkan persamaan sifat unsur analog, tetapi bukan identiti sifat ini. Oleh itu, apabila bergerak dari satu elemen ke elemen lain dalam kumpulan dan subkumpulan, apa yang diperhatikan bukanlah pengulangan mudah sifat, tetapi perubahan semula jadi yang lebih kurang ketara. Khususnya, tingkah laku kimia atom unsur ditunjukkan dalam keupayaan mereka untuk kehilangan dan mendapatkan elektron, i.e. dalam keupayaan mereka untuk mengoksida dan mengurangkan. Ukuran kuantitatif keupayaan atom kalah elektron ialah potensi pengionan (E Dan ) , dan ukuran keupayaan mereka untuk memperoleh semula– pertalian elektron (E Dengan ). Sifat perubahan dalam kuantiti ini semasa peralihan dari satu tempoh ke tempoh yang lain diulang, dan perubahan ini berdasarkan perubahan dalam konfigurasi elektronik atom. Oleh itu, lapisan elektronik yang lengkap sepadan dengan atom gas lengai menunjukkan peningkatan kestabilan dan peningkatan nilai potensi pengionan dalam satu tempoh. Pada masa yang sama, unsur-s kumpulan pertama (Li, Na, K, Rb, Cs) mempunyai nilai potensi pengionan terendah.

Keelektronegatifan ialah ukuran keupayaan atom unsur tertentu untuk menarik elektron kepada dirinya sendiri berbanding atom unsur lain dalam sebatian itu. Menurut salah satu takrifan (Mulliken), keelektronegatifan atom boleh dinyatakan sebagai separuh jumlah tenaga pengionan dan pertalian elektronnya: = (E dan + E c).

Dalam tempoh ada Trend umum peningkatan dalam keelektronegatifan unsur, dan dalam subkumpulan - penurunannya. Nilai terendah Unsur-s kumpulan I mempunyai keelektronegatifan, dan unsur-p kumpulan VII mempunyai keelektronegatifan terbesar.

Keelektronegatifan unsur yang sama boleh berbeza-beza bergantung kepada keadaan valens, penghibridan, keadaan pengoksidaan, dan lain-lain. Keelektronegatifan memberi kesan ketara kepada sifat perubahan dalam sifat sebatian unsur. Sebagai contoh, asid sulfurik mempamerkan sifat berasid yang lebih kuat daripada analog kimianya - asid selenik, kerana dalam atom selenium pusat, kerana elektronegativitinya yang lebih rendah berbanding dengan atom sulfur, tidak mempolarisasi ikatan H–O dalam asid dengan begitu kuat. , yang bermaksud kelemahan keasidan.

H–O O
Contoh lain: kromium(II) hidroksida dan kromium(VI) hidroksida. Kromium (II) hidroksida, Cr(OH) 2, mempamerkan sifat asas berbeza dengan kromium (VI) hidroksida, H 2 CrO 4, kerana keadaan pengoksidaan kromium +2 menentukan kelemahan interaksi Coulomb Cr 2+ dengan ion hidroksida dan kemudahan penyingkiran ion ini, i.e. manifestasi sifat asas. Pada masa yang sama, keadaan pengoksidaan tinggi kromium +6 dalam kromium (VI) hidroksida menentukan daya tarikan Coulomb yang kuat antara ion hidroksida dan atom kromium pusat dan kemustahilan penceraian sepanjang ikatan – OH. Sebaliknya, keadaan pengoksidaan tinggi kromium dalam kromium(VI) hidroksida meningkatkan keupayaannya untuk menarik elektron, i.e. keelektronegatifan, yang menyebabkan tahap polarisasi ikatan H–O yang tinggi dalam sebatian ini, menjadi prasyarat untuk peningkatan keasidan.

Seterusnya ciri penting atom ialah jejarinya. Dalam tempoh, jejari atom logam berkurangan dengan peningkatan nombor atom unsur, kerana dengan peningkatan dalam nombor atom unsur dalam tempoh, cas nukleus meningkat, dan oleh itu jumlah cas elektron yang mengimbanginya; sebagai akibatnya, tarikan Coulomb elektron juga meningkat, yang akhirnya membawa kepada penurunan jarak antara mereka dan nukleus. Penurunan jejari yang paling ketara diperhatikan dalam unsur-unsur jangka pendek, di mana tahap tenaga luar diisi dengan elektron.

Dalam tempoh yang besar, unsur-d dan f menunjukkan penurunan jejari yang lebih lancar dengan peningkatan cas nukleus atom. Dalam setiap subkumpulan unsur, jejari atom cenderung meningkat dari atas ke bawah, kerana anjakan sedemikian menandakan peralihan ke tahap tenaga yang lebih tinggi.

Pengaruh jejari ion unsur ke atas sifat sebatian yang terbentuk boleh digambarkan melalui contoh peningkatan keasidan asid hidrohalik dalam fasa gas: HI > HBr > HCl > HF.
43. Namakan unsur yang atomnya hanya satu keadaan valens yang mungkin, dan nyatakan sama ada ia akan dikisar atau teruja.

Penyelesaian:

Atom unsur yang mempunyai satu elektron tidak berpasangan pada tahap tenaga valens luar boleh mempunyai satu keadaan valens - ini adalah unsur kumpulan I sistem berkala (H - hidrogen, Li - litium, Na - natrium, K - kalium, Rb - rubidium , Ag - perak, Cs – cesium, Au – emas, Fr – francium), dengan pengecualian tembaga, kerana dalam pembentukan ikatan kimia, bilangan yang ditentukan oleh valens, d-elektron tahap pra-luaran turut mengambil bahagian (keadaan dasar atom kuprum 3d 10 4s 1 adalah disebabkan oleh kestabilan kulit d- yang terisi, namun, keadaan terejau pertama 3d 9 4s 2 melebihi keadaan dasar dalam tenaga sebanyak 1.4 eV sahaja (kira-kira 125 kJ/mol).Oleh itu, dalam sebatian kimia Kedua-dua keadaan menunjukkan diri mereka pada tahap yang sama, menimbulkan dua siri sebatian kuprum (I) dan (II)).

Juga, atom unsur di mana tahap tenaga luar terisi sepenuhnya dan elektron tidak berpeluang masuk ke keadaan teruja boleh mempunyai satu keadaan valens. Ini adalah unsur subkumpulan utama kumpulan VIII - gas lengai (He - helium, Ne - neon, Ar - argon, Kr - krypton, Xe - xenon, Rn - radon).

Untuk semua elemen yang disenaraikan, satu-satunya keadaan valens ialah keadaan dasar, kerana tidak ada kemungkinan peralihan kepada keadaan teruja. Di samping itu, peralihan kepada keadaan teruja menentukan keadaan valens baharu atom; oleh itu, jika peralihan sedemikian mungkin, keadaan valens atom tertentu bukanlah satu-satunya.

63. Menggunakan model tolakan valens pasangan elektron dan kaedah ikatan valens, pertimbangkan struktur spatial molekul dan ion yang dicadangkan. Nyatakan: a) bilangan ikatan dan pasangan elektron tunggal bagi atom pusat; b) bilangan orbital yang terlibat dalam hibridisasi; c) jenis hibridisasi; d) jenis molekul atau ion (AB m E n); e) susunan ruang pasangan elektron; f) struktur ruang bagi molekul atau ion.

SO 3;

Penyelesaian:

Mengikut kaedah ikatan valens (menggunakan kaedah ini membawa kepada hasil yang sama seperti menggunakan model OEPBO), konfigurasi ruang molekul ditentukan oleh susunan ruang orbital hibrid atom pusat, yang terbentuk sebagai hasil daripada interaksi antara orbital.

Untuk menentukan jenis hibridisasi atom pusat, adalah perlu untuk mengetahui bilangan orbital hibridisasi. Ia boleh didapati dengan menambahkan bilangan ikatan dan pasangan elektron tunggal atom pusat dan menolak bilangan ikatan π.

Dalam molekul SO 3

jumlah bilangan pasangan ikatan ialah 6. Dengan menolak bilangan ikatan π, kita memperoleh bilangan orbital penghibridan: 6 – 3 = 3. Oleh itu, jenis penghibridan ialah sp 2, jenis ion ialah AB 3, susunan ruang pasangan elektron mempunyai bentuk segitiga, dan molekul itu sendiri adalah segitiga:

Dalam ion

jumlah bilangan pasangan ikatan ialah 4. Tiada ikatan π. Bilangan orbital hibridisasi: 4. Oleh itu, jenis hibridisasi ialah sp 3, jenis ion AB 4, susunan ruang pasangan elektron mempunyai bentuk tetrahedron, dan ion itu sendiri ialah tetrahedron:

83. Tulis persamaan tindak balas yang mungkin interaksi KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2 dengan sebatian yang diberikan di bawah:

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

Penyelesaian:
a) Tindak balas tindak balas KOH

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

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

OH - + H +  H 2 O
KOH + BaO  tiada tindak balas
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  tiada tindak balas, larutan mengandungi ion pada masa yang sama:

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

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K + + 2 OH- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  tiada tindak balas

b) tindak balas tindak balas H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  tiada tindak balas
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  tiada tindak balas
H 2 SO 4 + HNO 3  tiada tindak balas
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) tindak balas tindak balas H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  tiada tindak balas

H 2 O + BaO  Ba(OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  tiada tindak balas
H 2 O + HNO 3  tiada tindak balas
H 2 O + NO 2  tiada tindak balas
H 2 O + Ni(OH) 2  tiada tindak balas

H 2 O + Ca(OH) 2  tiada tindak balas

a) tindak balas tindak balas Be(OH) 2

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

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

Be(OH) 2 + 2H+  Jadi 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  tiada tindak balas
2Be(OH) 2 + CO 2  Be 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2HNO 3  Be(NO 3) 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + 2H+ + NO 3 -  Jadilah 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 O

Be(OH) 2 + 2H +  Jadilah 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  tiada tindak balas
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  tiada tindak balas
103. Untuk tindak balas yang ditunjukkan

b) terangkan yang mana antara faktor: entropi atau entalpi menyumbang kepada kejadian spontan tindak balas ke arah hadapan;

c) ke arah mana (langsung atau songsang) tindak balas akan diteruskan pada 298K dan 1000K;

e) namakan semua cara untuk meningkatkan kepekatan hasil campuran keseimbangan.

f) plot pergantungan ΔG p (kJ) pada T (K)

Penyelesaian:

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)

Entalpi pembentukan piawai, entropi dan tenaga Gibbs pembentukan bahan

1. (ΔH 0 298) h.r. =

–

= -241.84 + 110.5 = -131.34 kJ 2. (ΔS 0 298) c.r. =

–

= 188.74+5.7-197.5-130.6 = -133.66 J/K = -133.66 10 -3 kJ/mol > 0.

Reaksi langsung disertai dengan penurunan entropi, gangguan dalam sistem berkurangan - faktor yang tidak menguntungkan untuk terjadinya tindak balas kimia ke arah hadapan.

3. Kira tenaga Gibbs piawai bagi tindak balas itu.

mengikut undang-undang Hess:

(ΔG 0 298) h.r. =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 kJ

Ternyata (ΔН 0 298) ch.r. > (ΔS 0 298) c.r. ·T dan kemudian (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 K.

≈ 982.6 K ialah anggaran suhu di mana keseimbangan kimia sebenar diwujudkan; di atas suhu ini tindak balas terbalik akan berlaku. Pada suhu tertentu, kedua-dua proses berkemungkinan sama.

5. Kira tenaga Gibbs pada 1000K:

(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131.4 – 1000·(-133.66)·10 -3 ≈ 2.32 kJ > 0.

Itu. pada 1000 K: ΔS 0 h.r. ·Т > ΔН 0 h.r.

Faktor entalpi menjadi penentu; kejadian spontan tindak balas langsung menjadi mustahil. Tindak balas terbalik berlaku: daripada satu mol gas dan 1 mol bahan pepejal, 2 mol gas terbentuk.

log K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Sistem ini jauh daripada keadaan keseimbangan kimia sebenar; hasil tindak balas mendominasi di dalamnya.

Kebergantungan ΔG 0 pada suhu untuk tindak balas

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)

K 1000 = 0.86 > 1 – sistem hampir kepada keseimbangan, tetapi pada suhu ini bahan permulaan mendominasi di dalamnya.

8. Menurut prinsip Le Chatelier, apabila suhu meningkat, keseimbangan harus beralih ke arah tindak balas terbalik, dan pemalar keseimbangan harus berkurang.

9. Mari kita pertimbangkan bagaimana data yang dikira kami bersetuju dengan prinsip Le Chatelier. Mari kita kemukakan beberapa data yang menunjukkan pergantungan tenaga Gibbs dan pemalar keseimbangan tindak balas ini pada suhu:

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

Oleh itu, data terkira yang diperoleh sepadan dengan kesimpulan kami yang dibuat berdasarkan prinsip Le Chatelier.
123. Keseimbangan dalam sistem:

)

ditubuhkan di kepekatan berikut: [B] dan [C], mol/l.

Tentukan kepekatan awal bahan [B] 0 dan pemalar keseimbangan jika kepekatan awal bahan A ialah [A] 0 mol/l

Daripada persamaan dapat dilihat bahawa pembentukan 0.26 mol bahan C memerlukan 0.13 mol bahan A dan jumlah bahan B yang sama.

Maka kepekatan keseimbangan bahan A ialah [A] = 0.4-0.13 = 0.27 mol/l.

Kepekatan awal bahan B [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13+0.13 = 0.26 mol/l.

Jawapan: [B] 0 = 0.26 mol/l, Kp = 1.93.

143. a) 300 g larutan mengandungi 36 g KOH (ketumpatan larutan 1.1 g/ml). Kira peratusan dan kepekatan molar larutan ini.

b) Berapa gram soda kristal Na 2 CO 3 ·10H 2 O mesti diambil untuk menyediakan 2 liter larutan 0.2 M Na 2 CO 3?

Penyelesaian:

Kami mencari peratusan kepekatan menggunakan persamaan:

Jisim molar KOH ialah 56.1 g/mol;

Untuk mengira kemolaran larutan, kita dapati jisim KOH yang terkandung dalam 1000 ml (iaitu, 1000 · 1.100 = 1100 g) larutan:

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

C m = 56.1 / 132 = 0.425 mol/l.

Jawapan: C = 12%, Cm = 0.425 mol/l

Penyelesaian:

1. Cari jisim garam kontang

m = cm·M·V, di mana M – jisim molar, V – isipadu.

m = 0.2 106 2 = 42.4 g.

2. Cari jisim hidrat hablur daripada perkadaran

jisim molar hidrat hablur 286 g/mol - jisim X

jisim molar garam kontang 106g/mol - jisim 42.4g

maka X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 g.

Jawapan: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 g.

163. Kira takat didih larutan 5% naftalena C 10 H 8 dalam benzena. Takat didih benzena ialah 80.2 0 C.

Diberi:

Purata (C 10 H 8) = 5%

tboil (C 6 H 6) = 80.2 0 C

Cari:

tboil (penyelesaian) -?

Penyelesaian:

Daripada undang-undang kedua Raoult

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

Di sini E ialah pemalar ebulioskopik pelarut

E(C 6 H 6) = 2.57

m A ialah berat pelarut, m B ialah berat zat terlarut, M B ialah berat molekulnya.

Biarkan jisim larutan ialah 100 gram, oleh itu, jisim zat terlarut ialah 5 gram, dan jisim pelarut ialah 100 – 5 = 95 gram.

M (naftalena C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 g/mol.

Kami menggantikan semua data ke dalam formula dan mencari peningkatan dalam takat didih larutan berbanding dengan pelarut tulen:

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

Takat didih larutan naftalena boleh didapati dengan menggunakan formula:

T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80.2 + 1.056 = 81.256

Jawapan: 81.256 o C

183. Tugasan 1. Tulis persamaan penceraian dan pemalar penceraian untuk elektrolit lemah.

Tugasan 2. Diberi persamaan ion, tulis persamaan molekul yang sepadan.

Tugasan 3. Tulis persamaan tindak balas bagi penjelmaan berikut dalam bentuk molekul dan ion.

Tidak.	Latihan 1	Tugasan 2	Tugasan 3
183	Zn(OH) 2 , H 3 AsO 4	Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl	NaHSO 3 →Na 2 SO 3 →H 2 SO 3 →NaHSO 3

Penyelesaian:

Tulis persamaan penceraian dan pemalar penceraian untuk elektrolit lemah.

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd 1 =
= 1.5·10 -5
IIst.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 – amfoterik hidroksida, pemisahan jenis asid adalah mungkin

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd 1 =

IIst.: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd 2 =

H 3 AsO 4 – asid ortoarsenik – elektrolit kuat, tercerai sepenuhnya dalam larutan:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Diberi persamaan ion, tulis persamaan molekul yang sepadan.

Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(tidak mencukupi) = NiOHCl + NaCl

Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Tulis persamaan tindak balas bagi penjelmaan berikut dalam bentuk molekul dan ion.

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 + + JADI 3 2- + H 2 O

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

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

JADI 3 2- + 2N + → H 2 JADI 3 + JADI 3 2-
3) H 2 SO 3 (lebihan) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 N + + JADI 3 2- + Na + + OH- → Na + + HSO 3 - + H 2 O

2 N + + JADI 3 2 + OH- → Na + + H 2 O
203. Tugasan 1. Tulis persamaan untuk hidrolisis garam dalam bentuk molekul dan ionik, nyatakan pH larutan (pH > 7, pH Tugas 2. Tulis persamaan bagi tindak balas yang berlaku antara bahan dalam larutan akueus

Tidak.	Latihan 1	Tugasan 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Tugasan 1. Tulis persamaan untuk hidrolisis garam dalam bentuk molekul dan ionik, nyatakan pH larutan (pH > 7, pH

Na2S - garam yang dibentuk oleh bes kuat dan asid lemah mengalami hidrolisis pada anion. Tindak balas medium adalah beralkali (pH > 7).

Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

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

IIst. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - garam yang dibentuk oleh bes lemah dan asid kuat mengalami hidrolisis ke dalam kation. Tindak balas medium adalah berasid (pH

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

IIst. CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

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

III Seni. Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

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

Hidrolisis berlaku terutamanya pada peringkat pertama.

Tugasan 2. Tulis persamaan bagi tindak balas yang berlaku antara bahan dalam larutan akueus

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – garam yang dibentuk oleh asid kuat dan bes lemah

Na 2 CO 3 – garam yang dibentuk oleh asid lemah dan bes kuat

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

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

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6N(DIA) = 2Fe( OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Peningkatan bersama hidrolisis berlaku

Al 2 (SO 4) 3 – garam yang dibentuk oleh asid kuat dan bes lemah

Na 2 CO 3 – garam yang dibentuk oleh asid lemah dan bes kuat

Apabila dua garam dihidrolisis bersama, basa lemah dan asid lemah terbentuk:

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 => 2H 2 CO 3 + 2Al(OH) 2 +

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

Ringkasan persamaan hidrolisis

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Al 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CTENTANG 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -

2Al 3+ + 2CTENTANG 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C O 3
Muka surat 1

Apabila menulis formula elektronik untuk atom unsur, nyatakan tahap tenaga (nilai nombor kuantum utama n dalam bentuk nombor - 1, 2, 3, dsb.), subperingkat tenaga (nilai nombor kuantum orbital l dalam bentuk surat- s, hlm, d, f) dan nombor di bahagian atas menunjukkan bilangan elektron dalam subperingkat tertentu.

Elemen pertama dalam jadual ialah D.I. Mendeleev ialah hidrogen, oleh itu cas nukleus atom N sama dengan 1, atom mempunyai hanya satu elektron per s-subperingkat peringkat pertama. Oleh itu, formula elektronik atom hidrogen mempunyai bentuk:

Unsur kedua ialah helium; atomnya mempunyai dua elektron, jadi formula elektronik atom helium ialah 2 tidak 1s 2. Tempoh pertama merangkumi hanya dua unsur, kerana tahap tenaga pertama diisi dengan elektron, yang hanya boleh diduduki oleh 2 elektron.

Unsur ketiga dalam urutan - litium - sudah berada dalam tempoh kedua, oleh itu, tahap tenaga kedua mula diisi dengan elektron (kami bercakap tentang perkara ini di atas). Pengisian tahap kedua dengan elektron bermula dengan s-sublevel, oleh itu formula elektronik atom litium ialah 3 Li 1s 2 2s 1 . Atom berilium selesai diisi dengan elektron s-subtahap: 4 Ve 1s 2 2s 2 .

Dalam unsur-unsur seterusnya tempoh ke-2, tahap tenaga kedua terus diisi dengan elektron, cuma sekarang ia diisi dengan elektron. R-subtahap: 5 DALAM 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 DENGAN 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .

Atom neon melengkapkan pengisian dengan elektron R-sublevel, unsur ini menamatkan tempoh kedua, ia mempunyai lapan elektron, sejak s- Dan R-subperingkat hanya boleh mengandungi lapan elektron.

Unsur-unsur tempoh ke-3 mempunyai urutan yang sama untuk mengisi subperingkat tenaga peringkat ketiga dengan elektron. Rumus elektronik atom bagi beberapa unsur dalam tempoh ini adalah seperti berikut:

11 Na 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 .

Tempoh ketiga, seperti yang kedua, berakhir dengan unsur (argon), yang diisi sepenuhnya dengan elektron R-sublevel, walaupun tahap ketiga termasuk tiga sublevel ( s, R, d). Mengikut susunan subperingkat tenaga di atas mengikut peraturan Klechkovsky, tenaga subperingkat 3 d lebih banyak tenaga subtahap 4 s, oleh itu, atom kalium di sebelah argon dan atom kalsium di belakangnya diisi dengan elektron 3 s– subperingkat peringkat keempat:

19 KEPADA 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 1 ; 20 Sa 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 .

Bermula dari unsur ke-21 - skandium, subtahap 3 dalam atom unsur mula diisi dengan elektron d. Rumus elektronik atom unsur-unsur ini ialah:

21 Sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 2 .

Dalam atom unsur ke-24 (kromium) dan unsur ke-29 (tembaga), fenomena yang dipanggil "kebocoran" atau "kegagalan" elektron diperhatikan: elektron dari 4 luar. s– subperingkat “jatuh” sebanyak 3 d– tahap bawah, melengkapkan mengisi separuh jalan (untuk kromium) atau sepenuhnya (untuk kuprum), yang menyumbang kepada kestabilan atom yang lebih besar:

24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 1 3d 5 (bukannya...4 s 2 3d 4) dan

29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 1 3d 10 (bukannya...4 s 2 3d 9).

Bermula dari unsur ke-31 - galium, pengisian tahap ke-4 dengan elektron berterusan, sekarang - R– peringkat bawahan:

31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 10 4hlm 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 4s 2 3d 10 4hlm 6 .

Elemen ini menamatkan tempoh keempat, yang sudah merangkumi 18 elemen.

Susunan yang serupa untuk mengisi subperingkat tenaga dengan elektron berlaku dalam atom unsur tempoh ke-5. Untuk dua yang pertama (rubidium dan strontium) ia diisi s– subtahap tahap ke-5, untuk sepuluh unsur berikutnya (dari yttrium ke kadmium) diisi d– subperingkat peringkat ke-4; Tempoh itu dilengkapkan oleh enam unsur (dari indium hingga xenon), yang atom-atomnya diisi dengan elektron. R– subperingkat luaran, peringkat kelima. Terdapat juga 18 elemen dalam satu tempoh.

Untuk elemen tempoh keenam, susunan pengisian ini dilanggar. Pada permulaan tempoh, seperti biasa, terdapat dua unsur yang atomnya diisi dengan elektron s– subperingkat luaran, keenam, peringkat. Unsur seterusnya di belakangnya, lanthanum, mula diisi dengan elektron d– subperingkat peringkat sebelumnya, i.e. 5 d. Ini melengkapkan pengisian dengan elektron 5 d-sublevel berhenti dan 14 elemen seterusnya - dari cerium ke lutetium - mula mengisi f-subperingkat peringkat 4. Unsur-unsur ini semuanya disertakan dalam satu sel jadual, dan di bawah ialah barisan elemen ini yang diperluas, dipanggil lantanida.

Bermula dari unsur ke-72 - hafnium - hingga unsur ke-80 - merkuri, pengisian dengan elektron diteruskan 5 d-sublevel, dan tempohnya berakhir, seperti biasa, dengan enam unsur (dari thallium hingga radon), yang atomnya diisi dengan elektron R– subperingkat luaran, keenam, peringkat. Ini adalah tempoh terbesar, termasuk 32 elemen.

Dalam atom unsur kala ketujuh, tidak lengkap, susunan subperingkat pengisian yang sama kelihatan seperti yang diterangkan di atas. Kami membiarkan pelajar menulisnya sendiri. formula elektronik atom unsur tempoh ke-5 - ke-7, dengan mengambil kira semua yang dinyatakan di atas.

Catatan:Di sesetengah buku teks Urutan yang berbeza untuk menulis formula elektronik atom unsur dibenarkan: bukan mengikut urutan pengisiannya, tetapi mengikut bilangan elektron yang diberikan dalam jadual pada setiap tahap tenaga. Sebagai contoh, formula elektronik atom arsenik mungkin kelihatan seperti: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3hlm 6 3d 10 4s 2 4hlm 3 .

Konfigurasi elektronik atom ialah formula yang menunjukkan susunan elektron dalam atom mengikut peringkat dan subperingkat. Selepas mempelajari artikel itu, anda akan belajar di mana dan bagaimana elektron terletak, berkenalan dengan nombor kuantum dan dapat membina konfigurasi elektronik atom dengan nombornya; pada akhir artikel terdapat jadual unsur.

Mengapa mengkaji konfigurasi elektronik unsur?

Atom adalah seperti set pembinaan: terdapat beberapa bahagian, mereka berbeza antara satu sama lain, tetapi dua bahagian dari jenis yang sama adalah sama. Tetapi set pembinaan ini jauh lebih menarik daripada yang plastik dan inilah sebabnya. Konfigurasi berubah bergantung pada siapa yang berdekatan. Contohnya, oksigen di sebelah hidrogen Mungkin bertukar menjadi air, apabila berhampiran natrium ia bertukar menjadi gas, dan apabila berhampiran besi ia sepenuhnya mengubahnya menjadi karat. Untuk menjawab persoalan mengapa ini berlaku dan meramalkan kelakuan atom di sebelah yang lain, adalah perlu untuk mengkaji konfigurasi elektronik, yang akan dibincangkan di bawah.

Berapakah bilangan elektron dalam atom?

Atom terdiri daripada nukleus dan elektron berputar di sekelilingnya; nukleus terdiri daripada proton dan neutron. Dalam keadaan neutral, setiap atom mempunyai bilangan elektron yang sama dengan bilangan proton dalam nukleusnya. Bilangan proton ditetapkan nombor siri unsur, sebagai contoh, sulfur, mempunyai 16 proton - unsur ke-16 jadual berkala. Emas mempunyai 79 proton - unsur ke-79 dalam jadual berkala. Oleh itu, sulfur mempunyai 16 elektron dalam keadaan neutral, dan emas mempunyai 79 elektron.

Di mana hendak mencari elektron?

Dengan memerhatikan tingkah laku elektron, corak tertentu diperolehi; mereka diterangkan dengan nombor kuantum, terdapat empat secara keseluruhan:

Nombor kuantum utama
Nombor kuantum orbit
Nombor kuantum magnetik
Putar nombor kuantum

Orbital

Selanjutnya, daripada perkataan orbit, kita akan menggunakan istilah "orbital"; orbit ialah fungsi gelombang elektron; secara kasarnya, ia adalah kawasan di mana elektron menghabiskan 90% masanya.

N - peringkat
L - cangkerang
M l - nombor orbit
M s - elektron pertama atau kedua dalam orbital

Nombor kuantum orbit l

Hasil daripada kajian awan elektron, didapati bahawa bergantung kepada tahap tenaga, awan mempunyai empat bentuk asas: bola, dumbbell dan dua bentuk lain yang lebih kompleks. Untuk meningkatkan tenaga, bentuk ini dipanggil s-, p-, d- dan f-shell. Setiap cangkerang ini boleh mempunyai 1 (pada s), 3 (pada p), 5 (pada d) dan 7 (pada f) orbital. Nombor kuantum orbit ialah cangkang di mana orbital berada. Nombor kuantum orbit untuk orbital s,p,d dan f masing-masing mengambil nilai 0,1,2 atau 3.

Terdapat satu orbital pada kulit-s (L=0) - dua elektron
Terdapat tiga orbital pada kulit p (L=1) - enam elektron
Terdapat lima orbital pada kulit d (L=2) - sepuluh elektron
Terdapat tujuh orbital pada kulit-f (L=3) - empat belas elektron

Nombor kuantum magnet m l

Terdapat tiga orbital pada kulit p, ia ditetapkan dengan nombor dari -L hingga +L, iaitu, untuk kulit p (L=1) terdapat orbital "-1", "0" dan "1" . Nombor kuantum magnetik dilambangkan dengan huruf m l.

Di dalam cangkang, lebih mudah bagi elektron untuk ditempatkan dalam orbital yang berbeza, jadi elektron pertama mengisi satu dalam setiap orbit, dan kemudian sepasang elektron ditambahkan pada setiap satu.

Pertimbangkan d-shell:
Kulit d sepadan dengan nilai L=2, iaitu, lima orbital (-2,-1,0,1 dan 2), lima elektron pertama mengisi kulit dengan mengambil nilai M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Putaran nombor kuantum m s

Putaran ialah arah putaran elektron di sekeliling paksinya, terdapat dua arah, jadi nombor kuantum putaran mempunyai dua nilai: +1/2 dan -1/2. Satu sublevel tenaga hanya boleh mengandungi dua elektron dengan putaran bertentangan. Nombor kuantum putaran dilambangkan m s

Nombor kuantum utama n

Nombor kuantum utama ialah tahap tenaga pada masa ini tujuh tahap tenaga diketahui, setiap satu ditunjukkan dengan angka Arab: 1,2,3,...7. Bilangan cengkerang pada setiap peringkat adalah sama dengan nombor tahap: terdapat satu cangkerang pada tahap pertama, dua pada tahap kedua, dsb.

Nombor elektron

Jadi, mana-mana elektron boleh diterangkan dengan empat nombor kuantum, gabungan nombor ini adalah unik untuk setiap kedudukan elektron, ambil elektron pertama, tahap tenaga terendah ialah N = 1, pada tahap pertama terdapat satu petala, cangkerang pertama pada mana-mana peringkat mempunyai bentuk bola (s -shell), i.e. L=0, nombor kuantum magnet boleh mengambil hanya satu nilai, M l =0 dan putaran akan sama dengan +1/2. Jika kita mengambil elektron kelima (dalam apa jua atom itu), maka nombor kuantum utama untuknya ialah: N=2, L=1, M=-1, putaran 1/2.

Algoritma untuk menyusun formula elektronik unsur:

1. Tentukan bilangan elektron dalam atom menggunakan Jadual Berkala Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan menggunakan bilangan tempoh di mana unsur itu terletak, tentukan bilangan aras tenaga; bilangan elektron dalam tahap elektronik terakhir sepadan dengan nombor kumpulan.

3. Bahagikan tahap kepada subperingkat dan orbital dan isikannya dengan elektron mengikut peraturan untuk mengisi orbital:

Perlu diingat bahawa tahap pertama mengandungi maksimum 2 elektron 1s 2, pada yang kedua - maksimum 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimum 18 (dua s, enam hlm, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Nombor kuantum utama n sepatutnya minimum.
Pertama untuk diisi s- sublevel, kemudian р-, d- b f- subperingkat.
Elektron mengisi orbital mengikut urutan peningkatan tenaga orbital (peraturan Klechkovsky).
Dalam subperingkat, elektron mula-mula menduduki orbital bebas satu demi satu, dan hanya selepas itu mereka membentuk pasangan (peraturan Hund).
Tidak boleh ada lebih daripada dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Mari kita cipta formula elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nombor 7 dalam jadual berkala.