Електронна формула радію. Електронна формула елемента


Алгоритм складання електронної формули елемента:

1. Визначте число електронів в атомі, використовуючи Періодичну таблицю хімічних елементів Д.І. Менделєєва.

2. За номером періоду, у якому розташований елемент, визначте кількість енергетичних рівнів; кількість електронів на останньому електронному рівні відповідає номеру групи.

3. Рівні розбити на підрівні та орбіталі та заповнити їх електронами відповідно до правил заповнення орбіталей:

Необхідно пам'ятати, що на першому рівні знаходиться максимум 2 електрони 1s 2, на другому - максимум 8 (два sі шість р: 2s 2 2p 6), на третьому - максимум 18 (два s, шість p, і десять d: 3s 2 3p 6 3d 10).

  • Головне квантове число nмає бути мінімально.
  • Першим заповнюється s-підрівень, потім р-, d-b f-підрівні.
  • Електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей (правило Клечковського).
  • У межах підрівня електрони спочатку по одному займають вільні орбіталі, і лише після цього утворюють пари (правило Хунда).
  • На одній орбіталі не може бути більше двох електронів (принцип Паулі).

приклади.

1. Складемо електронну формулу азоту. У періодичній таблиці азот знаходиться за №7.

2. Складемо електронну формулу аргону. У періодичній таблиці аргон знаходиться за №18.

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

3. Складемо електронну формулу хрому. У періодичній таблиці хром знаходиться за №24.

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

Енергетична діаграма цинку.

4. Складемо електронну формулу цинку. У періодичній таблиці цинк знаходиться за №30.

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

Звернемо увагу, що частина електронної формули, а саме 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - це електронна формула аргону.

Електронну формулу цинку можна подати у вигляді.

p align="justify"> При написанні електронних формул атомів елементів вказують енергетичні рівні (значення головного квантового числа nу вигляді цифр – 1, 2, 3 тощо), енергетичні підрівні (значення орбітального квантового числа) lу вигляді букв – s, p, d, f) і цифрою вгорі вказують число електронів на цьому рівні.

Першим елементом у таблиці Д.І. Менделєєва є водень, отже, заряд ядра атома Ндорівнює 1, в атомі тільки один електрон на s-підрівні першого рівня. Тому електронна формула атома водню має вигляд:


Другим елементом є гелій, у його атомі два електрони, тому електронна формула атома гелію – 2 Не 1s 2 . Перший період включає тільки два елементи, оскільки заповнюється електронами перший енергетичний рівень, який можуть зайняти тільки 2 електрона.

Третій по порядку елемент – літій – знаходиться вже у другому періоді, отже, у нього починає заповнюватись електронами другий енергетичний рівень (про це ми говорили вище). Заповнення електронами другого рівня починається з s-підрівня, тому електронна формула атома літію – 3 Li 1s 2 2s 1 . В атомі берилію завершується заповнення електронами s-підрівня: 4 Ве 1s 2 2s 2 .

У наступних елементів 2-го періоду продовжує заповнюватись електронами другий енергетичний рівень, тільки тепер електронами заповнюється р-підрівень: 5 У 1s 2 2s 2 2р 1 ; 6 З 1s 2 2s 2 2р 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2р 6 .

У атома неону завершується заповнення електронами р-підрівня, цим елементом закінчується другий період, у ньому вісім електронів, так як на s- І р-підрівнях можуть бути лише вісім електронів.

У елементів 3-го періоду має місце аналогічна послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів третього рівня. Електронні формули атомів деяких елементів цього періоду мають вигляд:

11 Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 .

Третій період, як і другий, закінчується елементом (аргоном), у якого завершується заповнення електронами р–підрівня, хоча третій рівень включає три підрівня ( s, р, d). Згідно з наведеним вище порядком заповнення енергетичних підрівнів відповідно до правил Клечковського, енергія підрівня 3 dбільше енергії підрівня 4 s, тому у наступного за аргоном атома калію і атома кальцію, що стоїть за ним, заповнюється електронами 3 s-підрівень четвертого рівня:

19 До 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Са 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Починаючи з 21-го елемента – скандія, в атомах елементів починає заповнюватись електронами підрівень 3 d. Електронні формули атомів цих елементів мають вигляд:


21 Sc 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

В атомах 24-го елемента (хрому) і 29-го елемента (міді) спостерігається явище, зване проскоком або провалом електрона: електрон із зовнішнього 4 s-підрівня «провалюється» на 3 d-підрівень, завершуючи заповнення його наполовину (у хрому) або повністю (у міді), що сприяє більшій стійкості атома:

24 Cr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (замість …4 s 2 3d 4) та

29 Cu 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (замість …4 s 2 3d 9).

Починаючи з 31-го елемента – галію, продовжується заповнення електронами 4-го рівня, тепер – р-підрівня:

31 Ga 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Кr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

Цим елементом і завершується четвертий період, який включає вже 18 елементів.

Аналогічний порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів має місце у атомах елементів 5-го періоду. У перших двох (рубідія та стронцію) заповнюється s-підрівень 5-го рівня, у наступних десяти елементів (з ітрію до кадмій) заповнюється d-підрівень 4-го рівня; завершують період шість елементів (з індію по ксенон), в атомах яких відбувається заповнення електронами р-підрівня зовнішнього, п'ятого рівня. У періоді також 18 елементів.

У елементів шостого періоду такий порядок заповнення порушується. На початку періоду, як завжди, знаходяться два елементи, в атомах яких заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього, шостого, рівня. У наступного за ними елемента – лантану – починає заповнюватись електронами d-Підрівень попереднього рівня, тобто. 5 d. На цьому заповнення електронами 5 d-підрівня припиняється і в наступних 14 елементів – з церію до лютецій – починає заповнюватися f-підрівень 4-го рівня. Ці елементи включені все до однієї клітини таблиці, а внизу наведено розгорнутий ряд цих елементів, званих лантаноїдами.

Починаючи з 72-го елемента – гафнія – по 80-й елемент – ртуть, продовжується заповнення електронами 5 d-підрівня, і завершується період, як зазвичай шістьма елементами (з талію по радон), в атомах яких заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього, шостого, рівня. Це найбільший період, що включає 32 елементи.

В атомах елементів сьомого, незавершеного періоду проглядається той же порядок заповнення підрівнів, що описаний вище. Надаємо студентам самим написати електронні формули атомів елементів 5 – 7-го періодів з урахуванням усього вищесказаного.

Примітка:у деяких навчальних посібниках допускається інший порядок запису електронних формул атомів елементів: не в порядку їх заповнення, а відповідно до кількості електронів, що наводиться в таблиці, на кожному енергетичному рівні. Наприклад, електронна формула атома миш'яку може мати вигляд: As 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Сторінка 1
3. Складіть електронну формулу і вонаталію Tl 3+ . Для валентних електронів атома Tl вкажіть набір усіх чотирьох квантових чисел.

Рішення:


За правилом Клечковського заповнення енергетичних рівнів та підрівнів відбувається в наступній послідовності:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

Елемент талій Tl має заряд ядра +81 (порядковий номер 81) відповідно 81 електрон. За правилом Клечковського розподіляємо електрони за енергетичними рівнями, отримуємо електронну формулу елемента Tl:

81 Tl талій 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

У іона талію Tl 3+ заряд +3, що означає, що атом віддав 3 електрони, а оскільки віддати атом може тільки валентні електрони зовнішнього рівня (для талію це два 6s і один 6р електрони), його електронна формула виглядатиме так:

81 Tl 3+ талій 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

Головне квантове число nвизначає загальну енергію електрона та ступінь його віддалення від ядра (номер енергетичного рівня); воно набуває будь-яких цілочисельних значень, починаючи з 1 (n = 1, 2, 3, . . .), тобто. відповідає номеру періоду.

Орбітальне (побічне чи азимутальне) квантове число lвизначає форму атомної орбіталі. Воно може набувати цілочисельних значень від 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Незалежно від номера енергетичного рівня, кожного значення lорбітального квантового числа відповідає орбіталь особливої ​​форми.

Орбіталі з l= 0 називаються s-орбіталями,

l= 1 – р-орбіталями (3 типи, що відрізняються магнітним квантовим числом m),

l= 2 – d-орбіталями (5 типів),

l= 3 - f-орбіталями (7 типів).

Магнітне квантове число m l характеризує положення електронної орбіталі в просторі і набуває цілих значень від - l до + l, включаючи 0. Це означає, що для кожної форми орбіталі існує (2 l+ 1) енергетично рівноцінних орієнтації у просторі.

Спинове квантове число m S характеризує магнітний момент, що виникає при обертанні електрона навколо осі. Приймає лише два значення +1/2 та –1/2, що відповідають протилежним напрямкам обертання.
Валентні електрони – це електрони зовнішнього енергетичного рівня. У талію 3 валентні електрони: 2 s - електрони і 1 р - електрони.

Квантові числа s – електронів:

Орбітальне квантове число l= 0 (s - орбіталь)

Магнітне квантове число m l = (2 l+ 1 = 1): m l = 0.

Спинове квантове число m S = ±1/2

Квантові числа р – електрона:

Головне квантове число n = 6 (шостий період)

Орбітальне квантове число l= 1 (р - орбіталь)

Магнітне квантове число (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Спинове квантове число m S = ±1/2
23. Вкажіть ті властивості хімічних елементів, що змінюються періодично. У чому причина періодичної повторюваності цих властивостей? На прикладах поясніть, у чому є сутність періодичності зміни властивостей хімічних сполук.

Рішення:


Властивості елементів, що визначаються будовою зовнішніх електронних шарів атомів, закономірно змінюються за періодами та групами періодичної системи. У цьому подібність електронних структур породжує подібність властивостей элементов–аналогов, але з тотожність цих властивостей. Тому при переході від одного елемента до іншого в групах і підгрупах спостерігається не просте повторення властивостей, а їх більш менш яскраво виражене закономірне зміна. Зокрема, хімічна поведінка атомів елементів проявляється у їх здатності втрачати і набувати електрони, тобто. в їх здатності до окислення та відновлення. Кількісним мірою здатності атома втрачатиелектрони є потенціал іонізації (Е і ) , а мірою здатності їх п купувати– спорідненість до електрона (Е з ). Характер зміни цих величин під час переходу від періоду до іншого повторюється, причому у основі цих змін лежить зміна електронної конфігурації атома. Так, завершені електронні шари, що відповідають атомам інертних газів, виявляють підвищену стійкість та підвищене значення потенціалів іонізації в межах періоду. У той самий час найменшими значеннями потенціалу іонізації мають s–елементи першої групи (Li, Na, K, Rb, Cs).

Електронегативністьє мірою здатності атома даного елемента відтягувати він електрони проти атомами інших елементів у соединении. Відповідно до одного з визначень (Маллікен), електронегативність атома може бути виражена як напівсума його енергії іонізації та спорідненості до електрона: = (Е та + Е с).

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електронегативності елемента, а підгрупах – її зниження. Найменшими значеннямиелектронегативності мають s-елементи I групи, а найбільшими - р-елементи VII групи.

Електронегативність однієї й тієї ж елемента може змінюватися залежно від валентного стану, гібридизації, ступеня окислення та інших. Електронегативність істотно впливає характер зміни властивостей сполук елементів. Так наприклад, сірчана кислотавиявляє сильніші кислотні властивості, ніж її хімічний аналог - селенова кислота, оскільки в останній центральний атом селену через меншу в порівнянні з атомом сірки електронегативності не так сильно поляризує зв'язку Н-О в кислоті, що і означає ослаблення кислотності.

Н-О O
Інший приклад: гідроксид хрому (II) та гідроксид хрому (VI). Гідроксид хрому (II), Cr(OH) 2 виявляє основні властивості на відміну від гідроксиду хрому (VI), Н 2 CrO 4 оскільки ступінь окислення хрому +2 обумовлює слабкість кулонівської взаємодії Cr 2+ з гідроксид-іоном і легкість відщеплення цього іона, тобто. прояв основних властивостей. У той же час високий ступінь окислення хрому +6 в гідроксиді хрому (VI) обумовлює сильне кулонівське тяжіння між гідроксидом-іоном і центральним атомом хрому і неможливість дисоціації зв'язку - OH. З іншого боку, високий рівень окислення хрому в гідроксиді хрому (VI) посилює його здатність притягувати електрони, тобто. електронегативність, що зумовлює високий ступіньполяризації зв'язків Н-О в цьому поєднанні, будучи причиною збільшення кислотності.


Наступною важливою характеристикоюатомів є їх радіуси. У періоди радіуси атомів металів зі зростанням порядкового номера елемента зменшуються, т.к. зі зростанням порядкового номера елемента в межах періоду зростає заряд ядра, а отже загальний заряд електронів, що його врівноважує; як наслідок, зростає і кулонівське тяжіння електронів, що призводить в кінцевому рахунку до зменшення відстані між ними та ядром. Найбільш рельєфне зниження радіусу спостерігається у елементів малих періодів, у яких відбувається заповнення електронами зовнішнього енергетичного рівня.

У більших періодах у d-і f-елементів спостерігається більш плавне зниження радіусів зі збільшенням заряду ядра атома. У межах кожної підгрупи елементів радіуси атомів, як правило, збільшуються зверху вниз, оскільки таке зміщення означає перехід більш високий енергетичний рівень.

Вплив радіусів іонів елементів на властивості утворених ними сполук можна проілюструвати на прикладі зростання кислотності галогенводневих кислот у газовій фазі: HI > HBr > HCl > HF.
43. Назвіть елементи, для атомів яких можливий лише один валентний стан, та вкажіть, яким він буде – основним або збудженим.

Рішення:


Один валентний стан можуть мати атоми елементів, у яких на зовнішньому валентному енергетичному рівні знаходиться один неспарений електрон – це елементи I групи періодичної системи (Н – водень, Li – літій, Na – натрій, К – калій, Rb – рубідій, Ag – срібло, Cs – цезій, Au – золото, Fr – францій), за винятком міді оскільки в утворенні хімічних зв'язків, кількість яких визначається валентністю, беруть участь так само d-електрони переднього рівня (основний стан атома міді 3d 10 4s 1 обумовлено стійкістю заповненої d- оболонки, однак перший збуджений стан 3d 9 4s 2 перевищує основне енергії всього на 1,4 еВ (близько 125 кДж/моль). II)).

Так само один валентний стан можуть мати атоми елементів, у яких зовнішній енергетичний рівень повністю заповнений і електрони не мають можливості перейти в збуджений стан. Це елементи головної підгрупи VIII групи – інертні гази (He – гелій, Ne – неон, Ar – аргон, Kr – криптон, Xe – ксенон, Rn – радон).

Для перелічених елементів єдиний валентний стан є основним, т.к. відсутня можливість переходу у збуджений стан. До того ж перехід у збуджений стан визначає новий валентний стан атома, відповідно, якщо можливий такий перехід, валентний стан атома не є єдиним.

63. Використовуючи модель відштовхування валентних електронних пар та метод валентних зв'язків, розгляньте просторову будову запропонованих молекул та іонів. Вкажіть: а) кількість зв'язувальних та неподілених електронних пар центрального атома; б) число орбіталей, що у гібридизації; в) тип гібридизації; г) тип молекули або іона (AB m E n); д) просторове розташування електронних пар; е) просторова будова молекули чи іона.

SO 3;

Рішення:


Відповідно до методу валентних зв'язків (використання цього методу призводить до такого ж результату, що і використання моделі ОЕПВО), просторова конфігурація молекули визначається просторовим розташуванням гібридних орбіталей центрального атома, які утворюються в результаті взаємодії між орбіталями.

Для визначення типу гібридизації центрального атома треба знати число орбіталей, що гібридизуються. Його можна знайти, склавши число сполучних і неподілених електронних пар центрального атома і відібравши число π-зв'язків.

У молекулі SO 3


загальна кількість сполучних пар дорівнює 6. Відібравши число π-зв'язків, отримаємо число орбіталей, що гібридизуються: 6 - 3 = 3. Таким чином, тип гібридизації sp 2 , тип іона AB 3 , просторове розташування електронних пар має форму трикутника, і сама молекула являє собою трикутник:


В іоні


загальна кількість сполучних пар дорівнює 4. π-зв'язків немає. Число орбіталей, що гібридизуються: 4. Таким чином, тип гібридизації sp 3 , тип іона AB 4 , просторове розташування електронних пар має форму тетраедра, і сам іон являє собою тетраедр:


83. Напишіть рівняння можливих реакцій взаємодії КОН, H 2 SO 4 , Н 2 O, Be(OH) 2 зі сполуками, наведеними нижче:

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

Рішення:
а) реакції взаємодії 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 + ВаO  немає реакції
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  немає реакції, в розчині одночасно знаходяться іони:

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


2KOH + Ni(OH) 2  K

2K + + 2 OH- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  немає реакції

б) реакції взаємодії H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  немає реакції
H 2 SO 4 + VaO  Vaso 4 + H 2 O

2H + + SO 4 2- + ВаO  ВаSO 4 + H 2 O


H 2 SO 4 + CO 2  немає реакції
H 2 SO 4 + HNO 3  немає реакції
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


в) реакції взаємодії H 2

H 2 Про + H 2 SO 3  немає реакції


H 2 Про + BaO  Ba(OH) 2

H 2 Про + BaO  Ba 2+ + 2OH -


H 2 Про + CO 2  немає реакції
H 2 Про + HNO 3  немає реакції
H 2 Про + NO 2  немає реакції
H 2 O + Ni(OH) 2  немає реакції

H 2 O + Ca(OH) 2  немає реакції


а) реакції взаємодії Be(OH) 2

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  ВеSO 3 + 2H 2 O

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

Be(OH) 2 + 2H+  Від 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  немає реакції
2Be(OH) 2 + CO 2  Ве 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 -  Be 2+ + 2NO 3 - + 2 H 2 O

Be(OH) 2 + 2H +  Be 2+ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  немає реакції
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  немає реакції
103. Для вказаної реакції

б) пояснити, який із факторів: ентропійний або ентальпійний сприяє мимовільному перебігу реакції у прямому напрямку;

в) у якому напрямку (прямому або зворотному) протікатиме реакція при 298К і 1000К;

д) назвати всі способи збільшення концентрації продуктів рівноважної суміші.

е) побудувати графік залежності ΔG р (кДж) від Т (К)

Рішення:


СО (г) + H 2 (г) = С (к) + H 2 Про (г)

Стандартні ентальпія освіти, ентропія та енергія Гіббсу освіти речовин



1. (ΔН 0298) х.р. =
–
= -241,84 + 110,5 = -131,34 кДж 2. (ΔS 0298) х.р. =
+
–
–
= 188,74 +5,7-197,5-130,6 = -133,66 Дж/К = -133,66 · 10 -3 кДж/моль > 0.

Пряма реакція супроводжується зменшенням ентропії, безлад у системі зменшується – несприятливий фактор для протікання хімічної реакціїу прямому напрямку.

3. Розраховуємо стандартну енергію Гіббса реакції.

за законом Гесса:

(ΔG 0298) х.р. =
–
= -228,8 +137,1 = -91,7 кДж

Виявилося, що (ΔН 0298) х.р. > (ΔS 0298) х.р. В·Т і тоді (ΔG 0298) х.р.

4.
≈
≈ 982,6 К.

≈ 982,6 К – орієнтовна температура, за якої встановлюється справжня хімічна рівновага, вище цієї температури протікатиме зворотна реакція. При цій температурі рівноймовірні обидва процеси.

5. Розрахуємо енергію Гіббса при 1000К:

(ΔG 0 1000) х. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131,4 – 1000·(-133,66)·10 -3 ≈ 2,32 кДж > 0.

Тобто. при 1000 К: ΔS 0 х. В·Т > ΔН 0 х.р.

Ентальпійний фактор став вирішальним, мимовільне перебіг прямої реакції стало неможливим. Протікає зворотна реакція: з одного моля газу та 1 моля твердої речовини утворюється 2 моля газу.

lg До 298 = 16,1; До 298 ≈ 10 16 >> 1.

Система далека стану істинного хімічного рівноваги, у ній переважають продукти реакції.

Залежність ΔG 0 від температури реакції

СО (г) + H 2 (г) = С (к) + H 2 Про (г)

До 1000 = 0,86 > 1 – система близька до стану рівноваги, проте за цієї температури у ній переважають вихідні речовини.

8. За принципом Ле Шательє при підвищенні температури рівновага має зміщуватися у бік зворотної реакції, константа рівноваги має зменшуватися.

9. Розглянемо, як узгоджуються наші розрахункові дані із принципом Ле Шательє. Представимо деякі дані, що показують залежність енергії Гіббса та константи рівноваги зазначеної реакції від температури:


Т, К

ΔG 0 т, кДж

До т

298

-131,34

10 16

982,6

0

1

1000

2,32

0,86

Таким чином, отримані розрахункові дані відповідають нашим висновкам, зробленим за принципом Ле Шательє.
123. Рівновага в системі:

)

встановилося при наступних концентраціях: [В] і [С], моль/л.

Визначити вихідну концентрацію речовини [В] 0 та константу рівноваги, якщо вихідна концентрація речовини А дорівнює [А] 0 моль/л

З рівняння видно, що у освіту 0,26 моль речовини З витрачається 0,13моль речовини і стільки ж речовини.

Тоді рівноважна концентрація речовини А дорівнює [А] = 0,4-0,13 = 0,27 моль/л.

Початкова концентрація речовини [В] 0 = [В] + 0,13 = 0,13 +0,13 = 0,26 моль/л.


Відповідь: [В] 0 = 0,26 моль/л, Кр = 1,93.

143. а) У 300г розчину міститься 36г КОН (щільність розчину 1,1 г/мл). Обчисліть відсоткову та молярну концентрацію даного розчину.

б) Скільки грамів кристалічної соди Na 2 СО 3 ·10H 2 O треба взяти для приготування 2л 0,2 М розчину Na 2 3 ?


Рішення:

Відсоткову концентрацію знайдемо за рівнянням:

Мольна маса КОН дорівнює 56,1 г/моль;

Для розрахунку молярності розчину знайдемо масу КОН, що міститься в 1000 мл (тобто в 1000 · 1100 = 1100г) розчину:

1100: 100 = у: 12; у= 12 · 1100/100 = 132 г

З м = 56,1/132 = 0,425 моль/л.

Відповідь: С = 12%, См = 0,425 моль/л

Рішення:


1. Знайдемо масу безводної солі

m = См·М·V, де М - молярна маса, V - об'єм.

m = 0,2 · 106 · 2 = 42,4 р.

2. Знайдемо масу кристалогідрату з пропорції

молярна маса кристалогідрату 286 г/моль - маса Х

молярна маса безводної солі 106г/моль - маса 42,4г

звідси Х = m Na 2 CO 3 · 10H 2 O = 42,4 · 286/106 = 114,4 р.

Відповідь: m Na 2 CO 3 ·10H 2 O = 114,4 р.


163. Обчисліть температуру кипіння 5% розчину нафталіну С 10 Н 8 в бензолі. Температура кипіння бензолу 80,20С.

Дано:

Ср-ра(З 10 Н 8) = 5%

tкіп (З 6 Н 6) = 80,2 0 С


Знайти:

tкіп (р-ра) -?

Рішення:


З другого закону Рауля

ΔT = Е · m = (Е · m B · 1000) / (m A · μ B)

Тут Е – ебуліоскопічна постійна розчинника

Е(З 6 Н 6) = 2,57

m A – вага розчинника, m B – вага розчиненої речовини, MB – його молекулярна маса.

Нехай маса розчину дорівнює 100 грам, отже маса розчиненої речовини дорівнює 5 грам, а маса розчинника 100 – 5 = 95 грам.

М (нафталіну С 10 Н 8) = 12 · 10 + 1 · 8 = 128 г/моль.

Підставляємо всі дані у формулу і знаходимо підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з чистим розчинником:

ΔT = (2,57 · 5 · 1000) / (128 · 95) = 1,056

Температуру кипіння розчину нафталіну можна знайти за формулою:

T к.р-ра = T к.р-ля + T = 80,2 + 1,056 = 81,256

Відповідь: 81,256 про С


183. Завдання 1. Напишіть рівняння дисоціації та константи дисоціації для слабких електролітів.

Завдання 2. За заданими іонними рівняннями напишіть відповідні молекулярні рівняння.

Завдання 3. Напишіть у молекулярній та іонній формах рівняння реакцій для наступних перетворень.


№ п/п

Завдання 1

Завдання 2

Завдання 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

Рішення:


Напишіть рівняння дисоціації та константи дисоціації для слабких електролітів.

Iст.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Кд 1 =
= 1,5 · 10 -5
IIст.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Кд 2 =
= 4,9 · 10 -7

Zn(OH) 2 – амфотерний гідрооксид, можлива дисоціація за кислотним типом

Іст.: H 2 ZnO 2 ↔ Н + + HZnO 2 -

Кд 1 =

IIст.: HZnO 2 - ↔ Н + + ZnO 2 2-

Кд 2 =

H 3 AsO 4 – ортомиш'якова кислота – сильний електроліт, в розчині дисоціює націло:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
За заданими іонними рівняннями напишіть відповідні молекулярні рівняння.

Ni 2+ + OH - + Cl - = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(недостача) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Напишіть у молекулярній та іонній формах рівняння реакцій для наступних перетворень.

NaHSO 3 →Na 2 SO 3 →H 2 SO 3 →NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH →Na 2 SO 3 + H 2 O

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

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

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

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

2 Н + + SO 3 2- + Na + + OH- → Na + + HSO 3 - + H 2 O

2 Н + + SO 3 2 + OH- → Na + + H 2 O
203. Завдання 1. Написати рівняння гідролізу солей у молекулярній та іонній формах, вказати рН розчинів (рН > 7, рН Завдання 2. Написати рівняння реакцій, що протікають між речовинами в водних розчинах


№ п/п

Завдання 1

Завдання 2

203

Na 2 S; CrBr 3

FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Завдання 1. Написати рівняння гідролізу солей у молекулярній та іонній формах, вказати рН розчинів (рН > 7, рН

Na 2 S - сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, піддається гідролізу по аніону. Реакція середовища лужна (рН> 7).

Іст. Na 2 S + НОН ↔ NaНS + NaOH

2Na + + S 2- + НОН ↔ Na + + НS - + Na + + OH -

ІІст. NaHS + НОН ↔ Н 2 S + NaOH

Na + + HS - + НОН ↔ Na + + Н 2 S + OH -
CrBr 3 - сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою, піддається гідролізу по катіону. Реакція середовища кисла (рН

Іст. CrBr 3 + НОН ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

ІІст. CrOHBr 2 + НОН ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

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

IIIст. Cr(OH) 2 Br + НОН↔ Cr(OH) 3 + HBr

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

Гідроліз протікає переважно по першому ступені.


Завдання 2. Написати рівняння реакцій, що протікають між речовинами у водних розчинах

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl 3 – сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою

Na 2 CO 3 – сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою


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

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


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

Йде взаємне посилення гідролізу

Al 2 (SO 4) 3 – сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою

Na 2 CO 3 – сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою

При спільному гідролізі двох солей утворюються слабка основа та слабка кислота:

Iст: 2Na 2 CО 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2НCО 3 - + 2AlОН 2+ + 3 SO 4 2 -

IIст: 2НCО 3 - + 2AlОН 2+ + 2HOH => 2Н 2 CО 3 + 2Al(ОН) 2 +

IIIст: 2Al(ОН) 2 + + 2HOH => 2Al(ОН) 3 + 2Н +

Сумарне рівняння гідролізу

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 + Н 2 SO 4

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

2Al 3+ + 2CПро 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CПро 3
сторінка 1

Електронна конфігураціяатома- це формула, що показує розташування електронів в атомі за рівнями та підрівнями. Після вивчення статті Ви дізнаєтеся, де і як розташовуються електрони, познайомитеся з квантовими числами та зможете побудувати електронну конфігурацію атома за його номером, наприкінці статті наведено таблицю елементів.

Навіщо вивчати електронну конфігурацію елементів?

Атоми як конструктор: є певна кількість деталей, вони відрізняються одна від одної, але дві деталі одного типу абсолютно однакові. Але цей конструктор набагато цікавіший, ніж пластмасовий і ось чому. Конфігурація змінюється в залежності від того, хто є поряд. Наприклад, кисень поруч із воднем можеперетворитися на воду, поруч із натрієм на газ, а перебуваючи поруч із залізом зовсім перетворює їх у іржу. Що б відповісти на питання чому так відбувається і передбачити поведінку атома поряд з іншим, необхідно вивчити електронну конфігурацію, про що й йтиметься нижче.

Скільки електронів у атомі?

Атом складається з ядра і електронів, що обертаються навколо нього, ядро ​​складається з протонів і нейтронів. У нейтральному стані у кожного атома кількість електронів дорівнює кількості протонів у його ядрі. Кількість протонів позначили порядковим номером елемента, наприклад сірка, має 16 протонів - 16й елемент періодичної системи. Золото має 79 протонів - 79-й елемент таблиці Менделєєва. Відповідно, у сірці у нейтральному стані 16 електронів, а у золоті 79 електронів.

Де шукати електрону?

Спостерігаючи поведінку електрона було виведено певні закономірності, вони описуються квантовими числами, їх чотири:

  • Головне квантове число
  • Орбітальне квантове число
  • Магнітне квантове число
  • Спинове квантове число

Орбіталь

Далі, замість слова орбіта, ми використовуватимемо термін "орбіталь", орбіталь - це хвильова функція електрона, грубо - це область, у якій електрон проводить 90% часу.
N - рівень
L - оболонка
M l – номер орбіталі
M s - перший чи другий електрон на орбіталі

Орбітальне квантове число l

В результаті дослідження електронної хмари, виявили, що в залежності від рівня енергії, хмара набуває чотирьох основних форм: куля, гантелі та інші дві, більш складні. У порядку зростання енергії ці форми називаються s-, p-, d- і f-оболонкою. На кожній з таких оболонок може розташовуватися 1 (s), 3 (p), 5 (d) і 7 (f) орбіталей. Орбітальне квантове число - це оболонка, де знаходяться орбіталі. Орбітальне квантове число для s,p,d і f-орбіталей приймає відповідно значення 0,1,2 або 3.

На s-оболонці одна орбіталь (L=0) - два електрони
На p-оболонці три орбіталі (L=1) – шість електронів
На d-оболонці п'ять орбіталей (L=2) – десять електронів
На f-оболонці сім орбіталей (L=3) – чотирнадцять електронів

Магнітне квантове число m l

На p-оболонці є три орбіталі, вони позначаються цифрами від -L, до +L, тобто, для p-оболонки (L=1) існують орбіталі "-1", "0" і "1". Магнітне квантове число позначається буквою m l.

Усередині оболонки електронам легше розташовуватися на різних орбіталях, тому перші електрони заповнюють по одному на кожну орбіталь, а потім уже до кожного приєднується пара.

Розглянемо d-оболонку:
d-оболонці відповідає значення L=2, тобто п'ять орбіталей (-2,-1,0,1 і 2), перші п'ять електронів заповнюють оболонку приймаючи значення M l = -2, M l = -1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Спинове квантове число m s

Спин - це напрямок обертання електрона навколо своєї осі, два напрямків, тому спинове квантове число має два значення: +1/2 і -1/2. На одному енергетичному підрівні можуть бути два електрони тільки з протилежними спинами. Спинове квантове число позначається ms

Головне квантове число n

Головне квантове число - це рівень енергії, на даний момент відомі сім енергетичних рівнів, кожен позначається арабською цифрою: 1,2,3,...7. Кількість оболонок кожному рівні дорівнює номеру рівня: першому рівні одна оболонка, другою дві тощо.

Номер електрона


Отже, будь-який електрон можна описати чотирма квантовими числами, комбінація з цих чисел унікальна для кожної позиції електрона, візьмемо перший електрон, найнижчий енергетичний рівень це N=1, на першому рівні знаходиться одна оболонка, перша оболонка на будь-якому рівні має форму кулі (s -оболонка), тобто. L=0, магнітне квантове число може прийняти тільки одне значення, M l =0 і спин дорівнюватиме +1/2. Якщо ми візьмемо п'ятий електрон (у якому атомі він був), то основні квантові числа йому будуть: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.