پیکربندی الکترونیکی یک اتمفرمولی است که آرایش الکترون ها را در یک اتم بر اساس سطوح و زیرسطح ها نشان می دهد. پس از مطالعه مقاله، می آموزید که الکترون ها کجا و چگونه قرار دارند، با اعداد کوانتومی آشنا می شوید و می توانید پیکربندی الکترونیکی یک اتم را با شماره آن بسازید، در انتهای مقاله جدولی از عناصر وجود دارد.

چرا پیکربندی الکترونیکی عناصر را مطالعه می کنیم؟

اتم ها مانند یک مجموعه ساختمانی هستند: تعداد معینی از قطعات وجود دارد، آنها با یکدیگر متفاوت هستند، اما دو قسمت از یک نوع کاملاً یکسان هستند. اما این مجموعه ساخت و ساز بسیار جالب تر از پلاستیکی است و در اینجا دلیل آن است. بسته به اینکه چه کسی در این نزدیکی است، پیکربندی تغییر می کند. مثلاً اکسیژن در کنار هیدروژن شایدتبدیل به آب می‌شود، وقتی نزدیک سدیم باشد به گاز تبدیل می‌شود و وقتی نزدیک به آهن است کاملاً به زنگ تبدیل می‌شود. برای پاسخ به این سوال که چرا این اتفاق می افتد و پیش بینی رفتار یک اتم در کنار اتم دیگر، بررسی پیکربندی الکترونیکی آن ضروری است که در ادامه به آن پرداخته خواهد شد.

چند الکترون در یک اتم وجود دارد؟

یک اتم شامل یک هسته و الکترون هایی است که به دور آن می چرخند. در حالت خنثی، تعداد الکترون های هر اتم برابر با تعداد پروتون های هسته خود است. تعداد پروتون ها با عدد اتمی عنصر مشخص می شود، به عنوان مثال، گوگرد دارای 16 پروتون است - شانزدهمین عنصر جدول تناوبی. طلا ۷۹ پروتون دارد که ۷۹مین عنصر جدول تناوبی است. بر این اساس گوگرد دارای 16 الکترون در حالت خنثی و طلا دارای 79 الکترون است.

کجا به دنبال الکترون بگردیم؟

با مشاهده رفتار الکترون، الگوهای خاصی به دست آمد که آنها با اعداد کوانتومی توصیف می شوند، در کل چهار الگو وجود دارد:

• عدد کوانتومی اصلی
• عدد کوانتومی مداری
• عدد کوانتومی مغناطیسی
• عدد کوانتومی را بچرخانید

مداری

به‌علاوه، به‌جای کلمه «اوربیتال» از واژه «اوربیتال» استفاده خواهیم کرد.

N - سطح
L - پوسته
M l - عدد مداری
M s - الکترون اول یا دوم در اوربیتال

عدد کوانتومی مداری l

در نتیجه مطالعه ابر الکترونی مشخص شد که بسته به سطح انرژی، ابر چهار شکل اصلی دارد: یک توپ، یک دمبل و دو شکل پیچیده دیگر. به ترتیب افزایش انرژی، به این اشکال پوسته s-، p-، d- و f می گویند. هر یک از این پوسته ها می توانند 1 (روی s)، 3 (روی p)، 5 (روی d) و 7 (روی f) اوربیتال داشته باشند. عدد کوانتومی مداری پوسته ای است که اوربیتال ها در آن قرار دارند. عدد کوانتومی مداری برای اوربیتالهای s،p،d و f به ترتیب مقادیر 0،1،2 یا 3 را می گیرد.

یک اوربیتال روی پوسته s وجود دارد (L=0) - دو الکترون
سه اوربیتال روی پوسته p وجود دارد (L=1) - شش الکترون
پنج اوربیتال روی پوسته d وجود دارد (L=2) - ده الکترون
هفت اوربیتال روی پوسته f وجود دارد (L=3) - چهارده الکترون

عدد کوانتومی مغناطیسی m l

روی پوسته p سه اوربیتال وجود دارد که با اعداد -L تا +L مشخص می شوند، یعنی برای پوسته p (L=1) اوربیتال های "-1"، "0" و "1" وجود دارد. . عدد کوانتومی مغناطیسی با حرف m l نشان داده می شود.

در داخل پوسته، قرار گرفتن الکترون ها در اوربیتال های مختلف آسان تر است، بنابراین اولین الکترون ها در هر اوربیتال یکی را پر می کنند و سپس یک جفت الکترون به هر یک اضافه می شود.

d-shell را در نظر بگیرید:
پوسته d مربوط به مقدار L=2 است، یعنی پنج اوربیتال (-2،-1،0،1 و 2)، پنج الکترون اول پوسته را با مقادیر Ml =-2، M پر می کنند. l =-1، M l = 0، M l = 1، M l = 2.

عدد کوانتومی m s را بچرخانید

اسپین جهت چرخش یک الکترون حول محور خود است، دو جهت وجود دارد، بنابراین عدد کوانتومی اسپین دارای دو مقدار است: 2/1+ و 2/1-. یک زیرسطح انرژی فقط می تواند حاوی دو الکترون با اسپین مخالف باشد. عدد کوانتومی اسپین را m s نشان می دهند

عدد کوانتومی اصلی n

عدد کوانتومی اصلی سطح انرژی در است این لحظههفت سطح انرژی شناخته شده است که هر کدام با یک عدد عربی نشان داده شده است: 1،2،3،...7. تعداد پوسته ها در هر سطح برابر با تعداد سطح است: یک پوسته در سطح اول، دو پوسته در سطح دوم و غیره وجود دارد.

عدد الکترون

بنابراین، هر الکترونی را می توان با چهار عدد کوانتومی توصیف کرد، ترکیب این اعداد برای هر موقعیت الکترون منحصر به فرد است، اولین الکترون را بگیرید، کمترین سطح انرژی N = 1 است، در سطح اول یک پوسته وجود دارد، پوسته اول در هر سطحی شکل یک توپ (s -shell) دارد، یعنی. L=0، عدد کوانتومی مغناطیسی می تواند فقط یک مقدار بگیرد، M l = 0 و اسپین برابر با 1/2 + خواهد بود. اگر الکترون پنجم را (در هر اتمی که باشد) بگیریم، اعداد کوانتومی اصلی برای آن عبارتند از: N=2، L=1، M=-1، اسپین 1/2.

هنگام نوشتن فرمول های الکترونیکی برای اتم های عناصر، سطوح انرژی (مقادیر عدد کوانتومی اصلی) را نشان دهید nبه شکل اعداد - 1، 2، 3، و غیره)، سطوح فرعی انرژی (مقادیر عدد کوانتومی مداری) لبه شکل حروف - س, پ, د, f) و عدد در بالا نشان دهنده تعداد الکترون ها در یک زیرسطح معین است.

اولین عنصر در جدول D.I است. مندلیف هیدروژن است، بنابراین بار هسته اتم نبرابر 1، هر اتم فقط یک الکترون دارد سزیرسطح سطح اول بنابراین، فرمول الکترونیکی اتم هیدروژن به شکل زیر است:

عنصر دوم هلیوم است نه 1س 2. دوره اول فقط دو عنصر را شامل می شود، زیرا اولین سطح انرژی با الکترون ها پر شده است که فقط می تواند توسط 2 الکترون اشغال شود.

سومین عنصر به ترتیب - لیتیوم - در حال حاضر در دوره دوم است، بنابراین، سطح انرژی دوم آن شروع به پر شدن با الکترون می کند (ما در بالا در مورد این صحبت کردیم). پر شدن سطح دوم با الکترون آغاز می شود سزیرسطح، بنابراین فرمول الکترونیکی اتم لیتیوم 3 است لی 1س 2 2س 1 . اتم بریلیم با الکترون پر می شود س-سطح فرعی: 4 Ve 1س 2 2س 2 .

در عناصر بعدی دوره دوم، سطح انرژی دوم همچنان با الکترون پر می شود، فقط اکنون با الکترون پر شده است. آر-سطح فرعی: 5 که در 1س 2 2س 2 2آر 1 ; 6 با 1س 2 2س 2 2آر 2 … 10 Ne 1س 2 2س 2 2آر 6 .

اتم نئون با الکترون پر می شود آر-سطح فرعی، این عنصر به دوره دوم پایان می دهد، از آن زمان هشت الکترون دارد س- و آر-سطوح فرعی فقط می تواند حاوی هشت الکترون باشد.

عناصر دوره 3 دارای توالی مشابهی از پر کردن سطوح فرعی انرژی سطح سوم با الکترون هستند. فرمول الکترونیکی اتم های برخی از عناصر این دوره به شرح زیر است:

11 Na 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 1 ; 12 Mg 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 ; 13 ال 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 1 ;

14 سی 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 2 ;…; 18 آر 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 .

دوره سوم مانند دوره دوم با عنصری (آرگون) به پایان می رسد که کاملاً با الکترون پر شده است آرزیرسطح، اگرچه سطح سوم شامل سه سطح فرعی است ( س, آر, د). با توجه به ترتیب فوق برای پر کردن سطوح فرعی انرژی مطابق با قوانین کلچکوفسکی، انرژی سطح فرعی 3 دانرژی زیرسطح 4 بیشتر سبنابراین اتم پتاسیم در کنار آرگون و اتم کلسیم پشت آن با الکترون 3 پر می شود. س– زیرسطح سطح چهارم:

19 به 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 1 ; 20 سا 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 2 .

با شروع از عنصر 21 - اسکاندیم، زیرسطح 3 در اتم های عناصر شروع به پر شدن با الکترون می کند. د. فرمول های الکترونیکی اتم های این عناصر عبارتند از:

21 Sc 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 1 ; 22 Ti 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 2 .

در اتم های عنصر 24 (کروم) و عنصر 29 (مس)، پدیده ای به نام "نشت" یا "شکست" یک الکترون مشاهده می شود: یک الکترون از 4 بیرونی. س- سطح فرعی 3 سقوط می کند د- سطح فرعی، تکمیل پر کردن آن تا نیمه (برای کروم) یا کامل (برای مس)، که به پایداری بیشتر اتم کمک می کند:

24 Cr 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 1 3د 5 (به جای ... 4 س 2 3د 4) و

29 مس 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 1 3د 10 (به جای ... 4 س 2 3د 9).

با شروع از عنصر 31 - گالیوم، پر شدن سطح 4 با الکترون ادامه دارد، اکنون - آر– سطح فرعی:

31 GA 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 10 4پ 1 …; 36 Kr 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 10 4پ 6 .

این عنصر به دوره چهارم پایان می دهد که در حال حاضر شامل 18 عنصر است.

ترتیب مشابهی از پر کردن سطوح فرعی انرژی با الکترون ها در اتم های عناصر دوره پنجم رخ می دهد. برای دو مورد اول (روبیدیوم و استرانسیوم) پر شده است س- سطح زیرین سطح 5، برای ده عنصر بعدی (از ایتریوم تا کادمیوم) پر شده است. د- سطح فرعی سطح 4؛ دوره توسط شش عنصر (از ایندیم تا زنون) تکمیل می شود که اتم های آنها با الکترون پر شده است. آر- سطح فرعی خارجی، سطح پنجم. همچنین 18 عنصر در یک دوره وجود دارد.

برای عناصر دوره ششم، این ترتیب پر کردن نقض می شود. در ابتدای دوره، طبق معمول، دو عنصر وجود دارد که اتم های آنها با الکترون پر شده است س– زیرسطح بیرونی، ششم، سطح. عنصر بعدی پشت آنها، لانتانیم، شروع به پر شدن با الکترون می کند د- سطح فرعی سطح قبلی، یعنی. 5 د. این پر شدن با الکترون 5 را کامل می کند د- سطح زیرین متوقف می شود و 14 عنصر بعدی - از سریم تا لوتیتیم - شروع به پر شدن می کنند fزیرسطح سطح 4. این عناصر همگی در یک سلول جدول گنجانده شده اند و در زیر یک ردیف منبسط شده از این عناصر به نام لانتانیدها وجود دارد.

شروع از عنصر 72 - هافنیوم - تا عنصر 80 - جیوه، پر شدن با الکترون ادامه دارد 5 د-سطح فرعی، و دوره طبق معمول با شش عنصر (از تالیم تا رادون) به پایان می رسد که اتم های آن پر از الکترون است. آر– زیرسطح بیرونی، ششم، سطح. این بزرگترین دوره، شامل 32 عنصر است.

در اتم های عناصر دوره هفتم، ناقص، همان ترتیب پر شدن سطوح فرعی که در بالا توضیح داده شد، قابل مشاهده است. به دانش آموزان اجازه می دهیم خودشان بنویسند. فرمول های الکترونیکیاتم های عناصر دوره 5 - 7 با در نظر گرفتن همه چیزهایی که در بالا گفته شد.

توجه داشته باشید:در برخی کتاب های درسیترتیب متفاوتی از نوشتن فرمول های الکترونیکی اتم های عناصر مجاز است: نه به ترتیب پر شدن آنها، بلکه مطابق با تعداد الکترون های ارائه شده در جدول در هر سطح انرژی. به عنوان مثال، فرمول الکترونیکی اتم آرسنیک ممکن است به صورت زیر باشد: 1س 2 2س 2 2آر 6 3س 2 3پ 6 3د 10 4س 2 4پ 3 .

صفحه 1
3. یک فرمول الکترونیکی بنویسید و اوتالیم Tl 3+. برای الکترون های ظرفیت اتم Tl مجموعه هر چهار عدد کوانتومی را نشان می دهد.

راه حل:

طبق قانون کلچکوفسکی، پر کردن سطوح انرژی و سطوح فرعی به ترتیب زیر انجام می شود:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

عنصر تالیم Tl دارای بار هسته ای +81 (عدد اتمی 81) به ترتیب 81 الکترون است. طبق قانون کلچکوفسکی، الکترون ها را بین سطوح فرعی انرژی توزیع می کنیم و فرمول الکترونیکی عنصر Tl را به دست می آوریم:

81 Tl تالیوم 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 6 p 1

یون تالیوم Tl 3+ دارای بار 3 + است، به این معنی که اتم 3 الکترون داد، و از آنجایی که اتم فقط می تواند الکترون های ظرفیت سطح بیرونی را رها کند (برای تالیم این دو الکترون 6s و یک الکترون 6p هستند). فرمول الکترونیکی آن به شکل زیر خواهد بود:

81 Tl 3+ تالیم 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 6 p 0

عدد کوانتومی اصلی nانرژی کل الکترون و درجه حذف آن از هسته (عدد سطح انرژی) را تعیین می کند. هر مقدار صحیح از 1 را می پذیرد (n = 1، 2، 3، ...)، یعنی. مربوط به شماره دوره است.

عدد کوانتومی مداری (سمت یا سمتی). لشکل اوربیتال اتمی را تعیین می کند. می تواند مقادیر صحیح را از 0 تا n-1 بگیرد (l = 0، 1، 2، 3،...، n-1). صرف نظر از عدد سطح انرژی، هر مقدار لعدد کوانتومی مداری مربوط به اوربیتالی با شکل خاصی است.

اوربیتال ها با ل= 0 را اوربیتال های s می نامند،

ل= 1 - اوربیتال های p (3 نوع، متفاوت در عدد کوانتومی مغناطیسی m)،

ل= 2 - اوربیتال های d (5 نوع)،

ل= 3 - اوربیتال های f (7 نوع).

عدد کوانتومی مغناطیسی ml موقعیت اوربیتال الکترون را در فضا مشخص می کند و مقادیر صحیح را از - می گیرد. ل به + لاز جمله 0. این بدان معناست که برای هر شکل مداری (2 ل+ 1) جهت گیری انرژی معادل در فضا.

عدد کوانتومی اسپین m S مشخصه گشتاور مغناطیسی است که هنگام چرخش الکترون حول محور خود رخ می دهد. فقط دو مقدار +1/2 و –1/2 مربوط به جهت مخالف چرخش را می پذیرد.
الکترون های ظرفیت الکترون هایی هستند که در سطح انرژی بیرونی قرار دارند. تالیم دارای 3 الکترون ظرفیتی است: 2 الکترون ثانیه و 1 الکترون p.

اعداد کوانتومی s – الکترون ها:

عدد کوانتومی مداری ل= 0 (s - مداری)

عدد کوانتومی مغناطیسی ml = (2 ل+ 1 = 1): m l = 0.

اسپین عدد کوانتومی m S = 1/2 ±

اعداد کوانتومی p – الکترون:

عدد کوانتومی اصلی n = 6 (دوره ششم)

عدد کوانتومی مداری ل= 1 (p – مداری)

عدد کوانتومی مغناطیسی (2 ل+ 1 = 3): m = -1، 0، +1

اسپین عدد کوانتومی m S = 1/2 ±
23. آن خواص را مشخص کنید عناصر شیمیایی، که به صورت دوره ای تغییر می کنند. دلیل تکرار دوره ای این خواص چیست؟ با استفاده از مثال ها، ماهیت تناوب تغییرات در خواص ترکیبات شیمیایی را توضیح دهید.

راه حل:

خواص عناصر که توسط ساختار لایه های الکترونیکی بیرونی اتم ها تعیین می شود، به طور طبیعی بر اساس دوره ها و گروه ها تغییر می کند. جدول تناوبی. در این حالت، تشابه ساختارهای الکترونیکی باعث تشابه ویژگی‌های عناصر آنالوگ می‌شود، اما نه هویت این ویژگی‌ها. بنابراین، هنگام حرکت از یک عنصر به عنصر دیگر در گروه ها و زیر گروه ها، آنچه مشاهده می شود تکرار ساده ویژگی ها نیست، بلکه تغییر طبیعی کم و بیش مشخص آنهاست. به طور خاص، رفتار شیمیایی اتم های عناصر در توانایی آنها برای از دست دادن و به دست آوردن الکترون آشکار می شود، یعنی. در توانایی آنها برای اکسید شدن و کاهش. اندازه گیری کمی توانایی یک اتم از دست دادنالکترون است پتانسیل یونیزاسیون (E و ) ، و معیاری از توانایی آنها برای دوباره بدست آوردن– میل ترکیبی الکترون (E با ). ماهیت تغییر در این کمیت ها در طول انتقال از یک دوره به دوره دیگر تکرار می شود و این تغییرات بر اساس تغییر است. پیکربندی الکترونیکیاتم بنابراین، لایه‌های الکترونیکی تکمیل‌شده مربوط به اتم‌های گازهای بی‌اثر، پایداری و افزایش پتانسیل یونیزاسیون را در یک دوره نشان می‌دهند. در عین حال، عناصر s گروه اول (Li، Na، K، Rb، Cs) کمترین مقدار پتانسیل یونیزاسیون را دارند.

الکترونگاتیویاندازه گیری توانایی یک اتم از یک عنصر معین برای جذب الکترون به سمت خود در مقایسه با اتم های سایر عناصر موجود در ترکیب است. طبق یکی از تعاریف (مولیکن)، الکترونگاتیوی یک اتم را می توان به صورت نصف مجموع انرژی یونیزاسیون و میل الکترونی آن بیان کرد: = (E و + E c).

در دوره ها وجود دارد روند کلیافزایش الکترونگاتیوی عنصر و در زیرگروه ها - کاهش آن. پایین ترین مقادیرعناصر s گروه I دارای الکترونگاتیوی هستند و عناصر p گروه VII بیشترین الکترونگاتیوی را دارند.

الکترونگاتیوی همان عنصر می تواند بسته به حالت ظرفیت، هیبریداسیون، حالت اکسیداسیون و غیره متفاوت باشد. الکترونگاتیوی به طور قابل توجهی بر ماهیت تغییرات در خواص ترکیبات عناصر تأثیر می گذارد. به عنوان مثال، اسید سولفوریک خواص اسیدی قوی تری نسبت به آنالوگ شیمیایی خود - اسید سلنیک از خود نشان می دهد، زیرا در دومی اتم سلنیوم مرکزی، به دلیل الکترونگاتیوی پایین تر در مقایسه با اتم گوگرد، پیوندهای H-O در اسید را به شدت قطبی نمی کند. که به معنای ضعیف شدن اسیدیته است.

H–O O
مثال دیگر: هیدروکسید کروم (II) و هیدروکسید کروم (VI). هیدروکسید کروم (II)، کروم (OH) 2، در مقابل هیدروکسید کروم (VI)، H 2 CrO 4، خواص اساسی از خود نشان می دهد، زیرا وضعیت اکسیداسیون کروم +2 ضعف برهم کنش کولن Cr 2+ را با یون هیدروکسید و سهولت حذف این یون، یعنی. تجلی خواص اساسی در عین حال، حالت اکسیداسیون بالای کروم 6+ در هیدروکسید کروم (VI) جاذبه قوی کولن بین یون هیدروکسید و اتم کروم مرکزی و عدم امکان تفکیک در طول پیوند را تعیین می کند. - اوه از سوی دیگر، حالت اکسیداسیون بالای کروم در هیدروکسید کروم (VI) توانایی آن را برای جذب الکترون ها افزایش می دهد. الکترونگاتیوی، که تعیین می کند درجه بالاپلاریزاسیون پیوندهای H-O در این ترکیب، پیش نیازی برای افزایش اسیدیته است.

مشخصه مهم بعدی اتم ها شعاع آنهاست. در دوره ها، شعاع اتم های فلز با افزایش می باشد شماره سریالعناصر کاهش می یابد، زیرا با افزایش عدد اتمی یک عنصر در یک دوره، بار هسته افزایش می یابد و بنابراین بار کل الکترون هایی که آن را متعادل می کند افزایش می یابد. در نتیجه، جاذبه کولنی الکترون ها نیز افزایش می یابد که در نهایت منجر به کاهش فاصله بین آنها و هسته می شود. بارزترین کاهش شعاع در عناصر دوره های کوتاه مشاهده می شود که در آن سطح انرژی بیرونی با الکترون ها پر می شود.

در دوره های بزرگ، با افزایش بار هسته اتم، عناصر d و f کاهش نرم تری در شعاع نشان می دهند. در هر زیر گروه از عناصر، شعاع اتمی از بالا به پایین افزایش می یابد، زیرا چنین تغییری نشان دهنده انتقال به سطح انرژی بالاتر است.

تأثیر شعاع یون های عنصر بر خواص ترکیباتی که آنها تشکیل می دهند را می توان با مثال افزایش اسیدیته اسیدهای هیدروهالیک در فاز گاز نشان داد: HI > HBr > HCl > HF.
43. عناصری را که برای اتمهای آنها فقط یک حالت ظرفیت ممکن است نام ببرید و مشخص کنید که آیا آن را زمین می کند یا برانگیخته می شود.

راه حل:

اتم های عناصری که دارای یک الکترون جفت نشده در سطح انرژی ظرفیت بیرونی هستند می توانند یک حالت ظرفیت داشته باشند - اینها عناصر گروه I سیستم تناوبی هستند (H - هیدروژن ، لی - لیتیوم ، سدیم - سدیم ، K - پتاسیم ، Rb - روبیدیم ، نقره - نقره، Cs - سزیم، طلا - طلا، Fr - فرانسیم) به استثنای مس، زیرا الکترونهای d سطح ماقبل خارجی نیز در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت می کنند که تعداد آنها تعیین می شود. با ظرفیت (وضعیت پایه اتم مس 3d 10 4s 1 به دلیل پایداری پوسته d پر است، با این حال، اولین حالت برانگیخته 3d 9 4s 2 از نظر انرژی تنها 1.4 eV (حدود 125 کیلوژول) از حالت پایه فراتر می رود. /mol بنابراین، در). ترکیبات شیمیاییهر دو حالت خود را به یک اندازه نشان می دهند و باعث ایجاد دو سری ترکیبات مس (I) و (II) می شوند.

همچنین اتم های عناصری که سطح انرژی بیرونی آنها کاملاً پر است و الکترون ها فرصت رفتن به حالت برانگیخته را ندارند، می توانند یک حالت ظرفیتی داشته باشند. اینها عناصر زیرگروه اصلی گروه VIII هستند - گازهای بی اثر (He - هلیوم، Ne - نئون، Ar - آرگون، Kr - کریپتون، Xe - زنون، Rn - رادون).

برای همه عناصر فهرست شده، تنها حالت ظرفیت، حالت پایه است، زیرا امکان انتقال به حالت هیجانی وجود ندارد. علاوه بر این، انتقال به حالت برانگیخته، وضعیت ظرفیت جدید اتم را تعیین می کند، بر این اساس، اگر چنین انتقالی امکان پذیر باشد، تنها حالت ظرفیت یک اتم نیست.

63. با استفاده از مدل دافعه جفت الکترون های ظرفیتی و روش پیوندهای ظرفیتی، ساختار فضایی مولکول ها و یون های پیشنهادی را در نظر بگیرید. نشان دهید: الف) تعداد پیوند و جفت الکترون تک اتم مرکزی. ب) تعداد اوربیتال های درگیر در هیبریداسیون. ج) نوع هیبریداسیون؛ د) نوع مولکول یا یون (AB m E n)؛ ه) آرایش فضایی جفت الکترون. و) ساختار فضایی یک مولکول یا یون.

SO 3;

راه حل:

با توجه به روش پیوند ظرفیت (استفاده از این روش منجر به همان نتیجه با استفاده از مدل OEPBO می شود)، پیکربندی فضایی مولکول توسط آرایش فضایی اوربیتال های ترکیبی اتم مرکزی تعیین می شود که در نتیجه تشکیل می شوند. برهمکنش بین اوربیتال ها

برای تعیین نوع هیبریداسیون اتم مرکزی، دانستن تعداد اوربیتال های هیبریداسیون ضروری است. می توان آن را با جمع کردن تعداد پیوند و جفت الکترون تک اتم مرکزی و کم کردن تعداد پیوندهای π پیدا کرد.

در یک مولکول SO 3

تعداد کل جفت‌های پیوند 6 است. با کم کردن تعداد پیوندهای π، تعداد اوربیتال‌های هیبریدکننده را به دست می‌آوریم: 6 – 3 = 3. بنابراین، نوع هیبریداسیون sp 2، نوع یون AB 3 است. آرایش فضایی جفت الکترون ها به شکل مثلث است و خود مولکول مثلث است:

در یون

تعداد کل جفت های پیوند 4 است. هیچ پیوند π وجود ندارد. تعداد اوربیتال های هیبریداسیون: 4. بنابراین نوع هیبریداسیون sp 3، نوع یون AB 4، آرایش فضایی جفت الکترون ها به شکل چهار وجهی است و خود یون چهار وجهی است:

83- معادلات را بنویسید واکنش های احتمالیبرهمکنش های KOH، H 2 SO 4، H 2 O، Be(OH) 2 با ترکیبات زیر:

H 2 SO 3، BaO، CO 2، HNO 3، Ni(OH) 2، Ca(OH) 2.

راه حل:
الف) واکنش های واکنش KOH

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2K + + 2 اوه - + 2اچ+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + اچ 2 O

اوه - + اچ +  اچ 2 O
KOH + BaO  بدون واکنش
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K + + 2 اوه - + CO 2  2K + + CO 3 2- + اچ 2 O

2اوه - + اچ 2 CO 3  CO 3 2- + اچ 2 O
KOH + HNO 3  هیچ واکنشی وجود ندارد، محلول در همان زمان دارای یون است:

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

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K + + 2 اوه- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  بدون واکنش

ب) واکنش های واکنش H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  بدون واکنش
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  بدون واکنش
H 2 SO 4 + HNO 3  بدون واکنش
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2  NiSO 4 + 2H 2 O

2اچ+ + SO 4 2- + Ni(OH) 2  نی 2+ + SO 4 2- + 2 اچ 2 O

2اچ + + Ni(OH) 2  نی 2+ + 2اچ 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

ج) واکنش های واکنش H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  بدون واکنش

H 2 O + BaO  Ba(OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2 + + 2OH -

H 2 O + CO 2  بدون واکنش
H 2 O + HNO 3  بدون واکنش
H 2 O + NO 2  بدون واکنش
H 2 O + Ni(OH) 2  بدون واکنش

H 2 O + Ca(OH) 2  بدون واکنش

الف) واکنش واکنش Be(OH) 2

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + 2اچ+ + SO 3 2-  2+ + SO 3 2- + 2 باشید اچ 2 O

Be(OH) 2 + 2اچ+  2+ + 2 باشید اچ 2 O
Be(OH) 2 + BaO  بدون واکنش
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 + 2اچ+ + NO 3 -  بودن 2+ + 2NO 3 - + 2 اچ 2 O

Be(OH) 2 + 2اچ +  بودن 2+ + 2اچ 2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  بدون واکنش
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  بدون واکنش
103. برای واکنش نشان داده شده

ب) توضیح دهید کدام یک از عوامل: آنتروپی یا آنتالپی به وقوع خود به خود واکنش در جهت جلو کمک می کند.

ج) واکنش در کدام جهت (مستقیم یا معکوس) در 298K و 1000K انجام می شود.

ه) تمام راه های افزایش غلظت محصولات یک مخلوط تعادلی را نام ببرید.

f) وابستگی ΔG p (kJ) را به T (K) رسم کنید.

راه حل:

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

آنتالپی استاندارد تشکیل، آنتروپی و انرژی گیبس تشکیل مواد

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.

واکنش مستقیم با کاهش آنتروپی همراه است، اختلال در سیستم کاهش می یابد - یک عامل نامطلوب برای وقوع واکنش شیمیاییدر جهت جلو

3. انرژی استاندارد گیبس واکنش را محاسبه کنید.

طبق قانون هس:

(ΔG 0 298) ساعت =
–
= -228.8 + 137.1 = -91.7 کیلوژول

معلوم شد که (ΔН 0 298) ch.r. > (ΔS 0 298) c.r. ·T و سپس (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 K.

≈ 982.6 K دمای تقریبی است که در آن تعادل شیمیایی واقعی بالاتر از این دما ایجاد می شود. در یک دمای معین، هر دو فرآیند به یک اندازه محتمل هستند.

5. انرژی گیبس را در 1000K محاسبه کنید:

(ΔG 0 1000) ساعت ≈ ΔΝ 0 298 - 1000· ΔS 0 298 ≈ -131.4 - 1000· (-133.66)· 10 -3 ≈ 2.32 کیلوژول > 0.

آن ها در 1000 K: ΔS 0 h.r. ·Т > ΔН 0 h.r.

عامل آنتالپی تعیین کننده شد. واکنش معکوس رخ می دهد: از یک مول گاز و یک مول ماده جامد، 2 مول گاز تشکیل می شود.

log K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

این سیستم به دور از حالت تعادل شیمیایی واقعی محصولات واکنش غالب در آن است.

وابستگی ΔG 0 به دما برای واکنش

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

K 1000 = 0.86 > 1 - سیستم نزدیک به تعادل است، اما در این دما مواد اولیه در آن غالب هستند.

8. طبق اصل Le Chatelier، با افزایش دما، تعادل باید به سمت واکنش معکوس تغییر کند و ثابت تعادل باید کاهش یابد.

9. بیایید در نظر بگیریم که چگونه داده های محاسبه شده ما با اصل Le Chatelier مطابقت دارد. اجازه دهید داده‌هایی را ارائه کنیم که وابستگی انرژی گیبس و ثابت تعادل این واکنش را به دما نشان می‌دهد:

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

بنابراین، داده‌های محاسبه‌شده به‌دست‌آمده با نتیجه‌گیری‌های ما بر اساس اصل Le Chatelier مطابقت دارد.
123. تعادل در سیستم:

)

در غلظت‌های زیر ایجاد شد: [B] و [C]، mol/l.

غلظت اولیه ماده [B] 0 و ثابت تعادل را در صورتی که غلظت اولیه ماده A [A] 0 mol/l باشد، تعیین کنید.

از معادله می توان دریافت که تشکیل 0.26 مول از ماده C به 0.13 مول ماده A و به همان میزان ماده B نیاز دارد.

سپس غلظت تعادلی ماده A برابر 0.4-0.13 = [A] 0.27 mol/l است.

غلظت اولیه ماده B [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13 + 0.13 = 0.26 mol/l.

پاسخ: [B] 0 = 0.26 mol/l، Kp = 1.93.

143. الف) 300 گرم محلول حاوی 36 گرم KOH است (چگالی محلول 1/1 گرم در میلی لیتر). درصد و غلظت مولی این محلول را محاسبه کنید.

ب) چند گرم سودا کریستالی Na 2 CO 3 · 10H 2 O باید مصرف کرد تا 2 لیتر محلول 0.2 M Na 2 CO 3 تهیه شود؟

راه حل:

درصد غلظت را با استفاده از معادله بدست می آوریم:

جرم مولی KOH 56.1 گرم بر مول است.

برای محاسبه مولاریته محلول، جرم KOH موجود در 1000 میلی لیتر (یعنی 1000 · 1.100 = 1100 گرم) محلول را پیدا می کنیم:

1100: 100 = در: 12; در= 12 1100 / 100 = 132 گرم

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

پاسخ: C = 12٪، Cm = 0.425 mol/l

راه حل:

1. جرم نمک بی آب را بیابید

m = cm·M·V، که در آن M جرم مولی است، V حجم است.

m = 0.2 106 2 = 42.4 گرم.

2. جرم کریستال هیدرات را از نسبت به دست آورید

جرم مولی هیدرات کریستالی 286 گرم بر مول - جرم X

جرم مولی نمک بی آب 106 گرم در مول - جرم 42.4 گرم

از این رو X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 گرم.

پاسخ: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 گرم.

163. نقطه جوش محلول 5% نفتالین C 10 H 8 را در بنزن محاسبه کنید. نقطه جوش بنزن 80.2 0 C است.

داده شده: میانگین (C 10 H 8) = 5٪ جوش (C 6 H 6) = 80.2 0 C

پیدا کردن: جوش (محلول) -؟

راه حل:

از قانون دوم رائول

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

در اینجا E ثابت بولیوسکوپی حلال است

E(C 6 H 6) = 2.57

m A وزن حلال، m B وزن املاح، M B وزن مولکولی آن است.

بگذارید جرم محلول 100 گرم باشد، بنابراین جرم املاح 5 گرم و جرم حلال 100 - 5 = 95 گرم است.

M (نفتالین C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 گرم در مول.

همه داده ها را در فرمول جایگزین می کنیم و افزایش نقطه جوش محلول را در مقایسه با یک حلال خالص پیدا می کنیم:

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

نقطه جوش محلول نفتالین را می توان با استفاده از فرمول بدست آورد:

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

پاسخ: 81.256 o C

183. وظیفه 1. معادلات تفکیک و ثابت تفکیک الکترولیت های ضعیف را بنویسید.

وظیفه 2. با توجه به معادلات یونی، معادلات مولکولی مربوطه را بنویسید.

وظیفه 3. معادلات واکنش تبدیلات زیر را به اشکال مولکولی و یونی بنویسید.

خیر	تمرین 1	وظیفه 2	وظیفه 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

راه حل:

معادلات تفکیک و ثابت تفکیک الکترولیت های ضعیف را بنویسید.

تعداد: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd 1 =
= 1.5·10 -5
مرحله دوم: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 - هیدروکسید آمفوتریک، تفکیک از نوع اسید امکان پذیر است

تعداد: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd 1 =

رتبه دوم: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd 2 =

H 3 AsO 4 - اسید ارتوآرسنیک - الکترولیت قوی، به طور کامل در محلول تجزیه می شود:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
با توجه به معادلات یونی، معادلات مولکولی مربوطه را بنویسید.

Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH (ناکافی) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
معادلات واکنش تبدیل های زیر را به صورت مولکولی و یونی بنویسید.

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++ اوه- → 2Na + + بنابراین 3 2- + اچ 2 O

HSO 3 - + اوه - → + بنابراین 3 2- + اچ 2 O
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + بنابراین 3 2- + 2ن+ + SO 4 2- → اچ 2 بنابراین 3 + 2 Na + + بنابراین 3 2-

بنابراین 3 2- + 2ن + → اچ 2 بنابراین 3 + بنابراین 3 2-
3) H 2 SO 3 ( مازاد ) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 ن + + بنابراین 3 2- + Na + + اوه- → Na + + HSO 3 - + اچ 2 O

2 ن + + بنابراین 3 2 + اوه- → Na + + اچ 2 O
203. وظیفه 1. معادلات هیدرولیز نمکها را در اشکال مولکولی و یونی بنویسید، pH محلولها را نشان دهید (pH > 7، pH وظیفه 2. معادلات واکنشهای بین مواد را بنویسید. محلول آبی

خیر	تمرین 1	وظیفه 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

وظیفه 1. معادلاتی را برای هیدرولیز نمک ها در اشکال مولکولی و یونی بنویسید، pH محلول ها را نشان دهید (PH > 7، pH).

Na2S - نمکی که توسط یک باز قوی و یک اسید ضعیف تشکیل شده است در آنیون تحت هیدرولیز قرار می گیرد. واکنش محیط قلیایی است (PH> 7).

Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

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

دوم NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - نمکی که توسط یک باز ضعیف و یک اسید قوی تشکیل می شود، تحت هیدرولیز به کاتیون قرار می گیرد. واکنش محیط اسیدی است (pH

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

دوم CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

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

هنر سوم Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

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

هیدرولیز عمدتاً در مرحله اول اتفاق می افتد.

وظیفه 2. معادلات واکنش هایی را که بین مواد در محلول های آبی رخ می دهد بنویسید

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – نمکی که توسط یک اسید قوی و یک باز ضعیف تشکیل می شود

Na 2 CO 3 - نمکی که توسط یک اسید ضعیف و یک باز قوی تشکیل می شود

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

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6ن(او) = 2 Fe( اوه) 3 + 3اچ 2 CO 3 + 6 Na + 6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6ن(او) = 2 Fe( اوه) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

افزایش متقابل هیدرولیز رخ می دهد

Al 2 (SO 4) 3 - نمکی که توسط یک اسید قوی و یک باز ضعیف تشکیل می شود

Na 2 CO 3 – نمکی که توسط یک اسید ضعیف و یک باز قوی تشکیل می شود

هنگامی که دو نمک با هم هیدرولیز می شوند، یک باز ضعیف و یک اسید ضعیف تشکیل می شوند:

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 +

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

خلاصه معادله هیدرولیز

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

2ال 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 سیدر باره 3 2- + 6اچ 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2اچ 2 سی O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -

2ال 3+ + 2سیدر باره 3 2- + 6اچ 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2اچ 2 سی O 3
صفحه 1