Атомын цахим 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 түүний тоогоор байгуулах боломжтой болох бөгөөд өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.

Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь бүтээгчийн хувьд: 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 дэргэд байх нь зэв болон хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болж байгаа 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 түүнийг тойрон эргэдэг электронуудаас бүрддэг бол цөм нь протон ба нейтроноос тогтдог. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой ижил тооны электронтой байдаг. Протоны тоог элементийн дарааллын дугаараар тодорхойлсон, жишээлбэл хүхэр нь 16 протонтой - үечилсэн системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэрт саармаг төлөвт 16 электрон, алтанд 79 электрон байдаг.

Электроныг хаанаас хайх вэ?

Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг квант тоогоор дүрсэлсэн бөгөөд тэдгээрийн дөрөв нь байдаг.

• 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 хэсэг юм.

N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон

Орбитын квант тоо l

электрон үүлний судалгааны үр дүнд хамааралтай болох нь тогтоогдсон эрчим хүчний түвшин, үүл нь бөмбөг, дамббелл, нөгөө хоёр нь илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d-, f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (s хувьд), 3 (p хувьд), 5 (d хувьд) ба 7 (f хувьд) орбитал агуулж 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 тойрог зам (L = 0) - хоёр электрон байна
P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг (L = 1) - зургаан электрон
d-бүрхүүл нь таван орбиталь (L = 2) - арван электронтой
f-бүрхүүл нь долоон орбиталь (L = 3) - арван дөрвөн электронтой

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээрийг -L-ээс + L хүртэлх тоогоор тэмдэглэсэн байдаг, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L = 1) 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 нь орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь хос тус бүрд бэхлэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L = 2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2, -1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l = -2, M l утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. = -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. Нэг энергийн дэд түвшин нь зөвхөн эсрэг эргэлттэй хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s-ээр тэмдэглэнэ

Үндсэн квант тоо n

Гол квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчДолоон энергийн 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

Тиймээс аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болох бөгөөд эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, нэг бүрхүүл нь эхний түвшинд байрладаг, Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L = 0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авч болно, M l = 0, эргэх нь +1/2 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 дээрх тоо нь энэ дэд түвшний электронуудын тоог заана.

Хүснэгтийн эхний элемент D.I. Менделеев бол устөрөгч, тиймээс атомын цөмийн цэнэг юм Хнь 1-тэй тэнцүү, атомд нэг л электрон байдаг с- нэгдүгээр 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 дарааллын элемент - литий - аль хэдийн хоёр дахь үе шатанд орсон тул хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг (бид энэ талаар дээр дурдсан). 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 элементүүдэд хоёр дахь энергийн түвшин электронуудаар дүүрсэн хэвээр байгаа бөгөөд зөвхөн одоо электроноор дүүрсэн байна. Р- дэд түвшин: 5 В 1с 2 2с 2 2Р 1 ; 6 ХАМТ 1с 2 2с 2 2Р 2 … 10 Үгүй 1с 2 2с 2 2Р 6 .

Неон атом нь электроноор дүүргэж дуусгадаг Р-дэд түвшний, энэ элемент нь хоёр дахь үе дуусч, тэнд найман электрон байна, оноос хойш с- ба 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 дараах байдалтай байна.

11 На 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 1 ; 12 Mg 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) дуусч, электроноор дүүргэж дуусгадаг Р- дэд түвшин, гэхдээ гурав дахь түвшинд гурван дэд түвшний ( с, Р, г). Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний дэд түвшнийг дүүргэх дээрх дарааллын дагуу 3-р түвшний энерги г 4-р дэд түвшний илүү их энерги с, тиймээс аргоны хажууд байгаа калийн атом, түүний ард байгаа кальцийн атом 3 электроноор дүүрсэн байна. с- Дөрөвдүгээр түвшний дэд түвшин:

19 TO 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 ; 20 Ca 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 дараах байдалтай байна.

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 "гулсах" буюу "бүтэлгүйтэх" гэж нэрлэгддэг үзэгдэл байдаг: гадаад 4-ийн электрон. с- дэд түвшин 3-аар "унадаг" г-Атомын тогтвортой байдлыг хангахад хувь нэмэр оруулдаг хагас (хромын хувьд) эсвэл бүрэн (зэсийн хувьд) дүүргэх дэд түвшин:

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 - галлийгаас эхлэн 4-р түвшний электронуудаар дүүргэж 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 нь (рубидиум ба стронций) дүүргэгдсэн байдаг с- дэд түвшний 5-р түвшин, дараагийн арван элемент (итриумаас кадми хүртэл) дүүргэгдсэн. г- 4-р түвшний дэд түвшин; Энэ үе нь атомууд нь электроноор дүүрсэн зургаан элементээр (индийээс ксенон хүртэл) дуусдаг. Р- гадаад, тав дахь түвшний дэд түвшин. Мөн хугацаанд 18 элемент байдаг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн хувьд энэ дүүргэлтийн дарааллыг зөрчиж байна. Хугацааны эхэнд ердийнх шиг хоёр элемент байдаг бөгөөд тэдгээрийн атомууд нь электроноор дүүрдэг. с- гадаад, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Дараагийн элемент болох лантан нь электроноор дүүрч эхэлдэг. г–Өмнөх түвшний дэд түвшин, өөрөөр хэлбэл 5 г... Энэ нь электроноор дүүргэж дуусгана 5 г- дэд түвшин зогсох ба дараагийн 14 элемент - цериумаас лютети хүртэл - дүүргэж эхэлнэ е-4-р түвшний дэд давхарга. 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- гадаад, зургаа дахь түвшний дэд түвшин. Энэ бол 32 элементтэй хамгийн том үе юм.

Долоо дахь, бүрэн бус үе дэх элементүүдийн атомуудад дээр дурдсанчлан дэд түвшнийг дүүргэх дараалал ажиглагдаж байна. Бид оюутнуудыг өөрсдөө бичихийг үлдээдэг электрон томъёодээр дурдсан бүх зүйлийг харгалзан 5-7-р үеийн элементүүдийн атомууд.

Жич:Заримд нь сургалтын хэрэглэгдэхүүнэлементийн атомын электрон томьёог бичих өөр дарааллыг зөвшөөрнө: тэдгээрийг дүүргэх дарааллаар биш, харин эрчим хүчний түвшин бүрт хүснэгтэд өгөгдсөн электронуудын тоогоор. Жишээлбэл, хүнцлийн атомын электрон томъёо нь: As 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.

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

5d6p7s (6г 3-2) 5f6d7х.

Таллий Tl элемент нь цөмийн цэнэгтэй +81 (серийн дугаар 81), тус тус 81 электрон. Клечковскийн дүрмийн дагуу бид электронуудыг 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 электрон хандивласан гэсэн үг бөгөөд атом нь зөвхөн гадаад түвшний валентийн электроныг (таллийн хувьд эдгээр нь хоёр 6s ба нэг 6p электрон) өгч чаддаг тул 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 (энергийн түвшний тоо) тодорхойлдог; Энэ нь 1-ээс (n = 1, 2, 3,...) эхлэн бүхэл тоон утгыг хүлээн авдаг. хугацааны дугаартай тохирч байна.

Орбитал (барьцаа эсвэл азимутал) квант тоо латомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог. Энэ нь 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл утгыг 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 замд тохирч байна.

бүхий тойрог замууд л= 0-ийг s-орбитал гэж нэрлэдэг,

л= 1 - p-орбиталууд (м-ийн соронзон квант тоогоор 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 бүрийн хувьд (2 л+ 1) сансар огторгуй дахь энергитэй 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 хүлээн авна.
Валентийн электронууд нь гадаад энергийн түвшний электронууд юм. Талли нь 3 валентын электронтой: 2 с - электрон, 1 p - электрон.

s - электронуудын квант тоо:

Орбитын квант тоо л= 0 (s - тойрог зам)

Соронзон квант тоо m l = (2 л+ 1 = 1): m l = 0.

Спин квант тоо m S = ± 1/2

p - электроны квант тоо:

Үндсэн квант тоо n = 6 (зургаа дахь үе)

Орбитын квант тоо л= 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 элементүүдүе үе өөрчлөгддөг. Эдгээр шинж чанарууд үе үе давтагдах шалтгаан юу вэ? Химийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлын мөн чанар юу болохыг жишээ ашиглан тайлбарла.

Шийдэл:

Атомын гаднах электрон давхаргын бүтцээр тодорхойлогддог элементүүдийн шинж чанарууд нь байгалийн үе ба бүлгээр өөрчлөгддөг. үечилсэн систем... Үүний зэрэгцээ электрон бүтцийн ижил төстэй байдал нь ижил төстэй элементүүдийн шинж чанаруудын ижил төстэй байдлыг үүсгэдэг боловч эдгээр шинж чанаруудын онцлог шинж чанар биш юм. Тиймээс бүлэг, 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 болон ) , мөн тэдний чадварын хэмжүүр n олж авах– электроны хамаарал (E хамт ). Нэг үеэс нөгөөд шилжих явцад эдгээр утгын өөрчлөлтийн шинж чанар нь давтагддаг бөгөөд эдгээр өөрчлөлтүүд нь өөрчлөлт дээр суурилдаг. цахим тохиргооатом. Иймээс инертийн хийн атомуудтай харгалзах иж бүрэн электрон давхаргууд нь тухайн хугацаанд тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлж, иончлох потенциалын үнэ цэнийг нэмэгдүүлдэг. Үүний зэрэгцээ эхний бүлгийн s - элементүүд (Li, Na, K, Rb, Cs) нь иончлолын потенциалын хамгийн бага утгатай байдаг.

Цахилгаан сөрөг чанарЭнэ нь тухайн элементийн атомын нэгдэл дэх бусад элементийн атомуудтай харьцуулахад өөр дээрээ электрон татах чадварыг илэрхийлдэг хэмжүүр юм. Тодорхойлолтуудын аль нэгийн дагуу (Mulliken) атомын цахилгаан сөрөг чанарыг түүний иончлолын энерги ба электроны хамаарлын хагасын нийлбэрээр илэрхийлж болно: = (E ба + E c).

Үе үе байдаг ерөнхий чиг хандлагаэлементийн цахилгаан сөрөг байдлын өсөлт, дэд бүлгүүдэд түүний бууралт. Хамгийн бага утгуудэлектрон сөрөг чанарууд нь I бүлгийн s-элементүүд, хамгийн том нь - VII бүлгийн p-элементүүд юм.

Нэг болон ижил элементийн цахилгаан сөрөг чанар нь валентийн төлөв, эрлийзжилт, исэлдэлтийн төлөв гэх мэт зэргээс хамаарч өөр өөр байж болно. Электрон сөрөг чанар нь элементүүдийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн шинж чанарт ихээхэн нөлөөлдөг. Жишээлбэл, хүхрийн хүчил нь химийн аналоги болох селенийн хүчлээс илүү хүчтэй хүчиллэг шинж чанартай байдаг, учир нь сүүлийнх нь селенийн төв атом нь хүхрийн атомтай харьцуулахад бага цахилгаан сөрөг нөлөөтэй тул хүчил дэх H - O холбоог туйлшруулдаггүй. хүчтэй, энэ нь хүчиллэгийг сулруулж байна гэсэн үг юм.

H - O O
Өөр нэг жишээ: хромын (II) гидроксид ба хромын (VI) гидроксид. 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 ионыг арилгахад хялбар байдал, i.e. үндсэн шинж чанаруудын илрэл. Үүний зэрэгцээ, хром (VI) гидроксид дахь хромын +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. үүсгэдэг цахилгаан сөрөг чанар өндөр зэрэгтэйЭнэ нэгдэл дэх H - O бондын туйлшрал нь хүчиллэгийг нэмэгдүүлэх урьдчилсан нөхцөл юм.

Атомын дараагийн чухал шинж чанар бол тэдгээрийн радиус юм. Хугацааны хувьд металлын атомын радиус нэмэгдэж байна серийн дугаарэлемент багассан, учир нь хугацааны дотор элементийн дарааллын тоо нэмэгдэх тусам цөмийн цэнэг нэмэгдэж, улмаар түүнийг тэнцвэржүүлдэг электронуудын нийт цэнэг нэмэгддэг; Үүний үр дүнд электронуудын Кулоны таталцал нэмэгддэг бөгөөд энэ нь эцэстээ тэдгээрийн хоорондын зайг багасгахад хүргэдэг. Радиусын хамгийн тод бууралт нь гадаад энергийн түвшинг электроноор дүүргэх жижиг үеүүдийн элементүүдэд ажиглагддаг.

Илүү урт хугацаанд d- болон f-элементүүд нь атомын цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр радиусууд жигд 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.

Элементүүдийн ионуудын радиусын тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарт үзүүлэх нөлөөг хийн фаз дахь гидрохүчлийн хүчиллэг ихэссэн жишээгээр дүрсэлж болно: HI> HBr> HCl> HF.
43. Атомууд нь зөвхөн нэг валент төлөвтэй байх боломжтой элементүүдийг нэрлэж, үндсэн эсвэл өдөөгдсөн байхыг заана уу.

Шийдэл:

Нэг валент төлөв нь гадаад валентын энергийн түвшинд нэг хосгүй электрон байдаг элементийн атомуудтай байж болно - эдгээр нь үечилсэн системийн I бүлгийн элементүүд (H - устөрөгч, Li - лити, Na - натри, K - кали, Rb) юм. - рубидиум, Ag - мөнгө, Cs - цезий, Au - алт, Fr - франций), зэсээс бусад нь валентоор тодорхойлогддог химийн бонд үүсэхэд мөн тэдгээрийн d-электронууд оролцдог. гадаад өмнөх түвшин (зэсийн атомын үндсэн төлөв 3d 10 4s 1 нь дүүрсэн d- бүрхүүлийн тогтвортой байдлаас үүдэлтэй боловч эхний өдөөгдсөн төлөв 3d 9 4s 2 нь эрчим хүчний үндсэн төлөвөөс ердөө 1.4 эВ (ойролцоогоор 125) давсан байна. кЖ / моль). химийн нэгдлүүдхоёр төлөв ижил хэмжээгээр илэрч, хоёр цуврал зэсийн нэгдлүүдийг (I) ба (II)) үүсгэдэг.

Гадаад энергийн түвшин бүрэн дүүрсэн, электронууд нь өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй элементүүдийн атомууд нь нэг валент төлөвтэй байж болно. Эдгээр нь VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд - инертийн хий (He - гелий, Не - неон, Ар - аргон, Kr - криптон, Xe - ксенон, Rn - радон).

Эдгээр бүх элементүүдийн хувьд цорын ганц валент төлөв нь гол нь байдаг сэтгэл хөдөлсөн төлөвт шилжих боломж байхгүй. Нэмж дурдахад, өдөөгдсөн төлөвт шилжих нь атомын шинэ валентын төлөвийг тодорхойлдог бөгөөд 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. Дараахыг заана уу: а) төв атомын холбоо ба дан электрон хосын тоо; б) эрлийзжүүлэхэд оролцож буй тойрог замын тоо; в) эрлийзжүүлэлтийн төрөл; г) молекул буюу ионы төрөл (AB m E n); д) электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт; е) молекул эсвэл ионы орон зайн бүтэц.

SO 3;

Шийдэл:

Валентын бондын аргын дагуу (энэ аргыг ашиглах нь OEPVO загварыг ашиглахтай ижил үр дүнд хүргэдэг) молекулын орон зайн тохиргоог төв атомын эрлийз орбиталуудын орон зайн зохион байгуулалтаар тодорхойлдог. тойрог замын хоорондын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүссэн.

Төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлохын тулд эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог мэдэх шаардлагатай. Үүнийг төв атомын бондын болон дан хосуудын тоог нэмж, π-бондын тоог хасах замаар олж болно.

SO 3 молекулд

холболтын хосын нийт тоо 6. π-бондын тоог хасвал эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог гаргана: 6 - 3 = 3. Тиймээс эрлийзжүүлэлтийн төрөл нь sp 2, ионы төрөл нь AB 3, Электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт нь гурвалжин хэлбэртэй бөгөөд молекул нь өөрөө гурвалжин юм.

Ионд

холбох хосын нийт тоо 4. π-бонд байхгүй. Эрлийзжих орбиталуудын тоо: 4. Иймд эрлийзжих төрөл нь sp 3, ионы төрөл нь AB 4, электрон хосуудын орон зайн байрлал нь тетраэдр хэлбэртэй, ион нь өөрөө тетраэдр хэлбэртэй байна.

83. Тэгшитгэлүүдийг бич болзошгүй хариу үйлдэл KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be (OH) 2-ийн дараах нэгдлүүдтэй харилцан үйлчлэл:

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) H 2 SO 4 харилцан үйлчлэлийн урвал

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) H 2 O-ийн харилцан үйлчлэлийн урвал

H 2 О + H 2 SO 3  урвал байхгүй

H 2 О + BaO  Ba (OH) 2

H 2 О + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 О + CO 2  урвал байхгүй
H 2 О + HNO 3  урвал байхгүй
H 2 О + 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
(OH) 2 + BaO байх  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) энтропик эсвэл энтальпи нь урвалын аяндаа урагшлах урсгалд хувь нэмэр оруулдаг хүчин зүйлсийг тайлбарлах;

в) урвал 298К ба 1000К-т аль чиглэлд (урагш эсвэл хойшоо) явагдах;

д) тэнцвэрийн хольцын бүтээгдэхүүний концентрацийг нэмэгдүүлэх бүх арга замыг нэрлэнэ.

f) ΔG p (kJ) -ийн T (K) -ээс хамаарлыг графикаар зур.

Шийдэл:

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

Бодисын үүсэх стандарт энтальпи, энтропи ба Гиббсийн энерги

1. (ΔН 0 298) ch.r. =
–
= -241.84 + 110.5 = -131.34 кДж 2. (ΔS 0 298) ч.р. =
+
–
–
= 188.74 + 5.7-197.5-130.6 = -133.66 Дж / К = -133.66 · 10 -3 кЖ / моль> 0.

Шууд урвал нь энтропи буурч, систем дэх эмх замбараагүй байдал буурдаг - урсгалын хувьд тааламжгүй хүчин зүйл химийн урвалурагш чиглэлд.

3. Урвалын стандарт Гиббс энергийг тооцоол.

Гессийн хуулийн дагуу:

(ΔG 0 298) ch.r. =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 кЖ

(ΔН 0 298) ч.р. > (ΔS 0 298) ch.r. T ба дараа нь (ΔG 0 298) ch.r.

4.
≈
≈ 982.6 К.

≈ 982.6 К нь жинхэнэ химийн тэнцвэрт байдал үүсэх ойролцоо температур бөгөөд энэ температураас дээш бол урвуу урвал явагдана. Өгөгдсөн температурт хоёр процесс хоёулаа адил магадлалтай.

5. Гиббсын энергийг 1000К-д тооцоод үзье.

(ΔG 0 1000) ch.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 c.r. · T> ΔН 0 c.r.

Энтальпийн хүчин зүйл шийдвэрлэх хүчин зүйл болж, шууд урвалын аяндаа урсах боломжгүй болсон. Урвуу урвал явагдана: нэг моль хий, 1 моль хатуу бодисоос 2 моль хий үүсдэг.

lg K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Систем нь жинхэнэ химийн тэнцвэрийн төлөв байдлаас хол байгаа бөгөөд үүнд урвалын бүтээгдэхүүн давамгайлдаг.

ΔG 0-ийн урвалын температураас хамаарах хамаарал

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (г)

K 1000 = 0.86> 1 - систем нь тэнцвэрт байдалд ойрхон байгаа боловч энэ температурт анхны бодисууд давамгайлдаг.

8. Ле Шательегийн зарчмын дагуу температур өсөхөд тэнцвэр нь урвуу урвалын чиглэлд шилжих ёстой, тэнцвэрийн тогтмол нь буурах ёстой.

9. Бидний тооцоолсон өгөгдөл Ле Шательегийн зарчимтай хэрхэн нийцэж байгааг авч үзье. Гиббсийн энергийн хамаарал ба энэ урвалын тэнцвэрийн тогтмолыг температураас хамаарсан 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 Шателье зарчмын үндсэн дээр хийсэн бидний дүгнэлттэй тохирч байна.
123. Систем дэх тэнцвэрт байдал:

)

дараах концентрацид тогтоосон: [B] ба [C], моль / л.

Бодисын анхны концентрацийг [B] 0, А бодисын анхны концентраци [А] 0 моль/л бол тэнцвэрийн тогтмолыг тодорхойлно уу.

0.26 моль С бодис үүсэхэд 0.13 моль А бодис, ижил хэмжээний В бодис зарцуулагдаж байгааг тэгшитгэлээс харж болно.

Дараа нь А бодисын тэнцвэрт концентраци нь [A] = 0.4-0.13 = 0.27 моль / л байна.

B бодисын анхны концентраци [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13 + 0.13 = 0.26 моль / л.

Хариулт: [B] 0 = 0.26 моль / л, Kp = 1.93.

143. a) 300 г уусмалд 36 г KOH (уусмалын нягт 1.1 г/мл) агуулагдана. Өгөгдсөн 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 дараах тэгшитгэлээр олно.

KOH-ийн молийн масс 56.1 г / моль;

Уусмалын молярийг тооцоолохын тулд 1000 мл (жишээ нь 1000 1.100 = 1100 г) уусмалд агуулагдах KOH-ийн массыг олно.

1100: 100 = цагт: 12; цагт= 12 1100/100 = 132 гр

C m = 56.1 / 132 = 0.425 моль / л.

Хариулт: C = 12%, Cm = 0.425 моль / л

Шийдэл:

1. Усгүй давсны массыг ол

m = Cm · M · V, энд M нь молийн масс, V нь эзэлхүүн юм.

м = 0.2 106 2 = 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 = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 г.

Хариулт: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 г.

163. Бензол дахь нафталины C 10 H 8-ийн 5%-ийн уусмалын буцлах температурыг тооцоол. Бензолын буцлах температур 80.2 0 С байна.

Өгөгдсөн: Wed-ra (C 10 H 8) = 5% буцалгах (C 6 H 6) = 80.2 0 C

Олно: буцалгах (уусмал) -?

Шийдэл:

Раулийн хоёр дахь хуулиас

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

Энд E нь уусгагчийн эбуллиоскопийн тогтмол юм

E (C 6 H 6) = 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.

М (нафталин C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 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 = T c.r-la + ΔT = 80.2 + 1.056 = 81.256

Хариулт: 81.256 o C

183. Даалгавар 1. Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэл ба диссоциацийн тогтмолыг бич.

Даалгавар 2. Өгөгдсөн ионы тэгшитгэлүүдийг ашиглан харгалзах молекул тэгшитгэлийг бич.

Даалгавар 3. Дараах хувиргалтуудын урвалын тэгшитгэлийг молекул болон ион хэлбэрээр бич.

P / p Үгүй.	Дасгал 1	Даалгавар 2	Даалгавар 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

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, хүчиллэг диссоциаци боломжтой

Ist .: H 2 ZnO 2 ↔ Н + + HZnO 2 -

CD 1 =

IIst .: HZnO 2 - ↔ Н + + 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 хувьд харгалзах молекул тэгшитгэлийг бичнэ үү.

Ni 2+ + OH - + Cl - = NiOHCl

NiCl2 + NaOH (богино) = NiOHCl + NaCl

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

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Дараах хувиргалтын урвалын тэгшитгэлийг молекул болон ион 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 + + Хсо 3 - + Na + + Өө- → 2Na + + SO 3 2- + Х 2 О

Хсо 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 + + Хсо 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-ийг зааж өгнө үү (рН>7, рН Даалгавар 2. Бодисын хоорондох урвалын тэгшитгэлийг бичнэ үү. усан уусмал

P / p Үгүй.	Дасгал 1	Даалгавар 2
203	Na 2 S; 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 анионы гидролизд ордог. Орчны урвал нь шүлтлэг (рН> 7).

Ist. Na 2 S + НОН ↔ NaHS + NaOH

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

IIst. NaHS + НОН ↔ Н 2 S + NaOH

Na + + HS - + НОН ↔ Na + + Н 2 S + OH -
CrBr 3 - сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давс нь катион гидролизд ордог. Орчуулагчийн урвал нь хүчиллэг (рН

Ist. CrBr 3 + НОН ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

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

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

III-р. Cr (OH) 2 Br + НОН↔ Cr (OH) 3 + HBr

Cr (OH) 2 + + Br - + НОН↔ 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

FeCl 3 – хүчтэй хүчил ба сул суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

Na 2 CO 3 - сул хүчил ба хүчтэй суурийн үүсгэсэн давс

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H (OH) = 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 бие биенээ бэхжүүлдэг

Al 2 (SO 4) 3 - хүчтэй хүчил ба сул суурьтай давс

Na 2 CO 3 – сул хүчил ба хүчтэй суурьтай давс үүссэн

Хоёр давсны хосолсон гидролизийн үр дүнд сул суурь ба сул хүчил үүсдэг.

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

Нийт гидролизийн тэгшитгэл

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

2Ал 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CО 3 2- + 6Х 2 О = 2Аль (OH) 3 ↓ + 2Х 2 CО 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2Н + + SO 4 2 -

2Ал 3+ + 2CО 3 2- + 6Х 2 О = 2Аль (OH) 3 ↓ + 2Х 2 C 3 орчим
Хуудас 1