एस परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र. तत्वों के परमाणुओं का पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक सूत्र

परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यासयह एक सूत्र है जो किसी परमाणु में स्तरों और उपस्तरों द्वारा इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था को दर्शाता है। लेख का अध्ययन करने के बाद, आप सीखेंगे कि इलेक्ट्रॉन कहाँ और कैसे स्थित हैं, क्वांटम संख्याओं से परिचित होंगे और किसी परमाणु की संख्या के आधार पर उसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का निर्माण करने में सक्षम होंगे। लेख के अंत में तत्वों की एक तालिका है;

तत्वों के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन क्यों करें?

परमाणु एक निर्माण सेट की तरह होते हैं: भागों की एक निश्चित संख्या होती है, वे एक दूसरे से भिन्न होते हैं, लेकिन एक ही प्रकार के दो भाग बिल्कुल समान होते हैं। लेकिन यह निर्माण सेट प्लास्टिक वाले से कहीं अधिक दिलचस्प है और इसका कारण यहां बताया गया है। आस-पास कौन है इसके आधार पर कॉन्फ़िगरेशन बदलता है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन के बाद ऑक्सीजन शायदयह पानी में बदल जाता है, सोडियम के पास यह गैस में बदल जाता है और लोहे के पास यह पूरी तरह से जंग में बदल जाता है। इस प्रश्न का उत्तर देने के लिए कि ऐसा क्यों होता है और एक परमाणु के अगले परमाणु के व्यवहार की भविष्यवाणी करने के लिए, इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का अध्ययन करना आवश्यक है, जिसकी चर्चा नीचे की जाएगी।

एक परमाणु में कितने इलेक्ट्रॉन होते हैं?

एक परमाणु में एक नाभिक होता है और उसके चारों ओर घूमने वाले इलेक्ट्रॉन होते हैं; नाभिक में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन होते हैं। तटस्थ अवस्था में, प्रत्येक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या उसके नाभिक में प्रोटॉन की संख्या के बराबर होती है। प्रोटॉन की संख्या तत्व के परमाणु क्रमांक द्वारा निर्दिष्ट होती है, उदाहरण के लिए, सल्फर में 16 प्रोटॉन होते हैं - आवर्त सारणी का 16 वां तत्व। सोने में 79 प्रोटॉन हैं - आवर्त सारणी का 79वां तत्व। तदनुसार, तटस्थ अवस्था में सल्फर में 16 इलेक्ट्रॉन होते हैं, और सोने में 79 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इलेक्ट्रॉन की तलाश कहाँ करें?

इलेक्ट्रॉन के व्यवहार को देखकर, कुछ पैटर्न प्राप्त किए गए, उन्हें क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया गया है, जो कुल मिलाकर चार हैं:

मुख्य क्वांटम संख्या
कक्षीय क्वांटम संख्या
चुंबकीय क्वांटम संख्या
स्पिन क्वांटम संख्या

कक्षा का

इसके अलावा, ऑर्बिट शब्द के बजाय, हम "ऑर्बिटल" शब्द का उपयोग करेंगे; ऑर्बिटल मोटे तौर पर एक इलेक्ट्रॉन का तरंग कार्य है, यह वह क्षेत्र है जिसमें इलेक्ट्रॉन अपना 90% समय व्यतीत करता है।

एन - स्तर
एल - खोल
एम एल - कक्षीय संख्या
एम एस - कक्षक में पहला या दूसरा इलेक्ट्रॉन

कक्षीय क्वांटम संख्या एल

इलेक्ट्रॉन बादल के अध्ययन के परिणामस्वरूप, यह पाया गया कि यह निर्भर करता है ऊर्जा स्तर, बादल चार मूल आकार लेता है: एक गेंद, एक डम्बल, और दो अन्य अधिक जटिल। बढ़ती ऊर्जा के क्रम में, इन रूपों को एस-, पी-, डी- और एफ-शेल कहा जाता है। इनमें से प्रत्येक कोश में 1 (s पर), 3 (p पर), 5 (d पर) और 7 (f पर) कक्षक हो सकते हैं। कक्षीय क्वांटम संख्या वह कोश है जिसमें कक्षक स्थित होते हैं। एस,पी,डी और एफ ऑर्बिटल्स के लिए ऑर्बिटल क्वांटम संख्या क्रमशः 0,1,2 या 3 मान लेती है।

एस-शेल (एल=0) पर एक कक्षक है - दो इलेक्ट्रॉन
पी-शेल (L=1) पर तीन ऑर्बिटल्स हैं - छह इलेक्ट्रॉन
डी-शेल (एल=2) पर पांच ऑर्बिटल्स हैं - दस इलेक्ट्रॉन
एफ-शेल (एल=3) पर सात कक्षाएँ हैं - चौदह इलेक्ट्रॉन

चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल

पी-शेल पर तीन ऑर्बिटल्स हैं, उन्हें -L से +L तक संख्याओं द्वारा निर्दिष्ट किया गया है, यानी, पी-शेल (L=1) के लिए ऑर्बिटल्स "-1", "0" और "1" हैं। . चुंबकीय क्वांटम संख्या को m l अक्षर से दर्शाया जाता है।

शेल के अंदर, इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग कक्षाओं में स्थित करना आसान होता है, इसलिए पहले इलेक्ट्रॉन प्रत्येक कक्षा में एक को भरते हैं, और फिर प्रत्येक में इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी जुड़ जाती है।

डी-शेल पर विचार करें:
डी-शेल मान L=2 से मेल खाता है, अर्थात, पांच ऑर्बिटल्स (-2,-1,0,1 और 2), पहले पांच इलेक्ट्रॉन M l =-2, M मान लेकर शेल को भरते हैं। एल =-1, एम एल =0 , एम एल =1, एम एल =2.

स्पिन क्वांटम संख्या एम एस

स्पिन अपनी धुरी के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन के घूमने की दिशा है, इसकी दो दिशाएँ हैं, इसलिए स्पिन क्वांटम संख्या के दो मान हैं: +1/2 और -1/2। एक ऊर्जा उपस्तर में विपरीत स्पिन वाले केवल दो इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। स्पिन क्वांटम संख्या को m s से दर्शाया जाता है

प्रधान क्वांटम संख्या n

मुख्य क्वांटम संख्या ऊर्जा स्तर है इस पलसात ऊर्जा स्तर ज्ञात हैं, प्रत्येक को निर्दिष्ट किया गया है अरबी अंक: 1,2,3,...7. प्रत्येक स्तर पर कोशों की संख्या स्तर संख्या के बराबर होती है: पहले स्तर पर एक कोश होता है, दूसरे पर दो, आदि।

इलेक्ट्रॉन संख्या

तो, किसी भी इलेक्ट्रॉन को चार क्वांटम संख्याओं द्वारा वर्णित किया जा सकता है, इन संख्याओं का संयोजन इलेक्ट्रॉन की प्रत्येक स्थिति के लिए अद्वितीय है, पहला इलेक्ट्रॉन लें, सबसे कम ऊर्जा स्तर एन = 1 है, पहले स्तर पर एक शेल है, किसी भी स्तर पर पहले शेल में एक गेंद (एस-शेल) का आकार होता है, यानी। L=0, चुंबकीय क्वांटम संख्या केवल एक मान ले सकती है, M l =0 और स्पिन +1/2 के बराबर होगी। यदि हम पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन लें (चाहे वह किसी भी परमाणु में हो), तो इसके लिए मुख्य क्वांटम संख्याएँ होंगी: N=2, L=1, M=-1, स्पिन 1/2।

किसी तत्व का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाने के लिए एल्गोरिदम:

1. रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी डी.आई. का उपयोग करके एक परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की संख्या निर्धारित करें। मेंडेलीव।

2. उस अवधि की संख्या के आधार पर जिसमें तत्व स्थित है, ऊर्जा स्तरों की संख्या निर्धारित करें; अंतिम इलेक्ट्रॉनिक स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है।

3. स्तरों को उपस्तरों और कक्षकों में विभाजित करें और कक्षकों को भरने के नियमों के अनुसार उन्हें इलेक्ट्रॉनों से भरें:

यह याद रखना चाहिए कि पहले स्तर में अधिकतम 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं 1s 2, दूसरे पर - अधिकतम 8 (दो) एसऔर छह आर: 2एस 2 2पी 6), तीसरे पर - अधिकतम 18 (दो) एस, छह पी, और दस डी: 3एस 2 3पी 6 3डी 10).

मुख्य क्वांटम संख्या एनन्यूनतम होना चाहिए.
सबसे पहले भरना है एस-फिर, सबलेवल पी-, डी- बी एफ-उपस्तर।
इलेक्ट्रॉन कक्षाओं की बढ़ती ऊर्जा के क्रम में कक्षाओं को भरते हैं (क्लेचकोवस्की का नियम)।
एक उपस्तर के भीतर, इलेक्ट्रॉन पहले एक-एक करके मुक्त कक्षाओं पर कब्जा करते हैं, और उसके बाद ही वे जोड़े बनाते हैं (हंड का नियम)।
एक कक्षक में दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते (पॉली सिद्धांत)।

उदाहरण।

1. आइए नाइट्रोजन के लिए एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र बनाएं। में आवर्त सारणीनाइट्रोजन सातवें नंबर पर है.

2. आइए आर्गन के लिए इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। आर्गन आवर्त सारणी में 18वें नंबर पर है।

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

3. आइए क्रोमियम का इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। आवर्त सारणी में क्रोमियम 24वें स्थान पर है।

1s 2 2s 2 2पी 6 3s 2 3पी 6 4s 1 3डी 5

जिंक का ऊर्जा आरेख.

4. आइए जिंक का इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला बनाएं। आवर्त सारणी में जिंक 30वें स्थान पर है।

1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10

कृपया ध्यान दें कि इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का भाग, अर्थात् 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, आर्गन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है।

जिंक के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखते समय, ऊर्जा स्तर (मुख्य क्वांटम संख्या के मान) इंगित किए जाते हैं एनसंख्याओं के रूप में - 1, 2, 3, आदि), ऊर्जा उपस्तर (कक्षीय क्वांटम संख्या मान एलअक्षरों के रूप में - एस, पी, डी, एफ) और शीर्ष पर संख्या किसी दिए गए उपस्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या दर्शाती है।

तालिका में पहला तत्व D.I. है। मेंडेलीव हाइड्रोजन है, इसलिए परमाणु के नाभिक का आवेश है एन 1 के बराबर, एक परमाणु में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है एस-पहले स्तर का उपस्तर। इसलिए, हाइड्रोजन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का रूप है:

दूसरा तत्व हीलियम है; इसके परमाणु में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए हीलियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 2 है नहीं 1एस 2. पहले आवर्त में केवल दो तत्व शामिल हैं, क्योंकि पहला ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है, जिस पर केवल 2 इलेक्ट्रॉन ही कब्जा कर सकते हैं।

क्रम में तीसरा तत्व - लिथियम - पहले से ही दूसरी अवधि में है, इसलिए, इसका दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू हो जाता है (हमने इसके बारे में ऊपर बात की थी)। दूसरे स्तर को इलेक्ट्रॉनों से भरने की शुरुआत होती है एस-उपस्तर, इसलिए लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 3 है ली 1एस 2 2एस 1 . बेरिलियम परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भर गया है एस-उपस्तर: 4 वे 1एस 2 2एस 2 .

दूसरे आवर्त के बाद के तत्वों में, दूसरा ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा रहता है, केवल अब यह इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है आर-उपस्तर: 5 में 1एस 2 2एस 2 2आर 1 ; 6 साथ 1एस 2 2एस 2 2आर 2 … 10 ने 1एस 2 2एस 2 2आर 6 .

नियॉन परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरना पूरा करता है आर-सबलेवल, यह तत्व दूसरी अवधि को समाप्त करता है, इसमें आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं एस- और आर-उपस्तरों में केवल आठ इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं।

तीसरे आवर्त के तत्वों में तीसरे स्तर के ऊर्जा उपस्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरने का समान क्रम होता है। इस काल के कुछ तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार हैं:

11 ना 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 1 ; 12 मिलीग्राम 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 ; 13 अल 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 1 ;

14 सी 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 2 ;…; 18 एआर 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 .

तीसरी अवधि, दूसरी की तरह, एक तत्व (आर्गन) के साथ समाप्त होती है, जो पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरी होती है आर-उपस्तर, हालाँकि तीसरे स्तर में तीन उपस्तर शामिल हैं ( एस, आर, डी). क्लेचकोवस्की के नियमों के अनुसार ऊर्जा उपस्तरों को भरने के उपरोक्त क्रम के अनुसार, उपस्तर 3 की ऊर्जा डीअधिक उपस्तर 4 ऊर्जा एस, इसलिए, आर्गन के बगल में पोटेशियम परमाणु और उसके पीछे कैल्शियम परमाणु इलेक्ट्रॉनों 3 से भरे हुए हैं एस- चौथे स्तर का उपस्तर:

19 को 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 ; 20 एसए 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 .

21वें तत्व - स्कैंडियम से शुरू होकर, तत्वों के परमाणुओं में उपस्तर 3 इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू हो जाता है डी. इन तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्र हैं:

21 अनुसूचित जाति 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 1 ; 22 ती 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 2 .

24वें तत्व (क्रोमियम) और 29वें तत्व (तांबा) के परमाणुओं में, एक इलेक्ट्रॉन की "रिसाव" या "विफलता" नामक एक घटना देखी जाती है: बाहरी 4 से एक इलेक्ट्रॉन एस- उपस्तर 3 से "गिरता है"। डी- सबलेवल, इसे आधा (क्रोमियम के लिए) या पूरी तरह से (तांबे के लिए) भरना पूरा करता है, जो परमाणु की अधिक स्थिरता में योगदान देता है:

24 करोड़ 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 5 (बजाय...4 एस 2 3डी 4) और

29 घन 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 1 3डी 10 (बजाय...4 एस 2 3डी 9).

31वें तत्व - गैलियम से शुरू होकर, चौथे स्तर को इलेक्ट्रॉनों से भरना जारी है, अब - आर- उपस्तर:

31 गा 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 1 …; 36 क्र 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 .

यह तत्व चौथे आवर्त को समाप्त करता है, जिसमें पहले से ही 18 तत्व शामिल हैं।

ऊर्जा उपस्तरों को इलेक्ट्रॉनों से भरने का एक समान क्रम 5वें आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में होता है। पहले दो (रुबिडियम और स्ट्रोंटियम) के लिए यह भरा हुआ है एस- 5वें स्तर का उपस्तर, अगले दस तत्वों के लिए (यट्रियम से कैडमियम तक) भरा जाता है डी- चौथे स्तर का उपस्तर; यह अवधि छह तत्वों (इंडियम से क्सीनन तक) द्वारा पूरी की जाती है, जिनके परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं आर- बाहरी का उपस्तर, पाँचवाँ स्तर। एक आवर्त में भी 18 तत्व होते हैं।

छठे आवर्त के तत्वों के लिए, भरने के इस क्रम का उल्लंघन किया जाता है। आवर्त की शुरुआत में, हमेशा की तरह, दो तत्व होते हैं जिनके परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं एस– बाह्य का उपस्तर, छठा, स्तर। उनके पीछे अगला तत्व, लैंथेनम, इलेक्ट्रॉनों से भरना शुरू कर देता है डी- पिछले स्तर का उपस्तर, यानी। 5 डी. यह इलेक्ट्रॉनों 5 के साथ भरने को पूरा करता है डी-उपस्तर रुक जाता है और अगले 14 तत्व - सेरियम से ल्यूटेटियम तक - भरना शुरू हो जाते हैं एफ-चौथे स्तर का उपस्तर। ये सभी तत्व तालिका के एक कक्ष में शामिल हैं, और नीचे इन तत्वों की एक विस्तारित पंक्ति है, जिसे लैंथेनाइड्स कहा जाता है।

72वें तत्व - हेफ़नियम - से शुरू होकर 80वें तत्व - पारा तक, इलेक्ट्रॉनों से भरना जारी है 5 डी-उपस्तर, और अवधि समाप्त होती है, हमेशा की तरह, छह तत्वों (थैलियम से रेडॉन तक) के साथ, जिनके परमाणु इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं आर– बाह्य का उपस्तर, छठा, स्तर। यह 32 तत्वों सहित सबसे बड़ा आवर्त है।

सातवें, अपूर्ण, आवर्त के तत्वों के परमाणुओं में उपस्तर भरने का वही क्रम दिखाई देता है जो ऊपर वर्णित है। हम छात्रों को इसे स्वयं लिखने देते हैं। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 5वीं-7वीं अवधि के तत्वों के परमाणु, ऊपर कही गई सभी बातों को ध्यान में रखते हुए।

टिप्पणी:कुछ में पाठ्यपुस्तकेंतत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक सूत्रों को लिखने के एक अलग क्रम की अनुमति है: उनके भरने के क्रम में नहीं, बल्कि प्रत्येक ऊर्जा स्तर पर तालिका में दिए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुसार। उदाहरण के लिए, आर्सेनिक परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार दिख सकता है: जैसे 1एस 2 2एस 2 2आर 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 3 .

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3. एक इलेक्ट्रॉनिक सूत्र लिखें और वहथैलियम टीएल 3+। वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के लिए एटमटीएल सभी चार क्वांटम संख्याओं के सेट को दर्शाता है।

समाधान:

क्लेचकोवस्की के नियम के अनुसार, ऊर्जा स्तर और उपस्तरों का भरना निम्नलिखित क्रम में होता है:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

तत्व थैलियम टीएल का परमाणु आवेश +81 (परमाणु संख्या 81) है, क्रमशः 81 इलेक्ट्रॉन। क्लेचकोवस्की के नियम के अनुसार, हम ऊर्जा उपस्तरों के बीच इलेक्ट्रॉनों को वितरित करते हैं और तत्व टीएल का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र प्राप्त करते हैं:

81 टीएल थैलियम 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 6 6एस 2 4एफ 14 5डी 10 6पी 1

थैलियम आयन टीएल 3+ का आवेश +3 है, जिसका अर्थ है कि परमाणु ने 3 इलेक्ट्रॉन छोड़े हैं, और चूंकि परमाणु केवल बाहरी स्तर के वैलेंस इलेक्ट्रॉन छोड़ सकता है (थैलियम के लिए ये दो 6s और एक 6p इलेक्ट्रॉन हैं), इसका इलेक्ट्रॉनिक फॉर्मूला इस तरह दिखेगा:

81 टीएल 3+ थैलियम 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 4एस 2 3डी 10 4पी 6 5एस 2 4डी 10 5पी 6 6एस 0 4एफ 14 5डी 10 6पी 0

मुख्य क्वांटम संख्या एनइलेक्ट्रॉन की कुल ऊर्जा और नाभिक से इसके निष्कासन की डिग्री (ऊर्जा स्तर संख्या) निर्धारित करता है; यह 1 (n = 1, 2, 3, ...) से शुरू होने वाले किसी भी पूर्णांक मान को स्वीकार करता है, यानी। अवधि संख्या से मेल खाता है.

कक्षीय (पक्ष या अज़ीमुथल) क्वांटम संख्या एलपरमाणु कक्षक का आकार निर्धारित करता है। यह 0 से n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1) तक पूर्णांक मान ले सकता है। ऊर्जा स्तर संख्या के बावजूद, प्रत्येक मान एलकक्षीय क्वांटम संख्या एक विशेष आकार के कक्षक से मेल खाती है।

ऑर्बिटल्स के साथ एल= 0 को s-ऑर्बिटल्स कहा जाता है,

एल= 1 - पी-ऑर्बिटल्स (3 प्रकार, चुंबकीय क्वांटम संख्या एम में भिन्न),

एल= 2 – डी-ऑर्बिटल्स (5 प्रकार),

एल= 3 - एफ-ऑर्बिटल्स (7 प्रकार)।

चुंबकीय क्वांटम संख्या एम एल अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन कक्षीय की स्थिति को दर्शाती है और पूर्णांक मान लेती है - एल से + तक एल, जिसमें 0 भी शामिल है। इसका मतलब है कि प्रत्येक कक्षीय आकृति के लिए (2) है एल+1) अंतरिक्ष में ऊर्जावान रूप से समतुल्य अभिविन्यास।

स्पिन क्वांटम संख्या एम एस उस चुंबकीय क्षण की विशेषता है जो तब होता है जब एक इलेक्ट्रॉन अपनी धुरी के चारों ओर घूमता है। केवल दो संगत मान +1/2 और -1/2 स्वीकार करता है विपरीत दिशाओं मेघूर्णन.
वैलेंस इलेक्ट्रॉन बाहरी ऊर्जा स्तर के इलेक्ट्रॉन होते हैं। थैलियम में 3 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं: 2 एस इलेक्ट्रॉन और 1 पी इलेक्ट्रॉन।

क्वांटम संख्याएँ - इलेक्ट्रॉन:

कक्षीय क्वांटम संख्या एल= 0 (एस - कक्षीय)

चुंबकीय क्वांटम संख्या m l = (2 एल+ 1 = 1): एम एल = 0.

स्पिन क्वांटम संख्या m S = ±1/2

क्वांटम संख्या पी - इलेक्ट्रॉन:

मुख्य क्वांटम संख्या n = 6 (छठी अवधि)

कक्षीय क्वांटम संख्या एल= 1 (पी - कक्षीय)

चुंबकीय क्वांटम संख्या (2 एल+ 1 = 3): एम = -1, 0, +1

स्पिन क्वांटम संख्या m S = ±1/2
23. उन गुणों को निर्दिष्ट करें रासायनिक तत्व, जो समय-समय पर बदलता रहता है। इन गुणों की समय-समय पर पुनरावृत्ति का क्या कारण है? उदाहरणों का प्रयोग करते हुए रासायनिक यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की आवधिकता का सार समझाइए।

समाधान:

परमाणुओं की बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परतों की संरचना से निर्धारित तत्वों के गुण, अवधियों और समूहों के अनुसार स्वाभाविक रूप से बदलते हैं आवर्त सारणी. इस मामले में, इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं की समानता एनालॉग तत्वों के गुणों की समानता को जन्म देती है, लेकिन इन गुणों की पहचान को नहीं। इसलिए, समूहों और उपसमूहों में एक तत्व से दूसरे तत्व में जाने पर, गुणों की सरल पुनरावृत्ति नहीं होती है, बल्कि उनका कम या ज्यादा स्पष्ट प्राकृतिक परिवर्तन होता है। विशेष रूप से, तत्वों के परमाणुओं का रासायनिक व्यवहार इलेक्ट्रॉनों को खोने और प्राप्त करने की उनकी क्षमता में प्रकट होता है, अर्थात। ऑक्सीकरण और कम करने की उनकी क्षमता में। किसी परमाणु की क्षमता का एक मात्रात्मक माप खोनाइलेक्ट्रॉन है आयनीकरण क्षमता (ई और ) , और उनकी क्षमता का एक माप पुनः प्राप्त– इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (ई साथ ). एक अवधि से दूसरे अवधि में संक्रमण के दौरान इन मात्राओं में परिवर्तन की प्रकृति दोहराई जाती है, और ये परिवर्तन परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास में परिवर्तन पर आधारित होते हैं। इस प्रकार, अक्रिय गैसों के परमाणुओं के अनुरूप पूर्ण इलेक्ट्रॉनिक परतें अवधि के भीतर बढ़ी हुई स्थिरता और आयनीकरण क्षमता के बढ़े हुए मूल्य को प्रदर्शित करती हैं। इसी समय, पहले समूह (Li, Na, K, Rb, Cs) के s-तत्वों में सबसे कम आयनीकरण संभावित मान हैं।

वैद्युतीयऋणात्मकताएक परमाणु की क्षमता का माप है इस तत्व कायौगिक में अन्य तत्वों के परमाणुओं के सापेक्ष इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर खींचें। परिभाषाओं में से एक (मुल्लिकेन) के अनुसार, किसी परमाणु की इलेक्ट्रोनगेटिविटी को उसकी आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के आधे योग के रूप में व्यक्त किया जा सकता है: = (ई और + ई सी)।

आवर्तों में तत्व की इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ने की सामान्य प्रवृत्ति होती है, और उपसमूहों में कमी होती है। सबसे कम मूल्यसमूह I के एस-तत्वों में इलेक्ट्रोनगेटिविटी है, और समूह VII के पी-तत्वों में सबसे बड़ी इलेक्ट्रोनगेटिविटी है।

एक ही तत्व की वैद्युतीयऋणात्मकता संयोजकता अवस्था, संकरण, ऑक्सीकरण अवस्था आदि के आधार पर भिन्न हो सकती है। वैद्युतीयऋणात्मकता तत्वों के यौगिकों के गुणों में परिवर्तन की प्रकृति को महत्वपूर्ण रूप से प्रभावित करती है। उदाहरण के लिए, सल्फ्यूरिक एसिडअपने रासायनिक एनालॉग - सेलेनिक एसिड की तुलना में अधिक मजबूत अम्लीय गुण प्रदर्शित करता है, क्योंकि बाद में केंद्रीय सेलेनियम परमाणु, सल्फर परमाणु की तुलना में कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी के कारण, एसिड में एच-ओ बांड को इतना ध्रुवीकृत नहीं करता है, जिसका अर्थ है कमजोर होना अम्लता का.

एच–ओ ओ
दूसरा उदाहरण: क्रोमियम(II) हाइड्रॉक्साइड और क्रोमियम(VI) हाइड्रॉक्साइड। क्रोमियम (II) हाइड्रॉक्साइड, Cr(OH) 2, क्रोमियम (VI) हाइड्रॉक्साइड, H 2 CrO 4 के विपरीत बुनियादी गुण प्रदर्शित करता है, क्योंकि क्रोमियम +2 की ऑक्सीकरण अवस्था Cr 2+ के कूलम्ब इंटरैक्शन की कमजोरी को निर्धारित करती है। हाइड्रॉक्साइड आयन और इस आयन के उन्मूलन में आसानी, यानी। मूल गुणों की अभिव्यक्ति. साथ ही, क्रोमियम (VI) हाइड्रॉक्साइड में क्रोमियम +6 की उच्च ऑक्सीकरण अवस्था हाइड्रॉक्साइड आयन और केंद्रीय क्रोमियम परमाणु के बीच मजबूत कूलम्ब आकर्षण और बंधन के साथ पृथक्करण की असंभवता को निर्धारित करती है। - ओह। दूसरी ओर, क्रोमियम (VI) हाइड्रॉक्साइड में क्रोमियम की उच्च ऑक्सीकरण अवस्था इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता को बढ़ाती है, अर्थात। इलेक्ट्रोनगेटिविटी, जो इस यौगिक में एच-ओ बांड के उच्च स्तर के ध्रुवीकरण का कारण बनती है, जो अम्लता में वृद्धि के लिए एक शर्त है।

अगला महत्वपूर्ण विशेषतापरमाणु उनकी त्रिज्या है। आवर्तों में धातु परमाणुओं की त्रिज्याएँ बढ़ती जाती हैं क्रम संख्यातत्व कम हो जाते हैं, क्योंकि एक अवधि के भीतर किसी तत्व की परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ, नाभिक का आवेश बढ़ता है, और इसलिए इसे संतुलित करने वाले इलेक्ट्रॉनों का कुल आवेश बढ़ता है; परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रॉनों का कूलम्ब आकर्षण भी बढ़ जाता है, जिससे अंततः उनके और नाभिक के बीच की दूरी कम हो जाती है। त्रिज्या में सबसे अधिक कमी छोटी अवधि के तत्वों में देखी जाती है, जिसमें बाहरी ऊर्जा स्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है।

बड़ी अवधि में, जैसे-जैसे परमाणु नाभिक का आवेश बढ़ता है, d- और f-तत्व त्रिज्या में सहज कमी दर्शाते हैं। तत्वों के प्रत्येक उपसमूह के भीतर, परमाणु त्रिज्या ऊपर से नीचे तक बढ़ती है, क्योंकि इस तरह का बदलाव उच्च ऊर्जा स्तर में संक्रमण का प्रतीक है।

उनके द्वारा बनाए गए यौगिकों के गुणों पर तत्व आयनों की त्रिज्या के प्रभाव को गैस चरण में हाइड्रोहेलिक एसिड की अम्लता में वृद्धि के उदाहरण से चित्रित किया जा सकता है: HI > HBr > HCl > HF।
43. उन तत्वों के नाम बताइए जिनके परमाणुओं के लिए केवल एक संयोजकता अवस्था संभव है, और बताएं कि क्या यह जमीन पर होगा या उत्तेजित होगा।

समाधान:

जिन तत्वों के परमाणुओं में बाहरी वैलेंस ऊर्जा स्तर पर एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है, उनमें एक वैलेंस अवस्था हो सकती है - ये आवधिक प्रणाली के समूह I के तत्व हैं (एच - हाइड्रोजन, ली - लिथियम, ना - सोडियम, के - पोटेशियम, आरबी - रुबिडियम) , एजी - चांदी, सीएस - सीज़ियम, एयू - सोना, एफआर - फ्रांसियम), गठन के बाद से तांबे के अपवाद के साथ रासायनिक बन्ध, जिसकी संख्या वैलेंस द्वारा निर्धारित की जाती है, पूर्व-बाह्य स्तर के डी-इलेक्ट्रॉन भी भाग लेते हैं (तांबा परमाणु 3 डी 10 4 एस 1 की जमीनी स्थिति भरे हुए डी-शेल की स्थिरता के कारण होती है, हालांकि, पहली उत्तेजित अवस्था 3d 9 4s 2 ऊर्जा में जमीनी अवस्था से केवल 1.4 eV (लगभग 125 kJ/mol) अधिक है। रासायनिक यौगिकदोनों अवस्थाएँ स्वयं को समान सीमा तक प्रकट करती हैं, जिससे तांबे के यौगिकों (I) और (II)) की दो श्रृंखलाएँ उत्पन्न होती हैं।

इसके अलावा, जिन तत्वों के परमाणुओं में बाहरी ऊर्जा स्तर पूरी तरह से भरा होता है और इलेक्ट्रॉनों को उत्तेजित अवस्था में जाने का अवसर नहीं होता है, उनमें एक संयोजकता अवस्था हो सकती है। ये समूह VIII के मुख्य उपसमूह के तत्व हैं - अक्रिय गैसें (He - हीलियम, Ne - नियॉन, Ar - आर्गन, Kr - क्रिप्टन, Xe - क्सीनन, Rn - रेडॉन)।

सभी सूचीबद्ध तत्वों के लिए, एकमात्र संयोजकता अवस्था जमीनी अवस्था है, क्योंकि उत्तेजित अवस्था में संक्रमण की कोई संभावना नहीं है। इसके अलावा, उत्तेजित अवस्था में संक्रमण तदनुसार परमाणु की नई संयोजकता अवस्था को निर्धारित करता है, यदि ऐसा संक्रमण संभव है, तो किसी दिए गए परमाणु की संयोजकता अवस्था ही एकमात्र नहीं है;

63. वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण के मॉडल और वैलेंस बॉन्ड की विधि का उपयोग करके, प्रस्तावित अणुओं और आयनों की स्थानिक संरचना पर विचार करें। इंगित करें: ए) केंद्रीय परमाणु के बंधन और अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या; बी) संकरण में शामिल कक्षाओं की संख्या; ग) संकरण का प्रकार; घ) अणु या आयन का प्रकार (AB m E n); ई) इलेक्ट्रॉन जोड़े की स्थानिक व्यवस्था; च) किसी अणु या आयन की स्थानिक संरचना।

एसओ 3;

समाधान:

वैलेंस बॉन्ड विधि के अनुसार (इस विधि का उपयोग करने से ओईपीवीओ मॉडल का उपयोग करने जैसा ही परिणाम मिलता है), अणु का स्थानिक विन्यास केंद्रीय परमाणु के हाइब्रिड ऑर्बिटल्स की स्थानिक व्यवस्था द्वारा निर्धारित किया जाता है, जो परिणामस्वरूप बनता है कक्षकों के बीच परस्पर क्रिया।

केंद्रीय परमाणु के संकरण के प्रकार को निर्धारित करने के लिए, संकरण करने वाले कक्षकों की संख्या जानना आवश्यक है। इसे केंद्रीय परमाणु के बंधन और अकेले इलेक्ट्रॉन जोड़े की संख्या जोड़कर और π बांड की संख्या घटाकर पाया जा सकता है।

SO 3 अणु में

बंधन युग्मों की कुल संख्या 6 है। π-बंधों की संख्या घटाने पर, हमें संकरण कक्षकों की संख्या प्राप्त होती है: 6 - 3 = 3। इस प्रकार, संकरण का प्रकार sp 2 है, आयन का प्रकार AB 3 है, इलेक्ट्रॉन युग्मों की स्थानिक व्यवस्था में एक त्रिभुज का आकार होता है, और अणु स्वयं त्रिभुज होता है:

आयन में

बॉन्डिंग जोड़े की कुल संख्या 4 है। कोई π बॉन्ड नहीं हैं। संकरण कक्षाओं की संख्या: 4. इस प्रकार, संकरण का प्रकार एसपी 3 है, एबी 4 आयन का प्रकार है, इलेक्ट्रॉन जोड़े की स्थानिक व्यवस्था में टेट्राहेड्रोन का आकार होता है, और आयन स्वयं एक टेट्राहेड्रोन है:

83. नीचे दिए गए यौगिकों के साथ KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2 के बीच परस्पर क्रिया की संभावित प्रतिक्रियाओं के लिए समीकरण लिखें:

एच 2 एसओ 3, बाओ, सीओ 2, एचएनओ 3, नी(ओएच) 2, सीए(ओएच) 2;

समाधान:
ए) केओएच प्रतिक्रिया प्रतिक्रियाएं

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2K + + 2 ओह - + 2एच+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + एच 2 हे

ओह - + एच +  एच 2 हे
KOH + BaO  कोई प्रतिक्रिया नहीं
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2K + + 2 ओह - + सीओ 2  2K + + सीओ 3 2- + एच 2 हे

2ओह - + एच 2 सीओ 3  सीओ 3 2- + एच 2 हे
KOH + HNO 3  कोई प्रतिक्रिया नहीं, घोल में एक ही समय में आयन होते हैं:

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

2KOH + Ni(OH) 2  K

2K + + 2 ओह- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं

बी) प्रतिक्रिया प्रतिक्रियाएं एच 2 एसओ 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  कोई प्रतिक्रिया नहीं
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  कोई प्रतिक्रिया नहीं
H 2 SO 4 + HNO 3  कोई प्रतिक्रिया नहीं
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2  NiSO 4 + 2H 2 O

2एच+ + एसओ 4 2- + नी (ओएच) 2  नी 2+ + एसओ 4 2- + 2 एच 2 हे

2एच + + नी (ओएच) 2  नी 2+ + 2एच 2 हे
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

2H + + SO 4 2- + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

सी) एच 2 ओ की प्रतिक्रिया प्रतिक्रियाएं

H 2 O + H 2 SO 3  कोई प्रतिक्रिया नहीं

एच 2 ओ + बाओ  बा(ओएच) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं
H 2 O + HNO 3  कोई प्रतिक्रिया नहीं
H 2 O + NO 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं
H 2 O + Ni(OH) 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं

H 2 O + Ca(OH) 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं

ए) प्रतिक्रिया प्रतिक्रिया Be(OH) 2

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

होना(OH) 2 + 2एच+ + SO 3 2-  2+ हो + SO 3 2- + 2 एच 2 हे

होना(OH) 2 + 2एच+  2+ + 2 हो एच 2 हे
Be(OH) 2 + BaO  कोई प्रतिक्रिया नहीं
2Be(OH) 2 + CO 2  Be 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2HNO 3  Be(NO 3) 2 + 2H2 O

होना(OH) 2 + 2एच+ + संख्या 3 -  होना 2+ + 2NO 3 - + 2 एच 2 हे

होना(OH) 2 + 2एच +  होना 2+ + 2एच 2 हे
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  कोई प्रतिक्रिया नहीं
103. संकेतित प्रतिक्रिया के लिए

बी) बताएं कि कौन से कारक: एन्ट्रॉपी या एन्थैल्पी आगे की दिशा में प्रतिक्रिया की सहज घटना में योगदान करते हैं;

ग) 298K और 1000K पर प्रतिक्रिया किस दिशा में (प्रत्यक्ष या विपरीत) आगे बढ़ेगी;

ई) एक संतुलन मिश्रण के उत्पादों की सांद्रता बढ़ाने के सभी तरीकों के नाम बताइए।

एफ) टी (के) पर Δजी पी (केजे) की निर्भरता की साजिश रचें

समाधान:

सीओ (जी) + एच 2 (जी) = सी (के) + एच 2 ओ (जी)

पदार्थों के निर्माण की मानक एन्थैल्पी, एन्ट्रॉपी और गिब्स ऊर्जा

1. (ΔH 0 298) घंटा =

–

= -241.84 + 110.5 = -131.34 केजे 2. (ΔS 0 298) सी.आर. =

–

= 188.74+5.7-197.5-130.6 = -133.66 जे/के = -133.66 10 -3 केजे/मोल > 0।

प्रत्यक्ष प्रतिक्रिया एन्ट्रापी में कमी के साथ होती है, सिस्टम में विकार कम हो जाता है - की घटना के लिए एक प्रतिकूल कारक रासायनिक प्रतिक्रियाआगे की दिशा में.

3. प्रतिक्रिया की मानक गिब्स ऊर्जा की गणना करें।

हेस के नियम के अनुसार:

(Δजी 0 298) घंटा =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 केजे

यह पता चला कि (ΔН 0 298) ch.r. > (ΔS 0 298) सी.आर. ·T और फिर (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 के.

≈ 982.6 K वह अनुमानित तापमान है जिस पर वास्तविक रासायनिक संतुलन स्थापित होता है, इस तापमान से ऊपर एक विपरीत प्रतिक्रिया होगी; किसी दिए गए तापमान पर, दोनों प्रक्रियाएँ समान रूप से संभावित हैं।

5. 1000K पर गिब्स ऊर्जा की गणना करें:

(Δजी 0 1000) घंटा ≈ ΔН 0 298 - 1000·ΔS 0 298 ≈ -131.4 - 1000·(-133.66)·10 -3 ≈ 2.32 kJ > 0.

वे। 1000 K पर: ΔS 0 घंटा। ·Т > ΔН 0 घंटा

एन्थैल्पी कारक निर्णायक हो गया; प्रत्यक्ष प्रतिक्रिया की सहज घटना असंभव हो गई। विपरीत प्रतिक्रिया होती है: एक मोल गैस और 1 मोल ठोस पदार्थ से 2 मोल गैस बनती है।

लॉग के 298 = 16.1; के 298 ≈ 10 16 >> 1.

प्रणाली वास्तविक रासायनिक संतुलन की स्थिति से बहुत दूर है; इसमें प्रतिक्रिया उत्पादों की प्रधानता होती है;

प्रतिक्रिया के लिए तापमान पर ΔG 0 की निर्भरता

सीओ (जी) + एच 2 (जी) = सी (के) + एच 2 ओ (जी)

K 1000 = 0.86 > 1 - प्रणाली संतुलन के करीब है, लेकिन इस तापमान पर शुरुआती पदार्थ इसमें प्रबल होते हैं।

8. ले चैटेलियर के सिद्धांत के अनुसार, जैसे-जैसे तापमान बढ़ता है, संतुलन विपरीत प्रतिक्रिया की ओर स्थानांतरित होना चाहिए, और संतुलन स्थिरांक कम होना चाहिए।

9. आइए विचार करें कि हमारा परिकलित डेटा ले चैटेलियर के सिद्धांत से कैसे सहमत है। आइए हम गिब्स ऊर्जा की निर्भरता और तापमान पर इस प्रतिक्रिया के संतुलन स्थिरांक को दर्शाने वाले कुछ डेटा प्रस्तुत करें:

टी, के	Δजी 0 टी, केजे	के टी
298	-131,34	10 16
982,6	0	1
1000	2,32	0,86

इस प्रकार, प्राप्त गणना किए गए डेटा ले चैटेलियर के सिद्धांत के आधार पर किए गए हमारे निष्कर्षों के अनुरूप हैं।
123. व्यवस्था में संतुलन:

)

निम्नलिखित सांद्रता पर स्थापित: [बी] और [सी], मोल/ली।

यदि पदार्थ A की प्रारंभिक सांद्रता [A] 0 mol/l है तो पदार्थ की प्रारंभिक सांद्रता [B] 0 और संतुलन स्थिरांक निर्धारित करें

समीकरण से यह देखा जा सकता है कि पदार्थ C के 0.26 mol के निर्माण के लिए 0.13 mol पदार्थ A और उतनी ही मात्रा में पदार्थ B की आवश्यकता होती है।

तब पदार्थ A की संतुलन सांद्रता [A] = 0.4-0.13 = 0.27 mol/l है।

पदार्थ B की प्रारंभिक सांद्रता [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13+0.13 = 0.26 mol/l.

उत्तर: [बी] 0 = 0.26 मोल/लीटर, केपी = 1.93।

143. a) 300 ग्राम घोल में 36 ग्राम KOH (घोल घनत्व 1.1 ग्राम/एमएल) होता है। इस घोल के प्रतिशत और मोलर सांद्रण की गणना करें।

ख) 2 लीटर 0.2 M Na 2 CO 3 घोल तैयार करने के लिए कितने ग्राम क्रिस्टलीय सोडा Na 2 CO 3·10H 2 O लेना चाहिए?

समाधान:

हम समीकरण का उपयोग करके प्रतिशत सांद्रता ज्ञात करते हैं:

KOH का दाढ़ द्रव्यमान 56.1 g/mol है;

समाधान की मोलरता की गणना करने के लिए, हम 1000 मिलीलीटर (यानी, 1000 · 1.100 = 1100 ग्राम) समाधान में निहित KOH का द्रव्यमान पाते हैं:

1100: 100 = पर: 12; पर= 12 1100 / 100 = 132 ग्राम

सी एम = 56.1 / 132 = 0.425 मोल/ली।

उत्तर: C = 12%, Cm = 0.425 mol/l

समाधान:

1. निर्जल नमक का द्रव्यमान ज्ञात कीजिये

एम = सेमी·एम·वी, जहां एम - दाढ़ जन, वी - आयतन।

मी = 0.2 106 2 = 42.4 ग्राम।

2. अनुपात से क्रिस्टल हाइड्रेट का द्रव्यमान ज्ञात करें

क्रिस्टलीय हाइड्रेट का दाढ़ द्रव्यमान 286 ग्राम/मोल - द्रव्यमान X

निर्जल नमक का दाढ़ द्रव्यमान 106 ग्राम/मोल - द्रव्यमान 42.4 ग्राम

इसलिए X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 ग्राम।

उत्तर: एम Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 ग्राम।

163. बेंजीन में नेफ़थलीन सी 10 एच 8 के 5% घोल के क्वथनांक की गणना करें। बेंजीन का क्वथनांक 80.2 0 C है।

दिया गया:

औसत (सी 10 एच 8) = 5%

उबालें (सी 6 एच 6) = 80.2 0 सी

खोजो:

उबालना (समाधान) -?

समाधान:

राउल्ट के दूसरे नियम से

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

यहाँ E विलायक का एबुलियोस्कोपिक स्थिरांक है

ई(सी 6 एच 6) = 2.57

m A विलायक का भार है, m B विलेय का भार है, M B इसका आणविक भार है।

माना कि घोल का द्रव्यमान 100 ग्राम है, इसलिए, विलेय का द्रव्यमान 5 ग्राम है, और विलायक का द्रव्यमान 100 - 5 = 95 ग्राम है।

एम (नेफ़थलीन सी 10 एच 8) = 12 10 + 1 8 = 128 ग्राम/मोल।

हम सभी डेटा को सूत्र में प्रतिस्थापित करते हैं और शुद्ध विलायक की तुलना में समाधान के क्वथनांक में वृद्धि पाते हैं:

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

नेफ़थलीन घोल का क्वथनांक सूत्र का उपयोग करके पाया जा सकता है:

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

उत्तर: 81.256 ओ सी

183. कार्य 1. कमजोर इलेक्ट्रोलाइट्स के लिए पृथक्करण समीकरण और पृथक्करण स्थिरांक लिखें।

कार्य 2। आयनिक समीकरणों को देखते हुए, संबंधित आणविक समीकरण लिखें।

कार्य 3. आणविक और आयनिक रूपों में निम्नलिखित परिवर्तनों के लिए प्रतिक्रिया समीकरण लिखें।

नहीं।	अभ्यास 1	कार्य 2	कार्य 3
183	Zn(OH) 2 , H 3 AsO 4	नी 2+ + ओएच - + सीएल - = NiOHCl	NaHSO 3 →Na 2 SO 3 →H 2 SO 3 →NaHSO 3

समाधान:

कमजोर इलेक्ट्रोलाइट्स के लिए पृथक्करण समीकरण और पृथक्करण स्थिरांक लिखें।

प्रथम: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

केडी 1=
= 1.5·10 -5
द्वितीय: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

केडी 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 - एम्फोटेरिक हाइड्रॉक्साइड, एसिड-प्रकार का पृथक्करण संभव है

प्रथम: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

केडी 1=

द्वितीय: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

केडी 2 =

H 3 AsO 4 - ऑर्थोआर्सेनिक एसिड - एक मजबूत इलेक्ट्रोलाइट, समाधान में पूरी तरह से अलग हो जाता है:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
आयनिक समीकरणों को देखते हुए, संबंधित आणविक समीकरण लिखें।

नी 2+ + ओएच - + सीएल - = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(अपर्याप्त) = NiOHCl + NaCl

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

नी 2+ + सीएल - + ओएच - = NiOHCl
आणविक और आयनिक रूपों में निम्नलिखित परिवर्तनों के लिए प्रतिक्रिया समीकरण लिखें।

NaHSO 3 →Na 2 SO 3 →H 2 SO 3 → NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH →Na 2 SO 3 + H 2 O

ना++ एचएसओ 3 - +ना++ ओह- → 2Na + + इसलिए 3 2- + एच 2 हे

एचएसओ 3 - + ओह - → + इसलिए 3 2- + एच 2 हे
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + इसलिए 3 2- + 2एन+ + एसओ 4 2- → एच 2 इसलिए 3 + 2Na + + इसलिए 3 2-

इसलिए 3 2- + 2एन + → एच 2 इसलिए 3 + इसलिए 3 2-
3) एच 2 एसओ 3 (अतिरिक्त) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 एन + + इसलिए 3 2- + ना + + ओह- → ना + + एचएसओ 3 - + एच 2 हे

2 एन + + इसलिए 3 2 + ओह- → ना + + एच 2 हे
203. कार्य 1. आणविक और आयनिक रूपों में लवणों के जल-अपघटन के लिए समीकरण लिखें, विलयनों का pH इंगित करें (pH > 7, pH कार्य 2. जलीय विलयनों में पदार्थों के बीच होने वाली प्रतिक्रियाओं के लिए समीकरण लिखें

नहीं।	अभ्यास 1	कार्य 2
203	Na2S; सीआरबीआर 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

कार्य 1. आण्विक और आयनिक रूपों में लवणों के जल-अपघटन के लिए समीकरण लिखें, विलयनों का pH (pH > 7, pH) इंगित करें

Na2S - एक मजबूत आधार और एक कमजोर एसिड द्वारा निर्मित नमक आयन में हाइड्रोलिसिस से गुजरता है। माध्यम की प्रतिक्रिया क्षारीय (pH > 7) होती है।

प्रथम. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

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

द्वितीय। NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
सीआरबीआर 3 - एक कमजोर आधार और एक मजबूत एसिड द्वारा गठित नमक धनायन में हाइड्रोलिसिस से गुजरता है। माध्यम की प्रतिक्रिया अम्लीय (पीएच) है

प्रथम. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

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

द्वितीय। CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

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

तृतीय कला। Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

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

हाइड्रोलिसिस मुख्य रूप से पहले चरण में होता है।

कार्य 2. जलीय घोल में पदार्थों के बीच होने वाली प्रतिक्रियाओं के लिए समीकरण लिखें

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – प्रबल अम्ल और दुर्बल क्षार से बनने वाला नमक

Na 2 CO 3 - कमजोर अम्ल और मजबूत क्षार द्वारा निर्मित नमक

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