Formula elettronica dell'atomo s. Formule elettroniche complete degli atomi degli elementi

Configurazione elettronica di un atomoè una formula che mostra la disposizione degli elettroni in un atomo per livelli e sottolivelli. Dopo aver studiato l'articolo, imparerai dove e come si trovano gli elettroni, conoscerai i numeri quantici e sarai in grado di costruire la configurazione elettronica di un atomo in base al suo numero, alla fine dell'articolo c'è una tabella degli elementi;

Perché studiare la configurazione elettronica degli elementi?

Gli atomi sono come un insieme di costruzioni: c'è un certo numero di parti, differiscono l'una dall'altra, ma due parti dello stesso tipo sono assolutamente identiche. Ma questo set da costruzione è molto più interessante di quello in plastica ed ecco perché. La configurazione cambia a seconda di chi si trova nelle vicinanze. Ad esempio, l'ossigeno accanto all'idrogeno Forse si trasforma in acqua, quando è vicino al sodio si trasforma in gas e quando è vicino al ferro si trasforma completamente in ruggine. Per rispondere alla domanda sul perché ciò accade e prevedere il comportamento di un atomo accanto a un altro, è necessario studiare la configurazione elettronica, di cui parleremo di seguito.

Quanti elettroni ci sono in un atomo?

Un atomo è costituito da un nucleo e da elettroni che ruotano attorno ad esso; il nucleo è costituito da protoni e neutroni; Nello stato neutro ogni atomo ha un numero di elettroni pari al numero di protoni nel suo nucleo. Il numero di protoni è indicato dal numero atomico dell'elemento, ad esempio lo zolfo ha 16 protoni, il 16° elemento della tavola periodica. L'oro ha 79 protoni, il 79esimo elemento della tavola periodica. Di conseguenza, lo zolfo ha 16 elettroni nello stato neutro e l'oro ha 79 elettroni.

Dove cercare un elettrone?

Osservando il comportamento dell'elettrone sono stati derivati alcuni schemi descritti da numeri quantici, ce ne sono quattro in totale:

Numero quantico principale
Numero quantico orbitale
Numero quantico magnetico
Numero quantico di spin

Orbitale

Inoltre, al posto della parola orbita, useremo il termine “orbitale”; un orbitale è la funzione d'onda di un elettrone, grossomodo, è la regione in cui l'elettrone trascorre il 90% del suo tempo;

Livello N
L - conchiglia
M l - numero orbitale
M s - primo o secondo elettrone nell'orbitale

Numero quantico orbitale l

Come risultato dello studio della nuvola di elettroni, si è scoperto che a seconda livello di energia, la nuvola assume quattro forme base: una palla, un manubrio e altre due forme più complesse. In ordine di energia crescente, queste forme sono chiamate gusci s, p, d ed f. Ciascuno di questi gusci può avere 1 (su s), 3 (su p), 5 (su d) e 7 (su f). Il numero quantico orbitale è il guscio in cui si trovano gli orbitali. Il numero quantico orbitale per gli orbitali s,p,d e f assume rispettivamente i valori 0,1,2 o 3.

C'è un orbitale sul guscio s (L=0) - due elettroni
Ci sono tre orbitali sul guscio p (L=1) - sei elettroni
Ci sono cinque orbitali sul guscio D (L=2) - dieci elettroni
Ci sono sette orbitali sul guscio f (L=3) - quattordici elettroni

Numero quantico magnetico m l

Ci sono tre orbitali sulla shell p, sono designati dai numeri da -L a +L, cioè per la shell p (L=1) ci sono gli orbitali “-1”, “0” e “1” . Il numero quantico magnetico è indicato con la lettera m l.

All'interno del guscio, è più facile che gli elettroni si trovino in orbitali diversi, quindi i primi elettroni ne riempiono uno in ciascun orbitale, quindi una coppia di elettroni viene aggiunta a ciascuno di essi.

Considera la d-shell:
Il guscio d corrisponde al valore L=2, cioè cinque orbitali (-2,-1,0,1 e 2), i primi cinque elettroni riempiono il guscio assumendo i valori M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Numero quantico di spin m s

Lo spin è la direzione di rotazione di un elettrone attorno al proprio asse, ci sono due direzioni, quindi il numero quantico di spin ha due valori: +1/2 e -1/2. Un sottolivello energetico può contenere solo due elettroni con spin opposti. Il numero quantico di spin è indicato con m s

Numero quantico principale n

Il numero quantico principale è il livello energetico a questo momento Sono noti sette livelli energetici, ciascuno designato Numero arabo: 1,2,3,...7. Il numero di gusci ad ogni livello è uguale al numero del livello: c'è un guscio al primo livello, due al secondo, ecc.

Numero di elettroni

Quindi, qualsiasi elettrone può essere descritto da quattro numeri quantici, la combinazione di questi numeri è unica per ogni posizione dell'elettrone, prendiamo il primo elettrone, il livello energetico più basso è N = 1, al primo livello c'è un guscio, il il primo guscio a qualsiasi livello ha la forma di una palla (s -shell), cioè L=0, il numero quantico magnetico può assumere un solo valore, M l =0 e lo spin sarà pari a +1/2. Se prendiamo il quinto elettrone (in qualunque atomo esso sia), allora i suoi numeri quantici principali saranno: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Algoritmo per comporre la formula elettronica di un elemento:

1. Determinare il numero di elettroni in un atomo utilizzando la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

2. Utilizzando il numero del periodo in cui si trova l'elemento, determinare il numero dei livelli energetici; il numero di elettroni nell'ultimo livello elettronico corrisponde al numero del gruppo.

3. Dividere i livelli in sottolivelli e orbitali e riempirli di elettroni secondo le regole per il riempimento degli orbitali:

Va ricordato che il primo livello contiene un massimo di 2 elettroni 1s 2, nel secondo - un massimo di 8 (due S e sei R: 2s2 2p6), il terzo - un massimo di 18 (due S, sei P e dieci d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Numero quantico principale N dovrebbe essere minimo.
Primo da riempire S- sottolivello, quindi р-, re-b f- sottolivelli.
Gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali (regola di Klechkovsky).
All’interno di un sottolivello, gli elettroni occupano prima uno per uno gli orbitali liberi e solo dopo formano coppie (regola di Hund).
Non possono esserci più di due elettroni in un orbitale (principio di Pauli).

Esempi.

1. Creiamo una formula elettronica per l'azoto. IN tavola periodica l'azoto è al numero 7.

2. Creiamo la formula elettronica per l'argon. L'argon è il numero 18 nella tavola periodica.

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

3. Creiamo la formula elettronica del cromo. Il cromo è il numero 24 nella tavola periodica.

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

Diagramma energetico dello zinco.

4. Creiamo la formula elettronica dello zinco. Lo zinco è il numero 30 nella tavola periodica.

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

Tieni presente che parte della formula elettronica, vale a dire 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, è la formula elettronica dell'argon.

La formula elettronica dello zinco può essere rappresentata come:

Quando si scrivono formule elettroniche per gli atomi degli elementi, indicare i livelli energetici (valori del numero quantico principale N sotto forma di numeri - 1, 2, 3, ecc.), sottolivelli energetici (valori dei numeri quantici orbitali l sotto forma di lettere - S, P, D, F) e il numero in alto indicano il numero di elettroni in un dato sottolivello.

Il primo elemento della tabella è D.I. Mendeleev è idrogeno, quindi la carica del nucleo dell'atomo Nè uguale a 1, un atomo ha un solo elettrone per S-sottolivello del primo livello. Pertanto, la formula elettronica dell'atomo di idrogeno ha la forma:

Il secondo elemento è l'elio; il suo atomo ha due elettroni, quindi la formula elettronica dell'atomo di elio è 2 Non 1S 2. Il primo periodo comprende solo due elementi, poiché il primo livello energetico è pieno di elettroni, che possono essere occupati solo da 2 elettroni.

Il terzo elemento in ordine - il litio - è già nel secondo periodo, quindi il suo secondo livello energetico inizia a riempirsi di elettroni (ne abbiamo parlato sopra). Inizia il riempimento del secondo livello con gli elettroni S-sottolivello, quindi la formula elettronica dell'atomo di litio è 3 Li 1S 2 2S 1 . L'atomo di berillio ha completato il riempimento di elettroni S-sottolivello: 4 Ve 1S 2 2S 2 .

Negli elementi successivi del 2° periodo, il secondo livello energetico continua ad essere pieno di elettroni, solo che ora è pieno di elettroni R-sottolivello: 5 IN 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 CON 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Ne 1S 2 2S 2 2R 6 .

L'atomo di neon completa il riempimento di elettroni R-sottolivello, questo elemento termina il secondo periodo, ha otto elettroni, poiché S- E R-i sottolivelli possono contenere solo otto elettroni.

Gli elementi del 3o periodo hanno una sequenza simile di riempimento dei sottolivelli energetici del terzo livello con gli elettroni. Le formule elettroniche degli atomi di alcuni elementi di questo periodo sono le seguenti:

11 N / a 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 Mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;

14 Sì 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .

Il terzo periodo, come il secondo, termina con un elemento (argon), completamente pieno di elettroni R-sottolivello, sebbene il terzo livello comprenda tre sottolivelli ( S, R, D). Secondo l'ordine sopra riportato di riempimento dei sottolivelli energetici secondo le regole di Klechkovsky, l'energia del sottolivello 3 D più energia di sottolivello 4 S, quindi, l'atomo di potassio accanto all'argon e l'atomo di calcio dietro di esso sono pieni di elettroni 3 S– sottolivello del quarto livello:

19 A 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .

A partire dal 21° elemento - scandio, il sottolivello 3 negli atomi degli elementi inizia a riempirsi di elettroni D. Le formule elettroniche degli atomi di questi elementi sono:

21 SC 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .

Negli atomi del 24esimo elemento (cromo) e del 29esimo elemento (rame), si osserva un fenomeno chiamato "perdita" o "guasto" di un elettrone: un elettrone proveniente dall'atomo 4 esterno S– il sottolivello “scende” di 3 D– sottolivello, completandolo riempiendolo per metà (per il cromo) o completamente (per il rame), che contribuisce ad una maggiore stabilità dell’atomo:

24 Cr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (invece di...4 S 2 3D 4) e

29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (invece di...4 S 2 3D 9).

A partire dal 31° elemento - il gallio, continua il riempimento del 4° livello con gli elettroni, ora - R– sottolivello:

31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .

Questo elemento conclude il quarto periodo, che comprende già 18 elementi.

Un ordine simile di riempimento dei sottolivelli energetici con gli elettroni si verifica negli atomi degli elementi del 5o periodo. Per i primi due (rubidio e stronzio) è pieno S– sottolivello del 5° livello, per i successivi dieci elementi (dall’ittrio al cadmio) è riempito D– sottolivello del 4° livello; Il periodo è completato da sei elementi (dall'indio allo xeno), i cui atomi sono pieni di elettroni R– sottolivello dell’esterno, quinto livello. Ci sono anche 18 elementi in un periodo.

Per gli elementi del sesto periodo questo ordine di riempimento è violato. All'inizio del periodo, come al solito, ci sono due elementi i cui atomi sono pieni di elettroni S– sottolivello del livello esterno, sesto. L'elemento successivo dietro di loro, il lantanio, inizia a riempirsi di elettroni D– sottolivello del livello precedente, ovvero 5 D. Questo completa il riempimento con gli elettroni 5 D-il sottolivello si ferma e i successivi 14 elementi - dal cerio al lutezio - iniziano a riempirsi F-sottolivello del 4° livello. Questi elementi sono tutti inclusi in una cella della tabella e sotto c'è una riga espansa di questi elementi, chiamati lantanidi.

A partire dal 72esimo elemento - l'afnio - fino all'80esimo elemento - il mercurio, il riempimento di elettroni continua 5 D-sottolivello, e il periodo termina, come al solito, con sei elementi (dal tallio al radon), i cui atomi sono pieni di elettroni R– sottolivello del livello esterno, sesto. Questo è il periodo più grande, inclusi 32 elementi.

Negli atomi degli elementi del settimo periodo, incompleto, è visibile lo stesso ordine di riempimento dei sottolivelli descritto sopra. Lasciamo che siano gli studenti a scriverlo da soli. formule elettroniche atomi di elementi del 5° – 7° periodo, tenendo conto di tutto quanto detto sopra.

Nota:In qualche libri di testoÈ consentito un diverso ordine di scrittura delle formule elettroniche degli atomi degli elementi: non nell'ordine del loro riempimento, ma in base al numero di elettroni indicato nella tabella ad ogni livello energetico. Ad esempio, la formula elettronica dell'atomo di arsenico potrebbe assomigliare a: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .

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3. Scrivi una formula elettronica e lei tallio Tl 3+. Per gli elettroni di valenza atomo Tl indica l'insieme di tutti e quattro i numeri quantici.

Soluzione:

Secondo la regola di Klechkovsky, il riempimento dei livelli e dei sottolivelli energetici avviene nella seguente sequenza:

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

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

L'elemento tallio Tl ha una carica nucleare di +81 (numero atomico 81), rispettivamente, 81 elettroni. Secondo la regola di Klechkovsky, distribuiamo gli elettroni tra i sottolivelli energetici e otteniamo la formula elettronica dell'elemento Tl:

81 Tl tallio 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

Lo ione tallio Tl 3+ ha una carica di +3, il che significa che l'atomo ha ceduto 3 elettroni, e poiché l'atomo può cedere solo elettroni di valenza del livello esterno (per il tallio questi sono due elettroni 6 e un elettrone 6p), la sua formula elettronica sarà simile a questa:

81 Tl 3+ tallio 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

Numero quantico principale N determina l'energia totale dell'elettrone e il grado della sua rimozione dal nucleo (numero del livello di energia); accetta qualsiasi valore intero a partire da 1 (n = 1, 2, 3, ...), cioè corrisponde al numero del periodo.

Numero quantico orbitale (laterale o azimutale). l determina la forma dell'orbitale atomico. Può assumere valori interi da 0 a n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Indipendentemente dal numero del livello di energia, ogni valore l Il numero quantico orbitale corrisponde a un orbitale di forma speciale.

Orbitali con l= 0 sono chiamati orbitali s,

l= 1 – orbitali p (3 tipi, diversi per numero quantico magnetico m),

l= 2 – orbitali d (5 tipi),

l= 3 – orbitali f (7 tipi).

Il numero quantico magnetico m l caratterizza la posizione dell'orbitale dell'elettrone nello spazio e assume valori interi da - l a + l, compreso 0. Ciò significa che per ogni forma orbitale esiste (2 l+ 1) orientamento energeticamente equivalente nello spazio.

Il numero quantico di spin m S caratterizza il momento magnetico che si verifica quando un elettrone ruota attorno al proprio asse. Accetta solo due valori +1/2 e –1/2 corrispondenti direzioni opposte rotazione.
Gli elettroni di valenza sono elettroni nel livello energetico esterno. Il tallio ha 3 elettroni di valenza: 2 elettroni s e 1 elettrone p.

Numeri quantici s – elettroni:

Numero quantico orbitale l= 0 (s – orbitale)

Numero quantico magnetico m l = (2 l+ 1 = 1): ml = 0.

Numero quantico di spin m S = ±1/2

Numeri quantici p – elettrone:

Numero quantico principale n = 6 (sesto periodo)

Numero quantico orbitale l= 1 (p – orbitale)

Numero quantico magnetico (2 l+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Numero quantico di spin m S = ±1/2
23. Specificare tali proprietà elementi chimici, che cambiano periodicamente. Qual è la ragione della ripetizione periodica di queste proprietà? Usando esempi, spiega l'essenza della periodicità dei cambiamenti nelle proprietà dei composti chimici.

Soluzione:

Le proprietà degli elementi, determinate dalla struttura degli strati elettronici esterni degli atomi, cambiano naturalmente a seconda dei periodi e dei gruppi tavola periodica. In questo caso, la somiglianza delle strutture elettroniche dà origine alla somiglianza delle proprietà degli elementi analoghi, ma non all'identità di queste proprietà. Pertanto, quando si passa da un elemento all'altro in gruppi e sottogruppi, non si verifica una semplice ripetizione delle proprietà, ma il loro cambiamento naturale più o meno pronunciato. In particolare, il comportamento chimico degli atomi degli elementi si manifesta nella loro capacità di perdere e acquistare elettroni, ad es. nella loro capacità di ossidarsi e ridursi. Una misura quantitativa della capacità di un atomo perdere gli elettroni lo sono potenziale di ionizzazione (E E ) e una misura della loro capacità di farlo riacquistare– affinità elettronica (E Con ). La natura del cambiamento di queste quantità durante la transizione da un periodo all'altro si ripete e questi cambiamenti si basano su un cambiamento nella configurazione elettronica dell'atomo. Pertanto, gli strati elettronici completati corrispondenti agli atomi di gas inerti mostrano una maggiore stabilità e un aumento del valore dei potenziali di ionizzazione all'interno del periodo. Allo stesso tempo, gli elementi s del primo gruppo (Li, Na, K, Rb, Cs) hanno i valori di potenziale di ionizzazione più bassi.

Elettronegativitàè una misura della capacità di un atomo di questo elemento attira verso di sé gli elettroni rispetto agli atomi degli altri elementi del composto. Secondo una delle definizioni (Mulliken), l'elettronegatività di un atomo può essere espressa come metà della somma della sua energia di ionizzazione e affinità elettronica: = (E e + E c).

Nei periodi c'è una tendenza generale all'aumento dell'elettronegatività dell'elemento, mentre nei sottogruppi c'è una diminuzione. Valori più bassi Gli elementi s del gruppo I hanno elettronegatività e gli elementi p del gruppo VII hanno la maggiore elettronegatività.

L'elettronegatività dello stesso elemento può variare a seconda dello stato di valenza, dell'ibridazione, dello stato di ossidazione, ecc. L'elettronegatività influenza in modo significativo la natura del cambiamento nelle proprietà dei composti degli elementi. Per esempio, acido solforico mostra proprietà acide più forti rispetto al suo analogo chimico - l'acido selenico, poiché in quest'ultimo l'atomo centrale di selenio, a causa della sua minore elettronegatività rispetto all'atomo di zolfo, non polarizza così tanto i legami H–O nell'acido, il che significa un indebolimento di acidità.

H–O O
Un altro esempio: idrossido di cromo (II) e idrossido di cromo (VI). L'idrossido di cromo (II), Cr(OH) 2, presenta proprietà basiche in contrasto con l'idrossido di cromo (VI), H 2 CrO 4, poiché lo stato di ossidazione del cromo +2 determina la debolezza dell'interazione di Coulomb del Cr 2+ con l' ione idrossido e la facilità di eliminazione di questo ione, cioè manifestazione delle proprietà fondamentali. Allo stesso tempo, l'elevato stato di ossidazione del cromo +6 nell'idrossido di cromo (VI) determina la forte attrazione di Coulomb tra lo ione idrossido e l'atomo centrale di cromo e l'impossibilità di dissociazione lungo il legame - OH. D'altra parte, l'elevato stato di ossidazione del cromo nell'idrossido di cromo (VI) migliora la sua capacità di attrarre elettroni, cioè l'elettronegatività, che provoca un alto grado di polarizzazione dei legami H–O in questo composto, essendo un prerequisito per un aumento dell'acidità.

Prossimo caratteristica importante gli atomi sono i loro raggi. Nei periodi, i raggi degli atomi metallici aumentano numero di serie gli elementi sono ridotti, perché all'aumentare del numero atomico di un elemento all'interno di un periodo aumenta la carica del nucleo, e quindi la carica totale degli elettroni che la equilibra; di conseguenza aumenta anche l'attrazione coulombiana degli elettroni, che alla fine porta ad una diminuzione della distanza tra loro e il nucleo. La diminuzione più pronunciata del raggio si osserva negli elementi di breve periodo, in cui il livello energetico esterno è pieno di elettroni.

In periodi ampi, gli elementi d e f mostrano una diminuzione più graduale dei raggi all'aumentare della carica del nucleo atomico. All'interno di ciascun sottogruppo di elementi, i raggi atomici tendono ad aumentare dall'alto verso il basso, poiché tale spostamento indica una transizione verso un livello energetico più elevato.

L'influenza dei raggi degli ioni degli elementi sulle proprietà dei composti che formano può essere illustrata con l'esempio di un aumento dell'acidità degli acidi idroalici nella fase gassosa: HI > HBr > HCl > HF.
43. Nomina gli elementi per i cui atomi è possibile un solo stato di valenza e indica se sarà fondamentale o eccitato.

Soluzione:

Gli atomi di elementi che hanno un elettrone spaiato al livello energetico di valenza esterno possono avere uno stato di valenza: questi sono elementi del gruppo I del sistema periodico (H - idrogeno, Li - litio, Na - sodio, K - potassio, Rb - rubidio , Ag - argento, Cs - cesio, Au - oro, Fr - francio), ad eccezione del rame poiché nella formazione legami chimici, il cui numero è determinato dalla valenza, prendono parte anche gli elettroni d del livello pre-esterno (lo stato fondamentale dell'atomo di rame 3d 10 4s 1 è dovuto alla stabilità del guscio d pieno, tuttavia, il il primo stato eccitato 3d 9 4s 2 supera lo stato fondamentale in energia di soli 1,4 eV (circa 125 kJ/mol). composti chimici Entrambi gli stati si manifestano nella stessa misura, dando origine a due serie di composti del rame (I) e (II)).

Inoltre, gli atomi di elementi in cui il livello energetico esterno è completamente pieno e gli elettroni non hanno l'opportunità di entrare in uno stato eccitato possono avere uno stato di valenza. Questi sono elementi del sottogruppo principale del gruppo VIII - gas inerti (He - elio, Ne - neon, Ar - argon, Kr - krypton, Xe - xeno, Rn - radon).

Per tutti gli elementi elencati, l'unico stato di valenza è lo stato fondamentale, perché non c'è possibilità di transizione allo stato eccitato. Inoltre, la transizione ad uno stato eccitato determina il nuovo stato di valenza dell'atomo, di conseguenza, se tale transizione è possibile, lo stato di valenza di un dato atomo non è l'unico;

63. Utilizzando il modello di repulsione delle coppie di elettroni di valenza e il metodo dei legami di valenza, considerare la struttura spaziale delle molecole e degli ioni proposti. Indicare: a) il numero di coppie elettroniche di legame e solitarie dell'atomo centrale; b) il numero di orbitali coinvolti nell'ibridazione; c) tipo di ibridazione; d) tipo di molecola o ione (AB m E n); e) disposizione spaziale delle coppie elettroniche; f) struttura spaziale di una molecola o di uno ione.

SO3;

Soluzione:

Secondo il metodo del legame di valenza (l'utilizzo di questo metodo porta allo stesso risultato dell'utilizzo del modello OEPVO), la configurazione spaziale della molecola è determinata dalla disposizione spaziale degli orbitali ibridi dell'atomo centrale, che si formano come risultato di l'interazione tra gli orbitali.

Per determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale, è necessario conoscere il numero di orbitali ibridizzanti. Può essere trovato sommando il numero di legami e di coppie elettroniche solitarie dell'atomo centrale e sottraendo il numero di legami π.

In una molecola di SO3

il numero totale di coppie di legame è 6. Sottraendo il numero di legami π, otteniamo il numero di orbitali ibridizzanti: 6 – 3 = 3. Pertanto, il tipo di ibridazione è sp 2, il tipo di ione è AB 3, il La disposizione spaziale delle coppie di elettroni ha la forma di un triangolo e la molecola stessa è un triangolo:

Nello ione

il numero totale di coppie di legami è 4. Non ci sono legami π. Numero di orbitali ibridizzanti: 4. Pertanto, il tipo di ibridazione è sp 3, il tipo di ione AB 4, la disposizione spaziale delle coppie di elettroni ha la forma di un tetraedro e lo ione stesso è un tetraedro:

83. Scrivi le equazioni per le possibili reazioni di interazione tra KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2 con i composti indicati di seguito:

H2SO3, BaO, CO2, HNO3, Ni(OH)2, Ca(OH)2;

Soluzione:
a) Reazioni di reazione KOH

2KOH + H2SO3  K2SO3 + 2H2O

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

OH - + H +  H 2 O
KOH + BaO  nessuna reazione
2KOH + CO2  K2CO3 + H2O

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  nessuna reazione, la soluzione contiene ioni contemporaneamente:

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

2KOH + Ni(OH)2  K

2K++2 OH- + Ni(OH)2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  nessuna reazione

b) reazioni di reazione H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  nessuna reazione
H2SO4 + BaO  BaSO4 + H2O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + CO 2  nessuna reazione
H 2 SO 4 + HNO 3  nessuna reazione
H2SO4 + Ni(OH)2  NiSO4 + 2H2O

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
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O

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

c) reazioni di reazione di H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  nessuna reazione

H2O + BaO  Ba(OH)2

H2O + BaO  Ba2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  nessuna reazione
H 2 O + HNO 3  nessuna reazione
H 2 O + NO 2  nessuna reazione
H 2 O + Ni(OH) 2  nessuna reazione

H 2 O + Ca(OH) 2  nessuna reazione

a) reazione di reazione Be(OH) 2

Be(OH)2 + H2SO3  BeSO3 + 2H2O

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

Sii (OH) 2 + 2H+  Sia 2+ + 2 H 2 O
Be(OH) 2 + BaO  nessuna reazione
2Be(OH)2 + CO2  Be2 CO3 (OH)2 ↓ + 2H 2 O
Be(OH)2 + 2HNO3  Be(NO3)2 + 2H2O

Sii (OH) 2 + 2H+ + NO 3 -  Essere 2+ + 2NA 3 - + 2 H 2 O

Sii (OH) 2 + 2H +  Essere 2+ + 2H 2 O
Be(OH)2 + Ni(OH)2  nessuna reazione
Be(OH)2 + Ca(OH)2  nessuna reazione
103. Per la reazione indicata

b) spiegare quale dei fattori: entropia o entalpia contribuisce al verificarsi spontaneo della reazione nella direzione in avanti;

c) in quale direzione (diretta o inversa) procederà la reazione a 298K e 1000K;

e) nominare tutti i modi per aumentare la concentrazione dei prodotti di una miscela di equilibrio.

f) tracciare la dipendenza di ΔG p (kJ) da T (K)

Soluzione:

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

Entalpia standard di formazione, entropia ed energia di Gibbs di formazione delle sostanze

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.

La reazione diretta è accompagnata da una diminuzione dell'entropia, il disordine nel sistema diminuisce - un fattore sfavorevole per il verificarsi di reazione chimica nella direzione in avanti.

3. Calcola l'energia di Gibbs standard della reazione.

secondo la legge di Hess:

(ΔG 0 298) h.r. =
–
= -228,8 +137,1 = -91,7 kJ

Si è scoperto che (ΔН 0 298) c.r. > (ΔS 0 298) c.r. ·T e quindi (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982,6 K.

≈ 982,6 K è la temperatura approssimativa alla quale si stabilisce il vero equilibrio chimico; al di sopra di questa temperatura si verificherà una reazione inversa; Ad una data temperatura, entrambi i processi sono ugualmente probabili.

5. Calcola l'energia di Gibbs a 1000K:

(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔÝ 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131,4 – 1000·(-133,66)·10 -3 ≈ 2,32 kJ > 0.

Quelli. a 1000 K: ΔS 0 h.r. ·Ò > ΔÝ 0 h.r.

Il fattore entalpia divenne decisivo; il verificarsi spontaneo di una reazione diretta divenne impossibile. Avviene la reazione inversa: da una mole di gas e 1 mole di materia solida si formano 2 moli di gas.

logaritmo K 298 = 16,1; K298 ≈ 10 16 >> 1.

Il sistema è lontano da uno stato di vero equilibrio chimico in esso prevalgono i prodotti della reazione.

Dipendenza di ΔG 0 dalla temperatura per la reazione

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

K 1000 = 0,86 > 1 – il sistema è vicino all'equilibrio, ma a questa temperatura in esso predominano le sostanze di partenza.

8. Secondo il principio di Le Chatelier, all’aumentare della temperatura, l’equilibrio dovrebbe spostarsi verso la reazione inversa e la costante di equilibrio dovrebbe diminuire.

9. Consideriamo come i nostri dati calcolati concordano con il principio di Le Chatelier. Presentiamo alcuni dati che mostrano la dipendenza dell'energia di Gibbs e della costante di equilibrio di questa reazione dalla temperatura:

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

Pertanto, i dati calcolati ottenuti corrispondono alle nostre conclusioni tratte sulla base del principio di Le Chatelier.
123. Equilibrio del sistema:

)

stabilito alle seguenti concentrazioni: [B] e [C], mol/l.

Determinare la concentrazione iniziale della sostanza [B] 0 e la costante di equilibrio se la concentrazione iniziale della sostanza A è [A] 0 mol/l

Dall'equazione si vede che per formare 0,26 mol di sostanza C sono necessarie 0,13 mol di sostanza A e la stessa quantità di sostanza B.

Quindi la concentrazione di equilibrio della sostanza A è [A] = 0,4-0,13 = 0,27 mol/l.

La concentrazione iniziale della sostanza B [B] 0 = [B] + 0,13 = 0,13+0,13 = 0,26 mol/l.

Risposta: [B] 0 = 0,26 mol/l, Kp = 1,93.

143. a) 300 g di soluzione contengono 36 g di KOH (densità della soluzione 1,1 g/ml). Calcolare la percentuale e la concentrazione molare di questa soluzione.

b) Quanti grammi di soda cristallina Na 2 CO 3 ·10H 2 O devono essere prelevati per preparare 2 litri di soluzione 0,2 M Na 2 CO 3?

Soluzione:

Troviamo la concentrazione percentuale utilizzando l'equazione:

La massa molare di KOH è 56,1 g/mol;

Per calcolare la molarità della soluzione troviamo la massa di KOH contenuta in 1000 ml (cioè 1000 · 1.100 = 1100 g) di soluzione:

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

Cm = 56,1 / 132 = 0,425 mol/l.

Risposta: C = 12%, Cm = 0,425 mol/l

Soluzione:

1. Trova la massa del sale anidro

m = cm·M·V, dove M – massa molare, V – volume.

m = 0,2 106 2 = 42,4 g.

2. Trova la massa dell'idrato di cristallo dalla proporzione

massa molare dell'idrato cristallino 286 g/mol - massa X

massa molare sale anidro 106 g/mol - massa 42,4 g

quindi X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42,4 286/106 = 114,4 g.

Risposta: m Na 2 CO 3 10 H 2 O = 114,4 g.

163. Calcolare il punto di ebollizione di una soluzione al 5% di naftalene C 10 H 8 in benzene. Il punto di ebollizione del benzene è 80,2 0 C.

Dato:

Media (C 10 H 8) = 5%

tbollire (C 6 H 6) = 80,2 0 C

Trovare:

bollire (soluzione) -?

Soluzione:

Dalla seconda legge di Raoult

ΔT = Em = (EmB 1000) / (mAμB)

Dove E è la costante ebullioscopica del solvente

E(C6H6) = 2,57

m A è il peso del solvente, m B è il peso del soluto, MB è il suo peso molecolare.

Lascia che la massa della soluzione sia 100 grammi, quindi la massa del soluto è 5 grammi e la massa del solvente è 100 – 5 = 95 grammi.

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

Sostituiamo tutti i dati nella formula e troviamo l'aumento del punto di ebollizione della soluzione rispetto ad un solvente puro:

ΔT = (2,57 5 1000)/(128 95) = 1,056

Il punto di ebollizione di una soluzione di naftalene può essere trovato utilizzando la formula:

T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80,2 + 1,056 = 81,256

Risposta: 81.256°C

183. Attività 1. Scrivere equazioni di dissociazione e costanti di dissociazione per elettroliti deboli.

Attività 2. Date le equazioni ioniche, scrivi le corrispondenti equazioni molecolari.

Attività 3. Scrivi le equazioni di reazione per le seguenti trasformazioni in forma molecolare e ionica.

NO.	Esercizio 1	Compito 2	Compito 3
183	Zn(OH)2, H3AsO4	Ni2+ + OH – + Cl – = NiOHCl	NaHSO3 →Na2SO3 →H2SO3 →NaHSO3

Soluzione:

Scrivere equazioni di dissociazione e costanti di dissociazione per elettroliti deboli.

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd1 =
= 1,5·10 -5
IIst.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd2 =
= 4,9·10 -7

Zn(OH) 2 – idrossido anfotero, è possibile la dissociazione di tipo acido

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd1 =

II°: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd2 =

H 3 AsO 4 – acido ortoarsenico – un elettrolita forte, si dissocia completamente in soluzione:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Date le equazioni ioniche, scrivi le corrispondenti equazioni molecolari.

Ni2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(insufficiente) = NiOHCl + NaCl

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

Ni2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Scrivi le equazioni di reazione per le seguenti trasformazioni in forma molecolare e ionica.

NaHSO3 →Na2SO3 →H2SO3 →NaHSO3

1) NaHSO3 + NaOH →Na2SO3 + H2O

Na++ HSSO 3 - +Na++ OH-→2Na++ COSÌ 3 2- + H 2 O

HSSO 3 - + OH - → + COSÌ 3 2- + H 2 O
2) Na2SO3 + H2SO4 → H2SO3 + Na2SO3

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

COSÌ 3 2- + 2N + → H 2 COSÌ 3 + COSÌ 3 2-
3) H 2 SO 3 (in eccesso) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 N + + COSÌ 3 2- +Na++ OH- → Na++ HSSO 3 - + H 2 O

2 N + + COSÌ 3 2 + OH- → Na++ H 2 O
203. Compito 1. Scrivere equazioni per l'idrolisi dei sali in forme molecolari e ioniche, indicare il pH delle soluzioni (pH > 7, pH Compito 2. Scrivere equazioni per reazioni che si verificano tra sostanze in soluzioni acquose

NO.	Esercizio 1	Compito 2
203	Na2S; CrBr3	FeCl3 + Na2CO3; Na2CO3 + Al2 (SO4) 3

Compito 1. Scrivere equazioni per l'idrolisi dei sali in forme molecolari e ioniche, indicare il pH delle soluzioni (pH > 7, pH

Na2S - un sale formato da una base forte e un acido debole subisce idrolisi a livello dell'anione. La reazione del mezzo è alcalina (pH > 7).

Ist. Na2S + HON ↔ NaHS + NaOH

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

IIst. NaHS + HOH ↔ H2S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H2S + OH -
CrBr3 - un sale formato da una base debole e un acido forte subisce l'idrolisi nel catione. La reazione del mezzo è acida (pH

Ist. CrBr3 + HOH ↔ CrOHBr2 + HBr

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

IIst. CrOHBr2 + HON ↔ Cr(OH)2Br + HBr

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

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

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

L'idrolisi avviene prevalentemente nella prima fase.

Compito 2. Scrivi equazioni per le reazioni che si verificano tra sostanze in soluzioni acquose

FeCl3 + Na2CO3

FeCl3 – sale formato da un acido forte e una base debole

Na 2 CO 3 – un sale formato da un acido debole e una base forte

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 6H(OH) = 2Fe(OH)3 + 3H2CO3 + 6NaCl