Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.
Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?
Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.
Сколько электронов в атоме?
Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.
Где искать электрон?
Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:
- Главное квантовое число
- Орбитальное квантовое число
- Магнитное квантовое число
- Спиновое квантовое число
Орбиталь
Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона, грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.
N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали
Орбитальное квантовое число l
В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.
На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов
Магнитное квантовое число m l
На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1". Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .
Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.
Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.
Спиновое квантовое число m s
Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s
Главное квантовое число n
Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.
Номер электрона
Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Алгоритм составления электронной формулы элемента:
1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .
2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.
3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :
Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем - максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).
- Главное квантовое число n должно быть минимально.
- Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
- Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
- В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
- На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).
Примеры.
1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.
2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .
3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Энергетическая диаграмма цинка.
4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная формула аргона.
Электронную формулу цинка можно представить в виде.
Страница 1
3. Составьте электронную формулу иона
таллия Tl 3+ . Для валентных электронов атома
Tl укажите набор всех четырех квантовых чисел.
Решение:
По правилу Клечковского заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в следующей последовательности:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f
5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.
Элемент таллий Tl имеет заряд ядра +81 (порядковый номер 81), соответственно 81 электрон. По правилу Клечковского распределяем электроны по энергетическим подуровням, получаем электронную формулу элемента Tl:
81 Tl таллий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1
У иона таллия Tl 3+ заряд +3, что означает, что атом отдал 3 электрона, а поскольку отдать атом может только валентные электроны внешнего уровня (для таллия это два 6s и один 6р электроны), его электронная формула будет выглядеть так:
81 Tl 3+ таллий 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
Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .), т.е. соответствует номеру периода.
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению l орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.
Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,
l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),
l = 2 – d-орбиталями (5 типов),
l = 3 – f-орбиталями (7 типов).
Магнитное квантовое число m l характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -l до +l , включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.
Спиновое квантовое число m S характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.
Валентные электроны – это электроны внешнего энергетического уровня. У таллия 3 валентных электрона: 2 s – электрона и 1 р – электрона.
Квантовые числа s – электронов:
Орбитальное квантовое число l = 0 (s – орбиталь)
Магнитное квантовое число m l = (2l + 1 = 1): m l = 0.
Спиновое квантовое число m S = ±1/2
Квантовые числа р – электрона:
Главное квантовое число n = 6 (шестой период)
Орбитальное квантовое число l = 1 (р – орбиталь)
Магнитное квантовое число (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1
Спиновое квантовое число m S = ±1/2
23. Укажите те свойства химических элементов, которые изменяются периодически. В чем причина периодической повторяемости этих свойств? На примерах поясните, в чем сущность периодичности изменения свойств химических соединений.
Решение:
Свойства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов–аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее ярко выраженное закономерное изменение. В частности, химическое поведение атомов элементов проявляется в их способности терять и приобретать электроны, т.е. в их способности к окислению и восстановлению. Количественной мерой способности атома терять электроны является потенциал ионизации(Е и ) , а мерой способности их приобретать – сродство к электрону (Е с ). Характер изменения этих величин при переходе от одного периода к другому повторяется, причем в основе этих изменений лежит изменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями потенциала ионизации обладают s–элементы первой группы (Li, Na, K, Rb, Cs).
Электроотрицательность является мерой способности атома данного элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с атомами других элементов в соединении. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону: = (Е и + Е с).
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s–элементы I группы, а наибольшими – р–элементы VII группы.
Электроотрицательность одного и того же элемента может меняться в зависимости от валентного состояния, гибридизации, степени окисления и пр. Электроотрицательность существенно влияет на характер изменения свойств соединений элементов. Так, например, серная кислота проявляет более сильные кислотные свойства, чем ее химический аналог – селеновая кислота, поскольку в последней центральный атом селена из-за меньшей по сравнению с атомом серы электроотрицательности не так сильно поляризует связи Н–О в кислоте, что и означает ослабление кислотности.
Н–О O
Другой пример: гидроксид хрома (II) и гидроксид хрома (VI). Гидроксид хрома (II), Cr(OH) 2 , проявляет основные свойства в отличие от гидроксида хрома (VI), Н 2 CrO 4 , поскольку степень окисления хрома +2 обусловливает слабость кулоновского взаимодействия Cr 2+ с гидроксид-ионом и легкость отщепления этого иона, т.е. проявление основных свойств. В то же время высокая степень окисления хрома +6 в гидроксиде хрома (VI) обусловливает сильное кулоновское притяжение между гидроксид-ионом и центральным атомом хрома и невозможность диссоциации по связи 
– OH. С другой стороны, высокая степень окисления хрома в гидроксиде хрома (VI) усиливает его способность притягивать электроны, т.е. электроотрицательность, что обусловливает высокую степень поляризации связей Н–О в этом соединении, являясь предпосылкой увеличения кислотности.
Следующей важной характеристикой атомов является их радиусы. В периодах радиусы атомов металлов с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, т.к. с ростом порядкового номера элемента в пределах периода возрастает заряд ядра, а следовательно и уравновешивающий его общий заряд электронов; как следствие, возрастает и кулоновское притяжение электронов, что приводит в конечном счете к уменьшению расстояния между ними и ядром. Наиболее рельефно снижение радиуса наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня.
В больших периодах у d- и f-элементов наблюдается более плавное снижение радиусов при увеличении заряда ядра атома. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов, как правило, увеличиваются сверху вниз, так как такое смещение означает переход на более высокий энергетический уровень.
Влияние радиусов ионов элементов на свойства образуемых ими соединений можно проиллюстрировать на примере возрастания кислотности галогенводородных кислот в газовой фазе: HI > HBr > HCl > HF.
43. Назовите элементы, для атомов которых возможно только одно валентное состояние, и укажите, каким оно будет – основным или возбужденным.
Решение:
Одно валентное состояние могут иметь атомы элементов у которых на внешнем валентном энергетическом уровне находится один неспаренный электрон – это элементы I группы периодической системы (Н – водород, Li – литий, Na – натрий, К – калий, Rb – рубидий, Ag – серебро, Cs – цезий, Au – золото, Fr – франций), за исключением меди поскольку в образовании химических связей, число которых определяется валентностью, принимают участие так же d-электроны предвнешнего уровня (основное состояние атома меди 3d 10 4s 1 обусловлено устойчивостью заполненной d-оболочки, однако первое возбужденное состояние 3d 9 4s 2 превышает основное по энергии всего на 1,4 эВ (около 125 кДж/моль). Поэтому в химических соединениях проявляются в одинаковой мере оба состояния, дающие начало двум рядам соединений меди (I) и (II)).
Так же одно валентное состояние могут иметь атомы элементов, у которых внешний энергетический уровень полностью заполнен и у электронов нет возможности перейти в возбужденное состояние. Это элементы главной подгруппы VIII группы – инертные газы (He – гелий, Ne – неон, Ar – аргон, Kr – криптон, Xe – ксенон, Rn – радон).
Для всех перечисленных элементов единственное валентное состояние является основным, т.к. отсутствует возможность перехода в возбужденное состояние. К тому же переход в возбужденное состояние определяет новое валентное состояние атома, соответственно, если возможен такой переход, валентное состояние данного атома не является единственным.
63. Используя модель отталкивания валентных электронных пар и метод валентных связей, рассмотрите пространственное строение предложенных молекул и ионов. Укажите: а) число связывающих и неподеленных электронных пар центрального атома; б) число орбиталей, участвующих в гибридизации; в) тип гибридизации; г) тип молекулы или иона (AB m E n); д) пространственное расположение электронных пар; е) пространственное строение молекулы или иона.
SO 3 ; 
Решение:
В соответствии с методом валентных связей (использование этого метода приводит к такому же результату, что и использование модели ОЭПВО), пространственная конфигурация молекулы определяется пространственным расположением гибридных орбиталей центрального атома, которые образуются в результате взаимодействия между орбиталями.
Для определения типа гибридизации центрального атома надо знать число гибридизующихся орбиталей. Его можно найти, сложив число связывающих и неподеленных электронных пар центрального атома и отняв число π-связей.
В молекуле SO 3
общее число связывающих пар равно 6. Отняв число π-связей, получим число гибридизующихся орбиталей: 6 – 3 = 3. Таким образом, тип гибридизации sp 2 , тип иона AB 3 , пространственное расположение электронных пар имеет форму треугольника, и сама молекула представляет собой треугольник:
В ионе 
общее число связывающих пар равно 4. π-связей нет. Число гибридизующихся орбиталей: 4. Таким образом, тип гибридизации sp 3 , тип иона AB 4 , пространственное расположение электронных пар имеет форму тетраэдра, и сам ион представляет собой тетраэдр:
83. Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия КOН, H 2 SO 4 , Н 2 O, Be(OH) 2 с соединениями, приведенными ниже:
H 2 SO 3 , BaO, CO 2 , HNO 3 , Ni(OH) 2 , Ca(OH) 2 ;
Решение:
а) реакции взаимодействия KOH
2KOH + H 2 SO 3 K 2 SO 3 + 2H 2 O
2K + + 2OH - + 2H + + SO 3 2- 2K + + SO 3 2- + H 2 O
OH
- + H
+ H
2 O
KOH + ВaO нет реакции
2KOH + CO 2 K 2 CO 3 + H 2 O
2K + + 2OH - + CO 2 2K + + CO 3 2- + H 2 O
2OH
- + H
2 CO
3 CO
3 2- + H
2 O
KOH + HNO 3 нет реакции, в растворе одновременно находятся ионы:
K + + OH - + H + + NO 3 -
2KOH + Ni(OH) 2 K
2K + + 2OH - + Ni(OH) 2 K + + -
KOH + Ca(OH) 2 нет реакции
б) реакции взаимодействия H 2 SO 4
H 2 SO 4 + H 2 SO 3 нет реакции
H 2 SO 4 + ВaO ВaSO 4 + H 2 O
2H + + SO 4 2- + ВaO ВaSO 4 + H 2 O
H 2 SO 4 + CO 2 нет реакции
H 2 SO 4 + HNO 3 нет реакции
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2 NiSO 4 + 2H 2 O
2H + + SO 4 2- + Ni(OH) 2 Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O
2H
+ + Ni(OH)
2 Ni
2+ + 2H
2 O
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO 4 + 2H 2 O
2H + + SO 4 2- + Ca(OH) 2 CaSO 4 + 2H 2 O
в) реакции взаимодействия H 2 О
H 2 О + H 2 SO 3 нет реакции
H 2 О + BaO Ba(OH) 2
H 2 О + BaO Ba 2+ + 2OH -
H 2 О + CO 2 нет реакции
H 2 О + HNO 3 нет реакции
H 2 О + NO 2 нет реакции
H 2 O + Ni(OH) 2 нет реакции
H 2 O + Ca(OH) 2 нет реакции
а) реакции взаимодействия Be(OH) 2
Be(OH) 2 + H 2 SO 3 ВеSO 3 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2H + + SO 3 2- Ве 2+ + SO 3 2- + 2H 2 O
Be(OH)
2 + 2H
+ Ве 2+ + 2H
2 O
Be(OH) 2 + BaO нет реакции
2Be(OH) 2 + CO 2 Ве 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2HNO 3 Be(NO 3) 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + 2H + + NO 3 - Be 2+ + 2NO 3 - + 2H 2 O
Be(OH)
2 + 2H
+ Be
2+ + 2H
2 O
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2 нет реакции
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2 нет реакции
103. Для указанной реакции
б) объяснить, какой из факторов: энтропийный или энтальпийный способствует самопроизвольному протеканию реакции в прямом направлении;
в) в каком направлении (прямом или обратном) будет протекать реакция при 298К и 1000К;
д) назвать все способы увеличения концентрации продуктов равновесной смеси.
е) построить график зависимости ΔG р (кДж) от Т (К)
Решение:
СО (г) +H 2(г) = С (к) + H 2 О (г)
Стандартные энтальпия образования, энтропия и энергия Гиббса образования веществ
1. (ΔН 0 298) х.р. =
– 
= -241,84 + 110,5 = -131,34 кДж 2. (ΔS 0 298) х.р. = 
+ 
– 
– 
= 188,74+5,7-197,5-130,6 = -133,66 Дж/К = -133,66 · 10 -3 кДж/моль > 0.
Прямая реакция сопровождается уменьшением энтропии, беспорядок в системе уменьшается – неблагоприятный фактор для протекания химической реакции в прямом направлении.
3. Рассчитываем стандартную энергию Гиббса реакции.
по закону Гесса:
(ΔG 0 298) х.р. = 
– 
= -228,8 +137,1 = -91,7 кДж
Оказалось, что (ΔН 0 298) х.р. > (ΔS 0 298) х.р. ·Т и тогда (ΔG 0 298) х.р.
4. 
≈ 
≈ 982,6 К.
≈ 982,6 К – ориентировочная температура, при которой устанавливается истинное химическое равновесие, выше этой температуры будет протекать обратная реакция. При данной температуре равновероятны оба процесса.
5. Рассчитаем энергию Гиббса при 1000К:
(ΔG 0 1000) х.р. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131,4 – 1000·(-133,66)·10 -3 ≈ 2,32 кДж > 0.
Т.е. при 1000 К: ΔS 0 х.р. ·Т > ΔН 0 х.р.
Энтальпийный фактор стал решающим, самопроизвольное протекание прямой реакции стало невозможно. Протекает обратная реакция: из одного моля газа и 1 моля твердого вещества образуется 2 моля газа.
lg К 298 = 16,1; К 298 ≈ 10 16 >> 1.
Система далека от состояния истинного химического равновесия, в ней преобладают продукты реакции.
Зависимость ΔG 0 от температуры для реакции
СО (г) +H 2(г) = С (к) + H 2 О (г)
К 1000 = 0,86 > 1 – система близка к состоянию равновесия, однако при этой температуре в ней преобладают исходные вещества.
8. По принципу Ле Шателье при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону обратной реакции, константа равновесия должна уменьшаться.
9. Рассмотрим, как согласуются наши расчетные данные с принципом Ле Шателье. Представим некоторые данные, показывающие зависимость энергии Гиббса и константы равновесия указанной реакции от температуры:
|
Т, К |
ΔG 0 т, кДж |
К т |
|
298 |
-131,34 |
10 16 |
|
982,6 |
0 |
1 |
|
1000 |
2,32 |
0,86 |
Таким образом, полученные расчетные данные соответствуют нашим выводам, сделанным на основании принципа Ле Шателье.
123. Равновесие в системе:
)
установилось при следующих концентрациях: [В ]и [С],моль/л.
Определить исходную концентрацию вещества [В] 0 и константу равновесия, если исходная концентрация вещества А равна [А] 0 моль/л
Из уравнения видно, что на образование 0,26 моль вещества С затрачивается 0,13моль вещества А и столько же вещества В.
Тогда равновесная концентрация вещества А равна [А] = 0,4-0,13 =0,27 моль/л.
Начальная концентрация вещества В [В] 0 = [В] + 0,13 = 0,13+0,13 = 0,26 моль/л.
Ответ: [В] 0 = 0,26 моль/л, Кр = 1,93.
143. а) В 300г раствора содержится 36г КОН (плотность раствора 1,1 г/мл). Вычислите процентную и молярную концентрацию данного раствора.
б) Сколько граммов кристаллической соды Na 2 СO 3 ·10H 2 O надо взять для приготовления 2л 0,2 М раствора Na 2 СO 3 ?
Решение:
Процентную концентрацию найдем по уравнению:
Мольная масса КОН равна 56,1 г/моль;
Для расчета молярности раствора найдем массу КОН, содержащуюся в 1000 мл (т.е. в 1000 · 1,100 = 1100г) раствора:
1100: 100 = у : 12; у = 12 · 1100 / 100 = 132 г
С м = 56,1 / 132 = 0,425 моль/л.
Ответ: С = 12%, См = 0,425 моль/л
Решение:
1. Найдем массу безводной соли
m = См·М·V, где М – молярная масса, V – объем.
m = 0,2·106·2 = 42,4 г.
2. Найдем массу кристаллогидрата из пропорции
молярная масса кристаллогидрата 286 г/моль - масса Х
молярная масса безводной соли 106г/моль - масса 42,4г
отсюда Х = m Na 2 CO 3 ·10H 2 O = 42,4·286/106 = 114,4 г.
Ответ: m Na 2 CO 3 ·10H 2 O = 114,4 г.
163. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С 10 Н 8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,2 0 С.
|
Дано: Ср-ра(С 10 Н 8) = 5% tкип (С 6 Н 6) = 80,2 0 С
|
|
Найти: tкип (р-ра) -? |
Решение:
Из второго закона Рауля
ΔT = Е · m = (Е·m B ·1000) / (m A ·μ B)
Здесь Е – эбуллиоскопическая постоянная растворителя
Е(С 6 Н 6) = 2,57
m A – вес растворителя, m B – вес растворенного вещества, M B – его молекулярная масса.
Пусть масса раствора равна 100 грамм, следовательно, масса растворённого вещества равна 5 грамм, а масса растворителя 100 – 5 = 95 грамм.
М (нафталина С 10 Н 8) = 12·10 + 1·8 = 128 г/моль.
Подставляем все данные в формулу и находим повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:
ΔT = (2,57·5·1000)/(128·95) = 1,056
Температуру кипения раствора нафталина можно найти по формуле:
T к.р-ра = T к.р-ля + ΔT = 80,2 + 1,056 = 81,256
Ответ: 81,256 о С
183. Задание 1. Напишите уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов.
Задание 2. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молекулярные уравнения.
Задание 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.
|
№ п/п |
Задание 1 |
Задание 2 |
Задание 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 |
Решение:
Напишите уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов.
Iст.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -
Кд 1 = 
= 1,5·10 -5
IIст.: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Кд 2 = 
= 4,9·10 -7
Zn(OH) 2 – амфотерный гидрооксид, возможна диссоциация по кислотному типу
Iст.: H 2 ZnO 2 ↔ Н + + HZnO 2 -
Кд 1 = 
IIст.: HZnO 2 - ↔ Н + + ZnO 2 2-
Кд 2 = 
H 3 AsO 4 – ортомышьяковая кислота – сильный электролит, в растворе диссоциирует нацело:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молекулярные уравнения.
Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl
NiCl2 + NaOH(недост) = NiOHCl + NaCl
Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -
Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.
NaHSO 3 →Na 2 SO 3 →H 2 SO 3 →NaHSO 3
1) NaHSO 3 + NaOH →Na 2 SO 3 + H 2 O
Na + + HSO 3 - + Na + + OH - → 2Na + + SO 3 2- + H 2 O
HSO
3 - + OH
- → + SO
3 2- + H
2 O
2) Na 2 SO 3 + Н 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3
2Na + + SO 3 2- + 2Н + + SO 4 2- → H 2 SO 3 + 2Na + + SO 3 2-
SO
3 2- + 2Н
+ → H
2 SO
3 + SO
3 2-
3) H 2 SO 3 (избыток) + NaOH→ NaHSO 3 + H 2 O
2 Н + + SO 3 2- + Na + + OH - → Na + + HSO 3 - + H 2 O
2
Н
+ + SO
3 2 + OH
- → Na + + H
2 O
203. Задание 1. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах, указать рН растворов (рН > 7, рН Задание 2. Написать уравнения реакций, протекающих между веществами в водных растворах
|
№ п/п |
Задание 1 |
Задание 2 |
|
203 |
Na 2 S; CrBr 3 |
FeCl 3 + Na 2 CO 3 ; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 |
Задание 1. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах, указать рН растворов (рН > 7, рН
Na 2 S - соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (рН > 7).
Iст. Na 2 S + НОН ↔ NaНS + NaOH
2Na + + S 2- + НОН ↔ Na + + НS - + Na + + OH -
IIст. NaHS + НОН ↔ Н 2 S + NaOH
Na + + HS - + НОН ↔ Na + + Н 2 S + OH -
CrBr 3 -
cоль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (рН
Iст. CrBr 3 + НОН ↔ CrOHBr 2 + HBr
Cr 3+ + 3Br - + НОН ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -
IIст. CrOHBr 2 + НОН ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr
CrOH 2+ + 2Br - + НОН ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -
IIIст. Cr(OH) 2 Br + НОН↔ Cr(OH) 3 + HBr
Cr(OH) 2 + + Br - + НОН↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -
Гидролиз протекает преимущественно по первой ступени.
Задание 2. Написать уравнения реакций, протекающих между веществами в водных растворах
FeCl 3 + Na 2 CO 3
FeCl 3 – соль образованная сильной кислотой и слабым основанием
Na 2 CO 3 – соль образованная слабой кислотой и сильным основанием
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 6Н(ОН) = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3 + 6NaCl
2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3CO 3 2- + 6Н (ОН ) = 2Fe(OH ) 3 + 3H 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -
2Fe
3+ + 3CO
3 2- + 6Н
(ОН
) = 2Fe(OH
) 3 + 3 H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3
Идет взаимное усиление гидролиза
Al 2 (SO 4) 3 – соль образованная сильной кислотой и слабым основанием
Na 2 CO 3 – соль образованная слабой кислотой и сильным основанием
При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота:
Iст: 2Na 2 CО 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2НCО 3 - + 2AlОН 2+ + 3 SO 4 2 -
IIст: 2НCО 3 - + 2AlОН 2+ + 2HOH => 2Н 2 CО 3 + 2Al(ОН) 2 +
IIIст: 2Al(ОН) 2 + + 2HOH => 2Al(ОН) 3 + 2Н +
Суммарное уравнение гидролиза
Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CО 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CО 3 + 2 Na 2 SO 4 + Н 2 SO 4
2Al 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2C О 3 2- + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 C О 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2Н + + SO 4 2 -
2Al
3+ + 2C
О
3
2- + 6H
2 O
= 2Al(OH)
3 ↓ + 2H
2 C
О 3
страница 1
При написании электронных формул атомов элементов указывают энергетические уровни (значения главного квантового числа n в виде цифр – 1, 2, 3 и т.д.), энергетические подуровни (значения орбитального квантового числа l в виде букв – s , p , d , f ) и цифрой вверху указывают число электронов на данном подуровне.
Первым элементом в таблице Д.И. Менделеева является водород, следовательно, заряд ядра атома Н равен 1, в атоме только один электрон на s -подуровне первого уровня. Поэтому электронная формула атома водорода имеет вид:
Вторым элементом является гелий, в его атоме два электрона, поэтому электронная формула атома гелия – 2 Не 1s 2 . Первый период включает в себя только два элемента, так как заполняется электронами первый энергетический уровень, который могут занять только 2 электрона.
Третий по порядку элемент – литий – находится уже во втором периоде, следовательно, у него начинает заполняться электронами второй энергетический уровень (об этом мы говорили выше). Заполнение электронами второго уровня начинается с s -подуровня, поэтому электронная формула атома лития – 3 Li 1s 2 2s 1 . В атоме бериллия завершается заполнение электронами s -подуровня: 4 Ве 1s 2 2s 2 .
У последующих элементов 2-го периода продолжает заполняться электронами второй энергетический уровень, только теперь электронами заполняется р -подуровень: 5 В 1s 2 2s 2 2р 1 ; 6 С 1s 2 2s 2 2р 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2р 6 .
У атома неона завершается заполнение электронами р -подуровня, этим элементом заканчивается второй период, в нем восемь электронов, так как на s - и р -подуровнях могут находиться только восемь электронов.
У элементов 3-го периода имеет место аналогичная последовательность заполнения электронами энергетических подуровней третьего уровня. Электронные формулы атомов некоторых элементов этого периода имеют вид:
11 Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 .
Третий период, как и второй, заканчивается элементом (аргоном), у которого завершается заполнение электронами р –подуровня, хотя третий уровень включает в себя три подуровня (s , р , d ). Согласно приведенному выше порядку заполнения энергетических подуровней в соответствии с правилами Клечковского, энергия подуровня 3d больше энергии подуровня 4s , поэтому у следующего за аргоном атома калия и стоящего за ним атома кальция заполняется электронами 3s –подуровень четвертого уровня:
19 К 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Са 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Начиная с 21-го элемента – скандия, в атомах элементов начинает заполняться электронами подуровень 3d . Электронные формулы атомов этих элементов имеют вид:
21 Sc 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .
В атомах 24-го элемента (хрома) и 29-го элемента (меди) наблюдается явление, называемое «проскоком» или «провалом» электрона: электрон с внешнего 4s –подуровня «проваливается» на 3d –подуровень, завершая заполнение его наполовину (у хрома) или полностью (у меди), что способствует бóльшей устойчивости атома:
24 Cr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (вместо …4s 2 3d 4) и
29 Cu 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (вместо …4s 2 3d 9).
Начиная с 31-го элемента – галлия, продолжается заполнение электронами 4-го уровня, теперь – р –подуровня:
31 Ga 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Кr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .
Этим элементом и завершается четвертый период, который включает в себя уже 18 элементов.
Аналогичный порядок заполнения электронами энергетических подуровней имеет место в атомах элементов 5-го периода. У первых двух (рубидия и стронция) заполняется s –подуровень 5-го уровня, у последующих десяти элементов (с иттрия по кадмий) заполняется d –подуровень 4-го уровня; завершают период шесть элементов (с индия по ксенон), в атомах которых происходит заполнение электронами р –подуровня внешнего, пятого уровня. В периоде тоже 18 элементов.
У элементов шестого периода такой порядок заполнения нарушается. В начале периода, как обычно, находятся два элемента, в атомах которых заполняется электронами s –подуровень внешнего, шестого, уровня. У следующего за ними элемента – лантана – начинает заполняться электронами d –подуровень предыдущего уровня, т.е. 5d . На этом заполнение электронами 5d -подуровня прекращается и у следующих 14 элементов – с церия по лютеций – начинает заполняться f -подуровень 4-го уровня. Эти элементы включены все в одну клетку таблицы, а внизу приведен развернутый ряд этих элементов, называемых лантаноидами.
Начиная с 72-го элемента – гафния – по 80-й элемент – ртуть, продолжается заполнение электронами 5d –подуровня, и завершается период, как обычно шестью элементами (с таллия по радон), в атомах которых заполняется электронами р –подуровень внешнего, шестого, уровня. Это самый большой период, включающий в себя 32 элемента.
В атомах элементов седьмого, незавершенного, периода просматривается тот же порядок заполнения подуровней, что описан выше. Предоставляем студентам самим написать электронные формулы атомов элементов 5 – 7-го периодов с учетом всего сказанного выше.
Примечание: в некоторых учебных пособиях допускается другой порядок записи электронных формул атомов элементов: не в порядке их заполнения, а в соответствии с приводимым в таблице количеством электронов на каждом энергетическом уровне. Например, электронная формула атома мышьяка может иметь вид: As 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .
