Eksempler på problemløsning. Struktur av komplekse forbindelser Magnetisk kvantenummer m l
Elektronisk konfigurasjon av et atom er en formel som viser arrangementet av elektroner i et atom etter nivåer og undernivåer. Etter å ha studert artikkelen vil du finne ut hvor og hvordan elektroner er lokalisert, bli kjent med kvantetall og kunne bygge den elektroniske konfigurasjonen til et atom etter dets nummer, på slutten av artikkelen er det en tabell over elementer.
Hvorfor studere den elektroniske konfigurasjonen av elementer?
Atomer er som en konstruktør: det er et visst antall deler, de skiller seg fra hverandre, men to deler av samme type er nøyaktig like. Men denne konstruktøren er mye mer interessant enn plasten, og her er hvorfor. Konfigurasjonen endres avhengig av hvem som er i nærheten. For eksempel oksygen ved siden av hydrogen kan være bli til vann, ved siden av natrium til gass, og ved siden av jern blir det fullstendig rust. For å svare på spørsmålet hvorfor dette skjer og for å forutsi oppførselen til et atom ved siden av et annet, er det nødvendig å studere den elektroniske konfigurasjonen, som vil bli diskutert nedenfor.
Hvor mange elektroner er det i et atom?
Et atom består av en kjerne og elektroner som kretser rundt den, kjernen består av protoner og nøytroner. I nøytral tilstand har hvert atom samme antall elektroner som antall protoner i kjernen. Antall protoner ble indikert av elementets serienummer, for eksempel har svovel 16 protoner - det 16. elementet i det periodiske systemet. Gull har 79 protoner - det 79. elementet i det periodiske systemet. Følgelig er det 16 elektroner i svovel i nøytral tilstand, og 79 elektroner i gull.
Hvor skal man lete etter et elektron?
Ved å observere oppførselen til et elektron ble visse mønstre utledet, de er beskrevet av kvantetall, det er fire av dem totalt:
- Hovedkvantenummer
- Orbitalt kvantenummer
- Magnetisk kvantenummer
- Spinn kvantenummer
Orbital
Videre, i stedet for ordet bane, vil vi bruke begrepet "orbital", orbital er bølgefunksjonen til elektronet, omtrent - dette er området der elektronet tilbringer 90% av tiden.
N - nivå
L - skall
M l - orbitaltall
M s - det første eller andre elektronet i orbitalen
Orbitalt kvantenummer l
Som et resultat av studiet av elektronskyen, ble det funnet at avhengig av energinivået, tar skyen fire hovedformer: en ball, manualer og de to andre, mer komplekse. I stigende rekkefølge av energi kalles disse formene s-, p-, d- og f-skjell. Hvert av disse skjellene kan ha 1 (på s), 3 (på p), 5 (på d) og 7 (på f) orbitaler. Orbitalens kvantenummer er skallet som orbitalene befinner seg på. Orbitalkvantetallet for henholdsvis s, p, d og f orbitaler tar verdiene 0,1,2 eller 3.
På s-skallet en orbital (L=0) - to elektroner
Det er tre orbitaler på p-skallet (L=1) - seks elektroner
Det er fem orbitaler på d-skallet (L=2) - ti elektroner
Det er syv orbitaler (L=3) på f-skallet - fjorten elektroner
Magnetisk kvantenummer m l
Det er tre orbitaler på p-skallet, de er angitt med tall fra -L til +L, det vil si at for p-skallet (L=1) er det orbitaler "-1", "0" og "1" . Det magnetiske kvantetallet er angitt med bokstaven m l .
Inne i skallet er det lettere for elektroner å være plassert i forskjellige orbitaler, så de første elektronene fyller ett for hver orbital, og deretter legges paret til hver.
Tenk på et d-shell:
D-skallet tilsvarer verdien L=2, det vil si fem orbitaler (-2,-1,0,1 og 2), de første fem elektronene fyller skallet, og tar verdiene M l =-2, Ml=-1,Ml=0, Ml=1, Ml=2.
Spinn kvantenummer m s
Spinn er rotasjonsretningen til et elektron rundt sin akse, det er to retninger, så spinnkvantetallet har to verdier: +1/2 og -1/2. Bare to elektroner med motsatte spinn kan være på samme energiundernivå. Spinnkvantetallet er betegnet m s
Hovedkvantenummer n
Hovedkvantetallet er energinivået, i det øyeblikket syv energinivåer er kjent, er hvert merket med et arabisk tall: 1,2,3,...7. Antall skjell på hvert nivå er lik nivånummeret: det er ett skall på det første nivået, to på det andre, og så videre.
Elektronnummer
Så, ethvert elektron kan beskrives med fire kvantetall, kombinasjonen av disse tallene er unik for hver posisjon av elektronet, la oss ta det første elektronet, det laveste energinivået er N=1, ett skall er plassert på det første nivået, det første skallet på et hvilket som helst nivå har form av en ball (s -shell), dvs. L=0, det magnetiske kvantetallet kan bare ta en verdi, M l =0 og spinnet vil være lik +1/2. Hvis vi tar det femte elektronet (i hvilket atom det enn er), så vil hovedkvantetallene for det være: N=2, L=1, M=-1, spinn 1/2.
Dizink tetrafluorid
Zn2F4 (d). De termodynamiske egenskapene til gassformig dizinktetrafluorid i standardtilstand i temperaturområdet 100 - 6000 K er gitt i tabell. Zn2F4.
De molekylære konstantene som brukes til å beregne de termodynamiske funksjonene til Zn 2 F 4 er gitt i tabell. Zn.8. Strukturen til Zn 2 F 4-molekylet har ikke blitt studert eksperimentelt. Analogt med Be 2 F 4 [ 82SOL/OSE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (se også [ 94GUR/VEY ]) og Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] for Zn 2 F 4 i hovedelektronikken tilstand 1 EN g, en plan syklisk struktur tas i bruk (symmetrigruppe D 2h). Den statiske vekten til den bakke elektroniske tilstanden til Zn 2 F 4 anbefales å være I, basert på det faktum at Zn 2+-ionet har ... d 10 elektronisk konfigurasjon. Produktet av treghetsmomentene, gitt i tabell. Zn.8 , beregnet fra de estimerte strukturelle parameterne: r(Zn-F t) = 1,75 ± 0,05 Å (terminal Zn-F-binding), r(Zn-F b) = 1,95 ± 0,05 Å (brokoblet Zn-F-binding) og Ð F b-Zn-F b= 80±10o. Bindingslengden Zn-F t antas å være den samme som r(Zn-F) i ZnF 2-molekylet anbefales r(Zn-F b)-verdien å være større med 0,2 Å av den terminale bindingen, som observert i Al-, Ga-, In-, Tl-, Be- og Fe-halogenid dimerer. Vinkelverdi F b-Zn-F b estimert fra de tilsvarende verdiene i Be 2 F 4 , Mg 2 F 4 , og Al 2 F 4 molekyler. Feil i beregnet verdi I A I B I C er 3 10 -113 g 3 cm 6.
Strekkfrekvensene til Zn-F n 1 og n 2 terminale bindinger ble hentet fra arbeidet til Givan og Levenshuss [80GIV/LOE], som studerte IR- og Raman-spektrene til Zn 2 F 4-molekyler isolert i en kryptonmatrise. Vibrasjonsfrekvensene til alle Zn-F (n 3) brobindinger antas å være de samme, og verdiene deres er estimert under antakelsen om at (n) b/n t) cp = 0,7, som i dimerer av Fe-, Al-, Ga- og In-halogenider. Bøyevibrasjonsfrekvensene til endebindingene (n 4 - n 5) til Zn 2 F 4 anbefales, forutsatt at forholdet mellom deres verdier i Zn 2 F 4 og Zn 2 Cl 4 er det samme som for ZnF 2 og ZnCl2. Frekvensen av ut-av-planet deformasjonsvibrasjon av syklusen (n 7) antas å være litt høyere enn den tilsvarende frekvensen for Zn 2 Cl 4 . Verdien av frekvensen av deformasjonssvingninger i syklusen i planet (n 6) ble estimert ved sammenligning med verdien som ble brukt for Zn 2 Cl 4 og tatt i betraktning forholdet mellom vibrasjonsfrekvensene til Zn-F og Zn-Cl brobindinger i Zn 2 F 4 og Zn 2 Cl 4. Feilene til de eksperimentelt observerte oscillasjonsfrekvensene er 20 cm -1, estimert til 20 % av verdien.
Eksiterte elektroniske tilstander av Zn 2 F 4 ble ikke tatt med i beregningen av termodynamiske funksjoner.
De termodynamiske funksjonene til Zn 2 F 4 (r) beregnes i "rigid rotator - harmonisk oscillator"-tilnærming ved å bruke ligningene (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.122) - (1.124) , ( 1,128), (1,130) . Feilene i de beregnede termodynamiske funksjonene skyldes unøyaktigheten til de aksepterte verdiene for molekylkonstanter, så vel som den omtrentlige karakteren av beregningen og utgjør 6, 16 og 20 J × K -1 × mol -1 i verdier av Φº( T) på 298,15, 3000 og 6000 K.
Tabellen over termodynamiske funksjoner til Zn 2 F 4 (d) publiseres for første gang.
Likevektskonstanten Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) ble beregnet ved å bruke den aksepterte verdien
D påHº (Zn 2 F 4. g, 0) \u003d 1760 ± 30 kJ × mol -1.
Verdien estimeres ved å sammenligne entalpiene for sublimering og dimerisering av dihalogenidene inkludert i denne publikasjonen. Tabell Zn.12 viser verdiene til forholdene D sHº(MeHal 2. k, 0) / D rHº(MeHal 2 - MeHal 2 , 0), tilsvarende verdiene som er akseptert i denne publikasjonen.
I 9 tilfeller av totalt 20 eksperimentelle data mangler. For disse forbindelsene ble estimatene gitt i tabellen i hakeparentes utført. Disse estimatene er basert på følgende hensyn:
1. For Fe-, Co- og Ni-forbindelser aksepteres en liten bevegelse i F-Cl-Br-I-serien og fravær av en slik bevegelse i Fe-Co-Ni-serien;
2. for Zn-forbindelser er det ikke mulig å legge merke til variasjonen av verdier i serien F-Cl-Br-I, og for fluorid tas en verdi, gjennomsnittet av de andre verdiene;
3. For Cu-forbindelser ble et lite trekk tatt i bruk i serien F-Cl-Br-I, analogt med forbindelser av jerngruppen, basert på verdienes nærhet; selve flyttingen er tatt noe mindre.
Ovennevnte tilnærming fører til verdiene til entalpiene for atomisering av Me 2 Hal 4 gitt i tabell. Zn.13.
Ved beregning av forstøvningsenergien til Cu 2 I 4 er verdien D ikke inkludert i denne publikasjonen. s H° (CuI 2, k, 0) \u003d 180 ± 10 kJ × mol -1. (se teksten om entalpien for sublimering av CuBr 2).
Nøyaktigheten av de utførte estimatene kan estimeres til 50 kJ mol -1 for Cu 2 I 4 og 30 kJ mol -1 i andre tilfeller.
Den aksepterte verdien av atomiseringsentalpien til Zn 2 F 4 tilsvarer verdien av dannelsesentalpien:
D f H° (Zn 2 F 4. g, 0) \u003d -1191.180 ± 30.0 kJ × mol -1.
Osina E.L. [e-postbeskyttet]
Gusarov A.V. [e-postbeskyttet]
Vurder oppgave nr. 1 av USE-alternativene for 2016.
Oppgave nummer 1.
Den elektroniske formelen til det ytre elektronlaget 3s²3p6 tilsvarer strukturen til hver av de to partiklene:
1. Arº og Kº 2. Cl‾ og K+ 3. S²‾ og Naº 4. Clº og Ca2+
Forklaring: blant svaralternativene er atomer i uexciterte og eksiterte tilstander, det vil si at den elektroniske konfigurasjonen for eksempel av et kaliumion ikke samsvarer med dets posisjon i det periodiske systemet. Vurder alternativ 1 Arº og Kº. La oss skrive deres elektroniske konfigurasjoner: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - bare argon har en passende elektronkonfigurasjon. Tenk på svar 2 - Cl‾ og K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Derfor, riktig svar er 2.
Oppgave nummer 2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Forklaring: for vi skriver den elektroniske konfigurasjonen av argon: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Kalsium er ikke egnet fordi det har 2 flere elektroner. For kalium: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Riktig svar er 2.
Oppgave nummer 3.
Et grunnstoff hvis elektroniske atomkonfigurasjon er 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 danner en hydrogenforbindelse
1.CH4 2.SiH4 3.H2O 4.H2S
Forklaring: la oss se på det periodiske systemet, en slik elektronisk konfigurasjon har et svovelatom. Riktig svar er 4.
Oppgave nummer 4.
En lignende konfigurasjon av det ytre energinivået har magnesiumatomer og
1. Kalsium 2. Krom 3. Silisium 4. Aluminium
Forklaring: magnesium har en ekstern energinivåkonfigurasjon: 3s2. Kalsium: 4s2, krom: 4s2 3d4, silisium: 3s2 2p2, aluminium: 3s2 3p1. Riktig svar er 1.
Oppgave nummer 5.
Argonatomet i grunntilstanden tilsvarer elektronkonfigurasjonen til partikkelen:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Forklaring: den elektroniske konfigurasjonen av argon i grunntilstanden er 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ har en elektronisk konfigurasjon: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Riktig svar er 1.
Oppgave nummer 6.
Fosforet og
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Forklaring: La oss skrive den elektroniske konfigurasjonen av det ytre nivået til fosforatomet: 3s2 3p3.
Aluminium: 3s2 3p1;
For argon: 3s2 3p6;
For klor: 3s2 3p5;
For nitrogen: 2s2 2p3.
Riktig svar er 4.
Oppgave nummer 7.
Den elektroniske konfigurasjonen 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 tilsvarer partikkelen
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Forklaring: denne elektroniske konfigurasjonen tilsvarer argonatomet i grunntilstanden. Vurder svaralternativene:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Riktig svar er 2.
Oppgave nummer 8.
Hvilken elektronisk konfigurasjon tilsvarer fordelingen av valenselektroner i et kromatom:
1.3d2 4s2 2.3s2 3p4 3.3d5 4s1 4.4s2 4p6
Forklaring: La oss skrive den elektroniske konfigurasjonen av krom i grunntilstanden: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valenselektroner er på de to siste undernivåene 4s og 3d (her er det et hopp på ett elektron fra undernivå s til d). Riktig svar er 3.
Oppgave nummer 9.
Tre uparrede elektroner i det ytre elektroniske nivået i grunntilstand inneholder et atom
1. Titan 2. Silisium 3. Magnesium 4. Fosfor
Forklaring: for å ha 3 uparrede elektroner, må elementet være i den femte gruppen. Derfor, riktig svar er 4.
Oppgave nummer 10.
Et atom av et kjemisk grunnstoff, hvorav det høyeste oksidet er RO2, har en ekstern nivåkonfigurasjon:
1.ns2 np4 2.ns2 np2 3.ns2 4.ns2 np1
Forklaring: dette elementet har en oksidasjonstilstand (i denne forbindelsen) +4, det vil si at det må ha 4 valenselektroner i det ytre nivået. Derfor, riktig svar er 2.
(du tror kanskje at det riktige svaret er 1, men et slikt atom vil ha en maksimal oksidasjonstilstand på +6 (siden det er 6 elektroner i det ytre nivået), men vi trenger det høyeste oksidet for å ha formelen RO2, og slikt et grunnstoff vil ha det høyeste oksidet RO3)
Oppdrag for selvstendig arbeid.
1. Elektronisk konfigurasjon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 tilsvarer et atom
1. Aluminium 2. Nitrogen 3. Klor 4. Fluor
2. Partikkelen har et ytre skall på åtte elektroner
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Serienummeret til elementet, hvis elektroniske struktur for atomet er 1s2 2s2 2p3, er lik
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Antall elektroner i Cu2+ kobberionet er
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Nitrogenatomer og
1. Svovel 2. Klor 3. Arsen 4. Mangan
6. Hvilken forbindelse inneholder et kation og et anion med en elektronisk konfigurasjon på 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Antall elektroner i Fe2+ jernionet er
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Den elektroniske konfigurasjonen av en inert gass har et ion
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Fluoren og
1. Oksygen 2. Litium 3. Brom 4. Neon
10. Et grunnstoff hvis elektroniske formel er 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 tilsvarer en hydrogenforbindelse
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Dette notatet brukte oppgaver fra USE-samlingen fra 2016, redigert av A.A. Kaverina.
Teori om valensbindingsmetoden
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
I samsvar med Hunds regel elektroner i det ytre energinivået er ordnet som følger:
kompleksdannende middel har koordinasjonsnummer c.h. = 6, derfor kan den feste 6 ligander, som hver har et udelt elektronpar og dermed er en elektrondonor. En akseptor (kompleksdannende middel) for å romme seks elektronpar må gi seks ledige orbitaler. Når et 3+ kompleksion dannes, danner fire uparrede elektroner i d-tilstanden til Co 3+ først elektronpar, som et resultat av at to 3d-orbitaler frigjøres:
Deretter dannes selve det komplekse ionet 3+, med følgende struktur:
Dannelsen av dette komplekse ion involverer de indre 3d orbitalene og de ytre 4s og 4p orbitalene. type hybridisering d 2 sp 3 .
Tilstedeværelsen av bare sammenkoblede elektroner indikerer de diamagnetiske egenskapene til ionet.
Krystallfeltteori
Krystallfeltteori er basert på antagelsen om at forholdet mellom kompleksdannende middel og liganden er delvis . Imidlertid tas det i betraktning påvirkningen av det elektrostatiske feltet til liganden på energitilstanden til elektronene til sentralionet.
Tenk på to komplekse salter: K 2 og K 3 .
K 2 - har en tetraedrisk romlig struktur ( sp 3 - hybridisering)
K 3 - har en oktaedrisk romlig struktur ( sp 3 d 2 -hybridisering)
Kompleksdannende midler har følgende elektronisk konfigurasjon:
d - elektroner med samme energinivå er de samme når det gjelder et fritt atom eller ion. Men virkningen av det elektrostatiske feltet til ligander bidrar til splitting av energinivåene til d-orbitaler i det sentrale ion. Og spaltningen er jo større (med samme kompleksdannende middel), jo sterkere er feltet skapt av liganden. I henhold til deres evne til å forårsake splittelse av energinivåer, er ligander ordnet på rad:
CN - > NO 2 - > NH 3 > SCN - > H 2 O > OH - > F - > Cl - > Br - > I -
Strukturen til det komplekse ionet påvirker arten av spaltningen av energinivåene til det kompleksdannende middelet.
På oktaedrisk struktur kompleksion, d y -orbitaler (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitaler) er underlagt sterkt interaksjonsfelt av ligander, og elektronene til disse orbitalene kan ha høyere energi enn elektronene til d ε-orbitalene (d xy , d xz , d yz er orbitaler).
Splittingen av energinivåer for elektroner i d-tilstanden i det oktaedriske feltet av ligander kan representeres som diagramform:
Her er Δ okt spaltningsenergien i det oktaedriske feltet til ligander.
Med en tetraedrisk struktur komplekse ion d γ -orbitaler har lavere energi enn d ε -orbitaler:
Her er Δtetr den splittende energien i det tetraedriske feltet til ligander.
Splitte energi Δ bestemt eksperimentelt fra absorpsjonsspektrene til lyskvanter av stoffet, hvis energi er lik energien til de tilsvarende elektroniske overgangene. Absorpsjonsspekteret, så vel som fargen på komplekse forbindelser av d-elementer, skyldes overgangen av elektroner fra d-orbitalen med lavere energi til d-orbitalen med høyere energi.
Når det gjelder K 3-saltet, ved absorpsjon av et lett kvante, er således en elektronovergang fra d ε-orbitalen til d γ-orbitalen sannsynlig. Dette forklarer hvorfor dette saltet har en oransje-rød farge. Og salt K 2 kan ikke absorbere lys, og som et resultat er det fargeløst. Dette forklares med det faktum at overgangen av elektroner fra d γ -orbitalen til d ε -orbitalen ikke er gjennomførbar.
Teori om molekylære orbitaler
MO metode tidligere omtalt i avsnittet.
Ved å bruke denne metoden vil vi skildre den elektroniske konfigurasjonen av et høyspinn 2+ kompleksion.
Elektronisk konfigurasjon av Ni 2+ ion:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 eller …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
I et komplekst ion 2+ delta i dannelsen av en kjemisk binding 8 elektroner sentralt Ni 2+ ion og 12 elektroner av seks NH 3 ligander.
komplekst ion Det har oktaedrisk struktur. Dannelsen av MO er bare mulig når energiene til de første interagerende partiklene er nære i sine verdier, og også orientert i rommet på en passende måte.
I vårt tilfelle er 4s-orbitalen til Ni 2+-ionet overlapper likt med orbitalene til hver av de seks liganden. Som et resultat dannes molekylære orbitaler: binder σ s St og løsner σ s res.
Overlappende tre 4p orbitaler av kompleksdannende middel med ligandorbitaler fører til dannelsen av seks σp-orbitaler: binding av σ x sv, σ y sv, σ z sv og løsner σ x res, σ y res, σ z res.
Overlappende dz 2 og d x 2 - y 2 kompleksdannende midler med ligandorbitaler fremmer dannelsen av fire molekylære orbitaler: to bindende σ sv x 2 - y 2 , σ sv z 2 og to som løsner σ raz x 2 - y 2 , σ raz z 2 .
Orbitalene d xy , d xz , d yz til Ni 2+-ionet binder seg ikke til orbitalene til liganden, fordi ikke rettet mot dem. Som et resultat tar de ikke del i dannelsen av σ-bindingen, og er ikke-bindende orbitaler: π xz , π xy , π yz .
Total 2+ komplekse ion inneholder 15 molekylære orbitaler. Ordningen av elektroner kan avbildes som følger:
(σ s sv) 2 (σ x sv) 2 (σ y sv) 2 (σ z sv) 2 (σ sv x 2 - y 2) 2 (σ sv z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ raz x 2 - y 2) (σ raz z 2)
Skjematisk er dannelsen av molekylære orbitaler vist i diagrammet nedenfor:
