Примеры решения задач. Строение комплексных соединений Магнитное квантовое число m l
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.
Тетрафторид дицинка
Zn 2 F 4 (г). Термодинамические свойства газообразного тетрафторида дицинка в стандартном состоянии в интервале температур 100 - 6000 К приведены в табл. Zn 2 F 4 .
Молекулярные постоянные, использованные для расчета термодинамических функций Zn 2 F 4 приведены в табл. Zn.8 . Структура молекулы Zn 2 F 4 экспериментально не исследовалась. По аналогии с Be 2 F 4 [ 82СОЛ/ОЗЕ ], Mg 2 F 4 [ 81СОЛ/САЗ ] (см. также [ 94GUR/VEY ]) и Аl 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] для Zn 2 F 4 в основном электронном состоянии 1 A g принята плоская циклическая структура (группа симметрии D 2h ). Статический вес основного электронного состояния Zn 2 F 4 рекомендован равным I, исходя из того, что ион Zn 2+ имеет...d 10 электронную конфигурацию. Произведение моментов инерции, приведенное в табл. Zn.8 , вычислено по оцененным структурным параметрам: r (Zn- F t ) = 1.75 ± 0.05 Å (концевая Zn- F связь), r (Zn- F b ) = 1.95 ± 0.05 Å (мостиковая Zn- F связь) и Ð F b - Zn- F b = 80 ± 10 o . Длина связи Zn- F t принята такой же, как r (Zn- F) в молекуле ZnF 2 , величина r(Zn-F b), рекомендована больше по величине на 0.2 Å концевой связи, как это наблюдается в димерах галогенидов Al, Ga, In, Tl, Be и Fe. Значение угла F b - Zn- F b оценено по соответствующим величинам в молекулах Be 2 F 4 , Mg 2 F 4 и Al 2 F 4 . Погрешность рассчитанного значения I A I B I C составляет 3·10 ‑113 г 3 ·cм 6 .
Частоты валентных колебаний концевых связей Zn-F n 1 и n 2 приняты по работе Гивана и Левеншусса [ 80GIV/LOE ], исследовавших ИК спектр и спектры КР молекул Zn 2 F 4 , изолированных в матрице из криптона. Частоты колебаний всех мостиковых связей Zn-F (n 3) приняты одинаковыми, и их значения оценены в предположении, что (n b / n t ) ср = 0.7, как в димерах галогенидов Fe, Al, Ga и In. Величины частот деформационных колебаний концевых связей (n 4 - n 5) Zn 2 F 4 рекомендованы, предполагая, что отношение их значений в Zn 2 F 4 и Zn 2 Cl 4 такое же, как для ZnF 2 и ZnCl 2 . Частота неплоского деформационного колебания цикла (n 7), принята немного большей, чем соответствующая частота для Zn 2 Cl 4 . Значение частоты деформационного колебания цикла в плоскости (n 6) оценено сравнением с величиной, принятой для Zn 2 Cl 4 , и принимая во внимание отношение величин частот колебаний мостиковых связей Zn-F и Zn-Cl в Zn 2 F 4 и Zn 2 Cl 4 . Погрешности экспериментально наблюденных частот колебаний составляют 20 см ‑1 , оцененных 20% от их величины.
Возбужденные электронные состояния Zn 2 F 4 в расчете термодинамических функций не учитывались.
Термодинамические функции Zn 2 F 4 (г) вычислены в приближении "жесткий ротатор - гармонический осциллятор" по уравнениям (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.122) - (1.124) , (1.128) , (1.130) . Погрешности рассчитанных термодинамических функций обусловлены неточностью принятых значений молекулярных постоянных, а также приближенным характером расчета и составляют 6, 16 и 20 Дж× К ‑1 × моль ‑1 в значениях Φº(T ) при 298.15, 3000 и 6000 К.
Таблица термодинамических функций Zn 2 F 4 (г) публикуется впервые.
Константа равновесия Zn 2 F 4 (г) = 2Zn(г) + 4F(г) вычислена c использованием принятого значения
D at H º(Zn 2 F 4. г, 0) = 1760 ± 30 кДж× моль ‑1 .
Значение оценено сравнением энтальпий сублимации и димеризации включенных в данное издание дигалогенидов. В таблице Zn.12 приведены величины отношений D s H º(MeHal 2. к, 0) / D r H º(MeHal 2 - MeHal 2 , 0), соответствующих принятым в данном издании величинам.
В 9 случаях из общего количества 20 экспериментальные данные отсутствуют. По этим соединениям выполнены оценки, приведенные в таблице в квадратных скобках. Эти оценки выполнены на основании следующих соображений:
1. для соединений Fe, Co и Ni принят небольшой ход в ряду F-Cl-Br-I и отсутствие такого хода в ряду Fe-Co-Ni;
2. для соединений Zn хода величин в ряду F-Cl-Br-I заметить не удается, и для фторида принята величина, средняя из остальных значений;
3. для соединений Cu принят небольшой ход в ряду F-Cl-Br-I по аналогии с соединениями группы железа на основании близости величин; сам ход принят несколько меньшим.
Изложенный подход приводит к значениям энтальпий атомизации Me 2 Hal 4 , приведенным в табл. Zn.13 .
При вычислении энергии атомизации Cu 2 I 4 использована не включенная в данное издание величина D s H ° (CuI 2 , к, 0) = 180 ± 10 кДж× моль ‑1 . (см. текст по энтальпии сублимации CuBr 2).
Точность выполненных оценок может быть оценена равной 50 кДж× моль ‑1 для Cu 2 I 4 и 30 кДж× моль ‑1 в остальных случаях.
Принятому значению энтальпии атомизации Zn 2 F 4 соответствует величина энтальпии образования:
D f H ° (Zn 2 F 4. г, 0) = -1191.180 ± 30.0 кДж× моль ‑1 .
Осина Е.Л. [email protected]
Гусаров А.В. [email protected]
Рассмотрим задания №1 из вариантов ЕГЭ за 2016 год.
Задание №1.
Электронная формула внешнего электронного слоя 3s²3p6 соответствует строению каждой из двух частиц:
1. Arº и Kº 2. Cl‾ и K+ 3. S²‾ и Naº 4. Clº и Ca2+
Объяснение: среди вариантов ответа приведены атомы в невозбужденном и возбужденном состояниях, то есть электронная конфигурация, допустим иона калия не соответствует его положению в периодической системе. Рассмотрим вариант 1 Arº и Kº. Напишем их электронные конфигурации: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - подходящая электронная конфигурация только у аргона. Рассмотрим вариант ответа №2 - Cl‾ и K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Следовательно, правильный ответ - 2.
Задание №2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Объяснение: для напишем электронную конфигурацию аргона: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Кальций не подходит, так как у него на 2 электрона больше. У калия: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Правильный ответ - 2.
Задание №3.
Элемент, электронная конфигурация атома которого 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, образует водородное соединение
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Объяснение: посмотрим в периодическую систему, такую электронную конфигурацию имеет атом серы. Правильный ответ - 4.
Задание №4.
Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы магния и
1. Кальция 2. Хрома 3. Кремния 4. Алюминия
Объяснение: у магния конфигурация внешнего энергетического уровня: 3s2. У кальция: 4s2, у хрома: 4s2 3d4, у кремния: 3s2 2p2, у алюминия: 3s2 3p1. Правильный ответ - 1.
Задание № 5.
Атому аргона в основном состоянии соответствует электронная конфигурация частицы:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Объяснение: электронная конфигурация аргона в основном состоянии - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. У S²‾ электронная конфигурация: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Правильный ответ - 1.
Задание №6.
Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы фосфора и
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Объяснение: напишем электронную конфигурацию внешнего уровня атома фосфора: 3s2 3p3.
У алюминия: 3s2 3p1;
У аргона: 3s2 3p6;
У хлора: 3s2 3p5;
У азота: 2s2 2p3.
Правильный ответ - 4.
Задание №7.
Электронная конфигурация 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 соответствует частице
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Объяснение: данная электронная конфигурация соответствует атому аргона в основном состоянии. Рассмотрим варианты ответа:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Правильный ответ - 2.
Задание №8.
Какая электронная конфигурация соответствует распределению валентных электронов в атоме хрома:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Объяснение: напишем электронную конфигурацию хрома в основном состоянии: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Валентные электроны находятся на последних двух подуровнях 4s и 3d (здесь происходит перескок одного электрона с подуровня s на d). Правильный ответ - 3.
Задание №9.
Три неспаренных электрона на внешнем электронном уровне в основном состоянии содержит атом
1. Титана 2. Кремния 3. Магния 4. Фосфора
Объяснение: для того, чтобы иметь 3 неспаренных электрона, нужно, чтобы элемент находился в пятой группе. Следовательно, правильный ответ - 4.
Задание №10.
Атом химического элемента, высший оксид которого RO2, имеет конфигурацию внешнего уровня:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Объяснение: данный элемент имеет степень окисления (в этом соединении) +4, то есть он должен иметь 4 валентных электрона на внешнем уровне. Следовательно, правильный ответ - 2.
(можно подумать, что правильный ответ - 1, но у такого атома максимальная степень окисления будет +6 (так как 6 электронов на внешнем уровне), но нам нужно, чтобы высший оксид имел формулу RO2, а такой элемент будет иметь высший оксид RO3)
Задания для самостоятельной работы.
1. Электронная конфигурация 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 соответствует атому
1. Алюминия 2. Азота 3. Хлора 4. Фтора
2. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет частица
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Порядковый номер элемента, электронное строение атома которого 1s2 2s2 2p3, равен
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Число электронов в ионе меди Cu2+ равно
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы азота и
1. Серы 2. Хлора 3. Мышьяка 4. Марганца
6. Какое соединение содержит катион и анион с электронной конфигурацией 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Число электронов в ионе железа Fe2+ равно
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Электронную конфигурацию инертного газа имеет ион
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы фтора и
1. Кислорода 2. Лития 3. Брома 4. Неона
10. Элементу, электронная формула атома которого 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, соответствует водородное соединение
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
В данной заметке использовались задания из сборника ЕГЭ 2016-го года под редакцией А.А. Кавериной.
Теория метода валентных связей
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
В соответствии с правилом Хунда электроны на внешнем энергетическом уровне располагаются следующим образом:
Комплексообразователь имеет координационное число к.ч. = 6, поэтому может присоединить 6 лигандов, каждый из которых имеет неподеленную электронную пару и является, таким образом, донором электронов. Акцептор (комплексообразователь) для размещения шести электронных пар должен предоставить шесть вакантных орбиталей. При образовании комплексного иона 3+ четыре неспаренных электрона в d – состоянии Co 3+ сначала образуют электронные пары, в результате чего две 3d-орбитали освобождаются:
Затем образуется сам комплексный ион 3+ , имеющий следующее строение:
В образовании этого комплексного иона принимают участие внутренние 3d-орбитали и внешние 4s- и 4p-орбитали. Тип гибридизации — d 2 sp 3 .
Наличие только спаренных электронов говорит о диамагнитных свойствах иона.
Теория кристаллического поля
Теория кристаллического поля основывается на допущении, что связь между комплексообразователем и лигандами частично . Однако принимается во внимание влияние электростатического поля лигандов на энергетическое состояние электронов центрального иона.
Рассмотрим две комплексные соли: K 2 и K 3 .
K 2 – имеет тетраэдрическую пространственную структуру (sp 3 — гибридизация)
K 3 – имеет октаэдрическую пространственную структуру (sp 3 d 2 -гибридизация)
Комплексообразователи имеют следующую электронную конфигурацию:
d – электроны одного и того же энергетического уровня одинаковы в случае свободного атома или иона. Но действие электростатического поля лигандов способствует расщеплению энергетических уровней d – орбиталей в центральном ионе. И расщепление тем больше (при одном и том же комплексообразователе), чем сильнее поле, создаваемое лигандами. По своей способности вызывать расщепление энергетических уровней лиганды располагаются в ряд:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Строение комплексного иона влияет на характер расщепления энергетических уровней комплексообразователя.
При октаэдрическом строении комплексного иона, d γ -орбитали (d z 2 -, d x 2 — y 2 -орбитали) подвержены сильному взаимодействию поля лигандов , и электроны этих орбиталей могут иметь большую энергию, чем электроны d ε -орбитали (d xy , d xz , d yz – орбитали).
Расщепление энергетических уровней для электронов в d-состоянии в октаэдрическом поле лигандов можно представить в виде схемы:
Здесь Δ окт – энергия расщепления в октаэдрическом поле лигандов.
При тетраэдрической структуре комплексного иона d γ -орбитали обладают более низкой энергией, чем d ε -орбитали:
Здесь Δ тетр – энергия расщепления в тетраэдрическом поле лигандов.
Энергию расщепления Δ определяют экспериментально по спектрам поглощения веществом квантов света, энергия которых равна энергии соответствующих электронных переходов. Спектр поглощения, а также и окраска комплексных соединений d-элементов, обусловлены переходом электронов с d-орбитали низшей энергии на d-орбиталь с более высокой энергией.
Так, в случае соли K 3 , при поглощении кванта света, вероятен переход электрона с d ε -орбитали на d γ -орбиталь. Этим объясняется, что данная соль имеет оранжево-красную окраску. А соль K 2 не может поглощать свет и, вследствие этого, она бесцветна. Это объясняется тем, что переход электронов с d γ -орбитали на d ε -орбиталь неосуществим.
Теория молекулярных орбиталей
Метод МО был ранее рассмотрен в разделе .
С помощью этого метода изобразим электронную конфигурацию высокоспинового комплексного иона 2+ .
Электронная конфигурация иона Ni 2+ :
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 или …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
В комплексном ионе 2+ в образовании химической связи принимают участие 8 электронов центрального иона Ni 2+ и 12 электронов шести лигандов NH 3.
Комплексный ион имеет октаэдрическое строение . Образование МО возможно только в том случае, когда энергии исходных взаимодействующих частиц близки по своим значениям, а также ориентированы в пространстве соответствующим образом.
В нашем случае, орбиталь 4s иона Ni 2+ равноценно перекрывается с орбиталями каждого из шести лигандов. В результате этого образуются молекулярные орбитали: связывающая σ s св и разрыхляющая σ s разр.
Перекрывание трех 4p-орбиталей комплексообразователя с орбиталями лигандов приводит к образованию шести σp-орбиталей: связывающих σ х св, σ y св, σ z св и разрыхляющих σ х разр, σ y разр, σ z разр.
Перекрывание d z 2 и d x 2 — y 2 комплексообразователя с орбиталями лигандов способствует образованию четырех молекулярных орбиталей: двух связывающих σ св х 2 — y 2 , σ св z 2 и двух разрыхляющих σ разр х 2 — y 2 , σ разр z 2 .
Орбитали d xy , d xz , d yz иона Ni 2+ не связываются с орбиталями лигандов, т.к. не направлены к ним. Вследствие этого, они не принимают участия в образовании σ-связи, и являются несвязывающими орбиталями: π xz , π xy , π yz .
Итого, комплексный ион 2+ содержит 15 молекулярных орбиталей. Расположение электронов можно изобразить следующим образом:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св х 2 — y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ разр х 2 — y 2) (σ разр z 2)
Схематично образование молекулярных орбиталей изображено на диаграмме ниже:
