Exemple de rezolvare a problemelor. Structura compușilor complecși Număr cuantic magnetic m l
Configurația electronică a unui atom este o formulă care arată aranjarea electronilor într-un atom pe niveluri și subniveluri. După ce ați studiat articolul, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, vă veți familiariza cu numerele cuantice și veți putea construi configurația electronică a unui atom după numărul său; la sfârșitul articolului există un tabel de elemente.
De ce să studiem configurația electronică a elementelor?
Atomii sunt ca un set de construcție: există un anumit număr de părți, ele diferă unele de altele, dar două părți de același tip sunt absolut aceleași. Dar acest set de construcție este mult mai interesant decât cel din plastic și iată de ce. Configurația se schimbă în funcție de cine se află în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen Pot fi se transformă în apă, când este aproape de sodiu se transformă în gaz, iar când este aproape de fier îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul unui atom lângă altul, este necesar să se studieze configurația electronică, care va fi discutată mai jos.
Câți electroni sunt într-un atom?
Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui; nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are numărul de electroni egal cu numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni este desemnat de numărul atomic al elementului, de exemplu, sulful are 16 protoni - al 16-lea element al tabelului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, sulful are 16 electroni în stare neutră, iar aurul are 79 de electroni.
Unde să cauți un electron?
Prin observarea comportamentului electronului, au fost derivate anumite modele; acestea sunt descrise prin numere cuantice, sunt patru în total:
- Numărul cuantic principal
- Numărul cuantic orbital
- Numărul cuantic magnetic
- Spin număr cuantic
Orbitală
În plus, în loc de cuvântul orbita, vom folosi termenul „orbital”; un orbital este funcția de undă a unui electron; aproximativ, este regiunea în care electronul își petrece 90% din timp.
N - nivel
L - coajă
M l - numărul orbital
M s - primul sau al doilea electron din orbital
Numărul cuantic orbital l
În urma studierii norului de electroni, ei au descoperit că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o minge, gantere și alte două, mai complexe. În ordinea creșterii energiei, aceste forme se numesc s-, p-, d- și f-shell. Fiecare dintre aceste cochilii poate avea 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitali. Numărul cuantic orbital este învelișul în care sunt localizați orbitalii. Numărul cuantic orbital pentru orbitalii s,p,d și f ia valorile 0,1,2 sau, respectiv, 3.
Există un orbital pe învelișul s (L=0) - doi electroni
Există trei orbiti pe învelișul p (L=1) - șase electroni
Există cinci orbiti pe învelișul d (L=2) - zece electroni
Pe învelișul f sunt șapte orbiti (L=3) - paisprezece electroni
Numărul cuantic magnetic m l
Există trei orbitali pe carcasa p, ei sunt desemnați prin numere de la -L la +L, adică pentru carcasa p (L=1) există orbitali „-1”, „0” și „1” . Numărul cuantic magnetic este notat cu litera m l.
În interiorul carcasei, este mai ușor ca electronii să fie localizați în orbitali diferiți, astfel încât primii electroni umplu câte unul în fiecare orbital, iar apoi se adaugă câte o pereche de electroni fiecăruia.
Luați în considerare d-shell:
Învelișul d corespunde valorii L=2, adică cinci orbitali (-2,-1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu învelișul luând valorile M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1,Ml =2.
Spin număr cuantic m s
Spinul este direcția de rotație a unui electron în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Un subnivel de energie poate conține doar doi electroni cu spini opuși. Numărul cuantic de spin se notează m s
Numărul cuantic principal n
Numărul cuantic principal este nivelul de energie la acest moment sunt cunoscute șapte niveluri de energie, fiecare indicată printr-o cifră arabă: 1,2,3,...7. Numărul de shell la fiecare nivel este egal cu numărul nivelului: există o shell la primul nivel, două la al doilea etc.
Numărul de electroni
Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, luați primul electron, cel mai scăzut nivel de energie este N = 1, la primul nivel există o înveliș, prima coajă la orice nivel are forma unei mingi (s -shell), adică. L=0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l =0 iar spinul va fi egal cu +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom ar fi acesta), atunci principalele numere cuantice pentru acesta vor fi: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Tetrafluorura de dizinc
Zn2F4 (g). Proprietățile termodinamice ale tetrafluorurii de dizinc gazos în stare standard în intervalul de temperatură 100 - 6000 K sunt date în tabel. Zn2F4.
Constantele moleculare utilizate pentru a calcula funcțiile termodinamice ale Zn 2 F 4 sunt date în tabel. Zn.8. Structura moleculei de Zn 2 F 4 nu a fost studiată experimental. Prin analogie cu Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (vezi și [ 94GUR/VEY ]) și Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] pentru Zn 2 F 4 în principal starea electronică 1 A g se adoptă o structură ciclică plată (grup de simetrie D 2h). Greutatea statică a stării electronice de bază a Zn 2 F 4 se recomandă să fie egală cu I, pe baza faptului că ionul Zn 2+ are... d 10 configurație electronică. Produsul momentelor de inerție dat în tabel. Zn.8, calculat din parametrii structurali estimați: r(Zn-F t) = 1,75 ± 0,05 Å (legatură Zn-F terminală), r(Zn-F b) = 1,95 ± 0,05 Å (legatură Zn-F cu punte) și Ð F b- Zn-F b= 80 ± 10 o. Se presupune că lungimea legăturii Zn-F t este aceeași ca r(Zn-F) în molecula ZnF 2, se recomandă ca valoarea r(Zn-F b) să fie mai mare cu 0,2 Å a legăturii terminale, așa cum se observă în dimerii de Al, Ga, In, Tl, Be și Halogenuri de Fe. Valoarea unghiului F b- Zn-F b estimat din valorile corespunzătoare în moleculele Be 2 F 4, Mg 2 F 4 și Al 2 F 4. Eroare de valoare calculată I A I B I C este 3·10‑113 g 3 cm 6.
Frecvențele vibrațiilor de întindere ale legăturilor terminale Zn-F n 1 și n 2 au fost preluate din lucrările lui Givan și Levenschuss [80GIV/LOE], care au studiat spectrul IR și spectrele Raman ale moleculelor Zn 2 F 4 izolate într-un cripton. matrice. Se presupune că frecvențele de vibrație ale tuturor legăturilor de punte Zn-F (n 3) sunt aceleași, iar valorile lor sunt estimate în ipoteza că (n b/n t) av = 0,7, ca în dimerii de Fe, Al, Ga și In halogenuri. Se recomandă frecvențele vibrațiilor de deformare ale legăturilor terminale (n 4 - n 5) ale Zn 2 F 4, presupunând că raportul dintre valorile lor în Zn 2 F 4 și Zn 2 Cl 4 este același ca și pentru ZnF 2 și ZnCl2. Frecvența vibrației de deformare neplană a ciclului (n 7) este considerată a fi puțin mai mare decât frecvența corespunzătoare pentru Zn 2 Cl 4. Valoarea frecvenței de vibrație de deformare a ciclului în plan (n 6) este estimată prin comparație cu valoarea acceptată pentru Zn 2 Cl 4 și ținând cont de raportul frecvențelor de vibrație ale legăturilor de punte Zn-F și Zn-Cl în Zn2F4 şi Zn2CI4. Erorile în frecvențele de vibrație observate experimental sunt de 20 cm -1, estimate la 20% din valoarea lor.
Stările electronice excitate ale Zn 2 F 4 nu au fost luate în considerare în calculul funcțiilor termodinamice.
Funcțiile termodinamice ale Zn 2 F 4 (r) au fost calculate în aproximarea „rotator rigid - oscilator armonic” folosind ecuațiile (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.122) - (1.124) , (1.128). ) , ( 1,130). Erorile în funcțiile termodinamice calculate se datorează inexactității valorilor acceptate ale constantelor moleculare, precum și naturii aproximative a calculului și se ridică la 6, 16 și 20 J × K -1 × mol -1 în valorile lui Φº( T) la 298,15, 3000 și 6000 K.
Tabelul funcțiilor termodinamice ale Zn 2 F 4 (g) este publicat pentru prima dată.
Constanta de echilibru Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) a fost calculată folosind valoarea acceptată
D laHº(Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 kJ × mol -1.
Semnificația este evaluată prin compararea entalpiilor de sublimare și dimerizare a dihalogenurilor incluse în această publicație. Tabelul Zn.12 prezintă valorile rapoartelor D sHº(MeHal 2. k, 0) / D rHº(MeHal 2 - MeHal 2, 0), corespunzătoare valorilor acceptate în această publicație.
În 9 cazuri dintr-un total de 20, lipsesc datele experimentale. Pentru acești compuși s-au făcut estimările date în tabel între paranteze drepte. Aceste estimări se fac pe baza următoarelor considerații:
1. pentru compușii Fe, Co și Ni se acceptă o mică variație în seria F-Cl-Br-I și absența unei astfel de variații în seria Fe-Co-Ni;
2. pentru compușii Zn nu se poate observa variația valorilor din seria F-Cl-Br-I, iar pentru fluor valoarea luată este media valorilor rămase;
3. pentru compușii Cu se acceptă un interval mic din seria F-Cl-Br-I, prin analogie cu compușii din grupa fierului, pe baza proximității valorilor; mișcarea în sine a fost adoptată ceva mai mică.
Abordarea descrisă conduce la valorile entalpiilor de atomizare a Me 2 Hal 4 prezentate în tabel. Zn.13.
La calcularea energiei de atomizare a Cu 2 I 4 a fost utilizată valoarea D, neinclusă în această publicație SH° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 kJ × mol -1. (Vezi textul despre entalpia de sublimare a CuBr 2).
Precizia estimărilor poate fi estimată la 50 kJ× mol -1 pentru Cu 2 I 4 și 30 kJ× mol -1 în alte cazuri.
Valoarea acceptată a entalpiei de atomizare a Zn 2 F 4 corespunde valorii entalpiei de formare:
D f H° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191,180 ± 30,0 kJ × mol -1.
Osina E.L. [email protected]
Gusarov A.V. [email protected]
Să ne uităm la sarcina nr. 1 din opțiunile pentru examenul de stat unificat pentru 2016.
Sarcina nr. 1.
Formula electronică a stratului de electroni exterior 3s²3p6 corespunde structurii fiecăreia dintre cele două particule:
1. Arº și Kº 2. Cl‾ și K+ 3. S²‾ și Naº 4. Clº și Ca2+
Explicaţie: printre opțiunile de răspuns se numără atomi în stări neexcitate și excitate, adică configurația electronică, de exemplu, a unui ion de potasiu nu corespunde cu poziția sa în tabelul periodic. Să luăm în considerare opțiunea 1 Arº și Kº. Să scriem configurațiile lor electronice: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - configurație electronică potrivită numai pentru argon. Să luăm în considerare opțiunea de răspuns nr. 2 - Cl‾ și K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Prin urmare, raspunsul corect este 2.
Sarcina nr. 2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Explicaţie: căci scriem configurația electronică a argonului: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Calciul nu este potrivit pentru că are încă 2 electroni. Pentru potasiu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Raspunsul corect este 2.
Sarcina nr. 3.
Un element a cărui configurație electronică atomică este 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 formează un compus de hidrogen
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Explicaţie: Să ne uităm la tabelul periodic, atomul de sulf are această configurație electronică. Raspunsul corect este 4.
Sarcina nr. 4.
Atomii de magneziu și
1. Calciu 2. Crom 3. Siliciu 4. Aluminiu
Explicaţie: Magneziul are o configurație de nivel de energie externă: 3s2. Pentru calciu: 4s2, pentru crom: 4s2 3d4, pentru siliciu: 3s2 2p2, pentru aluminiu: 3s2 3p1. Raspunsul corect este 1.
Sarcina nr. 5.
Atomul de argon în starea fundamentală corespunde configurației electronice a particulei:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Explicaţie: Configurația electronică a argonului în starea fundamentală este 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ are configurația electronică: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Raspunsul corect este 1.
Sarcina nr. 6.
Fosforul și atomii de fosfor au o configurație similară a nivelului de energie exterior.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Explicaţie: Să scriem configurația electronică a nivelului exterior al atomului de fosfor: 3s2 3p3.
Pentru aluminiu: 3s2 3p1;
Pentru argon: 3s2 3p6;
Pentru clor: 3s2 3p5;
Pentru azot: 2s2 2p3.
Raspunsul corect este 4.
Sarcina nr. 7.
Configurația electronică 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corespunde particulei
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Explicaţie: această configurație electronică corespunde atomului de argon în starea fundamentală. Să luăm în considerare opțiunile de răspuns:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Raspunsul corect este 2.
Sarcina nr. 8.
Care configurație electronică corespunde distribuției electronilor de valență în atomul de crom:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Explicaţie: Să scriem configurația electronică a cromului în starea fundamentală: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Electronii de valență sunt localizați în ultimele două subniveluri 4s și 3d (aici un electron sare de la subnivelul s la d). Raspunsul corect este 3.
Sarcina nr. 9.
Atomul conține trei electroni nepereche la nivelul electronic exterior în starea fundamentală.
1. Titan 2. Siliciu 3. Magneziu 4. Fosfor
Explicaţie: Pentru a avea 3 electroni nepereche, elementul trebuie să fie în grupul 5. Prin urmare, raspunsul corect este 4.
Sarcina nr. 10.
Atom element chimic, al cărui oxid cel mai mare este RO2, are configurația de nivel extern:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Explicaţie: acest element are o stare de oxidare (în acest compus) de +4, adică trebuie să aibă 4 electroni de valență la nivelul exterior. Prin urmare, raspunsul corect este 2.
(s-ar putea să credeți că răspunsul corect este 1, dar un astfel de atom ar avea o stare de oxidare maximă de +6 (deoarece există 6 electroni la nivelul exterior), dar avem nevoie de oxidul mai mare pentru a avea formula RO2 și așa ceva un element ar avea oxidul mai mare RO3)
Misiuni pentru muncă independentă.
1. Configurația electronică 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 corespunde unui atom
1. Aluminiu 2. Azot 3. Clor 4. Fluor
2. Particula are o înveliș exterioară de opt electroni
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Numărul atomic al unui element a cărui structură electronică atomică este 1s2 2s2 2p3 este egal cu
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Numărul de electroni din ionul de cupru Cu2+ este
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Atomii de azot şi
1. Sulf 2. Clor 3. Arsenic 4. Mangan
6. Care compus conține un cation și un anion cu configurația electronică 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Numărul de electroni din ionul de fier Fe2+ este
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Ionul are configurația electronică a unui gaz inert
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Atomii de fluor și fluor au o configurație similară a nivelului de energie exterior
1. Oxigen 2. Litiu 3. Brom 4. Neon
10. Un element a cărui formulă electronică atomică este 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 corespunde unui compus hidrogen
1. HCI 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Această notă folosește sarcini din colecția Unified State Exam 2016 editată de A.A. Kaverina.
Teoria metodei legăturii de valență
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
În conformitate cu regula lui Hund electronii din nivelul de energie exterior sunt aranjați după cum urmează:
Agent de complexare are un număr de coordonare de c.n. = 6, prin urmare poate atasa 6 liganzi, fiecare dintre care are o pereche de electroni singura si este, astfel, un donor de electroni. Un acceptor (agent de complexare) trebuie să furnizeze șase orbitali liberi pentru a găzdui șase perechi de electroni. Când se formează un ion complex 3+, patru electroni nepereche în starea d – a Co 3+ formează mai întâi perechi de electroni, în urma cărora sunt eliberați doi orbitali 3d:
Apoi se formează ionul complex 3+, având următoarea structură:
Orbitalii 3d interiori și orbitalii 4s și 4p exteriori participă la formarea acestui ion complex. Tip de hibridizare - d 2 sp 3 .
Prezența doar a electronilor perechi indică proprietățile diamagnetice ale ionului.
Teoria câmpului cristalin
Teoria câmpului cristalin se bazează pe presupunerea că legătura dintre agentul de complexare și liganzi este parțială. Totuși, se ia în considerare influența câmpului electrostatic al liganzilor asupra stării energetice a electronilor ionului central.
Să considerăm două săruri complexe: K 2 și K 3 .
K 2 – are o structură spațială tetraedrică ( sp 3 - hibridizare)
K 3 – are o structură spațială octaedrică ( sp 3 d 2 -hibridizare)
Agenții de complexare au următoarele configuratie electronica:
d – electronii de același nivel energetic sunt aceiași în cazul unui atom sau ion liber. Dar acțiunea câmpului electrostatic al liganzilor contribuie la divizarea nivelurilor de energie ale orbitalilor d din ionul central. Și cu cât câmpul creat de liganzi este mai puternic, cu atât diviziunea este mai mare (pentru același agent de complexare). În funcție de capacitatea lor de a provoca divizarea nivelurilor de energie, liganzii sunt aranjați pe rând:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Structura ionului complex afectează natura divizării nivelurilor de energie ale agentului de complexare.
La structura octaedrica ion complex, d γ -orbitali (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitali) sunt supuși interacțiune puternică a câmpului de liganzi, iar electronii acestor orbitali pot avea o energie mai mare decât electronii orbitalilor d ε (d xy, d xz, d yz - orbitali).
Împărțirea nivelurilor de energie pentru electroni în starea d în câmpul octaedric al liganzilor poate fi reprezentată în forma diagramei:
Aici Δ oct este energia de divizare în câmpul octaedric al liganzilor.
Cu structură tetraedrică a unui ion complex, orbitalii d γ au energie mai mică decât orbitalii d ε:
Aici Δ tetr este energia divizării în câmpul tetraedric al liganzilor.
Divizarea energiei Δ determinată experimental din spectrele de absorbție a cuantelor de lumină de către o substanță, a cărei energie este egală cu energia tranzițiilor electronice corespunzătoare. Spectrul de absorbție, precum și culoarea compușilor complecși ai elementelor d, se datorează tranziției electronilor de la un orbital d cu energie mai mică la un orbital d cu energie mai mare.
Astfel, în cazul sării K 3, la absorbția unui cuantum de lumină, este probabilă o tranziție de electroni de la orbitalul d ε la orbitalul d γ. Acest lucru explică faptul că această sare are o culoare portocalie-roșu. Și sarea K2 nu poate absorbi lumina și, ca urmare, este incoloră. Acest lucru se explică prin faptul că tranziția electronilor de la orbitalul d γ la orbitalul d ε nu este fezabilă.
Teoria orbitalului molecular
Metoda MO a fost discutat anterior în secțiune.
Folosind această metodă, vom descrie configurația electronică a ionului complex de spin mare 2+.
Configurația electronică a ionilor Ni 2+:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 sau …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
Într-un ion complex 2+ participă la formarea legăturilor chimice 8 electroni un ion central Ni 2+ și 12 electroni din șase liganzi NH 3.
Complexitate Are structura octaedrica. Formarea de MO este posibilă numai atunci când energiile particulelor inițiale care interacționează sunt apropiate în valorile lor și sunt, de asemenea, orientate în spațiu corespunzător.
În cazul nostru, orbitalul 4s al ionului Ni 2+ se suprapune în mod egal cu orbitalii fiecăruia dintre cei șase liganzi. Ca urmare a acestui fapt, se formează orbitali moleculari: legarea σ s b și antilegarea σ s dis.
Suprapunerea a trei orbitali 4p ai unui agent de complexare cu orbitalii liganzilor duce la formarea a șase orbitali σp: legarea σ x, σ y, σ z, și antilegarea σ x, σ y, σ z.
Agent de complexare d z 2 și d x 2 - y 2 de suprapunere cu orbitalii liganzilor contribuie la formarea a patru orbitali moleculari: doi σ bond x 2 - y 2, σ bond z 2 și doi antibonding σ break x 2 - y 2, σ cut z 2.
Orbitalii d xy , d xz , d yz ai ionului Ni 2+ nu se leagă de orbitalii liganzilor, deoarece nu sunt îndreptate către ei. Ca urmare, ei nu participă la formarea legăturii σ și sunt orbitali nelegați: π xz, π xy, π yz.
Total ionul complex 2+ conține 15 orbitali moleculari. Dispunerea electronilor poate fi descrisă după cum urmează:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ dimensiune x 2 - y 2) (σ dimensiune z 2)
Formarea orbitalilor moleculari este prezentată schematic în diagrama de mai jos:
