Färbung komplexer Verbindungen. Beispiele zur Problemlösung Elektronische Konfiguration des Zn2-Ions

Die wichtigste Errungenschaft der TCT ist eine gute Erklärung der Gründe für die besondere Farbe komplexer Verbindungen. Bevor wir versuchen, den Grund für das Auftreten von Farbe in komplexen Verbindungen zu erklären, erinnern wir uns daran, dass sichtbares Licht vorhanden ist elektromagnetische Strahlung, dessen Wellenlänge im Bereich von 400 bis 700 nm liegt. Die Energie dieser Strahlung ist umgekehrt proportional zu ihrer Wellenlänge:

E = h×n = h×c/l

Energie 162 193 206 214 244 278 300

E, kJ/mol

Wellenlänge 760 620 580 560 490 430 400

Es stellt sich heraus, dass die Energie der d-Level-Aufspaltung durch ein Kristallfeld, gekennzeichnet durch das Symbol D, in der gleichen Größenordnung liegt wie die Energie eines Photons des sichtbaren Lichts. Daher können Übergangsmetallkomplexe Licht im sichtbaren Bereich des Spektrums absorbieren. Das absorbierte Photon regt das Elektron vom niedrigeren Energieniveau der d-Orbitale auf ein höheres Niveau an. Lassen Sie uns dies am Beispiel 3+ erklären. Titan (III) hat nur 1 d-Elektron; der Komplex hat nur einen Absorptionspeak im sichtbaren Bereich des Spektrums. Maximale Intensität 510 nm. Licht dieser Wellenlänge bewirkt, dass sich ein d-Elektron vom unteren Energieniveau der d-Orbitale zum oberen bewegt. Durch die Absorption von Strahlung geht das Molekül der absorbierten Substanz vom Grundzustand mit minimaler Energie E 1 in einen Zustand höherer Energie E 2 über. Die Anregungsenergie wird auf die einzelnen Schwingungsenergieniveaus des Moleküls verteilt und in thermische Energie umgewandelt. Elektronische Übergänge, die durch die Absorption genau definierter Lichtenergiequanten verursacht werden, sind durch das Vorhandensein genau definierter Absorptionsbanden gekennzeichnet. Darüber hinaus erfolgt die Absorption von Licht nur dann, wenn die Energie des absorbierten Quants mit der Energiedifferenz DE zwischen den Quantenenergieniveaus im End- und Anfangszustand des absorbierenden Moleküls übereinstimmt:

DE = E 2 – E 1 = h×n = h×c/l,

wobei h die Plancksche Konstante ist; n ist die Frequenz der absorbierten Strahlung; c ist die Lichtgeschwindigkeit; l ist die Wellenlänge des absorbierten Lichts.

Wenn eine Probe einer Substanz mit Licht beleuchtet wird, gelangen die reflektierten Strahlen aller Farben, die nicht von der Probe absorbiert werden, in unser Auge. Wenn eine Probe Licht aller Wellenlängen absorbiert, werden die Strahlen von ihr nicht reflektiert und ein solches Objekt erscheint uns schwarz. Absorbiert die Probe überhaupt kein Licht, nehmen wir sie als weiß oder farblos wahr. Wenn eine Probe alle Strahlen außer Orange absorbiert, erscheint sie orange. Eine andere Option ist möglich: Die Probe kann orange erscheinen, selbst wenn Strahlen aller Farben außer Blau in unser Auge gelangen. Absorbiert eine Probe hingegen nur orange Strahlen, erscheint sie blau. Blau und Orange werden Komplementärfarben genannt.

Reihenfolge der Spektralfarben: Zu jeden Ö Jäger Und will H Nein, G de Mit geht F Adhan - Zu Rot, Ö Reichweite, Und Gelb, H Grün , G Blau, Mit Blau , F lila

Für einen Aquakomplex 3+ ist der Zahlenwert von D calc. = 163 kJ/mol entspricht der Grenze der sichtbaren roten Strahlung, daher sind wässrige Lösungen von Fe 3+-Salzen praktisch farblos. Hexacyanoferrat (III) hat D dest. = 418 kJ/mol, was einer Absorption im blau-violetten Teil des Spektrums und einer Reflexion im gelb-orangen entspricht. Lösungen, die Hexacyanoferrat(III)-Ionen enthalten, sind gelb mit einem orangen Farbton. D-Wert 3+ ist im Vergleich zu 3- klein, was die nicht sehr hohe Bindungsenergie von Fe 3+ -OH 2 widerspiegelt. Die hohe Spaltungsenergie von 3- weist darauf hin, dass die Bindungsenergie von Fe 3+ -CN größer ist und daher mehr Energie für die Eliminierung von CN benötigt wird. Aus experimentellen Daten ist bekannt, dass H 2 O-Moleküle in der 3+-Koordinationssphäre eine durchschnittliche Lebensdauer von etwa 10 -2 s haben und der 3-Komplex extrem langsam CN - -Liganden abspaltet.

Schauen wir uns einige Beispiele an, die es uns ermöglichen, Probleme mithilfe von TCP zu lösen.

Beispiel: Das trans-+-Komplexion absorbiert Licht hauptsächlich im roten Bereich des Spektrums – 640 nm. Welche Farbe hat dieser Komplex?

Lösung: Da der betreffende Komplex rotes Licht absorbiert, sollte seine Farbe grün sein, komplementär zu Rot.

Beispiel: Ionen A1 3+, Zn 2+ und Co 2+ befinden sich in der oktaedrischen Umgebung der Liganden. Welche dieser Ionen können sichtbares Licht absorbieren und uns dadurch farbig erscheinen?

Lösung: Das A1 3+-Ion hat eine elektronische Konfiguration von . Da es keine externen d-Elektronen besitzt, ist es nicht gefärbt. Das Zn 2+-Ion hat eine elektronische Konfiguration – 3d 10. In diesem Fall sind alle d-Orbitale mit Elektronen gefüllt. Die Orbitale d x 2– y2 und d x 2 können kein Elektron aufnehmen, das vom niedrigeren Energieniveau der Orbitale d xy , d yz , d xz angeregt wird. Daher ist auch der Zn 2+-Komplex farblos. Das Co 2+-Ion hat eine elektronische Konfiguration - d 7. In diesem Fall ist es möglich, ein d-Elektron vom unteren Energieniveau der d xy-, d yz-, d xz-Orbitale auf das obere Energieniveau der d x 2– y2- und d x 2-Orbitale zu bewegen. Daher ist der Co 2+ -Ionenkomplex gefärbt.

Beispiel: Wie lässt sich erklären, warum die Farbe der diamagnetischen Komplexe 3+, 3+, 3– orange ist, während die Farbe der paramagnetischen Komplexe 3–, 0 blau ist?

Lösung: Die orange Farbe der Komplexe weist auf eine Absorption im blauvioletten Teil des Spektrums hin, d. h. im kurzwelligen Bereich. Somit ist die Aufspaltung für diese Komplexe ein großer Wert, was ihre Zugehörigkeit zu Low-Spin-Komplexen (D>P) sicherstellt. Die Elektronenpaarung (d 6 -Konfiguration, alle sechs Elektronen auf der t 2g-Unterebene) beruht auf der Tatsache, dass die Liganden NH 3 , en, NO 2 sind - gehören zur rechten Seite der spektrochemischen Reihe. Daher erzeugen sie beim Komplexieren ein starkes Feld. Die blaue Färbung der zweiten Gruppe von Komplexen bedeutet, dass sie gelb-rote Energie absorbieren, d. h. langwelliger Teil des Spektrums. Da die Wellenlänge, bei der der Komplex Licht absorbiert, das Ausmaß der Aufspaltung bestimmt, können wir sagen, dass der Wert von D in diesem Fall relativ klein ist (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .

Beispiel: Erklären Sie mithilfe der Kristallfeldtheorie, warum das komplexe Ion in einer wässrigen Lösung farblos und 2 grün gefärbt ist.

Lösung : Komplex - gebildet durch das Kupferkation Cu + mit der elektronischen Konfiguration 3d 10 4s 0, alle d-Orbitale sind gefüllt, ein Elektronentransfer ist unmöglich, daher ist die Lösung nicht gefärbt. Komplex 2- wird durch das Cu 2+-Kation gebildet, dessen elektronische Konfiguration 3d 9 4s 0 ist, daher gibt es eine Lücke auf der d–-Unterebene. Der Übergang der Elektronen bei der Absorption von Licht auf der d-Unterebene bestimmt die Farbe des Komplexes. Kupfer(C)-Aquakomplexe haben in wässriger Lösung eine blaue Farbe; die Einführung von Chloridionen in die Innensphäre des Komplexes führt zur Bildung eines Komplexes mit gemischten Liganden, der dazu führt, dass sich die Lösung grün verfärbt.

Beispiel: Bestimmen Sie mithilfe der Valenzbindungsmethode unter Berücksichtigung der Kristallfeldtheorie die Art der Hybridisierung des Zentralatoms und sagen Sie die geometrische Form der Komplexe voraus:

- + -

Lösung: Wählen wir unter den angegebenen Komplexen die durch E + gebildeten Verbindungen aus, diese sind:

+ - 3-

- + .

Die chemische Bindung in diesen Komplexen wird durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet; Elektronendonatoren sind Liganden: Ammoniakmoleküle und Cyanidionen (einzähnige Liganden) und Thiosulfationen (zweizähnige Liganden). Der Elektronenakzeptor ist das E+-Kation. Elektronische Konfiguration (n-1)d 10 ns 0 np 0 . An der Bildung zweier Bindungen mit einzähnigen Liganden sind äußere NS- und NP-Orbitale beteiligt, die Hybridisierungsart des Zentralatoms ist sp, die geometrische Form der Komplexe ist linear, es gibt keine ungepaarten Elektronen, das Ion ist diamagnetisch . Bei der Bildung von vier Donor-Akzeptor-Bindungen mit einem zweizähnigen Liganden sind ein s-Orbital und drei p-Orbitale des Zentralatoms am MBC beteiligt, der Hybridisierungstyp ist sp 3, die geometrische Form des Komplexes ist dort tetraedrisch Es gibt keine ungepaarten Elektronen.

Die zweite Gruppe von Komplexen:

- - - 3+

gebildet durch ein Gold(III)-Ion, dessen elektronische Konfiguration 5d 8 6s 0 ist. Die an der Komplexbildung beteiligten Liganden lassen sich entsprechend der spektrochemischen Ligandenreihe in schwache: Chlorid- und Bromidionen und starke: Ammoniak- und Cyanidionen einteilen. Gemäß der Hundschen Regel befinden sich in den 5d-Orbitalen zwei ungepaarte Elektronen, die bei der Bildung von Donor-Akzeptor-Bindungen mit Schwachfeldliganden erhalten bleiben. Um Bindungen zu bilden, stellt das Goldkation ein 6s- und drei 6p-Orbitale bereit. Art der Hybridisierung des zentralen sp 3-Atoms. Die räumliche Struktur des Komplexions ist tetraedrisch. Es gibt zwei ungepaarte Elektronen, der Komplex ist paramagnetisch.

Unter dem Einfluss starker Feldliganden werden die Elektronen des Gold(III)-Ions unter Freisetzung eines 5d-Orbitals gepaart. Ein 5d-, ein 6s- und zwei 6p-Orbitale des Zentralatoms sind an der Bildung von vier Donor-Akzeptor-Bindungen beteiligt. Hybridisierungstyp dsp 2. Dadurch entsteht eine planare quadratische Struktur des Komplexions. Es gibt keine ungepaarten Elektronen, die Komplexe sind diamagnetisch.

Die Farbe einer Lösung eines Komplexes hängt von seiner Zusammensetzung und Struktur ab und wird durch die Wellenlänge l max bestimmt, die dem Maximum der Absorptionsbande entspricht, der Intensität der Bande, die davon abhängt, ob der quantenchemisch entsprechende elektronische Übergang verboten ist und die Unschärfe des Absorptionsbandes, die von einer Reihe von Parametern abhängt, wie z. B. der elektronischen Struktur des Komplexes, der Intensität der thermischen Bewegung im System, dem Grad der Verzerrung der regelmäßigen geometrischen Form des Koordinationspolyeders usw.

Beispiel 1. Bestimmen Sie die Ladung des Komplexbildners in der NO 2 -Verbindung. Geben Sie dieser Verbindung einen Namen.

Lösung

Die äußere Kugel des CS besteht aus einem NO-Anion, daher beträgt die Ladung der gesamten inneren Kugel +1, also +. Die innere Kugel enthält zwei Gruppen von Liganden NH 3 und Cl –. Der Oxidationsgrad des Komplexbildners wird mit bezeichnet X und löse die Gleichung

1 = 1X+ 0·4 + 2·(–1). Von hier X = +1.

Somit ist CS ein komplexes Kation. Name der Verbindung: Kobaltdichlortetraamminnitrit (+1).

Beispiel 2. Warum hat das +-Ion eine lineare Struktur?

Lösung

Bestimmen Sie die Ladung des Komplexbildners in einem gegebenen Komplexion

1 = 1X+ 0·2 . Von hier X = +1.

Die elektronische Struktur der Valenzunterniveaus des Cu + -Ions entspricht der Konfiguration 3 D 10 4S 0 4R 0 . Seit 3 D – die Unterebene keine offenen Stellen enthält, dann eine 4 S und eins 4 P Orbitale, die je nach Typ hybridisieren sp. Diese Art der Hybridisierung (siehe Tabelle 1) entspricht der linearen Struktur des Komplexes.

Beispiel 3. Bestimmen Sie die Art der Hybridisierung des Zentralions AO und die geometrische Struktur des Komplexes 2–.

Lösung

Elektronische Konfiguration des Zentralions Hg 2+: 5 D 10 6S 0 6R 0, und die elektronische Grafikschaltung kann wie folgt dargestellt werden

Die chemische Bindung wird nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet, wobei jeder der vier Donorliganden (Cl – -Ionen) ein freies Elektronenpaar (gestrichelte Pfeile) bereitstellt und der Komplexbildner (Hg 2+ -Ion) freies AO bereitstellt: eins 6 S und drei 6 P JSC

Somit findet in diesem Komplexion eine sp3-Hybridisierung des ao statt, wodurch die Bindungen auf die Ecken des Tetraeders gerichtet sind und das 2–-Ion eine tetraedrische Struktur aufweist.

Beispiel 4. Erstellen Sie ein Energiediagramm für die Bindungsbildung im Komplex 3– und geben Sie die Art der Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms an. Welche magnetischen Eigenschaften hat der Komplex?

Lösung

Elektronische Konfiguration des zentralen Fe 3+-Ions:…3 D 5 4S 0 4P 0 4D 0 . Sechs einzähnige Liganden CN – erzeugen ein starkes oktaedrisches Feld und bilden sechs σ-Bindungen, die dem freien AO des Komplexbildners Fe 3+ freie Elektronenpaare des Kohlenstoffatoms zur Verfügung stellen, während die Entartung von AO 3 aufgehoben wird D Unterebene des Komplexbildners. Das Energiediagramm des Komplexes sieht so aus

Dγ-Reihe

Fe 3+ :…3 D 5

Dε-Reihe

Fünf 3 D-Elektronen sind vollständig in den Orbitalen 3 verteilt Dε-Reihe, da sich herausstellt, dass die Spaltungsenergie, die bei der Wechselwirkung mit Hochfeldliganden entsteht, für eine maximale Elektronenpaarung ausreichend ist. Verfügbar 3 D, 4S und 4 R- Orbitale werden freigelegt D 2 sp 3-Hybridisierung und bestimmen Sie die oktaedrische Struktur des Komplexes. Der Komplex ist paramagnetisch, weil es gibt ein ungepaartes Elektron

D 2 sp 3

Beispiel 5. Erstellen Sie ein Energiediagramm für die Bindungsbildung im Komplex – und geben Sie die Art der Hybridisierung an.

Lösung

Elektronische Formel Cr 3+: …3 D 3 4S 0 4P 0 4D 0 . Einzähnige Liganden F – bilden vier σ-Bindungen, sind schwache Feldliganden und erzeugen ein tetraedrisches Feld

Dε-Reihe

Dγ-Reihe

Kostenlos zwei 3 D, eins 4 S und eins 4 R AO-Komplexbildner hybridisieren je nach Typ D 2 sp Dadurch entsteht ein paramagnetischer Komplex mit tetraedrischer Konfiguration.

Beispiel 6. Erklären Sie, warum Ion 3 paramagnetisch und Ion 3 diamagnetisch ist.

Lösung

Elektronische Formel des Komplexbildners Co 3+: ...3 D 6. Im oktaedrischen Feld der F-Liganden (Schwachfeldligand) kommt es zu leichten Aufspaltungen D- Unterebene, daher füllen Elektronen das AO gemäß der Hundschen Regel (siehe Abb. 3). In diesem Fall gibt es vier ungepaarte Elektronen, das Ion ist also 3-paramagnetisch. Bei der Bildung des 3–-Ions unter Beteiligung eines Hochfeldliganden (CN–-Ion) beträgt die Spaltungsenergie D- Unterniveau wird so bedeutend sein, dass es die Energie der Interelektronenabstoßung gepaarter Elektronen übersteigt. Elektronen füllen die AO des Co 3+ -Ions und verstoßen damit gegen die Hundsche Regel (siehe Abb. 4). In diesem Fall sind alle Elektronen gepaart und das Ion selbst ist diamagnetisch.

Beispiel 7 Für das 3+-Ion beträgt die Spaltungsenergie 167,2 kJ mol –1. Welche Farbe haben Chrom(III)-Verbindungen in wässrigen Lösungen?

Lösung

Um die Farbe einer Substanz zu bestimmen, bestimmen wir die Wellenlänge, bei der Licht absorbiert wird

oder nm.

Somit absorbiert das 3+-Ion Licht im roten Teil des Spektrums, was der grünen Farbe der Chrom(III)-Verbindung entspricht.

Beispiel 8. Bestimmen Sie, ob sich bei einer Temperatur von 25 °C ein Niederschlag aus Silber(I)-sulfid bildet, wenn Sie gleiche Volumina einer 0,001 M Lösung – die den gleichnamigen Liganden CN enthält – mit einer Konzentration von 0,12 mol/dm 3 mischen, und eine Lösung des ausfallenden Ions S 2 - mit einer Konzentration von 3,5·10 –3 M.

Lösung

Der Dissoziationsprozess für ein bestimmtes Ion kann durch das Diagramm dargestellt werden

– ↔ Ag + + 2CN – ,

und der Abscheidungsprozess kann wie folgt geschrieben werden

2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.

Um festzustellen, ob sich ein Niederschlag bildet, muss das Löslichkeitsprodukt von Silbersulfid PR(Ag 2 S) anhand der Formel berechnet werden

Um die Konzentration von Silberionen zu bestimmen, schreiben wir den Ausdruck für die Instabilitätskonstante des Komplexions

. Von hier

Anhand des Nachschlagewerks wählen wir den Wert der Instabilitätskonstante des Komplexes aus - ( ZU Nest = 1·10 -21). Dann

mol/dm 3 .

Berechnen wir das Löslichkeitsprodukt des resultierenden Niederschlags

Anhand des Nachschlagewerks wählen wir den tabellierten Wert des Produkts der Silbersulfidlöslichkeit (PR(Ag 2 S) tab = 5,7·10 –51) aus und vergleichen ihn mit dem berechneten. Da PR-Tabelle< ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.

Beispiel 9. Berechnen Sie die Konzentration von Zinkionen in einer Lösung von Natriumtetracyanozinkat mit einer Konzentration von 0,3 mol/dm 3 und einem Überschuss an Cyanidionen in der Lösung von 0,01 mol/dm 3.

Lösung

Die primäre Dissoziation verläuft nahezu vollständig nach dem Schema

Na 2 → 2Na 2+ + 2–

Die sekundäre Dissoziation folgt der Gleichung

2– ↔ Zn 2+ + 4CN –

Schreiben wir den Ausdruck für die Instabilitätskonstante für diesen Prozess auf

. Von hier

Mithilfe des Nachschlagewerks ermitteln wir den Wert der Instabilitätskonstante eines bestimmten Ions ( ZU Nest = 1,3·10 -17). Die Konzentration der durch die Dissoziation des Komplexes gebildeten Cyanid-Ionen ist viel geringer als die Konzentration des eingeführten Überschusses, und es kann angenommen werden, dass  0,01 mol/dm 3, d. h. die Konzentration der als a gebildeten CN-Ionen Das Ergebnis der Dissoziation kann vernachlässigt werden. Dann

mol/dm 3 .

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Elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Formel, die die Anordnung der Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, machen sich mit Quantenzahlen vertraut und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Zahl konstruieren; am Ende des Artikels befindet sich eine Tabelle der Elemente.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Baukasten: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind absolut gleich. Aber dieser Baukasten ist viel interessanter als der aus Kunststoff und hier erfahren Sie, warum. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer sich in der Nähe befindet. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff Vielleicht verwandelt sich in Wasser, in der Nähe von Natrium wird es zu Gas, und in der Nähe von Eisen verwandelt es sich vollständig in Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die weiter unten besprochen wird.

Wie viele Elektronen hat ein Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und um ihn rotierenden Elektronen; der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wird durch die Ordnungszahl des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen – das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Demnach verfügt Schwefel im neutralen Zustand über 16 Elektronen, Gold über 79 Elektronen.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Durch die Beobachtung des Verhaltens des Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet; sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier:

Hauptquantenzahl
Orbitale Quantenzahl
Magnetische Quantenzahl
Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes „Orbital“ den Begriff „Orbital“; ein Orbital ist die Wellenfunktion eines Elektrons; grob gesagt ist es der Bereich, in dem sich das Elektron 90 % seiner Zeit verbringt.

N - Ebene
L – Schale
M l - Orbitalzahl
M s – erstes oder zweites Elektron im Orbital

Orbitalquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke stellten sie fest, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und zwei weitere, komplexere Formen. In der Reihenfolge zunehmender Energie werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schale bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Hülle, in der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für die s-, p-, d- und f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 bzw. 3 an.

Auf der S-Schale gibt es ein Orbital (L=0) – zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Es gibt fünf Orbitale auf der d-Schale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale auf der f-Schale (L=3) – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Auf der p-Schale gibt es drei Orbitale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, d. h. für die p-Schale (L=1) gibt es die Orbitale „-1“, „0“ und „1“. . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben m l bezeichnet.

Innerhalb der Schale ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, sodass die ersten Elektronen eines in jedem Orbital füllen und dann zu jedem ein Elektronenpaar hinzugefügt wird.

Betrachten Sie die D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, also fünf Orbitalen (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale und nehmen die Werte M l =-2, M an l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Drehrichtung eines Elektrons um seine Achse. Es gibt zwei Richtungen, daher hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Eine Energieunterebene kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau; derzeit sind sieben Energieniveaus bekannt, die jeweils durch eine arabische Zahl angegeben werden: 1,2,3,...7. Die Anzahl der Granaten auf jeder Ebene entspricht der Levelnummer: Auf der ersten Ebene gibt es eine Muschel, auf der zweiten zwei usw.

Elektronenzahl

So kann jedes Elektron durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons eindeutig, nimm das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N = 1, auf dem ersten Niveau gibt es eine Schale, die Die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d. h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin ist gleich +1/2. Wenn wir das fünfte Elektron nehmen (in welchem Atom auch immer es sich befindet), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Schauen wir uns Aufgabe Nr. 1 aus den Optionen für das Einheitliche Staatsexamen für 2016 an.

Aufgabe Nr. 1.

Die elektronische Formel der äußeren Elektronenschicht 3s²3p6 entspricht der Struktur jedes der beiden Teilchen:

1. Arº und Kº 2. Cl‾ und K+ 3. S²‾ und Naº 4. Clº und Ca2+

Erläuterung: Zu den Antwortmöglichkeiten gehören Atome im nicht angeregten und angeregten Zustand, das heißt, die elektronische Konfiguration beispielsweise eines Kaliumions entspricht nicht seiner Position im Periodensystem. Betrachten wir Option 1 Arº und Kº. Schreiben wir ihre elektronischen Konfigurationen auf: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - geeignete elektronische Konfiguration nur für Argon. Betrachten wir Antwortmöglichkeit Nr. 2 – Cl‾ und K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Somit, Die richtige Antwort ist 2.

Aufgabe Nr. 2.

1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+

Erläuterung: denn wir schreiben die elektronische Konfiguration von Argon: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Calcium ist nicht geeignet, da es zwei Elektronen mehr hat. Für Kalium: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Die richtige Antwort ist 2.

Aufgabe Nr. 3.

Ein Element mit der atomaren elektronischen Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 bildet eine Wasserstoffverbindung

1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S

Erläuterung: Schauen wir uns das Periodensystem an. Das Schwefelatom hat diese elektronische Konfiguration. Die richtige Antwort ist 4.

Aufgabe Nr. 4.

Die Atome von Magnesium und

1. Kalzium 2. Chrom 3. Silizium 4. Aluminium

Erläuterung: Magnesium hat eine äußere Energieniveaukonfiguration: 3s2. Für Kalzium: 4s2, für Chrom: 4s2 3d4, für Silizium: 3s2 2p2, für Aluminium: 3s2 3p1. Die richtige Antwort ist 1.

Aufgabe Nr. 5.

Das Argonatom im Grundzustand entspricht der Elektronenkonfiguration des Teilchens:

1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº

Erläuterung: Die elektronische Konfiguration von Argon im Grundzustand ist 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ hat die elektronische Konfiguration: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Die richtige Antwort ist 1.

Aufgabe Nr. 6.

Phosphor und Phosphoratome haben eine ähnliche Konfiguration des äußeren Energieniveaus.

1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N

Erläuterung: Schreiben wir die elektronische Konfiguration der äußeren Ebene des Phosphoratoms: 3s2 3p3.

Für Aluminium: 3s2 3p1;

Für Argon: 3s2 3p6;

Für Chlor: 3s2 3p5;

Für Stickstoff: 2s2 2p3.

Die richtige Antwort ist 4.

Aufgabe Nr. 7.

Die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 entspricht dem Teilchen

1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-

Erläuterung: Diese elektronische Konfiguration entspricht dem Argonatom im Grundzustand. Betrachten wir die Antwortmöglichkeiten:

S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0

P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)

Die richtige Antwort ist 2.

Aufgabe Nr. 8.

Welche elektronische Konfiguration entspricht der Verteilung der Valenzelektronen im Chromatom:

1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6

Erläuterung: Schreiben wir die elektronische Konfiguration von Chrom im Grundzustand: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valenzelektronen befinden sich in den letzten beiden Unterebenen 4s und 3d (hier springt ein Elektron von der s- in die d-Unterebene). Die richtige Antwort ist 3.

Aufgabe Nr. 9.

Das Atom enthält im Grundzustand drei ungepaarte Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene.

1. Titan 2. Silizium 3. Magnesium 4. Phosphor

Erläuterung: Um drei ungepaarte Elektronen zu haben, muss das Element zur Gruppe 5 gehören. Somit, Die richtige Antwort ist 4.

Aufgabe Nr. 10.

Ein Atom eines chemischen Elements, dessen höchstes Oxid RO2 ist, hat die äußere Konfiguration:

1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1

Erläuterung: Dieses Element hat (in dieser Verbindung) eine Oxidationsstufe von +4, das heißt, es muss 4 Valenzelektronen in der äußeren Ebene haben. Somit, Die richtige Antwort ist 2.

(Sie könnten denken, dass die richtige Antwort 1 ist, aber ein solches Atom hätte eine maximale Oxidationsstufe von +6 (da es 6 Elektronen in der äußeren Ebene gibt), aber wir brauchen das höhere Oxid, um die Formel RO2 zu haben, und so weiter ein Element hätte das höhere Oxid RO3)

Aufgaben für selbstständiges Arbeiten.

1. Elektronische Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 entspricht einem Atom

1. Aluminium 2. Stickstoff 3. Chlor 4. Fluor

2. Das Teilchen hat eine äußere Hülle mit acht Elektronen

1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+

3. Die Ordnungszahl eines Elements, dessen atomare elektronische Struktur 1s2 2s2 2p3 ist, ist gleich

1. 5 2. 6 3. 7 4. 4

4. Die Anzahl der Elektronen im Kupferion Cu2+ beträgt

1. 64 2. 66 3. 29 4. 27

5. Die Stickstoffatome und

1. Schwefel 2. Chlor 3. Arsen 4. Mangan

6. Welche Verbindung enthält ein Kation und ein Anion mit der Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?

1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr

7. Die Anzahl der Elektronen im Eisenion Fe2+ beträgt

1. 54 2. 28 3. 58 4. 24

8. Das Ion hat die elektronische Konfiguration eines Inertgases

1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-

9. Fluor und Fluoratome haben eine ähnliche Konfiguration des äußeren Energieniveaus

1. Sauerstoff 2. Lithium 3. Brom 4. Neon

10. Ein Element, dessen atomare elektronische Formel 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ist, entspricht einer Wasserstoffverbindung

1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4

In dieser Notiz werden Aufgaben aus der Sammlung des Unified State Exam 2016 verwendet, herausgegeben von A.A. Kaverina.

Dizinktetrafluorid

Zn 2 F 4 (g). Die thermodynamischen Eigenschaften von gasförmigem Dizinktetrafluorid im Normalzustand im Temperaturbereich 100 - 6000 K sind in der Tabelle angegeben. Zn 2 F 4 .

Die zur Berechnung der thermodynamischen Funktionen von Zn 2 F 4 verwendeten Molekülkonstanten sind in der Tabelle angegeben. Zn.8. Die Struktur des Zn 2 F 4 -Moleküls wurde experimentell nicht untersucht. In Analogie zu Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (siehe auch [ 94GUR/VEY ]) und Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] für Zn 2 F 4 hauptsächlich elektronischer Zustand 1 A g wird eine flache zyklische Struktur angenommen (Symmetriegruppe). D 2H). Es wird empfohlen, dass das statische Gewicht des elektronischen Grundzustands von Zn 2 F 4 gleich I ist, basierend auf der Tatsache, dass das Zn 2+-Ion ... D 10 elektronische Konfiguration. Das Produkt der in der Tabelle angegebenen Trägheitsmomente. Zn.8, berechnet aus den geschätzten Strukturparametern: R(Zn-F T) = 1,75 ± 0,05 Å (terminale Zn-F-Bindung), R(Zn-F B) = 1,95 ± 0,05 Å (verbrückte Zn-F-Bindung) und Ð F B- Zn-F B= 80 ± 10 o. Es wird angenommen, dass die Zn-Ft-Bindungslänge gleich ist R(Zn-F) im ZnF 2 -Molekül wird empfohlen, dass der Wert r(Zn-F b) um 0,2 Å größer als die terminale Bindung ist, wie es bei Dimeren von Al, Ga, In, Tl, Be und beobachtet wird Fe-Halogenide. Winkelwert F B- Zn-F B geschätzt aus den entsprechenden Werten in den Molekülen Be 2 F 4, Mg 2 F 4 und Al 2 F 4. Berechneter Wertfehler I A I B I C beträgt 3·10-113 g 3 cm 6.

Die Frequenzen der Streckschwingungen der terminalen Zn-F n 1 - und n 2 -Bindungen wurden der Arbeit von Givan und Levenschuss [80GIV/LOE] entnommen, die das IR-Spektrum und Raman-Spektren von in einem Krypton isolierten Zn 2 F 4 -Molekülen untersuchten Matrix. Es wird angenommen, dass die Schwingungsfrequenzen aller Zn-F (n 3)-Brückenbindungen gleich sind, und ihre Werte werden unter der Annahme geschätzt, dass (n B/N T) av = 0,7, wie in Dimeren von Fe-, Al-, Ga- und In-Halogeniden. Die Frequenzen der Verformungsschwingungen der Endbindungen (n 4 - n 5) von Zn 2 F 4 werden empfohlen, unter der Annahme, dass das Verhältnis ihrer Werte in Zn 2 F 4 und Zn 2 Cl 4 das gleiche ist wie für ZnF 2 und ZnCl 2. Die Frequenz der nichtebenen Verformungsschwingung des Zyklus (n 7) wird als etwas höher angenommen als die entsprechende Frequenz für Zn 2 Cl 4. Der Wert der Frequenz der Verformungsschwingung des Zyklus in der Ebene (n 6) wird durch Vergleich mit dem für Zn 2 Cl 4 angenommenen Wert und unter Berücksichtigung des Verhältnisses der Schwingungsfrequenzen der Brückenbindungen Zn-F und geschätzt Zn-Cl in Zn 2 F 4 und Zn 2 Cl 4 . Die Fehler in den experimentell beobachteten Schwingungsfrequenzen betragen 20 cm –1 und werden auf 20 % ihres Wertes geschätzt.

Die angeregten elektronischen Zustände von Zn 2 F 4 wurden bei der Berechnung thermodynamischer Funktionen nicht berücksichtigt.

Thermodynamische Funktionen von Zn 2 F 4 (r) wurden in der Näherung „Starrer Rotator – harmonischer Oszillator“ unter Verwendung der Gleichungen (1.3) – (1.6), (1.9), (1.10), (1.122) – (1.124), (1.128) berechnet ) , ( 1.130) . Die Fehler in den berechneten thermodynamischen Funktionen sind auf die Ungenauigkeit der akzeptierten Werte der Molekülkonstanten sowie auf die Näherungsart der Berechnung zurückzuführen und betragen 6, 16 und 20 J × K ‑1 × mol ‑1 Zoll die Werte von Φº( T) bei 298,15, 3000 und 6000 K.

Die Tabelle der thermodynamischen Funktionen von Zn 2 F 4 (g) wird zum ersten Mal veröffentlicht.

Die Gleichgewichtskonstante Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) wurde unter Verwendung des akzeptierten Wertes berechnet

D beiHº(Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 kJ × mol -1.

Die Signifikanz wird durch Vergleich der Sublimations- und Dimerisierungsenthalpien der in dieser Veröffentlichung enthaltenen Dihalogenide beurteilt. Tabelle Zn.12 zeigt die Werte der Verhältnisse D SHº(MeHal 2. k, 0) / D RHº(MeHal 2 - MeHal 2, 0), entsprechend den in dieser Veröffentlichung akzeptierten Werten.

In 9 von insgesamt 20 Fällen fehlen experimentelle Daten. Für diese Verbindungen wurden die in der Tabelle in eckigen Klammern angegebenen Schätzungen vorgenommen. Diese Schätzungen basieren auf folgenden Überlegungen:

1. Für Fe-, Co- und Ni-Verbindungen wird eine kleine Variation in der Reihe F-Cl-Br-I und das Fehlen einer solchen Variation in der Reihe Fe-Co-Ni akzeptiert;

2. Bei Zn-Verbindungen ist es nicht möglich, die Variation der Werte in der Reihe F-Cl-Br-I zu bemerken, und bei Fluorid ist der genommene Wert der Durchschnitt der übrigen Werte;

3. für Cu-Verbindungen wird ein kleiner Bereich in der Reihe F-Cl-Br-I akzeptiert, analog zu Verbindungen der Eisengruppe, basierend auf der Nähe der Werte; Der Umzug selbst wurde etwas kleiner angenommen.

Der beschriebene Ansatz führt zu den in der Tabelle angegebenen Werten der Zerstäubungsenthalpien von Me 2 Hal 4. Zn.13.

Bei der Berechnung der Zerstäubungsenergie von Cu 2 I 4 wurde der in dieser Veröffentlichung nicht enthaltene Wert D verwendet Sch° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 kJ × mol ‑1. (Siehe Text zur Sublimationsenthalpie von CuBr 2).

Die Genauigkeit der Schätzungen kann für Cu 2 I 4 auf 50 kJ× mol -1 und in anderen Fällen auf 30 kJ× mol -1 geschätzt werden.

Der akzeptierte Wert der Zerstäubungsenthalpie von Zn 2 F 4 entspricht dem Wert der Bildungsenthalpie:

D f H° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191,180 ± 30,0 kJ × mol ‑1.

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