Färbung komplexer Verbindungen. Beispiele zur Problemlösung Elektronische Konfiguration des zn2-Ions

Die wichtigste Errungenschaft von TKP ist eine gute Erklärung der Gründe für eine bestimmte 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 elektromagnetische Strahlung, deren 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 Aufspaltung des d-Niveaus durch das Kristallfeld, die mit dem Symbol D bezeichnet wird, 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 ein Elektron vom niedrigeren Energieniveau der d-Orbitale auf ein höheres Niveau an. Lassen Sie uns das oben am Beispiel von 3+ erklären. Titan (III) hat nur 1 d-Elektron, der Komplex hat nur einen Absorptionspeak im sichtbaren Bereich des Spektrums. Die maximale Intensität beträgt 510 nm. Licht dieser Wellenlänge bewirkt, dass sich das d-Elektron vom unteren Energieniveau der d-Orbitale zum oberen bewegt. Durch Absorption von Strahlung geht das Molekül des absorbierten Stoffes vom Grundzustand mit minimaler Energie E 1 in einen höheren Energiezustand E 2 über. Die Anregungsenergie wird auf die einzelnen Schwingungsenergieniveaus des Moleküls verteilt und in Wärmeenergie umgewandelt. Elektronische Übergänge die durch die Absorption streng definierter Lichtenergiequanten verursacht werden, sind durch das Vorhandensein streng definierter Absorptionsbanden gekennzeichnet. Außerdem erfolgt die Lichtabsorption 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 die Frequenz der absorbierten Strahlung ist; c ist die Lichtgeschwindigkeit; l ist die Wellenlänge des absorbierten Lichts.

Wenn eine Substanzprobe mit Licht beleuchtet wird, werden Strahlen aller Farben, die nicht von der Probe absorbiert werden, in unser Auge reflektiert. Wenn die Probe Licht aller Wellenlängen absorbiert, werden die Strahlen von ihr nicht reflektiert und ein solches Objekt erscheint uns schwarz. Wenn die Probe überhaupt kein Licht absorbiert, nehmen wir sie als weiß oder farblos wahr. Wenn die Probe alle Strahlen außer Orange absorbiert, erscheint sie orange. Eine andere Option ist auch möglich - die Probe kann orange erscheinen, selbst wenn Strahlen aller Farben außer Blau in unser Auge fallen. Umgekehrt erscheint die Probe blau, wenn sie nur orangefarbene Strahlen absorbiert. Cyan und Orange werden als Komplementärfarben bezeichnet.

Reihenfolge der Spektralfarben: Zu jeden Ö hotnik F will S na, g de mit gehen F adhan - Zu rot, Ö Rang, F Gelb, S Grün , G Blau, mit inium , F Iole.

Für den Aquakomplex 3+ ist der Zahlenwert von D dist. = 163 kJ / mol entspricht der Grenze der sichtbaren roten Strahlung, daher sind wässrige Lösungen von Fe 3+ -Salzen praktisch farblos. Hexacyanoferrat (III) hat D spl. = 418 kJ / mol, was Absorption im blauvioletten Teil des Spektrums und Reflexion im gelb-orangefarbenen Teil entspricht. Lösungen mit Hexacyanoferrat(III)-Ionen sind gelb mit einem orangefarbenen Farbton. Der Wert von D dist. 3+ ist klein im Vergleich zu 3-, was eine nicht sehr hohe Bindungsenergie Fe 3+ -OH 2 widerspiegelt. Die große Spaltungsenergie von 3- zeigt an, dass die Fe 3+ -CN-Bindungsenergie höher ist und daher mehr Energie zur Abspaltung von CN benötigt wird. Aus experimentellen Daten ist bekannt, dass H2O-Moleküle in der 3+-Koordinationssphäre eine durchschnittliche Lebensdauer von etwa 10 -2 s haben und Komplex 3- CN – -Liganden extrem langsam abspaltet.

Betrachten wir einige Beispiele, die es ermöglichen, Probleme mit dem TCH zu lösen.

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

Lösung: da der betrachtete Komplex rotes Licht absorbiert, muss seine Farbe komplementär zur roten Farbe - Grün - sein.

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

Lösung: das A1 3+ -Ion hat eine elektronische Konfiguration. Da es keine äußeren d-Elektronen hat, 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 Komplex des Co 2+ -Ions gefärbt.

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

Lösung: Orangefärbung der Komplexe zeigt Absorption im blau-violetten Teil des Spektrums an, d.h. im Bereich kurzer Wellenlängen. Somit ist die Aufspaltung für diese Komplexe groß, was sicherstellt, dass sie zu Low-Spin-Komplexen (D>P) gehören. Die Elektronenpaarung (d 6 -Konfiguration, alle sechs Elektronen befinden sich auf dem Unterniveau t 2g) ist darauf zurückzuführen, dass die Liganden NH 3, en, NO 2 - gehören zur rechten Seite der spektrochemischen Reihe. Daher erzeugen sie bei der Komplexierung ein starkes Feld. Die blaue Einfärbung der zweiten Gruppe von Komplexen bedeutet, dass sie Energie in Gelb-Rot 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 mit Hilfe der Kristallfeldtheorie, warum das Komplexion in wässriger Lösung farblos ist und 2 grün gefärbt ist.

Lösung : Komplex - wird von einem Kupferkation Cu + mit einer elektronischen Konfiguration 3d 10 4s 0 gebildet, alle d-Orbitale sind gefüllt, der Übergang von Elektronen ist unmöglich, daher ist die Lösung nicht gefärbt. Komplex 2- wird durch das Kation Cu 2+ gebildet, dessen elektronische Konfiguration 3d 9 4s 0 ist, daher gibt es eine Leerstelle auf der d–-Unterebene. Der Elektronenübergang bei Lichtabsorption auf dem d-Subniveau bestimmt die Farbe des Komplexes. Aqua-Komplexe von Kupfer (II) haben in wässriger Lösung eine blaue Farbe, die Einführung von Chloridionen in die innere Sphäre des Komplexes führt zur Bildung eines Mischligandenkomplexes, der eine Farbänderung der Lösung bewirkt Grün.

Beispiel: Bestimmen Sie mit der Methode der Valenzbindungen unter Berücksichtigung der Theorie des Kristallfeldes die Art der Hybridisierung des Zentralatoms und sagen Sie die geometrische Form der Komplexe voraus:

- + -

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

+ - 3-

- + .

Die chemische Bindung in diesen Komplexen wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet, die Elektronendonatoren sind Liganden: Ammoniakmoleküle und Cyanid-Ionen (einzähnige Liganden) und Thiosulfat-Ionen (zweizähniger Ligand). Der Elektronenakzeptor ist das E + -Kation. Elektronische Konfiguration (n-1) d 10 ns 0 np 0. Externe ns- und np-Orbitale sind an der Bildung von zwei Bindungen mit einzähnigen Liganden beteiligt, die Art der Hybridisierung des Zentralatoms ist sp, die geometrische Form der Komplexe ist linear, es gibt keine ungepaarten Elektronen, das Ion ist diamagnetisch. Ein s-Orbital und drei p-Orbitale des Zentralatoms sind an der Bildung von vier Donor-Akzeptor-Bindungen mit dem zweizähnigen Liganden entlang des MBC beteiligt, die Hybridisierungsart ist sp 3, die geometrische Form des Komplexes ist tetraedrisch, es gibt keine ungepaarten Elektronen.

Die zweite Gruppe von Komplexen:

- - - 3+

gebildet von einem Gold(III)-Ion, dessen elektronische Konfiguration 5d 8 6s 0 ist. Die an der Komplexbildung beteiligten Liganden lassen sich entsprechend dem spektrochemischen Spektrum der Liganden in schwache Liganden: Chlorid- und Bromid-Ionen und starke: Ammoniak- und Cyanid-Ionen einteilen. In 5d-Orbitalen gibt es gemäß Hunds Regel zwei ungepaarte Elektronen, die während der Bildung von Donor-Akzeptor-Bindungen mit Schwachfeldliganden zurückgehalten werden. Für die Bindungsbildung stellt das Goldkation ein 6s- und drei 6p-Orbitale zur Verfügung. Die Art der Hybridisierung des Zentralatoms ist sp 3. Die räumliche Struktur eines komplexen Ions ist tetraedrisch. Es gibt zwei ungepaarte Elektronen, der Komplex ist paramagnetisch.

Unter dem Einfluss von Liganden eines starken Feldes sprühen die Elektronen des Gold(III)-Ions unter Freisetzung eines 5d-Orbitals. Ein 5d-, ein 6s- und zwei 6p-Orbitale des Zentralatoms sind an der Bildung von vier Donor-Akzeptor-Bindungen beteiligt. Hybridisierungstyp dsp 2. Dies führt zu einer quadratisch-planaren Struktur des Komplexions. Es gibt keine ungepaarten Elektronen, die Komplexe sind diamagnetisch.

Die Farbe der Lösung des Komplexes hängt von seiner Zusammensetzung, Struktur ab und wird bestimmt durch die Wellenlänge l max entsprechend dem Maximum der Absorptionsbande, die Intensität der Bande, je nachdem, ob der quantenchemisch entsprechende elektronische Übergang verboten ist, die Verschmierung der Absorptionsbande, die von einer Reihe von Parametern abhängt, wie der elektronischen Struktur des Komplexes, der Intensität der thermischen Bewegung im System, dem Grad der Verzerrung der korrekten geometrischen Form des Koordinationspolyeders usw.

Beispiel 1... Bestimmen Sie die Ladung des Komplexbildners in der NO 2 -Verbindung. Benennen Sie diese Verbindung.

Lösung

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

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

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

Beispiel 2... Warum ist das +-Ion linear?

Lösung

Bestimmen Sie die Ladung des Komplexbildners in einem gegebenen Komplexion

1 = 1NS+ 0 2. Von hier NS = +1.

Die elektronische Struktur der Valenz-Unterniveaus des Cu + -Ions entspricht der Konfiguration 3 D 10 4S 0 4R 0. Seit 3 D - die Unterebene enthält keine Stellenangebote, dann eine 4 S und ein 4 P Orbitale, die hybridisieren als 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 das elektronische Diagramm kann wie folgt dargestellt werden

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

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

Beispiel 4... Erstellen Sie ein Energiediagramm der 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+ einsame Elektronenpaare des Kohlenstoffatoms zur Verfügung stellen, während die Entartung von AO 3 aufgehoben wird D untergeordneter Komplexbildner. Das Energiediagramm des Komplexes hat die Form

Dγ Serie

Fe 3+:… 3 D 5

Dε Serie

Fünf 3 D-Elektronen sind vollständig in Orbitalen 3 . verteilt Dε-Reihe, da die Spaltungsenergie, die bei der Wechselwirkung mit Liganden eines starken Feldes entsteht, für die maximale Elektronenpaarung ausreichend ist. Verfügbar 3 D, 4S und 4 R- Orbitale 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 der Bindungsbildung in einem 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 Schwachfeldliganden und erzeugen ein tetraedrisches Feld

Dε Serie

Dγ Serie

Kostenlos zwei 3 D, ein 4 S und ein 4 R AO-Komplexbildner werden je nach Typ hybridisiert D 2 sp Als Ergebnis wird ein paramagnetischer Komplex mit tetraedrischer Konfiguration gebildet.

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

Lösung

Elektronische Formel des Komplexbildners Co 3+: ... 3 D 6. Im Oktaederfeld der F - Liganden (Schwachfeldligand) gibt es eine leichte Aufspaltung D- Unterniveau, daher füllen Elektronen die AO gemäß der Gund-Regel (siehe Abb. 3). In diesem Fall gibt es vier ungepaarte Elektronen, daher ist das 3-Ion paramagnetisch. Wenn das 3–-Ion unter Beteiligung eines starken Feldliganden (CN - -Ion) gebildet wird, ist die Aufspaltungsenergie D- Unterniveau wird so signifikant sein, dass es die Energie der Elektron-Elektron-Abstoßung gepaarter Elektronen übersteigt. Die Elektronen füllen das AO des Co 3+ -Ions entgegen der Gundschen Regel (siehe Abb. 4). In diesem Fall sind alle Elektronen gepaart, 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 eines Stoffes 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... Stellen Sie fest, ob ein Niederschlag von Silber (I)-Sulfid bei einer Temperatur von 25 ° C ausfällt, wenn Sie gleiche Volumina einer 0,001 M Lösung - die den gleichen Liganden CN enthält - mit einer Konzentration von 0,12 mol / dm 3 und einer Lösung mischen das ausfallende Ion S 2– mit einer Konzentration von 3,5 · 10 –3 M.

Lösung

Der Dissoziationsprozess für ein gegebenes Ion kann durch das Schema dargestellt werden

- ↔ Ag + + 2CN -,

und der Abscheidungsprozess kann geschrieben werden als

2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.

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

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

... Von hier

Nach dem Nachschlagewerk wählen wir den Wert der Instabilitätskonstante des Komplexes - ( ZU Nest = 1 · 10 -21). Dann

mol / dm 3.

Berechnen Sie das Produkt der Löslichkeit des resultierenden Niederschlags

Nach dem Nachschlagewerk wählen wir den Tabellenwert des Löslichkeitsprodukts von Silbersulfid (PR (Ag 2 S)-Tabelle = 5,7 · 10 -51) und vergleichen ihn mit dem berechneten. Da der PR-Tisch< 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 mit einem Überschuss an Cyanidionen in der Lösung von 0,01 mol / dm 3.

Lösung

Die primäre Dissoziation verläuft fast vollständig nach dem Schema

Na 2 → 2Na 2+ + 2–

Die sekundäre Dissoziation verläuft nach der Gleichung

2– ↔ Zn 2+ + 4CN -

Schreiben wir den Ausdruck für die Instabilitätskonstante für diesen Prozess

... Von hier

Mit Hilfe des Nachschlagewerks finden wir den Wert der Instabilitätskonstante eines gegebenen Ions ( ZU Nest = 1,3 · 10 -17). Die Konzentration der durch die Dissoziation des Komplexes gebildeten Cyanidionen ist viel niedriger als die Konzentration des eingeführten Überschusses, und es kann angenommen werden, dass  0,01 mol / dm 3 , dh die Konzentration der gebildeten CN - Ionen, als ein Ergebnis der Dissoziation kann vernachlässigt werden. Dann

mol / dm 3.

Sie müssen JavaScript aktivieren, um diese App auszuführen.

Elektronische Konfiguration des Atoms ist eine Formel, die die Anordnung der Elektronen in einem Atom nach Niveaus und Unterniveaus zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen 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 als Konstruktor: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind genau gleich. Aber dieser Konstruktor ist viel interessanter als der aus Kunststoff und hier ist der Grund. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer in der Nähe ist. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff kann sein in Wasser verwandeln, neben Natrium in Gas, und neben Eisen vollständig in Rost verwandelt. 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 studieren, die im Folgenden diskutiert wird.

Wie viele Elektronen hat ein Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und den ihn umgebenden Elektronen, der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand besitzt jedes Atom die gleiche Anzahl an Elektronen wie die Anzahl der Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wurde durch die Ordnungszahl des Elements bezeichnet, zum Beispiel Schwefel, hat 16 Protonen - das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen - 79. Element des Periodensystems. Dementsprechend gibt es in Schwefel im neutralen Zustand 16 Elektronen und in Gold 79 Elektronen.

Wo nach einem Elektron suchen?

Beim Beobachten des Verhaltens des Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet, die durch Quantenzahlen beschrieben werden, von denen es vier gibt:

Hauptquantenzahl
Bahnquantenzahl
Magnetische Quantenzahl
Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir statt des Wortes Orbit den Begriff "Orbital", das Orbital ist die Wellenfunktion des Elektrons, grob gesagt der Bereich, in dem sich das Elektron 90% seiner Zeit aufhält.

N - Stufe
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s - das erste oder zweite Elektron im Orbital

Orbitalquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke fanden sie heraus, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Grundformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und die anderen beiden komplexeren. In aufsteigender Energiereihenfolge werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schalen bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (für s), 3 (für p), 5 (für d) und 7 (für f) Orbitale enthalten. Die Bahnquantenzahl ist die Schale, auf der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für s-, p-, d- und f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 bzw. 3 an.

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

Magnetische Quantenzahl m l

Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale, sie werden mit Zahlen von -L bis + L bezeichnet, dh für die p-Schale (L = 1) gibt es Orbitale "-1", "0" und "1" . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben ml bezeichnet.

Innerhalb der Schale ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, so dass die ersten Elektronen eines für jedes Orbital füllen und dann ein Paar davon an jedes Orbital gebunden wird.

Betrachten Sie eine D-Shell:
die d-Schale entspricht dem Wert L = 2, dh fünf Orbitale (-2, -1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale mit den Werten M l = -2, M l = -1, Ml = 0, Ml = 1, Ml = 2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Drehrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, also hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Ein Energieunterniveau kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins enthalten. Die Spinquantenzahl wird mit m s . bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau, derzeit gibt es sieben Energieniveaus, die jeweils mit einer arabischen Zahl bezeichnet werden: 1,2,3, ... 7. Die Anzahl der Muscheln auf jeder Ebene ist gleich der Nummer der Ebene: auf der ersten Ebene gibt es eine Muschel, auf der zweiten zwei usw.

Elektronenzahl

Jedes Elektron kann also durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, eine Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons eindeutig, nimm das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N = 1, eine Schale befindet sich auf dem ersten Niveau, 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 beträgt +1/2. Wenn wir das fünfte Elektron nehmen (in welchem Atom es auch immer ist), dann lauten die Hauptquantenzahlen dafür: N = 2, L = 1, M = -1, Spin 1/2.

Betrachten Sie Aufgaben Nr. 1 aus den USE-Optionen für 2016.

Aufgabennummer 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 in nicht angeregten und angeregten Zuständen, d. h. die elektronische Konfiguration, beispielsweise das Kaliumion, entspricht nicht seiner Position im Periodensystem. Betrachten Sie Option 1 Arº und Kº. Schreiben wir ihre elektronischen Konfigurationen: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ist nur für Argon eine geeignete Elektronenkonfiguration. Betrachten Sie Antwort #2 - Cl‾ und K +. K +: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Kl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Somit, die richtige antwort ist 2.

Aufgabennummer 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 2 weitere Elektronen hat. In Kalium: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Die richtige Antwort ist 2.

Aufgabennummer 3.

Das Element, dessen elektronische Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ist, bildet eine Wasserstoffverbindung

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

Erläuterung: Schauen wir uns das Periodensystem an, das Schwefelatom hat eine solche elektronische Konfiguration. Die richtige Antwort ist 4.

Aufgabennummer 4.

Magnesiumatome und

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

Erläuterung: Magnesium hat die Konfiguration des externen Energieniveaus: 3s2. Für Calcium: 4s2, für Chrom: 4s2 3d4, für Silizium: 3s2 2p2, für Aluminium: 3s2 3p1. Die richtige Antwort ist 1.

Aufgabennummer 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 eine elektronische Konfiguration: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p (4 + 2). Die richtige Antwort ist 1.

Aufgabennummer 6.

Die Phosphoratome und

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;

Chlor: 3s2 3p5;

Für Stickstoff: 2s2 2p3.

Die richtige Antwort ist 4.

Aufgabennummer 7.

Elektronische Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 entspricht einem Teilchen

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

Erläuterung: diese elektronische Konfiguration entspricht einem Argonatom im Grundzustand. Betrachten Sie die Antwortmöglichkeiten:

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

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

Die richtige Antwort ist 2.

Aufgabennummer 8.

Welche elektronische Konfiguration entspricht der Verteilung der Valenzelektronen im Chromatom:

1.3d2 4s2 2.3s2 3p4 3.d5 4s1 4.4s2 4p6

Erläuterung: wir schreiben die elektronische Konfiguration von Chrom im Grundzustand: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valenzelektronen befinden sich auf den letzten beiden Unterniveaus 4s und 3d (hier hüpft ein Elektron vom s- nach d-Subniveau). Die richtige Antwort ist 3.

Aufgabennummer 9.

Drei ungepaarte Elektronen auf der äußeren elektronischen Ebene im Grundzustand enthalten ein Atom

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

Erläuterung: um 3 ungepaarte Elektronen zu haben, muss das Element in der fünften Gruppe sein. Somit, die richtige Antwort ist 4.

Aufgabennummer 10.

Ein Atom eines chemischen Elements, dessen höchstes Oxid RO2 ist, hat eine externe Niveaukonfiguration:

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

Erläuterung: dieses Element hat eine Oxidationsstufe (in dieser Verbindung) +4, dh es muss 4 Valenzelektronen auf der äußeren Ebene haben. Somit, die richtige antwort ist 2.

(Sie könnten denken, dass die richtige Antwort 1 ist, aber ein solches Atom hat einen maximalen Oxidationszustand von +6 (da sich 6 Elektronen auf der äußeren Ebene befinden), aber wir brauchen das höhere Oxid, um die Formel RO2 zu haben, und so ein Element hat das höhere Oxid RO3)

Aufträge für selbstständiges Arbeiten.

1. Die elektronische Konfiguration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 entspricht dem Atom

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

2. Die äußere Acht-Elektronen-Schale hat ein Teilchen

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

3. Die Ordnungszahl des Elements, dessen Elektronenstruktur 1s2 2s2 2p3 ist, ist

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

4. Die Elektronenzahl im Kupferion Cu2 + ist

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

5. Eine ähnliche Konfiguration des externen Energieniveaus hat Stickstoffatome und

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

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

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

7. Die Elektronenzahl im Eisenion Fe2 + ist

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

8. Die elektronische Konfiguration eines Inertgases hat ein Ion

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

9. Eine ähnliche Konfiguration des externen Energieniveaus hat Fluoratome und

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

10. Das Element, dessen elektronische Formel 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 lautet, entspricht einer Wasserstoffverbindung

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

In dieser Notiz haben wir Aufgaben aus der Sammlung der USE 2016 verwendet, herausgegeben von A.A. Kaverina.

Dizinktetrafluorid

Zn 2 F 4 (d). Die thermodynamischen Eigenschaften von gasförmigem Dizinktetrafluorid im Normzustand im Temperaturbereich 100 - 6000 K sind in der Tabelle angegeben. Zn2F4.

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 in der Hauptelektronik Bedingung 1 EIN g wird eine planare zyklische Struktur angenommen (die Symmetriegruppe D 2h). Es wird empfohlen, das statische Gewicht des elektronischen Grundzustands von Zn 2 F 4 gleich I zu sein, da das Zn 2+ -Ion ... D 10 elektronische Konfiguration. Das Produkt der Trägheitsmomente, angegeben in der Tabelle. 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 (überbrückende Zn-F-Bindung) und Р F B- Zn- F B= 80 ± 10 o. Die Bindungslänge Zn-F t wird gleich angenommen als R(Zn-F) im ZnF 2 -Molekül wird empfohlen, dass der r (Zn-F b) -Wert um 0,2 Å größer als die terminale Bindung ist, wie dies bei Dimeren von Al, Ga, In, Tl, Be und Fe . beobachtet wird 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. Rechenwertfehler Ich A I B Ich C beträgt 3 · 10 ‑ 113 g 3 · cm 6.

Die Frequenzen der Streckschwingungen der terminalen Bindungen von Zn-F n 1 und n 2 wurden der Arbeit von Givan und Levenschuss [80GIV / LOE] entnommen, die die IR- und Raman-Spektren von Zn 2 F 4 -Molekülen isoliert in einem Krypton . untersuchten Matrix. Die Schwingungsfrequenzen aller Zn-F (n 3)-Brückenbindungen wurden als gleich angenommen und ihre Werte wurden unter der Annahme geschätzt, dass (n B/ n T) cp = 0.7, wie bei den Dimeren von Fe-, Al-, Ga- und In-Halogeniden. Die Werte der Frequenzen der Verformungsschwingungen der Endbindungen (n 4 - n 5) Zn 2 F 4 werden empfohlen, unter der Annahme, dass das Verhältnis ihrer Werte in Zn 2 F 4 und Zn 2 Cl 4 gleich ist wie bei ZnF 2 und ZnCl 2. Es wird angenommen, dass die Frequenz der Biegezyklusschwingung außerhalb der Ebene (n 7) etwas höher ist als die entsprechende Frequenz für Zn 2 Cl 4. Der Wert der Frequenz der Verformungsschwingung des Zyklus in der Ebene (n 6) wurde durch Vergleich mit dem für Zn 2 Cl 4 angenommenen Wert und unter Berücksichtigung des Verhältnisses der Schwingungsfrequenzen der Brückenbindungen Zn-F und Zn-Cl in Zn 2 F 4 und Zn 2 Cl 4 ... Die Fehler der experimentell beobachteten Schwingungsfrequenzen betragen 20 cm –1, geschätzt auf 20 % ihres Wertes.

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

Die thermodynamischen Funktionen Zn 2 F 4 (r) werden in der Näherung "starrer Rotator - harmonischer Oszillator" nach den Gleichungen (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.122) - (1.124), ( 1.128), ( 1.130). Die Fehler der berechneten thermodynamischen Funktionen sind auf die Ungenauigkeit der akzeptierten Werte der Molekülkonstanten sowie auf den ungefähren Charakter der Berechnung zurückzuführen und betragen 6, 16 und 20 J × K -1 × mol -1 im Werte Φº ( T) bei 298,15, 3000 und 6000 K.

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

Die Gleichgewichtskonstante Zn 2 F 4 (g) = 2Zn (g) + 4F (g) wird mit dem akzeptierten Wert berechnet

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

Der Wert wird durch Vergleich der Sublimations- und Dimerisierungsenthalpien der in dieser Ausgabe enthaltenen Dihalogenide geschätzt. 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 Ausgabe angenommenen Werten.

In 9 von insgesamt 20 Fällen fehlen experimentelle Daten. Die Schätzungen für diese Verbindungen sind in der Tabelle in eckigen Klammern angegeben. Diese Schätzungen wurden auf der Grundlage der folgenden Überlegungen vorgenommen:

1. für die Fe-, Co- und Ni-Verbindungen wird eine kleine Bewegung in der F-Cl-Br-I-Reihe und das Fehlen einer solchen Bewegung in der Fe-Co-Ni-Reihe angenommen;

2. für Zn-Verbindungen ist der Werteverlauf in der Reihe F-Cl-Br-I nicht zu erkennen und für Fluorid wird der Mittelwert der verbleibenden Werte genommen;

3. für Cu-Verbindungen wird in der F-Cl-Br-I-Reihe ein kleiner Verlauf in Analogie zu Verbindungen der Eisengruppe aufgrund der Nähe der Werte eingeschlagen; der Umzug selbst wird als etwas kleiner angenommen.

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

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

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

Osina E. L. [E-Mail geschützt]

A. V. Gusarov [E-Mail geschützt]