Coloración de compuestos complejos. Ejemplos de resolución de problemas Configuración electrónica del ion zn2
El logro más importante de la TCT es una buena explicación de las razones del color particular de los compuestos complejos. Antes de intentar explicar el motivo de la aparición del color en compuestos complejos, recordemos que la luz visible es radiación electromagnética, cuya longitud de onda está en el rango de 400 a 700 nm. La energía de esta radiación es inversamente proporcional a su longitud de onda:
E = h×n = h×c/l
Energía 162 193 206 214 244 278 300
E, kJ/mol
Longitud de onda 760 620 580 560 490 430 400
Resulta que la energía de división de nivel d por un campo cristalino, denotada por el símbolo D, es del mismo orden de magnitud que la energía de un fotón de luz visible. Por tanto, los complejos de metales de transición pueden absorber luz en la región visible del espectro. El fotón absorbido excita al electrón desde el nivel de energía inferior de los orbitales d a un nivel superior. Expliquemos esto usando el ejemplo 3+. El titanio (III) tiene sólo 1 electrón d; el complejo tiene sólo un pico de absorción en la región visible del espectro. Intensidad máxima 510 nm. La luz a esta longitud de onda hace que un electrón d se mueva desde el nivel de energía inferior de los orbitales d al superior. Como resultado de la absorción de radiación, la molécula de la sustancia absorbida pasa del estado fundamental con energía mínima E 1 a un estado de mayor energía E 2. La energía de excitación se distribuye entre los niveles de energía vibratoria individuales de la molécula y se convierte en energía térmica. Transiciones electrónicas, causado por la absorción de cuantos de energía luminosa estrictamente definidos, se caracterizan por la presencia de bandas de absorción estrictamente definidas. Además, la absorción de luz ocurre solo en el caso en que la energía del cuanto absorbido coincide con la diferencia de energía DE entre los niveles de energía cuántica en los estados final e inicial de la molécula absorbente:
DE = mi 2 – mi 1 = h×n = h×c/l,
donde h es la constante de Planck; n es la frecuencia de la radiación absorbida; c es la velocidad de la luz; l es la longitud de onda de la luz absorbida.
Cuando una muestra de una sustancia es iluminada por luz, los rayos reflejados de todos los colores no absorbidos por la muestra entran en nuestro ojo. Si una muestra absorbe luz de todas las longitudes de onda, los rayos no se reflejan en ella y ese objeto nos parece negro. Si la muestra no absorbe luz en absoluto, la percibimos como blanca o incolora. Si una muestra absorbe todos los rayos excepto el naranja, aparece de color naranja. Otra opción es posible: la muestra puede aparecer de color naranja incluso cuando entran en nuestro ojo rayos de todos los colores excepto el azul. Por el contrario, si una muestra absorbe sólo rayos naranjas, aparece azul. El azul y el naranja se llaman colores complementarios.
Secuencia de colores espectrales: A cada oh cazador y quiere h no, GRAMO Delaware Con va F adhan- A rojo, oh rango, y amarillo, h verde , GRAMO azul, Con azul , f púrpura
Para un complejo acuático 3+ el valor numérico de D calc. = 163 kJ/mol corresponde al límite de la radiación roja visible, por lo que las soluciones acuosas de sales de Fe 3+ son prácticamente incoloras. El hexacianoferrato (III) tiene D dist. = 418 kJ/mol, que corresponde a la absorción en la parte azul-violeta del espectro y a la reflexión en la parte amarillo-naranja. Las soluciones que contienen iones hexacianoferrato (III) son de color amarillo con un tinte naranja. valor D 3+ es pequeño en comparación con 3-, lo que refleja la energía de unión no muy alta del Fe 3+ -OH 2. La alta energía de escisión del 3- indica que la energía de unión del Fe 3+ -CN es mayor y, por tanto, se necesita más energía para la eliminación del CN. Se sabe a partir de datos experimentales que las moléculas de H 2 O en la esfera de coordinación 3+ tienen una vida útil promedio de aproximadamente 10 -2 s, y el complejo 3- elimina extremadamente lentamente los ligandos CN -.
Veamos varios ejemplos que nos permiten resolver problemas usando TCP.
Ejemplo: El ion complejo trans‑+ absorbe luz principalmente en la región roja del espectro: 640 nm. ¿Cuál es el color de este complejo?
Solución: dado que el complejo en cuestión absorbe luz roja, su color debe ser verde, complementario al rojo.
Ejemplo: Los iones A1 3+, Zn 2+ y Co 2+ se encuentran en el entorno octaédrico de los ligandos. ¿Cuál de estos iones puede absorber la luz visible y, como resultado, aparecernos coloreados?
Solución: el ion A1 3+ tiene una configuración electrónica de . Como no tiene electrones d externos, no está coloreado. El ion Zn 2+ tiene una configuración electrónica: 3d 10. En este caso, todos los orbitales d están llenos de electrones. Los orbitales d x 2–y2 y d x 2 no pueden aceptar un electrón excitado desde el nivel de energía inferior de los orbitales d xy, d yz, d xz. Por tanto, el complejo Zn 2+ también es incoloro. El ion Co 2+ tiene una configuración electrónica - d 7. En este caso, es posible mover un electrón d desde el nivel de energía inferior de los orbitales d xy, d yz, d xz al nivel de energía superior de los orbitales d x 2–y2 y d x 2. Por lo tanto, el complejo de iones Co 2+ está coloreado.
Ejemplo:¿Cómo explicar por qué el color de los complejos diamagnéticos 3+, 3+, 3– es naranja, mientras que el color de los complejos paramagnéticos 3–, 0 es azul?
Solución: el color naranja de los complejos indica absorción en la parte azul-violeta del espectro, es decir en la región de longitud de onda corta. Por tanto, la división de estos complejos es un valor grande, lo que garantiza su pertenencia a complejos de bajo espín (D>P). El apareamiento de electrones (configuración d 6, los seis electrones en el subnivel t 2g) se debe al hecho de que los ligandos NH 3 , en, NO 2 - pertenecen al lado derecho de la serie espectroquímica. Por lo tanto, cuando se complejan, crean un campo fuerte. Colorear el segundo grupo de complejos de azul significa que absorben energía de color amarillo-rojo, es decir. parte del espectro de onda larga. Dado que la longitud de onda a la que el complejo absorbe luz determina la cantidad de división, podemos decir que el valor de D en este caso es relativamente pequeño (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 .
Ejemplo: Utilizando la teoría del campo cristalino, explique por qué el ion complejo es incoloro en una solución acuosa y 2 es de color verde.
Solución : complejo: formado por el catión de cobre Cu + con la configuración electrónica 3d 10 4s 0, todos los orbitales d están llenos, la transferencia de electrones es imposible, por lo que la solución no está coloreada. El complejo 2- está formado por el catión Cu 2+, cuya configuración electrónica es 3d 9 4s 0, por lo que existe una vacante en el subnivel d–. La transición de electrones tras la absorción de luz en el subnivel d determina el color del complejo. Los complejos acuáticos de cobre (C) tienen un color azul en una solución acuosa; la introducción de iones cloruro en la esfera interna del complejo conduce a la formación de un complejo de ligandos mixtos, lo que hace que la solución cambie de color a verde.
Ejemplo: Utilizando el método del enlace de valencia, teniendo en cuenta la teoría del campo cristalino, determine el tipo de hibridación del átomo central y prediga la forma geométrica de los complejos:
- + -
Solución: Elijamos entre los complejos indicados los compuestos formados por E+, estos son:
+ - 3-
- + .
El enlace químico en estos complejos se forma mediante un mecanismo donante-aceptor; los donadores de electrones son ligandos: moléculas de amoníaco e iones cianuro (ligandos monodentados) e iones tiosulfato (ligando bidentado). El aceptor de electrones es el catión E+. Configuración electrónica (n-1)d 10 ns 0 np 0 . En la formación de dos enlaces con ligandos monodentados participan orbitales externos ns y np, el tipo de hibridación del átomo central es sp, la forma geométrica de los complejos es lineal, no hay electrones desapareados, el ion es diamagnético . Cuando se forman cuatro enlaces donante-aceptor con un ligando bidentado, en el MBC participan un orbital s y tres orbitales p del átomo central, el tipo de hibridación es sp 3, la forma geométrica del complejo es tetraédrico, hay no hay electrones desapareados.
El segundo grupo de complejos:
- - - 3+
formado por un ion oro(III) cuya configuración electrónica es 5d 8 6s 0. Los ligandos implicados en la formación de complejos se pueden dividir, de acuerdo con la serie espectroquímica de ligandos, en débiles: iones cloruro y bromuro y fuertes: iones amoníaco y cianuro. De acuerdo con la regla de Hund, hay dos electrones desapareados en los orbitales 5d y se retienen durante la formación de enlaces donante-aceptor con ligandos de campo débil. Para formar enlaces, el catión de oro proporciona un orbital 6s y tres orbitales 6p. Tipo de hibridación del átomo central sp 3. La estructura espacial del ion complejo es tetraédrica. Hay dos electrones desapareados, el complejo es paramagnético.
Bajo la influencia de ligandos de campo fuertes, los electrones del ion oro (III) se emparejan con la liberación de un orbital 5d. En la formación de cuatro enlaces donante-aceptor participan un orbital 5d, uno 6s y dos 6p del átomo central. Tipo de hibridación dsp 2. Esto da como resultado una estructura cuadrada plana del ion complejo. No hay electrones desapareados, los complejos son diamagnéticos.
El color de una solución de un complejo depende de su composición, estructura y está determinado por la longitud de onda l max correspondiente al máximo de la banda de absorción, la intensidad de la banda, que depende de si está prohibida la transición electrónica cuántica-químicamente correspondiente. , y la difuminación de la banda de absorción, que depende de una serie de parámetros, como la estructura electrónica del complejo, la intensidad del movimiento térmico en el sistema, el grado de distorsión de la forma geométrica regular del poliedro de coordinación, etc.
Ejemplo 1. Determine la carga del agente complejante en el compuesto NO 2. Dale un nombre a esta conexión.
Solución
La esfera exterior del CS consta de un anión NO, por lo tanto, la carga de toda la esfera interior es +1, es decir, +. La esfera interior contiene dos grupos de ligandos NH 3 y Cl –. El grado de oxidación del agente complejante se denota por X y resuelve la ecuación
1 = 1X+ 0·4 + 2·(–1). De aquí X = +1.
Por tanto, el CS es un catión complejo. Nombre del compuesto: nitrito de diclorotetraamina de cobalto (+1).
Ejemplo 2. ¿Por qué el ion + tiene una estructura lineal?
Solución
Determinar la carga del agente complejante en un ion complejo dado.
1 = 1X+ 0 · 2 . De aquí X = +1.
La estructura electrónica de los subniveles de valencia del ion Cu+ corresponde a la configuración 3 d 10 4s 0 4R 0. Desde 3 d – el subnivel no contiene vacantes, entonces uno 4 s y uno 4 pag orbitales que se hibridan por tipo sp. Este tipo de hibridación (ver Tabla 1) corresponde a la estructura lineal del complejo.
Ejemplo 3. Determinar el tipo de hibridación del ion central AO y la estructura geométrica del complejo 2–.
Solución
Configuración electrónica del ion central Hg 2+: 5 d 10 6s 0 6R 0, y el circuito gráfico electrónico se puede representar de la siguiente manera
El enlace químico se forma según el mecanismo donante-aceptor, donde cada uno de los cuatro ligandos donantes (iones Cl –) proporciona un par solitario de electrones (flechas discontinuas) y el agente complejante (ion Hg 2+) proporciona AO libre: uno 6 s y tres 6 pag JSC
Así, en este ion complejo se produce la hibridación sp3 del ao, como resultado de lo cual los enlaces se dirigen hacia los vértices del tetraedro y el ion 2– tiene una estructura tetraédrica.
Ejemplo 4. Elabora un diagrama de energía para la formación de enlaces en el complejo 3– e indica el tipo de hibridación de los orbitales del átomo central. ¿Qué propiedades magnéticas tiene el complejo?
Solución
Configuración electrónica del ion Fe 3+ central:…3 d 5 4s 0 4pag 0 4d 0. Seis ligandos monodentados CN: crean un fuerte campo octaédrico y forman seis enlaces σ, proporcionando pares solitarios de electrones del átomo de carbono al AO libre del agente complejante Fe 3+, mientras se elimina la degeneración de AO 3. d subnivel del agente complejante. El diagrama de energía del complejo parece
mi 
d serie γ
Fe 3+ :…3 d 5
d serie ε
cinco 3 d-Los electrones están completamente distribuidos en los orbitales 3. d Serie ε, ya que la energía de división que surge durante la interacción con ligandos de alto campo resulta ser suficiente para el máximo apareamiento de electrones. Disponible 3 d, 4s y 4 R- Los orbitales están expuestos. d 2 sp 3-hibridación y determinar la estructura octaédrica del complejo. El complejo es paramagnético porque hay un electrón desapareado
d 2 sp 3
Ejemplo 5. Dibuje un diagrama de energía para la formación de enlaces en el complejo e indique el tipo de hibridación.
Solución
Fórmula electrónica Cr 3+: …3 d 3 4s 0 4pag 0 4d 0. Ligandos monodentados F: forman cuatro enlaces σ, son ligandos de campo débiles y crean un campo tetraédrico
mi 
d serie ε
d serie γ
Gratis dos 3 d, uno 4 s y uno 4 R Los agentes complejantes AO se hibridan según el tipo. d 2 sp Como resultado, se forma un complejo paramagnético de configuración tetraédrica.
Ejemplo 6. Explique por qué el ion 3 es paramagnético y el ion 3 es diamagnético.
Solución
Fórmula electrónica del agente complejante Co 3+: ...3 d 6. En el campo octaédrico de los ligandos F (ligando de campo débil) se produce una ligera división. d- subnivel, por lo tanto los electrones llenan el AO de acuerdo con la regla de Hund (ver Fig. 3). En este caso, hay cuatro electrones desapareados, por lo que el ion es 3–paramagnético. Cuando el ion 3– se forma con la participación de un ligando de alto campo (ion CN–), la energía de división d- El subnivel será tan significativo que excederá la energía de repulsión interelectrónica de electrones emparejados. Los electrones llenarán el AO del ion Co 3+ en violación de la regla de Hund (ver Fig. 4). En este caso, todos los electrones están emparejados y el ion en sí es diamagnético.
Ejemplo 7 Para el ion 3+, la energía de división es 167,2 kJ mol –1. ¿Cuál es el color de los compuestos de cromo (III) en soluciones acuosas?
Solución
Para determinar el color de una sustancia, determinamos la longitud de onda a la que se absorbe la luz.
o nm.
Así, el ion 3+ absorbe luz en la parte roja del espectro, que corresponde al color verde del compuesto de cromo (III).
Ejemplo 8. Determine si se formará un precipitado de sulfuro de plata (I) a una temperatura de 25°C si mezcla volúmenes iguales de una solución 0,001 M, que contiene el ligando del mismo nombre CN, con una concentración de 0,12 mol/dm 3, y una solución del ion precipitante S 2 - con una concentración de 3,5·10 –3 M.
Solución
El proceso de disociación de un ion dado se puede representar mediante el diagrama.
– ↔ Ag + + 2CN – ,
y el proceso de deposición se puede escribir de la siguiente manera
2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.
Para determinar si se formará un precipitado, es necesario calcular el producto de solubilidad del sulfuro de plata PR(Ag 2 S) usando la fórmula
Para determinar la concentración de iones de plata, escribimos la expresión de la constante de inestabilidad del ion complejo.
. De aquí 
Usando el libro de referencia, seleccionamos el valor de la constante de inestabilidad del complejo - ( A nido = 1·10 -21). Entonces
mol/dm3.
Calculemos el producto de solubilidad del precipitado resultante.
Utilizando el libro de referencia, seleccionamos el valor tabulado del producto de solubilidad del sulfuro de plata (PR(Ag 2 S) tab = 5,7·10 –51) y lo comparamos con el valor calculado. Desde la tabla PR< ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.
Ejemplo 9. Calcule la concentración de iones de zinc en una solución de tetracianozincato de sodio con una concentración de 0,3 mol/dm 3 con un exceso de iones de cianuro en la solución igual a 0,01 mol/dm 3.
Solución
La disociación primaria se produce casi por completo según el esquema.
Na2 → 2Na2+ + 2–
La disociación secundaria sigue la ecuación.
2– ↔ Zn2+ + 4CN –
Escribamos la expresión de la constante de inestabilidad para este proceso.
. De aquí 
Usando el libro de referencia, encontramos el valor de la constante de inestabilidad de un ion dado ( A nido = 1,3·10 -17). La concentración de iones cianuro formados como resultado de la disociación del complejo es mucho menor que la concentración del exceso introducido, y se puede suponer que 0,01 mol/dm 3, es decir, la concentración de iones CN - formados como resultado de la disociación del complejo. El resultado de la disociación puede despreciarse. Entonces
mol/dm3.
Configuración electrónica de un átomo. es una fórmula que muestra la disposición de los electrones en un átomo por niveles y subniveles. Después de estudiar el artículo, aprenderá dónde y cómo se encuentran los electrones, se familiarizará con los números cuánticos y podrá construir la configuración electrónica de un átomo por su número, al final del artículo hay una tabla de elementos.
¿Por qué estudiar la configuración electrónica de los elementos?
Los átomos son como un conjunto de construcción: hay un cierto número de partes, se diferencian entre sí, pero dos partes del mismo tipo son absolutamente iguales. Pero este set de construcción es mucho más interesante que el de plástico y he aquí por qué. La configuración cambia según quién esté cerca. Por ejemplo, el oxígeno junto al hidrógeno. Tal vez se convierte en agua, cuando está cerca del sodio se convierte en gas y cuando está cerca del hierro se convierte completamente en óxido. Para responder a la pregunta de por qué sucede esto y predecir el comportamiento de un átomo junto a otro, es necesario estudiar la configuración electrónica, que se comentará a continuación.
¿Cuántos electrones hay en un átomo?
Un átomo está formado por un núcleo y electrones que giran a su alrededor; el núcleo está formado por protones y neutrones. En el estado neutro, cada átomo tiene un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. El número de protones está indicado por el número atómico del elemento; por ejemplo, el azufre tiene 16 protones, el elemento número 16 de la tabla periódica. El oro tiene 79 protones, el elemento número 79 de la tabla periódica. En consecuencia, el azufre tiene 16 electrones en estado neutro y el oro tiene 79 electrones.
¿Dónde buscar un electrón?
Al observar el comportamiento del electrón se derivaron ciertos patrones, que se describen mediante números cuánticos, son cuatro en total:
- Número cuántico principal
- Número cuántico orbital
- Número cuántico magnético
- Número cuántico de espín
Orbital
Además, en lugar de la palabra órbita, usaremos el término "orbital"; un orbital es la función de onda de un electrón; aproximadamente, es la región en la que el electrón pasa el 90% de su tiempo.
norte - nivel
L - concha
M l - número de orbital
M s - primer o segundo electrón en el orbital
Número cuántico orbital l
Como resultado del estudio de la nube de electrones, descubrieron que, dependiendo del nivel de energía, la nube toma cuatro formas principales: una pelota, mancuernas y otras dos más complejas. En orden de energía creciente, estas formas se denominan capas s, p, d y f. Cada una de estas capas puede tener 1 (en s), 3 (en p), 5 (en d) y 7 (en f) orbitales. El número cuántico orbital es la capa en la que se encuentran los orbitales. El número cuántico orbital para los orbitales s,p,d y f toma los valores 0,1,2 o 3, respectivamente.
Hay un orbital en la capa s (L=0): dos electrones.
Hay tres orbitales en la capa p (L=1): seis electrones
Hay cinco orbitales en la capa d (L=2): diez electrones.
Hay siete orbitales en la capa f (L=3): catorce electrones.
Número cuántico magnético m l
Hay tres orbitales en la capa p, están designados por números de -L a +L, es decir, para la capa p (L=1) hay orbitales “-1”, “0” y “1” . El número cuántico magnético se indica con la letra m l.
Dentro de la capa, es más fácil que los electrones se ubiquen en diferentes orbitales, por lo que los primeros electrones llenan uno en cada orbital, y luego se agrega un par de electrones a cada uno.
Considere el d-shell:
La capa d corresponde al valor L=2, es decir, cinco orbitales (-2,-1,0,1 y 2), los primeros cinco electrones llenan la capa tomando los valores M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Número cuántico de espín m s
El espín es la dirección de rotación de un electrón alrededor de su eje, hay dos direcciones, por lo que el número cuántico de espín tiene dos valores: +1/2 y -1/2. Un subnivel de energía sólo puede contener dos electrones con espines opuestos. El número cuántico de espín se denota como m s
Número cuántico principal n
El principal número cuántico es el nivel de energía; actualmente se conocen siete niveles de energía, cada uno de ellos indicado por un número arábigo: 1,2,3,...7. El número de proyectiles en cada nivel es igual al número de nivel: hay un proyectil en el primer nivel, dos en el segundo, etc.
número de electrones
Entonces, cualquier electrón puede describirse mediante cuatro números cuánticos, la combinación de estos números es única para cada posición del electrón, tome el primer electrón, el nivel de energía más bajo es N = 1, en el primer nivel hay una capa, la El primer caparazón en cualquier nivel tiene la forma de una bola (s -cáscara), es decir. L=0, el número cuántico magnético sólo puede tomar un valor, M l =0 y el espín será igual a +1/2. Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces sus principales números cuánticos serán: N=2, L=1, M=-1, espín 1/2.
Consideremos la tarea número 1 de las opciones para el examen estatal unificado para 2016.
Tarea número 1.
La fórmula electrónica de la capa electrónica externa 3s²3p6 corresponde a la estructura de cada una de las dos partículas:
1. Arº y Kº 2. Cl‾ y K+ 3. S²‾ y Naº 4. Clº y Ca2+
Explicación: entre las opciones de respuesta se encuentran átomos en estados excitados y no excitados, es decir, la configuración electrónica de, digamos, un ion potasio no corresponde a su posición en la tabla periódica. Consideremos la opción 1 Arº y Kº. Escribamos sus configuraciones electrónicas: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - configuración electrónica adecuada sólo para argón. Consideremos la opción de respuesta número 2: Cl‾ y K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Por eso, la respuesta correcta es 2.
Tarea número 2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Explicación: pues escribimos la configuración electrónica del argón: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. El calcio no es adecuado porque tiene 2 electrones más. Para potasio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. La respuesta correcta es 2.
Tarea número 3.
Un elemento cuya configuración electrónica atómica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 forma un compuesto de hidrógeno.
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Explicación: Miremos la tabla periódica, el átomo de azufre tiene esta configuración electrónica. La respuesta correcta es 4.
Tarea número 4.
Los átomos de magnesio y
1. Calcio 2. Cromo 3. Silicio 4. Aluminio
Explicación: El magnesio tiene una configuración de nivel de energía externa: 3s2. Para calcio: 4s2, para cromo: 4s2 3d4, para silicio: 3s2 2p2, para aluminio: 3s2 3p1. La respuesta correcta es 1.
Tarea número 5.
El átomo de argón en el estado fundamental corresponde a la configuración electrónica de la partícula:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Explicación: La configuración electrónica del argón en el estado fundamental es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ tiene la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). La respuesta correcta es 1.
Tarea número 6.
El fósforo y los átomos de fósforo tienen una configuración similar del nivel de energía exterior.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Explicación: Escribamos la configuración electrónica del nivel exterior del átomo de fósforo: 3s2 3p3.
Para aluminio: 3s2 3p1;
Para argón: 3s2 3p6;
Para cloro: 3s2 3p5;
Para nitrógeno: 2s2 2p3.
La respuesta correcta es 4.
Tarea número 7.
La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a la partícula
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Explicación: esta configuración electrónica corresponde al átomo de argón en el estado fundamental. Consideremos las opciones de respuesta:
T4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
La respuesta correcta es 2.
Tarea número 8.
Qué configuración electrónica corresponde a la distribución de electrones de valencia en el átomo de cromo:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Explicación: Escribamos la configuración electrónica del cromo en el estado fundamental: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Los electrones de valencia se encuentran en los dos últimos subniveles 4s y 3d (aquí un electrón salta del subnivel s al d). La respuesta correcta es 3.
Tarea número 9.
El átomo contiene tres electrones desapareados en el nivel electrónico externo en el estado fundamental.
1. Titanio 2. Silicio 3. Magnesio 4. Fósforo
Explicación: Para tener 3 electrones desapareados, el elemento debe estar en el grupo 5. Por eso, la respuesta correcta es 4.
Tarea número 10.
Un átomo de un elemento químico cuyo óxido más alto es RO2 tiene la configuración de nivel externo:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Explicación: este elemento tiene un estado de oxidación (en este compuesto) de +4, es decir, debe tener 4 electrones de valencia en el nivel exterior. Por eso, la respuesta correcta es 2.
(Se podría pensar que la respuesta correcta es 1, pero dicho átomo tendría un estado de oxidación máximo de +6 (ya que hay 6 electrones en el nivel externo), pero necesitamos que el óxido superior tenga la fórmula RO2, y tal un elemento tendría el mayor óxido RO3)
Asignaciones para trabajo independiente.
1. Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 corresponde a un átomo
1. Aluminio 2. Nitrógeno 3. Cloro 4. Flúor
2. La partícula tiene una capa exterior de ocho electrones.
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. El número atómico de un elemento cuya estructura electrónica atómica es 1s2 2s2 2p3 es igual a
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. El número de electrones en el ion cobre Cu2+ es
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Los átomos de nitrógeno y
1. Azufre 2. Cloro 3. Arsénico 4. Manganeso
6. ¿Qué compuesto contiene un catión y un anión con la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. El número de electrones en el ion hierro Fe2+ es
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. El ion tiene la configuración electrónica de un gas inerte.
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Los átomos de flúor y flúor tienen una configuración similar del nivel de energía exterior.
1. Oxígeno 2. Litio 3. Bromo 4. Neón
10. Un elemento cuya fórmula electrónica atómica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 corresponde a un compuesto de hidrógeno
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Esta nota utiliza tareas de la colección del Examen Estatal Unificado de 2016 editada por A.A. Kaverina.
Tetrafluoruro de dizinc
Zn2F4 (g). Las propiedades termodinámicas del tetrafluoruro de dizinc gaseoso en estado estándar en el rango de temperatura de 100 a 6000 K se dan en la tabla. Zn2F4.
Las constantes moleculares utilizadas para calcular las funciones termodinámicas del Zn 2 F 4 se dan en la tabla. Zn.8. La estructura de la molécula Zn 2 F 4 no se ha estudiado experimentalmente. Por analogía con Be 2 F 4 [ 82SOL/OZE ], Mg 2 F 4 [ 81SOL/SAZ ] (ver también [ 94GUR/VEY ]) y Al 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] para Zn 2 F 4 principalmente en estado electrónico 1 A g se adopta una estructura cíclica plana (grupo de simetría D 2h). Se recomienda que el peso estático del estado electrónico fundamental del Zn 2 F 4 sea igual a I, basándose en el hecho de que el ion Zn 2+ tiene... d 10 configuraciones electrónicas. El producto de los momentos de inercia indicados en la tabla. Zn.8, calculado a partir de los parámetros estructurales estimados: r(Zn-F t) = 1,75 ± 0,05 Å (enlace Zn-F terminal), r(Zn-F b) = 1,95 ± 0,05 Å (enlace Zn-F puenteado) y Ð F b- Zn-F b= 80 ± 10 o. Se supone que la longitud del enlace Zn-F t es la misma que r(Zn-F) en la molécula de ZnF 2, se recomienda que el valor r(Zn-F b), sea mayor en 0,2 Å del enlace terminal, como se observa en los dímeros de Al, Ga, In, Tl, Be y Halogenuros de Fe. Valor del ángulo F b- Zn-F b estimado a partir de los valores correspondientes en las moléculas Be 2 F 4, Mg 2 F 4 y Al 2 F 4. Error de valor calculado I A I B I C es 3·10‑113 g 3 cm 6.
Las frecuencias de las vibraciones de estiramiento de los enlaces terminales Zn-F n 1 y n 2 se tomaron del trabajo de Givan y Levenschuss [80GIV/LOE], quienes estudiaron el espectro IR y los espectros Raman de moléculas de Zn 2 F 4 aisladas en un criptón. matriz. Se supone que las frecuencias de vibración de todos los enlaces de puentes Zn-F (n 3) son las mismas y sus valores se estiman bajo el supuesto de que (n b/norte t) av = 0,7, como en los dímeros de haluros de Fe, Al, Ga e In. Se recomiendan las frecuencias de vibraciones de deformación de los enlaces terminales (n 4 - n 5) de Zn 2 F 4, suponiendo que la relación de sus valores en Zn 2 F 4 y Zn 2 Cl 4 es la misma que para ZnF 2. y ZnCl2. La frecuencia de la vibración de deformación no plana del ciclo (n 7) se considera ligeramente superior a la frecuencia correspondiente para Zn 2 Cl 4. El valor de la frecuencia de vibración de deformación del ciclo en el plano (n 6) se estima en comparación con el valor aceptado para Zn 2 Cl 4, y teniendo en cuenta la relación de las frecuencias de vibración de los enlaces del puente Zn-F y Zn-Cl en Zn 2 F 4 y Zn 2 Cl 4 . Los errores en las frecuencias de vibración observadas experimentalmente son de 20 cm -1, estimados en un 20% de su valor.
Los estados electrónicos excitados del Zn 2 F 4 no se tuvieron en cuenta en el cálculo de las funciones termodinámicas.
Las funciones termodinámicas de Zn 2 F 4 (g) se calcularon en la aproximación “rotador rígido - oscilador armónico” utilizando las ecuaciones (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.122) - (1.124), (1.128 ), (1.130). Los errores en las funciones termodinámicas calculadas se deben a la inexactitud de los valores aceptados de las constantes moleculares, así como a la naturaleza aproximada del cálculo y ascienden a 6, 16 y 20 J × K -1 × mol -1 en los valores de Φº( t) a 298,15, 3000 y 6000 K.
Se publica por primera vez la tabla de funciones termodinámicas del Zn 2 F 4 (g).
La constante de equilibrio Zn 2 F 4 (g) = 2Zn(g) + 4F(g) se calculó utilizando el valor aceptado
D enhº(Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 kJ × mol -1.
La importancia se evalúa comparando las entalpías de sublimación y dimerización de los dihaluros incluidos en esta publicación. La tabla Zn.12 muestra los valores de los ratios D. shº(MeHal 2. k, 0) / D rhº(MeHal 2 - MeHal 2, 0), correspondiente a los valores aceptados en esta publicación.
En 9 casos de un total de 20 faltan datos experimentales. Para estos compuestos se realizaron las estimaciones que figuran en el cuadro entre corchetes. Estas estimaciones se realizan en base a las siguientes consideraciones:
1. para los compuestos de Fe, Co y Ni, se acepta una pequeña variación en la serie F-Cl-Br-I y la ausencia de tal variación en la serie Fe-Co-Ni;
2. para los compuestos de Zn no es posible notar la variación de valores en la serie F-Cl-Br-I, y para el fluoruro el valor tomado es el promedio de los valores restantes;
3. para los compuestos de Cu, se acepta un rango pequeño en la serie F-Cl-Br-I, por analogía con los compuestos del grupo del hierro, basándose en la proximidad de los valores; el movimiento en sí se adoptó un poco más pequeño.
El enfoque descrito conduce a los valores de las entalpías de atomización del Me 2 Hal 4 que se dan en la tabla. Zn.13.
Al calcular la energía de atomización de Cu 2 I 4 se utilizó el valor D, no incluido en esta publicación. s h° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 kJ × mol -1. (Ver texto sobre entalpía de sublimación de CuBr 2).
La precisión de las estimaciones se puede estimar en 50 kJ× mol -1 para Cu 2 I 4 y 30 kJ× mol -1 en otros casos.
El valor aceptado de la entalpía de atomización del Zn 2 F 4 corresponde al valor de la entalpía de formación:
D fH° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191,180 ± 30,0 kJ × mol -1.
Osina E.L. [correo electrónico protegido]
Gusarov A.V. [correo electrónico protegido]