Coloración de compuestos complejos. Ejemplos de resolución de problemas Configuración electrónica del ion zn2
El logro más importante de TKP es una buena explicación de las razones de un color particular de compuestos complejos. Antes de intentar explicar la razón 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 162193206214244278300
E, kJ / mol
Longitud de onda 760620580560490430400
Resulta que la energía de división del nivel d por el campo cristalino, denotado 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 un electrón desde el nivel de energía más bajo de los orbitales d a un nivel más alto. Expliquemos lo anterior con el ejemplo de 3+. El titanio (III) tiene solo 1 electrón d, el complejo solo tiene un pico de absorción en la región visible del espectro. La intensidad máxima es de 510 nm. La luz con esta longitud de onda hace que el 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 una energía mínima E 1 a un estado energético superior E 2. La energía de excitación se distribuye sobre los niveles de energía vibracional individuales de la molécula, convirtiéndose en energía térmica. Transiciones electrónicas causadas 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 cuando 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 = E 2 - E 1 = h × n = h × c / l,
donde h es la constante de Planck; n es la frecuencia de 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 se ilumina con luz, los rayos de todos los colores que no son absorbidos por la muestra se reflejan en nuestro ojo. Si la muestra absorbe luz de todas las longitudes de onda, los rayos no se reflejan y ese objeto nos parece negro. Si la muestra no absorbe la luz en absoluto, la percibimos como blanca o incolora. Si la muestra absorbe todos los rayos excepto el naranja, entonces aparece naranja. También es posible otra opción: la muestra puede aparecer naranja incluso cuando rayos de todos los colores, excepto el azul, caen en nuestro ojo. Por el contrario, si la muestra absorbe solo rayos naranjas, aparece azul. El cian y el naranja se denominan colores complementarios.
Secuencia de colores espectrales: A cada O hotnik F quiere s nat, GRAMO Delaware Con para caminar F adhan - A rojo, O rango, F amarillo, s verde , G azul, Con inio , f iolety.
Para el complejo acuático 3+, el valor numérico de D dist. = 163 kJ / mol corresponde al límite de radiación roja visible, por lo que las soluciones acuosas de sales de Fe 3+ son prácticamente incoloras. El hexacianoferrato (III) tiene D spl. = 418 kJ / mol, que corresponde a la absorción en la parte azul-violeta del espectro y la reflexión en la parte amarillo-naranja. Las soluciones que contienen iones de hexacianoferrato (III) son amarillas con un tinte naranja. El valor de D dist. 3+ es pequeño en comparación con 3-, lo que refleja una energía de enlace no muy alta Fe 3+ -OH 2. La gran energía de división de 3- indica que la energía del enlace Fe 3+ -CN es mayor y, por lo tanto, se necesita más energía para dividir el CN. Se sabe a partir de datos experimentales que las moléculas de H2O en la esfera de coordinación 3+ tienen una vida media de alrededor de 10 -2 s, y el complejo 3- escinde los ligandos CN muy lentamente.
Consideremos algunos ejemplos que permiten resolver problemas utilizando el TCH.
Ejemplo: ión complejo trans- + absorbe la luz principalmente en la región roja del espectro - 640 nm. ¿De qué color es este complejo?
Solución: dado que el complejo en cuestión absorbe la luz roja, su color debe ser complementario al color rojo, el verde.
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, nos parece coloreado?
Solución: el ion A1 3+ tiene una configuración electrónica. Dado que 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 más bajo de los orbitales d xy, d yz, d xz. Por tanto, el complejo de 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 del ion 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: La coloración naranja de los complejos indica absorción en la parte azul-violeta del espectro, es decir en la región de longitudes de onda cortas. Por lo tanto, la división de estos complejos es grande, lo que asegura que pertenecen a complejos de bajo espín (D> P). El apareamiento de electrones (configuración d 6, los seis electrones están 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, al formar complejos, crean un campo fuerte. La coloración del segundo grupo de complejos en azul significa que absorben energía en amarillo-rojo, es decir, parte del espectro de longitud de onda larga. Dado que la longitud de onda a la que el complejo absorbe la 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 solución acuosa y 2 es de color verde.
Solución : complejo: está formado por un catión de cobre Cu + con una configuración electrónica 3d 10 4s 0, todos los orbitales d están llenos, la transición de electrones es imposible, por lo tanto, 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 (II) tienen un color azul en una solución acuosa, la introducción de iones de cloruro en la esfera interna del complejo conduce a la formación de un complejo de ligando mixto, lo que provoca un cambio en el color de la solución para verde.
Ejemplo: Utilizando el método de los enlaces 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: Escojamos entre los complejos indicados los compuestos formados por E +, estos son:
+ - 3-
- + .
El enlace químico en estos complejos está formado por el mecanismo donante-aceptor, los donantes de electrones son ligandos: moléculas de amoníaco e iones de cianuro (ligandos monodentados) e iones de tiosulfato (ligando bidentado). El aceptor de electrones es el catión E +. Configuración electrónica (n-1) d 10 ns 0 np 0. Los orbitales externos ns y np participan en la formación de dos enlaces con ligandos monodentados, 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. Un orbital s y tres orbitales p del átomo central participan en la formación de cuatro enlaces donante-aceptor con el ligando bidentado a lo largo del MBC, el tipo de hibridación es sp 3, la forma geométrica del complejo es tetraédrica, hay sin electrones no apareados.
El segundo grupo de complejos:
- - - 3+
formado por un ion de oro (III), cuya configuración electrónica es 5d 8 6s 0. Los ligandos que participan en la formación de complejos se pueden dividir, de acuerdo con la gama espectroquímica de ligandos, en débiles: iones cloruro y bromuro y fuertes: iones amoníaco y cianuro. En los orbitales 5d, de acuerdo con la regla de Hund, hay dos electrones desapareados y se retienen durante la formación de enlaces donante-aceptor con ligandos de campo débil. Para la formación de enlaces, el catión de oro proporciona un orbital 6s y tres orbitales 6p. El tipo de hibridación del átomo central es sp 3. La estructura espacial de un ion complejo es tetraédrica. Hay dos electrones desapareados, el complejo es paramagnético.
Bajo la influencia de ligandos de un campo fuerte, los electrones del ion oro (III) se pulverizan con la liberación de un orbital 5d. Un orbital 5d, uno 6s y dos orbitales 6p del átomo central están involucrados en la formación de cuatro enlaces donante-aceptor. 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 la solución del 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, dependiendo de si la transición electrónica correspondiente químicamente cuántica está prohibida, la mancha 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 correcta del poliedro de coordinación, etc.
Ejemplo 1... Determine la carga del agente complejante en el compuesto de NO 2. Nombra este compuesto.
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 interna contiene dos grupos de ligandos NH 3 y Cl -. El estado 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, KS es un catión complejo. Nombre del compuesto: nitrito de diclorotetraammina de cobalto (+1).
Ejemplo 2... ¿Por qué el ion + es 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, luego uno 4 s y uno 4 pags orbitales que se hibridan como sp... Este tipo de hibridación (ver Tabla 1) corresponde a la estructura lineal del complejo.
Ejemplo 3... Determine 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 diagrama electrónico se puede representar de la siguiente manera
El enlace químico se forma de acuerdo con el mecanismo donante-aceptor, donde cada uno de los cuatro ligandos donantes (iones Cl -) proporciona un solo par de electrones (flechas punteadas), y el agente complejante (ion Hg 2+) proporciona AO libres: uno 6 s y tres 6 pags JSC
Así, en este ion complejo tiene lugar la hibridación sp3 de a, por lo que los enlaces se dirigen a los vértices del tetraedro y el ion 2– tiene una estructura tetraédrica.
Ejemplo 4... Haz un diagrama de energía de la formación de enlaces en el complejo 3– e indica el tipo de hibridación de los orbitales del átomo central. ¿Cuáles son las propiedades magnéticas del complejo?
Solución
Configuración electrónica del ion Fe 3+ central:… 3 D 5 4s 0 4pags 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 que se elimina la degeneración del AO 3 D agente complejante de subnivel. El diagrama de energía del complejo tiene la forma
mi 
D serie γ
Fe 3+:… 3 D 5
Dε serie
Cinco 3 D-los electrones están completamente distribuidos en orbitales 3 Dε, ya que la energía de división, que surge al interactuar con ligandos de un campo fuerte, resulta ser suficiente para el apareamiento máximo de electrones. Disponible 3 D, 4s y 4 R- orbitales expuestos D 2 sp 3 - hibridación y determinación de la estructura octaédrica del complejo. El complejo es paramagnético, porque hay un electrón desapareado
D 2 sp 3
Ejemplo 5... Haga un diagrama de energía de la formación de enlaces en un complejo e indique el tipo de hibridación.
Solución
Fórmula electrónica Cr 3+:… 3 D 3 4s 0 4pags 0 4D 0. Ligandos monodentados F: forman cuatro enlaces σ, son ligandos de campo débil y crean un campo tetraédrico
mi 
Dε serie
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), hay una ligera división D- subnivel; por lo tanto, los electrones llenan el AO de acuerdo con la regla de Gund (ver Fig.3). En este caso, hay cuatro electrones desapareados; por lo tanto, el ion 3 es paramagnético. Cuando el ion 3– se forma con la participación de un ligando de campo fuerte (ion CN), la energía de división D- El subnivel será tan significativo que superará la energía de repulsión electrón-electrón de electrones apareados. Los electrones llenarán el AO del ion Co 3+ en violación de la regla de Gund (ver Fig. 4). En este caso, todos los electrones están emparejados, el ion en sí es diamagnético.
Ejemplo 7. Para el ion 3+, la energía de división es 167,2 kJ · mol –1. ¿De qué color son 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 la luz en la parte roja del espectro, que corresponde al color verde del compuesto de cromo (III).
Ejemplo 8... Establezca si un precipitado de sulfuro de plata (I) precipitará a una temperatura de 25 ° C, si mezcla volúmenes iguales de solución 0,001 M, que contiene el mismo ligando CN, con una concentración de 0,12 mol / dm 3 y una solución de el 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 esquema
- ↔ Ag + + 2CN -,
y el proceso de deposición se puede escribir como
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) de acuerdo con la fórmula
Para determinar la concentración de iones de plata, escribimos la expresión de la constante de inestabilidad del ion complejo
... De aquí 
Según el libro de referencia, seleccionamos el valor de la constante de inestabilidad del complejo - ( A nido = 1 · 10-21). Entonces
mol / dm 3.
Calcule el producto de la solubilidad del precipitado resultante.
Según el libro de referencia, seleccionamos el valor tabular del producto de solubilidad del sulfuro de plata (tabla PR (Ag 2 S) = 5,7 · 10 -51) y lo comparamos con el calculado. Desde la tabla de relaciones públicas< ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.
Ejemplo 9... Calcule la concentración de iones zinc en una solución de tetracianozincato de sodio con una concentración de 0.3 mol / dm 3 con un exceso de iones cianuro en la solución igual a 0.01 mol / dm 3.
Solución
La disociación primaria procede casi en su totalidad de acuerdo con el esquema
Na 2 → 2Na 2+ + 2–
La disociación secundaria procede de acuerdo con la ecuación
2– ↔ Zn 2+ + 4CN -
Escribamos la expresión para la constante de inestabilidad de 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 un resultado de la disociación puede pasarse por alto. Entonces
mol / dm 3.
Configuración electrónica del átomo es una fórmula que muestra la disposición de los electrones en un átomo por niveles y subniveles. Después de estudiar el artículo, descubrirás dónde y cómo se encuentran los electrones, te familiarizarás con los números cuánticos y podrás 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 elementos?
Los átomos como constructores: hay un cierto número de partes, se diferencian entre sí, pero dos partes del mismo tipo son exactamente iguales. Pero este constructor es mucho más interesante que el de plástico y he aquí por qué. La configuración cambia según quién esté cerca. Por ejemplo, oxígeno junto al hidrógeno. quizás convertirse en agua, junto al sodio en gas, y estar al lado del hierro lo convierte por completo 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 discutirá a continuación.
¿Cuántos electrones hay en un átomo?
Un átomo consta de un núcleo y electrones que giran a su alrededor; el núcleo consta de protones y neutrones. En un estado neutro, cada átomo tiene la misma cantidad de electrones que la cantidad de protones en su núcleo. El número de protones fue designado por el número ordinal del elemento, por ejemplo, azufre, tiene 16 protones, el elemento número 16 de la tabla periódica. El oro tiene 79 protones, el elemento 79 de la tabla periódica. En consecuencia, en el azufre en estado neutro hay 16 electrones y en el oro hay 79 electrones.
¿Dónde buscar un electrón?
Observando el comportamiento del electrón, se derivaron ciertos patrones, se describen mediante números cuánticos, hay cuatro de ellos:
- Número cuántico principal
- Número cuántico orbital
- Número cuántico magnético
- Spin número cuántico
Orbital
Además, en lugar de la palabra órbita, usaremos el término "orbital", el orbital es la función de onda del electrón, aproximadamente es el área en la que el electrón pasa el 90% del tiempo.
N - nivel
L - concha
M l - número orbital
M s - el primer o segundo electrón en el orbital
Número cuántico orbital l
Como resultado del estudio de la nube de electrones, encontraron que dependiendo del nivel de energía, la nube toma cuatro formas básicas: una pelota, mancuernas y las otras dos, más complejas. En orden ascendente de energía, estas formas se denominan capas s, p, d y f. Cada una de estas capas puede contener 1 (para s), 3 (para p), 5 (para d) y 7 (para 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, dy f toma los valores 0, 1, 2 o 3, respectivamente.
En la capa s, un orbital (L = 0) - dos electrones
Hay tres orbitales en la capa p (L = 1): seis electrones
La capa d tiene cinco orbitales (L = 2) - diez electrones
La capa f tiene siete orbitales (L = 3) - catorce electrones
Número cuántico magnético m l
Hay tres orbitales en el caparazón p, se indican con números de -L a + L, es decir, para el caparazón p (L = 1) hay orbitales "-1", "0" y "1" . El número cuántico magnético se denota 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 para cada orbital y luego se unen un par a cada uno.
Considere un d-shell:
d-caparazón 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.
Spin número cuántico m s
Spin es la dirección de rotación de un electrón alrededor de su eje, hay dos direcciones, por lo que el número cuántico de spin tiene dos valores: +1/2 y -1/2. Un subnivel de energía puede contener dos electrones solo con espines opuestos. El número cuántico de espín se denota por m s
Número cuántico principal n
El número cuántico principal es el nivel de energía, en este momento hay siete niveles de energía, cada uno denotado por un número arábigo: 1,2,3, ... 7. El número de proyectiles en cada nivel es igual al número del nivel: en el primer nivel hay un caparazón, en el segundo dos, etc.
Número de electrones
Entonces, cualquier electrón puede ser descrito por cuatro números cuánticos, una combinación de estos números es única para cada posición del electrón, tome el primer electrón, el nivel de energía más bajo es N = 1, una capa está ubicada en el primer nivel, el El primer caparazón en cualquier nivel tiene la forma de una bola (s-caparazón), es decir L = 0, el número cuántico magnético puede tomar solo un valor, M l = 0 y el giro será +1/2. Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces los números cuánticos principales serán: N = 2, L = 1, M = -1, spin 1/2.
Considere las asignaciones n. ° 1 de las opciones de USO para 2016.
Tarea número 1.
La fórmula electrónica de la capa externa de electrones 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 los átomos en estados no excitados y excitados, es decir, la configuración electrónica, por ejemplo, el ion potasio no corresponde a su posición en la tabla periódica. Considere la opción 1 Arº y Kº. Escribamos sus configuraciones electrónicas: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 es una configuración electrónica adecuada solo para argón. Considere la respuesta n. ° 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: porque escribimos la configuración electrónica del argón: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. El calcio no es adecuado porque tiene 2 electrones más. En potasio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. La respuesta correcta es 2.
Tarea número 3.
El elemento, cuya configuración electrónica del átomo es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, forma un compuesto de hidrógeno
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Explicación: veamos la tabla periódica, el átomo de azufre tiene una configuración electrónica. La respuesta correcta es 4.
Tarea número 4.
Átomos de magnesio y
1. Calcio 2. Cromo 3. Silicio 4. Aluminio
Explicación: el magnesio tiene la configuración del 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 una configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p (4 + 2). La respuesta correcta es 1.
Tarea número 6.
Los átomos de fósforo y
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Explicación: escribimos la configuración electrónica del nivel externo del átomo de fósforo: 3s2 3p3.
Para aluminio: 3s2 3p1;
Para argón: 3s2 3p6;
Cloro: 3s2 3p5;
Para nitrógeno: 2s2 2p3.
La respuesta correcta es 4.
Tarea número 7.
Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a una partícula
1. S4 + 2. P3- 3. Al3 + 4. O2-
Explicación: esta configuración electrónica corresponde a un átomo de argón en el estado fundamental. Considere las opciones de respuesta:
S4 +: 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.d5 4s1 4.4s2 4p6
Explicación: escribimos 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 sa d). La respuesta correcta es 3.
Tarea número 9.
Tres electrones desapareados en el nivel electrónico externo en el estado fundamental contienen un átomo
1. Titanio 2. Silicio 3. Magnesio 4. Fósforo
Explicación: para tener 3 electrones desapareados, el elemento debe estar en el quinto grupo. Por eso, la respuesta correcta es 4.
Tarea número 10.
Un átomo de un elemento químico, cuyo óxido más alto es RO2, tiene una 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) +4, es decir, debe tener 4 electrones de valencia a nivel externo. Por eso, la respuesta correcta es 2.
(podría pensar que la respuesta correcta es 1, pero tal átomo tendrá un estado de oxidación máximo de +6 (ya que 6 electrones están en el nivel externo), pero necesitamos que el óxido superior tenga la fórmula RO2, y tal elemento tendrá el óxido más alto RO3)
Asignaciones para trabajo independiente.
1. La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 corresponde al átomo
1. Aluminio 2. Nitrógeno 3. Cloro 4. Flúor
2. La capa exterior de ocho electrones tiene una partícula
1. P3 + 2. Mg2 + 3. Cl5 + 4. Fe2 +
3. El número ordinal del elemento, cuya estructura electrónica del átomo es 1s2 2s2 2p3, es
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. Una configuración similar del nivel de energía externa tiene 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 de hierro Fe2 + es
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. La configuración electrónica de un gas inerte tiene un ion
1. Cr2 + 2. S2- 3. Zn2 + 4. N2-
9. Una configuración similar del nivel de energía externa tiene átomos de flúor y
1. Oxígeno 2. Litio 3. Bromo 4. Neón
10. El elemento, cuya fórmula electrónica del átomo es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, corresponde a un compuesto de hidrógeno
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
En esta nota, usamos tareas de la colección de USE 2016, editada por A.A. Kaverina.
Tetrafluoruro de dicinc
Zn 2 F 4 (d). Las propiedades termodinámicas del tetrafluoruro de dicinc gaseoso en el estado estándar en el rango de temperatura de 100 a 6000 K se dan en la tabla. Zn 2 F 4.
Las constantes moleculares utilizadas para calcular las funciones termodinámicas de Zn 2 F 4 se dan en la tabla. Zn. 8. La estructura de la molécula de 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 en la electrónica principal condición 1 A g, se adopta una estructura cíclica plana (el grupo de simetría D 2h). Se recomienda que el peso estático del estado electrónico de tierra de Zn 2 F 4 sea igual a I, basado en el hecho de que el ion Zn 2+ tiene ... D 10 configuración electrónica. El producto de los momentos de inercia, dado en la tabla. Zn.8, calculado a partir de los parámetros estructurales estimados: r(Zn- F t) = 1,75 ± 0,05 Å (enlace terminal Zn-F), r(Zn- F B) = 1,95 ± 0,05 Å (enlace puente Zn-F) y Р F B- Zn- F B= 80 ± 10 o. La longitud de enlace Zn-F t se toma igual que r(Zn-F) en la molécula de ZnF 2, se recomienda que el valor r (Zn-F b) sea 0.2 Å más grande que el enlace terminal, como se observa en los dímeros de Al, Ga, In, Tl, Be y Fe haluros. Valor de 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 Yo A I B I C es 3 · 10-113 g 3 · cm 6.
Las frecuencias de las vibraciones de estiramiento de los enlaces terminales de Zn-F n 1 y n 2 se tomaron del trabajo de Givan y Levenschuss [80GIV / LOE], quienes estudiaron los espectros IR y Raman de moléculas de Zn 2 F 4 aisladas en un criptón. matriz. Las frecuencias de vibración de todos los enlaces puente Zn-F (n 3) se consideraron iguales y sus valores se estimaron bajo el supuesto de que (n B/ n t) cp = 0,7, como en los dímeros de haluros de Fe, Al, Ga e In. Se recomiendan los valores de las frecuencias de las vibraciones de deformación de los enlaces terminales (n 4 - n 5) Zn 2 F 4, asumiendo que la relación de sus valores en Zn 2 F 4 y Zn 2 Cl 4 es la lo mismo que para ZnF 2 y ZnCl 2. Se supone que la frecuencia de la vibración del ciclo de flexión fuera del plano (n 7) es ligeramente superior a la frecuencia correspondiente para Zn 2 Cl 4. El valor de la frecuencia de la vibración de deformación del ciclo en el plano (n 6) se estimó por comparación con el valor adoptado para Zn 2 Cl 4, y teniendo en cuenta la relación de las frecuencias de vibración de los enlaces puente Zn-F y Zn-Cl en Zn 2 F 4 y Zn 2 Cl 4 ... Los errores de las frecuencias de vibración observadas experimentalmente son de 20 cm –1, estimado en el 20% de su valor.
Los estados electrónicos excitados de Zn 2 F 4 no se tuvieron en cuenta en el cálculo de las funciones termodinámicas.
Las funciones termodinámicas Zn 2 F 4 (r) se calculan en la aproximación "rotor rígido - oscilador armónico" según las ecuaciones (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.122) - (1.124), ( 1,128), (1,130). Los errores de 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 son 6, 16 y 20 J × K ‑1 × mol ‑1 en el valores Φº ( T) a 298,15, 3000 y 6000 K.
Se publica por primera vez la tabla de funciones termodinámicas de Zn 2 F 4 (g).
La constante de equilibrio Zn 2 F 4 (g) = 2Zn (g) + 4F (g) se calcula utilizando el valor aceptado
D enHº (Zn 2 F 4. g, 0) = 1760 ± 30 kJ × mol ‑1.
El valor se estima comparando las entalpías de sublimación y dimerización de los dihaluros incluidos en esta edición. La tabla Zn.12 muestra los valores de las razones D sHº (Comida 2. k, 0) / D rHº (Comida 2 - Comida 2, 0), correspondiente a los valores adoptados en esta edición.
En 9 casos de un total de 20, no hay datos experimentales. Las estimaciones de estos compuestos se dan en el cuadro entre corchetes. Estas estimaciones se realizaron con base en las siguientes consideraciones:
1. para los compuestos de Fe, Co y Ni, se adopta un pequeño movimiento en la serie F-Cl-Br-I y la ausencia de dicho movimiento en la serie Fe-Co-Ni;
2. para los compuestos de Zn, no se puede observar el curso de los valores en la serie F-Cl-Br-I, y para el fluoruro se toma el valor promedio de los valores restantes;
3. para los compuestos de Cu, se adopta un curso pequeño en la serie F-Cl-Br-I por analogía con los compuestos del grupo del hierro, basado en la proximidad de los valores; se supone que el movimiento en sí es algo más pequeño.
El enfoque descrito conduce a los valores de las entalpías de atomización Me 2 Hal 4 dados 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 edición. s H° (CuI 2, k, 0) = 180 ± 10 kJ × mol ‑1. (ver el texto sobre la entalpía de sublimación de CuBr 2).
La precisión de las estimaciones realizadas puede estimarse igual a 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 de Zn 2 F 4 corresponde al valor de la entalpía de formación:
D f H° (Zn 2 F 4. g, 0) = -1191.180 ± 30.0 kJ × mol -1.
Osina E.L. [correo electrónico protegido]
A.V. Gusarov [correo electrónico protegido]