Элементийн ионуудын электрон томъёо. Үндсэн квант тоо n

Элементийн электрон томьёог зохиох алгоритм:

1. Химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг ашиглан атом дахь электронуудын тоог тодорхойлно D.I. Менделеев.

2. Элемент байрлах хугацааны тоонд үндэслэн эрчим хүчний түвшний тоог тодорхойлох; Сүүлийн электрон түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тохирч байна.

3. Орбитал дүүргэх дүрмийн дагуу түвшнийг дэд түвшин болон орбитал болгон хувааж электроноор дүүргэнэ.

Эхний түвшинд хамгийн ихдээ 2 электрон байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй 1с 2, хоёр дахь нь - дээд тал нь 8 (хоёр сба зургаа R: 2с 2 2х 6), гурав дахь нь - дээд тал нь 18 (хоёр с, зургаа х, мөн арав d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Үндсэн квант тоо nхамгийн бага байх ёстой.
• Эхлээд бөглөх хэрэгтэй с-дараа нь дэд түвшин р-, d- b f-дэд түвшин.
• Орбиталуудын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар электронууд тойрог замыг дүүргэдэг (Клечковскийн дүрэм).
• Дэд түвшний дотор электронууд эхлээд чөлөөт тойрог замыг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд үүний дараа хосууд үүсгэдэг (Хундын дүрэм).
• Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй (Паули зарчим).

Жишээ.

1. Азотын электрон томьёог бүтээцгээе. IN тогтмол хүснэгтазот 7 дугаарт байна.

2. Аргоны электрон томъёог бүтээцгээе. Аргон нь үелэх хүснэгтийн 18 дугаарт ордог.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Хромын электрон томьёог бүтээцгээе. Хром нь үечилсэн хүснэгтийн 24-т байдаг.

1сек 2 2сек 2 2х 6 3сек 2 3х 6 4сек 1 3d 5

Цайрын энергийн диаграмм.

4. Цайрын электрон томьёог бүтээцгээе. Цайр нь үелэх хүснэгтийн 30 дугаарт ордог.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Цахим томьёоны нэг хэсэг болох 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь аргоны электрон томьёо гэдгийг анхаарна уу.

Цайрын электрон томъёог дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Хуудас 1
3. Цахим томьёо бичнэ үү мөн тэрталли Тл 3+. Валент электронуудын хувьд атом Tl нь бүх дөрвөн квант тооны олонлогийг заана.

Шийдэл:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7х.

Таллий Tl элемент нь цөмийн цэнэг нь +81 (атомын дугаар 81), тус бүр 81 электронтой. Клечковскийн дүрмийн дагуу бид электронуудыг эрчим хүчний дэд түвшинд хуваарилж, Tl элементийн электрон томъёог олж авдаг.

81 Тл талли 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1

Таллийн ион Tl 3+ нь +3 цэнэгтэй бөгөөд энэ нь атом нь 3 электроныг өгсөн гэсэн үг бөгөөд атом нь зөвхөн гадаад түвшний валентийн электронуудаас татгалзаж чаддаг тул (таллийн хувьд эдгээр нь хоёр 6s ба нэг 6p электрон юм) түүний цахим томъёо дараах байдлаар харагдах болно.

81 Tl 3+ талли 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 0 4f 14 5d 10 6p 0

Үндсэн квант тоо nтодорхойлдог нийт эрчим хүчэлектрон ба түүнийг цөмөөс зайлуулах зэрэг (энергийн түвшний тоо); энэ нь 1-ээс (n = 1, 2, 3, ...) эхлэн бүхэл тоон утгыг хүлээн авдаг. хугацааны дугаартай тохирч байна.

Орбитал (хажуу эсвэл азимутал) квант тоо лхэлбэрийг тодорхойлдог атомын тойрог зам. Энэ нь 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл утгыг авч болно (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Эрчим хүчний түвшний тооноос үл хамааран утга бүр лОрбитын квант тоо нь тусгай хэлбэрийн тойрог замд тохирно.

бүхий тойрог замууд л= 0-ийг s-орбитал гэж нэрлэдэг,

л= 1 – p-орбитал (3 төрөл, соронзон квант тоо m ялгаатай),

л= 2 – d-орбитал (5 төрөл),

л= 3 – f-орбитал (7 төрөл).

Соронзон квант тоо m l нь орон зай дахь электрон тойрог замын байрлалыг тодорхойлж, бүхэл утгыг -аас авна. л + руу л, үүнд 0. Энэ нь тойрог замын хэлбэр бүрийн хувьд (2 л+ 1) сансар огторгуй дахь энергитэй тэнцүү чиг баримжаа.

Спин квант тоо m S-ийг тодорхойлдог соронзон момент, энэ нь электрон тэнхлэгээ тойрон эргэх үед үүсдэг. Зөвхөн +1/2 ба –1/2 харгалзах хоёр утгыг хүлээн авна эсрэг чиглэлүүдэргэлт.
Валент электронууд нь гадаад энергийн түвшний электронууд юм. Таллид 3 байдаг валентын электрон: 2 с – электрон ба 1 p – электрон.

Квантын тоо s – электрон:

Орбитын квант тоо л= 0 (с – тойрог зам)

Соронзон квант тоо m l = (2 л+ 1 = 1): m l = 0.

Спин квант тоо m S = ±1/2

Квантын тоо p – электрон:

Үндсэн квант тоо n = 6 (зургаа дахь үе)

Орбитын квант тоо л= 1 (p – тойрог зам)

Соронзон квант тоо (2 л+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Спин квант тоо m S = ±1/2
23. Тэдгээр шинж чанаруудыг зааж өгнө үү химийн элементүүд, энэ нь үе үе өөрчлөгддөг. Эдгээр шинж чанаруудын үе үе давтагдах шалтгаан юу вэ? Жишээ ашиглан химийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлын мөн чанарыг тайлбарла.

Шийдэл:

Цахилгаан сөрөг чанарнь атомын чадварын хэмжүүр юм энэ элементийннэгдэл дэх бусад элементийн атомуудтай харьцуулахад электронуудыг өөртөө татах. Тодорхойлолтуудын аль нэгийн дагуу (Mulliken) атомын цахилгаан сөрөг чанарыг түүний иончлолын энерги ба электроны хамаарлын нийлбэрийн хагасаар илэрхийлж болно: = (E ба + E c).

Үе үе байдаг Ерөнхий чиг хандлагаэлементийн цахилгаан сөрөг байдлын өсөлт, дэд бүлгүүдэд түүний бууралт. Хамгийн бага утгууд I бүлгийн s-элементүүд цахилгаан сөрөг нөлөөтэй ба VII бүлгийн p-элементүүд хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй.

Нэг элементийн электрон сөрөг чанар нь валентийн төлөв, эрлийзжилт, исэлдэлтийн төлөв гэх мэт зэргээс хамаарч өөр өөр байж болно. Электрон сөрөг чанар нь элементийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн шинж чанарт ихээхэн нөлөөлдөг. Жишээлбэл, хүхрийн хүчилилүү хүчтэйг харуулж байна хүчиллэг шинж чанартүүний химийн аналогоос илүү - селений хүчилУчир нь сүүлийнх нь селенийн төв атом нь хүхрийн атомтай харьцуулахад цахилгаан сөрөг чанар багатай тул хүчил дэх H-O холбоог тийм их туйлшруулдаггүй бөгөөд энэ нь хүчиллэгийг сулруулдаг гэсэн үг юм.

Х-О О
Өөр нэг жишээ: хромын (II) гидроксид ба хромын (VI) гидроксид. Хромын (II) гидроксид, Cr (OH) 2 нь хромын (VI) гидроксид, H 2 CrO 4-ээс ялгаатай нь үндсэн шинж чанарыг харуулдаг, учир нь хромын +2 исэлдэлтийн төлөв нь сул дорой байдлыг үүсгэдэг. Кулоны харилцан үйлчлэлГидроксидын ионтой Cr 2+ ба энэ ионыг арилгахад хялбар байдал, i.e. үндсэн шинж чанаруудын илрэл. Үүний зэрэгцээ хромын (VI) гидроксид дахь хромын +6 исэлдэлтийн өндөр түвшин нь хүчтэй исэлдэлтийг үүсгэдэг. Кулонбын сонирхол татахуйцгидроксидын ион ба төв хромын атомын хооронд ба холболтын дагуу диссоциацийн боломжгүй байдал – Өө. Нөгөөтэйгүүр, хром (VI) гидроксид дахь хромын исэлдэлтийн өндөр төлөв нь электронуудыг татах чадварыг нэмэгдүүлдэг, i.e. тодорхойлдог цахилгаан сөрөг чанар өндөр зэрэгтэйЭнэ нэгдэл дэх H-O бондын туйлшрал нь хүчиллэгийг нэмэгдүүлэх урьдчилсан нөхцөл юм.

IN урт хугацаа d- ба f-элементүүдийн хувьд атомын цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр радиусын жигд бууралт ажиглагдаж байна. Элементүүдийн дэд бүлэг бүрийн дотор атомын радиус нь дээрээс доошоо нэмэгдэх хандлагатай байдаг, учир нь ийм шилжилт нь эрчим хүчний өндөр түвшинд шилжихийг илэрхийлдэг.

Элемент ионуудын радиусын тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарт үзүүлэх нөлөөг хийн фаз дахь гидрохүчлийн хүчиллэг ихэссэн жишээгээр дүрсэлж болно: HI > HBr > HCl > HF.
43. Атом нь зөвхөн нэг зүйл байж болох элементүүдийг нэрлэнэ үү валентын төлөв, мөн энэ нь юу болохыг зааж өгнө - үндсэн эсвэл сэтгэл хөдөлгөм.

Шийдэл:

Мөн гаднах энергийн түвшин бүрэн дүүрсэн, электронууд нь өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй элементүүдийн атомууд нэг валент төлөвтэй байж болно. Эдгээр нь элементүүд юм үндсэн дэд бүлэг VIII бүлэг – идэвхгүй хий(Тэр – гелий, Не – неон, Ар – аргон, Кр – криптон, Xe – ксенон, Rn – радон).

Бүртгэгдсэн бүх элементүүдийн хувьд цорын ганц валент төлөв нь үндсэн төлөв юм, учир нь сэтгэл хөдөлсөн төлөвт шилжих боломж байхгүй. Үүнээс гадна, өдөөгдсөн төлөвт шилжих нь атомын шинэ валентийн төлөвийг тодорхойлдог бөгөөд хэрэв ийм шилжилт боломжтой бол тухайн атомын валентийн төлөв нь цорын ганц биш юм.

63. Валентын түлхэлтийн загварыг ашиглах электрон хосуудба арга валентын холбоо, санал болгож буй молекул ба ионуудын орон зайн бүтцийг авч үзье. Дараахыг заана уу: а) төв атомын холбоо ба дан электрон хосын тоо; б) эрлийзжүүлэхэд оролцсон тойрог замын тоо; в) эрлийзжүүлэлтийн төрөл; г) молекул буюу ионы төрөл (AB m E n); e) электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт; е) молекул эсвэл ионы орон зайн бүтэц.

SO 3;

Шийдэл:

Төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлохын тулд эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог мэдэх шаардлагатай. Төв атомын холбоо ба дан электрон хосуудын тоог нэмж, π бондын тоог хасч олох боломжтой.

SO 3 молекулд

холболтын хосын нийт тоо 6. π-бондын тоог хасвал эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог гаргана: 6 – 3 = 3. Тиймээс эрлийзжих төрөл нь sp 2, ионы төрөл нь AB 3, Электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт нь гурвалжин хэлбэртэй бөгөөд молекул нь өөрөө гурвалжин юм.

Ионд

холбогч хосын нийт тоо 4. π бонд байхгүй. Эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоо: 4. Тиймээс эрлийзжих төрөл нь sp 3, AB 4 ионы төрөл, электрон хосуудын орон зайн байрлал нь тетраэдр хэлбэртэй, ион нь өөрөө тетраэдр хэлбэртэй байна.

83. Тэгшитгэлүүдийг бич болзошгүй хариу үйлдэл KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2-ийн дараах нэгдлүүдтэй харилцан үйлчлэл:

H 2 SO 3, BaO, CO 2, HNO 3, Ni(OH) 2, Ca(OH) 2;

Шийдэл:
a) KOH урвалын урвал

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2К + + 2 Өө - + 2Х+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + Х 2 О

Өө - + Х +  Х 2 О
KOH + BaO  урвал байхгүй
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2К + + 2 Өө - + CO 2  2K + + CO 3 2- + Х 2 О

2Өө - + Х 2 CO 3  CO 3 2- + Х 2 О
KOH + HNO 3  урвал байхгүй, уусмал нь нэгэн зэрэг ионуудыг агуулна.

K + + OH - + H + + NO 3 -

2К + + 2 Өө- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  урвал байхгүй

б) урвалын урвалууд H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  урвал байхгүй
H 2 SO 4 + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2Х+ + SO 4 2- + Ni(OH) 2  Ни 2+ + SO 4 2- + 2 Х 2 О

2Х + + Ni(OH) 2  Ни 2+ + 2Х 2 О
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

2H + + SO 4 2- + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

H 2 O + H 2 SO 3  урвал байхгүй

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + Ca(OH) 2  урвал байхгүй

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

Бай(OH) 2 + 2Х+ + SO 3 2-  2+ байх + SO 3 2- + 2 Х 2 О

Бай(OH) 2 + 2Х+  2+ + 2 байх Х 2 О
Be(OH) 2 + BaO  урвал байхгүй
2Be(OH) 2 + CO 2  2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O байх
Be(OH) 2 + 2HNO 3  Be(NO 3) 2 + 2H 2 O

Бай(OH) 2 + 2Х+ + ҮГҮЙ 3 -  Бай 2+ + 2NO 3 - + 2 Х 2 О

Бай(OH) 2 + 2Х +  Бай 2+ + 2Х 2 О
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  урвал байхгүй
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  урвал байхгүй
103. Заасан урвалын хувьд

б) энтропи эсвэл энтальпи нь урагш чиглэсэн урвалын аяндаа үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг хүчин зүйлсийн аль нь болохыг тайлбарлах;

в) аль чиглэлд (шууд эсвэл урвуу) урвал 298К ба 1000К-д явагдах;

д) тэнцвэрт хольцын бүтээгдэхүүний концентрацийг нэмэгдүүлэх бүх аргыг нэрлэнэ.

f) ΔG p (kJ) -ийн T (K) -ээс хамаарлыг графикаар зур.

Шийдэл:

Бодисын үүсэх стандарт энтальпи, энтропи ба Гиббсийн энерги

Шууд урвал нь энтропи буурч, систем дэх эмх замбараагүй байдал буурдаг - урагшлах чиглэлд химийн урвал үүсэхэд тааламжгүй хүчин зүйл юм.

3. Урвалын стандарт Гиббс энергийг тооцоол.

Гессийн хуулийн дагуу:

(ΔG 0 298) h.r. =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 кЖ

(ΔН 0 298) ч.р. > (ΔS 0 298) c.r. ·T ба дараа нь (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 К.

≈ 982.6 К нь энэ температураас дээш температурт урвуу урвал явагдах бодит химийн тэнцвэрт байдлын ойролцоо температур юм. Өгөгдсөн температурт хоёр процесс ижил магадлалтай.

5. 1000К-д Гиббсын энергийг тооцоол.

(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔH 0 298 – 1000 ΔS 0 298 ≈ -131.4 – 1000 (-133.66) 10 -3 ≈ 2.32 кЖ > 0.

Тэдгээр. 1000 К-д: ΔS 0 цаг. ·Т > ΔН 0 h.r.

Шууд урвалын аяндаа үүсэх нь энтальпийн хүчин зүйл болж хувирав. Урвуу урвал явагдана: нэг моль хий ба 1 моль хатуу 2 моль хий үүсдэг.

log K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Систем нь үнэнээс хол байна химийн тэнцвэрт байдал, энэ нь урвалын бүтээгдэхүүн давамгайлдаг.

ΔG 0-ийн урвалын температураас хамаарах хамаарал

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)

K 1000 = 0.86 > 1 - систем тэнцвэрт байдалд ойрхон байгаа боловч энэ температурт эхлэлийн бодисууд давамгайлдаг.

8. Ле Шательегийн зарчмын дагуу температур нэмэгдэхийн хэрээр тэнцвэр нь урвуу урвал руу шилжиж, тэнцвэрийн тогтмол нь буурах ёстой.

9. Бидний тооцоолсон өгөгдөл Ле Шательегийн зарчимтай хэрхэн нийцэж байгааг авч үзье. Гиббсийн энергийн хамаарал ба энэ урвалын тэнцвэрийн тогтмолыг температураас хамаарсан зарим өгөгдлийг танилцуулъя.

)

дараах концентрацид тогтоогдсон: [B] ба [C], моль/л.

Бодисын анхны концентрацийг [B] 0, тэнцвэрийн тогтмолыг тодорхойл анхны төвлөрөлА бодис нь [A] 0 моль/л-тэй тэнцүү байна

Тэгшитгэлээс харахад 0.26 моль С бодис үүсэхэд 0.13 моль А бодис, мөн ижил хэмжээний В бодис шаардагдана.

Тэгвэл А бодисын тэнцвэрт концентраци [А] = 0.4-0.13 = 0.27 моль/л байна.

В бодисын анхны концентраци [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13+0.13 = 0.26 моль/л.

Хариулт: [B] 0 = 0.26 моль/л, Kp = 1.93.

143. a) 300 г уусмалд 36 г KOH (уусмалын нягт 1.1 г/мл) байна. хувийг тооцоолж, молийн концентрациэнэ шийдлийн тухай.

б) 2 литр 0.2 M Na 2 CO 3 уусмал бэлтгэхийн тулд хэдэн грамм талст сод Na 2 CO 3 ·10H 2 O авах шаардлагатай вэ?

Бид тэгшитгэлийг ашиглан концентрацийн хувийг олно.

KOH-ийн молийн масс нь 56.1 г / моль;

Уусмалын молярийг тооцоолохын тулд 1000 мл (өөрөөр хэлбэл 1000 · 1.100 = 1100 г) уусмалд агуулагдах KOH-ийн массыг олно.

1100: 100 = цагт: 12; цагт= 12 1100 / 100 = 132 гр

C m = 56.1 / 132 = 0.425 моль / л.

Хариулт: C = 12%, Cm = 0.425 моль/л

Шийдэл:

m = см·M·V, энд M - молийн масс, V - эзлэхүүн.

м = 0.2 106 2 = 42.4 гр.

2. Пропорцоос талст гидратын массыг ол

талст гидрат молийн масс 286 г/моль - масс X

усгүй давсны молийн масс 106 г/моль - масс 42.4 г

иймээс X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 г.

Хариулт: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 г.

Шийдэл:

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

Энд E нь уусгагчийн эбуллиоскопийн тогтмол юм

E(C 6 H 6) = 2.57

m A нь уусгагчийн жин, m B нь ууссан бодисын жин, M B нь молекулын жин юм.

Уусмалын массыг 100 грамм гэж үзье, тиймээс ууссан бодисын масс 5 грамм, уусгагчийн масс 100 - 5 = 95 грамм байна.

М (нафталин C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 г / моль.

Бид бүх өгөгдлийг томъёонд орлуулж, цэвэр уусгагчтай харьцуулахад уусмалын буцалгах температурын өсөлтийг олно.

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

Нафталин уусмалын буцалгах цэгийг дараах томъёогоор олно.

T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80.2 + 1.056 = 81.256

Хариулт: 81.256 o C

Даалгавар 2. Өгөгдсөний дагуу ионы тэгшитгэлтохирох молекул тэгшитгэлийг бичнэ.

Даалгавар 3. Дараах хувиргалтын урвалын тэгшитгэлийг молекул ба ионы хэлбэрээр бич.

Шийдэл:

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd 1 =
= 1.5·10 -5
II-р: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 – амфотерийн гидроксид, хүчил төрлийн диссоциаци боломжтой

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd 1 =

II-р: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd 2 =

H 3 AsO 4 - ортоарсений хүчил - хүчтэй электролит, уусмалд бүрэн задардаг:
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Өгөгдсөн ионы тэгшитгэлүүд нь харгалзах молекул тэгшитгэлийг бич.

Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(хангалтгүй) = NiOHCl + NaCl

Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Дараах хувиргалтуудын урвалын тэгшитгэлийг молекул ба ионы хэлбэрээр бич.

NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH →Na 2 SO 3 + H 2 O

Үгүй ++ HSO 3 - +Na++ Өө- → 2Na + + SO 3 2- + Х 2 О

HSO 3 - + Өө - → + SO 3 2- + Х 2 О
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + SO 3 2- + 2Н+ + SO 4 2- → Х 2 SO 3 + 2Na + + SO 3 2-

SO 3 2- + 2Н + → Х 2 SO 3 + SO 3 2-
3) H 2 SO 3 (илүүдэл) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 Н + + SO 3 2- + Na + + Өө- → Na + + HSO 3 - + Х 2 О

2 Н + + SO 3 2 + Өө- → Na + + Х 2 О
203. Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН-ийг (рН > 7, рН) зааж өгнө үү. Даалгавар 2. Бодисын хооронд үүсэх урвалын тэгшитгэлийг бич. усан уусмал

Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН-ийг заана уу (рН > 7, рН).

Na2S - давс үүссэн бат бөх суурьба сул хүчил нь анион дээр гидролизд ордог. Орчны урвал нь шүлтлэг (рН > 7).

Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

2Na + + S 2- + HON ↔ Na + + HS - + Na + + OH -

IIst. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - сул суурийн үүсгэсэн давс ба хүчтэй хүчил, катион дээр гидролизд ордог. Орчуулагчийн урвал нь хүчиллэг (рН

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -

IIst. CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -

III Урлаг. Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -

Гидролиз нь эхний шатанд голчлон явагддаг.

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – хүчтэй хүчил ба сул суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

Na 2 CO 3 - сул хүчил ба хүчтэй суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6Н(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3Х 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6Н(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Гидролизийн харилцан сайжруулалт үүсдэг

Al 2 (SO 4) 3 - хүчтэй хүчил ба сул суурьтай давс

Na 2 CO 3 – сул хүчил ба хүчтэй суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

Хоёр давс хамтдаа гидролиз болоход тэдгээр нь үүсдэг сул суурьба сул хүчил:

Ist: 2Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 3 SO 4 2 -

IIst: 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 2HOH => 2H 2 CO 3 + 2Al(OH) 2 +

III-р: 2Al(OH) 2 + + 2HOH => 2Al(OH) 3 + 2H +

Гидролизийн хураангуй тэгшитгэл

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Ал 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CТУХАЙ 3 2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 C O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -

2Ал 3+ + 2CТУХАЙ 3 2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 CО 3
Хуудас 1

Атомын электрон тохиргоонь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг мэдэж, квант тоотой танилцаж, бүтээх чадвартай болно. цахим тохиргооатомыг дугаараар нь өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгттэй байна.

Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь барилгын багцтай адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь туйлын ижил байдаг. Гэхдээ энэ барилгын багц нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч Магадгүйус болон хувирч, натритай ойролцоо байвал хий болж, төмрийн дэргэд бүрэн зэв болж хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.

Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?

Атом нь цөм, түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронууд нь протон, нейтроноос бүрддэг. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой тэнцүү тооны электронтой байна. Протоны тоог элементийн атомын дугаараар тодорхойлно, жишээлбэл, хүхэр нь 16 протонтой - үелэх системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэр нь саармаг төлөвт 16 электронтой, алт нь 79 электронтой.

Электроныг хаанаас хайх вэ?

Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээр нь квант тоогоор тодорхойлогддог бөгөөд нийт 4 байдаг.

• Үндсэн квант тоо
• Орбитын квант тоо
• Соронзон квант тоо
• Спин квант тоо

Орбитал

Цаашилбал, тойрог зам гэдэг үгийн оронд бид "орбитал" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно долгионы функцэлектрон нь ойролцоогоор электрон цагийнхаа 90 хувийг зарцуулдаг бүс нутаг юм.

N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон

Орбитын квант тоо l

электрон үүлийг судалсны үр дүнд хамааралтай болох нь тогтоогдсон эрчим хүчний түвшин, үүл нь бөмбөг, дамббелл болон өөр хоёр илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d-, f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (н дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбитал квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s, p, d болон f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь тус тус 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.

s-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L=0) - хоёр электрон байна
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл (L=3) дээр долоон орбитал байдаг - арван дөрвөн электрон

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээр нь -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.

Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l =-2, M утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Спин квант тоо m s

Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Нэг энергийн дэд түвшин нь зөвхөн эсрэгээр эргэх хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ

Үндсэн квант тоо n

Гол квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчДолоон энергийн түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүр нь тодорхойлогддог Араб тоо: 1,2,3,...7. Түвшин тус бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёр дахь нь хоёр гэх мэт.

Электрон тоо

Тиймээс аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байна. Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 байх болно.

Элементүүдийн атомын электрон томъёог бичихдээ энергийн түвшинг (үндсэн квант тооны утгыг) зааж өгнө nтооны хэлбэрээр - 1, 2, 3 гэх мэт), энергийн дэд түвшин (орбиталь квант тооны утгууд) лүсэг хэлбэрээр - с, х, г, е) ба дээд талын тоо нь тухайн дэд түвшний электронуудын тоог заана.

Хүснэгтийн эхний элемент бол D.I. Менделеев бол устөрөгч тул атомын цөмийн цэнэг юм Н 1-тэй тэнцүү бол атомд зөвхөн нэг электрон байдаг с-эхний түвшний дэд түвшин. Тиймээс устөрөгчийн атомын электрон томъёо нь дараах хэлбэртэй байна.

Хоёр дахь элемент нь гелий бөгөөд түүний атом нь хоёр электронтой тул гелийн атомын электрон томъёо нь 2 байна Үгүй 1с 2. Эхний энергийн түвшин нь зөвхөн 2 электроноор дүүрэн электроноор дүүрсэн тул эхний үе нь зөвхөн хоёр элементийг агуулдаг.

Гурав дахь элемент болох лити нь хоёр дахь үе шатанд байгаа тул түүний хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг (бид энэ тухай дээр ярьсан). Хоёр дахь түвшинг электроноор дүүргэх нь эхэлдэг с-дэд түвшний тул литийн атомын электрон томъёо нь 3 байна Ли 1с 2 2с 1 . Бериллий атомыг электроноор дүүргэж дуусна с- дэд түвшин: 4 Ve 1с 2 2с 2 .

2-р үеийн дараагийн элементүүдэд хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрсэн хэвээр байгаа бөгөөд одоо л электроноор дүүрсэн байна. Р- дэд түвшин: 5 IN 1с 2 2с 2 2Р 1 ; 6 ХАМТ 1с 2 2с 2 2Р 2 … 10 Үгүй 1с 2 2с 2 2Р 6 .

Неон атом нь электроноор дүүргэж дуусгадаг Р-дэд түвшний, энэ элемент нь хоёр дахь үе дуусна, энэ нь найман электронтой, оноос хойш с- Тэгээд Р-Дэд түвшин нь зөвхөн найман электрон агуулдаг.

3-р үеийн элементүүд нь 3-р түвшний энергийн дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил дараалалтай байдаг. Энэ үеийн зарим элементийн атомын электрон томъёо нь дараах байдалтай байна.

11 На 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 1 ; 12 Mg 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 ; 13 Ал 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 1 ;

14 Си 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 2 ;…; 18 Ар 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 .

Гурав дахь үе нь хоёр дахь шигээ электроноор бүрэн дүүрсэн элемент (аргон) -аар төгсдөг Р-Дэд түвшин хэдийгээр гуравдахь түвшинд гурван дэд шат ( с, Р, г). Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний дэд түвшинг дүүргэх дээрх дарааллын дагуу 3-р түвшний энерги гилүү дэд түвшний 4 энерги с, тиймээс аргоны хажууд байгаа калийн атом, түүний ард байгаа кальцийн атом 3 электроноор дүүрсэн байна. с- дөрөвдүгээр түвшний дэд түвшин:

19 TO 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 ; 20 Ca 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 .

21-р элемент - скандиумаас эхлэн элементийн атомын 3-р түвшний дэд давхарга электроноор дүүрч эхэлдэг. г. Эдгээр элементүүдийн атомуудын электрон томъёо нь:

21 Sc 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 1 ; 22 Ти 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 2 .

24-р элемент (хром) ба 29-р элементийн (зэс) атомуудад электроны "алдагдах" эсвэл "алдаа" гэж нэрлэгддэг үзэгдэл ажиглагдаж байна: гаднах 4-ээс электрон. с- дэд түвшний 3-аар "унадаг" г- дэд түвшний, хагас (хромын хувьд) эсвэл бүрэн (зэсийн хувьд) дүүргэх нь атомын тогтвортой байдлыг хангахад хувь нэмэр оруулдаг.

24 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 5 (...4-ийн оронд с 2 3г 4) ба

29 Cu 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 10 (...4-ийн оронд с 2 3г 9).

31-р элемент - галлиас эхлэн 4-р түвшинг электроноор дүүргэх ажил үргэлжилж байна, одоо - Р- дэд түвшин:

31 Га 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 1 …; 36 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 6 .

Энэ элемент нь 18 элементийг багтаасан дөрөв дэх үеийг дуусгана.

Эрчим хүчний дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил төстэй дараалал нь 5-р үеийн элементүүдийн атомуудад тохиолддог. Эхний хоёрын хувьд (рубидиум ба стронций) дүүргэсэн байна с- 5-р түвшний дэд түвшин, дараагийн арван элементийн хувьд (иттриумаас кадми хүртэл) дүүргэсэн. г- 4-р түвшний дэд түвшин; Энэ үеийг зургаан элемент (индийээс ксенон хүртэл) дуусгадаг бөгөөд тэдгээрийн атомууд нь электроноор дүүрсэн байдаг. Р- гадаад, тав дахь түвшний дэд түвшин. Мөн нэг хугацаанд 18 элемент байдаг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн хувьд дүүргэх энэ дарааллыг зөрчиж байна. Хугацааны эхэнд ердийнх шиг атомууд нь электроноор дүүрсэн хоёр элемент байдаг с- гаднах, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Тэдний ард байгаа дараагийн элемент болох лантан нь электроноор дүүрч эхэлдэг г- өмнөх түвшний дэд түвшин, өөрөөр хэлбэл. 5 г. Энэ нь электроноор дүүргэж дуусгана 5 г-дэд түвшний зогсолт ба дараагийн 14 элемент - цериээс лютеци хүртэл - дүүргэж эхэлдэг. е- 4-р түвшний дэд түвшин. Эдгээр элементүүд бүгд хүснэгтийн нэг нүдэнд багтсан бөгөөд доор нь лантанид гэж нэрлэгддэг эдгээр элементүүдийн өргөтгөсөн эгнээ байна.

72-р элемент - гафни - 80-р элемент - мөнгөн ус хүртэл электроноор дүүргэх 5 үргэлжилнэ. г- дэд түвшин бөгөөд энэ хугацаа ердийнх шиг зургаан элементээр (таллиас радон хүртэл) дуусдаг бөгөөд атомууд нь электроноор дүүрдэг. Р- гаднах, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Энэ бол хамгийн их урт хугацаа, үүнд 32 элемент орно.

Долоо дахь, бүрэн бус үе дэх элементүүдийн атомуудад дээр дурдсанчлан дэд түвшинг дүүргэх ижил дараалал харагдаж байна. Бид оюутнуудад өөрсдөө бичихийг зөвшөөрдөг. электрон томъёоДээр дурдсан бүх зүйлийг харгалзан 5-7-р үеийн элементүүдийн атомууд.

Жич:Заримд нь сурах бичигэлементийн атомын электрон томъёог бичих өөр дарааллыг зөвшөөрнө: тэдгээрийг дүүргэх дарааллаар биш, харин эрчим хүчний түвшин бүрт хүснэгтэд өгөгдсөн электронуудын тооны дагуу. Жишээлбэл, хүнцлийн атомын электрон томъёо нь дараах байдлаар харагдаж болно 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 3 .