1. Koľko a aké hodnoty môže mať magnetické kvantové číslo? m e pri orbitálnom kvantovom čísle l=0,1,2 a 3? Ktoré prvky v periodickej tabuľke sa nazývajú s-, p-, d- a f-prvky? Uveďte príklady.
Riešenie:
pri l =0, m e= 0; (1 hodnota)
pri l = 1, m e= -1, 0, +1; (3 hodnoty)
pri l =3, m e= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. (7 hodnôt)
s-prvky sú prvky, v ktorých je s-podhladina vyplnená elektrónmi ako posledná. S-prvky zahŕňajú prvé dva prvky každého obdobia.
p-prvky sú prvky, v ktorých je p-podhladina vyplnená elektrónmi ako posledná. P-prvky zahŕňajú prvky druhej periódy (okrem prvých dvoch).
d-prvky sú prvky, v ktorých je d-podhladina vyplnená elektrónmi ako posledná. D-prvky zahŕňajú prvky od ytria po kadmium.
f-prvky sú prvky, v ktorých je f-podhladina vyplnená elektrónmi ako posledná. F-prvky zahŕňajú lantanoidy od lantánu po lutécium.
36. Ako sa líšia amfotérne oxidy od zásaditých a kyslých oxidov? (Príklady).
Riešenie:
Amfotérne oxidy majú dvojaký charakter a reagujú s alkalickými roztokmi a s roztokmi kyselín za vzniku soli a vody. To znamená, že vykazujú zásadité aj kyslé vlastnosti.
Amfotérne oxidy: t
Al203 + 2NaOH + 7H20 2Na Al(OH) 4 * 2H20
A1203 + 6HCl = AICI3 = 3 H20
Kyslé oxidy:
S03 + 2NaOH = Na2S04 + H20
Základné oxidy:
CaO + H2 = CaS04 + H20
67. Ako môžete vysvetliť, že keď štandardné podmienky exotermická reakcia H2(g) + C02 (g) = H20 (1) + CO (g) je nemožná; DH = -2,85 kJ. Po znalosti tepelného účinku reakcie a štandardných absolútnych entropií príslušných látok určte DG 298 tejto reakcie.
H2 (g) + CO2 (g) = H20 (1) + CO (g)
DG 0 x . p. =DH 0 x. p. -TDS 0 x . p.
Vypočítame DS 0 x.p. = (DS0H20 + DS0CO) - (DS0C02 + DS0H2);
DS 0 x . p = (69,96+197,4) – (213,6 +130,6) = 267,36-344,2 = -76,84 J/mol.deg = -0,7684 kJ/mol.deg.
Zmena voľnej energie (Gibbsova energia) sa vypočíta:
DG 0 x . p. = -2,85 – 298*(- 0,7684) = -2,85 + 22,898 = +20,048 kJ.
K exotermickej reakcii (DH 0 0) nedochádza spontánne, ak pri
DS 0 0 sa ukazuje, že G 0 x.p. >0.
V našom prípade DH 0 0 (-2,85 kJ)
DS 0 0 (-0,07684 kJ/mol.deg)
G0x. p. >0. (+20,048 kJ)
100. Čo sa stane, keď hydroxid sodný pôsobí na zmes rovnakých objemov oxidu dusnatého (11) a oxidu dusnatého (1V), pričom reagujú podľa rovnice
NO + N02N203?
Riešenie:
N203 + 2NaOH = 2NaN02 + H20
Pretože hydroxid sodný reaguje s oxidom dusíka (III), množstvo reakčného produktu v systéme klesá. Le Chatelierov princíp naznačuje, že odstránenie látky z rovnovážneho systému vedie k posunu rovnováhy v smere zodpovedajúcom tvorbe dodatočného množstva tejto látky. IN v tomto prípade rovnováha sa posunie smerom k tvorbe reakčných produktov.
144. Zostavte iónovo-molekulárne a molekulové rovnice pre spoločnú hydrolýzu, ku ktorej dochádza pri miešaní roztokov K 2 S a. Každá z odobratých solí sa až do konca nevratne hydrolyzuje.
Riešenie:
K2S soľ sa hydrolyzuje na anióne. Soľ CrCl3 je hydrolyzovaná katiónom.
S2- + H2O HS - + OH -
Cr3+ + H20 CrOH2+ +H+
Ak sú roztoky solí v tej istej nádobe, potom sa hydrolýza každého z nich vzájomne zosilní, pretože ióny H + a OH - tvoria molekulu slabého elektrolytu H 2 0. V tomto prípade sa hydrolytická rovnováha posunie do doprava a hydrolýza každej z odobratých solí sa dokončí za vzniku Cr (OH)3 a H2S. Iónovo-molekulárna rovnica
2Cr3+ + 3S2- + 6H20 = 2Cr(OH)3 + 3H2S,
molekulová rovnica
2CrCl3 + 3K2S + 6H20 = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6KL
162. Na základe elektronickej štruktúry atómov uveďte, či môžu byť oxidačné činidlá:
d) vodíkový katión;
h) sulfidové ióny;
d) H 1 1s 1 atómu vodíka chýba jeden elektrón pred naplnením poslednej elektrónovej hladiny, preto môže ísť o oxidačné činidlo.
h) S 16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Nekovové anióny (kyslé zvyšky bezkyslíkatých kyselín) môžu vykazovať vysokú redukčnú schopnosť. Je to spôsobené tým, že môžu darovať nielen elektróny, ktoré spôsobujú negatívny náboj aniónov, ale aj vlastné valenčné elektróny.
182zh,y neexistuje, takže sme urobili 181. Napíšte rovnice pre reakcie, ku ktorým dochádza pri elektrolýze nasledujúcich riešení.
Prvky v Mendelejevovej periodickej tabuľke sú rozdelené na s-, p-, d-prvky. Toto rozdelenie sa vykonáva na základe toho, koľko úrovní má elektrónový obal atómu prvku a na akej úrovni končí vyplnenie obalu elektrónmi.
TO s-prvky zahŕňajú prvky IA-skupiny – alkalické kovy. Elektrónový vzorec valenčného obalu atómov alkalických kovov ns1. Stabilný oxidačný stav je +1. Prvky IA-skupiny majú podobné vlastnosti vďaka podobnej štruktúre elektrónového obalu. Keď sa polomer v skupine Li-Fr zväčšuje, väzba medzi valenčným elektrónom a jadrom slabne a ionizačná energia klesá. Atómy alkalických prvkov sa ľahko vzdávajú svojho valenčného elektrónu, čo ich charakterizuje ako silné redukčné činidlá.
Redukčné vlastnosti sa zvyšujú so zvyšujúcim sa sériovým číslom.
TO p-prvky obsahuje 30 prvkov IIIA-VIIIA-skupiny periodická tabuľka; p-prvky sa nachádzajú v druhej a tretej malej perióde, ako aj v štvrtej až šiestej hlavnej perióde. Prvky IIIA-skupiny majú jeden elektrón v orbitáli p. IN IVA-VIIIA-skupiny pozoruje sa naplnenie p-podúrovne až 6 elektrónmi. Všeobecný elektronický vzorec p-prvkov ns2np6. V obdobiach s narastajúcim jadrovým nábojom klesajú atómové polomery a iónové polomery p-prvkov, zvyšuje sa ionizačná energia a elektrónová afinita, zvyšuje sa elektronegativita, zvyšuje sa oxidačná aktivita zlúčenín a nekovové vlastnosti prvkov. V skupinách sa polomery atómov zväčšujú. Od 2p prvkov k 6p prvkom sa ionizačná energia znižuje. Kovové vlastnosti p-prvku v skupine sa zvyšujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom.
TO d-prvky Periodická tabuľka má 32 prvkov Hlavné obdobia IV–VII. IN IIIB-skupina atómy majú prvý elektrón v d-orbitáli, v nasledujúcich B-skupinách je d-podhladina naplnená až 10 elektrónmi. Všeobecný vzorec pre vonkajší elektrónový obal (n-1)dansb, kde a = 1 až 10, b = 1 až 2. S nárastom poradového čísla sa vlastnosti d-prvkov mierne menia. d-prvky pomaly zväčšujú atómový polomer a majú tiež premenlivú mocnosť spojenú s neúplnosťou vonkajšej podúrovne d-elektrónu. V nižších oxidačných stupňoch vykazujú d-prvky kovové vlastnosti, s nárastom atómového čísla v skupinách B sa znižujú. V roztokoch d-prvky s najvyšším oxidačným stavom vykazujú kyslé a oxidačné vlastnosti a naopak pri nižších oxidačných stavoch. Prvky so strednými oxidačnými stavmi vykazujú amfotérne vlastnosti.
8. Kovalentná väzba. Metóda valenčnej väzby
Chemická väzba uskutočňovaná spoločnými elektrónovými pármi vznikajúcimi v obaloch viazaných atómov s antiparalelnými spinmi sa nazýva atómová alebo kovalentná väzba. Kovalentná väzba je dvojelektrónová a dvojcentrová (drží jadrá). Tvoria ho atómy jedného typu – kovalentné nepolárne– nový elektrónový pár, ktorý vzniká z dvoch nepárových elektrónov, sa stáva spoločným pre dva atómy chlóru; a atómy rôznych typov, podobného chemického charakteru – kovalentné polárny. Prvky s vyššou elektronegativitou (Cl) odoberú zdieľané elektróny z prvkov s menšou elektronegativitou (H). Atómy s nespárovanými elektrónmi s paralelnými spinmi sa navzájom odpudzujú - nevzniká žiadna chemická väzba. Spôsob tvorby kovalentnej väzby je tzv výmenný mechanizmus.
Vlastnosti kovalentných väzieb. Dĺžka odkazu - medzijadrová vzdialenosť. Čím je táto vzdialenosť kratšia, tým silnejšia je chemická väzba. Komunikačná energia - množstvo energie potrebnej na prerušenie väzby. Multiplicita väzby je priamo úmerná energii väzby a nepriamo úmerná dĺžke väzby. Smer komunikácie -špecifické usporiadanie elektrónových oblakov v molekule. Sýtosť– schopnosť atómu tvoriť určitý počet kovalentných väzieb. Chemická väzba vytvorená prekrývaním elektrónových oblakov pozdĺž osi spájajúcej stredy atómov sa nazýva tzv ?-spojenie. Väzba vytvorená prekrývajúcimi sa elektrónovými oblakmi kolmo na os spájajúcu stredy atómov sa nazýva tzv. ?-spojenie. Priestorová orientácia kovalentnej väzby je charakterizovaná uhlami medzi väzbami. Tieto uhly sa nazývajú väzbové uhly. Hybridizácia - proces reštrukturalizácie elektrónových oblakov nerovnakého tvaru a energie, čo vedie k vytvoreniu hybridných oblakov identických v rovnakých parametroch. Valence- číslo chemické väzby (kovalentný ), cez ktorý je atóm spojený s inými. Elektróny podieľajúce sa na tvorbe chemických väzieb sú tzv valencia. Počet väzieb medzi atómami sa rovná počtu jeho nepárových elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe spoločných elektrónových párov, preto valencia nezohľadňuje polaritu a nemá znamienko. V zlúčeninách, v ktorých nie je kovalentná väzba, existuje oxidačný stav - konvenčný náboj atómu, založený na predpoklade, že pozostáva z kladne alebo záporne nabitých iónov. Koncept oxidačného stavu sa vzťahuje na väčšinu anorganických zlúčenín.
s-, p-Prvky sa nachádzajú v hlavných podskupinách periodického systému D.I. Mendelejev (podskupina A). Každá perióda začína dvoma s-prvkami a posledných šesť (okrem prvej periódy) sú p-prvky. Pre s- a p-prvky sú valenčné elektróny elektróny a orbitály vonkajšej vrstvy atómu. Počet vonkajších elektrónov sa rovná číslu skupiny (okrem a ). Keď sa všetky valenčné elektróny podieľajú na tvorbe väzieb, prvok vykazuje najvyšší oxidačný stav, ktorý sa číselne rovná číslu skupiny. Zlúčeniny, v ktorých prvky nepárnych skupín vykazujú nepárne oxidačné stavy a prvky párnych skupín vykazujú párne oxidačné stavy, sú energeticky stabilnejšie (tabuľka 8).
s-Elements. Atómy prvkov s 1 majú na poslednej úrovni jeden elektrón a vykazujú oxidačný stav iba +1, sú to silné redukčné činidlá, najaktívnejšie kovy. V zlúčeninách prevláda iónová väzba. S kyslíkom tvoria oxidy. Oxidy vznikajú pri nedostatku kyslíka alebo nepriamo, prostredníctvom peroxidov a superoxidov (výnimka). Peroxidy a superoxidy sú silné oxidačné činidlá. Oxidy zodpovedajú silným rozpustným zásadám - zásadám, preto sa prvky s 1 nazývajú alkalických kovov . Alkalické kovy aktívne reagujú s vodou podľa nasledujúcej schémy: . Soli kovov s 1 sú všeobecne vysoko rozpustné vo vode.
S-prvky skupiny II vykazujú oxidačný stav +2. Sú to tiež dosť aktívne kovy. Na vzduchu oxidujú na oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. Rozpustnosť a zásaditosť zásad sa zvyšuje z na. Zlúčenina vykazuje amfotérne vlastnosti (tabuľky 8, 9). Berýlium nereaguje s vodou. Horčík pri zahrievaní reaguje s vodou, ostatné kovy reagujú podľa nasledujúcej schémy: tvoria alkálie a sú tzv alkalickej zeminy.
Kvôli svojej vysokej aktivite sa alkalické kovy a niektoré kovy alkalických zemín nemôžu vyskytovať v atmosfére a skladujú sa za špeciálnych podmienok.
Pri interakcii s vodíkom tvoria s-prvky iónové hydridy, ktoré podliehajú hydrolýze v prítomnosti vody:
r-Elements obsahujú od 3 do 8 elektrónov v poslednej úrovni. Väčšina p-prvkov sú nekovy. V typických nekovoch je elektrónový obal blízko dokončenia, t.j. sú schopné prijať elektróny do poslednej úrovne (oxidačné vlastnosti). Oxidačná kapacita prvkov sa zvyšuje v období zľava doprava a v skupine zdola nahor. Najsilnejšie oxidačné činidlá sú fluór, kyslík, chlór a bróm. Nekovy môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti (okrem F2), napríklad:
; 
Vodík, bór, uhlík, kremík, germánium, fosfor, astatín a telúr vykazujú prevažne redukčné vlastnosti. Príklady zlúčenín s negatívnym oxidačným stavom nekovu: boridy, karbidy, nitridy, sulfidy atď. (tabuľka 9).
Za určitých podmienok nekovy medzi sebou reagujú, výsledkom čoho sú napríklad zlúčeniny s kovalentnou väzbou. Nekovy tvoria s vodíkom prchavé zlúčeniny (okrem). Hydridy skupín VI a VII vykazujú vo vodných roztokoch kyslé vlastnosti. Keď sa amoniak rozpustí vo vode, vytvorí sa slabá zásada.
p-prvky umiestnené naľavo od bór-astatínovej diagonály sú klasifikované ako kovy. Ich kovové vlastnosti sú oveľa menej výrazné ako u s-prvkov.
S kyslíkom tvoria p-prvky oxidy. Oxidy nekovov sú kyslého charakteru (okrem - nesoľnotvorných). P-kovy sa vyznačujú amfotérnymi zlúčeninami.
Acidobázické vlastnosti sa periodicky menia, napríklad v období III:
| oxidy | |||||
| hydroxidy | |||||
| povaha spojení | amfotérny | slabá kyselina | stredne silná kyselina | silná kyselina | veľmi silná kyselina |
Mnohé p-prvky môžu vykazovať rôzne oxidačné stavy, pričom vznikajú oxidy a kyseliny rôzneho zloženia, napríklad:
Kyslé vlastnosti sa zvyšujú so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie. Napríklad kyselina je silnejšia, silnejšia, – amfotérna, – kyslý oxid.
Kyseliny tvorené prvkami v najvyššom oxidačnom stave sú silné oxidačné činidlá.
d-Elements sa nazývajú aj prechodné. Nachádzajú sa vo veľkých periódach, medzi s- a p-prvkami. V d-prvkoch je deväť energeticky blízkych orbitálov valenčných orbitálov.
Na vonkajšej vrstve sú 1-2 e 
elektrón (ns), zvyšok sa nachádza v predvonkajšej (n-1)d vrstve.
Príklady elektronických vzorcov: .
Táto štruktúra prvkov určuje všeobecné vlastnosti. Jednoduché látky, tvorené prechodovými prvkami, sú kovy . To sa vysvetľuje prítomnosťou jedného alebo dvoch elektrónov vo vonkajšej úrovni.
Prítomnosť čiastočne vyplnených d-orbitálov v atómoch d-prvkov určuje ich rôzne oxidačné stavy . Takmer u všetkých je možný oxidačný stav +2 – podľa počtu vonkajších elektrónov. Najvyššiemu oxidačnému stavu zodpovedá číslo skupiny (s výnimkou železa, prvkov podskupín kobaltu, niklu a medi). Zlúčeniny s vyšším oxidačným stavom sú stabilnejšie a majú podobnú formu a vlastnosti ako podobné zlúčeniny hlavných podskupín:
Oxidy a hydroxidy daného d-prvku v rôznych oxidačných stupňoch majú rôzne acidobázické vlastnosti. Existuje vzorec: so zvyšujúcim sa oxidačným stavom sa mení charakter zlúčenín od zásaditých cez amfotérne až po kyslé . Napríklad:
| oxidačný stupeň | |||
| oxidy | |||
| hydroxidy | |||
| vlastnosti | základné | amfotérny | kyslý |
Kvôli rôznorodosti oxidačných stavov pre chémiu d-prvkov charakterizované redoxnými reakciami. Vo vyšších oxidačných stavoch prvky vykazujú oxidačné vlastnosti a v oxidačnom stupni +2 - redukčné vlastnosti. V strednej miere môžu byť zlúčeniny oxidačnými aj redukčnými činidlami.
d-prvky majú veľký počet voľných orbitálov a preto sú dobré komplexotvorné činidlá, Preto sú súčasťou komplexných zlúčenín. Napríklad:
– hexakyanoželezitan draselný (III);
– tetrahydroxozinkát sodný (II);
– chlorid diaminstrieborný;
– trichlórtriamín kobalt.
Kontrolné otázky
261. Popíšte laboratórium a priemyselné metódy získavanie vodíka. Aký oxidačný stav môže vykazovať vodík vo svojich zlúčeninách? prečo? Uveďte príklady reakcií, v ktorých plynný vodík zohráva úlohu a) oxidačného činidla; b) redukčné činidlo.
262. Aké zlúčeniny horčíka a vápnika sa používajú ako spojivové stavebné materiály? Čo určuje ich adstringentné vlastnosti?
263. Aké zlúčeniny sa nazývajú nehasené vápno a hasené vápno? Napíšte reakčné rovnice na ich prípravu. Aká zlúčenina vzniká pri pálení nehaseného vápna uhlím? Aké sú oxidačné a redukčné činidlá v poslednej reakcii? Napíšte elektronické a molekulárne rovnice.
264. Napíšte chemické vzorce nasledujúce látky: lúh sodný, kryštalická sóda, sóda, potaš. Vysvetli prečo vodné roztoky Všetky tieto látky sa dajú použiť ako odmasťovacie prostriedky.
265. Napíšte rovnicu pre hydrolýzu peroxidu sodného. Ako sa v technológii nazýva roztok peroxidu sodného? Zachová si roztok svoje vlastnosti, ak sa prevarí? prečo? Napíšte zodpovedajúcu reakčnú rovnicu v elektrónovej a molekulárnej forme.
266. Z akých vlastností hliníka vychádza jeho použitie: a) ako konštrukčného materiálu; b) vyrábať pórobetón; c) ako súčasť termitov pri zváraní za studena. Napíšte reakčné rovnice.
267. Aká je agresivita prírodnej a priemyselnej vody voči hliníku a hlinitému cementu? Zostavte zodpovedajúce reakčné rovnice.
268. Aké zlúčeniny sa nazývajú karbidy? Do akých skupín sa delia? Napíšte reakčné rovnice pre interakciu karbidov vápnika a hliníka s vodou, kde sa používajú?
269. Napíšte reakčné rovnice, ktoré možno použiť na vykonanie nasledujúcich transformácií:
Čo je agresívny oxid uhličitý?
270. Prečo sa v technológii rozpúšťa cín v kyseline chlorovodíkovej a olovo v kyseline dusičnej? Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice v elektrónovej a molekulárnej forme.
271. Napíšte reakčné rovnice, ktoré je potrebné vykonať na vykonanie transformácií:
Kde sa tieto látky používajú v technológii?
272. Napíšte molekulárne a elektrónové rovnice pre reakcie amoniaku a hydrazínu s kyslíkom, kde sa tieto reakcie používajú?
273. Aké vlastnosti má pri redoxných reakciách? kyselina sírová? Napíšte molekulárne a v elektronickom formáte rovnice pre nasledujúce interakcie: a) zriedená kyselina sírová s horčíkom; b) koncentrovaná kyselina sírová s meďou; c) koncentrovaná kyselina sírová s uhlím.
274. Na odstránenie oxidu siričitého zo spalín možno použiť tieto metódy: a) adsorpcia tuhým oxidom horečnatým; b) konverzia na síran vápenatý reakciou s uhličitanom vápenatým v prítomnosti kyslíka; c) premena na voľnú síru. Aké chemické vlastnosti má oxid siričitý pri týchto reakciách? Napíšte príslušné rovnice. Kde sa dajú výsledné produkty použiť?
275. Aké špeciálne vlastnosti má kyselina fluorovodíková? Napíšte reakčné rovnice, ktoré je potrebné vykonať na vykonanie transformácií:
Pomenujte látky. Kde sa tieto transformácie používajú?
276. Keď chlór reaguje s haseným vápnom, vytvára sa bielidlo. Napíšte reakčnú rovnicu, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Uveďte chemický názov výsledného produktu a napíšte jeho štruktúrny vzorec. Kde sa používa bielidlo?
277. Zvážte vlastnosti d-prvkov s použitím mangánu a jeho zlúčenín ako príkladu. Svoju odpoveď potvrďte pomocou reakčných rovníc. Pre redox reakcie, zostavte elektronické váhy, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
278. Ktorý základ je silnejší alebo ? prečo? Aké vlastnosti vykazuje pri legovaní s alkalickými a zásaditými oxidmi? Napíšte niekoľko príkladov prípravy takýchto zlúčenín. Aké sú názvy výsledných produktov?
279. Ktoré soli železa nachádzajú najviac praktické využitie, kde a na čo slúžia? Svoju odpoveď potvrďte pomocou reakčných rovníc.
280. Pomenujte látky, zostavte rovnice pre reakcie, ktoré je potrebné vykonať, aby sa uskutočnili transformácie:
Pre redoxné reakcie zostavte elektronické rovnice, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Aké prostredie sa musí zachovať počas zrážania hydroxidu chromitého? prečo?
Mendelejev nazval horizontálne rady prvkov, v rámci ktorých sa vlastnosti prvkov postupne menia obdobia(začína alkalickým kovom (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a končí vzácnym plynom (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).
Výnimky: prvá perióda, ktorá začína vodíkom, a siedma perióda, ktorá je neúplná.
Obdobia sa delia na malý A veľký. Malé obdobia pozostávajú z jeden vodorovný rad. Prvá, druhá a tretia perióda sú malé, obsahujú 2 prvky (1. perióda) alebo 8 prvkov (2., 3. perióda). Veľké obdobia pozostávajú z dvoch vodorovných radov. Štvrtá, piata a šiesta perióda sú veľké, obsahujú 18 prvkov (4., 5. perióda) alebo 32 prvkov (6., 7. perióda). Horné riadky dlhé obdobia sa nazývajú dokonca, spodné riadky sú nepárne.
V šiestom období sa lantanoidy a v siedmom období aktinidy nachádzajú na konci periodickej tabuľky.
V každom období, zľava doprava, sa kovové vlastnosti prvkov oslabujú a nekovové vlastnosti sa zvyšujú.
V párnych radoch veľkých periód sú len kovy.
V dôsledku toho má tabuľka 7 období, 10 riadkov a 8 zvislých stĺpcov, tzv skupiny – je súbor prvkov, ktoré majú rovnakú najvyššiu mocnosť v oxidoch a v iných zlúčeninách. Táto valencia sa rovná číslu skupiny.
Výnimky:
V skupine VIII majú najvyššiu valenciu len Ru a Os VIII.
Skupiny sú vertikálne postupnosti prvkov, sú číslované rímskymi číslicami od I do VIII a ruskými písmenami A a B. Každá skupina pozostáva z dvoch podskupín: hlavnej a vedľajšej. Hlavná podskupina – A, obsahuje prvky malých a veľkých období. Vedľajšia podskupina - B, obsahuje prvky len veľkých období. Zahŕňajú prvky období od štvrtého.
V hlavných podskupinách, zhora nadol, sú kovové vlastnosti posilnené a nekovové vlastnosti sú oslabené. Všetky prvky sekundárnych podskupín sú kovy.
Kvantové čísla
Hlavné kvantové číslo n určuje celkovú energiu elektrónu. Každé číslo zodpovedá úrovni energie. n=1,2,3,4...alebo K,L,M,N...
Orbitálne kvantové číslo l určuje podúrovne na energetickej úrovni. Kvantové číslo l určuje tvar orbitálov (n-1) 0,1,2…
Magnetické kvantové číslo ml určuje počet orbitálov na podúrovni. …-2,-1,0,+1,+2… Celkový počet orbitálov na podúrovni je 2l+1
Kvantové číslo spinu ms sa vzťahuje na dve rôzne orientácie +1/2 -1/2 v každom orbitále môžu byť iba dva elektróny s opačnými spinmi.
Pravidlo pre plnenie energetických hladín a podúrovní prvkov periodickej tabuľky
Prvé pravidlo Klechkovského: pri zvyšovaní náboja atómového jadra dochádza k zaplneniu energetických hladín od orbitálov s menšou hodnotou súčtu hlavných a orbitálnych * kvantových čísel (n+l) po orbitály s väčšou hodnotou tohto súčtu. . Preto by podúroveň 4s (n+l=4) mala byť naplnená skôr ako 3d (n+l=5).
Druhé Klechkovského pravidlo, podľa ktorého pri rovnakých hodnotách súčtu (n + l) sú orbitály vyplnené v poradí rastúceho hlavného kvantového čísla n. 3D podúroveň je vyplnená desiatimi prvkami od Sc po Zn. Sú to atómy d-prvkov. Potom sa začína formovanie podúrovne 4p. Poradie plnenia podúrovní v súlade s pravidlami Klechkovského je možné zapísať ako postupnosť: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 6p 4d 6p p 7s 5f 6d 7p.
Vlastnosti elektrónovej štruktúry atómov prvkov periodickej tabuľky
Vlastnosti elektrónovej štruktúry atómov prvkov v hlavnej a sekundárnej podskupine, rodiny lantanoidov a aktinoidov
Tieniace a penetračné účinky
Vplyvom tienenia je oslabená príťažlivosť valenčných elektrónov k jadru. Opačnú úlohu zároveň zohráva penetračná schopnosť valenčných elektrónov do jadra, čím sa zosilňuje interakcia s jadrom. Celkový výsledok príťažlivosť valenčných elektrónov k jadru závisí od relatívneho príspevku k ich interakcii skríningového vplyvu elektrónov vo vnútorných vrstvách a schopnosti valenčných elektrónov prenikať do jadra.
Periodický charakter vlastností prvkov spojených s ich štruktúrami elektronické mušle
Zmeny acidobázických vlastností oxidov a hydroxidov v periódach a skupinách
Kyslé vlastnosti oxidov prvkov sa zvyšujú v periódach zľava doprava a v skupinách zdola nahor.!
Oxidačné stavy prvkov
Oxidačný stav (oxidačné číslo, formálny náboj) - pomocná konvenčná hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií, číselná hodnota elektrického náboja priradená atómu v molekule za predpokladu, že elektrónové páry, ktoré uskutočňujú väzba je úplne posunutá smerom k elektronegatívnym atómom.
Predstavy o stupni oxidácie tvoria základ pre klasifikáciu a nomenklatúru anorganických zlúčenín.
Oxidačné číslo zodpovedá náboju iónu alebo formálnemu náboju atómu v molekule alebo chemickej formálnej jednotke, napríklad:
Oxidačné číslo je uvedené nad symbolom prvku. Na rozdiel od označenia náboja atómu sa pri udávaní oxidačného stavu najprv uvádza znamienko a potom číselná hodnota a nie naopak.
Príslušnosť prvku k elektronickej rodine je určená povahou plnenia energetických podúrovní:
s-prvky – vyplnenie vonkajšej s-podúrovne za prítomnosti dvoch alebo ôsmich elektrónov na predvonkajšej úrovni, napr.
Li 1s 2 2 s 2
s-prvky sú aktívne kovy, ktorých charakteristické oxidačné stavy sa číselne rovnajú počtu elektrónov na poslednej úrovni:
1 pre alkalické kovy a +2 pre prvky druhej skupiny
p-prvky – vyplnenie vonkajšej p-podúrovne, napr.
F 1s 2 2s 2 2p5
Prvky B až Ne vrátane tvoria prvú sériu p-prvky (prvky hlavných podskupín), v ktorých atómoch sa nachádzajú elektróny najvzdialenejšie od jadra na druhej podúrovni vonkajšej energetickej hladiny.
d-elements – vyplnenie predexternej d-podúrovne, napr.
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
d-prvky patria medzi kovy.
f-prvky – vyplnenie f-podúrovne druhej úrovne vonku, napr.
Nd 1s 2 2s 2 2p 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4
f-prvky sú prvky rodiny aktinidov a lantanoidov.
Kvantová mechanika, porovnávanie elektronické konfigurácie atómov prichádza k nasledujúcim teoretickým záverom:
1. Štruktúra vonkajšieho obalu atómu je periodickou funkciou nábojového čísla atómu Z.
2. Keďže chemické vlastnosti atómu sú určené štruktúrou vonkajšieho obalu, z predchádzajúceho odseku vyplýva: chemické vlastnosti prvkov periodicky závisia od náboja jadra.
Kontrolné otázky
1. Jadrový model štruktúry atómu. Izotopy (rádionuklidy).
2. Kvantovo - mechanický model štruktúry atómu.
3. Kvantové čísla (hlavné, orbitálne, magnetické, spinové).
4. Štruktúra elektronických obalov atómov. Pauliho princíp. Princíp najmenšej energie. Hundovo pravidlo.
5. Elektrónové štruktúrne vzorce atómov. Hybridizácia atómových orbitálov.
6. Charakteristika atómu. Atómový polomer. Elektronegativita. Elektrónová afinita. Ionizačná energia. S, p, d, f – elektrónové rodiny atómov.
Typické úlohy
Úloha č.1. Polomery iónov Na + a Cu + sú rovnaké (0,098 nm). Vysvetlite rozdiel v teplotách topenia chloridu sodného (801 °C) a chloridu meďného (430 °C).
Pri rovnakých nábojoch a veľkostiach iónov Na + a Cu + má ión Cu + 18-elektrónový vonkajší obal a silnejšie polarizuje anión Cl - ako ión Na +, ktorý má elektrónovú štruktúru vzácneho plynu. Preto sa v chloride meďnom v dôsledku polarizácie prenesie väčšia časť elektronického náboja z aniónu na katión ako v chloride sodnom. Efektívne náboje iónov v kryštáli CuCl sú menšie ako NaCl a elektrostatická interakcia medzi nimi je slabšia. To vysvetľuje nižšiu teplotu topenia CuCl v porovnaní s NaCl, ktorého kryštálová mriežka je blízka čisto iónovému typu.
Úloha č.2. Ako je indikovaný stav elektrónu: a) s n=4,L=2; b) kde n = 5, L = 3.
Riešenie: Pri písaní energetického stavu je číslo úrovne (n) označené číslom a povaha podúrovne (s, p, d, f) je označená písmenom. Pre n=4 a L=2 píšeme 4d; pre n=5 a L=3 napíšeme 5f.
Úloha č. 3. Koľko orbitálov celkovo zodpovedá tretej energetickej hladine? Koľko elektrónov je na tejto úrovni? Na koľko podúrovní sa delí táto úroveň?
Riešenie: Pre tretiu energetickú hladinu n=3 je počet atómových orbitálov 9(3 2), čo
je súčet 1(s) +3(p) +5(d)=9. Podľa Pauliho princípu je počet elektrónov na tejto úrovni 18. Tretia energetická úroveň je rozdelená do troch podúrovní: s, p, d (počet podúrovní sa zhoduje s počtom hodnôt hlavného kvantového čísla) .
Úloha č.4. Do akých elektronických rodín sú zaradené? chemické prvky?
Riešenie: Všetky chemické prvky možno klasifikovať do 4 typov v závislosti od povahy vyplnených podúrovní:
s-prvky vypĺňajú podúroveň ns elektrónmi;
p-prvky - vyplňte podúroveň np elektrónmi;
d-prvky - vyplňte (n-1)d podúroveň elektrónmi;
f-prvky – vyplňte (n-2)f podúroveň elektrónmi;
Úloha č. 5. Ktorá podúroveň je vyplnená v atóme elektrónmi po naplnení podúrovne: a) 4p; b) 4s
Riešenie: A) podúroveň 4p zodpovedá súčtu (n+1) rovnajúcemu sa 4+1=5. Rovnaký súčet charakterizuje podúrovne 3d (3+2=5) a 5s (5+0=5). Stav 3d však zodpovedá menšej hodnote n (n=3) ako stav 4p, takže podúroveň 3d bude naplnená skôr ako podúroveň 4p. Následne po naplnení podúrovne 4p sa naplní podúroveň 5s, čo zodpovedá o jednotku väčšej hodnote n(n=5).
B) podúroveň 4s zodpovedá súčtu n+1=4+0=4. Rovnaký súčet n+1 charakterizuje podúroveň 3p, ale naplnenie tejto podúrovne predchádza naplneniu podúrovne 4s, pretože to druhé zodpovedá väčšej hodnote hlavného kvantového čísla. Následne po podúrovni 4s sa vyplní podúroveň so súčtom (n+1)=5 a zo všetkých možných kombinácií n+l tomuto súčtu zodpovedá (n=3, l=2; n=4; l= 1; n=5; l=0), bude najskôr realizovaná kombinácia s najmenšou hodnotou hlavného kvantového čísla, to znamená, že po 4s podúrovni sa vyplní podúroveň 3d.
Záver: teda naplnenie podúrovne d zaostáva o jednu kvantovú úroveň, naplnenie podúrovne f zaostáva o dve kvantové úrovne.
Ak chcete napísať elektronický vzorec prvku, musíte: uviesť číslo úrovne energie arabskými číslicami, napísať hodnotu písmena podúrovne a napísať počet elektrónov ako exponent.
Napríklad: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Elektronický vzorec je zostavený s prihliadnutím na konkurenciu podúrovní, t.j. pravidlá minimálnej energie. Bez toho, aby sme to brali do úvahy, elektronický vzorec bude napísaný: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2.
Úloha č.6. Elektrónovú štruktúru atómu opisuje vzorec 1s22s22p63s23d74s2. Čo je to za prvok?
Riešenie: Tento prvok patrí k elektronickému typu d-prvkov 4. periódy, pretože 3D podúroveň je vybudovaná elektrónmi; počet elektrónov 3d 7 naznačuje, že ide o siedmy prvok v poradí. Celkový počet elektrónov je 27, čo znamená, že atómové číslo je 27. Tento prvok je kobalt.
Testovacie úlohy
Vyber správnu odpoveď
01. ELEKTRONICKÝ VZOREC PRVKU JE ... 5S 2 4D 4. OZNAČENIE POČTU ELEKTRÓNOV VO VONKAJŠEJ ÚROVNI
02. MÔŽU V ATÓME EXISTOVAŤ DVA ELEKTRÓNY S ROVNAKOU SADA VŠETKÝCH ŠTYROCH KVANTOVÝCH ČÍSEL?
1) nemôže
Môžu
3) môže len v vzrušenom stave
4) môže len v normálnom (nevzrušenom) stave
03. AKÝ PODÚROVŇ SA VYPLNÍ PO PODÚROVNI 4D?
04. ELEKTRONICKÝ VZOREC PRVKU JE: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2. UVEĎTE POČET VALENČNÝCH ELEKTRÓNOV
05. ELEKTRONICKÝ VZOREC PRVKU JE: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 7. ČO JE TO ELEMENT?
06. KTORÁ PODÚROVEŇ SA VYPLNÍ PRED 4D PODÚROVŇOU?
07. MEDZI NIŽŠIE UVEDENÝMI ELEKTRONICKÝMI KONFIGURÁCIAMI UVEĎTE NEMOŽNÉ
08. ELEKTRONICKÚ ŠTRUKTÚRU ATÓMU PRVKU VYJADRUJE VZOREC: 5S 2 4D 3. URČITE, O KTORÝ PRVOK JE.
