Цахим тохиргоо zn2. Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ. Электроныг хаанаас хайх вэ
TCT-ийн хамгийн чухал ололт бол нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн тодорхой өнгөний шалтгааныг сайн тайлбарласан явдал юм. Нарийн төвөгтэй нэгдлүүдэд өнгө үүсэх шалтгааныг тайлбарлахаасаа өмнө үзэгдэх гэрэл нь цахилгаан соронзон цацраг бөгөөд долгионы урт нь 400-аас 700 нм-ийн хооронд хэлбэлздэг гэдгийг санаарай. Энэ цацрагийн энерги нь түүний долгионы урттай урвуу хамааралтай:
E = h×n = h×c/l
Эрчим хүч 162 193 206 214 244 278 300
E, кЖ/моль
Долгионы урт 760 620 580 560 490 430 400
D тэмдгээр тэмдэглэсэн болор талбараар d түвшний хуваагдлын энерги нь үзэгдэх гэрлийн фотоны энергитэй ижил хэмжээтэй байна. Тиймээс шилжилтийн металлын цогцолборууд нь спектрийн харагдах бүсэд гэрлийг шингээж чаддаг. Шингээсэн фотон нь электроныг d-орбиталуудын энергийн доод түвшнээс өндөр түвшинд хүргэж өдөөдөг. Үүнийг 3+ жишээн дээр тайлбарлая. Титан (III) нь зөвхөн 1 d-электронтой бөгөөд энэ цогцолбор нь спектрийн харагдах хэсэгт зөвхөн нэг шингээлтийн оргилтой байдаг. Хамгийн их эрчим 510 нм. Энэ долгионы урт дахь гэрэл нь d электроныг d орбиталуудын энергийн доод түвшнээс дээд цэг рүү шилжүүлэхэд хүргэдэг. Цацраг шингээлтийн үр дүнд шингэсэн бодисын молекул нь E 1 энерги багатай үндсэн төлөвөөс өндөр энерги E 2 төлөвт шилждэг. Өдөөлтийн энерги нь молекулын бие даасан чичиргээний энергийн түвшинд тархаж, дулааны энерги болж хувирдаг. Нарийн тодорхойлогдсон гэрлийн энергийн квантуудыг шингээхээс үүдэлтэй электрон шилжилтүүд нь хатуу тодорхойлогдсон шингээлтийн зурвасууд байдгаараа онцлог юм. Түүнээс гадна гэрлийн шингээлт нь шингэсэн квантийн энерги нь шингээгч молекулын эцсийн ба анхны төлөв дэх квант энергийн түвшний хоорондох энергийн ялгаа DE-тэй давхцах тохиолдолд л тохиолддог.
DE = E 2 – E 1 = h×n = h×c/l,
энд h нь Планкийн тогтмол; n - шингээгдсэн цацрагийн давтамж; c нь гэрлийн хурд; l нь шингээгдсэн гэрлийн долгионы урт.
Бодисын дээжийг гэрлээр гэрэлтүүлэхэд дээжинд шингээгүй бүх өнгөний ойсон туяа бидний нүд рүү ордог. Хэрэв дээж нь бүх долгионы урттай гэрлийг шингээдэг бол туяа нь үүнээс тусдаггүй бөгөөд ийм объект бидэнд хар өнгөтэй харагддаг. Хэрэв дээж нь гэрлийг огт шингээдэггүй бол бид үүнийг цагаан эсвэл өнгөгүй гэж ойлгодог. Хэрэв дээж улбар шараас бусад бүх цацрагийг шингээвэл улбар шар өнгөтэй болно. Өөр нэг хувилбар боломжтой - цэнхэрээс бусад бүх өнгийн туяа бидний нүд рүү ороход ч дээж нь улбар шар өнгөтэй байж болно. Эсрэгээр, хэрэв дээж зөвхөн улбар шар туяаг шингээдэг бол энэ нь цэнхэр өнгөтэй болно. Цэнхэр ба улбар шарыг нэмэлт өнгө гэж нэрлэдэг.
Спектрийн өнгөний дараалал: руу бүр Оанчин болонхүсдэг hүгүй ээ, Где -тайявдаг еазан - рууулаан, Охүрээ, болоншар, hногоон , Гцэнхэр, -тайцэнхэр , fнил ягаан
3+ усан цогцолборын хувьд D-ийн тоон утгыг тооцно. = 163 кЖ/моль нь харагдах улаан цацрагийн хязгаартай тохирч байгаа тул Fe 3+ давсны усан уусмал нь бараг өнгөгүй байдаг. Hexacyanoferrate (III) нь D dist-тэй. = 418 кЖ/моль, энэ нь спектрийн хөх-ягаан хэсэгт шингээлт, шар-улбар шар өнгийн тусгалтай тохирч байна. Гексацианоферрат (III) ион агуулсан уусмалууд нь улбар шар өнгөтэй шар өнгөтэй. D dist утга 3+ нь 3-тай харьцуулахад бага бөгөөд энэ нь Fe 3+ -OH 2-ийн холболтын энергийг тийм ч өндөр биш илэрхийлдэг. 3-ийн задралын өндөр энерги нь Fe 3+ -CN-ийн холболтын энерги их байгааг харуулж байгаа тул CN-ийг арилгахад илүү их энерги шаардагдана. Туршилтын мэдээллээс харахад 3+ зохицуулалтын хүрээн дэх H 2 O молекулуудын дундаж наслалт 10-2 секунд орчим байдаг ба нийлмэл 3- нь CN-лиггандуудыг маш удаан салгадаг.
TCP ашиглан асуудлыг шийдвэрлэх хэд хэдэн жишээг авч үзье.
Жишээ:транс-+ цогцолбор ион нь спектрийн улаан бүсэд голчлон гэрлийг шингээдэг - 640 нм. Энэ цогцолбор ямар өнгөтэй вэ?
Шийдэл: Тухайн цогцолбор нь улаан гэрлийг шингээдэг тул түүний өнгө нь улаан өнгөтэй ногоон өнгөтэй байх ёстой.
Жишээ: A1 3+, Zn 2+, Co 2+ ионууд нь лигандуудын октаэдр орчинд байдаг. Эдгээр ионуудын аль нь харагдах гэрлийг шингээж, үүний үр дүнд бидэнд өнгөт харагддаг вэ?
Шийдэл: A1 3+ ион нь электрон тохиргоотой. Энэ нь гадаад d электронгүй тул өнгөт биш юм. Zn 2+ ион нь цахим тохиргоотой - 3d 10. Энэ тохиолдолд бүх d-орбиталууд электронуудаар дүүрдэг. d x 2– y2 ба d x 2 орбиталууд d xy , d yz , d xz орбиталуудын энергийн доод түвшнээс өдөөгдсөн электроныг хүлээн авах боломжгүй. Тиймээс Zn 2+ цогцолбор нь мөн өнгөгүй байдаг. Co 2+ ион нь электрон тохиргоотой - d 7. Энэ тохиолдолд d xy, d yz, d xz орбиталуудын энергийн доод түвшнээс нэг d-электроныг d x 2– y2 ба d x 2 орбиталуудын энергийн дээд түвшинд шилжүүлэх боломжтой. Тиймээс Co 2+ ионы цогцолбор нь өнгөтэй байна.
Жишээ: 3+, 3+, 3-ийн диасоронзон цогцолборын өнгө улбар шар, харин 3-, 0 парамагнит цогцолборын өнгө яагаад цэнхэр өнгөтэй байдгийг хэрхэн тайлбарлах вэ?
Шийдэл: цогцолборуудын улбар шар өнгө нь спектрийн хөх-ягаан хэсэгт шингээлтийг илтгэнэ, өөрөөр хэлбэл. богино долгионы мужид. Иймээс эдгээр цогцолборыг хуваах нь том утга бөгөөд энэ нь бага эргэлттэй цогцолбор (D>P)-д хамаарахыг баталгаажуулдаг. Электрон хосолсон (d 6 тохиргоо, t 2g дэд түвшний бүх зургаан электрон) нь NH 3, en, NO 2 лигандууд байдагтай холбоотой. - спектр химийн цувралын баруун талд хамаарна. Тиймээс цогцолбор хийхдээ тэд хүчтэй талбарыг бий болгодог. Хоёр дахь бүлгийн цогцолборыг цэнхэр өнгөөр будах нь шар-улаан энергийг шингээдэг гэсэн үг юм. спектрийн урт долгионы хэсэг. Цогцолборын гэрлийг шингээх долгионы урт нь хуваагдлын хэмжээг тодорхойлдог тул энэ тохиолдолд D-ийн утга харьцангуй бага (D) гэж хэлж болно.<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 .
Жишээ:Кристал талбайн онолыг ашиглан усан уусмал дахь цогцолбор ион яагаад өнгөгүй, 2 нь ногоон өнгөтэй байдгийг тайлбарлана уу?
Шийдэл : нийлмэл - 3d 10 4s 0 электрон тохируулгатай Cu + зэсийн катионоос үүссэн, бүх d-орбиталууд дүүрсэн, электрон дамжуулалт боломжгүй тул уусмал өнгөгүй байна. Цогцолбор 2- нь Cu 2+ катионоор үүсгэгддэг бөгөөд электрон тохиргоо нь 3d 9 4s 0 тул d- дэд түвшинд сул орон тоо бий. d-дэд түвшинд гэрлийг шингээх үед электронуудын шилжилт нь цогцолборын өнгийг тодорхойлдог. Зэсийн (C) усан цогцолборууд нь усан уусмалд цэнхэр өнгөтэй байдаг; хлоридын ионыг цогцолборын дотоод бөмбөрцөгт оруулах нь холимог-лигандын цогцолбор үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь уусмалыг ногоон өнгөтэй болгоход хүргэдэг.
Жишээ: Кристал талбайн онолыг харгалзан валентийн бондын аргыг ашиглан төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлж, цогцолборуудын геометрийн хэлбэрийг урьдчилан таамаглах:
- + -
Шийдэл: Заасан цогцолборуудаас E +-ээр үүсгэгдсэн нэгдлүүдийг сонгон авч үзье, эдгээр нь:
+ - 3-
- + .
Эдгээр цогцолбор дахь химийн холбоо нь донор-хүлээн авагч механизмаар үүсгэгддэг электрон донорууд нь лигандууд: аммиакийн молекулууд ба цианидын ионууд (монодентат лиганд) ба тиосульфатын ионууд (бидентат лиганд). Электрон хүлээн авагч нь E + катион юм. Цахим тохиргоо (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Моно шүдэт лигандтай хоёр холбоо үүсэхэд гадаад ns- ба np-орбиталууд оролцдог, төв атомын эрлийзжих хэлбэр нь sp, цогцолборуудын геометрийн хэлбэр нь шугаман, хосгүй электрон байхгүй, ион нь диамагнит шинж чанартай байдаг. . Бидентат лигандтай дөрвөн донор хүлээн авагчийн холбоо үүсэхэд төв атомын нэг s-орбитал, гурван p-орбитал нь MBC-д оролцдог бол эрлийзжүүлэлтийн төрөл нь sp 3, цогцолборын геометрийн хэлбэр нь тетраэдр байдаг. хосгүй электронууд байдаггүй.
Хоёр дахь бүлгийн цогцолборууд:
- - - 3+
алт(III) ионоор үүсгэгдсэн электрон тохиргоо нь 5d 8 6s 0. Спектрохимийн цувралын дагуу нэгдэл үүсэхэд оролцдог лигандуудыг сул: хлорид ба бромидын ионууд, хүчтэй: аммиак ба цианидын ионууд гэж хувааж болно. Хундын дүрмийн дагуу 5d орбиталд хосгүй хоёр электрон байдаг бөгөөд тэдгээр нь сул талбайн лиганд бүхий донор-акцепторын холбоо үүсэх үед хадгалагддаг. Бонд үүсгэхийн тулд алтны катион нь нэг 6s ба гурван 6p орбиталийг өгдөг. Төвийн sp 3 атомын эрлийзжүүлэлтийн төрөл. Нарийн ионы орон зайн бүтэц нь тетраэдр юм. Хоёр хосгүй электрон байдаг бөгөөд цогцолбор нь парамагнит юм.
Хүчтэй талбайн лигандын нөлөөн дор алт (III) ионы электронууд нэг 5d орбитал ялгарснаар хослоно. Төв атомын нэг 5d-, нэг 6s-, хоёр 6p-орбитал нь дөрвөн донор-хүлээн авагчийн холбоо үүсэхэд оролцдог. Гибридизацийн төрөл dsp 2. Үүний үр дүнд комплекс ионы хавтгай дөрвөлжин бүтэц үүсдэг. Хослогдоогүй электронууд байхгүй, цогцолборууд нь диамагнит шинж чанартай байдаг.
Цогцолборын уусмалын өнгө нь түүний найрлага, бүтцээс хамаардаг бөгөөд шингээлтийн зурвасын хамгийн их хэмжээтэй l max долгионы уртаар тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь квант-химийн хувьд тохирох электрон шилжилтийг хориглосон эсэхээс хамаарна. , мөн цогцолборын электрон бүтэц, систем дэх дулааны хөдөлгөөний эрчим, зохицуулалтын олон өнцөгтийн ердийн геометрийн хэлбэрийн гажуудлын зэрэг гэх мэт олон үзүүлэлтээс хамаардаг шингээлтийн зурвасын бүдэгрэх.
Валентийн холбооны аргын онол
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
-ын дагуу Хундын дүрэмГадаад энергийн түвшний электронууд дараах байдлаар байрлана.
Нарийн төвөгтэй бодис c.n зохицуулалтын дугаартай. = 6, тиймээс энэ нь 6 лиганд хавсаргах боломжтой бөгөөд тус бүр нь дан электрон хостой бөгөөд ингэснээр электрон донор юм. Акцептор (цогцолбор үүсгэгч) нь зургаан электрон хосыг багтаахын тулд зургаан хоосон орбиталь өгөх ёстой. Нарийн төвөгтэй 3+ ион үүсэх үед Co 3+-ийн d – төлөвт хосгүй дөрвөн электрон эхлээд электрон хос үүсгэдэг бөгөөд үүний үр дүнд хоёр 3d орбитал ялгардаг.
Дараа нь дараахь бүтэцтэй 3+ цогцолбор ион үүсдэг.
Энэхүү цогц ион үүсэхэд дотоод 3d орбиталууд болон гаднах 4 болон 4p орбиталууд оролцдог. Гибридизацийн төрөл - г 2 sp 3 .
Зөвхөн хосолсон электронууд байгаа нь ионы диамагнит шинж чанарыг илтгэнэ.
Кристал талбайн онол
Кристал талбайн онолкомплекс үүсгэгч ба лигандуудын хоорондын холбоо хэсэгчилсэн байна гэсэн таамаглал дээр суурилдаг. Гэсэн хэдий ч төвийн ионы электронуудын энергийн төлөв байдалд лигандын электростатик талбайн нөлөөллийг харгалзан үздэг.
Хоёр цогцолбор давсыг авч үзье: K 2 ба K 3 .
K 2 - тетраэдр орон зайн бүтэцтэй ( sp 3 - эрлийзжүүлэх)
K 3 - октаэдр орон зайн бүтэцтэй ( sp 3 г 2 -гибридизаци)
Complexing agents нь дараах байдалтай байна электрон тохиргоо:
d – чөлөөт атом эсвэл ионы хувьд ижил энергийн түвшний электронууд ижил байна. Гэхдээ лигандын электростатик талбайн үйл ажиллагаа нь төвийн ион дахь d-орбиталуудын энергийн түвшинг хуваахад хувь нэмэр оруулдаг. Лигандын үүсгэсэн талбар илүү хүчтэй байх тусам хуваагдал их болно (ижил цогцолбор үүсгэгчийн хувьд). Эрчим хүчний түвшинг хуваах чадварын дагуу лигандуудыг дараалан байрлуулна.
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Комплекс ионы бүтэц нь цогцолбор үүсгэгчийн энергийн түвшний хуваагдлын шинж чанарт нөлөөлдөг.
At октаэдр бүтэццогцолбор ион, d γ -орбиталууд (d z 2 -, d x 2 - y 2 - орбиталууд) лигандын талбайн хүчтэй харилцан үйлчлэл, мөн эдгээр орбиталуудын электронууд нь d ε -орбиталуудын электронуудаас өндөр энергитэй байж болно (d xy, d xz, d yz - орбиталууд).
Лигандын октаэдр талбар дахь d-төлөв дэх электронуудын энергийн түвшний хуваагдлыг дараах байдлаар илэрхийлж болно. диаграмын хэлбэр:
Энд Δ аравдугаар сар нь лигандын октаэдр талбар дахь хуваагдах энерги юм.
Тетраэдр бүтэцтэйнийлмэл ионы d γ орбитал нь d ε орбиталаас бага энергитэй:
Энд Δ тетр нь лигандын тетраэдр талбарт хуваагдах энерги юм.
Хуваах энерги Δэнерги нь харгалзах электрон шилжилтийн энергитэй тэнцүү бодисоор гэрлийн квантуудын шингээлтийн спектрээс туршилтаар тодорхойлогддог. Шингээлтийн спектр, түүнчлэн d-элементүүдийн нийлмэл нэгдлүүдийн өнгө нь электронууд бага энергитэй d-орбиталаас өндөр энергитэй d-орбитал руу шилжсэнтэй холбоотой юм.
Тиймээс K 3 давсны хувьд гэрлийн квантыг шингээх үед d ε орбиталаас d γ орбитал руу электрон шилжих магадлалтай. Энэ давс нь улбар шар-улаан өнгөтэй болохыг тайлбарлаж байна. Мөн K2 давс нь гэрлийг шингээж чаддаггүй тул өнгөгүй байдаг. Үүнийг d γ орбиталаас d ε орбитал руу электрон шилжих боломжгүй гэж тайлбарладаг.
Молекулын тойрог замын онол
MO аргахэсэгт өмнө нь хэлэлцсэн.
Энэ аргыг ашиглан бид өндөр эргэлттэй ионы 2+-ийн электрон тохиргоог дүрслэх болно.
Ni 2+ ионы цахим тохиргоо:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 or ...4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
Нарийн төвөгтэй ион дотор 2+ химийн холбоо үүсгэхэд оролцох 8 электронтөвийн Ni 2+ ион ба 6 NH 3 лигандаас 12 электрон.
Нарийн төвөгтэй ионБайгаа октаэдр бүтэц. Анхны харилцан үйлчлэлцдэг бөөмсийн энерги нь ойролцоо утгатай бөгөөд орон зайд чиглэгдсэн үед л MO үүсэх боломжтой.
Манай тохиолдолд Ni 2+ ионы 4s орбиталзургаан лиганд тус бүрийн орбиталуудтай тэнцүү давхцдаг. Үүний үр дүнд молекулын орбиталууд үүсдэг: холболт σ s b ба эсрэг холбоо σ s dis.
Комплекс үүсгэгчийн гурван 4p орбитал давхцаж байнаЛигандын орбиталуудтай σ x, σ y, σ z холболт, σ x, σ y, σ z гэсэн эсрэг холбоо гэсэн зургаан σp-орбитал үүсэхэд хүргэдэг.
Давхардсан d z 2 ба d x 2 - y 2 цогцолбор үүсгэгчЛигандын орбиталуудтай хамт дөрвөн молекул орбитал үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг: хоёр бонд σ бонд x 2 - y 2, σ бонд z 2 ба хоёр эсрэг бонд σ тасархай x 2 - y 2, σ зүсэлт z 2.
Ni 2+ ионы d xy , d xz , d yz орбиталууд нь лигандын орбиталуудтай холбогддоггүй, учир нь тэдэн рүү чиглээгүй. Үүний үр дүнд тэдгээр нь σ холбоо үүсэхэд оролцдоггүй бөгөөд холбоогүй орбиталууд юм: π xz, π xy, π yz.
Нийт нийлмэл 2+ ион нь 15 молекул орбитал агуулдаг.Электронуудын зохион байгуулалтыг дараах байдлаар дүрсэлж болно.
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ хэмжээ x 2 - y 2) (σ хэмжээ z 2)
Молекулын орбитал үүсэхийг схемийн дагуу доорх диаграммд үзүүлэв.
2016 оны Улсын нэгдсэн шалгалтын сонголтуудын №1 даалгаврыг авч үзье.
Даалгавар №1.
Гадаад электрон давхаргын 3s²3p6 электрон томьёо нь хоёр бөөмс бүрийн бүтэцтэй тохирч байна.
1. Arº ба Kº 2. Cl‾ ба K+ 3. S²‾ ба Naº 4. Clº ба Ca2+
Тайлбар:хариултын сонголтуудын дунд өдөөгдээгүй, өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомууд, өөрөөр хэлбэл калийн ионы цахим тохиргоо нь үелэх систем дэх байрлалтай тохирохгүй байна. 1 Arº ба Kº сонголтыг авч үзье. Тэдний цахим тохиргоог бичье: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - зөвхөн аргонд тохиромжтой электрон тохиргоо. 2-р хариултын хувилбарыг авч үзье - Cl‾ ба K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Тиймээс, зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Тайлбар:Учир нь бид аргоны электрон тохиргоог бичнэ: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Кальци нь 2 электронтой тул тохиромжгүй. Калийн хувьд: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №3.
Атомын электрон тохиргоо нь 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 элемент нь устөрөгчийн нэгдэл үүсгэдэг.
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Тайлбар:Тогтмол хүснэгтийг харцгаая, хүхрийн атом ийм электрон тохиргоотой. Зөв хариулт нь 4.
Даалгавар No4.
Магнийн атомууд ба
1. Кальци 2. Хром 3. Цахиур 4. Хөнгөн цагаан
Тайлбар:Магни нь гадаад энергийн түвшний тохиргоотой: 3s2. Кальцийн хувьд: 4s2, хромын хувьд: 4s2 3d4, цахиурын хувьд: 3s2 2p2, хөнгөн цагааны хувьд: 3s2 3p1. Зөв хариулт нь 1.
Даалгавар №5.
Үндсэн төлөвт байгаа аргон атом нь бөөмийн электрон тохиргоотой тохирч байна.
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Тайлбар:Аргоны үндсэн төлөв дэх электрон тохиргоо нь 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 байна. S²‾ нь электрон тохиргоотой: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Зөв хариулт нь 1.
Даалгавар №6.
Фосфор ба фосфорын атомууд нь гадаад энергийн түвшний ижил төстэй тохиргоотой байдаг.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. Н
Тайлбар:Фосфорын атомын гаднах түвшний электрон тохиргоог бичье: 3s2 3p3.
Хөнгөн цагааны хувьд: 3s2 3p1;
Аргоны хувьд: 3s2 3p6;
Хлорын хувьд: 3s2 3p5;
Азотын хувьд: 2s2 2p3.
Зөв хариулт нь 4.
Даалгавар №7.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 электрон тохиргоо нь бөөмстэй тохирч байна.
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Тайлбар:энэ электрон тохиргоо нь үндсэн төлөвт байгаа аргон атомтай тохирч байна. Хариултын хувилбаруудыг авч үзье:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Зөв хариулт нь 2.
Даалгавар №8.
Хромын атом дахь валентийн электронуудын тархалтад ямар электрон тохиргоо тохирч байна вэ?
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Тайлбар:Хромын үндсэн төлөвт электрон тохиргоог бичье: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Валентийн электронууд нь сүүлийн хоёр 4s ба 3d дэд түвшинд байрладаг (энд нэг электрон s-ээс d дэд түвшин рүү үсэрдэг). Зөв хариулт нь 3.
Даалгавар №9.
Атом нь үндсэн төлөвийн гаднах электрон түвшинд гурван хосгүй электрон агуулдаг.
1. Титан 2. Цахиур 3. Магни 4. Фосфор
Тайлбар: 3 хосгүй электронтой байхын тулд элемент 5-р бүлэгт байх ёстой. Тиймээс, зөв хариулт нь 4.
Даалгавар №10.
Хамгийн их исэл нь RO2 болох химийн элементийн атом нь гадаад түвшний тохиргоотой байна:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Тайлбар:Энэ элемент нь исэлдэлтийн төлөвтэй (энэ нэгдэлд) +4, өөрөөр хэлбэл гаднах түвшинд 4 валентын электронтой байх ёстой. Тиймээс, зөв хариулт нь 2.
(Та зөв хариулт нь 1 гэж бодож магадгүй, гэхдээ ийм атомын исэлдэлтийн түвшин хамгийн ихдээ +6 байх болно (гадна түвшинд 6 электрон байдаг тул), гэхдээ RO2 томьёотой болохын тулд бидэнд илүү их исэл хэрэгтэй. элемент нь RO3 исэл ихтэй байх болно)
Бие даасан ажилд зориулсан даалгавар.
1. Электрон тохиргоо 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 нь атомтай тохирч байна.
1. Хөнгөн цагаан 2. Азот 3. Хлор 4. Фтор
2. Бөөм нь найман электрон гаднах бүрхүүлтэй
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Атомын электрон бүтэц нь 1s2 2s2 2p3 элементийн атомын дугаар нь тэнцүү байна.
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Cu2+ зэсийн ионы электроны тоо
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Азотын атомууд ба
1. Хүхэр 2. Хлор 3. Хүнцэл 4. Марганец
6. Аль нэгдэлд 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 электрон тохиргоотой катион ба анион агуулагдах вэ?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Төмрийн ионы Fe2+ дахь электроны тоо
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Ион нь инертийн хийн электрон тохиргоотой
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Фтор ба фторын атомууд нь гадаад энергийн түвшний ижил төстэй тохиргоотой байдаг
1. Хүчилтөрөгч 2. Лити 3. Бром 4. Неон
10. Атомын электрон томьёо нь 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 устөрөгчийн нэгдэлд тохирох элемент.
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Энэхүү тэмдэглэлд 2016 оны Улсын нэгдсэн шалгалтын цуглуулгын даалгавруудыг А.А. Каверина.
Та энэ програмыг ажиллуулахын тулд JavaScript-г идэвхжүүлэх хэрэгтэй.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 тоонуудтай танилцаж, атомын электрон тохиргоог түүний тоогоор хийж чаддаг байх болно.
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 иж бүрдэл нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамааран 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, орбит гэдэг үгийн оронд бид "Орбитал" гэдэг нь электроны долгионы функц, энэ нь электрон цаг хугацааныхаа 90% -ийг зарцуулдаг бүс 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 тэд энергийн түвшнээс хамааран үүл нь бөмбөг, дамббелл, өөр хоёр, илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг болохыг тогтоожээ. 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 ба 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 тойрог бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.
d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч, 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 эргэлддэг хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ
Үндсэн квант тоо n
Үндсэн квант тоо нь энергийн түвшин бөгөөд одоогоор долоон энергийн түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүр нь араб тоогоор тэмдэглэгдсэн байдаг: 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.