Электронная конфигурация иона zn2. Электронная конфигурация атома

You need to enable JavaScript to run this app.

Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:

• Главное квантовое число
• Орбитальное квантовое число
• Магнитное квантовое число
• Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона, грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.

N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1". Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .

Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.

Спиновое квантовое число m s

Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Тетрафторид дицинка

Zn 2 F 4 (г). Термодинамические свойства газообразного тетрафторида дицинка в стандартном состоянии в интервале температур 100 - 6000 К приведены в табл. Zn 2 F 4 .

Молекулярные постоянные, использованные для расчета термодинамических функций Zn 2 F 4 приведены в табл. Zn.8 . Структура молекулы Zn 2 F 4 экспериментально не исследовалась. По аналогии с Be 2 F 4 [ 82СОЛ/ОЗЕ ], Mg 2 F 4 [ 81СОЛ/САЗ ] (см. также [ 94GUR/VEY ]) и Аl 2 F 4 [ 82ZAK/CHA ] для Zn 2 F 4 в основном электронном состоянии 1 A g принята плоская циклическая структура (группа симметрии D 2h ). Статический вес основного электронного состояния Zn 2 F 4 рекомендован равным I, исходя из того, что ион Zn 2+ имеет...d 10 электронную конфигурацию. Произведение моментов инерции, приведенное в табл. Zn.8 , вычислено по оцененным структурным параметрам: r (Zn- F t ) = 1.75 ± 0.05 Å (концевая Zn- F связь), r (Zn- F b ) = 1.95 ± 0.05 Å (мостиковая Zn- F связь) и Ð F b - Zn- F b = 80 ± 10 o . Длина связи Zn- F t принята такой же, как r (Zn- F) в молекуле ZnF 2 , величина r(Zn-F b), рекомендована больше по величине на 0.2 Å концевой связи, как это наблюдается в димерах галогенидов Al, Ga, In, Tl, Be и Fe. Значение угла F b - Zn- F b оценено по соответствующим величинам в молекулах Be 2 F 4 , Mg 2 F 4 и Al 2 F 4 . Погрешность рассчитанного значения I A I B I C составляет 3·10 ‑113 г 3 ·cм 6 .

Частоты валентных колебаний концевых связей Zn-F n 1 и n 2 приняты по работе Гивана и Левеншусса [ 80GIV/LOE ], исследовавших ИК спектр и спектры КР молекул Zn 2 F 4 , изолированных в матрице из криптона. Частоты колебаний всех мостиковых связей Zn-F (n 3) приняты одинаковыми, и их значения оценены в предположении, что (n b / n t ) ср = 0.7, как в димерах галогенидов Fe, Al, Ga и In. Величины частот деформационных колебаний концевых связей (n 4 - n 5) Zn 2 F 4 рекомендованы, предполагая, что отношение их значений в Zn 2 F 4 и Zn 2 Cl 4 такое же, как для ZnF 2 и ZnCl 2 . Частота неплоского деформационного колебания цикла (n 7), принята немного большей, чем соответствующая частота для Zn 2 Cl 4 . Значение частоты деформационного колебания цикла в плоскости (n 6) оценено сравнением с величиной, принятой для Zn 2 Cl 4 , и принимая во внимание отношение величин частот колебаний мостиковых связей Zn-F и Zn-Cl в Zn 2 F 4 и Zn 2 Cl 4 . Погрешности экспериментально наблюденных частот колебаний составляют 20 см ‑1 , оцененных 20% от их величины.

Возбужденные электронные состояния Zn 2 F 4 в расчете термодинамических функций не учитывались.

Термодинамические функции Zn 2 F 4 (г) вычислены в приближении "жесткий ротатор - гармонический осциллятор" по уравнениям (1.3) - (1.6) , (1.9) , (1.10) , (1.122) - (1.124) , (1.128) , (1.130) . Погрешности рассчитанных термодинамических функций обусловлены неточностью принятых значений молекулярных постоянных, а также приближенным характером расчета и составляют 6, 16 и 20 Дж× К ‑1 × моль ‑1 в значениях Φº(T ) при 298.15, 3000 и 6000 К.

Таблица термодинамических функций Zn 2 F 4 (г) публикуется впервые.

Константа равновесия Zn 2 F 4 (г) = 2Zn(г) + 4F(г) вычислена c использованием принятого значения

D at H º(Zn 2 F 4. г, 0) = 1760 ± 30 кДж× моль ‑1 .

Значение оценено сравнением энтальпий сублимации и димеризации включенных в данное издание дигалогенидов. В таблице Zn.12 приведены величины отношений D s H º(MeHal 2. к, 0) / D r H º(MeHal 2 - MeHal 2 , 0), соответствующих принятым в данном издании величинам.

В 9 случаях из общего количества 20 экспериментальные данные отсутствуют. По этим соединениям выполнены оценки, приведенные в таблице в квадратных скобках. Эти оценки выполнены на основании следующих соображений:

1. для соединений Fe, Co и Ni принят небольшой ход в ряду F-Cl-Br-I и отсутствие такого хода в ряду Fe-Co-Ni;

2. для соединений Zn хода величин в ряду F-Cl-Br-I заметить не удается, и для фторида принята величина, средняя из остальных значений;

3. для соединений Cu принят небольшой ход в ряду F-Cl-Br-I по аналогии с соединениями группы железа на основании близости величин; сам ход принят несколько меньшим.

Изложенный подход приводит к значениям энтальпий атомизации Me 2 Hal 4 , приведенным в табл. Zn.13 .

При вычислении энергии атомизации Cu 2 I 4 использована не включенная в данное издание величина D s H ° (CuI 2 , к, 0) = 180 ± 10 кДж× моль ‑1 . (см. текст по энтальпии сублимации CuBr 2).

Точность выполненных оценок может быть оценена равной 50 кДж× моль ‑1 для Cu 2 I 4 и 30 кДж× моль ‑1 в остальных случаях.

Принятому значению энтальпии атомизации Zn 2 F 4 соответствует величина энтальпии образования:

D f H ° (Zn 2 F 4. г, 0) = -1191.180 ± 30.0 кДж× моль ‑1 .

Осина Е.Л. [email protected]

Гусаров А.В. [email protected]

Теория метода валентных связей

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0

В соответствии с правилом Хунда электроны на внешнем энергетическом уровне располагаются следующим образом:

Комплексообразователь имеет координационное число к.ч. = 6, поэтому может присоединить 6 лигандов, каждый из которых имеет неподеленную электронную пару и является, таким образом, донором электронов. Акцептор (комплексообразователь) для размещения шести электронных пар должен предоставить шесть вакантных орбиталей. При образовании комплексного иона 3+ четыре неспаренных электрона в d – состоянии Co 3+ сначала образуют электронные пары, в результате чего две 3d-орбитали освобождаются:

Затем образуется сам комплексный ион 3+ , имеющий следующее строение:

В образовании этого комплексного иона принимают участие внутренние 3d-орбитали и внешние 4s- и 4p-орбитали. Тип гибридизации — d 2 sp 3 .

Наличие только спаренных электронов говорит о диамагнитных свойствах иона.

Теория кристаллического поля

Теория кристаллического поля основывается на допущении, что связь между комплексообразователем и лигандами частично . Однако принимается во внимание влияние электростатического поля лигандов на энергетическое состояние электронов центрального иона.

Рассмотрим две комплексные соли: K 2 и K 3 .

K 2 – имеет тетраэдрическую пространственную структуру (sp 3 — гибридизация)

K 3 – имеет октаэдрическую пространственную структуру (sp 3 d 2 -гибридизация)

Комплексообразователи имеют следующую электронную конфигурацию:

d – электроны одного и того же энергетического уровня одинаковы в случае свободного атома или иона. Но действие электростатического поля лигандов способствует расщеплению энергетических уровней d – орбиталей в центральном ионе. И расщепление тем больше (при одном и том же комплексообразователе), чем сильнее поле, создаваемое лигандами. По своей способности вызывать расщепление энергетических уровней лиганды располагаются в ряд:

CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —

Строение комплексного иона влияет на характер расщепления энергетических уровней комплексообразователя.

При октаэдрическом строении комплексного иона, d γ -орбитали (d z 2 -, d x 2 — y 2 -орбитали) подвержены сильному взаимодействию поля лигандов , и электроны этих орбиталей могут иметь большую энергию, чем электроны d ε -орбитали (d xy , d xz , d yz – орбитали).

Расщепление энергетических уровней для электронов в d-состоянии в октаэдрическом поле лигандов можно представить в виде схемы:

Здесь Δ окт – энергия расщепления в октаэдрическом поле лигандов.

При тетраэдрической структуре комплексного иона d γ -орбитали обладают более низкой энергией, чем d ε -орбитали:

Здесь Δ тетр – энергия расщепления в тетраэдрическом поле лигандов.

Энергию расщепления Δ определяют экспериментально по спектрам поглощения веществом квантов света, энергия которых равна энергии соответствующих электронных переходов. Спектр поглощения, а также и окраска комплексных соединений d-элементов, обусловлены переходом электронов с d-орбитали низшей энергии на d-орбиталь с более высокой энергией.

Так, в случае соли K 3 , при поглощении кванта света, вероятен переход электрона с d ε -орбитали на d γ -орбиталь. Этим объясняется, что данная соль имеет оранжево-красную окраску. А соль K 2 не может поглощать свет и, вследствие этого, она бесцветна. Это объясняется тем, что переход электронов с d γ -орбитали на d ε -орбиталь неосуществим.

Теория молекулярных орбиталей

Метод МО был ранее рассмотрен в разделе .

С помощью этого метода изобразим электронную конфигурацию высокоспинового комплексного иона 2+ .

Электронная конфигурация иона Ni 2+ :

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 или …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0

В комплексном ионе 2+ в образовании химической связи принимают участие 8 электронов центрального иона Ni 2+ и 12 электронов шести лигандов NH 3.

Комплексный ион имеет октаэдрическое строение . Образование МО возможно только в том случае, когда энергии исходных взаимодействующих частиц близки по своим значениям, а также ориентированы в пространстве соответствующим образом.

В нашем случае, орбиталь 4s иона Ni 2+ равноценно перекрывается с орбиталями каждого из шести лигандов. В результате этого образуются молекулярные орбитали: связывающая σ s св и разрыхляющая σ s разр.

Перекрывание трех 4p-орбиталей комплексообразователя с орбиталями лигандов приводит к образованию шести σp-орбиталей: связывающих σ х св, σ y св, σ z св и разрыхляющих σ х разр, σ y разр, σ z разр.

Перекрывание d z 2 и d x 2 — y 2 комплексообразователя с орбиталями лигандов способствует образованию четырех молекулярных орбиталей: двух связывающих σ св х 2 — y 2 , σ св z 2 и двух разрыхляющих σ разр х 2 — y 2 , σ разр z 2 .

Орбитали d xy , d xz , d yz иона Ni 2+ не связываются с орбиталями лигандов, т.к. не направлены к ним. Вследствие этого, они не принимают участия в образовании σ-связи, и являются несвязывающими орбиталями: π xz , π xy , π yz .

Итого, комплексный ион 2+ содержит 15 молекулярных орбиталей. Расположение электронов можно изобразить следующим образом:

(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св х 2 — y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ разр х 2 — y 2) (σ разр z 2)

Схематично образование молекулярных орбиталей изображено на диаграмме ниже:

Категории ,

Пример 1 . Определите заряд комплексообразователя в соединении NO 2 . Назовите это соединение.

Р е ш е н и е

Внешняя сфера КС состоит из одного аниона NO, следовательно, заряд всей внутренней сферы равен +1, то есть + . Внутренняя сфера содержит две группы лигандов NH 3 и Cl – . Степень окисления комплексообразователя обозначаем через х и решаем уравнение

1 = 1х + 0·4 + 2·(–1). Отсюда х = +1.

Таким образом, КС является комплексным катионом. Название соединения: нитрит дихлоротетрааммин кобальта (+1).

Пример 2 . Почему ион + имеет линейное строение?

Р е ш е н и е

Определяем заряд комплексообразователя в данном комплексном ионе

1 = 1х + 0·2 . Отсюда х = +1.

Электронное строение валентных подуровней иона Cu + отвечает конфигурации 3d 10 4s 0 4р 0 . Так как 3d – подуровень не содержит вакансий, то в образовании связей по донорно-акцепторному механизму (в качестве акцептора) со стороны Cu + участвуют одна 4s и одна 4p орбитали, которые гибридизируются по типу sp . Такому типу гибридизации (см. табл. 1) соответствует линейное строение комплекса.

Пример 3 . Определите тип гибридизации АО центрального иона и геометрическое строение комплекса 2– .

Р е ш е н и е

Электронная конфигурация центрального иона Hg 2+ : 5d 10 6s 0 6р 0 , а электронно-графическая схема может быть представлена следующим образом

Химическая связь образуется по донорно-акцепторному механизму, где каждый из четырёх лигандов-доноров (ионы Cl –) предоставляет по одной неподелённой паре электронов (пунктирные стрелки), а комплексообразователь (ион Hg 2+) – свободные АО: одну 6s и три 6p АО

Таким образом, в данном комплексном ионе имеет место sp3гибридизация ао, в результате которой связи направлены к вершинам тетраэдра и ион 2–имеет тетраэдрическую структуру.

Пример 4 . Составьте энергетическую диаграмму образования связей в комплексе 3– и укажите тип гибридизации орбиталей центрального атома. Какими магнитными свойствами обладает комплекс?

Р е ш е н и е

Электронная конфигурация центрального иона Fe 3+ :…3d 5 4s 0 4p 0 4d 0 . Шесть монодентатных лигандов CN – создают сильное октаэдрическое поле и образуют шесть σ–связей, предоставляя неподеленные пары электронов атома углерода на свободные АО комплексообразователя Fe 3+ , при этом происходит снятие вырождения АО 3d подуровня комплексообразователя. Энергетическая диаграмма комплекса имеет вид

Е

d γ серия

Fe 3+ :…3d 5

d ε серия

Пять 3d -электронов полностью распределяются на орбиталях 3d ε серии, так как энергия расщепления, которая возникает при взаимодействии с лигандами сильного поля, оказывается достаточной для максимального спаривания электронов. Свободные 3d , 4s и 4р– орбитали подвергаютсяd 2 sp 3 –гибридизации и обуславливают октаэдрическую структуру комплекса. Комплекс является парамагнетиком, т.к. имеется один неспаренный электрон

d 2 sp 3

Пример 5 . Составьте энергетическую диаграмму образования связей в комплексе – и укажите тип гибридизации.

Р е ш е н и е

Электронная формула Cr 3+ : …3d 3 4s 0 4p 0 4d 0 . Монодентатные лиганды F – образуют четыре σ–связи, являются лигандами слабого поля и создают тетраэдрическое поле

Е

d ε серия

d γ серия

Свободные две 3d , одна 4s и одна 4р АО комплексообразователя гибридизируются по типу d 2 sp , в результате образуется парамагнитный комплекс тетраэдрической конфигурации.

Пример 6 . Объясните, почему ион 3– парамагнитный, а ион 3– диамагнитный.

Р е ш е н и е

Электронная формула комплексообразователя Со 3+ : …3d 6 . В октаэдрическом поле лигандов F – (лиганд слабого поля) происходит незначительное расщепление d– подуровня, поэтому электроны заполняют АО в соответствии с правилом Гунда (см. рис.3). В этом случае имеется четыре непарных электрона, поэтому ион 3– парамагнитный. При образовании иона 3– с участием лиганда сильного поля (ион CN –) энергия расщепления d– подуровня будет столь значительна, что превысит энергию межэлектронного отталкивания спаренных электронов. Электроны будут заполнять АО иона Со 3+ с нарушением правила Гунда (см. рис.4). В этом случае все электроны спарены, сам ион – диамагнитный.

Пример 7 .Для иона 3+ энергия расщепления равна 167,2 кДж·моль –1 . Какова окраска соединений хрома (III) в водных растворах?

Р е ш е н и е

Для определения окраски вещества определим длину волны, при которой происходит поглощение света

или нм.

Таким образом, ион 3+ поглощает свет в красной части спектра, что соответствует окраске соединения хрома (III) зелёного цвета.

Пример 8 . Установите, выпадет ли осадок сульфида серебра (I) при температуре 25°С, если смешать равные объёмы 0,001 М раствора – , содержащего одноимённый лиганд CN – с концентрацией 0,12 моль/дм 3 , и раствора иона-осадителя S 2– с концентрацией 3,5·10 –3 М.

Р е ш е н и е

Процесс диссоциации для данного иона можно представить схемой

– ↔ Ag + + 2CN – ,

а процесс осаждения можно записать так

2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.

Чтобы определить будет ли образовываться осадок необходимо рассчитать произведение растворимости сульфида серебра ПР(Ag 2 S) по формуле

Для определения концентрации ионов серебра запишем выражение для константы нестойкости комплексного иона

. Отсюда

По справочнику выбираем значение константы нестойкости комплекса – (К нест = 1·10 -21). Тогда

моль/дм 3 .

Рассчитаем произведение растворимости образующегося осадка

По справочнику выбираем табличное значение произведения растворимости сульфида серебра (ПР(Ag 2 S) табл = 5,7·10 –51) и сравниваем его с расчетным. Поскольку ПР табл < ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.

Пример 9 . Вычислите концентрацию ионов цинка в растворе тетрацианоцинката натрия с концентрацией 0,3 моль/дм 3 при избытке цианид–ионов в растворе равном 0,01 моль/дм 3 .

Р е ш е н и е

Первичная диссоциация протекает практически полностью по схеме

Na 2 → 2Na 2+ + 2–

Вторичная диссоциация идет по уравнению

2– ↔ Zn 2+ + 4CN –

Запишем для данного процесса выражение константы нестойкости

. Отсюда

По справочнику находим значение константы нестойкости данного иона (К нест = 1,3·10 -17). Концентрация цианид–ионов, образующихся в результате диссоциации комплекса, гораздо меньше концентрации введенного избытка, и можно полагать, что  0,01 моль/дм 3 , то есть концентрацией ионов CN – , образующихся в результате диссоциации, можно пренебречь. Тогда

моль/дм 3 .