Kompleksühendite värvimine. Kompleksühendite struktuur Valentssideme meetodi teooria

TCT kõige olulisem saavutus on keerukate ühendite erilise värvuse põhjuste hea selgitus. Enne kui proovime selgitada keeruliste ühendite värvi ilmnemise põhjust, tuletage meelde, et nähtav valgus on elektromagnetiline kiirgus, mille lainepikkus jääb vahemikku 400–700 nm. Selle kiirguse energia on pöördvõrdeline selle lainepikkusega:

E = h × n = h × c/l

Energia 162 193 206 214 244 278 300

E, kJ/mol

Lainepikkus 760 620 580 560 490 430 400

Selgub, et kristallivälja poolt d-tasandi lõhenemise energia, mida tähistatakse sümboliga D, on samas suurusjärgus nähtava valguse footoni energiaga. Seetõttu võivad siirdemetallide kompleksid neelata valgust spektri nähtavas piirkonnas. Neeldunud footon ergastab elektroni d-orbitaalide madalamalt energiatasemelt kõrgemale kõrge tase. Selgitame seda näite 3+ abil. Titaanil (III) on ainult 1 d-elektron, spektri nähtavas piirkonnas on ainult üks neeldumispiik. Maksimaalne intensiivsus 510 nm. Valgus sellel lainepikkusel põhjustab d elektroni liikumise d orbitaalide alumiselt energiatasemelt ülemisele. Kiirguse neeldumise tulemusena läheb neeldunud aine molekul põhiolekust minimaalse energiaga E 1 kõrgema energiaga olekusse E 2. Ergastusenergia jaotub molekuli individuaalsete vibratsioonienergia tasemete vahel, muutudes soojusenergiaks. Elektroonilisi üleminekuid, mis on põhjustatud rangelt määratletud valgusenergia kvantide neeldumisest, iseloomustab rangelt määratletud neeldumisribade olemasolu. Veelgi enam, valguse neeldumine toimub ainult juhul, kui neeldunud kvanti energia langeb kokku neelduva molekuli lõpp- ja algolekus kvantenergia tasemete energia erinevusega DE:

DE = E 2 – E 1 = h × n = h × c/l,

kus h on Plancki konstant; n on neeldunud kiirguse sagedus; c on valguse kiirus; l on neeldunud valguse lainepikkus.

Kui aineproovi valgustatakse valgusega, satuvad meie silma kõigist värvidest, mida proov ei neela, peegeldunud kiired. Kui proov neelab kõigi lainepikkustega valgust, siis kiired sellelt ei peegeldu ja selline objekt tundub meile must. Kui proov valgust üldse ei neela, tajume seda valge või värvituna. Kui proov neelab kõik kiired peale oranži, näib see oranž. Võimalik on ka teine variant – proov võib tunduda oranž isegi siis, kui meie silma satuvad kõikide värvide kiired peale sinise. Ja vastupidi, kui proov neelab ainult oranži kiiri, näib see sinine. Sinist ja oranži nimetatakse täiendavateks värvideks.

Spektrivärvide jada: To iga O jahimees ja tahab h ei, G de Koos läheb f adhan - To punane, O ulatus, ja kollane, h roheline , G sinine, Koos sinine , f lilla

Veekompleksile 3+ arvväärtus D dist. = 163 kJ/mol vastab nähtava punase kiirguse piirile, seega vesilahused Fe 3+ soolad on praktiliselt värvitud. Heksatsüanoferraadil (III) on D dist. = 418 kJ/mol, mis vastab neeldumisele spektri sinivioletses osas ja peegeldumisele kollakasoranžis. Heksatsüanoferraadi (III) ioone sisaldavad lahused on kollase oranži varjundiga. D väärtus 3+ on võrreldes 3-ga väike, mis peegeldab Fe 3+ -OH 2 mitte väga kõrget seondumisenergiat. 3- lõhustamise kõrge energia näitab, et Fe3+-CN sidumisenergia on suurem ja seetõttu on CN-i elimineerimiseks vaja rohkem energiat. Eksperimentaalsetest andmetest on teada, et koordinatsioonisfääris 3+ olevate H 2 O molekulide keskmine eluiga on umbes 10-2 s ja kompleks 3- lõhustab CN-ligande äärmiselt aeglaselt.

Vaatame mitmeid näiteid, mis võimaldavad meil probleeme TCP abil lahendada.

Näide: trans-+ kompleksioon neelab valgust peamiselt spektri punases piirkonnas – 640 nm. Mis värvi see kompleks on?

Lahendus: kuna kõnealune kompleks neelab punast valgust, peaks selle värv olema roheline, täiendades punast.

Näide: ioonid A1 3+, Zn 2+ ja Co 2+ on ligandide oktaeedrilises keskkonnas. Millised neist ioonidest võivad neelata nähtavat valgust ja seetõttu tunduda meile värvilised?

Lahendus: A1 3+ iooni elektrooniline konfiguratsioon on . Kuna sellel pole väliseid d-elektrone, pole see värviline. Zn 2+ ioonil on elektrooniline konfiguratsioon - 3d 10. Sel juhul on kõik d-orbitaalid täidetud elektronidega. Orbitaalid d x 2– y2 ja d x 2 ei suuda vastu võtta d xy , d yz , d xz orbitaalide madalamalt energiatasemelt ergastatud elektrone. Seetõttu on Zn 2+ kompleks ka värvitu. Co 2+ ioonil on elektrooniline konfiguratsioon - d 7. Sel juhul on võimalik üks d-elektron nihutada d xy, d yz, d xz orbitaalide alumiselt energiatasemelt d x 2– y2 ja d x 2 orbitaalide ülemisele energiatasemele. Seetõttu on Co 2+ ioonide kompleks värviline.

Näide: Kuidas seletada, miks diamagnetiliste komplekside 3+, 3+, 3– värvus on oranž, paramagnetiliste komplekside 3–, 0 värvus aga sinine?

Lahendus: komplekside oranž värvus viitab neeldumisele spektri sinakasvioletses osas, st. lühikese lainepikkuse piirkonnas. Seega on nende komplekside jagunemine suur väärtus, mis tagab nende kuuluvuse madala spinni kompleksidesse (D>P). Elektronide sidumine (d 6 konfiguratsioon, kõik kuus elektroni t 2g alamtasandil) on tingitud asjaolust, et ligandid NH 3 , en, NO 2 - kuuluvad spektrokeemilise seeria paremale poole. Seetõttu tekitavad komplekse tehes tugeva välja. Teise rühma komplekside siniseks värvimine tähendab, et need neelavad kollakaspunast energiat, s.t. spektri pikalaineline osa. Kuna lainepikkus, mille juures kompleks valgust neelab, määrab lõhenemise koguse, võib öelda, et D väärtus on sel juhul suhteliselt väike (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .

Näide: selgitage kristallivälja teooriat kasutades, miks kompleksioon on vesilahuses värvitu ja 2 on värvitud roheliseks?

Lahendus : kompleks - moodustub vaskatioonist Cu + elektroonilise konfiguratsiooniga 3d 10 4s 0, kõik d-orbitaalid on täidetud, elektronide ülekanne on võimatu, seetõttu ei ole lahus värviline. Kompleksi 2- moodustab Cu 2+ katioon, mille elektrooniline konfiguratsioon on 3d 9 4s 0, seetõttu on d– alamtasandil vaba koht. Elektronide üleminek valguse neeldumisel d-alatasemel määrab kompleksi värvi. Vase (C) veekompleksidel on vesilahuses sinine värvus, kui kloriidioonide sisenemine kompleksi sisesfääri viib segaligandikompleksi moodustumiseni, mis põhjustab lahuse värvuse muutumist roheliseks.

Näide: Valentssideme meetodi abil, võttes arvesse kristallivälja teooriat, määrake keskaatomi hübridisatsiooni tüüp ja ennustage komplekside geomeetrilist kuju:

- + -

Lahendus: Valime näidatud komplekside hulgast E + moodustatud ühendid, need on:

+ - 3-

- + .

Nendes kompleksides moodustub keemiline side doonor-aktseptormehhanismi abil. Elektronidoonoriteks on ligandid: ammoniaagi molekulid ja tsüaniidiioonid (monodentaalsed ligandid) ja tiosulfaadiioonid (kahehambaline ligand). Elektroni aktseptor on E + katioon. Elektrooniline konfiguratsioon (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Kahe sideme moodustumisel monodentaalsete ligandidega osalevad välised ns- ja np-orbitaalid, keskaatomi hübridisatsiooni tüüp on sp, komplekside geomeetriline kuju on lineaarne, paarituid elektrone pole, ioon on diamagnetiline . Kui kahehambalise ligandiga moodustub neli doonor-aktseptor sidet, osaleb MBC-s keskaatomi üks s-orbitaal ja kolm p-orbitaali, hübridisatsiooni tüüp on sp 3, kompleksi geomeetriline kuju on tetraeedriline, seal pole paarituid elektrone.

Teine komplekside rühm:

- - - 3+

moodustab kulla(III)ioon, mille elektrooniline konfiguratsioon on 5d 8 6s 0. Komplekside moodustumisel osalevad ligandid võib vastavalt ligandide spektrokeemilisele seeriale jagada nõrkadeks: kloriidi- ja bromiidioonideks ning tugevateks: ammoniaagi- ja tsüaniidioonideks. Hundi reegli kohaselt on 5d orbitaalides kaks paaristamata elektroni ja need säilivad doonor-aktseptor sidemete moodustumisel nõrga välja ligandidega. Sidemete moodustamiseks annab kullakatioon ühe 6s ja kolm 6p orbitaali. Keskse sp 3 aatomi hübridisatsiooni tüüp. Kompleksiooni ruumiline struktuur on tetraeedriline. Paarituid elektrone on kaks, kompleks on paramagnetiline.

Tugeva välja ligandide mõjul paaristuvad kulla (III) iooni elektronid ühe 5d orbitaali vabanemisega. Keskse aatomi üks 5d-, üks 6s- ja kaks 6p-orbitaali osalevad nelja doonor-aktseptor sideme moodustamisel. Hübridisatsioonitüüp dsp 2. Selle tulemuseks on kompleksiooni tasapinnaline ruudukujuline struktuur. Paarituid elektrone pole olemas, kompleksid on diamagnetilised.

Kompleksi lahuse värvus sõltub selle koostisest, struktuurist ja selle määrab neeldumisriba maksimumile vastav lainepikkus l max, riba intensiivsus, mis sõltub sellest, kas kvantkeemiliselt vastav elektrooniline üleminek on keelatud. ja neeldumisriba hägustumine, mis sõltub paljudest parameetritest, nagu kompleksi elektrooniline struktuur , soojusliikumise intensiivsus süsteemis, koordinatsioonipolühedri korrapärase geomeetrilise kuju moonutamise määr jne.

Näide 1. Määrake kompleksimoodustaja laeng NO 2 ühendis. Andke sellele ühendusele nimi.

Lahendus

CS-i välimine sfäär koosneb ühest NO-anioonist, seetõttu on kogu sisesfääri laeng +1, see tähendab +. Sisemine sfäär sisaldab kahte ligandide rühma NH 3 ja Cl –. Kompleksimoodustaja oksüdatsiooniaste on tähistatud X ja lahendage võrrand

1 = 1X+ 0,4 + 2, (–1). Siit X = +1.

Seega on CS keeruline katioon. Ühendi nimetus: koobaltdiklorotetraamiinnitrit (+1).

Näide 2. Miks on + ioonil lineaarne struktuur?

Lahendus

Määrake kompleksi moodustava aine laeng antud kompleksioonis

1 = 1X+ 0,2 . Siit X = +1.

Cu + iooni valentsi alamtasemete elektrooniline struktuur vastab konfiguratsioonile 3 d 10 4s 0 4R 0 . Alates 3 d – alamtase ei sisalda vabu kohti, siis üks 4 s ja üks 4 lk orbitaalid, mis hübridiseeruvad tüübi järgi sp. Seda tüüpi hübridisatsioon (vt tabel 1) vastab kompleksi lineaarsele struktuurile.

Näide 3. Määrake tsentraalse iooni AO hübridisatsiooni tüüp ja kompleksi 2– geomeetriline struktuur.

Lahendus

Kesk-iooni elektrooniline konfiguratsioon Hg 2+: 5 d 10 6s 0 6R 0 ja elektroonilist graafikaahelat saab kujutada järgmiselt

Keemiline side moodustub doonor-aktseptor mehhanismi järgi, kus iga neljast doonorligandist (Cl – ioonid) annab ühe üksiku elektronpaari (katkendlikud nooled) ja kompleksimoodustaja (Hg 2+ ioon) annab vaba AO: üks 6 s ja kolm 6 lk JSC

Seega selles kompleksioonis toimub ao sp3 hübridisatsioon, mille tulemusena on sidemed suunatud tetraeedri tippude poole ja 2– ioon on tetraeedrilise struktuuriga.

Näide 4. Koostage energiadiagramm sidemete tekkeks kompleksis 3– ja märkige keskse aatomi orbitaalide hübridisatsiooni tüüp. Millised magnetilised omadused on kompleksil?

Lahendus

Keskse Fe 3+ iooni elektrooniline konfiguratsioon:…3 d 5 4s 0 4lk 0 4d 0 . Kuus monodentaalset ligandit CN - loovad tugeva oktaeedrivälja ja moodustavad kuus σ-sidet, pakkudes kompleksi moodustava aine Fe 3+ vabale AO-le üksikuid süsinikuaatomi elektronpaare, samal ajal kui AO 3 degeneratsioon eemaldatakse. d kompleksimoodustaja alamtasand. Kompleksi energiaskeem näeb välja selline

dγ seeria

Fe 3+ :…3 d 5

dε seeria

Viis 3 d-elektronid on täielikult jaotunud orbitaalidel 3 dε seeriat, kuna suure väljaga ligandidega interaktsiooni käigus tekkiv lõhenemisenergia osutub piisavaks maksimaalseks elektronide sidumiseks. Saadaval 3 d, 4s ja 4 R- orbitaalid paljastatakse d 2 sp 3-hübridisatsiooni ja määrata kompleksi oktaeedriline struktuur. Kompleks on paramagnetiline, sest on üks paaritu elektron

d 2 sp 3

Näide 5. Koostage kompleksi sidemete moodustamise energiadiagramm - ja märkige hübridisatsiooni tüüp.

Lahendus

Elektrooniline valem Cr 3+: …3 d 3 4s 0 4lk 0 4d 0 . Ühehambalised ligandid F – moodustavad neli σ sidet, on nõrga välja ligandid ja loovad tetraeedrivälja

dε seeria

dγ seeria

Tasuta kaks 3 d, üks 4 s ja üks 4 R AO kompleksimoodustajad hübridiseeruvad vastavalt tüübile d 2 sp Selle tulemusena moodustub tetraeedrilise konfiguratsiooniga paramagnetiline kompleks.

Näide 6. Selgitage, miks ioon 3 on paramagnetiline ja ioon 3 diamagnetiline.

Lahendus

Kompleksi moodustava aine Co 3+ elektrooniline valem: ...3 d 6. F-ligandide (nõrkvälja ligand) oktaeedrilises väljas toimub kerge lõhenemine d– alamtasandil, seetõttu täidavad elektronid AO vastavalt Hundi reeglile (vt joonis 3). Sel juhul on paarita elektrone neli, seega on ioon 3- paramagnetiline. Kui 3- ioon moodustub kõrgvälja ligandi (CN- iooni) osalusel, tekib lõhenemisenergia d– alamtase on nii oluline, et ületab paariselektronide elektronidevahelise tõrjumise energia. Elektronid täidavad Co 3+ iooni AO, rikkudes Hundi reeglit (vt joonis 4). Sel juhul on kõik elektronid seotud ja ioon ise on diamagnetiline.

Näide 7 3+ iooni puhul on lõhenemisenergia 167,2 kJ mol –1. Mis värvi on kroom(III) ühendid vesilahustes?

Lahendus

Aine värvuse määramiseks määrame lainepikkuse, mille juures valgus neeldub

või nm.

Seega neelab 3+ ioon valgust spektri punases osas, mis vastab kroom(III) ühendi rohelisele värvusele.

Näide 8. Tehke kindlaks, kas temperatuuril 25 °C tekib hõbe(I)sulfiidi sade, kui segate võrdsetes kogustes 0,001 M lahust, mis sisaldab samanimelist ligandit CN, kontsentratsiooniga 0,12 mol/dm 3 ja sadestava iooni S 2 lahus kontsentratsiooniga 3,5·10 –3 M.

Lahendus

Antud iooni dissotsiatsiooniprotsessi saab kujutada diagrammiga

– ↔ Ag + + 2CN – ,

ja sadestamise protsessi saab kirjutada järgmiselt

2Ag + + S 2– ↔ Ag 2 S.

Et teha kindlaks, kas sade moodustub, on vaja arvutada hõbesulfiidi PR(Ag 2 S) lahustuvuskorrutis valemi abil

Hõbedaioonide kontsentratsiooni määramiseks kirjutame kompleksiooni ebastabiilsuse konstandi avaldise

. Siit

Teatmeteose abil valime kompleksi ebastabiilsuse konstandi väärtuse - ( TO pesa = 1·10 -21). Siis

mol/dm 3 .

Arvutame tekkinud sademe lahustuvuskorrutise

Kasutades teatmeteost, valime hõbesulfiidi lahustuvuse korrutise tabelina toodud väärtuse (PR(Ag 2 S) tab = 5,7·10 –51) ja võrdleme seda arvutatuga. Alates PR-lauast< ПР расчет, то из данного раствора осадок выпадает, так как соблюдается условие выпадения осадка.

Näide 9. Arvutage tsingiioonide kontsentratsioon naatriumtetratsüanotsinkaadi kontsentratsiooniga 0,3 mol/dm 3 lahuses, mille tsüaniidioonide liig on 0,01 mol/dm 3.

Lahendus

Esmane dissotsiatsioon toimub peaaegu täielikult vastavalt skeemile

Na 2 → 2Na 2+ + 2–

Sekundaarne dissotsiatsioon järgib võrrandit

2– ↔ Zn 2+ + 4CN –

Kirjutame üles selle protsessi ebastabiilsuse konstandi avaldis

. Siit

Teatmeteose abil leiame antud iooni ebastabiilsuse konstandi väärtuse ( TO pesa = 1,3·10 -17). Kompleksi dissotsiatsiooni tulemusena tekkivate tsüaniidiioonide kontsentratsioon on palju väiksem kui sisestatud liia kontsentratsioon ja võib eeldada, et  0,01 mol/dm 3 ehk CN - ioonide kontsentratsioon, mis moodustub dissotsiatsiooni tulemust võib tähelepanuta jätta. Siis

mol/dm 3 .

Valentssideme meetodi teooria

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

Kooskõlas Hundi reegel elektronid on välisel energiatasemel paigutatud järgmiselt:

Kompleksi moodustav aine omab koordinatsiooninumbrit c.n. = 6, seega võib see kinnitada 6 ligandit, millest igaühel on üksik elektronide paar ja on seetõttu elektronide doonor. Aktseptor (kompleksimoodustaja) peab tagama kuus vaba orbitaali, et mahutada kuus elektronipaari. Kompleksse 3+ iooni moodustumisel moodustavad neli paarita elektroni Co 3+ d – olekus esmalt elektronipaarid, mille tulemusena vabaneb kaks 3d orbitaali:

Seejärel moodustub kompleksioon 3+, millel on järgmine struktuur:

Selle kompleksiooni moodustumisel osalevad sisemised 3d-orbitaalid ning välimised 4- ja 4p-orbitaalid. Hübridisatsiooni tüüp - d 2 sp 3 .

Ainult paaris elektronide olemasolu näitab iooni diamagnetilisi omadusi.

Kristallivälja teooria

Kristallivälja teooria põhineb eeldusel, et seos kompleksi moodustava aine ja ligandide vahel on osaline. Küll aga võetakse arvesse ligandide elektrostaatilise välja mõju tsentraalse iooni elektronide energiaseisundile.

Vaatleme kahte komplekssoola: K 2 ja K 3 .

K 2 – on tetraeedrilise ruumilise struktuuriga ( sp 3 - hübridisatsioon)

K 3 – on oktaeedrilise ruumilise struktuuriga ( sp 3 d 2 - hübridiseerimine)

Kompleksi moodustavatel ainetel on järgmised omadused elektrooniline konfiguratsioon:

d – sama energiatasemega elektronid on vaba aatomi või iooni puhul samad. Kuid ligandide elektrostaatilise välja toime aitab kaasa d-orbitaalide energiatasemete lõhenemisele keskses ioonis. Ja mida tugevam on ligandide tekitatud väli, seda suurem on lõhenemine (sama kompleksimoodustaja puhul). Vastavalt nende võimele põhjustada energiatasemete lõhenemist on ligandid järjestatud järjestikku:

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

Kompleksiooni struktuur mõjutab kompleksimoodustaja energiatasemete jagunemise olemust.

Kell oktaeedriline struktuur kompleksioon, d γ -orbitaalid (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitaalid) alluvad ligandivälja tugev interaktsioon, ja nende orbitaalide elektronidel võib olla suurem energia kui d ε -orbitaalide elektronidel (d xy, d xz, d yz - orbitaalid).

D-olekus elektronide energiatasemete jagunemist ligandide oktaeedrilises väljas saab kujutada diagrammi vorm:

Siin on Δ oct lõhenemisenergia ligandide oktaeedrilises väljas.

Tetraeedrilise struktuuriga Kompleksse iooni puhul on d γ orbitaalidel väiksem energia kui d ε orbitaalidel:

Siin on Δ tetr ligandide tetraeedriväljas lõhenemise energia.

Lõhenev energia Δ määratakse katseliselt valguskvantide neeldumisspektritest ainega, mille energia on võrdne vastavate elektrooniliste üleminekute energiaga. Neeldumisspekter, nagu ka d-elementide kompleksühendite värvus, on tingitud elektronide üleminekust madalama energiaga d-orbitaalilt kõrgema energiaga d-orbitaalile.

Seega on K 3 soola puhul valguskvanti neeldumisel tõenäoline elektronide üleminek d ε orbitaalilt d γ orbitaalile. See seletab, et sellel soolal on oranžikaspunane värvus. Ja K2 sool ei suuda valgust neelata ja seetõttu on see värvitu. Seda seletatakse asjaoluga, et elektronide üleminek d γ orbitaalilt d ε orbitaalile ei ole teostatav.

Molekulaarorbiidi teooria

MO meetod osas oli varem juttu.

Seda meetodit kasutades kujutame kõrgspinnilise kompleksiooni 2+ elektroonilist konfiguratsiooni.

Ni 2+ iooni elektrooniline konfiguratsioon:

1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3p 8 4p 0 4p 0 või …4s 0 3p 8 4p 0 4p 0

Kompleksses ioonis 2+ hariduses keemiline side osa võtma 8 elektroni keskne Ni 2+ ioon ja 12 elektroni kuuest NH 3 ligandist.

Kompleksne ioon Sellel on oktaeedriline struktuur. MO-de moodustumine on võimalik ainult siis, kui algsete interakteeruvate osakeste energiad on oma väärtustes lähedased ja on vastavalt ka ruumis orienteeritud.

Meie puhul Ni 2+ iooni 4s orbitaal kattub võrdselt iga kuue ligandi orbitaalidega. Selle tulemusena moodustuvad molekulaarorbitaalid: siduvad σ s b ja antisiduvad σ s dis.

Kompleksi moodustava aine kolme 4p orbitaali kattumine ligandide orbitaalidega viib kuue σp-orbitaali moodustumiseni: sidumine σ x, σ y, σ z ja antisidumine σ x, σ y, σ z.

Kattuv d z 2 ja d x 2 - y 2 kompleksimoodustaja ligandide orbitaalidega aitab kaasa nelja molekulaarorbitaali moodustumisele: kaks sidet σ side x 2 - y 2, σ side z 2 ja kaks antisidumist σ katkestus x 2 - y 2, σ lõigatud z 2.

Ni 2+ iooni orbitaalid d xy , d xz , d yz ei seostu ligandide orbitaalidega, sest ei ole neile suunatud. Selle tulemusena ei osale nad σ sideme moodustamises ja on mittesiduvad orbitaalid: π xz, π xy, π yz.

Kokku kompleksne 2+ ioon sisaldab 15 molekulaarorbitaali. Elektronide paigutust saab kujutada järgmiselt:

(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 suurus x 2 – y 2) (σ suurus z 2)

Molekulaarsete orbitaalide moodustumine on skemaatiliselt näidatud alloleval diagrammil:

Kategooriad ,

Vaatame ülesandeid nr 1 alates Ühtse riigieksami valikud 2016. aasta jaoks.

Ülesanne nr 1.

Välise elektronkihi 3s²3p6 elektrooniline valem vastab mõlema kahe osakese struktuurile:

1. Arº ja Kº 2. Cl‾ ja K+ 3. S²‾ ja Naº 4. Clº ja Ca2+

Selgitus: vastusevariantide hulgas on aatomid ergastamata ja ergastatud olekus, see tähendab, et näiteks kaaliumiooni elektrooniline konfiguratsioon ei vasta selle positsioonile perioodilisuse tabelis. Vaatleme variante 1 Arº ja Kº. Kirjutame nende elektroonilised konfiguratsioonid: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 – sobiv elektrooniline konfiguratsioon ainult argooni jaoks. Vaatleme vastusevarianti nr 2 - Cl‾ ja K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Seega õige vastus on 2.

Ülesanne nr 2.

1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+

Selgitus: sest me kirjutame argooni elektroonilise konfiguratsiooni: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Kaltsium ei sobi, kuna sellel on 2 elektroni rohkem. Kaaliumi jaoks: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Õige vastus on 2.

Ülesanne nr 3.

Element, mille aatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, moodustab vesinikuühendi

1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S

Selgitus: vaatame järele perioodilisustabel, see on väävliaatomi elektrooniline konfiguratsioon. Õige vastus on 4.

Ülesanne nr 4.

Magneesiumi aatomid ja

1. Kaltsium 2. Kroom 3. Räni 4. Alumiinium

Selgitus: Magneesiumil on väline energiataseme konfiguratsioon: 3s2. Kaltsiumi jaoks: 4s2, kroomi jaoks: 4s2 3d4, räni jaoks: 3s2 2p2, alumiiniumi jaoks: 3s2 3p1. Õige vastus on 1.

Ülesanne nr 5.

Põhiolekus olev argooni aatom vastab osakese elektronkonfiguratsioonile:

1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº

Selgitus: Argooni elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus on 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ on elektroonilise konfiguratsiooniga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Õige vastus on 1.

Ülesanne nr 6.

Fosfori ja fosfori aatomite välise energiataseme konfiguratsioon on sarnane.

1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N

Selgitus: Kirjutame fosfori aatomi välistasandi elektroonilise konfiguratsiooni: 3s2 3p3.

Alumiiniumi jaoks: 3s2 3p1;

Argooni jaoks: 3s2 3p6;

Kloori jaoks: 3s2 3p5;

Lämmastiku jaoks: 2s2 2p3.

Õige vastus on 4.

Ülesanne nr 7.

Elektroni konfiguratsioon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 vastab osakesele

1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-

Selgitus: see elektrooniline konfiguratsioon vastab põhiolekus argooni aatomile. Vaatleme vastusevariante:

S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0

P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p (3+3)

Õige vastus on 2.

Ülesanne nr 8.

Milline elektrooniline konfiguratsioon vastab valentselektronide jaotusele kroomi aatomis:

1. 3p2 4s2 2. 3p2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6

Selgitus: Kirjutame kroomi elektroonilise konfiguratsiooni põhiolekus: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valentselektronid asuvad kahel viimasel alamtasandil 4s ja 3d (siin hüppab üks elektron s-lt alamtasemele d). Õige vastus on 3.

Ülesanne nr 9.

Aatom sisaldab põhiolekus välisel elektroonilisel tasandil kolme paaristamata elektroni.

1. Titaan 2. Räni 3. Magneesium 4. Fosfor

Selgitus: 3 paaritu elektroni olemasoluks peab element olema 5. rühmas. Seega õige vastus on 4.

Ülesanne nr 10.

Atom keemiline element, mille kõrgeim oksiid on RO2, on välise taseme konfiguratsiooniga:

1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1

Selgitus: selle elemendi oksüdatsiooniaste (selles ühendis) on +4, see tähendab, et selle välistasandil peab olema 4 valentselektroni. Seega õige vastus on 2.

(võib arvata, et õige vastus on 1, aga sellise aatomi maksimaalne oksüdatsiooniaste oleks +6 (kuna välistasandil on 6 elektroni), aga valemi RO2 jaoks on meil vaja kõrgemat oksiidi jne. elemendil oleks kõrgem oksiid RO3)

Ülesanded iseseisvaks tööks.

1. Elektrooniline konfiguratsioon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 vastab aatomile

1. Alumiinium 2. Lämmastik 3. Kloor 4. Fluor

2. Osakesel on kaheksaelektroniline väliskest

1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+

3. Elemendi aatomarv, mille aatomelektrooniline struktuur on 1s2 2s2 2p3, on võrdne

1. 5 2. 6 3. 7 4. 4

4. Elektronide arv vase ioonis Cu2+ on

1. 64 2. 66 3. 29 4. 27

5. Lämmastikuaatomid ja

1. Väävel 2. Kloor 3. Arseen 4. Mangaan

6. Milline ühend sisaldab katiooni ja aniooni elektronkonfiguratsiooniga 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?