Хром электронная конфигурация – §1. Степени окисления, электронные конфигурации, координационные числа и геометрия соединений хрома.

Атомы и электроны, подготовка к ЕГЭ по химии

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Планетарная модель атома

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома —
порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Электроны и протоны

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

  • Первый уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s2)

  • Второй уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s2) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p6), на которых
    помещается 6 электронов

  • Третий уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p6) и d-подуровня:
    пяти «d» ячеек (3d10), в которых помещается 10 электронов

  • Четвертый уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p6), d-подуровня:
    пяти «d» ячеек (4d10) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f14), на которых помещается 14
    электронов

Энергетические уровни

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Атомные орбитали

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

  • Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
  • На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
  • Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
    еще одним электроном с противоположным направлением
  • Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f
  • Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
    бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

    Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Электронные конфигурации углерода и серы

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

  • Углерод — 1s22s22p2
  • Серы — 1s22s22p63s23p4
Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

  • Углерод — 2s22p2
  • Сера -3s23p4

Очевидно, что на внешнем уровне углерода находятся 4 электрона, а у серы — 6 электронов.

Число валентных электронов также относится к важным понятиям, о которых часто идет речь в вопросах экзамена. Валентным называют такой электрон,
который способен к образованию химической связи, то есть валентный электрон — один неспаренный электрон в ячейке.

Валентные электроны углерода и серы

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем уровне и число валентных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Электронные конфигурации магния и фтора

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

  • Магний — 1s22s22p63s2
  • Скандий — 1s22s22p63s23p64s23d1

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Провал электрона

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Провал электрона у хрома и меди

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

Основное и возбужденное состояние атома

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.


©Беллевич Юрий Сергеевич


Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

studarium.ru

Урок 12. медь. цинк. титан. хром. железо. никель. платина — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 12. Медь. Цинк. Титан. Хром. Железо. Никель. Платина

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён изучению основных металлов побочной подгруппы или Б-группы: меди, цинка, титана, хрома, железа, никеля и платины, их физическим и химическим свойствам, способам получения и применению.

Глоссарий

Катализатор – вещество, которое ускоряет химическую реакцию.

Пассивация – переход металла в неактивное состояние из-за образования на его поверхности оксидной плёнки. Может усиливаться концентрированными кислотами.

Проскок электрона – отступление от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек.

Хромирование/никелирование – покрытие поверхности металла другим, более устойчивым, для предотвращения коррозии.

Цинковая обманка (ZnS) – сложно идентифицируемое соединение цинка, подверженное сильному влиянию примесей на ее внешний вид.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тесто по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

  • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Медь

Электронная конфигурация

Медь является металлом, расположенным в I группе побочной подгруппе и имеет следующую электронную конфигурацию:

1s2

Рисунок 1 – Электронная конфигурация атома меди

Мы видим, что у меди наблюдается проскок электрона – отступление от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек. По принципу наименьшей энергии электронные орбитали должны заполняться в следующем порядке:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d …

Но для некоторых атомов энергетически более выгодно иметь наполовину (5 электронов, дальше увидим у хрома) или полностью заполненную (10 электронов, как у меди) 3d-орбиталь.

Медь имеет две валентности: 1 и 2 и проявляет степени окисления +1 и +2.

Физические свойства

Медь обладает следующими физическими свойствами

Таблица 1 – Основные физические свойства меди

Свойство

Значение

Цвет

Светло-розовый

Структура

Тягучая, вязкая, легко прокатывается

Температура плавления, °С

1083

Нахождение в природе

В природе медь встречается в самородном виде, а также в составе некоторых минералов:

  • медный блеск, Cu2S;
  • куприт, Cu2O;
  • медный колчедан, CuFeS;
  • малахит, (CuOH)2CO3.

Способы получения меди

Основными способами получения меди являются:

  1. Восстановление коксом и оксидом углерода (II). Таким образом получают медь из куприта:

Cu2O + С = 2Сu + CO

Cu2O + CO = 2Cu + CO2

  1. Обжиг в специальных печах до оксидов. Данный способ подходит для сульфидных и карбонатных руд.
  2. Электролиз. Единственный из перечисленных способов, который позволяет получить медь без примесей.

Химические свойства

При комнатной температуре медь не вступает в реакции с большинством соединений. При повышенной температуре ее реакционная способность резко возрастает.

Реакции с простыми веществами:

2Cu + O2 = 2CuO

2Cu + Cl2 = 2CuCl2

Cu + S = CuS

Реакции со сложными веществами:

Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2↑ +2H2O

Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Применение

Широкое применение находит как сама медь, так и её соединения. В чистом виде она используется для производства проводов, кабелей, теплообменных аппаратов, а также входит в состав многих сплавов.

Соединения меди, например, медный купорос CuSO4∙5H2O используется для защиты растений, а гидроксид меди является качественным реагентом для определения альдегидной группы у органических соединений, а также наличия глицерина (дает голубое окрашивание раствора).

Цинк

Электронная конфигурация

Цинк является металлом, расположенным в II группе побочной подгруппе, и имеет следующую электронную конфигурацию:

Рисунок 2 – Электронная конфигурация атома цинка

В связи с тем, что 4s-орбиталь заполнена, цинк может находиться в единственной степени окисления, равной +2.

Физические свойства

Цинк обладает следующими физическими свойствами

Таблица 2 – Основные физические свойства цинка

Свойство

Значение

Цвет

Голубовато-серебристый

Структура

Хрупок

Температура плавления, °С

419,5

Нахождение в природе

В природе цинк встречается только в связанном состоянии, а именно в цинковом шпате ZnCO3 и цинковой обманке ZnS. Свое название цинковая обманка получила за то, что его сложно идентифицировать, поскольку он может выглядеть совершенно по-разному: быть различного цвета и структуры в зависимости от посторонних примесей.

Способы получения цинка

Чистый цинк получают обжигом с последующим восстановлением:

ZnS + O2 = ZnO + SO2

ZnO + C = Zn + CO↑

Химические свойства

Цинк является довольно устойчивым металлом, поскольку на воздухе покрывается оксидной пленкой, и в дополнение практически не взаимодействует с водой при нормальных условиях. Но так же, как и медь, становится более активным при повышении температуры.

Реакции с простыми веществами:

2Zn + O2 = 2ZnO

2Zn + Cl2 = 2ZnCl2

Zn + S = ZnS

Реакции со сложными веществами:

Zn + 2NaOH(крист) = NaZnO2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Применение

Цинк является коррозионно-устойчивым металлом, поэтому он нашёл применение в производстве защитных покрытий металлов, гальванических элементов, а также как компонент сплавов.

Титан

Электронная конфигурация

Титан является элементом IV группы побочной подгруппы и имеет следующее электронное строение:

Рисунок 3 – Электронная конфигурация атома титана

Данная конфигурация позволяет атому титана проявлять две степени окисления: +2 и +4.

Физические свойства

Титан обладает следующими физическими свойствами:

Таблица 3 – Основные физические свойства титана

Свойство

Значение

Цвет

Серебристо-белый

Структура

Высокая прочность и взякость

Температура плавления, °С

1665

Нахождение в природе

В природе титан можно найти в составе таких минералов, как:

  • титаномагнетит, FeTiO3∙Fe3O4;
  • ильменит, FeTiO3;
  • рутил, TiO2.

Способы получения титана

В связи с тем, что в природе не существует титановых руд, человеку приходится извлекать его путём хлорирования рудных концентратов с их последующим восстановлением с помощью магния или натрия.

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

Для удаления примесей магния и его соли полученную смесь продуктов нагревают под вакуумом.

Химические свойства

Титан является очень активным металлом, но его оксидная пленка не даёт ему взаимодействовать при нормальных условиях ни с морской водой, ни даже с «царской водкой». Поэтому все реакции протекают при повышенных температурах.

Реакции с простыми веществами:

Ti + 2Cl2 = TiCl4

Ti + O2 = TiO2

Азотная кислота действует на титан только в форме порошка, в то время как разбавленная серная кислота реагирует с металлом:

2Ti + 3H2SO4 = Ti2(SO4)3 + 3H2

Применение

Титан и его сплавы отличает не только коррозионная стойкость, но и лёгкость, прочность. В связи с этим он активно используется при построении космических ракет, самолётов, подлодок и морских судов. Титан не взаимодействует с тканями организмов, из-за чего используется в хирургии.

Хром

Электронная конфигурация

Хром находится в IV группе побочной подгруппе и имеет следующее электронное строение:

Рисунок 4 – Электронная конфигурация атома хрома

Так как для атома хрома энергетически более выгодно иметь наполовину заполненную 3d-орбиталь, у него, как и у меди, наблюдается проскок электрона, что позволяет ему находиться в степенях окисления от +1 до +6, но наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6.

Физические свойства

Хром обладает следующими физическими свойствами:

Таблица 4 – Основные физические свойства хрома

Свойство

Значение

Цвет

Серебристо-белый с металлическим блеском

Структура

Твердый

Температура плавления, °С

1890

Нахождение в природе

В природе большая часть хрома заключена в составе хромистого железняка Fe(CrO2)2. Иногда может встречаться в виде оксида хрома (III) и других соединениях.

Способы получения хрома

Из хромистого железняка путем восстановлением углем при высоких температурах получают смесь железа и хрома – феррохром:

FeO + Cr2O3 + 3C = Fe + 2Cr + 3CO↑

Для получения чистого хрома проводят восстановление оксида хрома (III) алюминием:

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3

Химические свойства

Как и все вышеописанные металлы, хром покрыт оксидной плёнкой, которую трудно растворить даже сильными кислотами. Благодаря ней он обладает высокой стойкости к коррозии, поэтому начинает реагировать с разбавленными растворами кислот лишь спустя время. Концентрированные кислоты, такие как HNO3 и H2SO4, пассивируют оксидную пленку (укрепляют ее).

Применение

Благодаря своей коррозионной стойкости, хром используют в качестве защитных покрытий (хромируют поверхности металлов и сплавов). Также используется для создания легированных сталей, речь о которых пойдет в следующем уроке.

Железо

Железо – металл, с которым мы чаще всего сталкиваемся в нашей жизни, поэтому переоценить его значимость для человека невозможно. Он является самым распространенным после алюминия и составляет 5% земной коры. Теперь перейдем к рассмотрению его строения и свойств.

Электронная конфигурация

Железо находится в VII группе Б-подгруппе и имеет такое электронное строение, которое позволяет ему находиться в двух степенях окисления: +2 и +3. Конечно, в теории железо может выступать в качестве шестивалентного металла, но из-за пространственных затруднений ему не удается образовать такое количество связей. Поэтому такое состояние является неустойчивым для данного металла.

Рисунок 5 – Электронная конфигурация атома железа

Физические свойства

Железо обладает следующими физическими свойствами:

Таблица 5 – Основные физические свойства железа

Свойство

Значение

Цвет

Серебристо-белый

Структура

Мягкий, пластичный

Температура плавления, °С

1539

Нахождение в природе

 Встречается железо в виде различных соединений: оксидов, сульфидов, силикатов. В свободном виде железо находят в метеоритах, изредка встречается самородное железо (феррит) в земной коре как продукт застывания магмы.

Способы получения железа

Существует множество способов получения железа, и отличаются они друг от друга степенью его чистоты и требуемым типом конечного продукта.

  1. Восстановлением из оксидов (железо пирофорное).
  2. Электролизом водных растворов его солей (железо электролитическое).
  3. Разложением пентакарбонила железа Fe(CO)5 при нагревании до t 250°С.
  4. Методом зонной плавки (получение особо чистого железа).
  5. Технически чистое железо (около 0,16% примесей углерода, кремния, марганца, фосфора, серы и др.) выплавляют, окисляя компоненты чугуна в мартеновских сталеплавильных печах и в кислородных конверторах.
  6. Сварочное или кирпичное железо получают, окисляя примеси малоуглеродистой стали железным шлаком или путём восстановления руд твёрдым углеродом.

Химические свойства

Под воздействием высоких температур железо взаимодействует с простыми веществами:

2Fe + 3O2 = Fe2O3 ∙FeO

В ходе данной реакции происходит получение смеси оксидов, которую иногда записывают в виде общей формулы Fe3O4.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Fe + S = FeS

Взаимодействует с разбавленными кислотами, причем с соляной кислотой происходит образование соли только двухвалентного железа:

Fe + 2HCl(разб) = FeCl2 + H2

При комнатной температуре железо пассивируется концентрированными кислотами, но при высоких температурах вступает в реакцию окисления:

2Fe + 6H2SO4(конц) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Вступает в реакцию обмена с солями, образованными катионами более слабых металлов:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓

Применение

Про области применения железа можно говорить достаточно долго, поэтому выделим основные направления:

  1. В связи с его способностью быстро намагничиваться, его используют в трансформаторах и электромоторах.
  2. Основная масса железа расходуется на производство различных сплавов, таких как чугун и сталь.

Никель и платина

Далее стоит обратить на два металла: никель и платина. Как нам известно, они имеют схожие области применения, но отличаются по цене и качеству, потому предлагаю сравнить их.

Электронная конфигурация

Электронное строение металлов выглядит следующим образом:

Ni …3s2 3p6 3d8 4s2

Характерные степени окисления: + 2 и +3, но последняя является неустойчивой.

Pt …5s2 5p6 5d9 6s1

Характерные степени окисления: + 2 и +4.

Физические свойства

Таблица 5 – Основные физические свойства железа

Свойство

Значение

Ni

Pt

Цвет

Серебристо-белый

Белый

Структура

Очень твердый

Пластичный

Температура плавления, °С

1453

1769

Химические свойства

Никель при повышенных температурах реагирует с галогенами с образованием солей, и с кислородом с образованием оксида никеля (II), в то время как платина очень устойчива к любым взаимодействиям. Реагирует с серой и галогенами в мелкораздробленном виде.

Никель медленно взаимодействует с разбавленными кислотами, когда платина реагирует только с «царской водкой».

Применение

Оба металла активно используются в переработке нефти в качестве катализаторов.

Катализатор – вещество, которое ускоряет химическую реакцию.

Каждые 2-3 года закупаются тонны реагентов, в составе которых всего несколько десятых процента платины или никеля, но именно они определяют их стоимость.

Также они используются в составе высококачественных сплавов, а никель – как антикоррозионное покрытие.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

  1. Решение задачи на вычисление количества исходного реагента.

Условие задачи: При растворении меди в растворе концентрированной азотной кислоты выделилось 2 л газа. Вычислите массу прореагировавшей меди.

Шаг первый. Напишем уравнение реакции и определим, какой газ выделился, расставим коэффициенты.

Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Шаг второй. Вычислим количество вещества газа:

Шаг третий. Вычислим количество вещества меди:

По уравнению реакции: n(Cu) = 0,5n(NO2), тогда

n(Cu) = 0,5 ∙ 0,089 = 0,044 (моль)

Шаг четвёртый. Вычислим массу меди:

m(Cu) = 0,044 ∙ 46 = 2,024 (г)

Ответ: 2,024 (г).

  1. Решение задачи на выход продукта.

Условия задачи: при обжиге 8,515 г сульфида цинка с последующим восстановлением оксида с помощью угля выделилось 3,45 л газа. Рассчитайте выход реакции обжига, если выход реакции восстановления равен 60%.

Шаг первый. Запишем уравнения реакций и вычислим молярные массы компонентов:

ZnS + O2 = ZnO + SO2

ZnO + C = Zn + CO↑

M (ZnO) = 81 г/моль

Шаг второй. Вычислим количество вещества газа:

Шаг третий. Вычислим массу оксида цинка:

Так как выход реакции составил 60%, то

n (ZnO) = 0,6n (CO) = 0,6 ∙ 0,154 = 0,0924 (моль)

Шаг четвёртый. Вычислим массу оксида цинка:

Шаг пятый. Вычислим выход реакции:

Ответ: 87, 89%.

resh.edu.ru

§1. Степени окисления, электронные конфигурации, координационные числа и геометрия соединений хрома.

Следуя
общим тенденциям заполнения d-подуровня
при движении по периоду для элементов
VI
группы нужно было бы предположить
конфигурацию валентных электронов в
основном состоянии (n-1)d4ns2.
В атоме хрома выигрыш энергии, вызванный
стабилизацией наполовину заполненного
подуровня и полным отсутствием
дестабилизирующего вклада энергии
спаривания, оказывается больше энергии,
которую необходимо затратить на переход
одного из s-электронов
на d-подуровень.
Это приводит к «перескоку» («провалу»)
электрона, т.к. известно, что электроны
с параллельными спинами испытывают
меньшее взаимное отталкивание, чем
электроны с противоположными спинами,
разность энергий у хрома достигает
своего максимума – 3d54s1
(3d44s2).
1

В
различных соединениях хром проявляет
степени окисления от -4 до +6.

Степень
окисления

Электронная
конфигурация

Координационное
число

Геометрия

Примеры
соединений

-4

d10

4

Тетраэдр

Na4[Cr(CO)4]

-2

d8

5

Тригональная
бипирамида

Na2[Cr(CO)5]

-1

d7

6

Октаэдр

Na2[Cr2(CO)10]

0

d6

6

Октаэдр

Cr(CO)6,
[Cr(CO)5I]

+1

d5

6

Октаэдр

K3[Cr(CN)5NO],
[Cr({C5H4N}2)3]+
или
[Cr(dipy)3]+

+2

d4

4

Плоский
квадрат

Октаэдр

Cr(CH3COCHCOCH3)2
или
Cr(acac)22

K4[Cr(CN)6],
CrF2

+3

d3

4

6

Тетраэдр

Октаэдр

[CrCl4]

[Cr(NH3)6]3+

+4

d2

6

Октаэдр

K2[CrF6]

+5

d1

6

Октаэдр

K2[CrOCl5]

+6

d0

4

Тетраэдр

Октаэдр

CrO42-

CrF6

§2. Хром (II).

Известно
много соединений хрома (II), все они
сильные и быстродействующие восстановители.
Водные растворы, содержащие ион Cr2+,
имеют небесно-голубой цвет. Этот ион
очень легко окисляется

Cr3+
+ ē → Cr2+
( Е°= -0,41 В).

Легко
окисляются кислородом воздуха:

4[Cr(H2O)6]2++O2+4H+=4[Cr(H2O)6]3++2H2O.

Будет
восстанавливать воду с выделением
водорода, причем скорость разложения
зависит от кислотности раствора.

Высокоспиновые3
октаэдрические комплексы характеризуются
большим магнитным моментом (4,7 – 4,9 μВ4).
Это свидетельствует о тетрагональном
искажении, которое является следствием
эффекта Яна-Теллера5
и вызвано наличием одного электрона на
eg
–орбитали,
что приводит к геометрическому искажению
и понижению симметрии d4
–комплексов: два аксиальных лиганда
находятся на большем расстоянии от
атома Cr(II),
чем четыре экваториальных. Такая
структура обусловливает склонность
высокоспиновых комплексов к гидролизу.
Помимо аквакомплексов ([Cr(H2O)4(OH)2;
[Cr(H2O)6]2+)
к высокоспиновым относятся ацетилацетонат
(Cr(acac)2)
, а также аммиакаты ([Cr(NH3)5Cl]Cl,
[Cr(NH3)6]Cl2).

Низкоспиновые6
комплексы хром (II)
образует с лигандами сильного поля,
например с цианидом K4[Cr(CN)6].
Эти комплексы интенсивно окрашены, их
магнитный момент составляет 2,74-3,40 μВ,
а связь Cr-L
характеризуется существенной долей
π-связывания.

Так
же для хрома(II)
известны и кластерные соединения,
простейшее из них – ацетат хрома (II)
Cr2(CH3COO)4(H2O)2,
выпадающий красный осадок при действии
на CrII
ацетатов, либо уксусной кислоты:

2CrCl2+4NaCH3COO+2H2O=[Cr2(H2O)2(CH3COO)4]↓+4NaCl

На
наличие связи Cr-Cr
указывает диамагнетизм этого соединения:
в нем нет неспаренных электронов.
Поскольку каждый ион Cr2+
содержит четыре неспаренных электрона,
связь имеет кратность 4. Именно поэтому
расстояние Cr-Cr
в ацетате (0,230 нм) оказывается короче,
чем в металлическом хроме (0,256 нм). Атомы
хрома соединены друг с другом также
четырьмя бидентатными мостиковыми
ацетатными группами. Координационную
сферу каждого атома хрома дополняет
молекула воды.

По
методу валентных связей (ВС) четырехкратная
связьCr-Cr
образуется в результате объединения
неспаренных 3d
– электронов двух ионов хрома в четыре
электронные пары, принадлежащие совместно
обоим атомам. Вакантые орбитали ионов
Cr2+
выступают в качестве акцепторов для
образования пяти ковалентных связей с
ацетатными группами и молекулами воды.
В образующейся частице все электроны
спарены, т.е. она является диамагнитной
(см. рис
1 (б)
).
При нагревании в вакууме до 120°С ацетат
хрома теряет воду, превращаясь в
коричневый порошок, в котором кластеры
Cr2(CH3COO)4
связаны между собой дополнительным
взаимодействием атомов хрома с атомами
кислорода соседних ацетатных групп
(см. рис
1 (в)
).
Образование связи Cr-Cr
по методу молекулярных орбиталей (МО)
представлено на рис.
2
.
Для простоты рассмотрено взаимодействие
двух фрагментов молекулы состава
Cr(CH3COO)2,
каждый из которых имеет форму плоского
квадрата, что видно из расщепления
исходных dорбиталей
хрома. Из пяти d-орбиталей
каждого фрагмента четыре идут на
образование связи Cr-Cr,
а одна — на образование σ-связи с молекулой
воды. Из восьми d-орбиталей,
предоставленных в общее пользование
двумя атомами хрома, образуются восемь
молекулярных орбиталей (МО) – две из
них σ-типа, четыре – π-типа и две δ-типа.
Электронами заполнены четыре связывающие
МО, что обусловливает образование
четырехкратной связи Cr-Cr.

Благодаря
кластерному строению ацетат хрома (II)
гораздо более устойчив к окислению, чем
простые соли хрома (II).
В качестве исходного вещества его
используют для синтеза других соединений
CrII.

studfile.net

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск