Разглядим задания №1 из вариантов ЕГЭ за 2016 год.
Задание №1.
Электрическая формула наружного электрического слоя 3s²3p6 соответствует строению каждой из 2-ух частиц:
1. Arº и Kº 2. Cl‾ и K+ 3. S²‾ и Naº 4. Clº и Ca2+
Разъяснение:
посреди вариантов ответа приведены атомы в невозбужденном и возбужденном состояниях, другими словами электрическая конфигурация, допустим иона калия не соответствует его положению в повторяющейся системе. Разглядим вариант 1 Arº и Kº. Напишем их электрические конфигурации: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 — пригодная электрическая конфигурация лишь у аргона. Разглядим вариант ответа №2 — Cl‾ и K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Как следует, верный ответ — 2.
Задание №2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Разъяснение:
для напишем электрическую конфигурацию аргона: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Кальций не подступает, потому что у него на 2 электрона больше. У калия: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Верный ответ — 2.
Задание №3.
Элемент, электрическая конфигурация атома которого 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, образует водородное соединение
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Разъяснение:
поглядим в повторяющуюся систему, такую электрическую конфигурацию имеет атом серы. Верный ответ — 4.
Задание №4.
Схожую конфигурацию наружного энергетического уровня имеют атомы магния и
1. Кальция 2. Хрома 3. Кремния 4. Алюминия
Разъяснение:
у магния конфигурация наружного энергетического уровня: 3s2. У кальция: 4s2, у хрома: 4s2 3d4, у кремния: 3s2 2p2, у алюминия: 3s2 3p1. Верный ответ — 1.
Задание № 5.
Атому аргона в главном состоянии соответствует электрическая конфигурация частички:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Разъяснение:
электрическая конфигурация аргона в главном состоянии — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. У S²‾ электрическая конфигурация: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Верный ответ — 1.
Задание №6.
Схожую конфигурацию наружного энергетического уровня имеют атомы фосфора и
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Разъяснение:
напишем электрическую конфигурацию наружного уровня атома фосфора: 3s2 3p3.
У алюминия: 3s2 3p1;
У аргона: 3s2 3p6;
У хлора: 3s2 3p5;
У азота: 2s2 2p3.
Верный ответ — 4.
Задание №7.
Электрическая конфигурация 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 соответствует частичке
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Разъяснение:
данная электрическая конфигурация соответствует атому аргона в главном состоянии. Разглядим варианты ответа:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Верный ответ — 2.
Задание №8.
Какая электрическая конфигурация соответствует распределению валентных электронов в атоме хрома:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Разъяснение:
напишем электрическую конфигурацию хрома в главном состоянии: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Валентные электроны находятся на крайних 2-ух подуровнях 4s и 3d (тут происходит перескок 1-го электрона с подуровня s на d). Верный ответ — 3.
Задание №9.
Три неспаренных электрона на наружном электрическом уровне в главном состоянии содержит атом
1. Титана 2. Кремния 3. Магния 4. Фосфора
Разъяснение:
для того, чтоб иметь 3 неспаренных электрона, необходимо, чтоб элемент находился в пятой группе. Как следует, верный ответ — 4.
Задание №10.
Атом хим элемента, высший оксид которого RO2, имеет конфигурацию наружного уровня:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Разъяснение:
данный элемент имеет степень окисления (в этом соединении) +4, другими словами он обязан иметь 4 валентных электрона на наружном уровне. Как следует, верный ответ — 2.
(можно помыслить, что верный ответ — 1, но у такового атома наибольшая степень окисления будет +6 (потому что 6 электронов на наружном уровне), но нам необходимо, чтоб высший оксид имел формулу RO2, а таковой элемент будет иметь высший оксид RO3)
Задания для самостоятельной работы.
1. Электрическая конфигурация 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 соответствует атому
1. Алюминия 2. Азота 3. Хлора 4. Фтора
2. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет частичка
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Порядковый номер элемента, электрическое строение атома которого 1s2 2s2 2p3, равен
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Число электронов в ионе меди Cu2+ равно
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Схожую конфигурацию наружного энергетического уровня имеют атомы азота и
1. Серы 2. Хлора 3. Мышьяка 4. Марганца
6. Какое соединение содержит катион и анион с электрической конфигурацией 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Число электронов в ионе железа Fe2+ равно
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Электрическую конфигурацию инертного газа имеет ион
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Схожую конфигурацию наружного энергетического уровня имеют атомы фтора и
1. Кислорода 2. Лития 3. Брома 4. Неона
10. Элементу, электрическая формула атома которого 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, соответствует водородное соединение
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
В данной заметке использовались задания из сборника ЕГЭ 2016-го года под редакцией А.А. Кавериной.
Важным достижением ТКП является не плохое разъяснение обстоятельств той либо другой расцветки всеохватывающих соединений. До этого чем мы попытаемся разъяснить причину возникновения расцветки у всеохватывающих соединений, напомним, что видимый свет представляет собой электромагнитное излучение, длина волны которого находится в границах от 400 до 700 нм. Энергия этого излучения назад пропорциональна его длине волны:
Е = h×n = h×c/l
Энергия 162 193 206 214 244 278 300
Е, кДж/моль
Длина волны 760 620 580 560 490 430 400
Оказывается, энергия расщепления d-уровня кристаллическим полем, обозначаемая эмблемой D, имеет величину такового же порядка, что и энергия фотона видимого света. Потому комплексы переходных металлов могут всасывать свет в видимой области диапазона. Поглощаемый фотон возбуждает электрон с нижнего энергетического уровня d-орбиталей на наиболее высочайший уровень. Поясним произнесенное на примере 3+ . У титана (III) лишь 1 d-электрон, комплекс имеет в видимой области диапазона только один пик поглощения. Максимум интенсивности 510 нм. Свет с данной нам длиной волны принуждает d-электрон переместиться с нижнего энергетического уровня d‑орбиталей на верхний. В итоге поглощения излучения молекула поглощаемого вещества перебегает из основного состояния с малой энергией Е 1 в наиболее высочайшее энергетическое состояние Е 2 . Энергия возбуждения распределяется по отдельным энергетическим колебательным уровням молекулы, превращаясь в термическую. Электрические переходы, вызванные поглощением строго определенных квантов световой энергии, характеризуются наличием строго определенных полос поглощения. При этом, поглощение света происходит лишь в этом случае, когда энергия поглощаемого кванта совпадает с разностью энергий DЕ меж квантовыми энергетическими уровнями в конечном и исходном состояниях всасывающей молекулы:
DЕ = Е 2 – Е 1 = h×n = h×c/l,
где h — неизменная Планка; n — частота поглощаемого излучения; с- скорость света; l — длина волны поглощаемого света.
Когда эталон какого-нибудь вещества освещается светом, в наш глаз поступают отраженные от него лучи всех непоглощенных прототипом цветов. Если эталон поглощает свет всех длин волн, лучи от него не отражаются, и таковой предмет кажется нам черным. Если же эталон совершенно не поглощает света, мы его воспринимаем как белоснежный либо тусклый. Если эталон поглощает все лучи не считая оранжевого, то он кажется оранжевым. Вероятен и очередной вариант — эталон может казаться оранжевым тогда и, когда в наш глаз попадают лучи всех цветов не считая голубого. И напротив, если эталон поглощает лишь оранжевые лучи, он кажется голубым. Голубой и оранжевый цвет именуются доп.
Последовательность спектральных цветов: к
аждый о
хотник ж
елает з
нать, г
дес
идит ф
азан — к
расный, о
ранжевый, ж
елтый, з
еленый, г
олубой, с
иний, ф
иолетовый.
Для аквакомплекса 3+ числовому значению D расщ. = 163 кДж/моль соответствует граница видимого красноватого излучения, потому водные смеси солей Fe 3+ фактически тусклы. Гексацианоферрат (III) имеет D расщ. = 418 кДж/моль, что соответствует поглощению в сине-фиолетовой части диапазона и отражению в желто-оранжевой. Смеси, содержащие гексацианоферрат (III)-ионы, покрашены в желтоватый цвет с оранжевым цветом. Значение D расщ. 3+ невелико, по сопоставлению с 3- , что отражает не весьма огромную энергию связи Fe 3+ -OH 2 . Большая энергия расщепления 3- свидетельствует о том, что энергия связи Fe 3+ -CN – больше, и, как следует, для отщепления CN – нужна большая энергия. Из экспериментальных данных понятно, что молекулы Н 2 О в координационной сфере 3+ имеют среднее время жизни около 10 -2 с, а комплекс 3- очень медлительно отщепляет лиганды CN — .
Разглядим несколько примеров, позволяющих решать задачки с применением ТКП.
Пример:
полный ион транс‑ + поглощает свет основным образом в красноватой области диапазона — 640 нм. Какова расцветка этого комплекса?
Решение
: так как рассматриваемый комплекс поглощает красноватый свет, его расцветка обязана быть доборной к красноватому цвету — зеленоватой.
Пример:
ионы А1 3+ , Zn 2+ и Co 2+ находятся в октаэдрическом окружении лигандов. Какой из этих ионов может всасывать видимый свет и вследствие этого представляется нам окрашенным?
Решение
: ион А1 3+ имеет электрическую конфигурацию . Так как у него нет наружных d‑электронов, он не окрашен. Ион Zn 2+ имеет электрическую конфигурацию — 3d 10 . В этом случае все d-орбитали заполнены электронами. Орбитали d x 2– y2 и d x 2 не могут принять электрон, возбуждаемый с нижнего энергетического уровня орбиталей d xy , d yz , d xz . Потому комплекс Zn 2+ тоже бесцветен. Ион Со 2+ имеет электрическую конфигурацию — d 7 . В этом случае может быть перемещение 1-го d-электрона с нижнего энергетического уровня орбиталей d xy , d yz , d xz на верхний энергетический уровень орбиталей d x 2– y2 и d x 2 . Потому комплекс иона Со 2+ окрашен.
Пример:
как разъяснить, почему расцветка диамагнитных комплексов 3+ , 3+ , 3– оранжевая, тогда как у парамагнитных комплексов 3– , 0 расцветка голубая?
Решение
: оранжевое окрашивание комплексов показывает на поглощение в сине-фиолетовой части диапазона, т.е. в области маленьких длин волн. Таковым образом, расщепление для этих комплексов — большая величина, что и обеспечивает их принадлежность к низкоспиновым комплексам (D>Р). Спаривание электронов (d 6 -конфигурация, все 6 электронов на t 2g подуровне) соединено с тем, что лиганды NH 3 , en, NO 2
— принадлежат к правой части спектрохимического ряда. Потому они при комплексообразовании делают мощное поле. Окрашивание 2-ой группы комплексов в голубой цвет значит, что они поглощают энергию в желто‑красноватой, т.е. длинноволновой части диапазона. Потому что длина волны, при которой комплекс поглощает свет, описывает величину расщепления, можно сказать, что значение D в этом случае относительно не достаточно (D NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Строение всеохватывающего иона влияет на нрав расщепления энергетических уровней комплексообразователя.
При октаэдрическом строении
всеохватывающего иона, d γ -орбитали (d z 2 -, d x 2 — y 2 -орбитали) подвержены сильному взаимодействию поля лигандов
, и электроны этих орбиталей могут иметь огромную 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:
Тут Δ окт – энергия расщепления в октаэдрическом поле лигандов.
При тетраэдрической структуре
всеохватывающего иона d γ -орбитали владеют наиболее низкой энергией, чем d ε -орбитали:
Тут Δ тетр – энергия расщепления в тетраэдрическом поле лигандов.
Энергию расщепления Δ
определяют экспериментально по диапазонам поглощения веществом квантов света, энергия которых равна энергии соответственных электрических переходов. Диапазон поглощения, также и расцветка всеохватывающих соединений d-элементов, обоснованы переходом электронов с d-орбитали низшей энергии на d-орбиталь с наиболее высочайшей энергией.
Так, в случае соли K 3 , при поглощении кванта света, возможен переход электрона с d ε -орбитали на d γ -орбиталь. Сиим разъясняется, что данная соль имеет оранжево-красную расцветку. А соль K 2 не может всасывать свет и, вследствие этого, она тускла. Это разъясняется тем, что переход электронов с d γ -орбитали на d ε -орбиталь неосуществим.
Теория молекулярных орбиталей
Способ МО
был ранее рассмотрен в разделе .
При помощи этого способа изобразим электрическую конфигурацию высокоспинового всеохватывающего иона 2+ .
Электрическая конфигурация иона Ni 2+ :
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 либо …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
В всеохватывающем ионе 2+
в образовании хим связи учавствуют 8 электронов
центрального иона Ni 2+ и 12 электронов 6 лигандов NH 3.
Полный ион
имеет октаэдрическое строение
. Образование МО может быть лишь в этом случае, когда энергии начальных взаимодействующих частиц близки по своим значениям, также нацелены в пространстве подходящим образом.
В нашем случае, орбиталь 4s иона Ni 2+
равноценно перекрывается с орбиталями всякого из 6 лигандов. В итоге этого образуются молекулярные орбитали: связывающая σ s св и разрыхляющая σ s разр.
Перекрывание 3-х 4p-орбиталей комплексообразователя
с орбиталями лигандов приводит к образованию 6 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 содействует образованию 4 молекулярных орбиталей: 2-ух связывающих σ св х 2 — y 2 , σ св z 2 и 2-ух 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 ориентированы к ним. Вследствие этого, они не принимают роли в образовании σ-связи, и являются несвязывающими орбиталями: π xz , π xy , π yz .
Итого, полный ион 2+ содержит 15 молекулярных орбиталей.
Размещение электронов можно изобразить последующим 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:
Группы ,
You need to enable JavaScript to run this app.
Электрическая конфигурация атома
— это формула, показывающая размещение электронов в атоме по уровням и
подуровням. Опосля исследования статьи Вы узнаете, где и как размещаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и
можете выстроить электрическую конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица частей.
Для чего же учить электрическую конфигурацию частей?
Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они различаются друг от друга, но две детали
1-го типа полностью схожи. Но этот конструктор куда увлекательнее, чем пластмассовый и вот почему.
Конфигурация изменяется зависимо от того, кто есть рядом. К примеру, кислород рядом с водородом может
перевоплотиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом совсем превращает его в ржавчину.
Что бы ответить на вопросец почему так происходит и предвидеть поведение атома рядом с иным нужно
изучить электрическую конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.
Сколько электронов в атоме?
Атом состоит из ядра и крутящихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном
состоянии у всякого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество
протонов обозначили порядковым номером элемента, к примеру, сера, имеет 16 протонов — 16й элемент повторяющейся
системы. Золото имеет 79 протонов — 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном
состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.
Где находить электрон?
Следя поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются
квантовыми числами, всего их четыре:
- Основное квантовое число
Орбитальное квантовое число
Магнитное квантовое число
Спиновое квантовое число
Орбиталь
Дальше, заместо слова орбита, мы будем употреблять термин «орбиталь», орбиталь — это волновая функция электрона,
грубо — это область, в какой электрон проводит 90% времени.
N — уровень
L — оболочка
M l — номер орбитали
M s — 1-ый либо 2-ой электрон на орбитали
Орбитальное квантовое число l
В итоге исследования электрического облака, нашли, что зависимо от уровня энергии,
скопление воспринимает четыре главных формы: шар, гантели и остальные две, наиболее сложные.
В порядке возрастания энергии, эти формы именуются s-,p-,d- и f-оболочкой.
На каждой из таковых оболочек может размещаться 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
воспринимает значения 0,1,2 либо 3.
На s-оболочке одна орбиталь (L=0) — два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) — 6 электронов
На d-оболочке 5 орбиталей (L=2) — 10 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, другими словами, для p-оболочки (L=1) есть орбитали «-1», «0» и «1».
Магнитное квантовое число обозначается буковкой m l .
Снутри оболочки электронам легче
размещаться на различных орбиталях, потому 1-ые электроны заполняют по одному на каждую
орбиталь, а потом уже к любому присоединяется его пара.
Разглядим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, другими словами 5 орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), 1-ые 5
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 собственной оси, направлений два, потому спиновое квантовое число
имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона лишь с
обратными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s
Основное квантовое число n
Основное квантовое число — это уровень энергии, сейчас известны семь энергетических уровней,
любой обозначается арабской цифрой: 1,2,3,…7. Количество оболочек на любом уровне равно номеру уровня:
на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.
Номер электрона
Итак, хоть какой электрон можно обрисовать 4-мя квантовыми числами, композиция из этих чисел неповторима для каждой
позиции электрона, возьмём 1-ый электрон, самый маленький энергетический уровень это N=1, на первом уровне
распологается одна оболочка, 1-ая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0,
магнитное квантовое число может принять лишь одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2.
Если мы возьмём 5-ый электрон (в котором 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 характеристики газообразного тетрафторида дицинка в обычном
состоянии в интервале температур 100 — 6000 К приведены в табл. Zn 2 F 4 .
Молекулярные
неизменные, 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 главном электрическом состоянии 1 A
g
принята плоская повторяющаяся структура (группа симметрии D
2h
).
Статический вес основного электрического состояния Zn 2 F 4
рекомендован равным I, исходя из того, что ион Zn 2+ имеет…d
10 электрическую конфигурацию.
Произведение моментов инерции, приведенное в табл. Zn.8 , вычислено по оцененным структурным
характеристикам: 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 таковой
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 подходящим 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 (то есть тепловое, инфракрасное, на основе инфракрасного излучения) диапазон и
диапазоны КР молекул Zn 2 F 4 , изолированных в матрице из
криптона. Частоты колебаний всех мостиковых связей Zn-F (n
3)
приняты схожими, 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
мало большей, чем соответственная частота для Zn 2 Cl 4 .
Значение частоты деформационного колебания цикла в плоскости (n
6)
оценено сопоставлением 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
электрические состояния Zn 2 F 4 в расчете термодинамических
функций не учитывались.
Термодинамические
функции Zn 2 F 4 (г) вычислены в приближении «твердый
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 обоснованы некорректностью
принятых значений молекулярных неизменных, также приближенным нравом
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 в первый раз.
Константа
равновесия Zn 2 F 4 (г) = 2Zn(г) + 4F(г) вычислена c внедрением
принятого значения
D
at
H
º(Zn 2 F 4. г, 0) = 1760 ±
30 кДж×
моль ‑1 .
Значение
оценено сопоставлением 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),
соответственных принятым в данном издании величинам.
В 9
вариантах из полного количества 20 экспериментальные данные отсутствуют. По сиим
соединениям выполнены оценки, приведенные в таблице в квадратных скобках. Эти
оценки выполнены на основании последующих суждений:
1. для
соединений Fe, Co и Ni принят маленькой ход в ряду F-Cl-Br-I и отсутствие такового хода в ряду Fe-Co-Ni;
2. для соединений Zn хода величин в ряду F-Cl-Br-I увидеть
не удается, и для фторида принята величина, средняя из других значений;
3. для
соединений Cu принят маленькой ход в ряду F-Cl-Br-I по аналогии с соединениями
группы железа на основании близости величин; сам ход принят несколько наименьшим.
Изложенный
подход приводит к значениям энтальпий атомизации Me 2 Hal 4 , приведенным в табл. Zn.13 .
При
вычислении энергии атомизации Cu 2 I 4 применена 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 быть может оценена равной 50 кДж×
моль ‑1
для Cu 2 I 4 и 30 кДж×
моль ‑1
в других вариантах.
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]
Источник: