Энергия ионизации ионов. Задачи 287 — 302

Энергия ионизации ионов. Составление уравнений химических реакций.

 

Видео:Энергия ионизации (видео 8) | Периодическая таблица| ХимияСкачать

Энергия ионизации (видео 8) | Периодическая таблица|  Химия

Энергия ионизации ионов марганца

 

Задача 287.
Запишите электронную конфигурацию двухзарядного положительного иона марганца (Мп2+) и четырехзарядного (Мп4+). Как соотносятся энергии ионизации у этих ионов и их ионные радиусы?
Решение:
Электронные конфигурации двухзарядного положительного иона марганца (Мп2+) и четырехзарядного (Мп4+):

+25Mn2+ 1s22s22p63s23p6d54s0
+25Mn4+ 1s22s22p63s23p6d34s0

Чем больше положительный заряд иона, тем меньше ионный радиус1, соответственно радиус иона Мп2+, больше чем у иона Мп4+. Радиус иона зависит также и от координационного числа: чем больше КЧ, тем больше радиус иона. Радиус иона сильно зависит и от его заряда. Для катиона с ростом заряда он заметно уменьшается. Так, для Mn2+ он равен 0,97 Å (КЧ = 6), тогда как для Mn4+ — 0,68 Å (КЧ = 6).

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать. Учитывая, что ион Мп4+ имеет меньший радиус, чем ион Мп2+, т.е. внешние электроны иона Мп4+ расположены ближе, чем в ионе Мп2+, то энергия ионизации2 иона марганца Мп4+ больше, чему иона Мп2+.
 


Видео:Урок 287. Индуктивность контура (катушки). Явление самоиндукцииСкачать

Урок 287. Индуктивность контура (катушки). Явление самоиндукции

Уравнения реакций получения гидроксидов магния и гидроксида железа (III)

 

Задача 288.
Даны следующие соединения: сульфат магния, хлорид алюминия, хлорид железа (III). Получите, используя только один дополнительный реактив, из всех предложенных солей нерастворимые основания. Запишите уравнения реакции в молекулярном и ионном виде.
Решение:
1. Гидроксид магния получают взаимодействием растворимых солей магния с щелочами:

MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + Na2SO4 (молекулярная форма);
Mg2+ + SO42– + 2Na+ + 2OH¯ = Mg(OH)2↓ + 2Na+ + SO42– (полная ионно-молекулярная форма);
Mg2+ + 2OH¯ = Mg(OH)2 (сокращенная  ионно-молекулярная форма).

2. Гидроксид железа (III) jбразуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl (молекулярная форма);
Fe3+ + 3Cl¯ + 3Na+ + 3OH¯ = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl¯ (полная ионно-молекулярная форма);
Fe3+ + 3OH¯ = Fe(OH)3↓ (сокращенная  ионно-молекулярная форма).

Или

Действием щелочей на растворимые соли железа со степенью окисления +3, например, сульфата железа (III), при этом образуется в разной степени гидратирования, в зависимости от условий реакции, гидроксид железа (III):

2FeCl3 + 6NaOH + (n−3)H2O → Fe2O3 . nH2O↓ + 6NaCl (молекулярная форма);
2Fe3+ + 3Cl + 6Na+ + 6OH + (n−3)H2O → Fe2O3 . nH2O↓ + 6Na+ + 6Cl (полная ионно-молекулярная форма);
2Fe3+ + 6OH + (n−3)H2O → Fe2O3 . nH2O↓ + 6NaCl (сокращенная  ионно-молекулярная форма).

3. Гидроксид алюминия выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей алюминия и легко образует коллоидные растворы

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4. (молекулярная форма);
2Al3+ + 3SO42- + 6Na+ + 6OH = 2Al(OH)3↓ + 6Na+ + 3SO42-. (полная ионно-молекулярная форма);
2Al3+ + 6OH = 2Al(OH)3↓ или Al3+ + 3OH = Al(OH)3↓ (сокращенная  ионно-молекулярная форма).
 


Дициан — реакция обезвреживания озоном

Задача 289.
Дициан (ядовитое вещество, вызывающее удушье) может быть обезврежен в реакции с озоном по схеме:
(СN)2  + O3 + КОН = К2СО3 + N2 + O2  + H2O
Расставьте коэффициенты в реакции. Какая масса воды (в граммах) образуется в ходе реакции 2,5 моль дициана с необходимым количеством озона и щелочи? Считать молярную массу воды равной 18 г/моль.
Решение:
Схема реакции имеет вид:

(СN)2  + O3 + КОН = К2СО3 + N2 + O2  + H2O.

Расставим коэффициенты в реакции, получим:

(СN)2  + 4O3 + 4КОН = 2К2СО3 + N2 + 4O2  + 2H2O.

Из уравнения реакции следует, что в ходе реакции из 1 моля дициан образуется 2 моля воды, т.е. n(C2N2) = 2n(H2O).

Тогда

n(H2O) = 2n(C2N2) = 2 . 2,5 = 5 моль.

Отсюда

m(H2O) = n(H2O) . M(H2O) = 5 . 18 = 90 г.

Ответ: m(H2O) = 90 г.
 


Составление ионных уравнений реакций

Задача 300.
Написать ионные уравнения для этих уравнений:
1) CaCrO4 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Ca + H2CrO4;
2) SrCrO4 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Sr + H2CrO4.
Какие реакции реально протекают? 
Решение:
1) CaCrO4 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Ca + H2CrO4  (молекулярное уравнение);
Ca2+  + CrO42- + 2CH3COO + 2H+ → Ca2+  + CrO42- + 2CH3COO + 2H+.  (полное ионно-молекулярное уравнение)

После приведения обеих членов равенства, получается — все члены равенств взаимно сократится, Значит,
ионно-молекулярное уравнение невозможно, поэтому реакции обмена нет — реакция не идет — не наблюдается  и выпадение (растворение) осадка, выделение газа или образование малодиссциированного вещества (Н2О).

2) SrCrO4↓ + 2CH3COOH → (CH3COO)2Sr + H2CrO4 (молекулярное уравнение);
SrCrO4↓ + 2CH3COO¯ + 2H+ → Sr2+  + 2CH3COO¯ + 2H+ + CrO42- (полное ионно-молекулярное уравнение);
SrCrO4↓  → Sr2+   + CrO42- (сокращенное ионно-молекулярное уравнение) — это невозможное действие — реакция обмена не идет, так как после приведения обеих членов равенства осадок (SrCrO4↓)  не изменяеттся

Вообще то, реакция протекает так:

2SrCrO4↓ + 2CH3COOH → (CH3COO)2Sr + SrCr2O7 + H2O (молекулярное уравнение);
2SrCrO4↓ + 2CH3COO¯ + 2H+ = 2Sr2+ + Cr2O72- + 2CH3COO + H2O (полное ионно-молекулярное уравнение);
2SrCrO4↓ + 2H+  = 2Sr2+ + Cr2O72-  + H2O (сокращенное ионно-молекулярное уравнение) — реакция обмена идет — реакция идет — растворяется осадок SrCrO4 и образуется малодиссоциированное вещество (Н2О).
 


Определение типа химической связи в молекуле вещества

Задача 301.
Какую роль играет разность электроотрицательностей атомов в образовании связей между атомами. Определите тип связи в Mn2O7, CrO3, FeS.
Решение:
Это очень сложный вопрос, очень сложный!
При образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов. Рассмотрим образование связей между двумя атомами. Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара. 
При равных значениях электроотрицательностей: ЭО(А) ≈ ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А:В. Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4 < ΔЭО < 2, то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.
Если разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО > 2), то один из электронов практически полностью  переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.
Определим тип связи в Mn2O7 и CrO3. ΔЭО связи Mn-O = ЭО(O) — ЭО(Mn) = 3,44 — 1,55 = 1,89; ΔЭО связи Cr-O = ЭО(O) — ЭО(Cr) = 3,44 — 1,66 = 1,78. Так как ΔЭО в Mn2O7 и CrO3 меньше 2, то связь в этих оксидах ковалентная полярная, потому что это кислотные оксиды, как и SO3 или CО2. Значит, в кислотных оксидах свяь обычно ковалентная полярная.
Ионную связь3, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов), но только относительно бинарных соединений в щелочных и щелочно-земельных металлов. Например, в К2О ионная, а в Al2O3 — связь ковалентная полярная.
Тип связи в FeS, седуя подобным рассуждениям должна быть ковалентная полярная — ΔЭО связи Fe-S = ЭО(S) — ЭО(Fe) = 2,58 — 1,83 = 0,75, а на самом деле в FeS — соль, связь ионная. Просто нужно помнить, что атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны. Атом железа легко отдает 2 s-электрона и превращается в положительно заряженный ион Fe(2+), а атом серы присоединяет 2 р-электрона на внешний электронный слой и образует устойчивый ион S(2-). Между ионами Fe(2+) и  S(2-) возникают электростатические силы притяжения. S(2-) или S, также как и Cl являются кислотными остаткам кислот H2S и HCl соответственно.  
Кислород (О) не является кислотным остатком, поэтому в оксидах связь может быть как ковалентная полярная так и ионная. 

 


Валентность молибдена

Задача 302.
Основное состояние молибдена 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d55s10.
При возбуждении один (или несколько) электронов с 4d подуровня могут быть переведены на 5р подуровень, например:
1s2 2s2 2 p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d4 5s11
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d3 5s12.
Определить валентности молибдена в этих случааях.
Решение:
Рассмотрим валентности4 и степени окисления молибдена. На валентном слое в основном состоянии атома имеются 6 неспаренных электронов (4d5 5s1) и 3 свободных орбиталей (5р0). Следовательно, валентность молибдена в этом состоянии VI. Молибден — металл, он будет отдавать электроны и проявлять положительные степени окисления (+1, +2, +3, +4, +5, +6), поэтому в соединениях с атомами более электроотрицательных элементов, например, с неметаллами. Молибден может также проявлять минимальную степень окисления -4, -2, -1. Когда атом молибдена присоединит 1 електрон на 5s-орбиталь, то образуется устойчивое состояние (5s2) или 1s2 2s2 2 p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d5 5s0 степеь окисленности будет -1. В своих соединениях молибден может проявлять степени окислкения: -4, -2, -1, 0, +1,+2, +3, +4, +5, +6.
Основное состояние — электронное состояние атома, в котором его энергия минимальна. Возбужденное состояние — электронное состояние атома, соответствующее переходу одного или нескольких электронов с орбитали с меньшей энергией на свободную орбиталь с большей энергией. Поэтому в основном и возбужденном состоянии молибден можее проявлять валентность от Ι до  VΙ (Ι, ΙΙ, ΙΙΙ, ΙV, V и VΙ). Следовательно, во всех приведенных состояниях молибдена (основное и возбужденное состояние) молибден будет проявлять валентность: Ι, ΙΙ, ΙΙΙ, ΙV, V, VΙ.

 


Комментарии:
1Радиус нейтрального атома марганца 0,130 нм, радиус иона Mn2+ — 0,080 — 0,104 нм, иона Mn7+ — 0,039 — 0,060 нм. Энергии последовательной ионизации атома марганца 7, 435, 15, 64, 33, 7, 51, 2, 72, 4 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность марганца 1,55; марганец принадлежит к числу переходных металлов. Марганец в компактном виде — твердый серебристо-белый металл.
2Энергией ионизации называют энергию, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением его в положительно заряжённый ион. Энергию ионизации выражают в электрон-вольтах (эВ).
3Во всех кислотах, основаниях и солях связь ионная — нужно запомнить и громко об этом не говорить, а просто запомнить. И еще — все кислотные оксиды — ковалентные соединения. Все бинарные неметаллические соединения образованы ковалентной неполярной связью. Все бинарные соединения между металлом и неметаллом — ионные соединения.
4Валентность атома определяется числом неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии его.


 

🔍 Видео

Урок 302. Электрической ток в вакууме. Вакуумный диодСкачать

Урок 302. Электрической ток в вакууме. Вакуумный диод

Урок 291. Задачи на электромагнитную индукцию - 4Скачать

Урок 291. Задачи на электромагнитную индукцию - 4

Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.

Урок 288. Явление самоиндукции (окончание). Задачи на индуктивностьСкачать

Урок 288. Явление самоиндукции (окончание). Задачи на индуктивность

Примеры решения задач на водородный показатель pH растворов. 11 класс.Скачать

Примеры решения задач на водородный показатель pH растворов. 11 класс.

Урок 301. Задачи на электролиз - 2Скачать

Урок 301. Задачи на электролиз - 2

Гальванические элементы. Практическая часть. 10 класс.Скачать

Гальванические элементы. Практическая часть. 10 класс.

Урок 285. Задачи на электромагнитную индукцию - 2Скачать

Урок 285. Задачи на электромагнитную индукцию - 2

Урок 298. Электрический ток в жидкостях. Закон Фарадея для электролизаСкачать

Урок 298. Электрический ток в жидкостях. Закон Фарадея для электролиза

Урок 300. Об измерении элементарного заряда. Задачи на электролиз - 1Скачать

Урок 300. Об измерении элементарного заряда. Задачи на электролиз - 1

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.Скачать

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.

Урок 278. Задачи на силу Лоренца - 1Скачать

Урок 278. Задачи на силу Лоренца - 1

Электрический заряд. Электризация тел. Практическая часть. 8 класс.Скачать

Электрический заряд. Электризация тел. Практическая часть. 8 класс.

Урок 310. Виды газового разрядаСкачать

Урок 310. Виды газового разряда

ЭЛЕКТРИЗАЦИЯ ТЕЛ — Взаимодействие электрических тел // Урок Физики 8 классСкачать

ЭЛЕКТРИЗАЦИЯ ТЕЛ — Взаимодействие электрических тел // Урок Физики 8 класс

Основы химической термодинамикиСкачать

Основы химической термодинамики

Урок 309. Электрический ток в газах. ПлазмаСкачать

Урок 309. Электрический ток в газах. Плазма

Определение концентрации фторидов и нитратов с помощью ионо-селективного электродаСкачать

Определение концентрации фторидов и нитратов с помощью ионо-селективного электрода
Поделиться или сохранить к себе:
Конспекты лекций по химии