Энергия ионизации ионов. Задачи 287 — 302

Энергия ионизации ионов. Составление уравнений химических реакций.

 

Видео:Урок 302. Электрической ток в вакууме. Вакуумный диодСкачать

Урок 302. Электрической ток в вакууме. Вакуумный диод

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

Энергия ионизации (видео 8) | Периодическая таблица|  Химия

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 287. Индуктивность контура (катушки). Явление самоиндукцииСкачать

Урок 287. Индуктивность контура (катушки). Явление самоиндукции

Урок 291. Задачи на электромагнитную индукцию - 4Скачать

Урок 291. Задачи на электромагнитную индукцию - 4

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

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

Урок 301. Задачи на электролиз - 2Скачать

Урок 301. Задачи на электролиз - 2

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

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

Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.

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

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

Урок 285. Задачи на электромагнитную индукцию - 2Скачать

Урок 285. Задачи на электромагнитную индукцию - 2

Гальванические элементы. Практическая часть. 10 класс.Скачать

Гальванические элементы. Практическая часть. 10 класс.

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

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

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

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

Основы химической термодинамикиСкачать

Основы химической термодинамики

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.

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

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

Урок 310. Виды газового разрядаСкачать

Урок 310. Виды газового разряда

Определение концентрации фторидов и нитратов с помощью ионо-селективного электродаСкачать

Определение концентрации фторидов и нитратов с помощью ионо-селективного электрода

Урок 309. Электрический ток в газах. ПлазмаСкачать

Урок 309. Электрический ток в газах. Плазма
Поделиться или сохранить к себе:
Конспекты лекций по химии