Elektroniese verspreiding is 'n fundamentele konsep in chemie en fisika, en om dit te bemeester vereis 'n goeie begrip van die onderliggende beginsels. Om jou kennis te toets en jou vaardighede te versterk, het ons 'n reeks van 12 elektroniese verspreidingsoefeninge voorberei. In hierdie artikel sal ons elkeen van hierdie oefeninge in detail ondersoek, met die fokus op hul praktiese toepassing en duidelike en bondige verduidelikings vir hul oplossing verskaf. Maak gereed om jou begrip van hierdie sleutelonderwerp uit te daag en jou elektroniese verspreidingsvaardighede te verbeter!
1. Inleiding tot elektroniese verspreiding in kwantumteorie
Die elektronverspreiding in kwantumteorie is 'n fundamentele konsep om te verstaan hoe elektrone rondom die kern in 'n atoom georganiseer is. In hierdie afdeling sal ons die basiese beginsels van hierdie onderwerp ondersoek en leer hoe om dit in verskillende gevalle toe te pas.
Die eerste stap om elektronverspreiding te verstaan, is om die Pauli-uitsluitingsbeginsel te verstaan, wat bepaal dat geen twee elektrone in dieselfde atoom presies dieselfde stel kwantumgetalle kan hê nie. Dit beteken dat elektrone verskillende energievlakke en subvlakke in 'n atoom moet beset.
Tweedens is dit belangrik om vertroud te raak met Aufbau se reël, wat die volgorde bepaal waarin orbitale in 'n atoom gevul word. Hierdie reël help ons om die volgorde te bepaal waarin elektrone in die verskillende energievlakke en subvlakke versprei word. Ons weet byvoorbeeld dat vlak 1 voor vlak 2 vul, ensovoorts.
2. Basiese konsepte van elektroniese verspreiding in chemie
Elektroniese verspreiding in chemie is 'n fundamentele hulpmiddel om die struktuur en gedrag van atome en molekules te verstaan. Hierdie verspreiding bepaal hoe die elektrone rondom die atoomkern georganiseer is, volgens sekere reëls en beginsels. In hierdie afdeling sal ons 'n paar basiese konsepte oor elektroniese verspreiding in chemie ondersoek.
Een van die fundamentele konsepte in elektroniese verspreiding is die Aufbau-beginsel, wat bepaal dat elektrone eers by laer-energie-orbitale gevoeg word voordat hoër-energie-orbitale gevul word. Dit beteken dat die elektrone gevul word in volgorde van toenemende energie, volgens die orbitaaldiagram en met inagneming van Hund se reël, wat bepaal dat elektrone die orbitale individueel en parallel vul voor paring.
Om die elektroniese verspreiding van 'n atoom voor te stel, word die elektroniese konfigurasie gebruik, wat wys hoe die elektrone in die verskillende energievlakke en subvlakke versprei is. Byvoorbeeld, die elektroniese konfigurasie van die suurstofatoom is 1s² 2s² 2p⁴, wat aandui dat dit 2 elektrone in die 1s-vlak, 2 elektrone in die 2s-vlak en 4 elektrone in die 2p-vlak het.
3. Wat is elektroniese verspreidingsoefeninge en hoekom is dit belangrik?
Elektroniese verspreidingsoefeninge is 'n fundamentele hulpmiddel in chemie om te verstaan hoe elektrone in 'n atoom georganiseer is. Hierdie oefeninge stel ons in staat om die elektroniese konfigurasie van elke element te identifiseer en te verstaan hoe die orbitale met elektrone gevul is.
Die elektroniese verspreiding is belangrik omdat dit ons in staat stel om die chemiese en fisiese eienskappe van elemente te voorspel. Deur die elektroniese konfigurasie van 'n element te ken, kan ons sy reaktiwiteit, sy vermoë om chemiese bindings te vorm en sy gedrag in verskillende omgewings bepaal.
Daar is verskillende metodes om hierdie oefeninge op te los, maar hulle volg almal 'n reeks algemene stappe. Eerstens moet jy die reëls vir die vul van orbitale ken, soos Aufbau se reël, die Pauli-uitsluitingsbeginsel en Hund se reël. Die elektronkonfigurasie word dan op 'n diagram georganiseer of deur letter- en syfernotasie te gebruik. Ten slotte word gekontroleer dat die verspreiding aan die vulreëls voldoen en dat die totale aantal elektrone korrek is.
4. Daag jou kennis uit: 12 elektroniese verspreidingsoefeninge om jou vaardighede te toets
In hierdie afdeling bied ons 12 uitdagende elektroniese verspreidingsoefeninge aan wat jou chemievaardighede sal toets. Elkeen van hierdie oefeninge sal jou uitdaag om jou kennis oor die verspreiding van elektrone in die verskillende vlakke en subvlakke van 'n atoom toe te pas. Hulle sal jou nie net help om die basiese beginsels te hersien nie, maar hulle sal jou ook oefen om elektroniese verspreidingsprobleme op te los. effektief.
Vir elk van die oefeninge sal ons jou voorsien van 'n stap vir stap gedetailleerd hoe om die probleem op te los. Daarbenewens sal ons jou wenke en voorbeelde gee om jou begrip te vergemaklik. As jy 'n vinnige oorsig van die basiese beginsels van elektroniese verspreiding nodig het, kan jy ons interaktiewe tutoriale gebruik, wat jou 'n volledige oorsig van die onderwerp sal gee.
Daarbenewens beveel ons aan om gereedskap soos periodieke tabelle en Lewis-diagramme te gebruik om die elektroniese verspreiding duideliker te visualiseer. Hierdie gereedskap sal jou help om die aantal elektrone in elke vlak en subvlak akkuraat te identifiseer. Onthou dat die sleutel tot die oplossing van hierdie oefeninge is om die elektroniese konfigurasie van elke atoom noukeurig te ontleed en die beginsels te volg wat deur die Aufbau-beginsel, Hund se reël en die reël van maksimum spin-veelvoud vasgestel is.
5. Oefening 1: Elektroniese verspreiding van die waterstofatoom
In hierdie oefening gaan ons leer om die elektroniese verspreiding van die waterstofatoom te bepaal. Die elektroniese verspreiding vertel ons hoe elektrone in die verskillende energievlakke en subvlakke van die atoom versprei is. Dit is belangrik om die eienskappe en gedrag van waterstof te verstaan.
Om die elektroniese verspreiding van die waterstofatoom te bepaal, moet ons 'n paar stappe volg. Eerstens moet ons die atoomgetal van waterstof ken, wat 1 is. Dan kan ons Aufbau se reël gebruik, wat bepaal dat elektrone die laagste energievlakke eerste vul, volgens Hund se beginsel van maksimum veelheid.
Ons sal begin deur vlak 1 in te vul, wat tot 2 elektrone kan bevat. Die volgende vlak is vlak 2, wat ook tot 2 elektrone kan hou. Laastens kan vlak 3 tot 8 elektrone bevat. Deur hierdie inligting te gebruik, kan ons die volledige elektroniese verspreiding van die waterstofatoom bepaal.
6. Oefening 2: Elektroniese verspreiding van die koolstofatoom
Die koolstofatoom is een van die belangrikste elemente in organiese chemie. Die elektroniese verspreiding daarvan bepaal die manier waarop koolstofatome met ander elemente kombineer. Om die elektroniese verspreiding van die koolstofatoom te bepaal, moet sommige gevolg word sleutelstappe.
Eerstens is dit belangrik om te onthou dat die koolstofatoom 6 elektrone het. Hierdie elektrone is versprei in verskillende energievlakke wat skulpe genoem word. Die eerste energievlak, of dop 1, kan tot 2 elektrone bevat. Die tweede energievlak, of dop 2, kan tot 8 elektrone bevat. Om die elektroniese verspreiding van die koolstofatoom te bepaal, moet hierdie doppe gevul word in volgorde van toenemende energie.
Die koolstofatoom het die volgende elektroniese verspreiding: 1s2 2s2 2p2. Dit beteken dat die eerste 2 elektrone in dop 1, in die 1s-orbitaal, gevind word. Die volgende 2 elektrone word gevind in dop 2, in die 2s-orbitaal. Die laaste 2 elektrone word gevind in dop 2, in die 2p-orbitaal. Hierdie elektroniese verspreiding vertel ons hoe die elektrone in die verskillende orbitale van die koolstofatoom gerangskik is.
7. Oefening 3: Elektroniese verspreiding van die chloorioon
Om die elektroniese verspreiding van die chloorioon te bepaal, moet ons eers onthou dat die chloorioon, Cl-, 'n elektron bygekry het, wat beteken dat Dit het nou 'n oormaat van 'n negatiewe lading. Dit beïnvloed die manier waarop elektrone oor die atoom se energievlakke versprei word. Hieronder is 'n stap vir stap hoe om op te los hierdie probleem:
1. Identifiseer die atoomgetal van chloor op die periodieke tabel. Chloor se atoomgetal is 17, wat beteken dit het 17 elektrone in sy oorspronklike neutrale toestand.
2. Nadat een elektron verkry is, het chloor nou in totaal 18 elektrone. Om die elektronverspreiding te bepaal, hou in gedagte dat elektrone energievlakke in 'n spesifieke volgorde vul: 2, 8, 8, 1. Dit beteken dat die eerste 2 elektrone energievlak 1 vul, die volgende 8 vul energievlak 2. van energie 8 , die volgende 3 vul energievlak 4 en die laaste elektron beslaan energievlak XNUMX. Let daarop dat hoër energievlakke verder van die kern is en 'n groter kapasiteit het om elektrone te hou.
3. Daarom sal die elektroniese verspreiding van die chloorioon die volgende wees: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6. Hierdie resultaat sê vir ons dat chloor 'n totaal van 18 elektrone het wat in verskillende energievlakke versprei is. Daarbenewens, deur 'n ioon te word met 'n lading van -1, verkry dit groter stabiliteit as gevolg van die volledige vulling van sy buitenste energievlak.
8. Oefening 4: Elektroniese verspreiding van die suurstofatoom
Die suurstofatoom het 'n atoomgetal van 8, wat aandui dat dit 8 elektrone in sy elektroniese konfigurasie het. Om die elektroniese verspreiding van die suurstofatoom te bepaal, moet ons 'n stap-vir-stap proses volg. Eerstens moet ons onthou dat elektrone in verskillende energievlakke versprei word, bekend as skulpe. Die eerste dop naaste aan die kern kan tot 2 elektrone bevat, die tweede tot 8 elektrone en die derde tot 8 elektrone.
Vir die suurstofatoom begin ons deur die dop naaste aan die kern, wat die eerste dop is, te vul. Ons plaas 2 elektrone in hierdie dop. Dan beweeg ons na die volgende dop en plaas die oorblywende 6 elektrone. Dit gee vir ons 'n elektronverspreiding van 2 in die eerste laag en 6 in die tweede laag. Een manier om dit voor te stel is om die elektroniese konfigurasie van suurstof as 1s te skryf2 2s2 2p4.
Die elektroniese verspreiding van die suurstofatoom kan gevisualiseer word as 'n konfigurasie waarin die elektrone die verskillende doppe en subskulpe vul volgens Aufbau se reël. Dit is belangrik om te noem dat hierdie elektroniese verspreiding ons help om te verstaan hoe die negatiewe lading van elektrone binne die suurstofatoom georganiseer is en hoe hulle met ander atome in chemiese bindings in wisselwerking tree. Om hierdie inligting te hê is noodsaaklik om die chemiese meganismes en eienskappe van suurstof in verskillende chemiese reaksies te verstaan.
9. Oefening 5: Elektroniese verspreiding van die ysterioon (Fe2+)
In hierdie oefening gaan ons leer om die elektroniese verspreiding van die ysterioon (Fe2+) te bepaal. Yster is 'n oorgangselement en die elektroniese konfigurasie daarvan kan bepaal word deur die aufbau-reël en die Pauli-uitsluitingsbeginsel te gebruik.
Om mee te begin, moet ons onthou dat yster 'n atoomgetal van 26 het, wat beteken dit het 26 elektrone. Deur twee elektrone te verloor om die Fe2+-ioon te vorm, sal die elektroniese verspreiding daarvan verander.
Die eerste stap is om die elektroniese konfigurasie van die neutrale ysteratoom te skryf. Dit word gedoen deur die energievlakdiagram of Aufbau se reël te gebruik. Die elektroniese konfigurasie van neutrale Fe is 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Nou moet ons in ag neem dat die yster(II)-ioon twee elektrone verloor het, dus moet ons die buitenste elektrone elimineer, volgens die Pauli-uitsluitingsbeginsel. Die resulterende elektroniese verspreiding sal 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 wees. Hierdie elektroniese verspreiding is die elektroniese verspreiding van die yster(II)-ioon..
10. Oefening 6: Elektroniese verspreiding van die kalsiumioon (Ca2+)
In hierdie oefening sal die elektroniese verspreiding van die kalsiumioon (Ca2+) ontleed word. Om hierdie probleem op te los, is dit nodig om die elektroniese konfigurasie van kalsium te verstaan en hoe dit in 'n positiewe ioon omgeskakel word.
Kalsium het 'n atoomgetal van 20, wat beteken dat dit 20 elektrone in sy neutrale toestand het. Die elektroniese konfigurasie van kalsium in sy grondtoestand is 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Wanneer kalsium egter twee elektrone verloor om die Ca2+-ioon te vorm, verander die elektroniese verspreiding daarvan.
Wanneer ons die twee elektrone van die 4s-dop verloor, word die elektroniese verspreiding van die kalsiumioon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Dit beteken dat die kalsiumioon 'n elektroniese struktuur het soortgelyk aan dié van die edelgas argon. Deur hierdie elektroniese verspreiding te verstaan, kan ons die gedrag en eienskappe van die kalsiumioon in chemiese reaksies en in sy interaksie met ander chemiese spesies verstaan.
11. Oefening 7: Elektroniese verspreiding van die stikstofatoom
Om die elektronverspreidingsoefening vir die stikstofatoom op te los, moet ons 'n paar sleutelstappe volg. Eerstens is dit belangrik om te onthou dat die stikstofatoom 'n atoomgetal van 7 het, wat beteken dat dit 7 elektrone het.
Die volgende stap is om die volgorde te bepaal waarin die orbitale gevul word. Om dit te doen, gebruik ons die aufbau-beginsel, wat bepaal dat orbitale in stygende orde van energie gevul word. Dan word die elektrone in die orbitale versprei volgens die aufbau-beginsel totdat die elektrone uitgeput is.
In die geval van stikstof begin ons deur die 1s-orbitaal te vul, wat 'n maksimum van 2 elektrone kan hou. Vervolgens vul ons die 2s-orbitaal met nog 2 elektrone. Vervolgens vul ons die drie p-orbitale (2px, 2py en 2pz) met die oorblywende 3 elektrone. Laastens kontroleer ons dat ons die 7 beskikbare elektrone gebruik het en al die orbitale van laagste tot hoogste energie gevul het.
12. Oefening 8: Elektroniese verspreiding van die swaelatoom
Swael is 'n chemiese element met atoomnommer 16 en simbool S. Om die elektroniese verspreiding van die swaelatoom te bepaal, is dit nodig om die struktuur van die atoom en die elektroniese konfigurasie te ken. Die elektroniese konfigurasie van swael word verkry deur die reël van die Aufbau-diagram te volg, wat sê dat die elektrone van 'n atoom in toenemende orde van energie gevul word.
Die eerste stap om die elektroniese verspreiding van die swaelatoom te bepaal, is om sy atoomgetal te ken, wat in hierdie geval 16 is. Van daar af moet die elektrone aan die verskillende energievlakke toegewys word: vlak 1 kan tot 2 elektrone , vlak bevat 2 tot 8 elektrone en vlak 3 tot 6 elektrone. Volgens hierdie reël word elektrone van hoogste tot laagste energie toegeken totdat die atoomgetal bereik is.
In die geval van swael kan die elektroniese verspreiding soos volg voorgestel word: 1s22s22p63s23p4. Dit dui aan dat vlak 1 2 elektrone bevat, vlak 2 8 elektrone bevat, vlak 3 2 elektrone in die s-subvlak en 4 elektrone in die p-subvlak bevat. Dit is belangrik om daarop te let dat die aantal elektrone in elke vlak gelyk moet wees aan die atoomgetal van die element.
13. Oefening 9: Elektroniese verspreiding van die magnesiumioon (Mg2+)
Sodra die magnesiumioon (Mg2+) gevorm is, is dit belangrik om die elektroniese verspreiding daarvan te ken om beter te verstaan sy eienskappe chemikalieë. Die elektroniese verspreiding beskryf hoe elektrone in die verskillende doppe en subdoppe van 'n atoom of ioon versprei word. In die geval van die magnesiumioon kan ons die elektroniese verspreiding daarvan bepaal deur die beginsel van die konstruksie of verkryging van die elektroniese konfigurasie te gebruik.
Die magnesiumioon (Mg2+) het 'n positiewe lading van 2+, wat beteken dat dit twee elektrone verloor het in vergelyking met die neutrale magnesiumatoom. Dit impliseer dat dit nou 10 elektrone in plaas van die oorspronklike 12 het. Om die elektroniese verspreiding van Mg2+ te bepaal, moet ons hierdie 10 elektrone volgens die konstruksiebeginsel aan die verskillende doppe en subdoppe toeken.
Ons begin deur die elektrone toe te ken aan die binneste dop, wat die eerste is (n = 1). Aangesien elektrone stygende orde van energie invul, word die eerste elektron aan die 1s-subvlak toegewys. Dan word die volgende agt elektrone aan die tweede dop (n = 2), aan die 2s en 2p subvlakke toegewys. Aangesien die magnesiumioon egter twee elektrone verloor het, het ons net twee elektrone oor om toe te ken. Dit word in die 2s-subvlak geplaas, wat die 2p-subvlak leeg laat. Daarom is die elektroniese verspreiding van die magnesiumioon (Mg2+) 1s2 2s2.
14. Oefening 10: Elektroniese verspreiding van die litiumatoom
Die litiumatoom het 'n spesifieke elektroniese konfigurasie wat bepaal hoe sy elektrone in die verskillende energievlakke en subvlakke versprei word. Om hierdie elektroniese verspreiding te bepaal, kan ons Aufbau se reël en Hund se reëls en die maksimum veelvoud van gelyke energiereëls gebruik.
Die elektroniese konfigurasie van die litiumatoom kan bepaal word deur die volgende stappe te volg:
1. Bepaal die atoomgetal van litium, wat 3 is. Dit sê vir ons dat die litiumatoom drie elektrone het.
2. Vind die elektrone in die verskillende energievlakke en subvlakke. Die eerste energievlak, bekend as die K-vlak, kan 'n maksimum van 2 elektrone bevat, terwyl die tweede energievlak, bekend as die L-vlak, 'n maksimum van 8 elektrone kan bevat.
3. Plaas die elektrone eerste in die K-vlak Litium het 'n enkele elektron in die K-vlak.
4. Plaas die oorblywende elektrone in die L-vlak. Litium het twee elektrone in die L-vlak.
5. Die elektroniese verspreiding van die litiumatoom is 1s² 2s¹. Dit dui aan dat litium een elektron in die K-vlak en twee elektrone in die L-vlak het.
Dit is belangrik om daarop te let dat die elektroniese verspreiding van die litiumatoom die reëls van kwantummeganika volg, wat ons vertel hoe die verskillende energievlakke en subvlakke gevul word. Die elektroniese konfigurasie van litium verskaf aan ons inligting oor die verspreiding van sy elektrone en sy stabiliteit in sy grondtoestand.
Samevattend is die elektroniese verspreidingsoefeninge wat aangebied word 'n fundamentele hulpmiddel om jou kennis in hierdie deurslaggewende veld van chemie te toets en te versterk. Deur hulle het jy die geleentheid gehad om vertroud te raak met die reëls wat die verspreiding van elektrone in die verskillende vlakke en subvlakke van atome beheer.
Deur hierdie oefeninge op te los, kon jy jou vermoë toets om die fundamentele beginsels van elektroniese verspreiding toe te pas, soos Aufbau se reël, Pauli se uitsluitingsbeginsel en Hund se reël. Daarbenewens het jy geleer om die periodieke tabel te gebruik om die aantal elektrone in elke vlak en subvlak te bepaal.
Dit is belangrik om te beklemtoon dat die elektroniese verspreiding van kardinale belang is om die eienskappe en gedrag van chemiese elemente te verstaan. Deur die konsepte en vaardighede wat met hierdie oefeninge geassosieer word te bemeester, sal jy voorbereid wees om jou begrip van atoomstruktuur en chemie in die algemeen te bevorder.
Onthou dat konstante oefening en oplossingsoefeninge die sleutel is om jou kennis te versterk. Ons beveel aan dat jy voortgaan om soortgelyke oefeninge te verken en te delf in ander aspekte wat met elektroniese verspreiding verband hou. Dit sal jou toelaat om jou vaardighede te verbeter en 'n stewige fondament in 'n veld te ontwikkel so belangrik soos chemie.
Ten slotte, die oplossing van hierdie elektroniese verspreidingsoefeninge het jou die geleentheid gebied om jou kennis en vaardighede in hierdie belangrike veld van chemie te toets. Deur voort te gaan om hierdie onderwerp te oefen en te verken, sal jy op pad wees om 'n kenner in elektroniese verspreiding te word en jou grondslag in chemie in die algemeen te versterk.
Ek is Sebastián Vidal, 'n rekenaaringenieur wat passievol is oor tegnologie en selfdoen. Verder is ek die skepper van tecnobits.com, waar ek tutoriale deel om tegnologie meer toeganklik en verstaanbaar vir almal te maak.