Страница 133 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

• В чём особенность заполнения электронных оболочек у d-элементов?

Особенность заполнения электронных оболочек у d-элементов (переходных металлов) заключается в том, что у них происходит заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня, в то время как внешний s-подуровень уже, как правило, заполнен.

Рассмотрим это на примере элементов 4-го периода, где главное квантовое число внешнего уровня $n=4$.

1. Последовательность заполнения по правилу Клечковского. Согласно правилу Клечковского (или правилу суммы $n+l$), электроны заполняют орбитали в порядке возрастания суммы главного ($n$) и орбитального ($l$) квантовых чисел. Для 4s-орбитали сумма $n+l = 4+0 = 4$. Для 3d-орбитали сумма $n+l = 3+2 = 5$. Поскольку $4 < 5$, 4s-подуровень заполняется энергией раньше, чем 3d-подуровень. Поэтому у калия (K) и кальция (Ca) сначала заполняется 4s-подуровень:
   $_{19}K: 1s^22s^22p^63s^23p^64s^1$
   $_{20}Ca: 1s^22s^22p^63s^23p^64s^2$

2. Заполнение d-подуровня. Начиная со скандия ($Sc$), электроны начинают заполнять 3d-подуровень, который относится к третьему (предвнешнему) энергетическому уровню, в то время как на внешнем четвертом уровне уже есть два электрона.
   $_{21}Sc: 1s^22s^22p^63s^23p^63d^14s^2$
   $_{22}Ti: 1s^22s^22p^63s^23p^63d^24s^2$
   ...и так далее.
   Таким образом, общая формула валентных электронов для большинства d-элементов имеет вид $(n-1)d^{1-10}ns^{1-2}$.

3. «Провал» или «проскок» электрона. Важнейшей особенностью является явление «провала» электрона. Оно связано с особой энергетической устойчивостью полностью ($d^{10}$) или наполовину ($d^5$) заполненных d-подуровней. Для достижения такой более выгодной конфигурации один электрон с внешнего ns-подуровня «проваливается» на предвнешний $(n-1)d$-подуровень.
   Пример 1: Хром ($_{24}Cr$)
   Ожидаемая конфигурация: $[Ar] 3d^44s^2$.
   Реальная конфигурация: $[Ar] 3d^54s^1$. Конфигурация $d^5$ с пятью неспаренными электронами на d-орбиталях более стабильна.
   Пример 2: Медь ($_{29}Cu$)
   Ожидаемая конфигурация: $[Ar] 3d^94s^2$.
   Реальная конфигурация: $[Ar] 3d^{10}4s^1$. Полностью заполненный $d^{10}$-подуровень является очень устойчивым.
   Подобные аномалии наблюдаются и у других d-элементов, например, у молибдена ($Mo$), серебра ($Ag$), золота ($Au$).

4. Влияние на свойства. Поскольку внешний электронный слой у большинства d-элементов содержит один или два s-электрона, они проявляют схожие химические свойства, являясь типичными металлами. Близость энергий $(n-1)d$ и $ns$ электронов приводит к тому, что в образовании химических связей могут участвовать электроны обоих подуровней. Это объясняет характерное для d-элементов проявление переменных степеней окисления.

Ответ:

Главная особенность заполнения электронных оболочек у d-элементов заключается в том, что у них заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня ($(n-1)d$) после того, как уже начал заполняться s-подуровень внешнего уровня ($ns$). Это приводит к явлениям «провала электрона» (например, у $Cr$ и $Cu$) для достижения более стабильных конфигураций $d^5$ и $d^{10}$, а также обусловливает их характерные металлические свойства и переменные степени окисления.

• Как изменяются свойства соединений металла с увеличением его степени окисления?

С увеличением степени окисления металла в его соединениях (оксидах и гидроксидах) происходит закономерное изменение их химических свойств. Металлические свойства самого элемента в соединениях ослабевают, а неметаллические (кислотные) — усиливаются. Это связано с тем, что с ростом положительного заряда иона металла (степени окисления) увеличивается его поляризующее действие на связь с кислородом, что приводит к увеличению ковалентности связи металл-кислород.

Общая схема изменения характера оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом степени окисления металла выглядит следующим образом:
Основный $ \rightarrow $ Амфотерный $ \rightarrow $ Кислотный

Низшие степени окисления (обычно +1, +2)
Соединения проявляют ярко выраженные основные свойства. Оксиды в этих степенях окисления являются основными, они реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Соответствующие им гидроксиды являются основаниями.
Пример для хрома ($Cr$):
Оксид хрома(II) $CrO$ — основный оксид.
$CrO + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + H_2O$
Гидроксид хрома(II) $Cr(OH)_2$ — основание.
$Cr(OH)_2 + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + 2H_2O$

Промежуточные степени окисления (обычно +3, +4)
Соединения проявляют амфотерные свойства, то есть способны реагировать как с кислотами, так и с сильными основаниями (щелочами).
Пример для хрома ($Cr$):
Оксид хрома(III) $Cr_2O_3$ — амфотерный оксид.
Реакция с кислотой: $Cr_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3H_2O$
Реакция со щелочью (при сплавлении): $Cr_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaCrO_2 + H_2O$
Гидроксид хрома(III) $Cr(OH)_3$ — амфотерный гидроксид.
Реакция с кислотой: $Cr(OH)_3 + 3HCl \rightarrow CrCl_3 + 3H_2O$
Реакция со щелочью: $Cr(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Cr(OH)_4]$

Высшие степени окисления (обычно +5, +6, +7)
Соединения проявляют ярко выраженные кислотные свойства. Оксиды в высших степенях окисления являются кислотными. Они реагируют со щелочами с образованием соли и воды. Соответствующие им гидроксиды представляют собой кислоты (оксокислоты).
Пример для хрома ($Cr$):
Оксид хрома(VI) $CrO_3$ — кислотный оксид.
$CrO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2CrO_4 + H_2O$
Этому оксиду соответствуют две кислоты: хромовая ($H_2CrO_4$) и дихромовая ($H_2Cr_2O_7$).

Другой характерный пример — марганец ($Mn$):
$Mn^{+2}O$ — основный оксид, которому соответствует основание $Mn(OH)_2$.
$Mn^{+4}O_2$ — амфотерный оксид, которому соответствует амфотерный гидроксид $Mn(OH)_4$ (или $MnO_2 \cdot 2H_2O$).
$Mn^{+7}_2O_7$ — кислотный оксид, которому соответствует сильная марганцовая кислота $HMnO_4$.

Ответ: С увеличением степени окисления металла его оксиды и гидроксиды последовательно изменяют свои свойства от основных через амфотерные к кислотным. В низших степенях окисления (+1, +2) соединения проявляют основные свойства. В промежуточных степенях окисления (+3, +4) — амфотерные. В высших степенях окисления (+5, +6, +7) соединения проявляют кислотные свойства, а гидроксиды существуют в форме кислородсодержащих кислот.