Страница 22 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Почему в атомах элементов 4-го периода вначале заполняется $4s$-подуровень и только потом $3d$-подуровень?

Заполнение электронных оболочек и подоболочек в атомах подчиняется принципу наименьшей энергии (принцип Ауфбау). Согласно этому принципу, электроны в основном (невозбужденном) состоянии атома занимают те орбитали, которые имеют наименьшую энергию. Энергия орбиталей определяется, в первую очередь, главным квантовым числом $n$ и, во вторую, орбитальным (побочным) квантовым числом $l$.

Для многоэлектронных атомов последовательность заполнения подуровней электронами определяется правилом Клечковского (также известным как правило $n+l$ или правило Маделунга). Это эмпирическое правило состоит из двух частей:

1. Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел $(n+l)$.
2. При одинаковых значениях суммы $(n+l)$ сначала заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа $n$.

Применим это правило для сравнения энергий $4s$- и $3d$-подуровней:

• Для $4s$-подуровня: главное квантовое число $n=4$, орбитальное квантовое число $l=0$ (для всех $s$-орбиталей). Сумма $n+l = 4+0=4$.
• Для $3d$-подуровня: главное квантовое число $n=3$, орбитальное квантовое число $l=2$ (для всех $d$-орбиталей). Сумма $n+l = 3+2=5$.

Сравнивая полученные суммы, видим, что для $4s$-подуровня сумма $(n+l)$ меньше, чем для $3d$-подуровня ($4 < 5$). Это означает, что $4s$-подуровень обладает меньшей энергией. Поэтому, в соответствии с принципом наименьшей энергии и правилом Клечковского, в атомах элементов 4-го периода (начиная с калия, K) электроны сначала занимают $4s$-подуровень. Только после его полного заполнения (у кальция, Ca) начинается заполнение более высокоэнергетического $3d$-подуровня (у скандия, Sc, и последующих $d$-элементов).

Интересно отметить, что после начала заполнения $3d$-подуровня его энергия может стать ниже энергии $4s$-подуровня из-за изменения экранирования заряда ядра. Это объясняет, почему при ионизации переходных металлов 4-го периода электроны уходят в первую очередь с внешнего $4s$-подуровня, а не с $3d$-подуровня. Однако порядок *заполнения* орбиталей определяется их начальным соотношением энергий.

Ответ: В атомах элементов 4-го периода $4s$-подуровень заполняется раньше $3d$-подуровня, так как, согласно правилу Клечковского (правилу $n+l$), энергия $4s$-орбиталей (для которых сумма $n+l = 4+0=4$) ниже, чем энергия $3d$-орбиталей (для которых сумма $n+l = 3+2=5$). Электроны в основном состоянии атома занимают энергетические подуровни в порядке возрастания их энергии.

2. По каким признакам выделяют $d$- и $f$-элементы?

Классификация химических элементов на s-, p-, d- и f-семейства основана на том, какой электронный подуровень в их атомах заполняется последним. Этот признак является ключевым и определяет фундаментальные различия в химических свойствах элементов и их положение в Периодической системе Д.И. Менделеева.

d-элементы (или переходные металлы) — это химические элементы, у атомов которых происходит заполнение электронами d-подуровня предвнешнего (второго снаружи) электронного слоя. Их валентные электроны, определяющие химические свойства, находятся на внешнем s-подуровне и предвнешнем d-подуровне. Общая формула электронной конфигурации валентных слоев для d-элементов имеет вид $ (n-1)d^{1-10}ns^{1-2} $, где $n$ — номер периода. В Периодической системе они располагаются в группах с 3 по 12 (побочных подгруппах) и образуют так называемый d-блок. Примерами d-элементов являются железо (Fe), медь (Cu) и цинк (Zn).

f-элементы (или внутренние переходные металлы) — это элементы, у атомов которых заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи (предпредвнешнего) электронного слоя. К ним относятся два семейства: лантаноиды и актиноиды. Общая формула их электронной конфигурации валентных слоев: $ (n-2)f^{1-14}(n-1)d^{0-1}ns^2 $. Эти элементы составляют f-блок, который в таблице Менделеева обычно выносят в две отдельные строки под основной частью. У лантаноидов (элементы 6-го периода) заполняется 4f-подуровень, а у актиноидов (элементы 7-го периода) — 5f-подуровень. Примеры f-элементов — церий (Ce) и уран (U).

Ответ: Основным признаком, по которому выделяют d- и f-элементы, является тип атомной орбитали (подуровня), которая последней заполняется электронами в соответствии с принципом наименьшей энергии. У d-элементов происходит заполнение d-подуровня предвнешнего (второго снаружи) электронного слоя. У f-элементов происходит заполнение f-подуровня предпредвнешнего (третьего снаружи) электронного слоя.

3. Пользуясь периодической таблицей Д. И. Менделеева, составьте графические электронные формулы атомов элементов ванадия V, никеля Ni и мышьяка As. Какие из этих элементов относят к $p$-элементам, а какие — к $d$-элементам и почему?

Решение

Для составления графических электронных формул и классификации элементов воспользуемся периодической таблицей Д.И. Менделеева. Порядковый номер элемента в таблице равен общему числу электронов в его атоме.

Графическая электронная формула атома ванадия (V)

Ванадий (V) находится в 4-м периоде, 5-й группе (побочной подгруппе). Его порядковый номер Z = 23. Следовательно, атом ванадия содержит 23 электрона.

Электронная конфигурация атома ванадия: $V \space 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^3 4s^2$.

Графическая формула отображает распределение валентных электронов по орбиталям. Для ванадия это электроны на $4s$- и $3d$-подуровнях ($3d^3 4s^2$). Заполнение орбиталей происходит согласно правилу Хунда (в пределах одного подуровня электроны сначала занимают свободные орбитали по одному, имея одинаковый спин, и лишь затем образуют пары).

V (Z=23)
4s [↑↓]
3d [↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ]

Ответ: Графическая формула валентных электронов атома ванадия ($3d^3 4s^2$):
4s [↑↓]
3d [↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ]

Графическая электронная формула атома никеля (Ni)

Никель (Ni) — элемент 4-го периода, 10-й группы (побочной подгруппе). Его порядковый номер Z = 28. Атом никеля содержит 28 электронов.

Электронная конфигурация атома никеля: $Ni \space 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^8 4s^2$.

Графическая формула для валентных электронов ($3d^8 4s^2$):

Ni (Z=28)
4s [↑↓]
3d [↑↓][↑↓][↑↓][↑ ][↑ ]

Ответ: Графическая формула валентных электронов атома никеля ($3d^8 4s^2$):
4s [↑↓]
3d [↑↓][↑↓][↑↓][↑ ][↑ ]

Графическая электронная формула атома мышьяка (As)

Мышьяк (As) — элемент 4-го периода, 15-й группы (главной подгруппе). Его порядковый номер Z = 33. Атом мышьяка содержит 33 электрона.

Электронная конфигурация атома мышьяка: $As \space 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^{10} 4s^2 4p^3$.

Графическая формула для валентных электронов внешнего энергетического уровня ($4s^2 4p^3$):

As (Z=33)
4s [↑↓]
4p [↑ ][↑ ][↑ ]

Ответ: Графическая формула валентных электронов атома мышьяка ($4s^2 4p^3$):
4s [↑↓]
4p [↑ ][↑ ][↑ ]

Классификация элементов на p- и d-элементы

Принадлежность элемента к электронному семейству (s-, p-, d- или f-) определяется тем, какой электронный подуровень в его атоме заполняется последним.

• У атома ванадия (V) последним заполняется $3d$-подуровень (электронная конфигурация заканчивается на $3d^3 4s^2$). Заполняется d-подуровень предпоследнего (третьего) энергетического уровня. Следовательно, ванадий — это d-элемент.
• У атома никеля (Ni) последним также заполняется $3d$-подуровень (конфигурация $3d^8 4s^2$). Следовательно, никель — это d-элемент.
• У атома мышьяка (As) последним заполняется $4p$-подуровень (конфигурация $4s^2 4p^3$). Заполняется p-подуровень внешнего (четвертого) энергетического уровня. Следовательно, мышьяк — это p-элемент.

Ответ: Ванадий (V) и никель (Ni) относятся к d-элементам, так как у их атомов последним заполняется d-подуровень. Мышьяк (As) относится к p-элементам, так как у его атома последним заполняется p-подуровень.

4. Используя графическую электронную схему атома хрома, приведённую в параграфе, определите, какие значения степени окисления могут быть характерны для этого элемента.

Решение

Чтобы определить возможные степени окисления хрома, необходимо проанализировать его электронное строение, в частности, конфигурацию валентных электронов.

Хром (Cr) — элемент 4-го периода, VI-Б группы, с порядковым номером 24. Его электронная конфигурация является исключением из правила Клечковского (принципа наименьшей энергии). Происходит "провал" одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что приводит к более устойчивой конфигурации с наполовину заполненными 3d- и 4s-подуровнями.

Электронная формула атома хрома: $Cr: 1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^1$.

Графическая схема валентных электронов атома хрома в основном (невозбужденном) состоянии выглядит так:

Степень окисления определяется числом электронов, которые атом отдает при образовании химических связей. У хрома валентными являются все электроны на внешнем 4s- и предвнешнем 3d-подуровнях.

Общее число валентных электронов у хрома составляет $1 (с 4s) + 5 (с 3d) = 6$. Это означает, что максимальная степень окисления хрома равна +6, когда он отдает все свои валентные электроны.

Хром может проявлять и другие, более низкие, положительные степени окисления, отдавая часть своих валентных электронов:

• Отдавая 1 электрон (с 4s-орбитали), хром проявляет степень окисления +1 (встречается редко).
• Отдавая 2 электрона (один 4s- и один 3d-), хром проявляет степень окисления +2 (характерна для соединений, обладающих восстановительными свойствами, например, $CrO$).
• Отдавая 3 электрона (один 4s- и два 3d-), хром проявляет свою наиболее устойчивую степень окисления +3 (образует амфотерные соединения, например, $Cr_2O_3$).
• Степени окисления +4 и +5 также возможны, но менее характерны.
• Отдавая все 6 валентных электронов, хром проявляет высшую степень окисления +6 (характерна для сильных окислителей, например, в оксиде $CrO_3$, хроматах $K_2CrO_4$ и дихроматах $K_2Cr_2O_7$).

Таким образом, на основе анализа его электронной конфигурации, для хрома возможны степени окисления от +1 до +6.

Ответ: для элемента хрома могут быть характерны степени окисления +1, +2, +3, +4, +5, +6. Наиболее устойчивыми и распространенными являются +2, +3 и +6.

5. На основе теории строения атомов поясните, почему в коротком варианте периодической таблицы группы элементов разделены на главные (А-группы) и побочные (Б-группы).

Разделение групп элементов в коротком варианте периодической таблицы на главные (А-группы) и побочные (Б-группы) основано на различиях в электронном строении их атомов. Ключевым фактором является то, какой электронный подуровень (s, p, d или f) заполняется последним у элементов данной группы.

К главным подгруппам (А-группам) относятся s- и p-элементы. У атомов этих элементов валентные электроны, которые определяют химические свойства, находятся на s- и p-подуровнях внешнего электронного слоя. Номер группы для таких элементов совпадает с количеством валентных электронов. Например, у натрия (Na, группа I-A) электронная конфигурация внешнего слоя $3s^1$, а у хлора (Cl, группа VII-A) — $3s^2 3p^5$. Свойства элементов в А-группах закономерно и предсказуемо изменяются сверху вниз, так как строение их внешнего электронного слоя однотипно.

К побочным подгруппам (Б-группам) относятся d-элементы (а также f-элементы, которые обычно выносятся отдельно). У этих элементов происходит заполнение d-подуровня предвнешнего (второго снаружи) электронного слоя, в то время как на внешнем слое чаще всего находится один или два s-электрона. Например, у титана (Ti, группа IV-Б) электронная конфигурация $[Ar] 3d^2 4s^2$. Валентными являются как внешние s-электроны, так и d-электроны предвнешнего слоя. Поскольку строение внешнего электронного слоя у d-элементов в пределах одного периода часто одинаково (например, $ns^2$), а меняется лишь заполнение внутреннего d-подуровня, их химические свойства изменяются менее резко и проявляют большое сходство.

Таким образом, фундаментальное различие между элементами главных и побочных подгрупп заключается в том, что у первых заполняется электронами внешний энергетический уровень, а у вторых — предвнешний. Это и приводит к существенным различиям в их химическом поведении.

Ответ: Разделение на главные (А) и побочные (Б) подгруппы в периодической таблице основано на различиях в электронном строении атомов. У элементов главных подгрупп (А-групп), которые являются s- и p-элементами, происходит заполнение s- или p-подуровня внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп (Б-групп), являющихся d-элементами (переходными металлами), заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя. Эта разница в строении определяет наблюдаемые различия в химических свойствах элементов указанных подгрупп.