Номер 1, страница 49 - гдз по химии 9 класс сборник задач и упражнений Габриелян, Тригубчак

Упражнения и задачи для самостоятельного решения. 6. Галогены и их соединения - номер 1, страница 49.

Условие.

1. Составьте электронные схемы (электронно-графические формулы) атомов фтора и хлора. Объясните, почему фтор в соединениях проявляет единственную степень окисления $-1$, а атомы остальных галогенов могут проявлять положительные степени окисления.

Решение.

Решение 2.

Решение

Электронные схемы (электронно-графические формулы) атомов фтора и хлора

Атом фтора (F) имеет порядковый номер 9. Его электронная конфигурация: $_9F \ 1s^2 2s^2 2p^5$. На внешнем (валентном) втором энергетическом уровне ($n=2$) находится 7 электронов. Электронно-графическая формула валентного слоя фтора выглядит следующим образом:

$ \underset{2s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{2p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}} $

Атом хлора (Cl) имеет порядковый номер 17. Его электронная конфигурация: $_{17}Cl \ 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$. На внешнем (валентном) третьем энергетическом уровне ($n=3$) также находится 7 электронов. Электронно-графическая формула валентного слоя хлора в основном (невозбужденном) состоянии:

$ \underset{3s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}} $

Объяснение, почему фтор в соединениях проявляет единственную степень окисления –1, а атомы остальных галогенов могут проявлять положительные степени окисления

Различие в химических свойствах фтора и других галогенов, в частности в проявляемых степенях окисления, объясняется особенностями их электронного строения.

1. Фтор (F)
Фтор является самым электроотрицательным химическим элементом. Это означает, что в химических соединениях он всегда притягивает к себе электроны от атомов любого другого элемента, то есть выступает исключительно в роли окислителя. Для завершения своего внешнего энергетического уровня до стабильной восьмиэлектронной конфигурации ($2s^2 2p^6$) атому фтора необходимо принять один электрон. Принимая этот электрон, фтор приобретает устойчивую степень окисления –1. Проявлять положительные степени окисления фтор не может, так как на его валентном (втором) энергетическом уровне отсутствуют d-орбитали. Энергетический уровень с главным квантовым числом $n=2$ состоит только из s- и p-подуровней. У фтора нет свободных низкоэнергетических орбиталей, куда могли бы перемещаться (распариваться) электроны с 2p-орбиталей для образования большего числа химических связей. Поэтому фтор в соединениях всегда проявляет валентность I и степень окисления –1.

2. Хлор (Cl) и другие галогены (Br, I)
Атомы хлора и других галогенов, расположенных ниже фтора в периодической таблице, также имеют высокую электроотрицательность, но меньшую, чем у фтора. В соединениях с более электроотрицательными элементами (фтором и кислородом) они способны отдавать свои валентные электроны, проявляя положительные степени окисления.

Ключевое отличие заключается в том, что валентный уровень хлора — третий ($n=3$), у брома — четвертый ($n=4$) и т.д. Начиная с третьего энергетического уровня, в атомах появляется d-подуровень. У хлора в основном состоянии этот $3d$-подуровень свободен ($3d^0$). При сообщении энергии (в возбужденном состоянии) атом хлора может распаривать свои электронные пары на 3s- и 3p-подуровнях, перемещая электроны на свободные орбитали 3d-подуровня.

• Основное состояние: 1 неспаренный электрон. Степень окисления –1 (например, в $HCl$) или +1 (в $HClO$).
  $ \underset{3s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}} \quad \underset{3d}{\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}} $
• Первое возбужденное состояние: 3 неспаренных электрона. Степень окисления +3 (в $HClO_2$).
  $ \underset{3s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}} \quad \underset{3d}{\boxed{\uparrow}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}} $
• Второе возбужденное состояние: 5 неспаренных электронов. Степень окисления +5 (в $HClO_3$).
  $ \underset{3s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}} \quad \underset{3d}{\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}} $
• Третье возбужденное состояние: 7 неспаренных электронов. Степень окисления +7 (в $HClO_4$).
  $ \underset{3s}{\boxed{\uparrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}} \quad \underset{3d}{\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}\boxed{\phantom{\uparrow\downarrow}}} $

Таким образом, наличие вакантного d-подуровня на валентном уровне позволяет хлору и остальным галогенам (кроме фтора) проявлять переменные положительные степени окисления (+1, +3, +5, +7).

Ответ: Электронно-графическая формула валентного слоя фтора (F): $ \underset{2s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{2p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}} $. Электронно-графическая формула валентного слоя хлора (Cl) в основном состоянии: $ \underset{3s}{\boxed{\uparrow\downarrow}} \quad \underset{3p}{\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}} $. Фтор в соединениях проявляет только степень окисления –1, так как он является самым электроотрицательным элементом и на его валентном втором энергетическом уровне ($n=2$) отсутствуют d-орбитали, что делает невозможным распаривание электронов и проявление положительных степеней окисления. Атомы остальных галогенов (Cl, Br, I) могут проявлять положительные степени окисления (+1, +3, +5, +7), поскольку на их валентных уровнях ($n \ge 3$) есть свободные d-орбитали, на которые могут переходить электроны при возбуждении атома, увеличивая число неспаренных электронов и возможных ковалентных связей.