Укажите какие свойства атома изменяются периодически
Свойства атомов изменяются периодически. В периоде слева направо наблюдается ослабление металлических свойств простых веществ. Так, в третьем периоде после очень активного металла натрия находится умеренно активный магний. Их оксиды проявляют основные свойства. Далее идут металл алюминий с амфотерными свойствами и кремний, имеющий лишь слабые признаки металличности. Простые вещества следующих элементов периода: кремний, фосфор и сера — являются неметаллами; в этом ряду прослеживается усиление неметаллических свойств. Период заканчивается благородным газом аргоном, а следующий за ним элемент — активный металл калий — начинает четвертый период. Металлические свойства простых веществ обусловлены наличием большого числа свободных орбиталей, энергетически доступных для заселения электронами. Таких орбиталей становится все больше у тяжелых элементов (5—7-й периоды). Поэтому в группах металлич- ность усиливается при переходе сверху вниз.
К периодическим свойствам относится и размер (радиус) атома. Внешняя граница атома расплывчата, так как плотность электронных облаков плавно убывает по мере удаления от ядра. Данные о радиусах атомов получают из определения расстояний между ними в молекулах и кристаллических структурах. Проведены также расчеты на основе уравнений квантовой механики. На рис. 1.8 показано изменение атомных радиусов в зависимости от заряда ядра. От водорода к гелию радиус несколько увеличивается, а затем резко увеличивается у лития. Это объясняется появлением второго энергетического уровня. Во втором периоде от лития к неону по мере увеличения заряда ядра радиусы уменьшаются. В то же время увеличение числа электронов на данном энергетическом уровне ведет к усилению их взаимного отталкивания. Поэтому к концу периода снижение радиуса замедляется. При переходе от неона к натрию — первому элементу третьего периода — радиус снова резко возрастает, а потом постепенно уменьшается до аргона. После этого снова происходит резкое увеличение радиуса у калия. Получается характерная периодическая пилообразная кривая. Каждый участок кривой от щелочного металла до благородного газа характеризует изменение радиуса в периоде: мы наблюдаем уменьшение радиуса при переходе слева направо. Интересно также выяснить характер изменения радиусов в группах элементов. Для этого надо провести линию через элементы одной группы. По положению максимумов у щелочных металлов видно, что радиусы атомов в группе сверху вниз увеличиваются. Это связано с ростом числа электронных оболочек.
От размера атома зависят многие другие как физические, так и химические свойства. При определенной затрате энергии атом может потерять один или несколько электронов. Чем больше радиус внешних облаков, тем легче атом теряет электрон. При этом он превращается в положительно заряженный ион.
Рис. 1.8. Периодичность изменения атомных радиусов
Ион — одно из возможных состояний атома, в котором он имеет электрический заряд вследствие потери или приобретения электронов.
Способность атома переходить в положительно заряженный ион характеризуется энергией ионизации (ЕИ). Это минимальная энергия, необходимая для отрыва внешнего электрона от атома в газообразном состоянии:
Образовавшийся положительный ион тоже может терять электроны, становясь двухзарядным, трехзарядным и т. д. Энергия ионизации при этом сильно возрастает.
Энергия ионизации атомов увеличивается в периодах при переходе слева направо и уменьшается в группах при переходе сверху вниз, т. е. противоположно изменению радиуса.
Многие (но не все) атомы способны присоединять дополнительный электрон, превращаясь в отрицательно заряженный ион А-. Эта способность характеризуется энергией сродства к электрону (?ср), т. е. энергией, выделяющейся при присоединении электрона к атому, находящемуся в газообразном состоянии:
Изменение энергии сродства к электрону в периоде более сложно, так как у элементов НА и VIIIA групп сродство к электрону отсутствует. Приближенно можно считать, что энергия сродства к электрону (подобно энергии ионизации) увеличивается в периодах слева направо (до VII группы включительно) и уменьшается в группах сверху вниз.
Ионы с положительными и отрицательными зарядами притягиваются друг к другу, что ведет к разнообразным превращениям. Наиболее простой случай — это образование ионных связей, т. е. объединение ионов в вещество под действием электростатического притяжения. Тогда возникает ионная кристаллическая структура, характерная для хлорида натрия NaCl (пищевая соль) и множества других солей.
Возможность появления положительных и отрицательных зарядов на разных атомах в сложных веществах зависит от их свойства, называемого электр о отрицательностью. Это свойство — производное от энергии ионизации и энергии сродства к электрону. В качестве меры электроотрицательности атома можно взять сумму абсолютных значений Еср и Ен. В соответствии с характером изменения этих величин наибольшая электроотрицательность у фтора, а наименьшая — у франция. На практике применяют значения относительной электроотрицательности (%), принимая за единицу электроотрицательность лития.
Относительная электроотрицательность — это характеристика атома, показывающая его способность приобретать отрицательный заряд в сложном веществе.
Химические элементы первых трех периодов имеют следующие значения относительной электроотрицательности:
Электроотрицательность большинства неметаллов больше двух, а большинства металлов меньше двух.
Из двух атомов, связанных между собой, атом с большей электроотрицательностью заряжается отрицательно, с меньшей электроотрицательностью — положительно. Величина возникающих зарядов зависит от разности электроотрицательностей (Д^).
При Д% > 2 атомы образуют не молекулы, а кристаллические структуры ионного типа — структуры, построенные из ионов. Большие разности электроотрицательностей характерны для солей, так как в них атомы металлов связаны с наиболее электроотрицательными атомами галогенов (бинарные соли) или кислорода (соли кислородных кислот).
Вопросы и задания
- 1. Как вы думаете, чем обусловлено явление периодичности?
- 2. Объясните тенденцию изменения радиусов атомов элементов: а) одного периода; б) одной группы.
- 3. Охарактеризуйте понятие «энергия ионизации».
- 4. Дайте определение понятия «энергия сродства к электрону».
- 5. Как зависят металлические и неметаллические свойства атомов от значений энергии ионизации и энергии сродства к электрону?
Источник
Выше говорилось (см. параграф 16) о периодичности изменения атомных объемов — первой периодической зависимости, выявленной у атомов. После появления метода рентгеноструктурного анализа и создания теории строения атомов появилась возможность определять атомные радиусы и правильно понять сущность этой характеристики атома. Атом нс имеет четко определенной внешней границы, так как плотность внешних электронных облаков постепенно убывает по мере удаления от центра атома. Поэтому размеры атомов определяют на основе средних расстояний между атомами в молекулах, а также исходя из расстояний между атомами в кристаллических веществах. Например, расстояния между атомами углерода в алмазе составляют 154 пм. Делением этого расстояния на два получаем радиус атома углерода, равный 77 пм. В молекуле хлора расстояние между атомами 198 пм, откуда можно получить радиус атома хлора, равный 99 пм. Полученные таким образом радиусы называются ковалентными. Проверим, сохраняют ли эти радиусы постоянство. Складывая радиусы углерода и хлора, мы, вероятно, можем получить длину химической связи С—Cl. Эта сумма равна 176 пм. Экспериментальное изучение тетрахлорида углерода СС14 подтвердило, что расстояние между атомами углерода и хлора равно 176 пм. Таким образом, ковалентный радиус можно использовать для характеристики размера атома.
Интересно также выяснить, на каком минимальном расстоянии могут находиться не связанные между собой атомы. Изучение хлора в кристаллическом состоянии показало, что расстояние между атомами хлора в соседних молекулах составляет 360 пм, откуда для радиуса атома получается значение 180 им. Это значительно больше, чем расстояние между атомами внутри молекулы. Такое расстояние возникает в результате установления равновесия сил электростатического притяжения и отталкивания между всеми электронами и ядрами соседних, не связанных между собой атомов. Радиус атома, определенный таким способом, называется вандерваальсовым. Очевидно, что вандерваальсов радиус попадает в область меньшей плотности вероятности электронного облака, чем ковалентный радиус.
Ход изменения радиусов в периодах и группах таблицы Менделеева следует анализировать, используя значения радиусов, полученные одним и тем же методом. На рис. 5.10 представлена зависимость ковалентных радиусов атомов от заряда ядра. Из рисунка следует, что при переходе вдоль 2-го периода от бора к фтору радиус атома постепенно уменьшается. У неона радиус несколько увеличивается. Но при переходе к следующему за неоном натрию радиус резко возрастает, а потом от натрия до хлора снова постепенно уменьшается. Далее наблюдается резкое увеличение радиуса у калия. Получается характерная периодическая пилообразная кривая, каждый участок которой характеризует изменение радиуса в периоде: мы наблюдаем уменьшение радиуса при переходе слева направо. Интересно также выяснить характер изменения радиусов в группах элементов. Для этого надо провести линию через элементы одной группы. По положению галогенов F—С1—Вг непосредственно видно, что радиусы атомов при переходе в группе сверху вниз увеличиваются. Так же изменяются радиусы атомов и в других группах. Такой ход увеличения радиусов по группам связан с увеличением числа электронных оболочек.
Рис. 5.10. Периодическая зависимость атомных радиусов от заряда ядра
От радиусов зависят многие другие свойства атомов, как физические, так и химические. Например, увеличением радиусов атомов можно объяснить понижение температур плавления щелочных металлов от лития к цезию:
Размеры атомов связаны с их энергетическими свойствами. Чем больше радиус внешних электронных облаков, тем легче атом теряет электрон. При этом он превращается в положительно заряженный ион.
Ион — одно из возможных состояний атома, в котором он имеет электрический заряд вследствие потери или присоединения электронов.
Способность атома переходить в положительно заряженный ион характеризуется энергией ионизации Ен. Это минимальная энергия, необходимая для отрыва внешнего электрона от атома в газовом состоянии:
Образовавшийся положительно заряженный ион тоже может терять электроны, становясь двухзарядным, трехзарядным и т.д. Величина энергии ионизации для каждого следующего электрона сильно возрастает.
Энергия ионизации атомов увеличивается в периоде при переходе слева направо по мере уменьшения радиусов атомов и уменьшается в группах при переходе сверху вниз по мере увеличения радиусов. Для 2-го периода и группы I таблицы Менделеева это выглядит следующим образом:
Элементы в периоде | и | Be | В | С | N | О | F | Nc |
Энергия ионизации, кДж/моль | 520 | 899 | 800 | 1086 | 1402 | 1314 | 1681 | 2080 |
Элементы в группе | Li | Na | К | Rb | Cs | Fr | ||
Энергия ионизации, кДж/моль | 520 | 496 | 419 | 403 | 376 | 393 |
Атомы способны не только терять электроны, но и присоединять дополнительный электрон, превращаясь при этом в отрицательно заряженный ион А-. Это свойство характеризуется энергией сродства к электрону ?ср. Образующийся ион А- устойчив, если энергия сродства к электрону положительна, т.е. выделяется в процессе
Атомы элементов групп ПА и VIIIA, имеющие соответственно заполненный внешний s-подуровень и заполненный внешний ^-подуровень, сродства к электрону не проявляют. Общий ход изменения Ен и ?ср в периодах и группах одинаков.
Пример 5.3. Могут ли атомы магния и аргона в газовом состоянии образовать положительно и отрицательно заряженные ионы?
Решение. Положительно заряженные ионы могут образовывать все атомы. Отрицательно заряженные ионы данные атомы образовать не могут, так как они относятся к группам НА и VIIIA.
Ионы с положительными и отрицательными зарядами притягиваются между собой, что ведет к разнообразным превращениям. Наиболее простой случай — это образование ионных связей, т.е. объединение ионов в вещество под действием электростатического притяжения. Тогда возникает ионная кристаллическая структура, характерная для поваренной соли NaCl и множества других солей. Но может быть так, что отрицательный ион не очень прочно удерживает свой лишний электрон, а положительный ион, наоборот, стремится восстановить свою электронейтральность. Тогда взаимодействие между ионами может привести к образованию молекул. Очевидно, что ионы разного знака заряда Н+ и Н~ притягиваются между собой. Но в силу того что это ионы одинаковых атомов, они образуют молекулу водорода Н2 с нулевыми зарядами на атомах.
Величина энергии ионизации непосредственно связана с восстановительной способностью атомов: чем эта энергия меньше, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее его восстановительные свойства.
Соответственно, величина сродства к электрону характеризует окислительную способность атомов: чем эта энергия больше, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее его окислительные свойства.
Источник
Элементы главных и побочных подгрупп
Свойства элементов главной и побочной подгрупп существенно различаются. В то же время благодаря периодической системе мы находим много общего в свойствах всех элементов, образующих данную группу.
Так, в VII группе имеются два элемента — хлор (VIIA группа) и марганец (VIIB группа). Хлор образует простое вещество — неметалл, газообразный при обычных условиях, очень ядовитый. Марганец — типичный металл со всеми свойствами металлов (твердый, пластичный, электропроводный). Что же объединяет эти несхожие элементы? Почему они находятся в одной группе периодической системы? Все дело в том, что и атомы хлора, и атомы марганца содержат по 7 валентных электронов:
Cl $1s^22s^22p^6 underline{3s^23p^5}$;
Mn 1s$^2$2s$^2$2p$^6$3s$^2$3p$^6$ $underline{4s^2 3d^5}$.
Поэтому высшая степень окисления для этих элементов одна и та же, а именно +7.
Хлор и марганец образуют высшие оксиды одного состава: $Cl_2O_7$ и $Mn_2O_7$. Оба эти оксида кислотные, энергично взаимодействуют с водой с образованием кислот одного и того же состава:
Cl$_2$O$_7$ + Н$_2$О → 2HClO$_4$ хлорная кислота,
Mn$_2$O$_7$ + Н$_2$О → 2HMnO$_4$ марганцевая кислота.
Оба оксида (и отвечающие им кислоты) очень неустойчивы и являются сильнейшими окислителями.
И хлорная, и марганцевая кислота относятся к наиболее сильным кислотам. При нейтрализации кислот получаются однотипные соли — перхлораты и перманганаты, например KClO$_4$ и KMnO$_4$. При небольшом нагревании обе соли легко разлагаются с выделением кислорода. Все это и позволяет рассматривать элементы хлор и марганец в одной группе периодической системы элементов Д. И. Менделеева.
Следует подчеркнуть, что закономерности изменения свойств по группам, описанные ниже, относятся только к элементам главных подгрупп.
Атомный радиус
Атомный радиус увеличивается с увеличением количества энергетических уровней, то есть сверху вниз по группе. У элементов, стоящих в одном периоде и обладающих равным количеством энергетических уровней, атомный радиус, на первый взгляд, меняться не должен. Однако вследствие взаимодействие ядра и электронов усиливается при движении по периоду слева направо, что приводит к незначительному сжатию атома — уменьшению его радиуса.
Электроотрицательность
Определение
Способность атома элемента притягивать к себе электроны химической связи называют электроотрицательностью (ЭО).
Элементы-металлы легче отдают электроны, чем притягивают их, иными словами, они имеют низкую электроотрицательность — меньше 1,8. Элементы-неметаллы, наоборот, легче притягивают электроны и имеют высокие значения ЭО.
Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов. Металличность и неметалличность
Слова «металл» и «неметалл» применимы не только к химическим элементам, но и к простым веществам. Например, говоря, что простое вещество является металлом, мы подразумеваем не только что оно состоит из атомов элемента-металла, но и определенную общность физических (металлический блеск, пластичность) и химических (восстановитель) свойств.
Напомним, что из известных на данный момент 116 химических элементов 98 являются металлами. Металлы расположены в главных подгруппах в левом нижем углу (относительно диагонали бор-астат) таблицы Менделеева и в побочных подгруппах.
Атомы металлов на внешнем уровне содержат не более четырех электронов, как правило, от одного до трех. Отдавая эти электроны, они приобретают устойчивую оболочку ближайшего инертного газа.
Таки образом, металлы в химических реакциях являются восстановителями — они легко отдают электроны и приобретают положительную степень окисления. В этом заключается их принципиальное отличие от элементов-неметаллов.
Поэтому очень часто говорят о металлических свойствах как синониме восстановительных свойств.
В наибольшей степени металлические свойства выражены у элементов главной подгруппы I группы периодической системы — щелочных металлов. Их атомы настолько легко отдают валентный электрон, что в природе эти элементы встречаются исключительно в виде соединений.
Поскольку сверху вниз возрастают атомные радиусы элементов, сила притяжения валентных электронов к ядру ослабевает и увеличивается легкость отдачи внешних электронов, то есть восстановительные (или металлические) свойства.
Металлические (восстановительные) свойства элементов при движении по периоду убывают слева направо; а по группе убывают снизу вверх.
Элементы-металлы образуют генетический ряд химических соединений, в которых проявляются их металлические химические свойства: металл — оксид металла ($Me_xO_y$) — гидроксид (основание $Me^{+n}(OH)_n$. В сложных веществах проявление металлических свойств характеризуется понятием основность, и говорят, что оксиды и гидроксиды проявляют основные свойства. Соответственно, основные свойства оксидов и гидроксидов металлов сверху вниз по подгруппе увеличиваются, а кислотные — уменьшаются.
Элементы-неметаллы имеют на внешнем энергетическом уровне от четырех до семи электронов, при этом элементы восьмой группы образуют семейство инертных газов. Такие элементы имеют восемь электронов на внешнем энергетическом уровне, то есть такой уровень является завершенным, а сами элементы не вступают в химические реакции с другими элементами, то есть являются химически инертными.
Неметаллы в химических реакциях являются окислителями — они легко присоединяют электроны, отнимая их от атомов других элементов, и приобретают отрицательный заряд.
Легче всего принимают электроны те элементы, у которых число электронов на внешнем уровне больше четырех — до завершения внешнего уровня им более энергетически выгодно принять несколько электронов, чем отдать свои. В наибольшей степени свойства неметаллов проявляют галогены — элементы главной подгруппы VII группы.
Проследим закономерность изменения окислительных свойств по периоду на примере элементов второго периода:
3Li − 4Be − 5B − 6C − 7N − 😯 − 9F − 10Ne.
Литий и бериллий (типичные металлы) — окислительными свойствами не обладают. Неметаллы бор и углерода — очень слабые окислители. Например, они реагируют с углеродом только в электрической печи, где температура превышает 1500$^o$С. С неметаллом азотом алюминий вступает в реакцию уже при 1000$^o$С, а с кислородом порошок алюминия реагирует при внесении в пламя горелки. Фтор окисляет порошкообразный алюминий уже при комнатной температуре. А вот завершающий второй период инертный газ неон вообще не вступает в химические реакции.
Таким образом, неметаллические (окислительные) свойства простых веществ при движении по периоду слева направо возрастают.
Элементы-неметаллы образуют генетический ряд химических соединений, в которых проявляются их неметаллические химические свойства: неметалл — оксид неметалла ($HMe_xO_y$) — гидроксид неметалла (кислородсодержащая кислота $H_n(HMeO)^{n-}$). В сложных веществах проявление неметаллических свойств характеризуется понятием кислотность, и говорят, что оксиды и гидроксиды проявляют кислотные свойства. Соответственно, кислотные свойства оксидов и гидроксидов неметаллов в высших степенях окисления сверху вниз по подгруппе уменьшаются, а основные — увеличиваются.
Кислотные свойства оксидов и гидроксидов по периоду слева направо также возрастают.
Но изменение окислительно-восстановительных свойств происходит постепенно. Так, металл бериллий, в отличие от типичного металла лития, взаимодействует не только с кислотами, но и со щелочами (что характерно для ряда неметаллов), а простое вещество графит, образованное элементом-неметаллом углеродом, подобно металлам, обладает металлическим блеском и проводит электрический ток.
Энергия ионизации
Определение
Энергия ионизации — это наименьшая энергия, которая должна быть затрачена на отрыв электрона от нейтрального атома.
Ионный радиус
Диагональная периодичность
В заключение укажем, что химические элементы, расположенные в диагональном направлении периодической системы, также иногда могут проявлять близость многих физических и химических свойств. Это явление носит название диагонального сходства. Так, химические свойства лития и его соединений иногда оказываются гораздо ближе к свойствам магния, чем к свойствам остальных щелочных металлов. Аналогично свойства бериллия гораздо ближе к свойствам алюминия, чем к свойствам щелочноземельных металлов, а свойства бора ближе к свойствам кремния.
Диагональное сходство можно объяснить, если принять во внимание характер изменения атомных радиусов по группам и периодам: уменьшение радиусов в периодах (слева направо) приблизительно компенсируется увеличением радиусов в группах (сверху вниз). Тем самым оказываются весьма близки атомные радиусы лития и магния, бериллия и алюминия и др.
Все вышеупомянутые закономерности изменения свойств условно отражены в схеме ниже:
Сравнение строения и свойств элементов VIIА и VIIB групп
Чтобы увидеть, как изменяются свойства элементов по периоду рассмотрим строение и свойства типичных металлов и неметаллов – представителей IA и VIIA -группы. Кроме того, рассмотрим также свойства элементов побочных IB и VIIB -групп и сравним их между собой.
К седьмой группе главной подгруппы Периодической системы относятся элементы семейства галогенов. В длиннопериодном варианте ПС эта группа 17. Элементы этой группы обладают строением и свойствами типичных неметаллов, то есть имеют небольшой радиус и 7 электронов на внешнем уровне, поэтому относятся к p-элементам.
Типичным представителем галогенов является хлор. Электронная конфигурация этого элемента отвечает электронной формуле $1s^22s^22p^63s^23p^5$ или $[Ne]3s^23p^5$. Это означает, что валентными являются 7 внешних электронов – 2 s-электрона и 5р-электронов, которые образуют 3 пары и имеют один неспаренный электрон. Поэтому, образуя связь с менее электроотрицательными элементами (водородом или металлами), хлор отнимает у них 1 электрон и достраивает тем самым свой незавершенный уровень. При этом хлор проявляет свойства окислителя и имеет в соединениях степень окисление -1.
Нужно помнить, что хлор расположен в третьем периоде, поэтому имеет три энергетических уровня, а, значит на третьем, внешнем уровне у него имеются вакантные (незанятые) d-орбитали. При переходе в возбужденное состояние электроны с s- и р-подуровней могут перескакивать на более высокий d-энергетический подуровень:
В этом случае “распаренными” получаются 3, 5 или 7 электронов. Поэтому в соединениях с более электроотрицательными элементами, а именно с кислородом, хлор может проявлять степени окисления +1; +3; +5 или +7. В этих степенях окисления он образует оксиды и соответствующие им кислородсодержащие кислоты:
HCL- хлороводородная, соли – хлориды
HCLO – хлорноватистая (кислотный оксид $Cl_2O$, соли — гипохлориты), очень слабая кислота, неустойчивая, окислитель:
$2HClO + H_2S longrightarrow S + Cl_2 + H_2O$
$HCLO_2$ – хлористая (кислотный оксид $Cl_2O_3$, соли — хлориты), неустойчивая;
$HClO_3$ – хлорноватая (кислотный оксид — $Cl_2O_5$, соли – хлораты, $KClO_3$ – бертоллетова соль), в свободном виде не получена, «живет» только в растворах, сильный окислитель:
$HClO_3 + S + H_2O longrightarrow H_2SO_4 + HCl$
$HClO_4$– хлорная (кислотный оксид — $Cl_2O_7$, соли – перхлораты)
Все кислородсодержащие кислоты хлора являются сильными окислителями. Их свойства изменяются следующим образом:
с увеличением степени окисления хлора увеличивается сила кислородсодержащих кислот и их окислительные свойства
В то же время, в минимальной степени окисления (-1) хлор образует сильную кислоту HCl, но не является в ней окислителем.
Рассмотрим теперь особенности строения и свойств элементов IA группы (в длиннопериодном варианте ПС это тоже группа I) на примере натрия. Элементы этой группы являются типичными металлами, то есть обладают большим радиусом, имеют всего 1 валентный электрон, то есть относятся к s-элементам, и в химических реакциях являются типичными восстановителями. Элементы этой группы называются щелочными металлами.
Натрий находится с хлором в одном периоде, имеет электронную конфигурацию $1s^22s^22p^63s^1$ или $[Ne]3s^1$. то есть различия с атомом натрия заключается только в числе внешних валентных электронов. Имея один неспаренный электрон на внешнем уровне, натрий обладает свойствами восстановителя, то есть легко отдает валентный электрон на образование связи, а хлор, обладая свойствами окислителя, легко присоединяет этот электрон. Поэтому при образовании молекулы хлорида натрия валентный электрон натрия полностью переходит к хлору и образуется соединение с ионным типом связи:
Теперь рассмотрим и сравним свойства элементов побочных подгрупп IB и VIIB -групп. К IB-группе, или в длиннопериодном варианте XI группы, относятся металлы подгруппы меди: Cu, Ag, Au. Особенностью строения этих элементов является наличие заполненного предвнешнего (n-1)d-подуровня, которое происходит за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина возможности такого “перескока” электрона объясняется высокой энергетической устойчивостью полностью заполненного d-подуровня и более высокой, по сравнению с 4s, энергией 3d-подуровня (вспомните порядок заполнения подуровней).
Строением энергетических уровней объясняется химическая инертность простых веществ, образованных этими элементами, которые называют “благородными металлами”. Если медь и серебро при обычных условиях медленно окисляются на воздухе, а также могут вступать во взаимодействие с соединениями серы, например сероводородом, то золото при нормальных условиях не реагирует с химическими веществами. Исключение составляет “царская водка” – смесь концентрированной соляной и азотной кислот.
Для сравнения осталось рассмотреть строение и свойства элементов VIIB-подгруппы, или VII группы в длиннопериодном варианте ПС. Эта подгруппа называется подгруппой марганца и включает три элемента: Mn-магранец, Tc – технеций, Re – рений Рассмотри особенности строения этих элементов на примере марганца. Электронная конфигурация марганца отображается электронной формулой $1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^2$ или $[Ar]3d^54s^2$. Как видно из формулы, у марганца не заполнен предвнешний уровень, на котором находится 5 электронов из 10-ти возможных. Для марганца характерны степени окисления +2, +4 и +7, что связано с более устойчивой конфигурацией $d^5$ и $d^3$.
Простое вещество- марганец, металл серебристо-белого цвета, широко использующийся в металлургии. Марганец образует следующие оксиды: MnO, $Mn_2O_3$, $MnO_2$, $MnO_3$ (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид $Mn_2O_7$. Оксиды низших валентностей (II, III) носят основной характер, высших – кислотный. Кислотным оксидам соответствуют кислоты и образованные ими соли:
Манганаты — соли нестойких, несуществующих в свободном состоянии кислородных кислот марганца в степенях окисления V, VI и VII:
$MnO_4^{3−}$ – гипоманганаты,
$MnO_4^{2−}$ – манганаты,
$MnO_4^−$ – перманганаты
Все соли марганца, особенно перманганаты, являются сильными окислителями. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. Необходимо запомнить:
Степени окисления марганца:
В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI).
Источник