Периодическая система Д.И. Менделеева и ее связь с электронной структурой атомов

Для составления электронных и электронно-графических формул атомов необходимо знать:

1) что состояние электрона описывается набором четырех квантовых чисел: n, l, m_l, m_s (табл.3.2);

2) распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням (табл.3.2);

3) взаимное расположение электронных энергетических подуровней в ато-мах элементов на основании принципа наименьшей энергии (правило Клечков-ского);

4) принцип Паули;

5) правило Хунда (Гунда).

Схема распределения электронов в атомах элементов от водорода до ксенона приведена на рис.3.1.

Таким образом, как видно из схемы, представленной на рис.3.1, начиная с

4-го большого периода наблюдается как бы перекрывание подуровней одного энергетического уровня подуровнями другого. В соответствии с этим, последовательность энергетических состояний в порядке возрастания энергии примерно следующая: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < < 6p и т.д. или по периодам:

1-й период: 1s^1-2                                     5 -й период: 5s^1-24d^1-105p^1-6

2-й период: 2s^1-22p^1-6                             6-й период: 6s^1-25d¹4f^1-145d^2-106p^1-6

3-й период: 3s^1-23p^1-6                             7-й период: 7s^1-26d¹5f^1-146d^2-107p^1-6

4-й период: 4s^1-23d^1-104p^1-

Рис. 3.1. Схема взаимного расположения электронных энергетических подуровней в атомах элементов от водорода до ксенона (z –порядковый номер

химического элемента)

 

Пример 1. Электронно-графические формулы атомов s -элементов в основ-ном и возбужденном состоянии.

Написать электронно-графическую формулу элемента с порядковым номером 20. Определить его высшую валентность.

Решение

Элемент с z=20 находится в начале 4-го большого периода, во IIА главной подгруппе.

Это элемент – кальций Ca.

Электронная формула кальция в соответствии с принципом наименьшей энергии (см. рис.3.1) имеет вид: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s².

Причем подуровень 3 d -вакантный, т.е. не занят электронами, поэтому в электронной формуле не записывается!

Проверяем правильность написания электронной формулы:

а) Число электронных уровней в атоме соответствует номеру периода в таблице Менделеева.

Кальций Ca – элемент 4-го периода (Nпер = 4), следовательно, в атоме кальция 4 энергетических уровня (K, L, M, N), которым соответствуют 4 значения главного квантового числа: n =1, n = 2, n = 3 и n = 4:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

 n=1 n=2  n=3 n=4.

б) Номер периода в периодической системе элементов (N_пер) численно равен главному квантовому числу электронов, находящихся на внешнем энер-гетическом уровне!

Действительно, если N_пер = 4, то для самого удаленного от ядра энергети-ческого уровня (внешнего уровня) главное квантовое число равно 4: n=4 (см. выше), т.е. 4 s -электроны находятся на внешнем уровне.

в) Количество электронов в атоме (Z_ē ) соответствует порядковому номеру элемента Z!

Определим сумму электронов в атоме кальция в приведенной электронной формуле:

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ²

Z_ē =2+2+6+2+6+2=20,

что соответствует порядковому номеру кальция Z = 20.

Более компактное написание электронной формулы – ее называют сокра-щенной электронной формулой – будет: .

В ней та часть ее, которая соответствует заполненным электронным уровням благородного газа, обозначается его символом (в квадратных скобках) и рядом изображаются остальные электроны.

В данном случае запись   означает: =1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Для наглядности электронную формулу атома изображаем графическим способом, показывая распределение электронов по энергетическим ячейкам (орбиталям):

                          s    р

            n=4                                     d

                          s    p

          n=3

₂₀ Са                        s   p

            n=2

                          s

            n=1

   

Кальций Ca – элемент II-ой главной (А) подгруппы; это второй элемент от начала 4-го большого периода (см. таблицу Менделеева), у которого заполня-ется электронами (достраивается ) s -подуровень внешнего уровня. Такие эле-менты называются s -элементами.

Поэтому Ca – s -элемент.

Номер группы (Nгр) для s -элементов определяется общим числом валентных электронов внешнего электронного уровня.

Поэтому для s -элемента Ca (N_гр-IIA) 2 валентных электрона расположены на 4 s -подуровне: [ ] 4 s ².

Валентными электронами (для s -элементов) называют электроны внешнего уровня, способные участвовать в образовании химических связей между атомами.

Причем валентность элемента (В) определяется числом неспаренных ва-лентных электронов в атоме.

Исходя их этого, можно сделать вывод, что валентность элементов IIA-подгруппы (и кальция в том числе) в основном (невозбужденном) состоянии, несмотря на номер группы N_гр = II, равна нулю (В = 0), так как на внешнем уровне нет неспаренных электронов:

                                                      4s²

…        В_Ca = 0

 

Однако переход атома Са в возбужденное состояние (Са*) сопровождается разъединением спаренных валентных 4 s -электронов в свободные ячейки 4 р -подуровня ( того же уровня ).

При этом валентность кальция становится максимальной – равной двум

(в = 2), т.е. номеру группы:

 

           основное состояние  возбужденное состояние

                                          4s²           ...4s¹ 4p_x¹

                                                                   

                                       В_Ca=0                     р_х р_у р_z      В_Ca*=2

                                                                           

Заметим, что кальций как активный металл начала периода способен отдать два валентных электрона в соответствии со своей валентностью, например, активному неметаллу, став катионом кальция (Са²⁺) со степенью окисления +2:

Са⁰ − 2 ē ® Са²⁺

                                      4s ¹ 4p ¹ .

При этом ион кальция Са²⁺ приобретает устойчивую электронную конфигурацию инертного газа аргона Ar.                                                            

Примеры соединений двухвалентного кальция: C a ²⁺ O ²⁻ – оксид кальция                                                                                                                                                                                                                   

Са ^II = 0 ^II, Са²⁺F₂¹⁻ - фторид кальция F^I Са ^II® F^I   и др.

                                   

                                                

Пример 2. Электронно-графические формулы атомов р -элементов в основном и возбужденном состоянии.

Написать электронно-графическую формулу элемента с порядковым номером 34. Какие степени окисления может проявлять элемент?

Решение

Элемент с Z = 34 находится в конце 4-го большого периода, в VIА главной подгруппе. Это элемент – селен Se.

Электронная формула селена в соответствии с принципом наименьшей энергии (см. рис.3.1) имеет вид:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴.

Проверяем правильность написания электронной формулы селена Se (см. пример 1), определив сумму электронов в атоме:

Z_ē =2+2+6+2+6+10+2+4=34,

что соответствует порядковому номеру селена Z = 34.

Сокращенную электронную формулу можно записать следующим образом:

А графическая формула атома селена в соответствии с правилом Хунда выглядит так:

 

                                                  d

             s       p

     n=4

                                                 d

             s        p

     n=3

    s      p                      

     n=2

             s

     n=1

Селен Sе – элемент VI-ой главной (А) подгруппы.

Как видно из графической формулы, у селена заполняется электронами (достраивается) р-подуровень внешнего уровня. Такие элементы называют

р -элементами; это последние 6 элементов каждого периода (кроме 1-го и 7-го).

Поэтому Sе – р -элемент.

Номер группы (N_гр) для р -элементов, как и для s -элементов, определяется общим числом валентных электронов внешнего электронного уровня ( s - и p -электронов).

Поэтому для р -элемента селена Se (Nгр= VIА) 6 валентных электронов рас-положены – два на 4 s -подуровне и четыре на 4 р -подуровне: 4 s ² 4 p ⁴.

Однако, поскольку валентность элемента (В) определяется числом неспа-ренных валентных электронов в атоме, то можно сказать, что валентность эле-ментов VIА-подгруппы (и селена в том числе) в основном (невозбужденном) состоянии, несмотря на номер группы N_гр=VI, равна двум (В = 2), так как на внешнем уровне из 6 валентных электронов неспаренными являются только два:

 

 

                                                                                  4d⁰

                                                              4p⁴

                                              4s²

В_Se = 2.

Примеры соединений двухвалентного селена:                                   

а) К₂¹⁺ Se ²⁻ – селенид калия: К ^I − Se^II − К ^I, где селен проявляет низшую cтепень окисления, равную –2, так как принимает два валентных электрона от 2-х атомов активного щелочного металла начала 4-го периода – калия К, становясь анионом Se ²⁻ :

Se ⁰   + 2 ē ® Se ^{2 −}

                           4s²4p⁴                  .

При этом ион селена, дополняя двумя электронами внешний уровень до устойчивого октета s²p⁶, приобретает устойчивую электронную конфигурацию инертного газа криптона Kr.                       

б) Se²⁺Br₂^1- – бромид селена (II): Br ^I − Se ^II − Br ^I, где селен проявляет сте-                                                

пень окисления, равную +2, так как отдает свои два валентных неспаренных электрона двум атомам более активного неметалла брома Br, находящегося в таблице Менделеева рядом с ним, становясь при этом катионом Se²⁺:

Se⁰ – 2 ē ® Se²⁺

4s²4p⁴            4s²4p².

Однако при возбуждении атома селена Se* происходит распаривание валентных 4 s - и 4 p - электронов и их переход на вакантные орбитали 4 d - подуровня; при этом валентность селена повышается и становится равной четырем (В=4) и высшей - шести (В=6), т.е. номеру группы:

                                                      

                                                          

                                                                                                  

                                            4s²  4p³       4d¹                В_Se*=4

                                  *

основное                 возбужденное

состояние               состояние

                                             4s¹  4p³           4d²                 В_Se*=6

                                                                             

4s² 4p⁴              4d      В_Se=2

                                                                                                                                                                     

Примеры соединений четырехвалентного селена: Se⁴⁺O₂²⁻ – оксид селена       

(IV): O^II = Se ^IV = O^II; Se⁴⁺Cl₄¹⁻ –хлорид селена (IV):     Cl^I

                                                                                      Сl^ISe^IV®Cl^I,                  

                                                                                       Cl^I              

в которых степень окисления селена +4 :

Se⁰ – 4 ē ® Se⁴⁺

4s²4p³4d¹ 4s².

 

Примеры соединений шестивалентного селена:

Se⁶⁺O₃²⁻ – оксид селена (VI):

 

Se⁶⁺F₆¹⁻ – фторид селена (VI):

 

в которых степень окисления селена +6:

Se⁰ – 6 ē ® Se⁶⁺

                                                  4s¹4p³4d²  .

Таким образом, в отличие от s - элемента кальция Са (пример 1) р- элемент селен Se проявляет переменную валентность в соединениях.

Примечание

Кислород и фтор  ( p - элементы 2-го периода), имеющие конфигурации валентных электронов соответственно 2s²2p⁴ и 2s²2p⁵, а графические:

            ₈ О …                                                                          ₁₉F …                                                             

Nгр=VIА 2s² 2p⁴ В_О=2                                                      Nгр=VIIА 2s² 2p⁵ В_F=1

во всех соединениях проявляют постоянную валентность, равную двум для кислорода и единице для фтора из-за отсутствия на втором энергетическом уровне свободных ячеек.

 

Пример 3. Электронно-графические формулы атомов d - элементов в основном и возбужденном состоянии.

Написать электронно-графическую формулу элемента с порядковым номе-ром 22. Каковы его возможные степени окисления?

Решение

Элемент с Z = 22 находится в середине 4-го большого периода, в IVВ побочной подгруппе. Это элемент – титан Ti.

Электронная формула титана в соответствии с принципом наименьшей энергии (см. рис.3.1) записывается следующим образом:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²

или сокращенно: [₁₈Ar]3d²4s², несмотря на то, что 3 d -подуровень заполняется после заполнения 4 s -подуровня.

Проверяем правильность написания электронной формулы титана Ti (см. пример 1), определив сумму электронов в атоме:

Z_ē = 18 + 2 + 2 = 22,

что соответствует порядковому номеру титана Z = 22.

Графическая формула атома титана в соответствии с правилом Хунда выглядит так:                      

                           s      p

        n=4                                                                                      

                                p                  d

                   s

        n=3    

₂₂ Ti              

                   s      p

        n=2

                   s

        n=1

Титан Ti – элемент IVВ побочной подгруппы. Как видно из графической формулы, у титана заполняется электронами (достраивается) d -подуровень предвнешнего (второго снаружи) уровня, а на внешнем уровне остаются два электрона.

Такие элементы называют d - элементами. На внешнем уровне у них может быть и один электрон (например, Cr, Mo, Cu, Ag, Au, Pt и др.); и у одного лишь элемента – палладия ₄₆Pd – электроны на внешнем уровне и вовсе отсутствуют.

К d - элементам относятся элементы вставных декад больших периодов (см. длиннопериодный вариант таблицы Д.И.Менделеева), расположенных между s - (IA и IIA-подгруппы) и p - элементами (IIIA-VIIIA - подгруппы). Поэтому d -элементы называют переходными элементами или переходными металлами (IВ -VIIIВ подгруппы).

Таким образом, титан Ti – d - элемент, переходный металл.

Номер группы (Nгр) для d - элементов IIIВ – VIIВ – подгрупп определяется общим числом валентных s - электронов внешнего и d - электронов предвнешне-го электронных уровней!

Поэтому для d - элемента титана Ti (N_гр = IVВ) 4 валентных электрона расположены – два на 4 s -подуровне и два на 3 d -подуровне: [₁₈ Ar ] 3 d ² 4 s ².

Для большинства d -элементов валентность в основном невозбуждённом состоянии равна нулю (В=0), так как на внешнем уровне нет неспаренных валентных электронов. Например, для титана Ti:

                                          3d²              4s²

…..                                              В_Ti = 0.

Но при возбуждении атома титана Ti * 4 s - электроны распариваются, переходят на свободный 4 p - подуровень и валентность титана становится равной двум:

₂₂Ti                                       ₂₂Ti*

                    основное состояние                возбужденное состояние

                                 

                                                                                     

  3d²           4s²    4p                        3d²              4s¹   4p¹                                                                 

              В_Ti=0                                                   В_Ti*=2(3, 4)

К тому же, кроме электронов внешнего уровня в образовании валентных связей могут принимать участие неспаренные валентные d -электроны пред-внешнего уровня, поэтому валентность атома титана с участием d - электронов может быть равна трем и максимально – четырем, т.е. номеру группы.

Следует иметь в виду, что титан Ti – металл, поэтому способен лишь отда-вать электроны, а значит возможные степени окисления для него: +2, +3, +4.

Отрицательных степеней окисления d - элементы не проявляют!

Примеры соединений титана:             

а) Ti²⁺O²⁻ – оксид титана (II): Ti^II = О^II, где катион Ti ²⁺ имеет электронную конфигурацию:

Ti⁰  – 2 ē  → Ti²⁺

                         [₁₈Ar]3d²4s¹4p¹                           [₁₈Ar]3d²;

       

б) Ti₂³⁺O₃²⁻ – оксид титана (III):                                                     где катион Ti³⁺ имеет электрон-

ную конфигурацию: [₁₈Ar]3d¹;                                                             

в) Ti⁴⁺O₂²⁻ – оксид титана (IV): O ^II = Ti ^IV = O ^II, где катион Ti⁴⁺ имеет устойчивую электронную конфигурацию инертного газа аргона: [₁₈Ar].

Пример 4. Электронно-графические формулы d - элементов VIIIВ подгруппы.

Написать электронно-графические формулы атомов ₂₆Fe и ₇₆Os и определить их максимальные валентности.

Решение

Железо Fe (z = 26) и Os (Z = 76) находятся в разных периодах, но в одной и той же VIIIВ-подгруппе и являются электронными аналогами, т.е. элемен-тами, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описывае-мых общей для этих элементов формулой. Покажем это, записав электронные формулы железа Fe и осмия Os в соответствии с принципом наименьшей энер-гии:

₂₆Fe    1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²               (N_пер = 4),

₇₆Os      1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d⁶ 6s²       (N_пер=6)

или сокращенно:

₂₆Fe   …[₁₈Ar]3d⁶4s²     и   ₇₆Os      …[₅₄Xe, 4f¹⁴]5d⁶6s².

Элементы – электронные аналоги, входящие в состав одной подгруппы – близки по свойствам.

Так, в основном невозбужденном состоянииd - элементы железо Fe и осмий Os (как и титан Ni  в примере 3) имеют валентность, равную нулю, так как на внешнем электронном уровне их атомов отсутствуют неспаренные валентные электроны:

          3d⁶            4s²                             5d⁶             6s²

Fe. ..                                       и   Os. ..

                         В_Fe = 0                                              В_Os=0

При возбуждении атома железа Fe* 4 s - электроны распариваются, переходят на свободный 4 p - подуровень и валентность железа становится равной двум:

₂₆Fe                                                  ₂₆Fe*

              основное состояние                            возбужденное состояние                                                                            

…

      3d⁶       4s²  4p В_Fe = 0     …                                                                  

                                                                              3d⁶         4s¹ 4p¹

                                                                                         В_Fe* = 2(3-6)

Аналогичные рассуждения справедливы и для атома осмия Os:

                                                     ...

                                                                 5d⁶  6s¹ 6p¹ В_Os* = 2(3-6)

                

₇₆Os                                                           ₇₆Os*

основное состояние                                   возбужденное состояние

                     

                                                                            

 5d⁶              5f         6s²     6p

        В_Os=0                           …

                                                           5d⁵          5f¹    6s¹   6p¹                                                                                       

                                                                                                    В_Os* = (2-6)8

А именно: при возбуждении атома осмия Os* 6 s - электроны распариваются, переходят на свободный 6 p - подуровень и валентность осмия становится равной двум (см. верхнюю строчку для Os*).

Как видно из графических формул Fe* и Os* (как и Ti*- пример 3), кроме электронов внешнего уровня в образовании валентных связей у атомов железа и осмия могут принимать участие неспаренные валентные d - электроны пред-внешнего уровня. При этом валентность атома железа Fe * (с учетом 3 d - неспаренных электронов) может быть равна 3, 4 и максимально – 6 .

Аналогично – валентность атома осмия Os* (с учетом 5 d - неспаренных электронов) имеет те же значения: 3–6 (состояние валентных электронов 5d⁶6s¹6p¹).

Однако, в отличие от атома железа Fe*, спаренные 5 d - электроны атома ос-мия Os* имеют возможность распариться, перейти на свободный 5 f - подуровень (см. нижнюю строчку – состояние валентных электронов – 5d⁵5f¹6s¹6p¹). Таким образом, максимальная валентность атома Os * становится равной 8.

Примеры соединений с возможными степенями окисления атома железа Fe: +2, +3, (+4) и +6 следующие: Fe²⁺ O²⁻ – оксид железа (II); Fe₂³⁺ O₃²⁻ – оксид железа (III); K₂Fe⁶⁺ O₄ – феррат калия.

Примеры соединений с возможными степенями окисления атома осмия Os  (+2, +3, +4, +6, +8):

Na₄[Os²⁺ (CN)₆] – гексацианоосмиат (II) натрия,

Na₃[Os³⁺ (CN)₆] – гексацианоосмиат (III) натрия,

Os⁴⁺ O₂ – оксид осмия (IV),

Os⁶⁺ F₆ – фторид осмия (VI),

Os⁸⁺ O₄ – оксид осмия (VIII).

Таким образом, в отличие от d - элементов IIIВ-VIIВ-подгрупп, у d - элементов VIIIВ-подгруппы не наблюдается соответствия между проявляемой ими степенью окисления в соединениях и номером группы, в которой они расположены в периодической системе Д.И. Менделеева, что, как было видно, связано с особенностями строения d - подуровня предвнешних квантовых слоев их атомов.

Пример 5. электронно-графические формулы атомов f - элементов.

Написать электронно-графические формулы атомов церия Ce и гадолиния Gd. Определить их возможные валентные состояния.

Решение

Церий Се (Z = 58) и гадолиний Gd (Z = 64) относятся к семейству лантано-идов или редкоземельных элементов, которые вынесены отдельной строкой в таблице Д.И. Менделеева.

В периодической системе лантаноиды расположены в IIIВ подгруппе 6-го периода, занимая одну клетку с лантаном La (Z = 57), с которым они сходны по свойствам.

Церий Се и гадолиний Gd – являются f - элементами.

К f -элементам относятся элементы, у которых заполняется электронами

  f - подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона ( s ²).

К f - элементам относятся 14 лантаноидов (6 период) и 14 актиноидов (7 период).

Церий и гадолиний (как и все остальные лантаноиды) относятся к металлам и близки по свойствам к другим элементам IIIВ подгруппы ( d - элементам Sc – La).

Лантан ₅₇ La не имеет f - электронов.

Как d - элемент ₅₇ La в основном невозбужденном состоянии имеет следующее расположение электронов по уровням:

₅₇ La…….  [₅₄Xe ]5d¹6s²

или графически:

                                 5d¹        6s²

               …                                            В_La = 0.

 

а) У церия ₅₈Се на 4 f - подуровне оказываются сразу два электрона – один за счет увеличения порядкового номера по сравнению с лантаном на единицу, а другой за счет перехода с 5 d - подуровня на 4 f. Поэтому электронную формулу атома церия Се в соответствии с принципом наименьшей энергии можно записать так:

₅₈ Се 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f² 5s² 5p⁶ 5d⁰ 6s²

или сокращенно: ₅₈Се [₅₄Xe ]4f²5d⁰6s².

В основном невозбужденном состоянии f - элемент церий Се имеет валентность, равную нулю, так как на внешнем электронном уровне отсутствуют не-спаренные валентные электроны.

Однако при возбуждении атома церия Се* 6 s - электроны распариваются (как и у атома La*), переходят на свободный 6 p - подуровень; кроме того оба электрона с 4 f - подуровня переходят в 5 d - состояние.

Благодаря этому церий Се может проявлять валентность не только равную трем, как и лантан La и все остальные лантаноиды, но и равную четырем:

₅₈Се                                                   ₅₈ Се*

              основное состояние                   возбужденное состояние     

 …                                                              

4f²          5d     6s² 6p В_Се=0

                                                       …

                                                           4f       5d² 6s¹ 6p¹

                                                                              В_Се*=3, 4.

Примеры соединений со степенями окисления атома церия +3 и +4 следующие: Ce³⁺Cl₃ –  хлорид церия (III),  Ce⁴⁺O₂ – оксид церия (IV) и др.

Следует знать, что семейство лантаноидов по характеру заполнения

4 f - орбиталей разделяется на два подсемейства. Первые семь элементов (₅₈Се - ₆₄Gd), у которых в соответствии с правилом Хунда 4 f - орбитали заполняются по одному электрону, объединяются в подсемейство церия; а семь остальных лантаноидов (₆₅Tb – ₇₁Lu), у которых происходит заполнение 4 f - орбиталей по второму электрону, объединяются в подсемейство тербия.

б) У нескольких следующих за церием элементов происходит последова-тельное увеличение числа электронов на 4 f - подуровне, а 5 d - подуровень про-должает оставаться незанятым (5d⁰). Так, у европия ₆₃Eu 4 f - подуровень стано-вится заполненным наполовину (4f⁷5d⁰6s²; B_Eu*=2, 3).

Особой устойчивостью обладают электронные конфигурации не только целиком, но и наполовину заполненные электронами. Например, для уже рассмотренных выше d - элементов хрома ₂₄Cr и меди ₂₉Cu устойчивыми конфигурациями валентных электронов являются не …3d⁴4s² у атома хрома, а …3d⁵4s¹, и не …3d⁹4s² у атома меди, а …3d¹⁰4s¹.

У f - элемента гадолиния ₆₄Gd устойчивая электронная конфигурация (4f⁷) достигается за счет того, что на 4 f - подуровне продолжает оставаться семь элек-тронов (как у атома ₆₃Eu), зато появляется один электрон на 5 d - подуровне (5d¹).

Поэтому электронную формулу атома гадолиния Gd можно записать так:

₆₄Gd 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁷ 5s² 5p⁶ 5d¹ 6s²

или сокращенно: ₆₄Gd [₅₄Xe ]4f⁷5d¹6s².

По причине устойчивой электронной конфигурации 4f⁷ гадолиний Gd при возбуждении атома проявляет валентность, равную только трем, как и лантан La, в отличие от церия Се:

₆₄Gd                                                ₆₄Gd*

                      основное состояние                   возбужденное состояние

…

          4f⁷                 5d¹          6s²  6p         B_Gd=0

Возбужденное состояние:

…

          4f⁷                  5d¹          6s¹  6p¹        B_Gd*=3.           

Примеры соединений со степенью окисления гадолиния +3:

Gd³⁺H₃ – гидрид гадолиния (III),  Gd₂³⁺O₃ – оксид гадолиния (III) и др.

Пример 6. Определение сходств и различий свойств элементов главной и побочной подгрупп, объединенных одной группой.

На каком основании хлор ₁₇Cl и марганец ₂₅Mn находятся в одной группе периодической системы элементов Д.И. Менделеева? И почему они находятся в разных подгруппах?

Решение

Электронные формулы атомов:

₁₇Cl  1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, «Cl» – p- элемент;

₂₅Mn    1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s², «Mn» - d- элемент

или сокращенно:

₁₇Cl  [₁₀Ne]3s²3p⁵ и ₂₅Mn   [₁₈ Ar]3d⁵4s².

Валентные электроны p - элемента, активного неметалла-галогена хлора ₁₇ Cl - 3 s ² 3 p ⁵ (Nгр = VIIA), а d - элемента, переходного металла марганца ₂₅ Mn - 3 d ⁵ 4 s ² (Nгр = VIIВ). Таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же подгруппе.

Но на валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое количество валентных электронов – 7. На этом основании оба элемента помещают в одну и ту же седьмую группу периодической системы.

  Группой называется ряд элементов, обладающих сходными свойствами и проявляющих одинаковую высшую валентность (равную Nгр) в различных однотипных соединениях.

В высших валентных состояниях свойства элементов главных и побочных подгрупп достаточно близки между собой. Различия в свойствах этих элементов тем сильнее, чем ниже их валентность.

Поэтому подобие электронных конфигураций семивалентных хлора Cl и марганца Mn, соответствующих конфигурациям инертных газов (Cl ^{7 +}. ..[₁₀ Ne ] и Mn⁷⁺...[₁₈Ar]), приводит к подобию свойств семивалентных соединений.

А именно, и Cl₂⁷⁺O₇ − оксид хлора (VII) и Mn₂⁷⁺O₇ – оксид марганца (VII) являются в обычных условиях жидкостями. И тот и другой оксид – мало-устойчивы, со взрывом разлагаются от удара или нагревания. Оба оксида – кислотные и являются ангидридами сильных одноосновных кислот общей формулы НЭ⁷⁺О₄: HclO₄ – хлорная кислота, HMnO₄ – марганцовая кислота. К тому же оба оксида, как и соответствующие им кислоты и соли (например, КclO₄ – перхлорат калия и КMnO₄ – перманганат калия), являются сильными окислителями.

В случае же невысших валентных состояний хлора и марганца, например, соответствующих возможным низким положительным степеням окисления

Cl¹⁺ и Mn²⁺, в свойствах соединений хлора и марганца наблюдаются большие различия. Это связано с различием электронных конфигураций этих ионов: Cl¹⁺ …[₁₀Ne]3s²3p⁴ и Mn²⁺...[₁₈Ar]3d⁵. Например, низший оксид хлора Cl₂¹⁺O –оксид хлора (I) представляет собой газообразное вещество; он является кис-лотным оксидом и ангидридом хлорноватистой кислоты HCl¹⁺O. Тогда как низ-ший оксид марганца Mn²⁺O – оксид марганца (II) – твердое кристаллическое вещество, являющееся основным оксидом, которому соответствует основание Mn²⁺(OH)₂ – гидроксид марганца (II).

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: