20. Окислительно-восстановительные свойства перманганата калия.

Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде — до солей марганца (II), в нейтральной — до оксида марганца (IV) в гидратной форме МnО(ОН)₂, в щелочной — до манганат-иона МnО₄²⁻:

КИСЛОТНАЯ СРЕДА:

НЕЙТРАЛЬНАЯ СРЕДА:

ЩЕЛЕЧНАЯ СРЕДА:

21. Структура атома и периодичность свойств элементов.

Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Заряд ядра (выраженный в единицах заряда электрона) численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Из электронейтральности атома следует, что и число вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру элемента.

Заряд атома является той основной величиной, от которой зависят свойства элемента и его положение в периодической системе.

Периодический закон Менделеева: «Свойства элементов и образуемых ими поротых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомов элементов».

Ядро атома состоит из протона p и нейтрона n. Обе эти частицы рассматриваются как два различных состояния ядерной частицы нуклона. Элементарные частицы характеризуются определенной массой и зарядом. Протон обладает массой 1.0073 а.е.м. и зарядом +1. Масса нейтрона равна 1.0087 а.е.м., а его заряд равен нулю (частица электронейтральная).

Ядра всех атомов, кроме ядра водорода, состоят из Z протонов и (A − Z) нейтронов, где Z – порядковый номер элемента, А – массовое число.

Массовое число А указывает суммарное число протонов Z и нейтронов N в ядре, т.е.

Наиболее ярко периодичность свойств элементов выражена в электронной структуре атомов. Периодически изменяются и свойства атомов элементов, определяемые их электронным строением. К важнейшим характеристикам атомов относятся их размеры, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Атомные радиусы. Атомы не имеют строго определенных границ. Если исходить из квантово-механических представлений, то за радиус атома можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимума радиальной функции распределения вероятности. Так определяется орбитальный радиус атома.

Орбитальные радиусы атомов элементов изменяются периодически:

1) В периодах по мере роста заряда ядер орбитальные радиусы атомов уменьшаются. Это связано с тем, что при одинаковом числе энергетических уровней в периоде возрастает заряд ядра, а следовательно, и притяжение электронов к ядру;

2) В группах с ростом заряда ядер орбитальные радиусы атомов увеличиваются. При этом в главных подгруппах (группах А) такое увеличение происходит в большей степени, чем в побочных подгруппах (группах В). Это связано с увеличением числа энергетических уровней и экранирующим действием внутренних электронов.

Иногда наблюдаются отклонения от монотонной зависимости, что объясняется особенностями электронной структуры атомов.

Энергетические характеристики атомов. Для химии особый интерес представляет энергетическое состояние электронов внешних уровней, так как именно они ответственны за образование химических связей, определяют прочность этих связей. Количественные характеристики необходимы для оценки реакционной способности атомов.

Энергия ионизации Е₁ - минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный

периодов электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу:

,

где E₁ — в кДж/моль. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Для многоэлектронных атомов можно рассматривать несколько энергий ионизации, соответствующих энергиям отрыва 1, 2, 3, ... электронов, считая от наиболее удаленного.

Энергия ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшие значения энергии ионизации характерны для инертных газов (Не, Ne, Ar, Кг, Хе), находящихся в конце периодов.

Отклонения от монотонной зависимости наблюдаются при переходе в пределах периода от s-элементов (Be, Mg) к р-элементам (В, Аl) или от d-элементов (Zn, Cd, Hg) к p-элементам (Ga, In, Tl).

В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними.

Для характеристики способности атома отдавать электроны иногда используют понятие «потенциал ионизации». Под потенциалом ионизации понимают разность потенциалов, под воздействием которой электрон приобретает энергию, соответствующую энергии ионизации, и измеряют в вольтах. Численное значение потенциала ионизации в вольтах равно энергии ионизации в электронвольтах на атом.

Сродство к электрону атома Е_А — энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона:

.

где Е_А — в кДж/моль.

Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (Е_А > 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (Е_А < 0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгруппы VII А (галогены: F, Сl, Вr, I). У большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшие значения сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s- и p-подуровнями.

В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Это связано с особенностями электронной структуры атомов.

Электроотрицательность. Электроотрицательность — это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Существуют несколько шкал электроотрицательности. Наиболее часто используемая шкала Полинга составлена на основе термохимических данных по энергиям связей в двухатомных молекулах. Каждому элементу приписывается вполне определенное значение электроотрицательности. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом, наименьшие значения электроотрицательности имеют s-элементы I группы, а наибольшие — р-элементы VI и VII групп.