يحدد هيكل مستويات الطاقة الخارجية لذرات العناصر الكيميائية بشكل أساسي خصائص ذراتها. ولذلك، تسمى هذه المستويات مستويات التكافؤ. يمكن للإلكترونات من هذه المستويات، وأحيانًا المستويات ما قبل الخارجية، أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. وتسمى هذه الإلكترونات أيضًا بإلكترونات التكافؤ.
يتم تحديد تكافؤ ذرة العنصر الكيميائي في المقام الأول من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة المشاركة في تكوين الرابطة الكيميائية.
توجد إلكترونات التكافؤ لذرات عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في المدارات s و p لطبقة الإلكترون الخارجية. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، باستثناء اللانثانيدات والأكتينيدات، توجد إلكترونات التكافؤ في المدار s للمدارات الخارجية والمدارات d للطبقة ما قبل الخارجية.
من أجل تقييم قدرات التكافؤ لذرات العناصر الكيميائية بشكل صحيح، من الضروري مراعاة توزيع الإلكترونات فيها عبر مستويات الطاقة والمستويات الفرعية وتحديد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة وفقًا لمبدأ باولي وقاعدة هوند لغير المتحمس ( الحالة الأرضية أو الثابتة) للذرة وللحالة المثارة (ثم التي تلقت طاقة إضافية، ونتيجة لذلك يتم إقران إلكترونات الطبقة الخارجية ونقلها إلى مدارات حرة). يتم تحديد الذرة في الحالة المثارة برمز العنصر المقابل بعلامة النجمة. على سبيل المثال، فكر في احتمالات التكافؤ لذرات الفسفور في الحالات الثابتة والمثارة:

في الحالة غير المثارة، تحتوي ذرة الفسفور على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة في المستوى الفرعي p. عندما تنتقل الذرة إلى حالة مثارة، يمكن لأحد أزواج الإلكترونات من المستوى الفرعي d أن ينتقل إلى مدار فارغ من المستوى الفرعي d. يتغير تكافؤ الفوسفور من ثلاثة (في الحالة الأرضية) إلى خمسة (في الحالة المثارة).
يتطلب فصل الإلكترونات المقترنة طاقة، حيث أن اقتران الإلكترونات يكون مصحوبًا بانخفاض في الطاقة الكامنة للذرات. وفي الوقت نفسه، يتم تعويض استهلاك الطاقة لنقل الذرة إلى حالة مثارة من خلال الطاقة المنبعثة أثناء تكوين الروابط الكيميائية بواسطة الإلكترونات المفردة.
وبالتالي، فإن ذرة الكربون في حالة ثابتة لديها إلكترونين غير متزاوجين. وبالتالي، بمشاركتهم، يمكن تشكيل زوجين من الإلكترونات المشتركة، مما يؤدي إلى إنشاء رابطتين تساهميتين. ومع ذلك، فأنت تعلم جيدًا أن العديد من المركبات غير العضوية وجميع المركبات العضوية تحتوي على ذرات كربون رباعية التكافؤ. ومن الواضح أن ذراته شكلت أربع روابط تساهمية في هذه المركبات وهي في حالة مثارة.

يتم تعويض الطاقة المستهلكة في إثارة ذرات الكربون بالطاقة المنطلقة أثناء تكوين رابطتين تساهميتين إضافيتين. وبالتالي، لنقل ذرات الكربون من الحالة الثابتة 2s 2 2r 2 إلى الحالة المثارة - 2s 1 2r 3 من الضروري إنفاق حوالي 400 كيلوجول/مول من الطاقة. ولكن عندما تتشكل رابطة C-H في الهيدروكربونات المشبعة، يتم تحرير 360 كيلوجول/مول. وبالتالي، عند تكوين مولين من روابط C-H، سيتم إطلاق 720 كيلوجول، وهو ما يتجاوز طاقة نقل ذرات الكربون إلى الحالة المثارة بمقدار 320 كيلوجول/مول.
في الختام، تجدر الإشارة إلى أن قدرات التكافؤ لذرات العناصر الكيميائية لا تقتصر على عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الحالات الثابتة والمثارة للذرات. إذا كنت تتذكر آلية المانح والمتقبل لتكوين الروابط التساهمية، فسوف يتضح لك احتمالان آخران للتكافؤ لذرات العناصر الكيميائية، والتي يتم تحديدها من خلال وجود مدارات حرة ووجود أزواج إلكترون وحيدة يمكن أن تعطي رابطة كيميائية تساهمية من خلال آلية المانح والمتلقي. أذكر تكوين أيون الأمونيوم NH4+. (سننظر بمزيد من التفصيل في تنفيذ احتمالات التكافؤ هذه بواسطة ذرات العناصر الكيميائية عند دراسة الروابط الكيميائية.) دعونا نستخلص نتيجة عامة.

مقالات رسومات جداول عن الموقع باللغة الإنجليزية

تكافؤ الفوسفور

الفوسفور P (Is 2s 2/f 3s Зр) هو نظير للنيتروجين من حيث عدد إلكترونات التكافؤ. ومع ذلك، كعنصر من عناصر الفترة الثالثة، فهو يختلف بشكل كبير عن النيتروجين، وهو عنصر من عناصر الفترة الثانية. هذا الاختلاف هو أن الفوسفور له حجم ذري أكبر، وطاقة تأين أقل، وألفة إلكترون أعلى، واستقطاب ذري أكبر من النيتروجين. الحد الأقصى لعدد التنسيق للفوسفور هو ستة. أما بالنسبة للعناصر الأخرى في الفترة الثالثة، فإن رابطة RL - RL ليست نموذجية بالنسبة لذرة الفوسفور، وبالتالي، على عكس النيتروجين، فإن الحالات الهجينة sp و sp لمدارات الفوسفور غير مستقرة. يُظهر الفوسفور في المركبات حالات الأكسدة من -3 إلى +5. حالة الأكسدة الأكثر شيوعًا هي +5.

دعونا ننشئ صيغة للمركب الذي يتكون من و. الفوسفور (التكافؤ الخامس) والأكسجين (التكافؤ الثاني).

في أي المركبات يكون للفوسفور أقصى تكافؤ؟

ما هي قدرات التكافؤ للفوسفور وكيف يختلف في هذا الصدد عن نظيره النيتروجين؟

يتوافق التركيب الإلكتروني لذرة الفوسفور مع الصيغة 16P 5 25 2 Зз Зр. يحتوي الفوسفور على إلكترونات تكافؤ في مستوى الطاقة الثالث (الخارجي)، حيث، بالإضافة إلى المدارات 5 وثلاثة p، هناك خمسة مدارات حرة.

ومن وجهة نظر أخرى فإن الفرق في خواص الفوسفور والنيتروجين يفسر بوجود مدارات التكافؤ 3 في ذرة الفسفور،

اشرح الفرق بين طاقة التأين الأولى للفوسفور، P (1063 كيلوجول مول) والكبريت، 8 (1000 كيلوجول مول)، بناءً على مقارنة تكوينات الإلكترون المداري التكافؤ للذرات P و8.

لكن في الفوسفور، كعنصر من عناصر الفترة الثالثة، تلعب المدارات الثالثة أيضًا دور مدارات التكافؤ. لذلك، إلى جانب الخصائص المشتركة في كيمياء هذه العناصر النموذجية للمجموعة الخامسة، تظهر اختلافات كبيرة. بالنسبة للفوسفور، من الممكن تهجين مدارات التكافؤ بأنواع zrCh وzrCh و5p. الحد الأقصى لعدد التنسيق للفوسفور هو 6. وعلى النقيض من النيتروجين، يتميز الفوسفور بالترابط l - rl بسبب قبول أزواج الإلكترون من الذرات المقابلة بواسطة المدارات ثلاثية الأبعاد الحرة

رقم التنسيق المستقر للفوسفور (V) هو 4، وهو ما يتوافق مع تهجين sp لمدارات التكافؤ الخاصة به. تظهر أرقام التنسيق 5 و6 بشكل أقل تكرارًا، وفي هذه الحالات، يتم تعيين حالات sp4 وsp-hybrid لذرة الفسفور، على التوالي (ص 415).

تم العثور على سلوك مماثل في عناصر مجموعة VA، ولكن الحدود بين المعادن وغير المعادن في هذه المجموعة أقل. النيتروجين والفوسفور ليسا معادن، ويتم تحديد كيمياء مركباتهما التساهمية وحالات الأكسدة المحتملة من خلال وجود خمسة إلكترونات تكافؤ في التكوين. غالبًا ما يكون للنيتروجين والفوسفور حالات أكسدة - 3، -b 3 و+5. الزرنيخ As والأنتيمون Sb عبارة عن معادن شبه تشكل أكاسيد مذبذبة، والبزموت فقط له خصائص معدنية. بالنسبة لـ As وSb، فإن حالة الأكسدة الأكثر أهمية هي + 3. بالنسبة إلى Bi، فهي الحالة الوحيدة الممكنة، بصرف النظر عن حالات الأكسدة التي تظهر في بعض الظروف المحددة للغاية. لا يمكن للبزموت أن يفقد إلكترونات التكافؤ الخمسة جميعها، فالطاقة اللازمة لذلك عالية جدًا. ومع ذلك، فإنه يفقد ثلاثة إلكترونات، مكونًا أيونًا ثنائيًا.

أجرى مندليف أطروحته في ألمانيا، في هايدلبرغ، خلال المؤتمر الكيميائي الدولي في كارلسروه. وحضر المؤتمر واستمع إلى خطاب كانيزارو الذي أوضح فيه وجهة نظره بوضوح بشأن مشكلة الوزن الذري. عند عودته إلى روسيا، بدأ مندليف بدراسة قائمة العناصر ولفت الانتباه إلى دورية التغيرات في تكافؤ العناصر مرتبة بترتيب تصاعدي للأوزان الذرية: التكافؤ الهيدروجيني 1، الليثيوم I، البريليوم 2، البورون 3، الكربون 4، المغنيسيوم 2، النيتروجين 3، الكبريت 2، الفلور 1، الصوديوم 1، الألومنيوم 3، السيليكون 4، الفوسفور 3، k1 الكربون 2، الكلور I، إلخ.

الفوسفور هو نظير للنيتروجين من حيث عدد إلكترونات التكافؤ (35 3н)

تتحد ذرات الأكسجين مع ذرتين مختلفتين على الأقل. يتصرف الكالسيوم والكبريت والمغنيسيوم والباريوم بنفس الطريقة. هذه العناصر لها تكافؤ اثنين، في حين أن النيتروجين والفوسفور والألمنيوم والذهب لها ثلاثة تكافؤ. يمكن أن يكون للحديد تكافؤ اثنين أو ثلاثة. من حيث المبدأ، تبين أن مسألة التكافؤ ليست بسيطة كما بدت في البداية، ولكن حتى هذه النسخة الأبسط من هذه النظرية جعلت من الممكن استخلاص استنتاجات مهمة.

عند الانتقال من الليثيوم إلى الفلور G، هناك ضعف طبيعي في الخواص المعدنية وزيادة في الخواص غير المعدنية مع زيادة متزامنة في التكافؤ. الانتقال من الفلور G إلى العنصر التالي من حيث الكتلة الذرية، الصوديوم La، يرافقه تغيير مفاجئ في الخصائص والتكافؤ، والصوديوم يكرر إلى حد كبير خصائص الليثيوم، كونه معدن أحادي التكافؤ نموذجي، على الرغم من أنه أكثر نشاطا. بجانب الصوديوم، يشبه المغنيسيوم في كثير من النواحي البريليوم Be (كلاهما ثنائي التكافؤ ويظهر خصائص معدنية، ولكن النشاط الكيميائي لكليهما أقل وضوحًا من نشاط زوج Li - Na). الألومنيوم A1، بجانب المغنيسيوم، يشبه البورون B (التكافؤ 3). ما مدى تشابه الأقارب مع بعضهم البعض مثل السيليكون 81 والكربون C والفوسفور P والنيتروجين S والكبريت 8 والأكسجين O والكلور C1 والفلور G. عند الانتقال إلى العنصر التالي بعد الكلور في تسلسل زيادة الكتلة الذرية، البوتاسيوم ك، تحدث قفزة في التغيير مرة أخرى التكافؤ والخصائص الكيميائية. يفتح البوتاسيوم، مثل الليثيوم والصوديوم، سلسلة من العناصر (الثالثة على التوالي)، والتي يظهر ممثلوها تشابها عميقا مع عناصر الصفين الأولين.

تعتمد فعالية المادة المضافة على حالة التكافؤ وموضع العناصر في الجزيء المضاف، ووجود المجموعات الوظيفية، وتآزرها وعوامل أخرى. يرتبط استخدام المركبات المحتوية على الفوسفور والكبريت والأكسجين والنيتروجين كمواد مضافة لزيوت التشحيم ارتباطًا وثيقًا بخصوصية التركيب الإلكتروني لهذه العناصر. يؤدي تفاعلها مع السطح المعدني لأجزاء المحرك إلى تعديل الأخير (تغيير في الهيكل) وبسبب تكوين أفلام واقية، يتم ضمان خصائص مقاومة التآكل ومقاومة التآكل والضغط الشديد لهذه المركبات في محلول الزيت. . بالإضافة إلى ذلك، تعمل المواد المضافة التي تحتوي على هذه العناصر على تثبيت الزيت عن طريق كسر سلسلة الأكسدة عن طريق التفاعل مع جذور البيروكسيد وتدمير الهيدروبيروكسيدات.

الهلجنة. المحفزات المستخدمة في أغلب الأحيان للكلور هي الحديد المعدني، وأكسيد النحاس، والبروم، والكبريت، واليود، وهاليدات الحديد، والأنتيمون، والقصدير، والزرنيخ، والفوسفور، والألمنيوم والنحاس، والفحم النباتي والحيواني، والبوكسيت المنشط والطين الآخر. معظم هذه المحفزات هي حاملات الهالوجين. وبالتالي، فإن Fe وSb وP في مركبات الهالوجين قادرة على التواجد في حالتين من التكافؤ في وجود الكلور الحر؛ فهي تضيف الكلور وتطلقه بالتناوب في الصورة النشطة. وبالمثل، يشكل اليود والبروم والكبريت مركبات غير مستقرة مع الكلور. تتشابه محفزات المعالجة بالبروم مع محفزات الكلورة. الفوسفور هو أفضل مسرع لليود. لا تتطلب عملية الفلورة محفزًا. في وجود الأكسجين، تتباطأ الهلجنة.

تعتمد الكلورة الحفزية على استخدام مادة حاملة للكلور، مثل اليود والكبريت والفوسفور والأنتيمون وغيرها، على شكل كلوريدات مقابلة، والتي تذوب في الهيدروكربون الذي تتم معالجته بالكلور أو في كلورة هيدروكربونات البارافين الغازية - في مذيب. يتم استخدام العناصر التي تحتوي على قيمتي تكافؤ على الأقل. يمكن أيضًا استخدام المواد التي تشكل الجذور، مثل ديازو ميثان ورباعي إيثيل الرصاص وهيكسافينيل إيثان، كمحفزات متجانسة. لديهم القدرة على تقسيم جزيء الكلور إلى ذرات، مما يؤدي على الفور إلى حدوث تفاعل متسلسل.

عندما يشكل عنصر عدة سلاسل من المركبات المقابلة لحالات أكسدة مختلفة، بعد اسم المركب يتم إعطاء إشارة بين قوسين إما تكافؤ الكاتيون (بالأرقام الرومانية) أو عدد الهالوجين أو الأكسجين أو الكبريت أو الحمضية البقايا في الجزيء المركب (بالكلمات). على سبيل المثال، كلوريد الحديد (P1)، كلوريد الفوسفور ثلاثة)، أكسيد المنغنيز (اثنان). في هذه الحالة، عادةً ما يتم إعطاء تسمية التكافؤ لحالات التكافؤ الأقل تميزًا. على سبيل المثال، بالنسبة للنحاس في حالة الحالة ثنائية التكافؤ، يتم حذف إشارة التكافؤ، بينما يُسمى النحاس أحادي التكافؤ يوديد النحاس (I).

يمكن زيادة موصلية المواد مثل السيليكون والجرمانيوم عن طريق إدخال كميات صغيرة من بعض الشوائب فيها. على سبيل المثال، يؤدي إدخال شوائب البورون أو الفوسفور إلى بلورات السيليكون إلى تضييق فعال للفجوة بين النطاقات. يمكن دمج كميات صغيرة من البورون أو الفوسفور (أجزاء قليلة في المليون) في بنية السيليكون أثناء نمو البلورات. تحتوي ذرة الفسفور على خمسة إلكترونات تكافؤ، وبالتالي بعد استخدام أربعة منها -

يشكل الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون والبزموت مركبات متكافئة تتوافق مع التكافؤ الرسمي فقط مع عناصر s وعناصر d لمجموعة الزنك الفرعية.

حقيقة أن الصبغة والمادة الممتزة يشكلان نظامًا كميًا واحدًا واضحة من خلال العديد من الحقائق. وأوضحها هو أن امتصاص الإشعاع لأي تردد، على سبيل المثال أدنى تردد، داخل نطاق الامتصاص لفوسفور معين، يؤدي إلى انبعاث طيف الإشعاع بأكمله، بما في ذلك ترددات أعلى بكثير من ترددات الضوء الممتص. وهذا يعني أن الكمات الإشعاعية تستخدم للاستخدام الشائع، والطاقة غير الكافية لإصدار ترددات تتجاوز التردد الصغير للضوء الممتص تأتي أيضًا من الموارد العامة للجسم الصلب. حقيقة أنه على الرغم من أن الصبغة تكون بلا شك على السطح فقط، إلا أن امتصاص الضوء لموجاتها الطويلة المميزة (والتي تكون البلورة الممتصة لهذه الصبغة شفافة عمليًا) يكون مصحوبًا بتكوين الفضة المعدنية في حجم بلورة بروميد الفضة لا يسمح بتفسيرات أخرى. في هذه الحالة، تتحول حساسية بروميد الفضة بشكل أكبر نحو الموجات الطويلة، كلما طالت سلسلة الروابط المترافقة في بنية جزيء الصبغة (الشكل 44). والحقيقة هي أن إلكترونات الصبغة في حركة موجية وأن جزيء الصبغة المتصل بالبلورة برابطة التكافؤ يشكل معها كلاً واحدًا. تشكل البلورة والصبغة نظامًا كميًا واحدًا. وليس من المستغرب إذن أن تكون آلية التحلل الضوئي نقية

الفوسفور، P، لديه تكوين التكافؤ 3x 3p، والكبريت، 8، لديه تكوين التكافؤ 3x 3p. وبالتالي، تحتوي الذرة P على غلاف 3p نصف مملوء، بينما تحتوي الذرة 8 على إلكترون إضافي مجبر على الاقتران بأحد الإلكترونات الموجودة بالفعل في المدارات 3p

لتكوين روابط تساهمية في التركيب البلوري للسيليكون، يحتفظ الفوسفور بإلكترون واحد إضافي. عندما يتم تطبيق مجال كهربائي على البلورة، يمكن أن ينتقل هذا الإلكترون بعيدًا عن ذرة الفسفور؛ لذلك، يُقال إن الفوسفور هو مانح للإلكترون في بلورة السيليكون. لإطلاق الإلكترونات الممنوحة، يلزم فقط 1.05 كيلو جول مول، هذه الطاقة تحول بلورة السيليكون مع خليط صغير من الفوسفور إلى موصل. عندما يتم إدخال شوائب البورون إلى بلورة السيليكون، تحدث الظاهرة المعاكسة. تفتقر ذرة البورون إلى إلكترون واحد لتكوين العدد المطلوب من الروابط التساهمية في بلورة السيليكون. لذلك، مقابل كل ذرة بورون في بلورة السيليكون هناك مكان شاغر واحد في مدار الترابط. يمكن تحفيز إلكترونات التكافؤ السيليكونية في هذه المدارات الشاغرة المرتبطة بذرات البورون، مما يسمح للإلكترونات بالتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة. تحدث هذه الموصلية نتيجة لحقيقة أن إلكترونًا من ذرة السيليكون المجاورة يقفز إلى المدار الشاغر لذرة البورون. يتم ملء الفراغ المتشكل حديثًا في مدار ذرة السيليكون على الفور بإلكترون من ذرة سيليكون أخرى تتبعه. يحدث التأثير المتسلسل حيث تقفز الإلكترونات من ذرة إلى أخرى. ويفضل الفيزيائيون وصف هذه الظاهرة بأنها حركة ثقب موجب الشحنة في الاتجاه المعاكس. ولكن بغض النظر عن كيفية وصف هذه الظاهرة، فمن الثابت أن هناك حاجة إلى طاقة أقل لتنشيط الموصلية في مادة مثل السيليكون إذا كانت البلورة تحتوي على كمية صغيرة من مانح الإلكترون مثل الفوسفور أو متقبل الإلكترون مثل البورون.

يتكون الفوسفور الأبيض من جزيئات رباعية السطوح P4، كما هو موضح تخطيطيًا في الشكل 1. 21.25. كما لوحظ في القسم. 8.7، الجزء 1، زوايا الرابطة 60"، كما هو الحال في جزيء P4، نادرة جدًا في الجزيئات الأخرى. وهي تشير إلى وجود روابط متوترة للغاية، وهو ما يتوافق مع قدرة تفاعل عالية

على الرغم من أن الفوسفور هو نظير إلكتروني للنيتروجين، إلا أن وجود المدارات الحرة في طبقة التكافؤ الميكترونية للذرة يجعل مركبات الفوسفور مختلفة عن مركبات النيتروجين.

التركيب الإلكتروني لمركبات الفسفور العضوي وطبيعة الروابط الكيميائية؛ الطاقة وطول روابط الفوسفور؛ زوايا الروابط؛ تكوين الروابط التي تنطوي على الجرم السماوي الثالث للإيتال.

إلى حد أكبر، فإن الخصائص العطرية متأصلة في حلقة الفوسفورين. 2،4،6-ثلاثي فينيل الفوسفور لا يتأكسد تلقائيًا أو يتحول إلى رباعي تحت تأثير يوديد الميثيل أو ثلاثي إيثيلوكسونيوم بوروفلوريد. وفي الوقت نفسه، فإن تفاعله مع الكواشف المحبة للنواة - مركبات الألكيل أو الأريليثيوم، يحدث بسهولة في البنزين الموجود بالفعل في درجة حرارة الغرفة." في هذه الحالة، يحدث الهجوم على الفوسفور، الذي يمتد غلافه التكافؤ إلى الديسيتوم، ويستقر الرنين. يظهر أنيون الفوسفو-رين ( 1). تم إثبات تكوين الأنيون (I) باستخدام أطياف PMR والأشعة فوق البنفسجية. يؤدي التحلل المائي لخليط التفاعل، الذي له لون أزرق بنفسجي غامق، إلى 1-ألكيل (أريل) -2، 4,6 ثلاثي

تحضير سيليكات الفوسفور. التركيب الكيميائي للفوسفور، هيكل الفوسفور، تكافؤ المنغنيز. هناك عدد كبير من الطرق المختلفة لتحضير الفوسفور البلوري القائم على السيليكات. على سبيل المثال، سنقدم واحد منهم. يُسكب محلول الأمونيا المنقى جيدًا من أكسيد الزنك، ومحلول مائي من نترات المنغنيز ومحلول كحول من حمض السيليك (سيليكات الإيثيل) معًا لتكوين مادة هلامية. يتم تجفيف الهلام وطحنه وتكليسه إلى درجة حرارة 1200 درجة مئوية في أوعية كوارتز ويتم تبريده بسرعة بعد التكليس. إذا كان محتوى المنغنيز منخفضًا، فيمكن إجراء التكليس في الهواء بمحتوى منخفض من المنغنيز، ومن أجل تجنب أكسدته، يتم إجراء التكليس في جو من ثاني أكسيد الكربون.

الأكسدة الحفزية لبقايا النفط. هناك العديد من المحاولات لتسريع عملية أكسدة المواد الخام أو تحسين الجودة أو نقل خصائص معينة إلى البيتومين المؤكسد باستخدام مختلف المحفزات والبادئات. يقترح استخدام أملاح حمض الهيدروكلوريك والمعادن ذات التكافؤ المتغير (الحديد والنحاس والقصدير والتيتانيوم وغيرها) كمحفزات لتفاعلات الأكسدة والاختزال. كمحفزات للجفاف، يتم اقتراح الألكلة والتكسير (نقل البروتون)، والألومنيوم والحديد وكلوريدات القصدير وخامس أكسيد الفوسفور كمحفزات للأكسدة - بيروكسيدات. تبدأ معظم هذه المحفزات تفاعلات ضغط جزيئات المواد الخام (الزيوت والراتنجات) إلى الأسفلتين، دون إثراء البيتومين بالأكسجين. تم تلخيص إمكانيات تسريع عملية أكسدة المواد الخام وتحسين خصائص البيتومين (بشكل رئيسي في اتجاه زيادة الاختراق عند درجة حرارة تليين معينة)، الواردة في العديد من مؤلفات براءات الاختراع، ولكن بما أن مؤلفي براءات الاختراع يصنعون مقترحاتهم دون الكشف عن كيمياء العملية، ولا تعتبر استنتاجاتهم في هذه الدراسة. بحث أجراه أ. هويبيرج

في معظم الحالات، يتم تسريع الهلجنة عن طريق التشعيع الضوئي (الطول الموجي 3000-5000 ألف) أو درجة الحرارة المرتفعة (مع أو بدون محفز). مركبات الهاليد المعدنية التي لها حالتي تكافؤ وقادرة على منح ذرات الهالوجين أثناء الانتقال من حالة تكافؤ إلى أخرى - P I5، P I3، Fe lg - تُستخدم عادةً كمحفزات. كما يتم استخدام كلوريد الأنتيمون أو كلوريد المنغنيز، وكذلك المحفزات غير المعدنية - اليود أو البروم أو الفوسفور.

يحتوي الليثيوم والصوديوم على ألفة إلكترونية معتدلة، والبريليوم له ألفة إلكترونية سلبية، والمغنيسيوم لديه ألفة إلكترونية قريبة من الصفر. في ذرات Be وM، يمتلئ مدار التكافؤ x بالكامل ويجب أن يشغل الإلكترون المضاف المدار p الموجود أعلى في الطاقة. يحتوي النيتروجين والفوسفور على ارتباطات إلكترونية منخفضة لأن الإلكترون الذي تتم إضافته يجب أن يقترن في هذه الذرات بأحد الإلكترونات الموجودة في مدارات p نصف المملوءة.

غالبًا ما لا تخضع ذرات عناصر الفترة الثالثة والفترات اللاحقة لقاعدة الثماني. يُظهر بعضها قدرة رائعة على الارتباط بعدد أكبر من الذرات (أي أن تكون محاطًا بعدد أكبر من أزواج الإلكترونات) مما تتوقعه قاعدة الثماني. على سبيل المثال، يشكل الفوسفور والكبريت المركبات PF5 وSF، على التوالي. وفي هياكل لويس لهذه المركبات، يتم استخدام جميع إلكترونات التكافؤ للعنصر الثقيل لتكوين روابط مع ذرات أخرى

في هذه المخططات، يُظهر السهم الكامل موضع رابطة التنسيق. إن العناصر المانحة التي تظهر هنا (الكبريت والزرنيخ والنيتروجين)، وكذلك السيلينيوم والفوسفور وغيرها، لا تشكل مركبات لها خصائص السموم التحفيزية إذا كانت في حالة التكافؤ الأعلى، إذ في هذه الحالة تقوم الجزيئات لا تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة. وينطبق الشيء نفسه على أيونات هذه العناصر. على سبيل المثال، أيون الكبريتيت هو سم، في حين أن أيون الكبريتات ليس كذلك

يحدد عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي حالات التكافؤ المتأصلة في عنصر معين، وبالتالي أنواع مركباته - الهيدريدات والأكاسيد والهيدروكسيدات والأملاح، وما إلى ذلك. وهكذا، في الأغلفة الخارجية لذرات الفوسفور والزرنيخ، الأنتيمون والبزموت يوجد نفس العدد (خمسة) إلكترونات. وهذا يحدد تشابه حالات التكافؤ الرئيسية (-3، -f3، -b5)، نفس النوع من هيدريدات EH3، وأكاسيد E2O3 وEaO، وهيدروكسيدات، وما إلى ذلك. وهذا الظرف هو في النهاية السبب وراء وجود هذه العناصر في نفس المكان النظام الدوري للمجموعة الفرعية.

وبالتالي، فإن عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في ذرات البريليوم والبورون والكربون في الحالة المثارة يتوافق مع التكافؤ الفعلي لهذه العناصر. أما ذرات النيتروجين والأكسجين والفلور فإن استثارتها لا يمكن أن تؤدي إلى زيادة عدد الإلكترونات غير الأيونية في المستوى الثاني لأغلفتها الإلكترونية. ومع ذلك، فإن نظائرها من هذه العناصر - الفوسفور والكبريت والكلور - منذ المستوى الثالث هم

يصل عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في ذرة الفسفور عند الإثارة إلى خمسة، وهو ما يتوافق مع الحد الأقصى الفعلي للشفافية. عندما يتم إثارة ذرة الكبريت، يزيد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة إلى أربعة وحتى إلى [هو]، وبالنسبة لذرة الكلور - إلى ثلاثة وخمسة، والحد الأقصى، إلى سبعة، وهو ما يتوافق أيضًا مع القيم الفعلية لـ التكافؤ الذي يظهرونه. يتصرفون بطريقة مماثلة عندما يكونون متحمسين

يتم تحديد خصائص الذرة إلى حد كبير من خلال بنية طبقة الإلكترون الخارجية. يمكن للإلكترونات الموجودة على الطبقة الإلكترونية الخارجية، وأحيانًا قبل الأخيرة، للذرة أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. تسمى هذه الإلكترونات التكافؤعلى سبيل المثال، تحتوي ذرة الفسفور على 5 إلكترونات تكافؤ: (الشكل 1).

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية لذرة الفوسفور

توجد إلكترونات التكافؤ لذرات عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في المدارات s و p لطبقة الإلكترون الخارجية. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، باستثناء اللانثانيدات والأكتينيدات، توجد إلكترونات التكافؤ في المدار s للمدارات الخارجية والمدارات d للطبقة قبل الأخيرة.

التكافؤ هو قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية. هذا التعريف ومفهوم التكافؤ نفسه صحيحان فقط فيما يتعلق بالمواد ذات النوع التساهمي من الروابط. بالنسبة للمركبات الأيونية، لا ينطبق هذا المفهوم؛ وبدلاً من ذلك، يتم استخدام المفهوم الرسمي لـ "حالة الأكسدة".

يتميز التكافؤ بعدد أزواج الإلكترونات التي تتشكل عندما تتفاعل الذرة مع الذرات الأخرى. على سبيل المثال، تكافؤ النيتروجين في الأمونيا NH3 هو ثلاثة (الشكل 2).

أرز. 2. الصيغ الإلكترونية والرسومية لجزيء الأمونيا

يعتمد عدد أزواج الإلكترونات التي يمكن للذرة تكوينها مع ذرات أخرى، في المقام الأول، على عدد إلكتروناتها غير المتزاوجة. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الكربون على إلكترونين غير متزاوجين في مدارات 2p (الشكل 3). من عدد الإلكترونات غير المتزاوجة يمكننا القول أن ذرة الكربون هذه يمكن أن تظهر تكافؤًا قدره II.

أرز. 3. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في الحالة الأرضية

في جميع المواد العضوية وبعض المركبات غير العضوية، يكون الكربون رباعي التكافؤ. مثل هذا التكافؤ ممكن فقط في الحالة المثارة لذرة الكربون، والتي تتحول إليها عند تلقي طاقة إضافية.

في الحالة المثارة، تقترن إلكترونات 2s الموجودة في ذرة الكربون، ويدخل أحد الإلكترونات إلى المدار 2p الحر. يمكن لأربعة إلكترونات غير متزاوجة أن تشكل أربع روابط تساهمية. يُشار عادةً إلى الحالة المثارة للذرة بـ "علامة النجمة" (الشكل 4).

أرز. 4. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في حالة مثارة

هل يمكن أن يكون للنيتروجين تكافؤ قدره خمسة، بناءً على عدد إلكترونات التكافؤ فيه؟ دعونا نفكر في احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين.

تحتوي ذرة النيتروجين على طبقتين من الإلكترونات، حيث يوجد 7 إلكترونات فقط (الشكل 5).

أرز. 5. رسم تخطيطي إلكتروني لبنية الطبقة الخارجية لذرة النيتروجين

يمكن للنيتروجين مشاركة ثلاثة أزواج من الإلكترونات مع ثلاثة إلكترونات أخرى. يمكن لزوج من الإلكترونات في المدار 2s أيضًا المشاركة في تكوين الرابطة، ولكن من خلال آلية مختلفة - المتلقي المانح، وتشكيل الرابطة الرابعة.

إن اقتران إلكترونات 2s في ذرة النيتروجين أمر مستحيل، لأنه لا يوجد مستوى فرعي d في طبقة الإلكترون الثانية. لذلك، فإن أعلى تكافؤ للنيتروجين هو IV.

تلخيص الدرس

تعلمت في هذا الدرس تحديد قدرات التكافؤ لذرات العناصر الكيميائية. أثناء دراستك للمادة، تعلمت عدد ذرات العناصر الكيميائية الأخرى التي يمكن لذرة معينة أن ترتبط بنفسها، وأيضًا لماذا تظهر العناصر قيم تكافؤ مختلفة.

مصادر

http://www.youtube.com/watch?t=3&v=jSTB1X1mD0o

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=6zwx_d-MIvQ

http://www.youtube.com/watch?t=1&v=qj1EKzUW16M

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass - الملخص

يتم تحديد خصائص الذرة إلى حد كبير من خلال بنية طبقة الإلكترون الخارجية. يمكن للإلكترونات الموجودة على الطبقة الإلكترونية الخارجية، وأحيانًا قبل الأخيرة، للذرة أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. تسمى هذه الإلكترونات التكافؤعلى سبيل المثال، تحتوي ذرة الفسفور على 5 إلكترونات تكافؤ: (الشكل 1).

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية لذرة الفسفور

توجد إلكترونات التكافؤ لذرات عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في المدارات s و p لطبقة الإلكترون الخارجية. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، باستثناء اللانثانيدات والأكتينيدات، توجد إلكترونات التكافؤ في المدار s للمدارات الخارجية والمدارات d للطبقة قبل الأخيرة.

التكافؤ هو قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية. هذا التعريف ومفهوم التكافؤ نفسه صحيحان فقط فيما يتعلق بالمواد ذات النوع التساهمي من الروابط. بالنسبة للمركبات الأيونية، لا ينطبق هذا المفهوم؛ وبدلاً من ذلك، يتم استخدام المفهوم الرسمي لـ "حالة الأكسدة".

يتميز التكافؤ بعدد أزواج الإلكترونات التي تتشكل عندما تتفاعل الذرة مع الذرات الأخرى. على سبيل المثال، تكافؤ النيتروجين في الأمونيا NH 3 هو ثلاثة (الشكل 2).

أرز. 2. الصيغ الإلكترونية والرسومية لجزيء الأمونيا

يعتمد عدد أزواج الإلكترونات التي يمكن للذرة تكوينها مع ذرات أخرى، في المقام الأول، على عدد إلكتروناتها غير المتزاوجة. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الكربون على إلكترونين غير متزاوجين في مدارات 2p (الشكل 3). من عدد الإلكترونات غير المتزاوجة يمكننا القول أن ذرة الكربون هذه يمكن أن تظهر تكافؤًا قدره II.

أرز. 3. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في الحالة الأرضية

في جميع المواد العضوية وبعض المركبات غير العضوية، يكون الكربون رباعي التكافؤ. مثل هذا التكافؤ ممكن فقط في الحالة المثارة لذرة الكربون، والتي تتحول إليها عند تلقي طاقة إضافية.

في الحالة المثارة، تقترن إلكترونات 2s الموجودة في ذرة الكربون، ويدخل أحد الإلكترونات إلى المدار 2p الحر. يمكن لأربعة إلكترونات غير متزاوجة أن تشكل أربع روابط تساهمية. يُشار عادةً إلى الحالة المثارة للذرة بـ "علامة النجمة" (الشكل 4).

أرز. 4. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في حالة مثارة

هل يمكن أن يكون للنيتروجين تكافؤ قدره خمسة، بناءً على عدد إلكترونات التكافؤ فيه؟ دعونا نفكر في احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين.

تحتوي ذرة النيتروجين على طبقتين من الإلكترونات، حيث يوجد 7 إلكترونات فقط (الشكل 5).

أرز. 5. رسم تخطيطي إلكتروني لبنية الطبقة الخارجية لذرة النيتروجين

يمكن للنيتروجين مشاركة ثلاثة أزواج من الإلكترونات مع ثلاثة إلكترونات أخرى. يمكن لزوج من الإلكترونات في المدار 2s أيضًا المشاركة في تكوين الرابطة، ولكن من خلال آلية مختلفة - المتلقي المانح، وتشكيل الرابطة الرابعة.

إن اقتران إلكترونات 2s في ذرة النيتروجين أمر مستحيل، لأنه لا يوجد مستوى فرعي d في طبقة الإلكترون الثانية. لذلك، فإن أعلى تكافؤ للنيتروجين هو IV.

تلخيص الدرس

تعلمت في هذا الدرس تحديد قدرات التكافؤ لذرات العناصر الكيميائية. أثناء دراستك للمادة، تعلمت عدد ذرات العناصر الكيميائية الأخرى التي يمكن لذرة معينة أن ترتبط بنفسها، وأيضًا لماذا تظهر العناصر قيم تكافؤ مختلفة.

فهرس

1. نوفوشينسكي الثاني، نوفوشينسكايا إن إس. كيمياء. كتاب مدرسي للصف العاشر التعليم العام. مؤسسة مستوى الملف الشخصي. - م: شركة ذات مسؤولية محدودة TID "الكلمة الروسية - RS"، 2008. (الفقرة 9)
2. رودزيتيس ج. كيمياء. أساسيات الكيمياء العامة. الصف الحادي عشر: تعليمي. للتعليم العام المؤسسة: المستوى الأساسي / G.E. رودزيتيس ، ف. فيلدمان. - م: التعليم، OJSC "كتب موسكو المدرسية"، 2010. (الفقرة 5)
3. راديتسكي إيه إم. كيمياء. المادة التعليمية. 10-11 درجات. - م: التربية، 2011.
4. معرف خومشينكو. مجموعة من المسائل والتمارين في الكيمياء للمدرسة الثانوية. - م: ريا "الموجة الجديدة": الناشر أوميرينكوف، 2008. (ص 8)

1. مجموعة موحدة من الموارد التعليمية الرقمية (تجارب فيديو حول الموضوع) ().
2. النسخة الإلكترونية من مجلة "الكيمياء والحياة" ().

العمل في المنزل

1. مع. 30 رقم 2.41، 2.43 من مجموعة مسائل وتمارين في الكيمياء للمدرسة الثانوية (معرف خومشينكو)، 2008.
2. اكتب المخططات الإلكترونية لتركيب ذرة الكلور في الأرض والحالات المثارة.
3. ما عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة في ذرة: أ) البريليوم؛ ب) الأكسجين. ج) الكبريت؟

مفهوم التكافؤيأتي من الكلمة اللاتينية "valentia" وكان معروفًا في منتصف القرن التاسع عشر. أول ذكر "واسع النطاق" للتكافؤ كان في أعمال ج. دالتون، الذي جادل بأن جميع المواد تتكون من ذرات متصلة ببعضها البعض بنسب معينة. بعد ذلك، قدم فرانكلاند مفهوم التكافؤ ذاته، والذي تم تطويره بشكل أكبر في أعمال كيكولي، الذي تحدث عن العلاقة بين التكافؤ والترابط الكيميائي، أ.م. بتليروف، الذي ربط في نظريته عن بنية المركبات العضوية التكافؤ مع تفاعل مركب كيميائي معين وD.I. مندليف (في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية، يتم تحديد أعلى تكافؤ للعنصر من خلال رقم المجموعة).

تعريف

التكافؤهو عدد الروابط التساهمية التي يمكن للذرة أن تتكون عندما تتحد مع رابطة تساهمية.

يتم تحديد تكافؤ العنصر من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الذرة، لأنها تشارك في تكوين الروابط الكيميائية بين الذرات في جزيئات المركبات.

تتميز الحالة الأساسية للذرة (الحالة ذات الحد الأدنى من الطاقة) بالتكوين الإلكتروني للذرة، والذي يتوافق مع موضع العنصر في الجدول الدوري. الحالة المثارة هي حالة طاقة جديدة للذرة، مع توزيع جديد للإلكترونات ضمن مستوى التكافؤ.

يمكن تصوير التكوينات الإلكترونية للإلكترونات في الذرة ليس فقط في شكل صيغ إلكترونية، ولكن أيضًا باستخدام صيغ رسومية إلكترونية (الطاقة، الخلايا الكمومية). تشير كل خلية إلى مدار، ويشير السهم إلى إلكترون، ويشير اتجاه السهم (لأعلى أو لأسفل) إلى دوران الإلكترون، وتمثل الخلية الحرة مدارًا حرًا يمكن أن يشغله الإلكترون عندما يكون متحمسًا. إذا كان هناك إلكترونين في الخلية، تسمى هذه الإلكترونات مقترنة، إذا كان هناك إلكترون واحد، تسمى غير مقترنة. على سبيل المثال:

6 ج 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 2

يتم ملء المدارات على النحو التالي: أولاً، إلكترون واحد له نفس السبين، ثم إلكترون آخر له دوران معاكس. نظرًا لأن المستوى الفرعي 2p يحتوي على ثلاثة مدارات لها نفس الطاقة، فإن كل من الإلكترونين يشغل مدارًا واحدًا. بقي مدار واحد حرا.

تحديد تكافؤ العنصر باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية

يمكن تحديد تكافؤ العنصر من خلال الصيغ الإلكترونية الرسومية للتكوينات الإلكترونية للإلكترونات في الذرة. دعونا نفكر في ذرتين - النيتروجين والفوسفور.

7 ن 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 3

لأن يتم تحديد تكافؤ العنصر من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، وبالتالي فإن تكافؤ النيتروجين هو III. وبما أن ذرة النيتروجين لا تحتوي على مدارات فارغة، فإن الحالة المثارة غير ممكنة لهذا العنصر. ومع ذلك، III ليس الحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين، والحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين هو V ويتم تحديده بواسطة رقم المجموعة. لذلك، يجب أن نتذكر أنه باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية، ليس من الممكن دائمًا تحديد أعلى تكافؤ، بالإضافة إلى جميع التكافؤات المميزة لهذا العنصر.

15 ف 1س 2 2س 2 2ف 6 3ث 2 3ف 3

في الحالة الأرضية، تحتوي ذرة الفسفور على 3 إلكترونات غير متزاوجة، وبالتالي فإن تكافؤ الفوسفور هو III. ومع ذلك، يوجد في ذرة الفوسفور مدارات d حرة، وبالتالي فإن الإلكترونات الموجودة في المستوى الفرعي 2s قادرة على الاقتران واحتلال المدارات الشاغرة للمستوى الفرعي d، أي. الدخول في حالة متحمس.

الآن تحتوي ذرة الفوسفور على 5 إلكترونات غير متزاوجة، وبالتالي فإن الفوسفور لديه أيضًا تكافؤ V.

العناصر التي لها قيم تكافؤ متعددة

يمكن أن تحتوي عناصر المجموعات IVA - VIIA على عدة قيم تكافؤ، وكقاعدة عامة، يتغير التكافؤ في خطوات مكونة من وحدتين. ترجع هذه الظاهرة إلى حقيقة أن الإلكترونات تشارك في أزواج في تكوين رابطة كيميائية.

على عكس عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية، فإن عناصر المجموعات الفرعية B في معظم المركبات لا تظهر تكافؤًا أعلى يساوي رقم المجموعة، على سبيل المثال، النحاس والذهب. بشكل عام، تظهر العناصر الانتقالية مجموعة واسعة من الخواص الكيميائية، والتي يتم تفسيرها من خلال مجموعة كبيرة من التكافؤ.

دعونا نفكر في الصيغ الرسومية الإلكترونية للعناصر ونحدد سبب اختلاف تكافؤ العناصر (الشكل 1).

مهام:تحديد احتمالات التكافؤ لذرات As و Cl في الأرض والحالات المثارة.