У дома » Характеристики » Валентност на атомите в стационарно и възбудено състояние. Валентни възможности на атомите на елементите в химичните съединения

Валентност на атомите в стационарно и възбудено състояние. Валентни възможности на атомите на елементите в химичните съединения

Структурата на външните енергийни нива на атомите на химичните елементи определя главно свойствата на техните атоми. Следователно тези нива се наричат валентни нива. Електроните на тези нива, а понякога и на предвъншните нива, могат да участват в образуването на химични връзки. Такива електрони се наричат още валентни електрони.
Валентността на атома на химичния елемент се определя главно от броя на несдвоените електрони, участващи в образуването на химическа връзка.
Валентните електрони на атомите на елементите от главните подгрупи са разположени в s- и p-орбиталите на външния електронен слой. За елементи от странични подгрупи, с изключение на лантаниди и актиниди, валентните електрони са разположени в s-орбиталата на външния и d-орбиталите на пред-външния слой.
За да се оцени правилно валентността на атомите на химичните елементи, е необходимо да се вземе предвид разпределението на електроните в тях по енергийни нива и поднива и да се определи броят на несдвоените електрони в съответствие с принципа на Паули и правилото на Хунд за невъзбудените ( основно, или стационарно) състояние на атома и за възбуденото (тогава, което е получило допълнителна енергия, в резултат на което електроните на външния слой се сдвояват и прехвърлят на свободни орбитали). Атом във възбудено състояние се обозначава със съответния елемент със звездичка. Например, помислете за валентните възможности на фосфорните атоми в стационарни и възбудени състояния:

В невъзбудено състояние фосфорният атом има три несдвоени електрона в подниво p. Когато един атом премине във възбудено състояние, един от двойката електрони на d-подниво може да се премести на празна орбитала на d-подниво. Валентността на фосфора се променя от три (в основно състояние) до пет (във възбудено състояние).
Разделянето на сдвоени електрони изисква енергия, тъй като сдвояването на електрони е придружено от намаляване на потенциалната енергия на атомите. В същото време консумацията на енергия за прехвърляне на атома във възбудено състояние се компенсира от енергията, освободена по време на образуването на химични връзки от несдвоени електрони.
По този начин въглероден атом в стационарно състояние има два несдвоени електрона. Следователно с тяхно участие могат да се образуват две общи електронни двойки, създавайки две ковалентни връзки. Вие обаче добре знаете, че много неорганични и всички органични съединения съдържат четиривалентни въглеродни атоми. Очевидно е, че неговите атоми образуват четири ковалентни връзки в тези съединения, докато са във възбудено състояние.

Енергията, изразходвана за възбуждане на въглеродни атоми, е повече от компенсирана от енергията, освободена по време на образуването на две допълнителни ковалентни връзки. По този начин, за да се прехвърлят въглеродни атоми от стационарно състояние 2s 2 2р 2 във възбудено състояние - 2s 1 2р 3, е необходимо да се изразходват около 400 kJ/mol енергия. Но когато се образува C-H връзка в наситени въглеводороди, се освобождават 360 kJ/mol. Следователно, когато се образуват два мола C-H връзки, ще се освободят 720 kJ, което надвишава енергията на прехвърляне на въглеродни атоми във възбудено състояние с 320 kJ / mol.
В заключение трябва да се отбележи, че валентните способности на атомите на химичните елементи далеч не се ограничават до броя на несдвоените електрони в стационарните и възбудени състояния на атомите. Ако си спомните донорно-акцепторния механизъм за образуване на ковалентни връзки, тогава ще ви станат ясни две други валентни възможности на атомите на химичните елементи, които се определят от наличието на свободни орбитали и наличието на несподелени електронни двойки, които могат да дадат ковалентна химична връзка чрез донорно-акцепторния механизъм. Припомнете си образуването на амониев йон NH4+. (Ще разгледаме по-подробно прилагането на тези валентни възможности от атомите на химичните елементи при изучаване на химичните връзки.) Нека направим общо заключение.

Статии Чертежи Таблици За сайта Английски

Фосфорна валентност

Фосфор P (Is 2s 2/f 3s Зр) е аналог на азота по отношение на броя на валентните електрони. Въпреки това, като елемент от 3-ти период, той се различава значително от азота, елемент от 2-ри период. Тази разлика е, че фосфорът има по-голям атомен размер, по-ниска йонизационна енергия, по-висок електронен афинитет и по-голяма атомна поляризуемост от азота. Максималното координационно число на фосфора е шест. Що се отнася до други елементи от третия период, RL - RL връзката не е типична за фосфорния атом и следователно, за разлика от азота, sp- и sp-хибридните състояния на фосфорните орбитали са нестабилни. Фосфорът в съединенията проявява степени на окисление от -3 до +5. Най-типичната степен на окисление е +5.

Нека създадем формула за съединение, което се състои от и. фосфор (валентност V) и кислород (валентност II).

В кои съединения фосфорът има максимална валентност?

Какви са валентните способности на фосфора и как се различава в това отношение от неговия аналог - азота?

Електронната структура на фосфорния атом съответства на формулата 16Р 5 25 2р Зз Зр. Фосфорът има валентни електрони в третото (външно) енергийно ниво, на което освен 5- и три p-орбитали има пет свободни -орбитали.

Според друга гледна точка разликата в свойствата на фосфора и азота се обяснява с наличието на валентни 3 орбитали във фосфорния атом,

Обяснете разликата между първата йонизационна енергия на фосфор, P (1063 kJ mol) и сяра, 8 (1000 kJ mol), въз основа на сравнение на конфигурациите на валентните орбитални електрони на P и 8 атома.

Но във фосфора, като елемент от 3-ти период, ролята на валентни орбитали играят и 3-ти орбитали. Следователно, наред с общите свойства в химията на тези типични елементи от V група се появяват значителни различия. За фосфора са възможни zrCh-, zrCh- и 5p-типове хибридизация на валентни орбитали. Максималното координационно число на фосфора е 6. За разлика от азота, фосфорът се характеризира с l - rl свързване поради приемането на електронни двойки на съответните атоми от свободни 3d орбитали

Стабилното координационно число на фосфора (V) е 4, което съответства на sp-хибридизация на неговите валентни орбитали. Координационните числа 5 и 6 се появяват по-рядко; в тези случаи sp4- и sp-хибридните състояния се приписват съответно на фосфорния атом (стр. 415).

Подобно поведение се среща в елементите от групата VA, но границата между металите и неметалите в тази група е по-ниска. Азотът и фосфорът са неметали, химията на техните ковалентни съединения и възможните степени на окисление се определят от наличието на пет валентни електрона в конфигурацията.Азотът и фосфорът най-често имат степени на окисление - 3, -b 3 и +5. Арсен As и антимон Sb са полуметали, които образуват амфотерни оксиди и само бисмутът има метални свойства. За As и Sb най-важното състояние на окисление е + 3. За Bi то е единственото възможно, с изключение на степени на окисление, проявени при някои изключително специфични условия. Бисмутът не може да загуби всичките пет валентни електрона; необходимата енергия за това е твърде висока. Въпреки това, той губи три br-електрона, образувайки Bi йон.

Менделеев изпълнява дисертационната си работа в Германия, в Хайделберг, точно по време на Международния химически конгрес в Карлсруе. Той присъства на конгреса и чу речта на Канизаро, в която той ясно изрази своята гледна точка по проблема с атомното тегло. Връщайки се в Русия, Менделеев започва да изучава списъка на елементите и обръща внимание на периодичността на промените във валентността на елементите, подредени в нарастващ ред на атомните тегла: водородна валентност 1, литий I, берилий 2, бор 3, въглерод 4, магнезий 2, азот 3, сяра 2, флуор 1, натрий 1, алуминий 3, силиций 4, фосфор 3, k1 въглерод 2, хлор I и др.

Фосфорът е аналог на азота по отношение на броя на валентните електрони (35 3р)

Кислородните атоми се комбинират с поне два различни атома. Калцият, сярата, магнезият и барият се държат по същия начин. Тези елементи имат валентност две, докато азотът, фосфорът, алуминият и златото имат валентност три. Желязото може да има валентност две или три. По принцип въпросът за валентността не се оказа толкова прост, колкото изглеждаше в началото, но дори и тази най-проста версия на тази теория позволи да се направят важни изводи.

При преминаване от литий към флуор G има естествено отслабване на металните свойства и увеличаване на неметалните свойства с едновременно увеличаване на валентността. Преходът от флуор G към следващия елемент по атомна маса, натрий La, е придружен от рязка промяна в свойствата и валентността, а натрият до голяма степен повтаря свойствата на лития, като е типичен едновалентен метал, макар и по-активен. След натрия, магнезият е в много отношения подобен на берилий Be (и двата са двувалентни и проявяват метални свойства, но химическата активност и на двата е по-слабо изразена от тази на двойката Li - Na). Алуминий А1, до магнезий, прилича на бор В (валентност 3). Колко близки роднини са подобни един на друг са силиций 81 и въглерод C, фосфор P и азот S, сяра 8 и кислород O, хлор C1 и флуор G. При преминаване към следващия елемент след хлора в последователността на увеличаване на атомната маса, калий K, отново се появява скок в промяната на валентността и химичните свойства. Калият, подобно на лития и натрия, отваря серия от елементи (трети поред), чиито представители показват дълбока аналогия с елементите от първите два реда.

Ефективността на добавката зависи от валентното състояние и позицията на елементите в молекулата на добавката, наличието на функционални групи, техния синергизъм и други фактори. Използването на фосфор-, сяра-, кислород- и азотсъдържащи съединения като добавки към смазочни масла е тясно свързано с особеностите на електронната структура на тези елементи. Тяхното взаимодействие с металната повърхност на частите на двигателя води до модификация на последната (промяна в структурата) и поради образуването на защитни филми се осигуряват антикорозионните, противоизносни и екстремни налягания на тези съединения в маслен разтвор. . В допълнение, добавките, съдържащи тези елементи, стабилизират маслото чрез прекъсване на окислителната верига чрез реакция с пероксидни радикали и разрушаване на хидропероксиди.

Халогениране. Най-често използваните катализатори за хлориране са метално желязо, меден оксид, бром, сяра, йод, халиди на желязо, антимон, калай, арсен, фосфор, алуминий и мед, растителни и животински въглища, активиран боксит и други глини. Повечето от тези катализатори са халогенни носители. Така Fe, Sb и P в халогенните съединения са способни да съществуват в две валентни състояния в присъствието на свободен хлор; те последователно добавят и освобождават хлор в активна форма. По същия начин йодът, бромът и сярата образуват нестабилни съединения с хлора. Катализаторите за бромиране са подобни на катализаторите за хлориране. Фосфорът е най-добрият ускорител на йодирането. Процесът на флуориране не изисква катализатор. В присъствието на кислород халогенирането се забавя.

Каталитичното хлориране се основава на използването на носител на хлор, като йод, сяра, фосфор, антимон и други, под формата на съответните хлориди, които се разтварят в хлорирания въглеводород или при хлорирането на газообразни парафинови въглеводороди - в разтворител. Използват се само елементи с поне две стойности на валентност. Вещества, които образуват радикали, като диазометан, тетраетил олово и хексафенилетан, също могат да се използват като хомогенни катализатори. Те имат способността да разделят молекулата на хлора на атоми, които веднага предизвикват верижна реакция.

Когато даден елемент образува няколко серии от съединения, съответстващи на различни степени на окисление, след името на съединението в скоби се дава индикация за валентността на катиона (с римски цифри) или броя на халогена, кислорода, сярата или киселината остатъци в молекулата на съединението (с думи). Например железен хлорид (P1), фосфорен хлорид три), манганов оксид (два). В този случай обозначението на валентността обикновено се дава за по-малко характерни валентни състояния. Например, за мед в случай на двувалентно състояние, указанието за валентност е пропуснато, докато едновалентната мед е обозначена като меден йодид (I).

Проводимостта на вещества като силиций и германий може да се увеличи чрез въвеждане на малки количества от определени примеси в тях. Например, въвеждането на борни или фосфорни примеси в силициевите кристали води до ефективно стесняване на междулентовата междина. Малки количества бор или фосфор (няколко части на милион) могат да бъдат включени в структурата на силиция по време на растежа на кристала. Фосфорният атом има пет валентни електрона и следователно, след като се използват четири от тях -

Фосфорът, арсенът, антимонът и бисмутът образуват стехиометрични съединения, съответстващи на формална валентност само с s-елементите и d-елементите от цинковата подгрупа.

Фактът, че багрилото и адсорбентът представляват една квантова система, се вижда от много факти. Най-очевидният от тях е, че поглъщането на радиация с която и да е, например най-ниската честота в рамките на абсорбционната лента на даден фосфор предизвиква излъчване на целия му спектър от радиация, включително значително по-високи честоти от честотите на абсорбираната светлина. Това означава, че радиационните кванти се използват за обща употреба и енергията, която е недостатъчна за излъчване на честоти, които надвишават малката честота на абсорбираната светлина, също идва от общите ресурси на твърдото тяло. Фактът, че въпреки че багрилото несъмнено е само на повърхността, поглъщането на светлината на неговите характерни дълги вълни (за които кристалът, адсорбиращ това багрило, е практически прозрачен) е придружено от образуването на метално сребро в обема на кристала на сребърен бромид не допуска други тълкувания. В този случай чувствителността на сребърния бромид се измества по-нататък към дългите вълни, колкото по-дълга е веригата от спрегнати връзки в структурата на молекулата на багрилото (фиг. 44). Факт е, че електроните на багрилото са във вълново движение и че молекулата на багрилото, свързвайки се с кристала с валентна връзка, образува едно цяло с него. Кристалът и багрилото образуват една квантова система. Следователно не е изненадващо, че механизмът на фотолизата е чист

Фосфорът, P, има валентна конфигурация 3x 3p, а сярата, 8, има валентна конфигурация 3x 3p. Следователно P атомът има наполовина запълнена 3p обвивка, докато атом 8 има допълнителен електрон, принуден да се сдвои с един от електроните, които вече присъстват в 3p орбиталите

За образуването на ковалентни връзки в кристалната структура на силиция, фосфорът задържа още един електрон. Когато електрическо поле се приложи към кристала, този електрон може да се отдалечи от фосфорния атом; следователно се казва, че фосфорът е донор на електрони в силициевия кристал. За освобождаване на дарени електрони са необходими само 1,05 kJ mol; тази енергия превръща силициев кристал с малка добавка на фосфор в проводник. Когато борни примеси се въвеждат в силициев кристал, възниква обратното явление. На борния атом липсва един електрон, за да образува необходимия брой ковалентни връзки в силициевия кристал. Следователно за всеки борен атом в силициев кристал има едно свободно място в свързващата орбитала. Силициевите валентни електрони могат да бъдат възбудени в тези свободни орбитали, свързани с борни атоми, което позволява на електроните да се движат свободно в целия кристал. Такава проводимост възниква в резултат на факта, че електрон от съседен силициев атом скача в свободната орбитала на борен атом. Новообразуваното празно място в орбиталата на силициевия атом веднага се запълва с електрон от друг силициев атом, следващ го. Възниква каскаден ефект, при който електроните прескачат от един атом към следващия. Физиците предпочитат да описват това явление като движение на положително заредена дупка в обратна посока. Но без значение как е описано явлението, твърдо е установено, че е необходима по-малко енергия за активиране на проводимостта в вещество като силиций, ако кристалът съдържа малко количество донор на електрони като фосфор или акцептор на електрони като бор.

Белият фосфор се състои от тетраедрични P4 молекули, схематично показани на фиг. 21.25 ч. Както е отбелязано в разд. 8.7, част 1, ъглите на свързване от 60", както в молекулата P4, са доста редки в други молекули. Те показват наличието на много обтегнати връзки, което е в съответствие с висока реакционна способност

Въпреки че фосфорът е електронен аналог на азота, наличието на свободни i-орбитали във валентния мектронен слой на атома прави фосфорните съединения различни от азотните съединения.

Електронна структура на органофосфорните съединения и природата на химичните връзки; енергия и дължина на фосфорните връзки; ъгли на свързване; образуване на връзки с участието на 3-то кълбо на итал.

В още по-голяма степен ароматните свойства са присъщи на фосфориновия пръстен. 2,4,6-трифенилфосфорът не се автоокислява или кватернизира под действието на метил йодид или триетилоксониев борофлуорид. В същото време взаимодействието му с нуклеофилни реагенти - алкилови или арилитиеви съединения, лесно се случва в бензен вече при стайна температура." В този случай атаката се извършва върху фосфора, чиято валентна обвивка се разширява до децетум и резонансно стабилизиран се появява фосфоринов анион (1). Образуването на анион (I) е доказано с помощта на PMR и UV спектри. Хидролизата на реакционната смес, която има наситен синьо-виолетов цвят, води до 1-алкил(арил)-2, 4,6-три-

Получаване на силикатен фосфор. Химичен състав на фосфора, структура на фосфора, валентност на Mn. Съществуват значителен брой различни методи за получаване на силикатни кристални фосфори. Като пример ще дадем един от тях. Добре пречистен амонячен разтвор на цинков оксид, воден разтвор на манганов нитрат и алкохолен разтвор на силициева киселина (етил силикат) се изливат заедно, за да образуват гел. Гелът се изсушава, смила и калцинира до 1200°C в кварцови съдове и бързо се охлажда след калцинирането. Ако съдържанието на Mn е ниско, калцинирането може да се извърши на въздух при ниско съдържание на Mn; за да се избегне неговото окисляване, калцинирането се извършва в атмосфера на въглероден диоксид.

Каталитично окисляване на маслени остатъци. Има много опити за ускоряване на процеса на окисление на суровините, подобряване на качеството или придаване на определени свойства на окисления битум с помощта на различни катализатори и инициатори. Предлага се използването на соли на солна киселина и метали с променлива валентност (желязо, мед, калай, титан и др.) Като катализатори за редокс реакции. Като катализатори за дехидратация, алкилиране и крекинг (пренос на протони) се предлагат алуминиеви, железни, калаени хлориди и фосфорен пентоксид като инициатори на окисление - пероксиди. Повечето от тези катализатори инициират реакции на уплътняване на молекулите на суровините (масла и смоли) в асфалтени, без да обогатяват битума с кислород. Възможностите за ускоряване на процеса на окисляване на суровините и подобряване на свойствата на битума (главно в посока на увеличаване на пенетрацията при дадена температура на омекване), дадени в много патентна литература, са обобщени в, но тъй като авторите на патентите правят техните предложения, без да разкриват химията на процеса, техните заключения са в тази монография, не се разглеждат. Изследвания на А. Хойберг

В повечето случаи халогенирането се ускорява чрез светлинно облъчване (дължина на вълната 3000-5000 A) или висока температура (с или без катализатор). Като катализатори обикновено се използват съединения на метални халогениди, които имат две валентни състояния и са способни да отдават халогенни атоми по време на прехода от едно валентно състояние към друго - P I5, P I3, Fe lg. Използват се също антимонов хлорид или манганов хлорид, както и неметални катализатори - йод, бром или фосфор.

Литият и натрият имат умерен електронен афинитет, берилият има отрицателен електронен афинитет, а магнезият има близък до нула електронен афинитет. В Be и M атомите валентната x-орбитала е напълно запълнена и добавеният електрон трябва да заеме p-орбиталата, разположена по-високо по енергия. Азотът и фосфорът имат нисък електронен афинитет, тъй като добавеният електрон трябва да се сдвои в тези атоми с един от електроните в полузапълнените p орбитали.

Атомите на елементи от третия и следващите периоди често не се подчиняват на правилото на октета. Някои от тях проявяват забележителната способност да се свързват с повече атоми (т.е. да бъдат заобиколени от повече електронни двойки), отколкото предвижда правилото за октета. Например, фосфорът и сярата образуват съответно съединенията PF5 и SF. В структурите на Люис на тези съединения всички валентни електрони на тежкия елемент се използват от него за образуване на връзки с други атоми

В тези диаграми пълната стрелка показва позицията на координационната връзка. Появяващите се тук донорни елементи (сяра, арсен и азот), както и селен, фосфор и други, не образуват съединения, които имат свойствата на каталитични отрови, ако са в състояние на най-висока валентност, тъй като в този случай молекулите правят нямат двойки свободни електрони. Същото важи и за йоните на тези елементи. Например сулфитният йон е отрова, докато сулфатният йон не е

Броят на електроните във външната обвивка определя валентните състояния, присъщи на даден елемент, а оттам и видовете на неговите съединения - хидриди, оксиди, хидроксиди, соли и др. Така във външните обвивки на атомите на фосфор, арсен, антимон и бисмут има същия брой (пет) електрона. Това определя еднаквостта на основните им валентни състояния (-3, -f3, -b5), един и същи тип EH3 хидриди, E2O3 и EaO оксиди, хидроксиди и др. Това обстоятелство в крайна сметка е причината тези елементи да се намират в една и съща подгрупа периодична система.

По този начин броят на несдвоените електрони в атомите на берилий, бор и въглерод във възбудено състояние съответства на действителната валентност на тези елементи. Що се отнася до атомите на азота, кислорода и флуора, тяхното възбуждане не може да доведе до увеличаване на броя на нейонните електрони във второто ниво на техните електронни обвивки. Аналозите на тези елементи обаче - фосфор, сяра и хлор - тъй като на третото ниво те

Броят на несдвоените електрони във фосфорния атом при възбуждане достига пет, което съответства на действителната му максимална бледност. При възбуждане на серен атом броят на несдвоените електрони се увеличава до четири и дори до [is], а за атома на хлора - до три, пет и максимум до седем, което също съответства на действителните стойности на валентност, която проявяват. Те се държат по подобен начин, когато са развълнувани

Свойствата на атома до голяма степен се определят от структурата на неговия външен електронен слой. Електроните, разположени на външния, а понякога и на предпоследния електронен слой на атома, могат да участват в образуването на химични връзки. Такива електрони се наричат валентностНапример, един фосфорен атом има 5 валентни електрона: (фиг. 1).

Ориз. 1. Електронна формула на фосфорния атом

Валентните електрони на атомите на елементите от главните подгрупи са разположени в s- и p-орбиталите на външния електронен слой. За елементи от странични подгрупи, с изключение на лантаниди и актиниди, валентните електрони са разположени в s-орбиталата на външния и d-орбиталите на предпоследния слой.

Валентността е способността на атома да образува химични връзки. Това определение и самата концепция за валентност са правилни само по отношение на вещества с ковалентен тип връзка. За йонни съединения тази концепция не е приложима; вместо това се използва формалната концепция за „степен на окисление“.

Валентността се характеризира с броя на електронните двойки, образувани, когато един атом взаимодейства с други атоми. Например, валентността на азота в амоняка NH3 е три (фиг. 2).

Ориз. 2. Електронни и графични формули на молекулата на амоняка

Броят на електронните двойки, които един атом може да образува с други атоми, зависи преди всичко от броя на неговите несдвоени електрони. Например въглероден атом има два несдвоени електрона в 2p орбитали (фиг. 3). От броя на несдвоените електрони можем да кажем, че такъв въглероден атом може да проявява валентност на II.

Ориз. 3. Електронна структура на въглеродния атом в основно състояние

Във всички органични вещества и някои неорганични съединения въглеродът е четиривалентен. Такава валентност е възможна само във възбудено състояние на въглеродния атом, в което той се превръща при получаване на допълнителна енергия.

Във възбудено състояние 2s електроните във въглеродния атом се сдвояват, единият от които преминава в свободната 2p орбитала. Четири несдвоени електрона могат да образуват четири ковалентни връзки. Възбуденото състояние на атома обикновено се означава със "звездичка" (фиг. 4).

Ориз. 4. Електронна структура на въглеродния атом във възбудено състояние

Може ли азотът да има валентност пет въз основа на броя на валентните му електрони? Нека разгледаме валентните възможности на азотния атом.

Азотният атом има два електронни слоя, върху които са разположени само 7 електрона (фиг. 5).

Ориз. 5. Електронна схема на структурата на външния слой на азотния атом

Азотът може да споделя три електронни двойки с три други електрона. Двойка електрони в 2s орбитала също може да участва в образуването на връзка, но чрез различен механизъм - донорно-акцепторен, образувайки четвърта връзка.

Сдвояването на 2s електрони в азотен атом е невъзможно, тъй като няма d подниво на втория електронен слой. Следователно най-високата валентност на азота е IV.

Обобщаване на урока

В този урок се научихте да определяте валентните способности на атомите на химичните елементи. Докато изучавахте материала, вие научихте колко атома от други химични елементи даден атом може да прикрепи към себе си, както и защо елементите проявяват различни стойности на валентност.

Източници

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 - резюме

Ориз. 1. Електронна формула на фосфорния атом

Ориз. 2. Електронни и графични формули на молекулата на амоняка

Ориз. 3. Електронна структура на въглеродния атом в основно състояние

Ориз. 4. Електронна структура на въглеродния атом във възбудено състояние

Азотният атом има два електронни слоя, върху които са разположени само 7 електрона (фиг. 5).

Ориз. 5. Електронна схема на структурата на външния слой на азотния атом

Обобщаване на урока

Библиография

Новошински И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник за 10 клас общообразователна подготовка. заведение Ниво на профил. - М .: LLC TID “Руска дума - RS”, 2008. (§ 9)
Рудзитис Г.Е. Химия. Основи на общата химия. 11 клас: учебен. за общо образование институция: основно ниво / G.E. Рудзитис, Ф.Г. Фелдман. - М .: Образование, OJSC „Московски учебници“, 2010. (§ 5)
Радецки А.М. Химия. Дидактически материал. 10-11 клас. - М.: Образование, 2011.
Хомченко И.Д. Сборник задачи и упражнения по химия за средното училище. - М .: РИА “Нова вълна”: Издател Умеренков, 2008. (стр. 8)

Единна колекция от цифрови образователни ресурси (видео експерименти по темата) ().
Електронна версия на списание „Химия и живот“ ().

Домашна работа

с. 30 № 2.41, 2.43 от Сборника задачи и упражнения по химия за средно училище (Хомченко И. Д.), 2008 г.
Запишете електронните диаграми на структурата на хлорния атом в основно и възбудено състояние.
Колко валентни електрона има атом на: а) берилий; б) кислород; в) сяра?

Концепция валентностидва от латинската дума „valentia“ и е познат още в средата на 19 век. Първото „широко“ споменаване на валентността е в трудовете на Дж. Далтън, който твърди, че всички вещества се състоят от атоми, свързани помежду си в определени пропорции. След това Франкланд въвежда самата концепция за валентност, която е доразвита в трудовете на Кекуле, който говори за връзката между валентността и химическото свързване, A.M. Бутлеров, който в своята теория за структурата на органичните съединения свързва валентността с реактивността на определено химично съединение и D.I. Менделеев (в периодичната таблица на химичните елементи най-високата валентност на даден елемент се определя от номера на групата).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Валентносте броят на ковалентните връзки, които един атом може да образува, когато се комбинира с ковалентна връзка.

Валентността на даден елемент се определя от броя на несдвоените електрони в атома, тъй като те участват в образуването на химични връзки между атомите в молекулите на съединенията.

Основното състояние на атома (състояние с минимална енергия) се характеризира с електронната конфигурация на атома, която съответства на позицията на елемента в периодичната система. Възбуденото състояние е ново енергийно състояние на атом, с ново разпределение на електрони в рамките на валентното ниво.

Електронните конфигурации на електроните в атома могат да бъдат изобразени не само под формата на електронни формули, но и с помощта на електронни графични формули (енергия, квантови клетки). Всяка клетка обозначава орбитала, стрелка показва електрон, посоката на стрелката (нагоре или надолу) показва въртенето на електрона, а свободната клетка представлява свободна орбитала, която електронът може да заеме, когато е възбуден. Ако в една клетка има 2 електрона, такива електрони се наричат сдвоени, ако има 1 електрон, те се наричат несдвоени. Например:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбиталите се запълват, както следва: първо един електрон с еднакви спинове, а след това втори електрон с противоположни спинове. Тъй като поднивото 2p има три орбитали с еднаква енергия, всеки от двата електрона е заемал една орбитала. Една орбитала остана свободна.

Определяне на валентността на елемент чрез електронни графични формули

Валентността на даден елемент може да се определи чрез електронно-графични формули за електронните конфигурации на електроните в атома. Нека разгледаме два атома - азот и фосфор.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

защото Валентността на даден елемент се определя от броя на несдвоените електрони, следователно валентността на азота е III. Тъй като азотният атом няма празни орбитали, за този елемент не е възможно възбудено състояние. III обаче не е максималната валентност на азота, максималната валентност на азота е V и се определя от номера на групата. Следователно трябва да се помни, че с помощта на електронни графични формули не винаги е възможно да се определи най-високата валентност, както и всички валенции, характерни за този елемент.

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

В основното състояние фосфорният атом има 3 несдвоени електрона, следователно валентността на фосфора е III. Във фосфорния атом обаче има свободни d-орбитали, следователно електроните, разположени на подниво 2s, могат да се сдвояват и да заемат свободни орбитали на d-подниво, т.е. влезте във възбудено състояние.

Фосфорният атом има 5 несдвоени електрона, следователно фосфорът също има валентност V.

Елементи с множество стойности на валентност

Елементите от групи IVA – VIIA могат да имат няколко стойности на валентност, като по правило валентността се променя на стъпки от 2 единици. Това явление се дължи на факта, че електроните участват по двойки в образуването на химична връзка.

За разлика от елементите на основните подгрупи, елементите на B-подгрупите в повечето съединения не проявяват по-висока валентност, равна на номера на групата, например мед и злато. Като цяло преходните елементи проявяват голямо разнообразие от химични свойства, което се обяснява с голям диапазон на валентности.

Нека разгледаме електронните графични формули на елементите и да установим защо елементите имат различна валентност (фиг. 1).

Задачи:определя валентните възможности на атомите As и Cl в основното и възбудено състояние.

Фосфорна валентност

Определяне на валентността на елемент чрез електронни графични формули

Елементи с множество стойности на валентност

Подобни статии