Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.
Valentnost atoma hemijskog elementa određena je prvenstveno brojem nesparenih elektrona koji učestvuju u formiranju hemijske veze.
Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podgrupa nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente bočnih podgrupa, osim lantanida i aktinida, valentni elektroni se nalaze u s-orbitali vanjskog i d-orbitala predspoljnog sloja.
Da bi se ispravno procijenile valentne sposobnosti atoma hemijskih elemenata, potrebno je razmotriti raspodjelu elektrona u njima po energetskim nivoima i podnivoima i odrediti broj nesparenih elektrona u skladu s Paulijevim principom i Hundovim pravilom za neuzbuđene ( osnovno, ili stacionarno) stanje atoma i za pobuđeno (tada ono dobija dodatnu energiju, usled čega se elektroni spoljašnjeg sloja uparuju i prenose na slobodne orbitale). Atom u pobuđenom stanju označen je odgovarajućim simbolom elementa sa zvjezdicom. Na primjer, razmotrite valentne mogućnosti atoma fosfora u stacionarnom i pobuđenom stanju:

U nepobuđenom stanju, atom fosfora ima tri nesparena elektrona u p podnivou. Kada atom prijeđe u pobuđeno stanje, jedan od para elektrona d-podnivoa može preći na praznu orbitalu d-podnivoa. Valencija fosfora se mijenja od tri (u osnovnom stanju) do pet (u pobuđenom stanju).
Razdvajanje uparenih elektrona zahtijeva energiju, jer je uparivanje elektrona praćeno smanjenjem potencijalne energije atoma. U isto vrijeme, potrošnja energije za prijenos atoma u pobuđeno stanje kompenzira se energijom koja se oslobađa tokom formiranja kemijskih veza od strane nesparenih elektrona.
Dakle, atom ugljika u stacionarnom stanju ima dva nesparena elektrona. Posljedično, uz njihovo učešće mogu se formirati dva zajednička elektronska para, stvarajući dvije kovalentne veze. Međutim, dobro ste svjesni da mnoga neorganska i sva organska jedinjenja sadrže četverovalentne atome ugljika. Očigledno je da su njegovi atomi formirali četiri kovalentne veze u ovim jedinjenjima dok su bili u pobuđenom stanju.

Energija koja se troši na pobuđivanje atoma ugljika više je nego kompenzirana energijom koja se oslobađa tokom formiranja dvije dodatne kovalentne veze. Dakle, za prelazak atoma ugljika iz stacionarnog stanja 2s 2 2r 2 u pobuđeno stanje - 2s 1 2r 3 potrebno je potrošiti oko 400 kJ/mol energije. Ali kada se C-H veza formira u zasićenim ugljovodonicima, oslobađa se 360 ​​kJ/mol. Posljedično, kada se formiraju dva mola C-H veza, oslobodit će se 720 kJ, što premašuje energiju prijenosa atoma ugljika u pobuđeno stanje za 320 kJ/mol.
U zaključku, treba napomenuti da su valentne sposobnosti atoma hemijskih elemenata daleko od toga da budu ograničene na broj nesparenih elektrona u stacionarnom i pobuđenom stanju atoma. Ako se prisjetite mehanizma donor-akceptor za stvaranje kovalentnih veza, tada će vam postati jasne dvije druge valentne mogućnosti atoma kemijskih elemenata, koje su određene prisustvom slobodnih orbitala i prisustvom usamljenih elektronskih parova koji mogu dati kovalentnu hemijsku vezu kroz mehanizam donor-akceptor. Prisjetimo se stvaranja amonijum jona NH4+. (Detaljnije ćemo razmotriti implementaciju ovih valentnih mogućnosti od strane atoma hemijskih elemenata kada proučavamo hemijske veze.) Izvučemo opšti zaključak.

Članci Crteži Tabele O sajtu English

Fosforna valencija

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Zr) je analog dušika u smislu broja valentnih elektrona. Međutim, kao element 3. perioda, značajno se razlikuje od azota, elementa 2. perioda. Ova razlika je u tome što fosfor ima veću atomsku veličinu, nižu energiju ionizacije, veći afinitet prema elektronima i veću atomsku polarizabilnost od dušika. Maksimalni koordinacioni broj fosfora je šest. Što se tiče ostalih elemenata 3. perioda, veza RL - RL nije tipična za atom fosfora i stoga su, za razliku od dušika, sp- i sp-hibridna stanja fosfornih orbitala nestabilna. Fosfor u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja od -3 do +5. Najtipičnije oksidaciono stanje je +5.

Napravimo formulu za spoj koji se sastoji od i. fosfor (valencija V) i kiseonik (valencija II).

U kojim jedinjenjima fosfor ima najveću valenciju?

Koje su valentne sposobnosti fosfora?Po čemu se on u tom pogledu razlikuje od svog analoga - azota?

Elektronska struktura atoma fosfora odgovara formuli 16R 5 25 2r Zz Zr. Fosfor ima valentne elektrone na trećem (vanjskom) energetskom nivou, na kojem se pored 5- i tri p-orbitale nalazi pet slobodnih -orbitala.

Prema drugom gledištu, razlika u svojstvima fosfora i dušika objašnjava se prisustvom valentnih 3 orbitala u atomu fosfora,

Objasnite razliku između prve energije ionizacije fosfora, P (1063 kJ mol) i sumpora, 8 (1000 kJ mol), na osnovu poređenja valentnih orbitalnih elektronskih konfiguracija atoma P i 8.

Ali u fosforu, kao elementu 3. perioda, ulogu valentnih orbitala igraju i 3. orbitale. Stoga se, uz zajednička svojstva u hemiji ovih tipičnih elemenata grupe V, pojavljuju značajne razlike. Za fosfor su mogući zrCh-, zrCh- i 5p-tipovi hibridizacije valentnih orbitala. Maksimalni koordinacioni broj fosfora je 6. Za razliku od azota, fosfor karakteriše l - rl veza zbog prihvatanja elektronskih parova odgovarajućih atoma slobodnim 3d orbitalama

Stabilni koordinacijski broj fosfora (V) je 4, što odgovara sp-hibridizaciji njegovih valentnih orbitala. Koordinacioni brojevi 5 i 6 se pojavljuju rjeđe, u tim slučajevima sp4- i sp-hibridna stanja se pripisuju atomu fosfora, respektivno (str. 415).

Slično ponašanje nalazimo i kod elemenata VA grupe, ali je granica između metala i nemetala u ovoj grupi niža. Azot i fosfor su nemetali, hemija njihovih kovalentnih jedinjenja i moguća oksidaciona stanja određena su prisustvom pet valentnih elektrona u konfiguraciji.Azot i fosfor najčešće imaju oksidaciona stanja - 3, -b 3 i +5. Arsen As i antimon Sb su polumetali koji formiraju amfoterne okside, a samo bizmut ima metalna svojstva. Za As i Sb najvažnije oksidaciono stanje je + 3. Za Bi je jedino moguće, osim oksidacionih stanja koja se ispoljavaju u nekim izuzetno specifičnim uslovima. Bizmut ne može izgubiti svih pet valentnih elektrona; energija potrebna za to je previsoka. Međutim, gubi tri br-elektrona, formirajući Bi ion.

Mendeljejev je radio na disertaciji u Njemačkoj, u Hajdelbergu, upravo za vrijeme Međunarodnog kemijskog kongresa u Karlsruheu. On je prisustvovao kongresu i čuo Cannizzarov govor u kojem je jasno iznio svoje gledište o problemu atomske težine. Vrativši se u Rusiju, Mendeljejev je počeo proučavati listu elemenata i skrenuo pažnju na periodičnost promjena u valentnosti elemenata raspoređenih u rastućem redoslijedu atomskih težina: valentni vodonik 1, litijum I, berilijum 2, bor 3, ugljenik 4, magnezijum 2, azot 3, sumpor 2, fluor 1, natrijum 1, aluminijum 3, silicijum 4, fosfor 3, k1 ugljenik 2, hlor I, itd.

Fosfor je analog dušika po broju valentnih elektrona (35 3r)

Atomi kiseonika se kombinuju sa najmanje dva različita atoma. Kalcijum, sumpor, magnezijum i barijum se ponašaju na isti način. Ovi elementi imaju valencu dva, dok azot, fosfor, aluminijum i zlato imaju valencu tri. Gvožđe može imati valentnost od dva ili tri. U principu, pokazalo se da pitanje valencije nije tako jednostavno kao što se na prvi pogled činilo, ali čak i ova najjednostavnija verzija ove teorije omogućila je izvlačenje važnih zaključaka.

Pri prelasku s litijuma na fluor G dolazi do prirodnog slabljenja metalnih svojstava i povećanja nemetalnih svojstava uz istovremeno povećanje valencije. Prijelaz sa fluora G na sljedeći element u smislu atomske mase, natrijum La, praćen je naglom promjenom svojstava i valencije, a natrijum u velikoj mjeri ponavlja svojstva litijuma, budući da je tipičan monovalentni metal, iako je aktivniji. Pored natrijuma, magnezijum je na mnogo načina sličan berilijumu Be (oba su dvovalentna i pokazuju metalna svojstva, ali je hemijska aktivnost oba manje izražena od one Li - Na para). Aluminijum A1, pored magnezijuma, podseća na bor B (valencija 3). Koliko su bliski rođaci međusobno slični su silicijum 81 i ugljenik C, fosfor P i azot S, sumpor 8 i kiseonik O, hlor C1 i fluor G. Prilikom prelaska na sledeći element posle hlora u nizu povećanja atomske mase, kalijum K, opet dolazi do skoka promjene valencije i hemijskih svojstava. Kalijum, poput litijuma i natrijuma, otvara niz elemenata (treći po redu), čiji predstavnici pokazuju duboku analogiju sa elementima iz prva dva reda.

Efikasnost aditiva zavisi od valentnog stanja i položaja elemenata u molekulu aditiva, prisustva funkcionalnih grupa, njihove sinergije i drugih faktora. Upotreba spojeva koji sadrže fosfor, sumpor, kisik i dušik kao aditiva za ulja za podmazivanje usko je povezana s posebnošću elektronske strukture ovih elemenata. Njihova interakcija s metalnom površinom dijelova motora dovodi do modifikacije potonjeg (promjene u strukturi) i zbog stvaranja zaštitnih filmova osiguravaju se antikorozivna, antihabajuća i svojstva ekstremnog pritiska ovih spojeva u uljnoj otopini. . Osim toga, aditivi koji sadrže ove elemente stabiliziraju ulje razbijanjem oksidacijskog lanca reakcijom s peroksidnim radikalima i uništavanjem hidroperoksida.

Halogenacija. Katalizatori koji se najčešće koriste za hlorisanje su metalno gvožđe, bakrov oksid, brom, sumpor, jod, halogenidi gvožđa, antimon, kalaj, arsen, fosfor, aluminijum i bakar, biljni i životinjski ugalj, aktivirani boksit i druge gline. Većina ovih katalizatora su halogeni nosači. Dakle, Fe, Sb i P u halogenim spojevima mogu postojati u dva valentna stanja u prisustvu slobodnog hlora; oni naizmenično dodaju i oslobađaju hlor u aktivnom obliku. Slično, jod, brom i sumpor formiraju nestabilna jedinjenja sa hlorom. Katalizatori bromiranja slični su katalizatorima hloriranja. Fosfor je najbolji akcelerator jodiranja. Proces fluoriranja ne zahtijeva katalizator. U prisustvu kiseonika, halogenacija se usporava.

Katalitičko kloriranje se zasniva na upotrebi nosača hlora, kao što su jod, sumpor, fosfor, antimon i drugi, u obliku odgovarajućih hlorida, koji se rastvaraju u ugljovodoniku koji se hloriše ili hlorisanjem gasovitih parafinskih ugljovodonika - u rastvarač. Koriste se samo elementi s najmanje dvije vrijednosti valencije. Supstance koje formiraju radikale, kao što su diazo-metan, tetraetil olovo i heksafeniletan, takođe se mogu koristiti kao homogeni katalizatori. Imaju sposobnost da dijele molekul klora na atome, koji odmah izazivaju lančanu reakciju.

Kada element formira nekoliko serija spojeva koji odgovaraju različitim oksidacijskim stanjima, iza naziva spoja u zagradama se navodi ili valencija kationa (rimskim brojevima) ili broj halogena, kisika, sumpora ili kiseline ostaci u molekulu jedinjenja (slovima). Na primjer, željezni hlorid (P1), fosfor hlorid tri), mangan oksid (dva). U ovom slučaju, oznaka valencije se obično daje za manje karakteristična valentna stanja. Na primjer, za bakar u slučaju dvovalentnog stanja, indikacija valencije je izostavljena, dok se monovalentni bakar označava bakar jodid (I).

Provodljivost supstanci kao što su silicijum i germanijum može se povećati unošenjem malih količina određenih nečistoća u njih. Na primjer, uvođenje nečistoća bora ili fosfora u kristale silicija dovodi do efektivnog sužavanja međupojasnih razmaka. Male količine bora ili fosfora (nekoliko delova na milion) mogu se ugraditi u strukturu silicijuma tokom rasta kristala. Atom fosfora ima pet valentnih elektrona, pa stoga, nakon što se upotrijebe četiri od njih -

Fosfor, arsen, antimon i bizmut formiraju stehiometrijska jedinjenja koja odgovaraju formalnoj valenciji samo sa s-elementima i d-elementima podgrupe cinka.

Činjenica da boja i adsorbent čine jedan kvantni sistem evidentna je iz mnogih činjenica. Najočigledniji od njih je da apsorpcija zračenja bilo koje, na primjer najniže frekvencije unutar apsorpcionog pojasa datog fosfora uzrokuje emisiju cijelog njegovog spektra zračenja, uključujući znatno veće frekvencije od frekvencija apsorbirane svjetlosti. To znači da se kvanti zračenja koriste za uobičajenu upotrebu, a energija koja je nedovoljna da emituje frekvencije koje prelaze malu frekvenciju apsorbirane svjetlosti također dolazi iz općih resursa čvrstog tijela. Činjenica da iako je boja nesumnjivo samo na površini, apsorpcija svjetlosti njenih karakterističnih dugih valova (za koje je kristal koji adsorbira ovu boju praktički proziran) je praćena stvaranjem metalnog srebra u volumenu kristala srebrnog bromida. ne dozvoljava druga tumačenja. U ovom slučaju, osjetljivost srebrnog bromida dalje se pomjera prema dugim valovima, što je duži lanac konjugovanih veza u strukturi molekula boje (slika 44). Činjenica je da su elektroni boje u talasnom kretanju i da molekul boje, povezujući se sa kristalom valentnom vezom, sa njim čini jedinstvenu celinu. Kristal i boja čine jedan kvantni sistem. Stoga ne čudi što je mehanizam fotolize čist

Fosfor, P, ima valentnu konfiguraciju od 3x 3p, a sumpor, 8, ima valentnu konfiguraciju od 3x 3p. P atom stoga ima napola popunjenu 3p ljusku, dok atom 8 ima dodatni elektron koji je prisiljen da se upari s jednim od elektrona koji su već prisutni na 3p orbitalama

Za stvaranje kovalentnih veza u kristalnoj strukturi silicijuma, fosfor zadržava još jedan elektron. Kada se na kristal primeni električno polje, ovaj elektron se može pomeriti od atoma fosfora; stoga se za fosfor kaže da je donor elektrona u kristalu silicija. Za oslobađanje doniranih elektrona potrebno je samo 1,05 kJ mol; ova energija pretvara kristal silicija s malom primjesom fosfora u provodnik. Kada se nečistoće bora unesu u kristal silicija, javlja se suprotan fenomen. Atomu bora nedostaje jedan elektron da formira potreban broj kovalentnih veza u kristalu silicijuma. Stoga, za svaki atom bora u kristalu silicija postoji jedno slobodno mjesto u orbitali vezivanja. Valentni elektroni silicijuma mogu biti pobuđeni u ove prazne orbitale povezane sa atomima bora, omogućavajući elektronima da se slobodno kreću kroz kristal. Takva provodljivost nastaje kao rezultat činjenice da elektron iz susjednog atoma silicija skoči u praznu orbitalu atoma bora. Novonastalo prazno mjesto u orbitali atoma silicija odmah se popunjava elektronom iz drugog atoma silicija koji slijedi. Dolazi do kaskadnog efekta u kojem elektroni skaču s jednog atoma na drugi. Fizičari radije opisuju ovaj fenomen kao kretanje pozitivno nabijene rupe u suprotnom smjeru. Ali bez obzira na to kako je fenomen opisan, čvrsto je utvrđeno da je potrebno manje energije za aktiviranje provodljivosti u supstanci kao što je silicijum ako kristal sadrži malu količinu donora elektrona kao što je fosfor ili akceptora elektrona kao što je bor.

Bijeli fosfor se sastoji od tetraedarskih P4 molekula, shematski prikazanih na Sl. 21.25. Kao što je navedeno u sek. 8.7, dio 1, uglovi veze od 60", kao u molekuli P4, prilično su rijetki u drugim molekulima. Oni ukazuju na prisustvo vrlo zategnutih veza, što je u skladu s visokom reakcijskom sposobnošću

Iako je fosfor elektronski analog dušika, prisustvo slobodnih i-orbitala u valentnom mektronskom sloju atoma čini jedinjenja fosfora različita od jedinjenja dušika.

Elektronska struktura organofosfornih jedinjenja i priroda hemijskih veza; energija i dužina fosfornih veza; uglovi veze; formiranje veza koje uključuje 3. orb itala.

U još većoj mjeri, aromatična svojstva svojstvena su fosfornom prstenu. 2,4,6-Trifenilfosfor se ne autooksidira niti kvaternizuje pod dejstvom metil jodida ili trietiloksonijum borfluorida. Istovremeno, njegova interakcija s nukleofilnim reagensima - alkil ili arillitijevim jedinjenjima, lako se događa u benzenu već na sobnoj temperaturi." U ovom slučaju dolazi do napada na fosfor, čija se valentna ljuska širi u decitum, i rezonancijski stabiliziran pojavljuje se fosforin anion ( 1). Formiranje anjona (I) je dokazano korištenjem PMR i UV spektra. Hidrolizom reakcione smjese, koja ima tamnoplavo-ljubičastu boju, dolazi do 1-alkil(aril)-2, 4,6-tri-

Priprema silikatnog fosfora. Hemijski sastav fosfora, struktura fosfora, valencija Mn. Postoji značajan broj različitih metoda za pripremu kristalnih fosfora na bazi silikata. Kao primjer navešćemo jednu od njih. Dobro pročišćeni rastvor amonijaka cink oksida, vodeni rastvor mangan nitrata i alkoholni rastvor silicijumske kiseline (etil silikat) se izliju zajedno da formiraju gel. Gel se suši, melje i kalcinira na 1200°C u kvarcnim posudama i brzo hladi nakon kalcinacije. Ako je sadržaj Mn nizak, kalcinacija se može obaviti na zraku pri niskom sadržaju Mn; kako bi se izbjegla njegova oksidacija, kalcinacija se vrši u atmosferi ugljičnog dioksida.

Katalitička oksidacija ostataka ulja. Mnogo je pokušaja da se ubrza proces oksidacije sirovina, poboljša kvalitet ili da se oksidiranom bitumenu daju određena svojstva uz pomoć različitih katalizatora i inicijatora. Predlaže se korištenje soli hlorovodonične kiseline i metala promjenjive valencije (željezo, bakar, kalaj, titan, itd.) kao katalizatori redoks reakcija. Kao katalizatori dehidracije, alkilacije i krekiranja (transfer protona), kao inicijatori oksidacije - peroksidi predlažu se aluminij, željezo, kalaj hloridi i fosfor pentoksid. Većina ovih katalizatora pokreće reakcije zbijanja molekula sirovina (ulja i smole) u asfaltene, bez obogaćivanja bitumena kisikom. Mogućnosti ubrzanja procesa oksidacije sirovina i poboljšanja svojstava bitumena (uglavnom u pravcu povećanja penetracije na datoj temperaturi omekšavanja), date u brojnoj patentnoj literaturi, sumirane su u, ali pošto autori patenata prave njihovi prijedlozi bez otkrivanja hemije procesa, njihovi zaključci koji se u ovoj monografiji ne razmatraju. Istraživanje A. Hoiberga

U većini slučajeva, halogeniranje se ubrzava svjetlosnim zračenjem (valne dužine 3000-5000 A) ili visokom temperaturom (sa ili bez katalizatora). Kao katalizatori se obično koriste jedinjenja metal-halogenida koja imaju dva valentna stanja i koja su sposobna da doniraju atome halogena tokom prelaska iz jednog valentnog stanja u drugo - P I5, P I3, Fe lg. Koriste se i antimon hlorid ili mangan hlorid, kao i nemetalni katalizatori - jod, brom ili fosfor.

Litijum i natrijum imaju umerene afinitete prema elektronima, berilijum ima negativan afinitet prema elektronima, a magnezijum ima afinitet blizu nule. Kod Be i M atoma, valentna x-orbitala je potpuno popunjena i dodani elektron mora zauzeti p-orbitalu koja se nalazi više energije. Dušik i fosfor imaju male afinitete prema elektronima jer se elektron koji se dodaje mora upariti u ovim atomima s jednim od elektrona u polupopunjenim p orbitalama.

Atomi elemenata trećeg i narednih perioda često se ne pridržavaju pravila okteta. Neki od njih pokazuju izuzetnu sposobnost da se vežu za više atoma (to jest, da budu okruženi sa više elektronskih parova) nego što predviđa pravilo okteta. Na primjer, fosfor i sumpor formiraju jedinjenja PF5 i SF, respektivno. U Lewisovim strukturama ovih jedinjenja, svi valentni elektroni teškog elementa se koriste za formiranje veza s drugim atomima.

Na ovim dijagramima, puna strelica pokazuje položaj koordinacijske veze. Donorski elementi koji se ovdje pojavljuju (sumpor, arsen i dušik), kao i selen, fosfor i drugi, ne tvore spojeve koji imaju svojstva katalitičkih otrova ako su u stanju najveće valentnosti, jer u ovom slučaju molekuli čine nemaju par slobodnih elektrona. Isto važi i za jone ovih elemenata. Na primjer, sulfitni jon je otrov, dok sulfatni jon nije

Broj elektrona u vanjskoj ljusci određuje valentna stanja svojstvena datom elementu, a samim tim i tipove njegovih spojeva - hidride, okside, hidrokside, soli itd. Dakle, u vanjskim ljuskama atoma fosfora, arsena, antimona i bizmuta postoji isti broj (pet) elektrona. To određuje istovjetnost njihovih glavnih valentnih stanja (-3, -f3, -b5), iste vrste EH3 hidrida, E2O3 i EaO oksida, hidroksida itd. Ova okolnost je u konačnici razlog što se ovi elementi nalaze u istom podgrupi periodični sistem.

Dakle, broj nesparenih elektrona u atomima berilija, bora i ugljika u pobuđenom stanju odgovara stvarnoj valenciji ovih elemenata. Što se tiče atoma dušika, kisika i fluora, njihovo pobuđivanje ne može dovesti do povećanja broja nejonskih elektrona u drugom nivou njihove elektronske ljuske. Međutim, analozi ovih elemenata - fosfor, sumpor i klor - budući da na trećem nivou

Broj nesparenih elektrona u atomu fosfora nakon ekscitacije dostiže pet, što odgovara njegovoj stvarnoj maksimalnoj bljedilosti. Kada je atom sumpora pobuđen, broj nesparenih elektrona raste na četiri, pa čak i na [je], a za atom hlora - na tri, pet i, maksimalno, na sedam, što takođe odgovara stvarnim vrednostima valentnost koju pokazuju. Ponašaju se na sličan način kada su uzbuđeni

Svojstva atoma su u velikoj mjeri određena strukturom njegovog vanjskog elektronskog sloja. U formiranju hemijskih veza mogu sudjelovati elektroni koji se nalaze na vanjskom, a ponekad i na pretposljednjem elektronskom sloju atoma. Takvi elektroni se nazivaju valence Na primjer, atom fosfora ima 5 valentnih elektrona: (slika 1).

Rice. 1. Elektronska formula atoma fosfora

Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podgrupa nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente bočnih podgrupa, osim lantanida i aktinida, valentni elektroni se nalaze u s-orbitali vanjske i d-orbitale pretposljednjeg sloja.

Valencija je sposobnost atoma da formira hemijske veze. Ova definicija i sam koncept valencije tačni su samo u odnosu na supstance sa kovalentnim tipom veze. Za jonska jedinjenja ovaj koncept nije primjenjiv; umjesto toga, koristi se formalni koncept “oksidacijskog stanja”.

Valenciju karakterizira broj elektronskih parova koji nastaju kada atom stupi u interakciju s drugim atomima. Na primjer, valencija dušika u amonijaku NH3 je tri (slika 2).

Rice. 2. Elektronske i grafičke formule molekula amonijaka

Broj elektronskih parova koje atom može formirati s drugim atomima ovisi prije svega o broju njegovih nesparenih elektrona. Na primjer, atom ugljika ima dva nesparena elektrona u 2p orbitalama (slika 3). Iz broja nesparenih elektrona možemo reći da takav atom ugljika može pokazati valenciju II.

Rice. 3. Elektronska struktura atoma ugljika u osnovnom stanju

U svim organskim supstancama i nekim neorganskim jedinjenjima ugljik je četverovalentan. Takva valencija je moguća samo u pobuđenom stanju atoma ugljika, u koje se pretvara kada dobije dodatnu energiju.

U pobuđenom stanju, 2s elektroni u atomu ugljika su upareni, od kojih jedan ide u slobodnu 2p orbitalu. Četiri nesparena elektrona mogu formirati četiri kovalentne veze. Pobuđeno stanje atoma se obično označava „zvjezdicom” (slika 4).

Rice. 4. Elektronska struktura atoma ugljika u pobuđenom stanju

Može li dušik imati valenciju od pet, na osnovu broja njegovih valentnih elektrona? Razmotrimo valentne mogućnosti atoma dušika.

Atom dušika ima dva elektronska sloja, na kojima se nalazi samo 7 elektrona (slika 5).

Rice. 5. Elektronski dijagram strukture vanjskog sloja atoma dušika

Azot može dijeliti tri elektronska para sa tri druga elektrona. Par elektrona u 2s orbitali takođe može učestvovati u formiranju veze, ali kroz drugačiji mehanizam - donor-akceptor, formirajući četvrtu vezu.

Uparivanje 2s elektrona u atomu dušika je nemoguće, jer nema d podnivoa na drugom sloju elektrona. Dakle, najveća valencija azota je IV.

Sumiranje lekcije

U ovoj lekciji ste naučili da odredite valentne sposobnosti atoma hemijskih elemenata. Dok ste proučavali materijal, naučili ste koliko atoma drugih hemijskih elemenata dati atom može da veže za sebe, kao i zašto elementi pokazuju različite vrednosti valencije.

Izvori

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 - sažetak

Svojstva atoma su u velikoj mjeri određena strukturom njegovog vanjskog elektronskog sloja. U formiranju hemijskih veza mogu sudjelovati elektroni koji se nalaze na vanjskom, a ponekad i na pretposljednjem elektronskom sloju atoma. Takvi elektroni se nazivaju valence Na primjer, atom fosfora ima 5 valentnih elektrona: (slika 1).

Rice. 1. Elektronska formula atoma fosfora

Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podgrupa nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente bočnih podgrupa, osim lantanida i aktinida, valentni elektroni se nalaze u s-orbitali vanjske i d-orbitale pretposljednjeg sloja.

Valencija je sposobnost atoma da formira hemijske veze. Ova definicija i sam koncept valencije tačni su samo u odnosu na supstance sa kovalentnim tipom veze. Za jonska jedinjenja ovaj koncept nije primjenjiv; umjesto toga, koristi se formalni koncept “oksidacijskog stanja”.

Valenciju karakterizira broj elektronskih parova koji nastaju kada atom stupi u interakciju s drugim atomima. Na primjer, valencija dušika u amonijaku NH 3 je tri (slika 2).

Rice. 2. Elektronske i grafičke formule molekula amonijaka

Broj elektronskih parova koje atom može formirati s drugim atomima ovisi prije svega o broju njegovih nesparenih elektrona. Na primjer, atom ugljika ima dva nesparena elektrona u 2p orbitalama (slika 3). Iz broja nesparenih elektrona možemo reći da takav atom ugljika može pokazati valenciju II.

Rice. 3. Elektronska struktura atoma ugljika u osnovnom stanju

U svim organskim supstancama i nekim neorganskim jedinjenjima ugljik je četverovalentan. Takva valencija je moguća samo u pobuđenom stanju atoma ugljika, u koje se pretvara kada dobije dodatnu energiju.

U pobuđenom stanju, 2s elektroni u atomu ugljika su upareni, od kojih jedan ide u slobodnu 2p orbitalu. Četiri nesparena elektrona mogu formirati četiri kovalentne veze. Pobuđeno stanje atoma se obično označava „zvjezdicom” (slika 4).

Rice. 4. Elektronska struktura atoma ugljika u pobuđenom stanju

Može li dušik imati valenciju od pet, na osnovu broja njegovih valentnih elektrona? Razmotrimo valentne mogućnosti atoma dušika.

Atom dušika ima dva elektronska sloja, na kojima se nalazi samo 7 elektrona (slika 5).

Rice. 5. Elektronski dijagram strukture vanjskog sloja atoma dušika

Azot može dijeliti tri elektronska para sa tri druga elektrona. Par elektrona u 2s orbitali takođe može učestvovati u formiranju veze, ali kroz drugačiji mehanizam - donor-akceptor, formirajući četvrtu vezu.

Uparivanje 2s elektrona u atomu dušika je nemoguće, jer nema d podnivoa na drugom sloju elektrona. Dakle, najveća valencija azota je IV.

Sumiranje lekcije

U ovoj lekciji ste naučili da odredite valentne sposobnosti atoma hemijskih elemenata. Dok ste proučavali materijal, naučili ste koliko atoma drugih hemijskih elemenata dati atom može da veže za sebe, kao i zašto elementi pokazuju različite vrednosti valencije.

Bibliografija

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. hemija. Udžbenik za 10. razred opšteg obrazovanja. osnivanje Nivo profila. - M.: DOO TID “Ruska reč – RS”, 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: vaspitni. za opšte obrazovanje ustanova: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - M.: Obrazovanje, OJSC “Moskovski udžbenici”, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. hemija. Didaktički materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011.
4. Khomchenko I.D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednju školu. - M.: RIA “Novi talas”: Izdavač Umerenkov, 2008. (str. 8)

1. Jedinstvena kolekcija digitalnih obrazovnih resursa (video iskustva na temu) ().
2. Elektronska verzija časopisa “Hemija i život” ().

Zadaća

1. With. 30 br. 2.41, 2.43 iz Zbirke zadataka i vežbi iz hemije za srednju školu (Homčenko I.D.), 2008.
2. Zapišite elektronske dijagrame strukture atoma hlora u osnovnom i pobuđenom stanju.
3. Koliko valentnih elektrona ima u atomu: a) berilija; b) kiseonik; c) sumpor?

Koncept valence dolazi od latinske riječi “valentia” i bila je poznata još sredinom 19. stoljeća. Prvo “opširno” spominjanje valencije bilo je u radovima J. Daltona, koji je tvrdio da se sve supstance sastoje od atoma povezanih međusobno u određenim proporcijama. Zatim je Frankland uveo sam koncept valencije, koji je dalje razvijen u radovima Kekulea, koji je govorio o odnosu između valencije i hemijske veze, A.M. Butlerov, koji je u svojoj teoriji strukture organskih jedinjenja povezao valentnost sa reaktivnošću određenog hemijskog jedinjenja i D.I. Mendeljejev (u Periodnom sistemu hemijskih elemenata, najveća valencija elementa određena je brojem grupe).

DEFINICIJA

Valence je broj kovalentnih veza koje atom može formirati kada se kombinuje sa kovalentnom vezom.

Valentnost elementa određena je brojem nesparenih elektrona u atomu, jer oni učestvuju u formiranju hemijskih veza između atoma u molekulima jedinjenja.

Osnovno stanje atoma (stanje sa minimalnom energijom) karakteriše elektronska konfiguracija atoma, koja odgovara položaju elementa u periodnom sistemu. Pobuđeno stanje je novo energetsko stanje atoma, sa novom distribucijom elektrona unutar valentnog nivoa.

Elektronske konfiguracije elektrona u atomu mogu se prikazati ne samo u obliku elektronskih formula, već i korištenjem elektronskih grafičkih formula (energija, kvantne ćelije). Svaka ćelija označava orbitalu, strelica označava elektron, smjer strelice (gore ili dolje) označava spin elektrona, a slobodna ćelija predstavlja slobodnu orbitalu koju elektron može zauzeti kada je pobuđen. Ako u ćeliji ima 2 elektrona, takvi elektroni se nazivaju upareni, a ako ima 1 elektron, nazivaju se nespareni. Na primjer:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitale se popunjavaju na sljedeći način: prvo jedan elektron sa istim spinovima, a zatim drugi elektron sa suprotnim spinovima. Pošto 2p podnivo ima tri orbitale sa istom energijom, svaki od dva elektrona zauzimao je jednu orbitalu. Jedna orbitala je ostala slobodna.

Određivanje valencije elementa pomoću elektronskih grafičkih formula

Valentnost elementa može se odrediti elektronsko-grafskim formulama za elektronske konfiguracije elektrona u atomu. Razmotrimo dva atoma - dušik i fosfor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Jer Valencija elementa je određena brojem nesparenih elektrona, stoga je valencija dušika III. Budući da atom dušika nema prazne orbitale, pobuđeno stanje za ovaj element nije moguće. Međutim, III nije maksimalna valencija dušika, maksimalna valencija dušika je V i određena je brojem grupe. Stoga treba imati na umu da korištenjem elektronskih grafičkih formula nije uvijek moguće odrediti najvišu valenciju, kao i sve valencije karakteristične za ovaj element.

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

U osnovnom stanju, atom fosfora ima 3 nesparena elektrona, stoga je valencija fosfora III. Međutim, u atomu fosfora postoje slobodne d-orbitale, pa su elektroni koji se nalaze na 2s podnivou u stanju da se uparuju i zauzmu prazne orbitale d-podnivoa, tj. preći u uzbuđeno stanje.

Sada atom fosfora ima 5 nesparenih elektrona, stoga fosfor ima i valenciju V.

Elementi koji imaju višestruke vrijednosti valencije

Elementi grupa IVA – VIIA mogu imati više vrijednosti valencije, a po pravilu se valencija mijenja u koracima od 2 jedinice. Ovaj fenomen je zbog činjenice da elektroni sudjeluju u parovima u formiranju kemijske veze.

Za razliku od elemenata glavnih podgrupa, elementi B-podgrupa u većini jedinjenja ne pokazuju veću valenciju jednaku broju grupe, na primjer, bakar i zlato. Uopšteno govoreći, prelazni elementi pokazuju širok spektar hemijskih svojstava, što se objašnjava velikim rasponom valencija.

Razmotrimo elektronske grafičke formule elemenata i ustanovimo zašto elementi imaju različite valencije (slika 1).

Zadaci: odrediti valentne mogućnosti atoma As i Cl u osnovnom i pobuđenom stanju.