Domov » Charakteristika » Valence atomů ve stacionárních a excitovaných stavech. Valenční možnosti atomů prvků v chemických sloučeninách

Valence atomů ve stacionárních a excitovaných stavech. Valenční možnosti atomů prvků v chemických sloučeninách

Struktura vnějších energetických hladin atomů chemických prvků určuje především vlastnosti jejich atomů. Proto se těmto úrovním říká valenční úrovně. Elektrony těchto úrovní a někdy i předexterních úrovní se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Takové elektrony se také nazývají valenční elektrony.
Valence atomu chemického prvku je určena především počtem nepárových elektronů podílejících se na tvorbě chemické vazby.
Valenční elektrony atomů prvků hlavních podskupin se nacházejí v s- a p-orbitalech vnější elektronové vrstvy. U prvků postranních podskupin, kromě lanthanoidů a aktinidů, jsou valenční elektrony umístěny v s-orbitalu vnějšího a d-orbitalu před-vnější vrstvy.
Pro správné posouzení valenčních schopností atomů chemických prvků je nutné zvážit rozložení elektronů v nich napříč energetickými hladinami a podúrovněmi a určit počet nepárových elektronů v souladu s Pauliho principem a Hundovým pravidlem pro nevybuzené ( základní, nebo stacionární) stav atomu a pro excitovaný (pak ten obdržel další energii, v důsledku čehož se elektrony vnější vrstvy spárují a přenesou na volné orbitaly). Atom v excitovaném stavu je označen odpovídajícím symbolem prvku s hvězdičkou. Zvažte například valenční možnosti atomů fosforu ve stacionárních a excitovaných stavech:

V neexcitovaném stavu má atom fosforu v podúrovni p tři nepárové elektrony. Když atom přejde do excitovaného stavu, jeden z páru elektronů d-podúrovně se může přesunout do prázdného orbitalu d-podúrovně. Valence fosforu se mění ze tří (v základním stavu) na pět (v excitovaném stavu).
Separace párových elektronů vyžaduje energii, protože párování elektronů je doprovázeno poklesem potenciální energie atomů. Zároveň je spotřeba energie na převedení atomu do excitovaného stavu kompenzována energií uvolněnou při tvorbě chemických vazeb nepárovými elektrony.
Atom uhlíku ve stacionárním stavu má tedy dva nepárové elektrony. V důsledku toho mohou s jejich účastí vzniknout dva společné elektronové páry, které vytvoří dvě kovalentní vazby. Dobře však víte, že mnoho anorganických a všech organických sloučenin obsahuje čtyřmocné atomy uhlíku. Je zřejmé, že jeho atomy vytvořily v těchto sloučeninách v excitovaném stavu čtyři kovalentní vazby.

Energie vynaložená na excitaci atomů uhlíku je více než kompenzována energií uvolněnou při tvorbě dvou dalších kovalentních vazeb. K přenosu atomů uhlíku ze stacionárního stavu 2s 2 2р 2 do excitovaného stavu - 2s 1 2р 3 je tedy potřeba vynaložit asi 400 kJ/mol energie. Ale když se v nasycených uhlovodících vytvoří vazba C-H, uvolní se 360 kJ/mol. V důsledku toho, když se vytvoří dva moly C-H vazeb, uvolní se 720 kJ, což převyšuje energii přenosu atomů uhlíku do excitovaného stavu o 320 kJ/mol.
Závěrem je třeba poznamenat, že valenční schopnosti atomů chemických prvků se zdaleka neomezují pouze na počet nepárových elektronů ve stacionárních a excitovaných stavech atomů. Pokud si pamatujete donor-akceptorový mechanismus pro tvorbu kovalentních vazeb, pak vám budou jasné dvě další valenční možnosti atomů chemických prvků, které jsou určeny přítomností volných orbitalů a přítomností osamocených elektronových párů, které mohou poskytnout kovalentní chemická vazba prostřednictvím mechanismu donor-akceptor. Vzpomeňte si na vznik amonného iontu NH4+. (Implementaci těchto valenčních možností atomy chemických prvků se budeme podrobněji zabývat při studiu chemických vazeb.) Udělejme obecný závěr.

Články Kresby Tabulky O webu English

Valence fosforu

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Зр) je z hlediska počtu valenčních elektronů analogem dusíku. Jako prvek 3. periody se však výrazně liší od dusíku, prvku 2. periody. Tento rozdíl spočívá v tom, že fosfor má větší atomovou velikost, nižší ionizační energii, vyšší elektronovou afinitu a větší atomovou polarizaci než dusík. Maximální koordinační číslo fosforu je šest. Stejně jako u ostatních prvků 3. periody není vazba RL - RL pro atom fosforu typická, a proto na rozdíl od dusíku jsou sp- a sp-hybridní stavy fosforových orbitalů nestabilní. Fosfor ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy od -3 do +5. Nejtypičtější oxidační stav je +5.

Vytvořme vzorec pro sloučeninu, která se skládá z a. fosfor (valence V) a kyslík (valence II).

Ve kterých sloučeninách má fosfor maximální mocenství?

Jaké jsou valenční schopnosti fosforu?Jak se v tomto ohledu liší od svého analogu - dusíku?

Elektronová struktura atomu fosforu odpovídá vzorci 16Р 5 25 2р Зз Зр. Fosfor má valenční elektrony ve třetí (vnější) energetické hladině, na které je kromě 5- a tří p-orbitalů ještě pět volných -orbitalů.

Podle jiného úhlu pohledu se rozdíl ve vlastnostech fosforu a dusíku vysvětluje přítomností orbitalů valence 3 v atomu fosforu,

Vysvětlete rozdíl mezi první ionizační energií fosforu P (1063 kJ mol) a síry 8 (1000 kJ mol) na základě srovnání valenčních orbitálních elektronových konfigurací atomů P a 8.

Ale ve fosforu, jako prvku 3. periody, hrají roli valenčních orbitalů i 3. orbitaly. Proto se spolu se společnými vlastnostmi v chemii těchto typických prvků skupiny V objevují významné rozdíly. Pro fosfor jsou možné hybridizace valenčních orbitalů typu zrCh-, zrCh- a 5p. Maximální koordinační číslo fosforu je 6. Na rozdíl od dusíku se fosfor vyznačuje vazbou l - rl v důsledku přijímání elektronových párů odpovídajících atomů volnými 3d orbitaly

Stabilní koordinační číslo fosforu (V) je 4, což odpovídá sp-hybridizaci jeho valenčních orbitalů. Koordinační čísla 5 a 6 se objevují méně často, v těchto případech jsou atomu fosforu přiřazeny sp4- a sp-hybridní stavy (str. 415).

Podobné chování najdeme u prvků skupiny VA, ale hranice mezi kovy a nekovy v této skupině je nižší. Dusík a fosfor jsou nekovy, chemismus jejich kovalentních sloučenin a případné oxidační stavy jsou dány přítomností pěti valenčních elektronů v konfiguraci Dusík a fosfor mají nejčastěji oxidační stavy - 3, -b 3 a +5. Arsen As a antimon Sb jsou polokovy, které tvoří amfoterní oxidy a pouze vizmut má kovové vlastnosti. Pro As a Sb je nejdůležitější oxidační stav + 3. Pro Bi je jediný možný, kromě oxidačních stavů vykazovaných za některých extrémně specifických podmínek. Bismut nemůže ztratit všech pět valenčních elektronů, energie potřebná k tomu je příliš vysoká. Ztratí však tři br-elektrony a vytvoří Bi iont.

Mendělejev svou disertační práci realizoval v Německu, v Heidelbergu, právě během Mezinárodního chemického kongresu v Karlsruhe. Zúčastnil se kongresu a vyslechl Cannizzarův projev, ve kterém jasně vyjádřil svůj pohled na problém atomové hmotnosti. Po návratu do Ruska začal Mendělejev studovat seznam prvků a upozornil na periodicitu změn valence prvků uspořádaných v rostoucím pořadí atomových hmotností: valence vodíku 1, lithium I, berylium 2, bor 3, uhlík 4, hořčík 2, dusík 3, síra 2, fluor 1, sodík 1, hliník 3, křemík 4, fosfor 3, k1 uhlík 2, chlor I atd.

Fosfor je analog dusíku z hlediska počtu valenčních elektronů (35 3р)

Atomy kyslíku se spojují s alespoň dvěma různými atomy. Vápník, síra, hořčík a baryum se chovají stejně. Tyto prvky mají valenci dvě, zatímco dusík, fosfor, hliník a zlato mají valenci tři. Železo může mít mocenství dvě nebo tři. V zásadě se ukázalo, že otázka valence není tak jednoduchá, jak se zpočátku zdálo, ale i tato nejjednodušší verze této teorie umožnila vyvodit důležité závěry.

Při přechodu z lithia na fluor G dochází k přirozenému oslabení kovových vlastností a nárůstu nekovových vlastností při současném zvýšení valence. Přechod od fluoru G k dalšímu prvku z hlediska atomové hmotnosti, sodíku La, je doprovázen náhlou změnou vlastností a mocenství a sodík do značné míry opakuje vlastnosti lithia, které je typickým jednomocným kovem, i když je aktivnější. Kromě sodíku je hořčík v mnoha ohledech podobný berylliu Be (oba jsou dvojmocné a vykazují kovové vlastnosti, ale chemická aktivita obou je méně výrazná než u páru Li - Na). Hliník A1 se vedle hořčíku podobá boru B (valence 3). Jak blízcí příbuzní jsou si navzájem podobní jsou křemík 81 a uhlík C, fosfor P a dusík S, síra 8 a kyslík O, chlor C1 a fluor G. Při přechodu k dalšímu prvku po chloru v pořadí rostoucí atomové hmotnosti draslík K, dochází opět ke skokové změně valence a chemických vlastností. Draslík, stejně jako lithium a sodík, otevírá řadu prvků (třetí v řadě), jejichž zástupci vykazují hlubokou analogii s prvky prvních dvou řad.

Účinnost aditiva závisí na valenčním stavu a poloze prvků v molekule aditiva, přítomnosti funkčních skupin, jejich synergii a dalších faktorech. Použití sloučenin obsahujících fosfor, síru, kyslík a dusík jako přísady do mazacích olejů úzce souvisí se zvláštností elektronové struktury těchto prvků. Jejich interakce s kovovým povrchem částí motoru vede k jejich modifikaci (změna struktury) a díky tvorbě ochranných filmů jsou zajištěny antikorozní, proti opotřebení a extrémní tlakové vlastnosti těchto sloučenin v olejovém roztoku. . Aditiva obsahující tyto prvky navíc stabilizují olej rozbitím oxidačního řetězce reakcí s peroxidovými radikály a zničením hydroperoxidů.

Halogenace. Nejčastěji používané katalyzátory pro chloraci jsou kovové železo, oxid mědi, brom, síra, jód, halogenidy železa, antimon, cín, arsen, fosfor, hliník a měď, rostlinné a živočišné uhlí, aktivovaný bauxit a další jíly. Většina těchto katalyzátorů jsou halogenové nosiče. Fe, Sb a P v halogenových sloučeninách jsou tedy schopny v přítomnosti volného chloru existovat ve dvou valenčních stavech, střídavě přidávají a uvolňují chlor v aktivní formě. Podobně jód, brom a síra tvoří s chlorem nestabilní sloučeniny. Bromační katalyzátory jsou podobné chloračním katalyzátorům. Fosfor je nejlepším urychlovačem jodace. Fluorační proces nevyžaduje katalyzátor. V přítomnosti kyslíku se halogenace zpomaluje.

Katalytická chlorace je založena na použití nosiče chloru, jako je jód, síra, fosfor, antimon a další, ve formě odpovídajících chloridů, které jsou rozpuštěny v chlorovaném uhlovodíku nebo při chloraci plynných parafinových uhlovodíků - v solventní. Používají se pouze prvky s alespoň dvěma hodnotami valence. Jako homogenní katalyzátory lze také použít látky, které tvoří radikály, jako je diazomethan, tetraethylolovo a hexafenylethan. Mají schopnost rozštěpit molekulu chloru na atomy, které okamžitě vyvolají řetězovou reakci.

Pokud prvek tvoří několik řad sloučenin odpovídajících různým oxidačním stavům, za názvem sloučeniny je v závorce uveden údaj o mocenství kationtu (římskými číslicemi) nebo o počtu halogenu, kyslíku, síry nebo kyseliny. zbytky v molekule sloučeniny (slovy). Například chlorid železa (P1), chlorid fosforu tři), oxid manganu (dva). Označení valence se v tomto případě obvykle uvádí pro méně charakteristické valenční stavy. Například pro měď v případě dvojmocného stavu se vynechává označení valence, zatímco jednomocná měď se označuje jako jodid měďný (I).

Vodivost látek, jako je křemík a germanium, lze zvýšit zavedením malých množství určitých nečistot do nich. Například zavedení boru nebo fosforu nečistot do křemíkových krystalů vede k efektivnímu zúžení mezipásmové mezery. Malá množství boru nebo fosforu (několik dílů na milion) mohou být začleněna do struktury křemíku během růstu krystalů. Atom fosforu má pět valenčních elektronů, a proto se po čtyřech z nich použijí -

Fosfor, arsen, antimon a vizmut tvoří stechiometrické sloučeniny odpovídající formální valenci pouze se s-prvky a d-prvky podskupiny zinku.

Skutečnost, že barvivo a adsorbent tvoří jeden kvantový systém, je zřejmá z mnoha faktů. Nejzřetelnější z nich je, že absorpce záření jakékoli, například nejnižší frekvence v absorpčním pásmu daného fosforu způsobí emisi celého jeho spektra záření, včetně výrazně vyšších frekvencí, než jsou frekvence absorbovaného světla. To znamená, že kvanta záření se používají pro běžné použití a energie, která nestačí k vyzařování frekvencí přesahujících malou frekvenci absorbovaného světla, pochází také z obecných zdrojů pevného tělesa. Skutečnost, že ačkoli je barvivo nepochybně pouze na povrchu, absorpce světla jeho charakteristických dlouhých vln (pro které je krystal adsorbující toto barvivo prakticky průhledný) je doprovázena tvorbou kovového stříbra v objemu krystalu bromidu stříbrného jiné výklady nepřipouští. V tomto případě se citlivost bromidu stříbrného posouvá dále směrem k dlouhým vlnám, čím delší je řetězec konjugovaných vazeb ve struktuře molekuly barviva (obr. 44). Faktem je, že elektrony barviva jsou ve vlnovém pohybu a molekula barviva, spojená s krystalem valenční vazbou, s ním tvoří jeden celek. Krystal a barvivo tvoří jeden kvantový systém. Není proto překvapivé, že mechanismus fotolýzy čistý

Fosfor, P, má valenční konfiguraci 3x 3p, a síra, 8, má valenční konfiguraci 3x 3p. Atom P má tedy z poloviny vyplněný 3p obal, zatímco atom 8 má další elektron nucený spárovat se s jedním z elektronů již přítomných v 3p orbitalech.

Pro tvorbu kovalentních vazeb v krystalové struktuře křemíku si fosfor zachovává o jeden elektron více. Když je na krystal aplikováno elektrické pole, tento elektron se může posunout pryč od atomu fosforu; proto se o fosforu říká, že je donorem elektronů v krystalu křemíku. K uvolnění darovaných elektronů je potřeba pouze 1,05 kJ mol, tato energie přemění krystal křemíku s malou příměsí fosforu na vodič. Když se do křemíkového krystalu zavedou nečistoty bóru, dochází k opačnému jevu. Atomu boru chybí jeden elektron k vytvoření požadovaného počtu kovalentních vazeb v krystalu křemíku. Proto na každý atom boru v krystalu křemíku existuje jedno volné místo ve vazebném orbitalu. Křemíkové valenční elektrony mohou být excitovány do těchto prázdných orbitalů spojených s atomy boru, což umožňuje elektronům volně se pohybovat po krystalu. K takové vodivosti dochází v důsledku skutečnosti, že elektron ze sousedního atomu křemíku přeskočí do prázdného orbitalu atomu boru. Nově vzniklé volné místo v orbitalu atomu křemíku je okamžitě vyplněno elektronem z dalšího atomu křemíku, který je za ním. Nastává kaskádový efekt, při kterém elektrony přeskakují z jednoho atomu na druhý. Fyzici tento jev raději popisují jako pohyb kladně nabité díry v opačném směru. Ale bez ohledu na to, jak je tento jev popsán, je pevně stanoveno, že k aktivaci vodivosti v látce, jako je křemík, je zapotřebí méně energie, pokud krystal obsahuje malé množství donoru elektronů, jako je fosfor nebo akceptor elektronů, jako je bor.

Bílý fosfor se skládá z tetraedrických molekul P4, schematicky znázorněných na Obr. 21.25. Jak je uvedeno v odd. 8.7, část 1, vazebné úhly 60", jako u molekuly P4, jsou u jiných molekul poměrně vzácné. Ukazují na přítomnost velmi napjatých vazeb, což je v souladu s vysokou reakční schopností

Přestože je fosfor elektronickým analogem dusíku, přítomnost volných i-orbitalů ve vrstvě valenčních mektronů atomu činí sloučeniny fosforu odlišné od sloučenin dusíku.

Elektronová struktura organofosforových sloučenin a povaha chemických vazeb, energie a délka fosforových vazeb, vazebné úhly, tvorba vazeb zahrnujících 3. orb itals.

V ještě větší míře jsou aromatické vlastnosti vlastní fosforovému kruhu. 2,4,6-Trifenylfosfor působením methyljodidu nebo triethyloxoniumborofluoridu neautooxiduje ani nekvaternizuje. V benzenu přitom snadno dochází k jeho interakci s nukleofilními činidly - alkylovými nebo aryllithnými sloučeninami již při pokojové teplotě." V tomto případě dochází k napadení fosforu, jehož valenční obal expanduje do deceta, a rezonančně stabilizovaný objevuje se fosforinový anion ( 1). Vznik aniontu (I) byl prokázán pomocí PMR a UV spekter. Hydrolýza reakční směsi, která má sytě modrofialovou barvu, vede k 1-alkyl(aryl)-2, 4,6-tri-

Příprava silikátového fosforu. Chemické složení fosforu, struktura fosforu, mocenství Mn. Existuje značné množství různých metod pro přípravu krystalových fosforů na bázi silikátu. Jako příklad uvedeme jeden z nich. Dobře vyčištěný roztok oxidu zinečnatého, vodný roztok dusičnanu manganatého a alkoholový roztok kyseliny křemičité (ethylkřemičitan) se slijí a vytvoří gel. Gel se suší, mele a kalcinuje na 1200 °C v křemenných nádobách a po kalcinaci se rychle ochladí. Pokud je obsah Mn nízký, lze kalcinaci provádět na vzduchu při nízkém obsahu Mn, aby se zabránilo jeho oxidaci, provádí se kalcinace v atmosféře oxidu uhličitého.

Katalytická oxidace olejových zbytků. Existuje mnoho pokusů urychlit oxidační proces surovin, zlepšit kvalitu nebo dodat určité vlastnosti oxidovanému bitumenu pomocí různých katalyzátorů a iniciátorů. Jako katalyzátory redoxních reakcí se navrhuje používat soli kyseliny chlorovodíkové a kovy různého mocenství (železo, měď, cín, titan atd.). Jako katalyzátory pro dehydrataci, alkylaci a krakování (přenos protonů) jsou navrženy jako oxidační iniciátory - peroxidy, hliník, železo, chloridy cínu a oxid fosforečný. Většina těchto katalyzátorů iniciuje zhutňovací reakce molekul surovin (olejů a pryskyřic) na asfaltény, aniž by se asfalt obohacoval kyslíkem. Možnosti urychlení procesu oxidace surovin a zlepšení vlastností bitumenu (hlavně ve směru zvýšení penetrace při dané teplotě měknutí), uvedené v četné patentové literatuře, jsou shrnuty v, ale jelikož autoři patentů činí jejich návrhy bez odhalení chemie procesu, jejich závěry jsou v této monografii nezvažovány. Výzkum A. Hoiberga

Ve většině případů je halogenace urychlena ozářením světlem (vlnová délka 3000-5000 A) nebo vysokou teplotou (s katalyzátorem nebo bez něj). Jako katalyzátory se obvykle používají halogenidové sloučeniny kovů, které mají dva valenční stavy a jsou schopny darovat atomy halogenu při přechodu z jednoho valenčního stavu do druhého - P I5, P I3, Fe lg. Používá se také chlorid antimonitý nebo chlorid manganatý a také nekovové katalyzátory – jód, brom nebo fosfor.

Lithium a sodík mají střední elektronovou afinitu, berylium má negativní elektronovou afinitu a hořčík má téměř nulovou elektronovou afinitu. V atomech Be a M je valenční x-orbital zcela zaplněn a přidaný elektron musí obsadit p-orbital umístěný energeticky výše. Dusík a fosfor mají nízkou elektronovou afinitu, protože přidávaný elektron se musí v těchto atomech spárovat s jedním z elektronů v polozaplněných orbitalech p.

Atomy prvků třetí a následujících period se často nepodřizují pravidlu oktetu. Některé z nich vykazují pozoruhodnou schopnost vázat se na více atomů (tj. být obklopeny více elektronovými páry), než předpovídá oktetové pravidlo. Například fosfor a síra tvoří sloučeniny PF5 a SF. V Lewisových strukturách těchto sloučenin jsou všechny valenční elektrony těžkého prvku použity k vytvoření vazeb s jinými atomy.

V těchto diagramech plná šipka ukazuje polohu koordinační vazby. Zde se vyskytující donorové prvky (síra, arsen a dusík), stejně jako selen, fosfor a další, netvoří sloučeniny, které mají vlastnosti katalytických jedů, pokud jsou ve stavu nejvyšší valence, protože v tomto případě molekuly ano. nemají páry volných elektronů. Totéž platí pro ionty těchto prvků. Například siřičitanový iont je jed, zatímco síranový iont nikoli

Počet elektronů ve vnějším obalu určuje valenční stavy vlastní danému prvku, a tedy i typy jeho sloučenin – hydridy, oxidy, hydroxidy, soli atd. Ve vnějších obalech atomů fosforu, arsenu, arsenu, se tedy nacházejí atomy fosforu a arsenu. antimonu a vizmutu je stejný počet (pět) elektronů. To určuje stejnost jejich hlavních valenčních stavů (-3, -f3, -b5), stejný typ hydridů EH3, oxidů, hydroxidů E2O3 a EaO atd. Tato okolnost je nakonec důvodem, že se tyto prvky nacházejí ve stejném podskupinový periodický systém.

Počet nepárových elektronů v atomech berylia, boru a uhlíku v excitovaném stavu tedy odpovídá skutečné valenci těchto prvků. Pokud jde o atomy dusíku, kyslíku a fluoru, jejich excitace nemůže vést ke zvýšení počtu neiontových elektronů ve druhé úrovni jejich elektronových obalů. Analogy těchto prvků - fosfor, síra a chlór - však na třetí úrovni

Počet nepárových elektronů v atomu fosforu při excitaci dosahuje pěti, což odpovídá jeho skutečné maximální palenci. Když je atom síry excitován, počet nepárových elektronů se zvyšuje na čtyři a dokonce na [is] a pro atom chloru - na tři, pět a maximálně na sedm, což také odpovídá skutečným hodnotám valence, kterou projevují. Podobně se chovají při vzrušení

Vlastnosti atomu jsou do značné míry určeny strukturou jeho vnější elektronové vrstvy. Elektrony umístěné na vnější a někdy i na předposlední elektronové vrstvě atomu se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Takové elektrony se nazývají mocenství Například atom fosforu má 5 valenčních elektronů: (obr. 1).

Rýže. 1. Elektronový vzorec atomu fosforu

Valenční elektrony atomů prvků hlavních podskupin se nacházejí v s- a p-orbitalech vnější elektronové vrstvy. U prvků postranních podskupin, kromě lanthanoidů a aktinidů, jsou valenční elektrony umístěny v s-orbitalu vnějšího a d-orbitalu předposlední vrstvy.

Valence je schopnost atomu tvořit chemické vazby. Tato definice a samotný pojem valence jsou správné pouze ve vztahu k látkám s kovalentním typem vazby. Pro iontové sloučeniny tento pojem neplatí, místo toho se používá formální pojem „oxidační stav“.

Valence je charakterizována počtem elektronových párů vytvořených při interakci atomu s jinými atomy. Například valence dusíku v amoniaku NH3 je tři (obr. 2).

Rýže. 2. Elektronické a grafické vzorce molekuly amoniaku

Počet elektronových párů, které může atom vytvořit s jinými atomy, závisí především na počtu jeho nepárových elektronů. Například atom uhlíku má dva nepárové elektrony v orbitalech 2p (obr. 3). Z počtu nepárových elektronů můžeme říci, že takový atom uhlíku může vykazovat valenci II.

Rýže. 3. Elektronová struktura atomu uhlíku v základním stavu

Ve všech organických látkách a některých anorganických sloučeninách je uhlík čtyřmocný. Taková valence je možná pouze v excitovaném stavu atomu uhlíku, do kterého se transformuje při příjmu další energie.

V excitovaném stavu jsou elektrony 2s v atomu uhlíku spárovány, z nichž jeden jde do volného orbitalu 2p. Čtyři nepárové elektrony mohou tvořit čtyři kovalentní vazby. Excitovaný stav atomu je obvykle označen „hvězdičkou“ (obr. 4).

Rýže. 4. Elektronová struktura atomu uhlíku v excitovaném stavu

Může mít dusík valenci pět na základě počtu jeho valenčních elektronů? Uvažujme valenční možnosti atomu dusíku.

Atom dusíku má dvě elektronové vrstvy, na kterých se nachází pouze 7 elektronů (obr. 5).

Rýže. 5. Elektronické schéma struktury vnější vrstvy atomu dusíku

Dusík může sdílet tři elektronové páry se třemi dalšími elektrony. Na tvorbě vazby se může podílet i pár elektronů v orbitalu 2s, ale jiným mechanismem - donor-akceptor, tvoří čtvrtou vazbu.

Párování 2s elektronů v atomu dusíku je nemožné, protože na druhé elektronové vrstvě není žádná podúroveň d. Proto je nejvyšší valence dusíku IV.

Shrnutí lekce

V této lekci jste se naučili určovat valenční schopnosti atomů chemických prvků. Při studiu materiálu jste se dozvěděli, kolik atomů jiných chemických prvků k sobě daný atom může připojit a také proč prvky vykazují různé hodnoty valence.

Prameny

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 - abstrakt

Rýže. 1. Elektronový vzorec atomu fosforu

Valence je charakterizována počtem elektronových párů vytvořených při interakci atomu s jinými atomy. Například valence dusíku v amoniaku NH 3 je tři (obr. 2).

Rýže. 2. Elektronické a grafické vzorce molekuly amoniaku

Rýže. 3. Elektronová struktura atomu uhlíku v základním stavu

Rýže. 4. Elektronová struktura atomu uhlíku v excitovaném stavu

Může mít dusík valenci pět na základě počtu jeho valenčních elektronů? Uvažujme valenční možnosti atomu dusíku.

Atom dusíku má dvě elektronové vrstvy, na kterých se nachází pouze 7 elektronů (obr. 5).

Rýže. 5. Elektronické schéma struktury vnější vrstvy atomu dusíku

Párování 2s elektronů v atomu dusíku je nemožné, protože na druhé elektronové vrstvě není žádná podúroveň d. Proto je nejvyšší valence dusíku IV.

Shrnutí lekce

Bibliografie

Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Chemie. Učebnice pro 10. ročník všeobecného vzdělávání. zřízení Úroveň profilu. - M.: LLC TID „Russian Word - RS“, 2008. (§ 9)
Rudzitis G.E. Chemie. Základy obecné chemie. 11. třída: vzdělávací. pro všeobecné vzdělání instituce: základní úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdělávání, OJSC „Moskva učebnice“, 2010. (§ 5)
Radetsky A.M. Chemie. Didaktický materiál. 10-11 tříd. - M.: Vzdělávání, 2011.
Khomchenko I.D. Sbírka úloh a cvičení z chemie pro střední školy. - M.: RIA „New Wave“: Vydavatel Umerenkov, 2008. (str. 8)

Jednotná sbírka digitálních vzdělávacích zdrojů (videoexperimenty na dané téma) ().
Elektronická verze časopisu „Chemie a život“ ().

Domácí práce

S. 30 č. 2.41, 2.43 ze Sbírky úloh a cvičení z chemie pro střední školy (Khomchenko I.D.), 2008.
Zapište elektronová schémata struktury atomu chloru v základním a excitovaném stavu.
Kolik valenčních elektronů je v atomu: a) berylia; b) kyslík; c) síra?

Pojem mocenství pochází z latinského slova „valentia“ a byl známý již v polovině 19. století. První „rozsáhlejší“ zmínka o valenci byla v dílech J. Daltona, který tvrdil, že všechny substance se skládají z atomů spojených navzájem v určitých poměrech. Poté Frankland představil samotný koncept valence, který byl dále rozvinut v dílech Kekule, který hovořil o vztahu mezi valenci a chemickou vazbou, A.M. Butlerov, který ve své teorii struktury organických sloučenin spojil valenci s reaktivitou konkrétní chemické sloučeniny a D.I. Mendělejev (v Periodické tabulce chemických prvků je nejvyšší valence prvku určena číslem skupiny).

DEFINICE

Mocenství je počet kovalentních vazeb, které může atom vytvořit v kombinaci s kovalentní vazbou.

Valence prvku je určena počtem nepárových elektronů v atomu, protože se podílejí na tvorbě chemických vazeb mezi atomy v molekulách sloučenin.

Základní stav atomu (stav s minimální energií) je charakterizován elektronovou konfigurací atomu, která odpovídá poloze prvku v periodické tabulce. Excitovaný stav je nový energetický stav atomu s novou distribucí elektronů v rámci valenční hladiny.

Elektronové konfigurace elektronů v atomu lze znázornit nejen ve formě elektronových vzorců, ale také pomocí elektronově grafických vzorců (energie, kvantové články). Každá buňka označuje orbital, šipka označuje elektron, směr šipky (nahoru nebo dolů) ukazuje rotaci elektronu a volná buňka představuje volný orbital, který může elektron při excitaci obsadit. Jsou-li v buňce 2 elektrony, nazýváme takové elektrony párové, pokud je 1 elektron, nazýváme je nepárové. Například:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitaly jsou vyplněny následovně: nejprve jeden elektron se stejnými spiny a poté druhý elektron s opačnými spiny. Protože podúroveň 2p má tři orbitaly se stejnou energií, každý ze dvou elektronů obsadil jeden orbital. Jeden orbitál zůstal volný.

Stanovení valence prvku pomocí elektronických grafických vzorců

Valenci prvku lze určit pomocí elektronově-grafických vzorců pro elektronové konfigurace elektronů v atomu. Uvažujme dva atomy – dusík a fosfor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Protože Valence prvku je určena počtem nepárových elektronů, proto je valence dusíku III. Protože atom dusíku nemá žádné prázdné orbitaly, není pro tento prvek možný excitovaný stav. III však není maximální valence dusíku, maximální valence dusíku je V a je určena číslem skupiny. Proto je třeba připomenout, že pomocí elektronických grafických vzorců není vždy možné určit nejvyšší valenci, stejně jako všechny valence charakteristické pro tento prvek.

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

V základním stavu má atom fosforu 3 nepárové elektrony, proto je valence fosforu III. V atomu fosforu jsou však volné d-orbitaly, proto jsou elektrony umístěné na podúrovni 2s schopny se spárovat a obsadit volné orbitaly podúrovně d, tzn. přejít do vzrušeného stavu.

Nyní má atom fosforu 5 nepárových elektronů, proto má fosfor také valenci V.

Prvky s více valenčními hodnotami

Prvky skupin IVA – VIIA mohou mít několik valenčních hodnot a valence se zpravidla mění v krocích po 2 jednotkách. Tento jev je způsoben tím, že elektrony se v párech účastní tvorby chemické vazby.

Na rozdíl od prvků hlavních podskupin prvky B-podskupin ve většině sloučenin nevykazují vyšší mocenství rovnající se číslu skupiny, například měď a zlato. Přechodné prvky obecně vykazují širokou škálu chemických vlastností, což je vysvětleno velkým rozsahem valencí.

Podívejme se na elektronické grafické vzorce prvků a zjistěme, proč mají prvky různé valence (obr. 1).

úkoly: určit valenční možnosti atomů As a Cl v základním a excitovaném stavu.

Valence fosforu

Stanovení valence prvku pomocí elektronických grafických vzorců

Prvky s více valenčními hodnotami

Podobné články