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Wertigkeit von Atomen in stationären und angeregten Zuständen. Valenzmöglichkeiten von Atomen von Elementen in chemischen Verbindungen

Die Struktur der äußeren Energieniveaus der Atome chemischer Elemente bestimmt maßgeblich die Eigenschaften ihrer Atome. Daher werden diese Ebenen Valenzniveaus genannt. Elektronen dieser Ebenen und manchmal auch der vorexternen Ebenen können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein. Solche Elektronen werden auch Valenzelektronen genannt.
Die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements wird hauptsächlich durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.
Die Valenzelektronen der Atome der Elemente der Hauptuntergruppen befinden sich in den s- und p-Orbitalen der äußeren Elektronenschicht. Bei Elementen seitlicher Untergruppen, mit Ausnahme von Lanthanoiden und Actiniden, befinden sich Valenzelektronen im s-Orbital der äußeren und d-Orbitale der voräußeren Schicht.
Um die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente richtig einzuschätzen, ist es notwendig, die Verteilung der Elektronen in ihnen über Energieniveaus und Unterniveaus zu berücksichtigen und die Anzahl der ungepaarten Elektronen gemäß dem Pauli-Prinzip und der Hundschen Regel für das Unerregte zu bestimmen ( Grund- oder stationärer) Zustand des Atoms und für den angeregten (dann hat dieser zusätzliche Energie erhalten, wodurch die Elektronen der äußeren Schicht gepaart und in freie Orbitale überführt werden). Ein Atom im angeregten Zustand wird durch das entsprechende Elementsymbol mit einem Sternchen gekennzeichnet. Betrachten Sie beispielsweise die Valenzmöglichkeiten von Phosphoratomen in stationären und angeregten Zuständen:

Im nicht angeregten Zustand verfügt das Phosphoratom über drei ungepaarte Elektronen in der p-Unterebene. Wenn ein Atom in einen angeregten Zustand übergeht, kann sich eines der Elektronenpaare der d-Unterebene in ein leeres Orbital der d-Unterebene bewegen. Die Wertigkeit von Phosphor ändert sich von drei (im Grundzustand) auf fünf (im angeregten Zustand).
Die Trennung gepaarter Elektronen erfordert Energie, da die Paarung von Elektronen mit einer Abnahme der potentiellen Energie der Atome einhergeht. Gleichzeitig wird der Energieverbrauch für die Überführung des Atoms in einen angeregten Zustand durch die Energie kompensiert, die bei der Bildung chemischer Bindungen durch ungepaarte Elektronen freigesetzt wird.
Somit hat ein Kohlenstoffatom im stationären Zustand zwei ungepaarte Elektronen. Folglich können unter ihrer Beteiligung zwei gemeinsame Elektronenpaare gebildet werden, wodurch zwei kovalente Bindungen entstehen. Sie wissen jedoch, dass viele anorganische und alle organischen Verbindungen vierwertige Kohlenstoffatome enthalten. Es ist offensichtlich, dass seine Atome in diesen Verbindungen im angeregten Zustand vier kovalente Bindungen bildeten.

Die für die Anregung von Kohlenstoffatomen aufgewendete Energie wird durch die Energie, die bei der Bildung zweier zusätzlicher kovalenter Bindungen freigesetzt wird, mehr als ausgeglichen. Um Kohlenstoffatome vom stationären Zustand 2s 2 2р 2 in den angeregten Zustand - 2s 1 2р 3 zu überführen, ist es daher notwendig, etwa 400 kJ/mol Energie aufzuwenden. Bei der Bildung einer C-H-Bindung in gesättigten Kohlenwasserstoffen werden jedoch 360 kJ/mol freigesetzt. Folglich werden bei der Bildung von zwei Mol C-H-Bindungen 720 kJ freigesetzt, was die Energie der Übertragung von Kohlenstoffatomen in den angeregten Zustand um 320 kJ/mol übersteigt.
Zusammenfassend ist festzuhalten, dass die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente bei weitem nicht auf die Anzahl ungepaarter Elektronen im stationären und angeregten Zustand der Atome beschränkt sind. Wenn Sie sich an den Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen erinnern, werden Ihnen zwei weitere Valenzmöglichkeiten von Atomen chemischer Elemente klar, die durch das Vorhandensein freier Orbitale und das Vorhandensein freier Elektronenpaare bestimmt werden, die geben können eine kovalente chemische Bindung über den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Erinnern Sie sich an die Bildung des Ammoniumions NH4+. (Wir werden die Umsetzung dieser Valenzmöglichkeiten durch Atome chemischer Elemente bei der Untersuchung chemischer Bindungen genauer betrachten.) Lassen Sie uns eine allgemeine Schlussfolgerung ziehen.

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Phosphorwertigkeit

Phosphor P (Is 2s 2/f 3s Зр) ist hinsichtlich der Anzahl der Valenzelektronen ein Analogon von Stickstoff. Als Element der 3. Periode unterscheidet es sich jedoch deutlich vom Stickstoff, einem Element der 2. Periode. Dieser Unterschied besteht darin, dass Phosphor eine größere Atomgröße, eine geringere Ionisierungsenergie, eine höhere Elektronenaffinität und eine größere Atompolarisierbarkeit als Stickstoff aufweist. Die maximale Koordinationszahl von Phosphor beträgt sechs. Wie bei anderen Elementen der 3. Periode ist die RL-RL-Bindung nicht typisch für das Phosphoratom und daher sind die sp- und sp-Hybridzustände der Phosphororbitale im Gegensatz zu Stickstoff instabil. Phosphor in Verbindungen weist Oxidationsstufen von -3 bis +5 auf. Die typischste Oxidationsstufe ist +5.

Erstellen wir eine Formel für eine Verbindung, die aus und besteht. Phosphor (Wertigkeit V) und Sauerstoff (Wertigkeit II).

In welchen Verbindungen hat Phosphor die maximale Wertigkeit?

Was sind die Valenzfähigkeiten von Phosphor und wie unterscheidet er sich in dieser Hinsicht von seinem Analogon Stickstoff?

Die elektronische Struktur des Phosphoratoms entspricht der Formel 16Р 5 25 2р Зз Зр. Phosphor verfügt über Valenzelektronen im dritten (äußeren) Energieniveau, auf dem sich neben den 5- und drei p-Orbitalen auch fünf freie -Orbitale befinden.

Nach einem anderen Gesichtspunkt wird der Unterschied in den Eigenschaften von Phosphor und Stickstoff durch das Vorhandensein von Orbitalen der Valenz 3 im Phosphoratom erklärt.

Erklären Sie den Unterschied zwischen der ersten Ionisierungsenergie von Phosphor, P (1063 kJ mol) und Schwefel, 8 (1000 kJ mol), basierend auf einem Vergleich der elektronischen Konfigurationen der Valenzorbitale der P- und 8-Atome.

Aber auch bei Phosphor als Element der 3. Periode spielen die 3. Orbitale die Rolle von Valenzorbitalen. Daher treten neben den gemeinsamen Eigenschaften in der Chemie dieser typischen Elemente der Gruppe V erhebliche Unterschiede auf. Für Phosphor sind zrCh-, zrCh- und 5p-Typen der Hybridisierung von Valenzorbitalen möglich. Die maximale Koordinationszahl von Phosphor beträgt 6. Im Gegensatz zu Stickstoff zeichnet sich Phosphor durch eine l-rl-Bindung aus, die auf der Aufnahme von Elektronenpaaren der entsprechenden Atome durch freie 3D-Orbitale beruht

Die stabile Koordinationszahl von Phosphor (V) beträgt 4, was einer sp-Hybridisierung seiner Valenzorbitale entspricht. Die Koordinationszahlen 5 und 6 treten seltener auf; in diesen Fällen werden sp4- bzw. sp-Hybridzustände dem Phosphoratom zugeordnet (S. 415).

Ein ähnliches Verhalten findet sich bei Elementen der VA-Gruppe, allerdings ist die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen in dieser Gruppe niedriger. Stickstoff und Phosphor sind Nichtmetalle, die Chemie ihrer kovalenten Verbindungen und mögliche Oxidationsstufen werden durch das Vorhandensein von fünf Valenzelektronen in der Konfiguration bestimmt. Stickstoff und Phosphor haben am häufigsten die Oxidationsstufen - 3, -b 3 und +5. Arsen As und Antimon Sb sind Halbmetalle, die amphotere Oxide bilden, und nur Wismut hat metallische Eigenschaften. Für As und Sb ist die wichtigste Oxidationsstufe +3. Für Bi ist sie die einzig mögliche, abgesehen von den Oxidationsstufen, die unter einigen äußerst spezifischen Bedingungen auftreten. Wismut kann nicht alle fünf Valenzelektronen verlieren, der Energiebedarf hierfür ist zu hoch. Es verliert jedoch drei br-Elektronen und bildet ein Bi-Ion.

Mendeleev führte seine Dissertationsarbeit in Deutschland, in Heidelberg, gerade während des Internationalen Chemiekongresses in Karlsruhe durch. Er besuchte den Kongress und hörte Cannizzaros Rede, in der er seinen Standpunkt zum Problem des Atomgewichts klar zum Ausdruck brachte. Nach Russland zurückgekehrt, begann Mendelejew, die Liste der Elemente zu studieren und machte auf die Periodizität der Wertigkeitsänderungen von Elementen aufmerksam, die in aufsteigender Reihenfolge der Atomgewichte angeordnet sind: Wasserstoffwertigkeit 1, Lithium I, Beryllium 2, Bor 3, Kohlenstoff 4, Magnesium 2, Stickstoff 3, Schwefel 2 , Fluor 1, Natrium 1, Aluminium 3, Silizium 4, Phosphor 3, K1 Kohlenstoff 2, Chlor I usw.

Phosphor ist hinsichtlich der Anzahl der Valenzelektronen (35 3р) ein Analogon von Stickstoff.

Sauerstoffatome verbinden sich mit mindestens zwei verschiedenen Atomen. Calcium, Schwefel, Magnesium und Barium verhalten sich gleich. Diese Elemente haben eine Wertigkeit von zwei, während Stickstoff, Phosphor, Aluminium und Gold eine Wertigkeit von drei haben. Eisen kann eine Wertigkeit von zwei oder drei haben. Im Prinzip erwies sich die Frage der Wertigkeit als nicht so einfach, wie es zunächst schien, aber schon diese einfachste Version dieser Theorie ermöglichte es, wichtige Schlussfolgerungen zu ziehen.

Beim Übergang von Lithium zu Fluor G kommt es zu einer natürlichen Abschwächung der metallischen Eigenschaften und einer Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften bei gleichzeitiger Erhöhung der Wertigkeit. Der Übergang von Fluor G zum nächsten Element in Bezug auf die Atommasse, Natrium La, geht mit einer abrupten Änderung der Eigenschaften und der Wertigkeit einher, und Natrium wiederholt weitgehend die Eigenschaften von Lithium und ist ein typisches einwertiges Metall, wenn auch aktiver. Neben Natrium ähnelt Magnesium in vielerlei Hinsicht Beryllium Be (beide sind zweiwertig und weisen metallische Eigenschaften auf, aber die chemische Aktivität beider ist weniger ausgeprägt als die des Li-Na-Paares). Aluminium A1 ähnelt neben Magnesium Bor B (Wertigkeit 3). Wie nahe Verwandte einander ähneln, sind Silizium 81 und Kohlenstoff C, Phosphor P und Stickstoff S, Schwefel 8 und Sauerstoff O, Chlor C1 und Fluor G. Beim Übergang zum nächsten Element nach Chlor in der Reihenfolge zunehmender Atommasse, Kalium K kommt es erneut zu einem Sprung in der Änderung der Wertigkeit und der chemischen Eigenschaften. Kalium eröffnet wie Lithium und Natrium eine Reihe von Elementen (die dritte in Folge), deren Vertreter eine tiefe Analogie zu den Elementen der ersten beiden Reihen aufweisen.

Die Wirksamkeit des Additivs hängt vom Wertigkeitszustand und der Position der Elemente im Additivmolekül, dem Vorhandensein funktioneller Gruppen, ihrer Synergie und anderen Faktoren ab. Die Verwendung von phosphor-, schwefel-, sauerstoff- und stickstoffhaltigen Verbindungen als Additive für Schmieröle hängt eng mit der Besonderheit der elektronischen Struktur dieser Elemente zusammen. Ihre Wechselwirkung mit der Metalloberfläche von Motorteilen führt zu deren Modifikation (Strukturänderung) und durch die Bildung von Schutzfilmen werden die Korrosions-, Verschleiß- und Hochdruckeigenschaften dieser Verbindungen in einer Öllösung gewährleistet . Darüber hinaus stabilisieren Additive, die diese Elemente enthalten, das Öl, indem sie die Oxidationskette durch Reaktion mit Peroxidradikalen unterbrechen und Hydroperoxide zerstören.

Halogenierung. Die für die Chlorierung am häufigsten verwendeten Katalysatoren sind metallisches Eisen, Kupferoxid, Brom, Schwefel, Jod, Halogenide von Eisen, Antimon, Zinn, Arsen, Phosphor, Aluminium und Kupfer, pflanzliche und tierische Kohle, aktiviertes Bauxit und andere Tone. Die meisten dieser Katalysatoren sind Halogenträger. So können Fe, Sb und P in Halogenverbindungen in Gegenwart von freiem Chlor in zwei Wertigkeitsstufen vorliegen; sie fügen abwechselnd Chlor in aktiver Form hinzu und geben es ab. Ebenso bilden Jod, Brom und Schwefel mit Chlor instabile Verbindungen. Bromierungskatalysatoren ähneln Chlorierungskatalysatoren. Phosphor ist der beste Beschleuniger für die Jodierung. Der Fluorierungsprozess erfordert keinen Katalysator. In Gegenwart von Sauerstoff verlangsamt sich die Halogenierung.

Die katalytische Chlorierung basiert auf der Verwendung eines Chlorträgers wie Jod, Schwefel, Phosphor, Antimon und anderen in Form entsprechender Chloride, die im zu chlorierenden Kohlenwasserstoff gelöst werden, oder bei der Chlorierung von gasförmigen Paraffin-Kohlenwasserstoffen – in a Lösungsmittel. Es werden nur Elemente mit mindestens zwei Wertigkeiten verwendet. Auch radikalbildende Stoffe wie Diazomethan, Tetraethylblei und Hexaphenylethan können als Homogenkatalysatoren eingesetzt werden. Sie haben die Fähigkeit, ein Chlormolekül in Atome zu spalten, die sofort eine Kettenreaktion auslösen.

Wenn ein Element mehrere Reihen von Verbindungen bildet, die unterschiedlichen Oxidationsstufen entsprechen, wird nach dem Namen der Verbindung in Klammern entweder die Wertigkeit des Kations (in römischen Ziffern) oder die Anzahl von Halogen, Sauerstoff, Schwefel oder Säure angegeben Reste im zusammengesetzten Molekül (in Worten). Zum Beispiel Eisenchlorid (P1), Phosphorchlorid (drei), Manganoxid (zwei). In diesem Fall wird die Bezeichnung Valenz meist für weniger charakteristische Valenzzustände vergeben. Beispielsweise entfällt bei Kupfer im zweiwertigen Zustand die Angabe der Wertigkeit, während einwertiges Kupfer als Kupferiodid (I) bezeichnet wird.

Die Leitfähigkeit von Stoffen wie Silizium und Germanium kann durch das Einbringen kleiner Mengen bestimmter Verunreinigungen erhöht werden. Beispielsweise führt die Einführung von Bor- oder Phosphorverunreinigungen in Siliziumkristalle zu einer effektiven Verengung der Bandlücke. Während des Kristallwachstums können geringe Mengen Bor oder Phosphor (einige Teile pro Million) in die Siliziumstruktur eingebaut werden. Das Phosphoratom hat fünf Valenzelektronen und daher, nachdem vier davon verbraucht wurden –

Phosphor, Arsen, Antimon und Wismut bilden nur mit den s-Elementen und d-Elementen der Zink-Untergruppe stöchiometrische Verbindungen entsprechend der formalen Wertigkeit.

Dass Farbstoff und Adsorbens ein einziges Quantensystem darstellen, geht aus vielen Tatsachen hervor. Die offensichtlichste davon ist, dass die Absorption von Strahlung einer beliebigen, beispielsweise der niedrigsten Frequenz innerhalb des Absorptionsbandes eines bestimmten Phosphors zur Emission seines gesamten Strahlungsspektrums führt, einschließlich deutlich höherer Frequenzen als die Frequenzen des absorbierten Lichts. Dies bedeutet, dass Strahlungsquanten für den allgemeinen Gebrauch verwendet werden und die Energie, die nicht ausreicht, um Frequenzen auszusenden, die über der kleinen Frequenz des absorbierten Lichts liegen, ebenfalls aus den allgemeinen Ressourcen des Festkörpers stammt. Obwohl sich der Farbstoff zweifellos nur auf der Oberfläche befindet, geht die Absorption des Lichts seiner charakteristischen langen Wellen (für die der diesen Farbstoff adsorbierende Kristall praktisch transparent ist) mit der Bildung von metallischem Silber im Volumen des Silberbromidkristalls einher lässt keine anderen Interpretationen zu. Dabei verschiebt sich die Empfindlichkeit von Silberbromid umso weiter in Richtung langer Wellen, je länger die Kette konjugierter Bindungen in der Struktur des Farbstoffmoleküls ist (Abb. 44). Tatsache ist, dass sich die Elektronen des Farbstoffs in Wellenbewegung befinden und dass das Farbstoffmolekül, das sich über eine Valenzbindung mit dem Kristall verbindet, mit ihm ein einziges Ganzes bildet. Der Kristall und der Farbstoff bilden ein einziges Quantensystem. Es ist daher nicht überraschend, dass der Mechanismus der Photolyse rein ist

Phosphor (P) hat eine Valenzkonfiguration von 3x 3p und Schwefel (8) hat eine Valenzkonfiguration von 3x 3p. Das P-Atom hat somit eine halbgefüllte 3p-Schale, während Atom 8 über ein zusätzliches Elektron verfügt, das gezwungen ist, sich mit einem der bereits in den 3p-Orbitalen vorhandenen Elektronen zu paaren

Für die Bildung kovalenter Bindungen in der Kristallstruktur von Silizium behält Phosphor ein weiteres Elektron. Wenn ein elektrisches Feld an den Kristall angelegt wird, kann sich dieses Elektron vom Phosphoratom entfernen; daher gilt Phosphor als Elektronendonor im Siliziumkristall. Um gespendete Elektronen freizusetzen, sind nur 1,05 kJ mol erforderlich; diese Energie verwandelt einen Siliziumkristall mit einer kleinen Beimischung von Phosphor in einen Leiter. Wenn Borverunreinigungen in einen Siliziumkristall eingebracht werden, tritt das gegenteilige Phänomen auf. Dem Boratom fehlt ein Elektron, um die erforderliche Anzahl kovalenter Bindungen in einem Siliziumkristall zu bilden. Daher gibt es für jedes Boratom in einem Siliziumkristall eine freie Stelle im Bindungsorbital. In diese mit Boratomen verbundenen freien Orbitale können Silizium-Valenzelektronen angeregt werden, wodurch sich die Elektronen frei durch den Kristall bewegen können. Eine solche Leitfähigkeit entsteht dadurch, dass ein Elektron eines benachbarten Siliziumatoms in das freie Orbital eines Boratoms springt. Die neu entstandene Lücke im Orbital des Siliziumatoms wird sofort mit einem Elektron eines anderen nachfolgenden Siliziumatoms aufgefüllt. Es entsteht ein Kaskadeneffekt, bei dem Elektronen von einem Atom zum nächsten springen. Physiker beschreiben dieses Phänomen lieber als die Bewegung eines positiv geladenen Lochs in die entgegengesetzte Richtung. Unabhängig davon, wie das Phänomen beschrieben wird, steht fest, dass weniger Energie erforderlich ist, um die Leitfähigkeit in einer Substanz wie Silizium zu aktivieren, wenn der Kristall eine kleine Menge eines Elektronendonors wie Phosphor oder eines Elektronenakzeptors wie Bor enthält.

Weißer Phosphor besteht aus tetraedrischen P4-Molekülen, schematisch dargestellt in Abb. 21.25. Wie in Abschn. 8.7, Teil 1, Bindungswinkel von 60 Zoll wie im P4-Molekül sind in anderen Molekülen recht selten. Sie weisen auf das Vorhandensein sehr gespannter Bindungen hin, was mit einer hohen Reaktionsfähigkeit vereinbar ist

Obwohl Phosphor ein elektronisches Analogon von Stickstoff ist, unterscheiden sich Phosphorverbindungen von Stickstoffverbindungen durch das Vorhandensein freier i-Orbitale in der Valenzmektronschicht des Atoms.

Elektronische Struktur von Organophosphorverbindungen und die Natur chemischer Bindungen; Energie und Länge von Phosphorbindungen; Bindungswinkel; Bildung von Bindungen unter Beteiligung des 3. Orbits der Itale.

In noch größerem Maße sind dem Phosphorring aromatische Eigenschaften innewohnend. 2,4,6-Triphenylphosphor autoxidiert oder quaternisiert unter der Einwirkung von Methyliodid oder Triethyloxoniumborfluorid nicht. Gleichzeitig kommt es in Benzol bereits bei Raumtemperatur leicht zu seiner Wechselwirkung mit nukleophilen Reagenzien – Alkyl- oder Aryllithiumverbindungen Es erscheint ein Phosphorin-Anion ( 1). Die Bildung des Anions (I) wurde mithilfe von PMR- und UV-Spektren nachgewiesen. Die Hydrolyse des Reaktionsgemisches, das eine tiefblau-violette Farbe aufweist, führt zu 1-Alkyl(aryl)-2, 4,6-Tri-

Herstellung von Silikatphosphor. Chemische Zusammensetzung von Phosphor, Struktur von Phosphor, Wertigkeit von Mn. Es gibt eine Vielzahl unterschiedlicher Methoden zur Herstellung von Kristallleuchtstoffen auf Silikatbasis. Als Beispiel geben wir eines davon. Eine gut gereinigte Ammoniaklösung von Zinkoxid, eine wässrige Lösung von Mangannitrat und eine alkoholische Lösung von Kieselsäure (Ethylsilikat) werden zusammengegossen, um ein Gel zu bilden. Das Gel wird getrocknet, gemahlen und in Quarzgefäßen auf 1200 °C kalziniert und nach der Kalzinierung schnell abgekühlt. Bei niedrigem Mn-Gehalt kann die Kalzinierung an Luft bei niedrigem Mn-Gehalt durchgeführt werden; um dessen Oxidation zu vermeiden, wird die Kalzinierung in einer Atmosphäre aus Kohlendioxid durchgeführt.

Katalytische Oxidation von Ölrückständen. Es gibt viele Versuche, den Oxidationsprozess von Rohstoffen zu beschleunigen, die Qualität zu verbessern oder dem oxidierten Bitumen mithilfe verschiedener Katalysatoren und Initiatoren bestimmte Eigenschaften zu verleihen. Als Katalysatoren für Redoxreaktionen wird vorgeschlagen, Salze der Salzsäure und Metalle unterschiedlicher Wertigkeit (Eisen, Kupfer, Zinn, Titan usw.) zu verwenden. Als Katalysatoren für Dehydratisierung, Alkylierung und Crackung (Protonentransfer) werden Aluminium-, Eisen-, Zinnchloride und Phosphorpentoxid als Oxidationsinitiatoren – Peroxide – vorgeschlagen. Die meisten dieser Katalysatoren initiieren Verdichtungsreaktionen von Rohstoffmolekülen (Öle und Harze) zu Asphaltenen, ohne das Bitumen mit Sauerstoff anzureichern. Die in zahlreicher Patentliteratur genannten Möglichkeiten zur Beschleunigung des Prozesses der Oxidation von Rohstoffen und zur Verbesserung der Eigenschaften von Bitumen (hauptsächlich in Richtung einer zunehmenden Penetration bei einer bestimmten Erweichungstemperatur) sind in zusammengefasst, aber da die Autoren der Patente dies tun Ihre Vorschläge, ohne die Chemie des Prozesses preiszugeben, werden in dieser Monographie nicht berücksichtigt. Forschung von A. Hoiberg

In den meisten Fällen wird die Halogenierung durch Lichteinstrahlung (Wellenlänge 3000–5000 A) oder hohe Temperatur (mit oder ohne Katalysator) beschleunigt. Als Katalysatoren werden üblicherweise Metallhalogenidverbindungen eingesetzt, die über zwei Wertigkeitszustände verfügen und beim Übergang von einem Wertigkeitszustand in einen anderen Halogenatome abgeben können – P I5, P I3, Fe lg. Außerdem kommen Antimonchlorid oder Manganchlorid sowie nichtmetallische Katalysatoren – Jod, Brom oder Phosphor – zum Einsatz.

Lithium und Natrium haben mäßige Elektronenaffinitäten, Beryllium hat eine negative Elektronenaffinität und Magnesium hat eine Elektronenaffinität nahe Null. In Be- und M-Atomen ist das Valenz-x-Orbital vollständig gefüllt und das hinzugefügte Elektron muss das energetisch höher gelegene p-Orbital besetzen. Stickstoff und Phosphor haben geringe Elektronenaffinitäten, da das hinzugefügte Elektron in diesen Atomen mit einem der Elektronen in den halbgefüllten p-Orbitalen paaren muss.

Atome von Elementen der dritten und nachfolgenden Perioden gehorchen oft nicht der Oktettregel. Einige von ihnen weisen die bemerkenswerte Fähigkeit auf, an mehr Atome zu binden (das heißt, von mehr Elektronenpaaren umgeben zu sein), als die Oktettregel vorhersagt. Beispielsweise bilden Phosphor und Schwefel die Verbindungen PF5 bzw. SF. In den Lewis-Strukturen dieser Verbindungen werden alle Valenzelektronen des schweren Elements von diesem genutzt, um Bindungen mit anderen Atomen einzugehen

In diesen Diagrammen zeigt der volle Pfeil die Position der Koordinationsbindung. Die hier vorkommenden Donorelemente (Schwefel, Arsen und Stickstoff) sowie Selen, Phosphor und andere bilden im Zustand höchster Wertigkeit keine Verbindungen mit katalytischen Gifteigenschaften, da dies in diesem Fall bei den Molekülen der Fall ist keine Paare freier Elektronen haben. Das Gleiche gilt für die Ionen dieser Elemente. Sulfitionen sind beispielsweise giftig, Sulfitionen hingegen nicht

Die Anzahl der Elektronen in der Außenschale bestimmt die einem bestimmten Element innewohnenden Valenzzustände und damit die Art seiner Verbindungen – Hydride, Oxide, Hydroxide, Salze usw. So sind in den Außenschalen der Atome Phosphor, Arsen, Antimon und Wismut haben die gleiche Anzahl (fünf) Elektronen. Dies bestimmt die Gleichheit ihrer Hauptvalenzzustände (-3, -f3, -b5), den gleichen Typ von EH3-Hydriden, E2O3- und EaO-Oxiden, -Hydroxiden usw. Dieser Umstand ist letztendlich der Grund dafür, dass sich diese Elemente im selben Zustand befinden Untergruppe Periodensystem.

Somit entspricht die Anzahl der ungepaarten Elektronen in Beryllium-, Bor- und Kohlenstoffatomen im angeregten Zustand der tatsächlichen Wertigkeit dieser Elemente. Bei den Atomen Stickstoff, Sauerstoff und Fluor kann ihre Anregung nicht zu einer Erhöhung der Zahl nichtionärer Elektronen in der zweiten Ebene ihrer Elektronenhüllen führen. Die Analoga dieser Elemente – Phosphor, Schwefel und Chlor – liegen jedoch auf der dritten Ebene

Die Zahl der ungepaarten Elektronen in einem Phosphoratom erreicht bei Anregung fünf, was seiner tatsächlichen maximalen Palenz entspricht. Wenn ein Schwefelatom angeregt wird, erhöht sich die Zahl der ungepaarten Elektronen auf vier und sogar auf [is], und für ein Chloratom auf drei, fünf und maximal sieben, was auch den tatsächlichen Werten der entspricht Wertigkeit, die sie aufweisen. Bei Erregung verhalten sie sich ähnlich

Die Eigenschaften eines Atoms werden maßgeblich durch die Struktur seiner äußeren Elektronenschicht bestimmt. Elektronen, die sich auf der äußeren und manchmal auch auf der vorletzten Elektronenschicht des Atoms befinden, können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein. Solche Elektronen nennt man Wertigkeit Beispielsweise hat ein Phosphoratom 5 Valenzelektronen: (Abb. 1).

Reis. 1. Elektronische Formel des Phosphoratoms

Die Valenzelektronen der Atome der Elemente der Hauptuntergruppen befinden sich in den s- und p-Orbitalen der äußeren Elektronenschicht. Bei Elementen von Seitenuntergruppen, mit Ausnahme von Lanthanoiden und Actiniden, befinden sich Valenzelektronen im s-Orbital der äußeren und d-Orbitale der vorletzten Schicht.

Unter Valenz versteht man die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen. Diese Definition und der Begriff der Wertigkeit selbst sind nur in Bezug auf Stoffe mit kovalentem Bindungstyp richtig. Für ionische Verbindungen ist dieses Konzept nicht anwendbar; stattdessen wird das formale Konzept der „Oxidationsstufe“ verwendet.

Die Valenz wird durch die Anzahl der Elektronenpaare charakterisiert, die entstehen, wenn ein Atom mit anderen Atomen interagiert. Beispielsweise beträgt die Wertigkeit von Stickstoff in Ammoniak NH3 drei (Abb. 2).

Reis. 2. Elektronische und grafische Formeln des Ammoniakmoleküls

Die Anzahl der Elektronenpaare, die ein Atom mit anderen Atomen bilden kann, hängt zunächst von der Anzahl seiner ungepaarten Elektronen ab. Beispielsweise hat ein Kohlenstoffatom zwei ungepaarte Elektronen in 2p-Orbitalen (Abb. 3). Aufgrund der Anzahl der ungepaarten Elektronen können wir sagen, dass ein solches Kohlenstoffatom eine Wertigkeit von II aufweisen kann.

Reis. 3. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms im Grundzustand

In allen organischen Substanzen und einigen anorganischen Verbindungen ist Kohlenstoff vierwertig. Eine solche Valenz ist nur im angeregten Zustand des Kohlenstoffatoms möglich, in den es sich bei Aufnahme zusätzlicher Energie umwandelt.

Im angeregten Zustand sind die 2s-Elektronen im Kohlenstoffatom gepaart, von denen eines in das freie 2p-Orbital geht. Vier ungepaarte Elektronen können vier kovalente Bindungen bilden. Der angeregte Zustand eines Atoms wird üblicherweise mit einem „Sternchen“ gekennzeichnet (Abb. 4).

Reis. 4. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms im angeregten Zustand

Kann Stickstoff aufgrund der Anzahl seiner Valenzelektronen eine Wertigkeit von fünf haben? Betrachten wir die Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms.

Das Stickstoffatom hat zwei Elektronenschichten, auf denen sich nur 7 Elektronen befinden (Abb. 5).

Reis. 5. Elektronisches Diagramm der Struktur der äußeren Schicht des Stickstoffatoms

Stickstoff kann drei Elektronenpaare mit drei anderen Elektronen teilen. Ein Elektronenpaar im 2s-Orbital kann ebenfalls an der Bildung einer Bindung beteiligt sein, jedoch über einen anderen Mechanismus – Donor-Akzeptor, der eine vierte Bindung bildet.

Die Paarung von 2s-Elektronen in einem Stickstoffatom ist unmöglich, da es auf der zweiten Elektronenschicht kein d-Unterniveau gibt. Daher ist die höchste Wertigkeit von Stickstoff IV.

Zusammenfassung der Lektion

In dieser Lektion haben Sie gelernt, die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente zu bestimmen. Beim Studium des Materials haben Sie erfahren, wie viele Atome anderer chemischer Elemente ein bestimmtes Atom an sich selbst binden kann und warum Elemente unterschiedliche Wertigkeitswerte aufweisen.

Quellen

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 - Zusammenfassung

Reis. 1. Elektronische Formel des Phosphoratoms

Reis. 2. Elektronische und grafische Formeln des Ammoniakmoleküls

Reis. 3. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms im Grundzustand

Reis. 4. Elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms im angeregten Zustand

Kann Stickstoff aufgrund der Anzahl seiner Valenzelektronen eine Wertigkeit von fünf haben? Betrachten wir die Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms.

Das Stickstoffatom hat zwei Elektronenschichten, auf denen sich nur 7 Elektronen befinden (Abb. 5).

Reis. 5. Elektronisches Diagramm der Struktur der äußeren Schicht des Stickstoffatoms

Die Paarung von 2s-Elektronen in einem Stickstoffatom ist unmöglich, da es auf der zweiten Elektronenschicht kein d-Unterniveau gibt. Daher ist die höchste Wertigkeit von Stickstoff IV.

Zusammenfassung der Lektion

Referenzliste

Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Chemie. Lehrbuch für die Allgemeinbildung der 10. Klasse. Einrichtung Profilebene. - M.: LLC TID „Russisches Wort – RS“, 2008. (§ 9)
Rudzitis G.E. Chemie. Grundlagen der allgemeinen Chemie. 11. Klasse: pädagogisch. für die Allgemeinbildung Institution: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2010. (§ 5)
Radetsky A.M. Chemie. Didaktisches Material. 10-11 Klassen. - M.: Bildung, 2011.
Khomchenko I.D. Sammlung von Aufgaben und Übungen in Chemie für das Gymnasium. - M.: RIA „New Wave“: Verlag Umerenkov, 2008. (S. 8)

Eine einheitliche Sammlung digitaler Bildungsressourcen (Videoexperimente zum Thema) ().
Elektronische Version der Zeitschrift „Chemistry and Life“ ().

Hausaufgaben

Mit. 30 Nr. 2.41, 2.43 aus der Sammlung von Aufgaben und Übungen zur Chemie für die weiterführende Schule (Khomchenko I.D.), 2008.
Schreiben Sie die elektronischen Diagramme der Struktur des Chloratoms im Grundzustand und im angeregten Zustand auf.
Wie viele Valenzelektronen befinden sich in einem Atom von: a) Beryllium; b) Sauerstoff; c) Schwefel?

Konzept Wertigkeit kommt vom lateinischen Wort „valentia“ und war bereits Mitte des 19. Jahrhunderts bekannt. Die erste „ausführliche“ Erwähnung der Wertigkeit erfolgte in den Werken von J. Dalton, der argumentierte, dass alle Substanzen aus Atomen bestehen, die in bestimmten Anteilen miteinander verbunden sind. Dann führte Frankland das eigentliche Konzept der Wertigkeit ein, das in den Werken von Kekule weiterentwickelt wurde, der über die Beziehung zwischen Wertigkeit und chemischer Bindung sprach, A.M. Butlerov, der in seiner Theorie der Struktur organischer Verbindungen die Wertigkeit mit der Reaktivität einer bestimmten chemischen Verbindung verknüpfte, und D.I. Mendeleev (im Periodensystem der chemischen Elemente wird die höchste Wertigkeit eines Elements durch die Gruppennummer bestimmt).

DEFINITION

Wertigkeit ist die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Atom bilden kann, wenn es mit einer kovalenten Bindung verbunden ist.

Die Wertigkeit eines Elements wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen in einem Atom bestimmt, da diese an der Bildung chemischer Bindungen zwischen Atomen in den Molekülen von Verbindungen beteiligt sind.

Der Grundzustand eines Atoms (Zustand mit minimaler Energie) wird durch die elektronische Konfiguration des Atoms charakterisiert, die der Position des Elements im Periodensystem entspricht. Ein angeregter Zustand ist ein neuer Energiezustand eines Atoms mit einer neuen Verteilung der Elektronen innerhalb des Valenzniveaus.

Elektronische Konfigurationen von Elektronen in einem Atom können nicht nur in Form elektronischer Formeln, sondern auch mithilfe elektronengrafischer Formeln (Energie, Quantenzellen) dargestellt werden. Jede Zelle bezeichnet ein Orbital, ein Pfeil zeigt ein Elektron an, die Richtung des Pfeils (nach oben oder unten) gibt den Spin des Elektrons an, eine freie Zelle stellt ein freies Orbital dar, das ein Elektron bei Anregung besetzen kann. Befinden sich in einer Zelle zwei Elektronen, nennt man diese Elektronen gepaart, bei 1 Elektron nennt man sie ungepaart. Zum Beispiel:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Die Orbitale werden wie folgt besetzt: Zuerst ein Elektron mit den gleichen Spins und dann ein zweites Elektron mit entgegengesetzten Spins. Da die 2p-Unterebene drei Orbitale mit gleicher Energie besitzt, besetzten jedes der beiden Elektronen ein Orbital. Ein Orbital blieb frei.

Bestimmung der Wertigkeit eines Elements mithilfe elektronischer Grafikformeln

Die Wertigkeit eines Elements kann durch elektronengrafische Formeln für die elektronischen Konfigurationen von Elektronen in einem Atom bestimmt werden. Betrachten wir zwei Atome – Stickstoff und Phosphor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Weil Die Wertigkeit eines Elements wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, daher ist die Wertigkeit von Stickstoff III. Da das Stickstoffatom keine leeren Orbitale besitzt, ist für dieses Element kein angeregter Zustand möglich. Allerdings ist III nicht die maximale Wertigkeit von Stickstoff, die maximale Wertigkeit von Stickstoff ist V und wird durch die Gruppennummer bestimmt. Daher ist zu beachten, dass es mit elektronischen Grafikformeln nicht immer möglich ist, die höchste Wertigkeit sowie alle für dieses Element charakteristischen Wertigkeiten zu bestimmen.

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

Im Grundzustand verfügt das Phosphoratom über 3 ungepaarte Elektronen, daher ist die Wertigkeit von Phosphor III. Im Phosphoratom gibt es jedoch freie d-Orbitale, daher können sich Elektronen auf der 2s-Unterebene paaren und freie Orbitale der d-Unterebene besetzen, d. h. in einen aufgeregten Zustand geraten.

Nun hat das Phosphoratom 5 ungepaarte Elektronen, daher hat Phosphor auch die Wertigkeit V.

Elemente mit mehreren Valenzwerten

Elemente der Gruppen IVA – VIIA können mehrere Wertigkeitswerte haben, wobei sich die Wertigkeit in der Regel in Schritten von 2 Einheiten ändert. Dieses Phänomen ist darauf zurückzuführen, dass Elektronen paarweise an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.

Im Gegensatz zu den Elementen der Hauptuntergruppen weisen die Elemente der B-Untergruppen in den meisten Verbindungen keine höhere Wertigkeit auf, die der Gruppennummer entspricht, beispielsweise Kupfer und Gold. Im Allgemeinen weisen Übergangselemente eine große Vielfalt chemischer Eigenschaften auf, was durch eine große Bandbreite an Wertigkeiten erklärt wird.

Betrachten wir die elektronischen Grafikformeln der Elemente und stellen wir fest, warum die Elemente unterschiedliche Wertigkeiten haben (Abb. 1).

Aufgaben: Bestimmen Sie die Valenzmöglichkeiten von As- und Cl-Atomen im Grund- und angeregten Zustand.

Phosphorwertigkeit

Bestimmung der Wertigkeit eines Elements mithilfe elektronischer Grafikformeln

Elemente mit mehreren Valenzwerten

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