Struktura vanjskih energetskih razina atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se te razine nazivaju valentnim razinama. Elektroni ovih razina, a ponekad i predvanjskih razina, mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Takvi se elektroni nazivaju i valentni elektroni.
Valencija atoma kemijskog elementa određena je prvenstveno brojem nesparenih elektrona koji sudjeluju u stvaranju kemijske veze.
Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podskupina nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente pobočnih podskupina, osim za lantanide i aktinoide, valentni elektroni nalaze se u s-orbitali vanjskog i d-orbitali predvanjskog sloja.
Da bi se ispravno procijenile valentne sposobnosti atoma kemijskih elemenata, potrebno je razmotriti raspodjelu elektrona u njima po energetskim razinama i podrazinama te odrediti broj nesparenih elektrona u skladu s Paulijevim načelom i Hundovim pravilom za nepobuđene ( osnovno, ili stacionarno) stanje atoma i za pobuđeno (tada koje je primilo dodatnu energiju, uslijed čega se elektroni vanjskog sloja uparuju i prenose na slobodne orbitale). Atom u pobuđenom stanju označen je odgovarajućim simbolom elementa sa zvjezdicom. Na primjer, razmotrite mogućnosti valencije atoma fosfora u stacionarnim i pobuđenim stanjima:

U nepobuđenom stanju atom fosfora ima tri nesparena elektrona u p podrazini. Kada atom prijeđe u pobuđeno stanje, jedan od para elektrona d-podrazine može se pomaknuti na praznu orbitalu d-podrazine. Valencija fosfora se mijenja od tri (u osnovnom stanju) do pet (u pobuđenom stanju).
Odvajanje sparenih elektrona zahtijeva energiju, budući da je sparivanje elektrona popraćeno smanjenjem potencijalne energije atoma. Istodobno, potrošnja energije za prijenos atoma u pobuđeno stanje kompenzira se energijom koja se oslobađa tijekom stvaranja kemijskih veza nesparenih elektrona.
Dakle, atom ugljika u stacionarnom stanju ima dva nesparena elektrona. Posljedično, uz njihovo sudjelovanje, mogu se formirati dva zajednička elektronska para, stvarajući dvije kovalentne veze. Međutim, dobro vam je poznato da mnogi anorganski i svi organski spojevi sadrže četverovalentne ugljikove atome. Očito je da su njegovi atomi u tim spojevima u pobuđenom stanju formirali četiri kovalentne veze.

Energija potrošena na pobuđivanje ugljikovih atoma više je nego kompenzirana energijom koja se oslobađa tijekom stvaranja dviju dodatnih kovalentnih veza. Dakle, za prijenos atoma ugljika iz stacionarnog stanja 2s 2 2r 2 u pobuđeno stanje - 2s 1 2r 3 potrebno je utrošiti oko 400 kJ/mol energije. Ali kada se u zasićenim ugljikovodicima stvori C-H veza, oslobađa se 360 ​​kJ/mol. Posljedično, kada se formiraju dva mola C-H veza, oslobodit će se 720 kJ, što premašuje energiju prijenosa ugljikovih atoma u pobuđeno stanje za 320 kJ/mol.
Zaključno, treba napomenuti da valentne sposobnosti atoma kemijskih elemenata nisu ograničene samo na broj nesparenih elektrona u stacionarnim i pobuđenim stanjima atoma. Ako se prisjetite donorsko-akceptorskog mehanizma za stvaranje kovalentnih veza, tada će vam postati jasne još dvije valentne mogućnosti atoma kemijskih elemenata, koje su određene prisutnošću slobodnih orbitala i prisutnošću usamljenih elektronskih parova koji mogu dati kovalentna kemijska veza putem donor-akceptorskog mehanizma. Prisjetite se nastanka amonijevog iona NH4+. (Razmotrit ćemo detaljnije implementaciju ovih valentnih mogućnosti pomoću atoma kemijskih elemenata pri proučavanju kemijskih veza.) Izvucimo opći zaključak.

Članci Crteži Tablice O stranici English

Valencija fosfora

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Zr) analogan je dušiku po broju valentnih elektrona. No, kao element 3. periode bitno se razlikuje od dušika, elementa 2. periode. Ova razlika je u tome što fosfor ima veću atomsku veličinu, nižu energiju ionizacije, veći afinitet za elektrone i veću atomsku polarizabilnost od dušika. Maksimalni koordinacijski broj fosfora je šest. Što se tiče ostalih elemenata 3. perioda, RL - RL veza nije tipična za atom fosfora i stoga su, za razliku od dušika, sp- i sp-hibridna stanja fosfornih orbitala nestabilna. Fosfor u spojevima pokazuje oksidacijska stanja od -3 do +5. Najtipičnije oksidacijsko stanje je +5.

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

U kojim spojevima fosfor ima najveću valenciju?

Koje su valentne sposobnosti fosfora? Kako se u tom pogledu razlikuje od svog analoga - dušika?

Elektronska struktura atoma fosfora odgovara formuli 16R 5 25 2r Zz Zr. Fosfor ima valentne elektrone na trećoj (vanjskoj) energetskoj razini, na kojoj se uz 5- i tri p-orbitale nalazi pet slobodnih -orbitala.

Prema drugom stajalištu, razlika u svojstvima fosfora i dušika objašnjava se prisutnošću valentnih 3 orbitala u atomu fosfora,

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

Ali kod fosfora, kao elementa 3. periode, ulogu valentnih orbitala imaju i 3. orbitale. Stoga se uz zajednička svojstva u kemiji ovih tipičnih elemenata skupine V pojavljuju značajne razlike. Za fosfor su mogući zrCh-, zrCh- i 5p-tipovi hibridizacije valentnih orbitala. Maksimalni koordinacijski broj fosfora je 6. Za razliku od dušika, fosfor je karakteriziran l - rl vezom zbog prihvaćanja elektronskih parova odgovarajućih atoma slobodnim 3d orbitalama.

Stabilni koordinacijski broj fosfora (V) je 4, što odgovara sp-hibridizaciji njegovih valentnih orbitala. Koordinacijski brojevi 5 i 6 pojavljuju se rjeđe; u tim slučajevima atomu fosfora pripisuje se sp4- i sp-hibridno stanje (str. 415).

Slično se ponašaju i elementi VA skupine, ali je granica između metala i nemetala u ovoj skupini niža. Dušik i fosfor su nemetali, kemijski sastav njihovih kovalentnih spojeva i moguća oksidacijska stanja određeni su prisutnošću pet valentnih elektrona u konfiguraciji.Dušik i fosfor najčešće imaju oksidacijska stanja - 3, -b 3 i +5. Arsen As i antimon Sb su polumetali koji tvore amfoterne okside, a samo bizmut ima metalna svojstva. Za As i Sb najvažnije oksidacijsko stanje je + 3. Za Bi je ono jedino moguće, osim oksidacijskih stanja koja se pokazuju pod nekim vrlo specifičnim uvjetima. Bizmut ne može izgubiti svih pet valentnih elektrona; energija potrebna za to je prevelika. Međutim, gubi tri br-elektrona, stvarajući Bi ion.

Mendeljejev je svoj disertacijski rad obavio u Njemačkoj, u Heidelbergu, upravo za vrijeme Međunarodnog kemijskog kongresa u Karlsruheu. Nazočio je kongresu i čuo Cannizzarov govor u kojem je jasno iznio svoje stajalište o problemu atomske težine. Vrativši se u Rusiju, Mendeljejev je počeo proučavati popis elemenata i skrenuo pozornost na periodičnost promjena valencije elemenata poredanih u rastućem redoslijedu atomskih težina: valencija vodika 1, litij I, berilij 2, bor 3, ugljik 4, magnezij 2, dušik 3, sumpor 2, fluor 1, natrij 1, aluminij 3, silicij 4, fosfor 3, k1 ugljik 2, klor I itd.

Fosfor je analog dušika u smislu broja valentnih elektrona (35 3r)

Atomi kisika spajaju se s najmanje dva različita atoma. Kalcij, sumpor, magnezij i barij ponašaju se na isti način. Ovi elementi imaju valenciju dva, dok dušik, fosfor, aluminij i zlato imaju valenciju tri. Željezo može imati valenciju dvije ili tri. U načelu, pokazalo se da pitanje valencije nije tako jednostavno kao što se isprva činilo, ali čak i ova najjednostavnija verzija ove teorije omogućila je izvlačenje važnih zaključaka.

Pri prelasku s litija na fluor G dolazi do prirodnog slabljenja metalnih svojstava i povećanja nemetalnih svojstava uz istodobno povećanje valencije. Prijelaz s fluora G na sljedeći element po atomskoj masi, natrij La, popraćen je naglom promjenom svojstava i valencije, a natrij u velikoj mjeri ponavlja svojstva litija, kao tipičan jednovalentan metal, iako aktivniji. Uz natrij, magnezij je u mnogočemu sličan beriliju Be (oba su dvovalentna i pokazuju metalna svojstva, ali je kemijska aktivnost oba manje izražena od para Li - Na). Aluminij A1, pored magnezija, nalikuje boru B (valencija 3). Koliko su bliski srodnici međusobno slični silicij 81 i ugljik C, fosfor P i dušik S, sumpor 8 i kisik O, klor C1 i fluor G. Kad prijeđete na sljedeći element nakon klora u nizu povećanja atomske mase, kalij K, dolazi do skoka u promjeni opet valencije i kemijskih svojstava. Kalij, poput litija i natrija, otvara niz elemenata (treći po redu), čiji predstavnici pokazuju duboku analogiju s elementima prva dva reda.

Učinkovitost aditiva ovisi o valentnom stanju i položaju elemenata u molekuli aditiva, prisutnosti funkcionalnih skupina, njihovoj sinergiji i drugim čimbenicima. Upotreba spojeva koji sadrže fosfor, sumpor, kisik i dušik kao aditiva za ulja za podmazivanje usko je povezana s osobitošću elektroničke strukture ovih elemenata. Njihova interakcija s metalnom površinom dijelova motora dovodi do modifikacije potonjih (promjena strukture), a zbog stvaranja zaštitnih filmova, zajamčena su svojstva protiv korozije, protiv habanja i ekstremnog tlaka ovih spojeva u uljnoj otopini . Osim toga, aditivi koji sadrže ove elemente stabiliziraju ulje prekidajući oksidacijski lanac reakcijom s peroksidnim radikalima i uništavajući hidroperokside.

Halogeniranje. Katalizatori koji se najčešće koriste za kloriranje su metalno željezo, bakrov oksid, brom, sumpor, jod, halogenidi željeza, antimona, kositra, arsena, fosfora, aluminija i bakra, biljni i životinjski ugljen, 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 prisutnosti slobodnog klora; oni naizmjenično dodaju i otpuštaju klor u aktivnom obliku. Slično, jod, brom i sumpor tvore nestabilne spojeve s klorom. Katalizatori za bromiranje slični su katalizatorima za kloriranje. Fosfor je najbolji ubrzivač jodiranja. Za proces fluoriranja nije potreban katalizator. U prisutnosti kisika halogeniranje se usporava.

Katalitičko kloriranje temelji se na upotrebi nosača klora, kao što su jod, sumpor, fosfor, antimon i drugi, u obliku odgovarajućih klorida, koji su otopljeni u ugljikovodiku koji se klorira ili pri kloriranju plinovitih parafinskih ugljikovodika - u otapalo. Koriste se samo elementi s najmanje dvije vrijednosti valencije. Tvari koje tvore radikale, kao što su diazo-metan, tetraetil olovo i heksafeniletan, također se mogu koristiti kao homogeni katalizatori. Oni imaju sposobnost razdvojiti molekulu klora na atome, koji odmah izazivaju lančanu reakciju.

Kada element tvori nekoliko nizova spojeva koji odgovaraju različitim oksidacijskim stanjima, nakon naziva spoja u zagradama se navodi ili valencija kationa (rimskim brojevima) ili broj halogena, kisika, sumpora ili kiselog ostaci u molekuli spoja (slovima). Na primjer, željezni klorid (P1), fosforov klorid tri), manganov oksid (dva). U tom se slučaju oznaka valencije obično daje za manje karakteristična valentna stanja. Na primjer, za bakar u slučaju dvovalentnog stanja, oznaka valencije je izostavljena, dok je jednovalentni bakar označen kao bakrov jodid (I).

Vodljivost tvari kao što su silicij i germanij može se povećati uvođenjem malih količina određenih nečistoća u njih. Na primjer, uvođenje nečistoća bora ili fosfora u kristale silicija dovodi do učinkovitog sužavanja međupojasnog jaza. Male količine bora ili fosfora (nekoliko dijelova na milijun) mogu se ugraditi u strukturu silicija tijekom rasta kristala. Atom fosfora ima pet valentnih elektrona, i stoga, nakon što se četiri od njih iskoriste -

Fosfor, arsen, antimon i bizmut tvore stehiometrijske spojeve koji odgovaraju formalnoj valenciji samo sa s-elementima i d-elementima podskupine cinka.

Činjenica da boja i adsorbens čine jedan kvantni sustav vidljiva je iz mnogih činjenica. Najočitiji od njih je da apsorpcija zračenja bilo koje, primjerice najniže frekvencije unutar apsorpcijskog pojasa određenog fosfora uzrokuje emisiju njegovog cijelog spektra zračenja, uključujući i znatno više frekvencije od frekvencija apsorbirane svjetlosti. To znači da se kvanti zračenja koriste za uobičajenu upotrebu, a energija koja je nedostatna za emitiranje frekvencija koje prelaze malu frekvenciju apsorbirane svjetlosti također dolazi iz općih resursa čvrstog tijela. Činjenica da iako je boja nedvojbeno samo na površini, apsorpcija svjetlosti njezinih karakterističnih dugih valova (za koje je kristal koji apsorbira ovu boju praktički proziran) prati stvaranje metalnog srebra u volumenu kristala srebrovog bromida. ne dopušta drugačija tumačenja. U tom se slučaju osjetljivost srebrnog bromida pomiče to više prema dugim valovima, što je duži lanac konjugiranih veza u strukturi molekule boje (slika 44). Činjenica je da su elektroni boje u valovitom gibanju i da molekula boje, povezujući se s kristalom valentnom vezom, čini s njim jedinstvenu cjelinu. Kristal i boja tvore jedan kvantni sustav. Stoga ne čudi da je mehanizam fotolize čistog

Fosfor, P, ima konfiguraciju valencije 3x 3p, a sumpor, 8, ima konfiguraciju valencije 3x 3p. Atom P stoga ima napola ispunjenu 3p ljusku, dok atom 8 ima dodatni elektron koji je prisiljen spariti se s jednim od elektrona koji su već prisutni u 3p orbitalama

Za stvaranje kovalentnih veza u kristalnoj strukturi silicija, fosfor zadržava još jedan elektron. Kada se na kristal primijeni električno polje, ovaj se elektron može odmaknuti 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; ta energija pretvara kristal silicija s malom primjesom fosfora u vodič. Kada se nečistoće bora uvedu u kristal silicija, događa se suprotna pojava. Atomu bora nedostaje jedan elektron za stvaranje potrebnog broja kovalentnih veza u kristalu silicija. Stoga za svaki atom bora u kristalu silicija postoji jedno slobodno mjesto u veznoj orbitali. Valentni elektroni silicija mogu se pobuditi u ove prazne orbitale povezane s atomima bora, omogućujući elektronima da se slobodno kreću po kristalu. Takva vodljivost nastaje kao rezultat činjenice da elektron iz susjednog atoma silicija skoči u praznu orbitalu atoma bora. Novostvoreno prazno mjesto u orbiti atoma silicija odmah se popunjava elektronom drugog atoma silicija koji ga slijedi. Dolazi do kaskadnog efekta u kojem elektroni skaču s jednog atoma na drugi. Fizičari ovaj fenomen radije opisuju kao kretanje pozitivno nabijene rupe u suprotnom smjeru. No bez obzira na to kako se fenomen opisuje, čvrsto je utvrđeno da je potrebno manje energije za aktiviranje vodljivosti u tvari kao što je silicij ako kristal sadrži malu količinu donora elektrona kao što je fosfor ili akceptora elektrona kao što je bor.

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

Iako je fosfor elektronički analog dušika, prisutnost slobodnih i-orbitala u valentnom mektronskom sloju atoma čini spojeve fosfora različitim od spojeva dušika.

Elektronska struktura organofosfornih spojeva i priroda kemijskih veza; energija i duljina fosfornih veza; vezni kutovi; nastajanje veza s 3. kuglom itala.

U još većoj mjeri, aromatska svojstva su svojstvena fosforinskom prstenu. 2,4,6-Trifenilfosfor ne autooksidira niti kvaternizira pod djelovanjem metil jodida ili trietiloksonij borofluorida. Istodobno, njegova interakcija s nukleofilnim reagensima - alkilnim ili arillitijevim spojevima, lako se javlja u benzenu već na sobnoj temperaturi." U ovom slučaju dolazi do napada na fosfor, čija se valentna ljuska širi do decetuma, a rezonantno stabiliziran pojavljuje se fosfor-rin anion ( 1). Stvaranje aniona (I) dokazano je pomoću PMR i UV spektra. Hidrolizom reakcijske smjese, koja ima duboku plavo-ljubičastu boju, dolazi do 1-alkil(aril)-2, 4,6-tri-

Priprema silikatnog fosfora. Kemijski sastav fosfora, struktura fosfora, valencija Mn. Postoji značajan broj različitih metoda za pripremu kristalfosfora na bazi silikata. Kao primjer navest ćemo jednu od njih. Dobro pročišćena otopina amonijaka cinkovog oksida, vodena otopina mangan nitrata i alkoholna otopina silicijeve kiseline (etil silikat) se zajedno pretoče u 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 provesti na zraku s niskim sadržajem Mn; kako bi se izbjegla njegova oksidacija, kalcinacija se provodi u atmosferi ugljičnog dioksida.

Katalitička oksidacija uljnih ostataka. Brojni su pokušaji da se različitim katalizatorima i inicijatorima ubrza proces oksidacije sirovina, poboljša kvaliteta ili daju određena svojstva oksidiranom bitumenu. Predlaže se korištenje soli klorovodične kiseline i metala promjenjive valencije (željezo, bakar, kositar, titan itd.) kao katalizatora za redoks reakcije. Kao katalizatori za dehidrataciju, alkilaciju i krekiranje (prijenos protona) predlažu se aluminij, željezo, kositar kloridi i fosforov pentoksid kao inicijatori oksidacije - peroksidi. Većina ovih katalizatora pokreće reakcije zbijanja molekula sirovina (ulja i smola) u asfaltene, bez obogaćivanja bitumena kisikom. Mogućnosti ubrzanja procesa oksidacije sirovina i poboljšanja svojstava bitumena (uglavnom u smjeru povećanja penetracije pri zadanoj temperaturi omekšavanja), date u brojnoj patentnoj literaturi, sažete su u, ali budući da autori patenata čine njihovi prijedlozi bez otkrivanja kemije procesa, njihovi se zaključci u ovoj monografiji ne razmatraju. Istraživanja A. Hoiberga

U većini slučajeva halogeniranje se ubrzava svjetlosnim zračenjem (valna duljina 3000-5000 A) ili visokom temperaturom (sa ili bez katalizatora). Kao katalizatori obično se koriste spojevi metalnih halogena koji imaju dva valentna stanja i sposobni su donirati atome halogena tijekom prijelaza iz jednog valentnog stanja u drugo - P I5, P I3, Fe lg. Također se koriste antimonov klorid ili manganov klorid, kao i nemetalni katalizatori - jod, brom ili fosfor.

Litij i natrij imaju umjereni afinitet prema elektronu, berilij ima negativan afinitet prema elektronu, a magnezij ima afinitet prema elektronu blizu nule. U atomima Be i M, valentna x-orbitala je potpuno ispunjena i dodani elektron mora zauzeti p-orbitalu koja se nalazi više u energiji. Dušik i fosfor imaju niske elektronske afinitete jer se elektron koji se dodaje mora spariti u tim atomima s jednim od elektrona u poluispunjenim p orbitalama.

Atomi elemenata treće i sljedećih perioda često ne poštuju pravilo okteta. Neki od njih pokazuju izvanrednu sposobnost vezanja na više atoma (to jest, da budu okruženi s više elektronskih parova) nego što predviđa pravilo okteta. Na primjer, fosfor i sumpor tvore spojeve PF5, odnosno SF. U Lewisovim strukturama ovih spojeva, svi valentni elektroni teškog elementa se koriste za stvaranje veza s drugim atomima

U ovim dijagramima puna strelica pokazuje položaj koordinacijske veze. Elementi donori 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 valencije, jer u ovom slučaju molekule čine nemaju parove slobodnih elektrona. Isto vrijedi i za ione ovih elemenata. Na primjer, sulfitni ion je otrov, dok sulfatni ion nije

Broj elektrona u vanjskoj ljusci određuje valentna stanja svojstvena određenom elementu, a time i vrste njegovih spojeva - hidridi, oksidi, hidroksidi, 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), isti tip EH3 hidrida, E2O3 i EaO oksida, hidroksida itd. Ta je okolnost u konačnici razlog što se ti elementi nalaze u istoj podskupina periodni sustav.

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, njihova ekscitacija ne može dovesti do povećanja broja neionarnih elektrona u drugoj razini njihovih elektronskih ljuski. Međutim, analozi ovih elemenata - fosfor, sumpor i klor - budući da su na trećoj razini

Broj nesparenih elektrona u atomu fosfora nakon ekscitacije doseže pet, što odgovara njegovoj stvarnoj najvećoj blijedosti. Kada je atom sumpora pobuđen, broj nesparenih elektrona povećava se na četiri, pa čak i na [is], a za atom klora - na tri, pet i, maksimalno, na sedam, što također odgovara stvarnim vrijednostima valentnost koju pokazuju. Slično se ponašaju i kada su uzbuđeni

Svojstva atoma uvelike su određena strukturom njegovog vanjskog sloja elektrona. U stvaranju kemijskih veza mogu sudjelovati elektroni koji se nalaze na vanjskom, a ponekad i na pretposljednjem elektronskom sloju atoma. Takvi se elektroni nazivaju valencija Na primjer, atom fosfora ima 5 valentnih elektrona: (slika 1).

Riža. 1. Elektronska formula atoma fosfora

Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podskupina nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente sporednih podskupina, osim za lantanide i aktinoide, valentni elektroni nalaze se u s-orbitali vanjskog i d-orbitali pretposljednjeg sloja.

Valencija je sposobnost atoma da stvara kemijske veze. Ova definicija i sam pojam valencije točni su samo u odnosu na tvari s kovalentnom vrstom veze. Za ionske spojeve ovaj koncept nije primjenjiv; umjesto njega se koristi formalni koncept "oksidacijskog stanja".

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

Riža. 2. Elektroničke i grafičke formule molekule amonijaka

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

Riža. 3. Elektronska struktura ugljikovog atoma u osnovnom stanju

U svim organskim tvarima i nekim anorganskim spojevima ugljik je četverovalentan. Takva je valencija moguća samo u pobuđenom stanju atoma ugljika, u koje se on pretvara primanjem dodatne energije.

U pobuđenom stanju 2s elektroni u ugljikovom atomu su spareni, od kojih jedan odlazi u slobodnu 2p orbitalu. Četiri nesparena elektrona mogu tvoriti četiri kovalentne veze. Pobuđeno stanje atoma obično se označava "zvjezdicom" (slika 4).

Riža. 4. Elektronska struktura ugljikovog atoma u pobuđenom stanju

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

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

Riža. 5. Elektronski dijagram strukture vanjskog sloja atoma dušika

Dušik može dijeliti tri elektronska para s tri druga elektrona. Par elektrona u 2s orbitali također može sudjelovati u stvaranju veze, ali putem drugačijeg mehanizma - donor-akceptora, tvoreći četvrtu vezu.

Sparivanje 2s elektrona u atomu dušika je nemoguće, budući da na drugom elektronskom sloju ne postoji d podrazina. Stoga je najveća valencija dušika IV.

Sažimanje lekcije

U ovoj ste lekciji naučili odrediti valentne sposobnosti atoma kemijskih elemenata. Dok ste proučavali materijal, naučili ste koliko atoma drugih kemijskih elemenata određeni atom može vezati na sebe, kao i zašto elementi pokazuju različite vrijednosti 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 uvelike su određena strukturom njegovog vanjskog sloja elektrona. U stvaranju kemijskih veza mogu sudjelovati elektroni koji se nalaze na vanjskom, a ponekad i na pretposljednjem elektronskom sloju atoma. Takvi se elektroni nazivaju valencija Na primjer, atom fosfora ima 5 valentnih elektrona: (slika 1).

Riža. 1. Elektronska formula atoma fosfora

Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podskupina nalaze se u s- i p-orbitalama vanjskog elektronskog sloja. Za elemente sporednih podskupina, osim za lantanide i aktinoide, valentni elektroni nalaze se u s-orbitali vanjskog i d-orbitali pretposljednjeg sloja.

Valencija je sposobnost atoma da stvara kemijske veze. Ova definicija i sam pojam valencije točni su samo u odnosu na tvari s kovalentnom vrstom veze. Za ionske spojeve ovaj koncept nije primjenjiv; umjesto njega se koristi formalni koncept "oksidacijskog stanja".

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

Riža. 2. Elektroničke i grafičke formule molekule amonijaka

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

Riža. 3. Elektronska struktura ugljikovog atoma u osnovnom stanju

U svim organskim tvarima i nekim anorganskim spojevima ugljik je četverovalentan. Takva je valencija moguća samo u pobuđenom stanju atoma ugljika, u koje se on pretvara primanjem dodatne energije.

U pobuđenom stanju 2s elektroni u ugljikovom atomu su spareni, od kojih jedan odlazi u slobodnu 2p orbitalu. Četiri nesparena elektrona mogu tvoriti četiri kovalentne veze. Pobuđeno stanje atoma obično se označava "zvjezdicom" (slika 4).

Riža. 4. Elektronska struktura ugljikovog atoma u pobuđenom stanju

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

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

Riža. 5. Elektronski dijagram strukture vanjskog sloja atoma dušika

Dušik može dijeliti tri elektronska para s tri druga elektrona. Par elektrona u 2s orbitali također može sudjelovati u stvaranju veze, ali putem drugačijeg mehanizma - donor-akceptora, tvoreći četvrtu vezu.

Sparivanje 2s elektrona u atomu dušika je nemoguće, budući da na drugom elektronskom sloju ne postoji d podrazina. Stoga je najveća valencija dušika IV.

Sažimanje lekcije

U ovoj ste lekciji naučili odrediti valentne sposobnosti atoma kemijskih elemenata. Dok ste proučavali materijal, naučili ste koliko atoma drugih kemijskih elemenata određeni atom može vezati na sebe, kao i zašto elementi pokazuju različite vrijednosti valencije.

Bibliografija

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kemija. Udžbenik za 10. razred općeg obrazovanja. osnivanje Razina profila. - M.: LLC TID “Ruska riječ - RS”, 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opće kemije. 11. razred: obrazovni. za opće obrazovanje ustanova: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Obrazovanje, OJSC “Moskovski udžbenici”, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. Kemija. Didaktički materijal. 10-11 razreda. - M.: Obrazovanje, 2011.
4. Khomchenko I.D. Zbirka zadataka i vježbi iz kemije za srednju školu. - M.: RIA “Novi val”: Izdavač Umerenkov, 2008. (str. 8)

1. Objedinjena zbirka digitalnih obrazovnih izvora (video iskustva na tu temu) ().
2. Elektronička verzija časopisa “Chemistry and Life” ().

Domaća zadaća

1. S. 30 br. 2.41, 2.43 iz Zbirke zadataka i vježbi iz kemije za srednju školu (Homčenko I.D.), 2008.
2. Napišite elektroničke dijagrame strukture atoma klora u osnovnom i pobuđenom stanju.
3. Koliko valentnih elektrona ima atom: a) berilija; b) kisik; c) sumpor?

Koncept valencija dolazi od latinske riječi valentia, a bila je poznata još sredinom 19. stoljeća. Prvi "opširni" spomen valencije bio je u djelima J. Daltona, koji je tvrdio da se sve tvari sastoje od atoma međusobno povezanih u određenim omjerima. Tada je Frankland uveo sam pojam valencije, koji je dalje razvijen u radovima Kekulea, koji je govorio o odnosu između valencije i kemijske veze, A.M. Butlerov, koji je u svojoj teoriji strukture organskih spojeva povezao valentnost s reaktivnošću određenog kemijskog spoja i D.I. Mendeljejev (u periodnom sustavu kemijskih elemenata najveća valencija elementa određena je brojem skupine).

DEFINICIJA

Valencija je broj kovalentnih veza koje atom može formirati kada se spoji s kovalentnom vezom.

Valencija elementa određena je brojem nesparenih elektrona u atomu, jer oni sudjeluju u stvaranju kemijskih veza između atoma u molekulama spojeva.

Osnovno stanje atoma (stanje s minimalnom energijom) karakterizira elektronička konfiguracija atoma, koja odgovara položaju elementa u periodnom sustavu elemenata. Pobuđeno stanje je novo energetsko stanje atoma, s novom raspodjelom elektrona unutar valentne razine.

Elektronske konfiguracije elektrona u atomu mogu se prikazati ne samo u obliku elektroničkih formula, već i pomoću 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 postoje 2 elektrona, takvi se elektroni nazivaju sparenim, a ako postoji 1 elektron, zovu se nespareni. Na primjer:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

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

Određivanje valencije elementa pomoću elektroničkih grafičkih formula

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

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Jer Valencija elementa određena je brojem nesparenih elektrona, stoga je valencija dušika III. Budući da atom dušika nema prazne orbitale, za ovaj element nije moguće pobuđeno stanje. Međutim, III nije najveća valencija dušika, najveća valencija dušika je V i određena je brojem skupine. Stoga treba imati na umu da korištenjem elektroničkih grafičkih formula nije uvijek moguće odrediti najveću 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, stoga se elektroni koji se nalaze na podrazini 2s mogu spariti i zauzeti prazne orbitale d-podrazine, tj. prijeći u uzbuđeno stanje.

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

Elementi koji imaju više valentnih vrijednosti

Elementi skupina IVA – VIIA mogu imati više vrijednosti valencije, a u pravilu se valencija mijenja u koracima od 2 jedinice. Ova pojava je posljedica činjenice da elektroni sudjeluju u parovima u stvaranju kemijske veze.

Za razliku od elemenata glavnih podskupina, elementi B-podskupine u većini spojeva ne pokazuju višu valenciju jednaku broju skupine, na primjer, bakar i zlato. Općenito, prijelazni elementi pokazuju široku raznolikost kemijskih svojstava, što se objašnjava velikim rasponom valencija.

Razmotrimo elektroničke 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.