itthon » Jellemzők » Az atomok vegyértéke álló és gerjesztett állapotban. Elemek atomjainak vegyértéklehetőségei kémiai vegyületekben

Az atomok vegyértéke álló és gerjesztett állapotban. Elemek atomjainak vegyértéklehetőségei kémiai vegyületekben

A kémiai elemek atomjainak külső energiaszintjének szerkezete elsősorban atomjaik tulajdonságait határozza meg. Ezért ezeket a szinteket vegyértéknek nevezzük. Ezen szintek, és néha a prekülső szintek elektronjai is részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az ilyen elektronokat vegyértékelektronoknak is nevezik.
Egy kémiai elem atomjának vegyértékét elsősorban a párosítatlan elektronok száma határozza meg, amelyek részt vesznek a kémiai kötés kialakításában.
A fő alcsoportok elemeinek atomjainak vegyértékelektronjai a külső elektronréteg s- és p-pályáján helyezkednek el. A másodlagos alcsoportok elemeiben a lantanidok és aktinidák kivételével a vegyértékelektronok a külső rétegek külső és d-pályáinak s-pályáján helyezkednek el.
A kémiai elemek atomjainak vegyértékképességének helyes felméréséhez figyelembe kell venni a bennük lévő elektronok energiaszintek és alszintek szerinti eloszlását, és meg kell határozni a párosítatlan elektronok számát a Pauli-elvnek és a gerjesztetlenekre vonatkozó Hund-szabálynak megfelelően. az atom alap, vagy álló) állapota és a gerjesztett (akkor van olyan, amely többletenergiát kapott, aminek következtében a külső réteg elektronjai elpárolognak és szabad pályákra kerülnek). A gerjesztett állapotú atomot a megfelelő elemszimbólum csillaggal jelöli. Vegyük például a foszforatomok vegyértéklehetőségeit álló és gerjesztett állapotban:

Gerjesztetlen állapotban a foszforatomnak három párosítatlan elektronja van a p alszinten. Egy atom gerjesztett állapotba való átmenete során a d-alszint elektronpárjai közül az egyik átjuthat a d-alszint szabad pályájára. A foszfor vegyértéke háromról (alapállapotban) ötre (gerjesztett állapotban) változik.
A párosított elektronok szétválása energiát igényel, mivel az elektronok párosítása az atomok potenciális energiájának csökkenésével jár. Ugyanakkor az atom gerjesztett állapotba átvitelének energiafelhasználását a párosítatlan elektronok kémiai kötései során felszabaduló energia kompenzálja.
Így egy álló állapotban lévő szénatomnak két párosítatlan elektronja van. Következésképpen részvételükkel két közös elektronpár jöhet létre, amelyek két kovalens kötést hoznak létre. Ön azonban jól tudja, hogy a négyértékű szénatomok számos szervetlen és minden szerves vegyületben jelen vannak. Nyilvánvaló, hogy atomjai négy kovalens kötést képeztek ezekben a vegyületekben gerjesztett állapotban.

A szénatomok gerjesztésére fordított energiát bőven ellensúlyozza a további két kovalens kötés kialakulása során felszabaduló energia. Tehát a szénatomok 2s 2 2p 2 álló állapotból a gerjesztett állapotba - 2s 1 2p 3 - átviteléhez körülbelül 400 kJ / mol energiára van szükség. De a telített szénhidrogénekben a C-H kötés kialakulása során 360 kJ / mol szabadul fel. Következésképpen két mol C-H kötés kialakulásakor 720 kJ szabadul fel, ami 320 kJ/mol-al haladja meg a szénatomok gerjesztett állapotba átvitelének energiáját.
Összegzésképpen meg kell jegyezni, hogy a kémiai elemek atomjainak vegyértéklehetőségeit messze nem meríti ki a párosítatlan elektronok száma az atomok álló és gerjesztett állapotában. Ha emlékszik a kovalens kötések kialakításának donor-akceptor mechanizmusára, akkor megérti a kémiai elemek atomjainak másik két vegyérték-lehetőségét is, amelyeket a szabad pályák jelenléte és a meg nem osztott elektronpárok jelenléte határoz meg. kovalens kémiai kötés a donor-akceptor mechanizmus szerint. Emlékezzünk vissza az NH4+ ammóniumion képződésére. (A vegyértéklehetőségek kémiai elemek atomjai általi realizálásával a kémiai kötés vizsgálatakor részletesebben foglalkozunk.) Vegyünk egy általános következtetést.

Cikkek Képek Táblázatok Az oldalról Русский

Foszfor vegyérték

A P foszfor (Is 2s 2/f 3s Zr) a vegyértékelektronok számát tekintve a nitrogénnel analóg. A 3. periódus elemeként azonban jelentősen eltér a 2. periódus egyik elemétől, a nitrogéntől. Ez a különbség abban áll, hogy a foszfornak nagyobb atomja, kisebb az ionizációs energiája, nagyobb az elektronaffinitása és nagyobb az atom polarizálhatósága, mint a nitrogénnek. A foszfor maximális koordinációs száma hat. Ami a 3. periódus többi elemét illeti, az rl - rl kötés nem jellemző a foszforatomra, ezért a nitrogéntől eltérően a foszforpályák sp- és sp-hibrid állapota instabil. A vegyületekben lévő foszfor -3 és +5 közötti oxidációs fokot mutat. A legjellemzőbb oxidációs állapot +5.

Írjuk fel a és -ből álló vegyület képletét. foszfor (V vegyérték) és oxigén (II vegyérték).

Mely vegyületekben a legmagasabb a foszfor vegyértéke?

Melyek a foszfor vegyértékképessége, miben különbözik e tekintetben megfelelőjétől - a nitrogéntől?

A foszfor atom elektronszerkezete a 16F 5 25 2p 33 3p képletnek felel meg. A foszfornak a harmadik (külső) energiaszinten vannak vegyértékelektronjai, amelyekben az 5- és három p-pályán kívül öt szabad -pálya található.

Egy másik nézőpont szerint a foszfor és a nitrogén tulajdonságainak különbségét a foszforatomban lévő vegyérték-3-pályák jelenléte magyarázza.

Magyarázza meg a foszfor P (1063 kJ mol) és a kén 8 (1000 kJ mol) első ionizációs energiája közötti különbséget a P és a 8 atom vegyértékpálya-elektronikus konfigurációinak összehasonlítása alapján!

De a foszforban a 3. periódus elemeként a 3-as pályák vegyérték szerepét is betöltik. Ezért az V. csoport e tipikus elemeinek kémiájában a tulajdonságok közös jellemzői mellett jelentős különbségek jelennek meg. A foszfor esetében a vegyértékpályák sp-, sp- és 5p típusú hibridizációja lehetséges. A foszfor maximális koordinációs száma 6. A nitrogénnel ellentétben a foszforra jellemző az n - rl kötődés a szabad 3d (a megfelelő atomok elektronpárjainak pályái) elfogadása miatt.

A foszfor stabil koordinációs száma (V) 4, ami megfelel vegyértékpályái sp hibridizációjának. Az 5-ös és a 6-os koordinációs számok ritkábban jelennek meg, ezekben az esetekben a foszforatomhoz sp4, illetve sp4 hibrid állapotokat rendelnek (415. o.).

Hasonló viselkedés tapasztalható a VA csoport elemeiben is, de ebben a csoportban alacsonyabb a határ a fémek és a nemfémek között. A nitrogén és a foszfor nemfémek, kovalens vegyületeik kémiáját és lehetséges oxidációs állapotait öt vegyértékelektron jelenléte határozza meg a konfigurációban.A nitrogén és a foszfor leggyakrabban -3, -b 3 és +5 oxidációs állapotú. Az arzén As és az antimon Sb félfémek, amelyek amfoter oxidokat képeznek, és csak a bizmut rendelkezik fémes tulajdonságokkal. As és Sb esetében az oxidációs állapot + 3 a legfontosabb, Bi esetében ez az egyetlen lehetséges, kivéve azokat az oxidációs állapotokat, amelyek néhány rendkívül specifikus körülmény között jelentkeznek. A bizmut nem veszítheti el mind az öt vegyértékelektront, az ehhez szükséges energia túl magas. Azonban három br-elektront veszít, így Bi-ion keletkezik.

Mengyelejev Németországban, Heidelbergben dolgozott, éppen időben a karlsruhei Nemzetközi Vegyipari Kongresszusra. Részt vett a kongresszuson, és meghallgatta Cannizzaro beszédét, amelyben világosan kifejtette álláspontját az atomsúly problémájáról. Visszatérve Oroszországba, Mengyelejev elkezdte tanulmányozni az elemek listáját, és felhívta a figyelmet az atomtömegek növekvő sorrendjében elhelyezett elemek vegyértékváltozásának periodicitására: hidrogén 1, lítium I, berillium 2, bór 3, szén 4, magnézium 2, nitrogén 3, kén 2, fluor 1, nátrium 1, alumínium 3, szilícium 4, foszfor 3, k1 oxigén 2, klór I stb.

A foszfor a vegyértékelektronok számát tekintve (35 3p) a nitrogén analógja

Az oxigénatomok legalább két különböző atomhoz kötődnek. Ugyanígy a kalcium, a kén, a magnézium és a bárium is. Ezen elemek vegyértéke kettő, a nitrogéné, a foszforé, az alumíniumé és az aranyé három. A vas vegyértéke kettő vagy három is lehet. Elvileg a vegyérték kérdése nem olyan egyszerű, mint amilyennek elsőre tűnt, de ennek az elméletnek az ilyen egyszerű változata is lehetővé tette fontos következtetések levonását.

A lítiumról a fluor G-re való átmenet során a fémes tulajdonságok rendszeres gyengülése és a nemfémes tulajdonságok növekedése következik be, a vegyérték egyidejű növekedésével. A fluor G-ről az atomtömeg szempontjából következő elemre, a nátrium-nátriumra való átmenetet a tulajdonságok és a vegyérték hirtelen megváltozása kíséri, és a nátrium nagyrészt megismétli a lítium tulajdonságait, mivel ez tipikus egyértékű fém, bár aktívabb. A nátriumot követő magnézium sok tekintetben hasonlít a berillium Be-hez (mindkettő kétértékű, fémes tulajdonságokat mutat, de mindkettő kémiai aktivitása kevésbé kifejezett, mint az N-Na páré). A magnézium után az A1 alumínium a B bórhoz hasonlít (valenciája 3). A szilícium 81 és a szén C, a foszfor P és a nitrogén N, a kén 8 és az oxigén O, a klór C1 és a fluor G közeli rokonai, vegyértéke és kémiai tulajdonságai. A kálium a lítiumhoz és a nátriumhoz hasonlóan elemek sorozatát nyitja meg (a sorban a harmadikat), amelyek képviselői mély analógiát mutatnak az első két sor elemeivel.

Az adalék hatékonysága függ az elemek vegyértékállapotától és helyzetétől az adalék molekulában, a funkciós csoportok jelenlététől, azok szinergizmusától és egyéb tényezőktől. A foszfor-, kén-, oxigén- és nitrogéntartalmú vegyületek kenőolajok adalékanyagaként történő alkalmazása szorosan összefügg ezen elemek elektronszerkezetének sajátosságával. A motoralkatrészek fémfelületével való kölcsönhatásuk az utóbbi módosulásához (szerkezetváltozáshoz) vezet, és a védőfóliák képződése miatt ezeknek a vegyületeknek az olajoldatban lévő korróziógátló, kopásgátló és extrém nyomási tulajdonságai biztosítottak. Ezenkívül az ezeket az elemeket tartalmazó adalékok stabilizálják az olajat az oxidációs lánc lezárásával, a peroxid gyökökkel való reakcióval és a hidroperoxidok elpusztításával.

Halogénezés. A klórozáshoz leggyakrabban használt katalizátorok a fémvas, réz-oxid, bróm, kén, jód, vashalogenidek, antimon, ón, arzén, foszfor, alumínium és réz, növényi és állati faszén, aktivált bauxit és egyéb agyagok. Ezen katalizátorok többsége halogén hordozó. Tehát a halogénvegyületekben lévő Fe, Sb és P szabad klór jelenlétében két vegyértékállapotban létezhet, felváltva adnak hozzá és adnak klórt aktív formában. Hasonlóképpen, a jód, a bróm és a kén instabil vegyületeket képez a klórral. A brómozókatalizátorok hasonlóak a klórozókatalizátorokhoz. A foszfor a jódozás legjobb gyorsítója. A fluorozási folyamathoz nincs szükség katalizátorra. Oxigén jelenlétében a halogénezés lelassul.

A katalitikus klórozás alapja klór vivőanyag, például jód, kén, foszfor, antimon és mások alkalmazása a megfelelő kloridok formájában, amelyeket a klórozott szénhidrogénben vagy gáz halmazállapotú paraffinos szénhidrogénben oldanak fel. oldószer. Csak azokat az elemeket használja, amelyek legalább két vegyértékértékkel rendelkeznek. Homogén katalizátorként olyan gyökképző anyagokat is használhatunk, mint a diazomethap, tetraetil-ólom és hexafeniletán. Képesek a klórmolekulát atomokra bontani, ami azonnal láncreakciót vált ki.

Ha egy elem több, különböző oxidációs állapotnak megfelelő vegyületsort alkot, a vegyület neve után zárójelben a kation vegyértéke (római számmal), vagy a halogén, oxigén, kén, ill. savmaradék atomok az összetett molekulában (szavakban). Például vas-klorid (P1), foszfor-klorid három), mangán-oxid (kettő). Ebben az esetben a vegyérték jelölést általában a kevésbé jellemző vegyértékállapotokra adják meg. Például a réz esetében kétértékű állapot esetén a vegyérték jelzését elhagyjuk, míg az egyértékű rezet réz-jodidnak (I) jelöljük.

Az olyan anyagok vezetőképessége, mint a szilícium és a germánium növelhető, ha kis mennyiségű szennyeződést viszünk beléjük. Például a bór- vagy foszforszennyeződések szilíciumkristályokba juttatása hatékonyan szűkíti a sávközi rést. A kristálynövekedés során kis mennyiségű bór vagy foszfor (több ppm) beépülhet a szilícium szerkezetébe. A foszforatomnak öt vegyértékelektronja van, ezért ezek közül négyet használnak fel.

A foszfor, az arzén, az antimon és a bizmut sztöchiometrikus vegyületeket képez, amelyek megfelelnek a formai vegyértéknek, csak a cink alcsoport s- és d-elemeivel.

Az a tény, hogy a festék és az adszorbens egyetlen kvantumrendszert alkotnak, számos tényből nyilvánvaló. Ezek közül a legnyilvánvalóbb, hogy egy adott foszfor abszorpciós sávján belül bármely, például a legkisebb frekvenciájú sugárzás elnyelése a teljes sugárzási spektrum kibocsátását okozza, beleértve az elnyelt fény frekvenciáinál jóval magasabb frekvenciákat is. Ez azt jelenti, hogy a sugárzási kvantumok általános használatba kerülnek, és az elnyelt fény alacsony frekvenciáját meghaladó frekvenciák kibocsátásához elégtelen energia is a szilárd test közös erőforrásaiból származik. Az a tény, hogy bár a festék kétségtelenül csak a felületen helyezkedik el, más értelmezést nem tesz lehetővé, a rá jellemző hosszú hullámok fényelnyelése (amelyhez az ezt a festéket adszorbeáló kristály gyakorlatilag átlátszó) fémes ezüst képződésével jár együtt. az ezüst-bromid kristály nagy része. Ebben az esetben az ezüst-bromid érzékenysége minél tovább tolódik a hosszú hullámok irányába, minél hosszabb a konjugált kötések lánca a festékmolekula szerkezetében (44. ábra). A tény az, hogy a festék elektronjai hullámmozgásban vannak, és a festékmolekula, amely vegyértékkötéssel kapcsolódik a kristályhoz, egyetlen egészet alkot vele. A kristály és a festék egyetlen kvantumrendszert alkotnak. Ezért nem meglepő, hogy a fotolízis mechanizmusa tiszta

A P foszfor vegyértékkonfigurációja 3x 3p, a kén pedig 8, amelynek vegyértékkonfigurációja 3x 3p. A P atomnak tehát félig kitöltött 3p héja van, míg a 8-as atomnak van egy további elektronja, amely a 3p pályákon már jelenlévő elektronok egyikével párosulni kényszerül.

SA kovalens kötések kialakítására a szilícium kristályszerkezetében, a foszfornak még egy elektronja maradt. Amikor elektromos mezőt alkalmaznak a kristályra, ez az elektron eltávolodik a foszforatomtól, ezért a foszfort elektrondonornak mondják a szilíciumkristályban. Csak 1,05 kJ mol szükséges az adományozott elektronok felszabadításához; ez az energia egy kis foszforkeverékkel rendelkező szilíciumkristályt vezetővé alakít. Ha a szilíciumkristályba bór-szennyezést viszünk be, az ellenkező jelenség lép fel. A bóratomnak hiányzik egy elektronja ahhoz, hogy a szükséges számú kovalens kötést kiépítse egy szilíciumkristályban. Ezért a szilíciumkristályban minden egyes bóratomhoz egy üresedés van a kötőpályán. A szilícium vegyértékelektronjai ezekre a bóratomokhoz kapcsolódó üres pályákra gerjeszthetők, ami lehetővé teszi az elektronok szabad mozgását a kristályon. Az ilyen vezetés annak eredményeként jön létre, hogy a szomszédos szilíciumatom elektronja a bóratom üres pályájára ugrik. A szilícium atom pályáján újonnan kialakult üresedés azonnal megtelik egy, az őt követő másik szilíciumatom elektronjával. Kaszkádhatás lép fel, amelyben az elektronok egyik atomról a másikra ugrálnak. A fizikusok inkább úgy írják le ezt a jelenséget, mint egy pozitív töltésű lyuk ellenkező irányú mozgását. De függetlenül attól, hogyan írják le ezt a jelenséget, szilárdan bebizonyosodott, hogy kevesebb energiára van szükség egy anyag, például szilícium vezetőképességének aktiválásához, ha a kristály kis mennyiségű elektrondonort, például foszfort vagy elektronakceptort, például bórt tartalmaz.

A fehér foszfor P4 tetraéderes molekulákból áll, amelyeket sematikusan az 1. ábra mutat be. 21.25. Ahogy a szektában megjegyezzük. 8.7, 1. rész, a 60"-os kötési szögek, mint a P4 molekulában, meglehetősen ritkák más molekulákban. Nagyon feszült kötések jelenlétét jelzik, ami összhangban van a nagy reakcióképességgel

Bár a foszfor a nitrogén elektronikus analógja, az atom vegyérték-mekronrétegében lévő szabad /-pályák jelenléte a foszforvegyületeket a nitrogénvegyületektől eltérővé teszi.

A szerves foszforvegyületek elektronszerkezete és a kémiai kötések természete;

Az aromás tulajdonságok még nagyobb mértékben a foszforgyűrűben rejlenek. A 2,4,6-trifenil-foszforsav nem autooxidálódik és nem kvaternerizálódik metil-jodid vagy trietiloxónium-bór-fluorid hatására. Ugyanakkor a nukleofil reagensekkel - alkil- vagy aril-lítium-vegyületekkel való kölcsönhatása már szobahőmérsékleten könnyen lezajlik a benzolban ". Ebben az esetben a foszfor támadása történik, amelynek vegyértékhéja decettá tágul, és rezonancia. -stabilizált foszforanion jelenik meg (1) Az (I) anion képződését PMR és UV spektrumok igazolták. A mélykék-lila színű reakcióelegy hidrolízise

Szilikát foszforok előállítása. A foszforok kémiai összetétele, a foszforok szerkezete, a Mn vegyértéke. Jelentős számú különböző módszer létezik a szilikát alapú kristályfoszforok előállítására. Vegyünk egyet közülük példaként. A cink-oxid jól tisztított ammóniaoldatát, a mangán-nitrát vizes oldatát és a kovasav alkoholos oldatát (etil-szilikát) összeöntjük, és gél képződik. A gélt szárítjuk, eldörzsöljük és kvarcedényekben 1200 °C-ra kalcináljuk, majd kalcinálás után gyorsan lehűtjük. Alacsony Mn-tartalom esetén a kalcinálás mindig nagy Mn-tartalmú levegőn végezhető, oxidációjának elkerülése érdekében a kalcinálást szén-dioxid-atmoszférában végezzük.

Olajmaradékok katalitikus oxidációja. Számos kísérlet történt a nyersanyagok oxidációs folyamatának felgyorsítására, a minőség javítására vagy az oxidált bitumen bizonyos tulajdonságainak megadására különféle katalizátorok és iniciátorok segítségével. A redoxreakciók katalizátoraként sósav és változó vegyértékű fémek (vas, réz, ón, titán stb.) sóinak alkalmazása javasolt. A dehidratáció, alkilezés és krakkolás (protonok átvitele) katalizátoraként alumínium-, vas-, ón-, foszfor-pentoxid-kloridokat, mint oxidációs iniciátorokat - peroxidokat javasolnak. Ezen katalizátorok többsége az alapanyag molekulák (olajok és gyanták) aszfalténekké történő sűrűsödési reakcióit indítja el anélkül, hogy a bitumen oxigénnel dúsítaná. Az alapanyagok oxidációs folyamatának felgyorsításának és a bitumen tulajdonságainak javításának (elsősorban adott lágyulási hőmérsékleten a penetráció növelésének irányába), számos szabadalmi irodalomban idézett lehetőségeit a ban foglalják össze, de mivel a szabadalmak szerzői javaslataikat anélkül, hogy feltárnák a folyamat kémiáját, következtetéseiket ebben a monográfiában nem vesszük figyelembe. A. Heuberg kutatása

A legtöbb esetben a halogénezést fénybesugárzás (3000-5000 A hullámhossz) vagy magas hőmérséklet (katalizátorral vagy anélkül) gyorsítja. Katalizátorként általában fémhalogénvegyületeket használnak, amelyek két vegyértékállapotúak, és képesek halogénatomokat adni az egyik vegyértékállapotból a másikba való átmenet során, - P I5, P I3, Fe lg. Antimon-kloridot vagy mangán-kloridot is használnak, valamint nemfémes katalizátorokat - jódot, brómot vagy foszfort.

A lítium és a nátrium elektronaffinitása mérsékelt, a berillium elektronaffinitása negatív, míg a magnéziumé nullához közeli. A Be és M atomokban a vegyérték x-pálya teljesen kitöltődik, és a hozzákapcsolt elektronnak be kell töltenie a magasabb energiájú p-pályát. A nitrogénnek és a foszfornak csekély elektronaffinitása van, mivel a hozzáadandó elektronnak ezekben az atomokban párosodnia kell a félig kitöltött p pályák egyik elektronjával.

A harmadik és az azt követő periódusok elemeinek atomjai gyakran nem engedelmeskednek az oktett szabályának. Némelyikük elképesztő képességet mutat, hogy több atomhoz kötődjön (azaz több elektronpár veszi körül), mint amennyit az oktettszabály előrevetít. Például a foszfor és a kén PF5 és SF vegyületeket képez. Ezeknek a vegyületeknek a Lewis-szerkezetében a nehéz elem összes vegyértékelektronját felhasználja kötések kialakítására más atomokkal.

Ezeken az ábrákon a teljes nyíl a koordinációs kötés helyzetét mutatja. Az itt megjelenő donor elemek (kén, arzén és nitrogén), valamint a szelén, foszfor és mások nem képeznek katalitikus mérgező tulajdonságú vegyületeket, ha a legmagasabb vegyértékűek, mivel ebben az esetben a molekulák nem rendelkeznek szabad elektronpárok. Ugyanez igaz ezen elemek ionjaira is. Például a szulfition méreg, míg a szulfátion nem.

A külső héjban lévő elektronok száma határozza meg az adott elemben rejlő vegyérték-állapotokat, következésképpen vegyületeinek típusait - hidridek, oxidok, hidroxidok, sók stb. Tehát a foszforatomok külső héjában az arzén , antimon és bizmut ugyanannyi (öt) elektron van. Ez határozza meg fő vegyértékállapotuk (-3, -f3, -b5) azonosságát, az EN3 hidridek, E2O3 és EaO3 oxidok, hidroxidok stb. egységességét. Ez a körülmény végső soron az oka annak, hogy ezek az elemek periodikusan egy alcsoportban helyezkednek el. rendszer.

Így a berillium-, bór- és szénatomok gerjesztett állapotában a párosítatlan elektronok száma megfelel ezen elemek tényleges vegyértékének. Ami a nitrogén-, oxigén- és fluoratomokat illeti, ezek gerjesztése nem vezethet a nemionos elektronok számának növekedéséhez elektronhéjuk második szintjén. Azonban ezen elemek analógjai - foszfor, kén és klór -, mivel a harmadik szinten

A párosítatlan elektronok száma egy foszforatomban gerjesztéskor eléri az ötöt, ami megfelel a tényleges maximális halványságnak. Ha egy kénatomot gerjesztünk, a párosítatlan elektronok száma négyre, sőt akár [igen, klóratom esetén háromra, ötre, legfeljebb hétre nő, ami szintén megfelel a tényleges értékeknek. vegyértékükről. Az általános kémia alapjai, 2. kötet, 3. kiadás (1973) -

Az atom tulajdonságait nagymértékben meghatározza külső elektronrétegének szerkezete. Az atom külső, néha az utolsó előtti elektronrétegén elhelyezkedő elektronok részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az ilyen elektronokat ún vegyérték. Például egy foszforatomban 5 vegyértékelektron van: (1. ábra).

Rizs. 1. A foszforatom elektronikus képlete

A fő alcsoportok elemeinek atomjainak vegyértékelektronjai a külső elektronréteg s- és p-pályáján helyezkednek el. A másodlagos alcsoportok elemei esetében a lantanidok és aktinidák kivételével a vegyértékelektronok az utolsó előtti réteg külső és d-pályájának s-pályáján helyezkednek el.

A vegyérték az atom azon képessége, hogy kémiai kötéseket hozzon létre. Ez a meghatározás és maga a vegyérték fogalma csak a kovalens típusú kötéssel rendelkező anyagokkal kapcsolatban helytálló. Az ionos vegyületek esetében ez a fogalom nem alkalmazható, helyette az „oxidációs állapot” formális fogalmát használják.

A vegyértéket az atom és más atomok kölcsönhatása során keletkező elektronpárok száma jellemzi. Például a nitrogén vegyértéke az ammónia NH3-ban három (2. ábra).

Rizs. 2. Az ammónia molekula elektronikus és grafikus képletei

Az elektronpárok száma, amelyeket egy atom más atomokkal alkothat, elsősorban a párosítatlan elektronjainak számától függ. Például egy szénatomban két párosítatlan elektron van 2p pályán (3. ábra). A párosítatlan elektronok száma alapján azt mondhatjuk, hogy egy ilyen szénatom vegyértéke megegyezik a II.

Rizs. 3. A szénatom elektronszerkezete alapállapotban

Minden szerves anyagban és néhány szervetlen vegyületben a szén négy vegyértékű. Ilyen vegyérték csak a szénatom gerjesztett állapotában lehetséges, amelybe további energia érkezésekor átmegy.

Gerjesztett állapotban 2s elektron párosul a szénatomban, amelyek közül egy szabad 2p pályára lép. Négy párosítatlan elektron vehet részt négy kovalens kötés kialakításában. Az atom gerjesztett állapotát általában "csillaggal" jelölik (4. ábra).

Rizs. 4. A szénatom elektronszerkezete gerjesztett állapotban

Lehet-e a nitrogén vegyértéke öt - a vegyértékelektronjainak száma szerint? Tekintsük a nitrogénatom vegyértéklehetőségeit.

A nitrogénatomban két elektronréteg található, amelyeken mindössze 7 elektron található (5. ábra).

Rizs. 5. A nitrogénatom külső rétegének szerkezetének elektronikus vázlata

A nitrogén három elektronpáron osztozhat három másik elektronnal. A 2s pályán lévő elektronpár szintén részt vehet egy kötés kialakításában, de más mechanizmus szerint - donor-akceptor, egy negyedik kötést képezve.

A nitrogénatomban a 2s-elektronok leépülése lehetetlen, mivel a második elektronrétegen nincs d-alszint. Ezért a nitrogén legmagasabb vegyértéke a IV.

Összegezve a tanulságot

A leckében megtanultad meghatározni a kémiai elemek atomjainak vegyértéklehetőségeit. Az anyag tanulmányozása során megtudta, hogy egy adott atom hány atomot tud magához kötni más kémiai elemekből, és azt is, hogy az elemek miért mutatnak eltérő vegyértéket.

Források

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 - absztrakt

Rizs. 1. A foszforatom elektronikus képlete

A vegyértéket az atom és más atomok kölcsönhatása során keletkező elektronpárok száma jellemzi. Például az ammónia NH 3 nitrogén vegyértéke három (2. ábra).

Rizs. 2. Az ammónia molekula elektronikus és grafikus képletei

Rizs. 3. A szénatom elektronszerkezete alapállapotban

Rizs. 4. A szénatom elektronszerkezete gerjesztett állapotban

Lehet-e a nitrogén vegyértéke öt - a vegyértékelektronjainak száma szerint? Tekintsük a nitrogénatom vegyértéklehetőségeit.

A nitrogénatomban két elektronréteg található, amelyeken mindössze 7 elektron található (5. ábra).

Rizs. 5. A nitrogénatom külső rétegének szerkezetének elektronikus vázlata

A nitrogénatomban a 2s-elektronok leépülése lehetetlen, mivel a második elektronrétegen nincs d-alszint. Ezért a nitrogén legmagasabb vegyértéke a IV.

Összegezve a tanulságot

Bibliográfia

Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kémia. Tankönyv 10. osztályos általános. inst. profilszint. - M .: LLC "TID "Russian Word - RS", 2008. (9. §)
Rudzitis G.E. Kémia. Az általános kémia alapjai. 11. évfolyam: tankönyv. tábornoknak intézmény: alapfok / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Oktatás, JSC "Moszkvai tankönyvek", 2010. (5. §)
Radetsky A.M. Kémia. didaktikai anyag. 10-11 évfolyam. - M.: Oktatás, 2011.
Khomchenko I.D. Feladatok és gyakorlatok gyűjteménye a kémiából középiskolásoknak. - M.: RIA "Új hullám": Umerenkov kiadó, 2008. (8. o.)

Digitális oktatási források egyetlen gyűjteménye (videós élmények a témában) ().
A "Chemistry and Life" folyóirat elektronikus változata ().

Házi feladat

Val vel. 30 No. 2.41, 2.43 a Feladatok és gyakorlatok gyűjteményből a középiskolai kémiából (Khomchenko I.D.), 2008.
Írja fel a klóratom felépítésének elektronikus diagramjait alap- és gerjesztett állapotban!
Hány vegyértékelektron van egy atomban: a) berillium; b) oxigén; c) kén?

koncepció vegyérték a latin "valentia" szóból származik, és már a 19. század közepén ismerték. A vegyérték első "kiterjedt" említése J. Dalton munkáiban volt, aki azt állította, hogy minden anyag bizonyos arányban összekapcsolt atomokból áll. Ezután Frankland bevezette a vegyérték fogalmát, amelyet Kekule műveiben továbbfejlesztett, aki a vegyérték és a kémiai kötés kapcsolatáról beszélt, A.M. Butlerov, aki a szerves vegyületek szerkezetére vonatkozó elméletében a vegyértéket egy adott kémiai vegyület reakcióképességével társította, és D.I. Mengyelejev (a kémiai elemek periódusos rendszerében egy elem legmagasabb vegyértékét a csoportszám határozza meg).

MEGHATÁROZÁS

Vegyérték A kovalens kötések száma, amelyet egy atom egy kovalens kötéssel kombinálva létrehozhat.

Egy elem vegyértékét az atomban lévő párosítatlan elektronok száma határozza meg, mivel ezek részt vesznek a vegyületmolekulák atomjai közötti kémiai kötés kialakításában.

Az atom alapállapotát (a minimális energiájú állapotot) az atom elektronkonfigurációja jellemzi, amely megfelel az elem periódusos rendszerbeli helyzetének. A gerjesztett állapot egy atom új energiaállapota, az elektronok új eloszlásával a vegyértékszinten belül.

Az elektronok elektronkonfigurációi egy atomban nemcsak elektronikus képletek formájában ábrázolhatók, hanem elektrongrafikus képletek (energia, kvantumcellák) segítségével is. Minden cella egy pályát jelöl, a nyíl elektront, a nyíl iránya (fel vagy le) az elektron spinjét, a szabad cella azt a szabad pályát jelöli, amelyet az elektron gerjesztett állapotban elfoglalhat. Ha egy cellában 2 elektron van, akkor azokat párosnak nevezzük, ha az 1 elektron párosítatlan. Például:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

A pályák kitöltése a következő módon történik: először egy elektron azonos spinekkel, majd a második elektron ellentétes spinekkel. Mivel a 2p alszinten három azonos energiájú pálya van, a két elektron mindegyike egy-egy pályát foglalt el. Egy pálya szabad maradt.

Egy elem vegyértékének meghatározása elektrongrafikus képletekkel

Egy elem vegyértéke az atomban lévő elektronok elektronkonfigurációjának elektrongrafikus képleteivel határozható meg. Vegyünk két atomot, a nitrogént és a foszfort.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Mert egy elem vegyértékét a párosítatlan elektronok száma határozza meg, ezért a nitrogén vegyértéke III. Mivel a nitrogénatomnak nincs szabad pályája, ennek az elemnek a gerjesztett állapota lehetetlen. A III azonban nem a maximális nitrogén vegyérték, a maximális nitrogén vegyérték V, és a csoportszám határozza meg. Ezért emlékezni kell arra, hogy az elektrongrafikus képletek segítségével nem mindig lehet meghatározni a legmagasabb vegyértéket, valamint az erre az elemre jellemző összes vegyértéket.

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

Alapállapotban a foszforatomnak 3 párosítatlan elektronja van, ezért a foszfor vegyértéke III. A foszforatomban azonban vannak szabad d-pályák, ezért a 2s alszinten elhelyezkedő elektronok képesek leépülni és elfoglalni a d-alszint üres pályáit, pl. izgatott állapotba kerül.

Most a foszforatomnak 5 párosítatlan elektronja van, ezért a foszfor vegyértéke is egyenlő V.

Több vegyértékértékkel rendelkező elemek

Az IVA - VIIA csoportok elemei több vegyértékértékkel is rendelkezhetnek, és a vegyérték általában 2 egységnyi lépésekben változik. Ez a jelenség annak köszönhető, hogy az elektronok párban vesznek részt egy kémiai kötés kialakításában.

A fő alcsoportok elemeivel ellentétben a B-alcsoportok elemei a legtöbb vegyületben nem mutatnak magasabb vegyértéket, mint a csoportszám, például a réz és az arany. Általában az átmeneti elemek sokféle kémiai tulajdonságot mutatnak, ami a vegyértékek nagy halmazával magyarázható.

Tekintsük az elemek elektronikus grafikus képleteit, és állapítsuk meg, amellyel kapcsolatban az elemek különböző vegyértékekkel rendelkeznek (1. ábra).

Feladatok: meghatározza az As és Cl atomok vegyértéklehetőségeit alap- és gerjesztett állapotban.

Foszfor vegyérték

Egy elem vegyértékének meghatározása elektrongrafikus képletekkel

Több vegyértékértékkel rendelkező elemek

Hasonló cikkek