mājas » Raksturlielumi » Atomu valence stacionārā un ierosinātā stāvoklī. Elementu atomu valences iespējas ķīmiskajos savienojumos

Atomu valence stacionārā un ierosinātā stāvoklī. Elementu atomu valences iespējas ķīmiskajos savienojumos

Ķīmisko elementu atomu ārējo enerģijas līmeņu struktūra galvenokārt nosaka to atomu īpašības. Tāpēc šos līmeņus sauc par valences līmeņiem. Šo līmeņu un dažkārt arī pirms-ārējo līmeņu elektroni var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Šādus elektronus sauc arī par valences elektroniem.
Ķīmiskā elementa atoma valenci galvenokārt nosaka nepāra elektronu skaits, kas piedalās ķīmiskās saites veidošanā.
Galveno apakšgrupu elementu atomu valences elektroni atrodas ārējā elektronu slāņa s- un p-orbitālēs. Sānu apakšgrupu elementiem, izņemot lantanīdus un aktinīdus, valences elektroni atrodas pirms-ārējā slāņa ārējā s-orbitālē un d-orbitālē.
Lai pareizi novērtētu ķīmisko elementu atomu valences spējas, ir jāņem vērā elektronu sadalījums tajos pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem un jānosaka nepāra elektronu skaits saskaņā ar Pauli principu un Hunda likumu par neierosināto ( pamata jeb stacionārais) atoma stāvoklim un ierosinātajam (tad tas ir saņēmis papildu enerģiju, kā rezultātā ārējā slāņa elektroni tiek savienoti pārī un pārnesti uz brīvām orbitālēm). Atoms ierosinātā stāvoklī ir apzīmēts ar atbilstošā elementa simbolu ar zvaigznīti. Piemēram, apsveriet fosfora atomu valences iespējas stacionāros un ierosinātos stāvokļos:

Neierosinātā stāvoklī fosfora atomam p apakšlīmenī ir trīs nepāra elektroni. Kad atoms pāriet uz ierosinātu stāvokli, viens no d-apakšlīmeņa elektronu pāriem var pāriet uz tukšu d-apakšlīmeņa orbitāli. Fosfora valence mainās no trīs (sākumstāvoklī) uz pieci (ierosinātā stāvoklī).
Pārī savienotu elektronu atdalīšanai ir nepieciešama enerģija, jo elektronu savienošanu pārī pavada atomu potenciālās enerģijas samazināšanās. Tajā pašā laikā enerģijas patēriņu, lai pārvietotu atomu ierosinātā stāvoklī, kompensē enerģija, kas izdalās ķīmisko saišu veidošanās laikā ar nepāra elektroniem.
Tādējādi oglekļa atomam stacionārā stāvoklī ir divi nepāra elektroni. Līdz ar to ar viņu līdzdalību var izveidoties divi kopīgi elektronu pāri, veidojot divas kovalentās saites. Tomēr jūs labi zināt, ka daudzi neorganiskie un visi organiskie savienojumi satur četrvērtīgus oglekļa atomus. Ir acīmredzams, ka tā atomi šajos savienojumos veidoja četras kovalentās saites, atrodoties ierosinātā stāvoklī.

Enerģiju, kas iztērēta oglekļa atomu ierosināšanai, vairāk nekā kompensē enerģija, kas izdalās divu papildu kovalento saišu veidošanās laikā. Tādējādi oglekļa atomu pārnešanai no stacionārā stāvokļa 2s 2 2р 2 uz ierosināto stāvokli - 2s 1 2р 3 nepieciešams iztērēt ap 400 kJ/mol enerģijas. Bet, kad piesātinātajos ogļūdeņražos veidojas C-H saite, izdalās 360 kJ/mol. Līdz ar to, veidojoties diviem moliem C-H saišu, izdalīsies 720 kJ, kas par 320 kJ/mol pārsniedz oglekļa atomu pārnešanas enerģiju ierosinātajā stāvoklī.
Noslēgumā jāatzīmē, ka ķīmisko elementu atomu valences spējas nebūt neaprobežojas ar nepāra elektronu skaitu atomu stacionārajos un ierosinātajos stāvokļos. Ja atceraties donora-akceptora mehānismu kovalento saišu veidošanai, tad jums kļūs skaidras divas citas ķīmisko elementu atomu valences iespējas, kuras nosaka brīvo orbitāļu klātbūtne un vientuļo elektronu pāru klātbūtne, kas var dot kovalentā ķīmiskā saite caur donora-akceptora mehānismu. Atgādināt amonija jonu NH4+ veidošanos. (Sīkāk aplūkosim šo valences iespēju realizāciju pēc ķīmisko elementu atomiem, pētot ķīmiskās saites.) Izdarīsim vispārīgu secinājumu.

Raksti Zīmējumi Tabulas Par vietni Latviešu valoda

Fosfora valence

Fosfors P (Is 2s 2/f 3s Зр) ir slāpekļa analogs valences elektronu skaita ziņā. Taču kā 3. perioda elements tas būtiski atšķiras no slāpekļa, 2. perioda elementa. Šī atšķirība ir tāda, ka fosforam ir lielāks atomu izmērs, zemāka jonizācijas enerģija, lielāka elektronu afinitāte un lielāka atomu polarizējamība nekā slāpeklim. Maksimālais fosfora koordinācijas skaits ir seši. Runājot par citiem 3. perioda elementiem, RL - RL saite nav raksturīga fosfora atomam un tāpēc atšķirībā no slāpekļa fosfora orbitāļu sp- un sp-hibrīda stāvokļi ir nestabili. Fosfors savienojumos uzrāda oksidācijas pakāpi no -3 līdz +5. Tipiskākā oksidācijas pakāpe ir +5.

Izveidosim formulu savienojumam, kas sastāv no un. fosfors (valence V) un skābeklis (valence II).

Kuros savienojumos fosforam ir maksimālā valence?

Kādas ir fosfora valences spējas?Kā tas šajā ziņā atšķiras no tā analoga - slāpekļa?

Fosfora atoma elektroniskā struktūra atbilst formulai 16Р 5 25 2р Зз Зр. Fosforam ir valences elektroni trešajā (ārējā) enerģijas līmenī, kurā papildus 5- un trim p-orbitālēm ir piecas brīvās -orbitāles.

Saskaņā ar citu viedokli fosfora un slāpekļa īpašību atšķirības ir izskaidrojamas ar valences 3 orbitāļu klātbūtni fosfora atomā,

Izskaidrojiet atšķirību starp fosfora P (1063 kJ mol) un sēra 8 (1000 kJ mol) pirmo jonizācijas enerģiju, pamatojoties uz P un 8 atomu valences orbitālo elektronu konfigurāciju salīdzinājumu.

Bet fosforā kā 3. perioda elementā valences orbitāļu lomu spēlē arī 3. orbitāles. Tāpēc kopā ar šo tipisko V grupas elementu ķīmijas kopīgajām īpašībām parādās būtiskas atšķirības. Fosforam ir iespējama valences orbitāļu zrCh-, zrCh- un 5p tipa hibridizācija. Fosfora maksimālais koordinācijas skaitlis ir 6. Pretstatā slāpeklim fosforam ir raksturīga l - rl saite, ko izraisa atbilstošo atomu elektronu pāru pieņemšana ar brīvām 3d orbitālēm.

Fosfora (V) stabilais koordinācijas skaitlis ir 4, kas atbilst tā valences orbitāļu sp-hibridizācijai. Koordinācijas skaitļi 5 un 6 parādās retāk, šajos gadījumos fosfora atomam tiek piešķirti attiecīgi sp4- un sp-hibrīda stāvokļi (415. lpp.).

Līdzīga uzvedība ir sastopama VA grupas elementos, taču robeža starp metāliem un nemetāliem šajā grupā ir zemāka. Slāpeklis un fosfors ir nemetāli, to kovalento savienojumu ķīmiju un iespējamos oksidācijas stāvokļus nosaka piecu valences elektronu klātbūtne konfigurācijā Slāpeklim un fosforam visbiežāk ir oksidācijas pakāpes - 3, -b 3 un +5. Arsēns As un antimons Sb ir pusmetāli, kas veido amfotērus oksīdus, un tikai bismutam piemīt metāliskas īpašības. As un Sb vissvarīgākais oksidācijas stāvoklis ir + 3. Bi gadījumā tas ir vienīgais iespējamais, ja neskaita oksidācijas pakāpes, kas parādās dažos īpaši specifiskos apstākļos. Bismuts nevar zaudēt visus piecus valences elektronus; tam nepieciešamā enerģija ir pārāk liela. Tomēr tas zaudē trīs br-elektronus, veidojot Bi jonu.

Mendeļejevs savu disertācijas darbu veica Vācijā, Heidelbergā, tieši Starptautiskā ķīmijas kongresa laikā Karlsrūē. Viņš apmeklēja kongresu un dzirdēja Kanizaro runu, kurā viņš skaidri pauda savu viedokli par atomsvara problēmu. Atgriežoties Krievijā, Mendeļejevs sāka pētīt elementu sarakstu un vērsa uzmanību uz to elementu valences izmaiņu periodiskumu, kas sakārtoti pieaugošā atomu svara secībā: ūdeņraža valence 1, litija I, berilija 2, bora 3, oglekļa 4, magnija 2, slāpeklis 3, sērs 2, fluors 1, nātrijs 1, alumīnijs 3, silīcijs 4, fosfors 3, k1 ogleklis 2, hlors I utt.

Fosfors ir slāpekļa analogs valences elektronu skaita ziņā (35 3р)

Skābekļa atomi apvienojas ar vismaz diviem dažādiem atomiem. Kalcijs, sērs, magnijs un bārijs darbojas vienādi. Šo elementu valence ir divi, savukārt slāpekļa, fosfora, alumīnija un zelta valence ir trīs. Dzelzs valence var būt divi vai trīs. Principā valences jautājums izrādījās ne tik vienkāršs, kā sākumā šķita, taču pat šī teorijas vienkāršākā versija ļāva izdarīt svarīgus secinājumus.

Pārejot no litija uz fluoru G, notiek dabiska metālisko īpašību vājināšanās un nemetālisko īpašību palielināšanās, vienlaikus palielinoties valencei. Pāreju no fluora G uz nākamo atomu masas elementu, nātriju La, pavada pēkšņas īpašību un valences izmaiņas, un nātrijs lielā mērā atkārto litija īpašības, jo tas ir tipisks vienvērtīgs metāls, lai gan aktīvāks. Blakus nātrijam magnijs daudzējādā ziņā ir līdzīgs berilijam Be (abi ir divvērtīgi un tiem piemīt metāliskas īpašības, taču abu ķīmiskā aktivitāte ir mazāk izteikta nekā Li-Na pārim). Alumīnijs A1 blakus magnijam atgādina boru B (valence 3). Cik tuvi radinieki ir līdzīgi viens otram ir silīcijs 81 un ogleklis C, fosfors P un slāpeklis S, sērs 8 un skābeklis O, hlors C1 un fluors G. Pārejot uz nākamo elementu pēc hlora atommasas pieauguma secībā, kālijs K, izmaiņu lēciens atkal notiek valences un ķīmiskās īpašības. Kālijs, tāpat kā litijs un nātrijs, atver virkni elementu (trešo pēc kārtas), kuru pārstāvji parāda dziļu analoģiju ar pirmo divu rindu elementiem.

Piedevas efektivitāte ir atkarīga no elementu valences stāvokļa un stāvokļa piedevas molekulā, funkcionālo grupu klātbūtnes, to sinerģijas un citiem faktoriem. Fosforu, sēru, skābekli un slāpekli saturošu savienojumu izmantošana kā smēreļļu piedevas ir cieši saistīta ar šo elementu elektroniskās struktūras īpatnībām. To mijiedarbība ar dzinēja detaļu metāla virsmu noved pie tā modifikācijas (struktūras maiņas) un aizsargplēvju veidošanās dēļ tiek nodrošinātas šo savienojumu pretkorozijas, pretnodiluma un ekstrēma spiediena īpašības eļļas šķīdumā. . Turklāt piedevas, kas satur šos elementus, stabilizē eļļu, pārtraucot oksidācijas ķēdi, reaģējot ar peroksīda radikāļiem un iznīcinot hidroperoksīdus.

Halogenēšana. Hlorēšanai visbiežāk izmantotie katalizatori ir metālisks dzelzs, vara oksīds, broms, sērs, jods, dzelzs halogenīdi, antimons, alva, arsēns, fosfors, alumīnijs un varš, augu un dzīvnieku ogles, aktivētais boksīts un citi māli. Lielākā daļa šo katalizatoru ir halogēna nesēji. Tādējādi Fe, Sb un P halogēna savienojumos brīvā hlora klātbūtnē spēj eksistēt divos valences stāvokļos; tie pārmaiņus pievieno un atbrīvo hloru aktīvā formā. Tāpat jods, broms un sērs veido nestabilus savienojumus ar hloru. Bromēšanas katalizatori ir līdzīgi hlorēšanas katalizatoriem. Fosfors ir labākais jodēšanas paātrinātājs. Fluorēšanas procesam nav nepieciešams katalizators. Skābekļa klātbūtnē halogenēšana palēninās.

Katalītiskā hlorēšana balstās uz hlora nesēju, piemēram, joda, sēra, fosfora, antimona un citu, izmantošanu atbilstošu hlorīdu veidā, kas tiek izšķīdināti hlorējamajā ogļūdeņražā vai gāzveida parafīna ogļūdeņražu hlorēšanā. šķīdinātājs. Tiek izmantoti tikai elementi ar vismaz divām valences vērtībām. Vielas, kas veido radikāļus, piemēram, diazometānu, tetraetilsvinu un heksafeniletānu, var izmantot arī kā viendabīgus katalizatorus. Viņiem ir iespēja sadalīt hlora molekulu atomos, kas nekavējoties izraisa ķēdes reakciju.

Ja elements veido vairākas savienojumu sērijas, kas atbilst dažādiem oksidācijas pakāpēm, aiz savienojuma nosaukuma iekavās norāda katjona valenci (ar romiešu cipariem) vai halogēna, skābekļa, sēra vai skābes skaitu. atliekas saliktajā molekulā (vārdos). Piemēram, dzelzs hlorīds (P1), fosfora hlorīds trīs), mangāna oksīds (divi). Šajā gadījumā valences apzīmējumu parasti dod mazāk raksturīgiem valences stāvokļiem. Piemēram, vara divvērtīga stāvokļa gadījumā valences norāde ir izlaista, bet vienvērtīgais varš tiek apzīmēts kā vara jodīds (I).

Vielu, piemēram, silīcija un germānija, vadītspēju var palielināt, ievadot tajās nelielu daudzumu noteiktu piemaisījumu. Piemēram, bora vai fosfora piemaisījumu ievadīšana silīcija kristālos noved pie efektīvas starpjoslu spraugas samazināšanās. Kristālu augšanas laikā silīcija struktūrā var iekļaut nelielu daudzumu bora vai fosfora (dažas daļas uz miljonu). Fosfora atomam ir pieci valences elektroni, un tāpēc pēc tam, kad tiek izmantoti četri no tiem -

Fosfors, arsēns, antimons un bismuts veido formālai valencei atbilstošus stehiometriskus savienojumus tikai ar cinka apakšgrupas s-elementiem un d-elementiem.

Fakts, ka krāsviela un adsorbents veido vienu kvantu sistēmu, ir skaidrs no daudziem faktiem. Acīmredzamākais no tiem ir tas, ka jebkuras, piemēram, zemākās frekvences starojuma absorbcija noteiktā fosfora absorbcijas diapazonā izraisa visa tā starojuma spektra emisiju, ieskaitot ievērojami augstākas frekvences nekā absorbētās gaismas frekvences. Tas nozīmē, ka starojuma kvanti tiek izmantoti vispārējai lietošanai, un enerģija, kas ir nepietiekama, lai izstarotu frekvences, kas pārsniedz absorbētās gaismas nelielo frekvenci, nāk arī no vispārējiem cietā ķermeņa resursiem. Fakts, ka, lai gan krāsviela neapšaubāmi atrodas tikai uz virsmas, tai raksturīgo garo viļņu gaismas absorbcija (kuriem kristāls, kas adsorbē šo krāsvielu, ir praktiski caurspīdīgs), ir saistīts ar metāliskā sudraba veidošanos sudraba bromīda kristāla tilpumā. nepieļauj citas interpretācijas. Šajā gadījumā sudraba bromīda jutība nobīdās tālāk garo viļņu virzienā, jo garāka ir konjugēto saišu ķēde krāsvielas molekulas struktūrā (44. att.). Fakts ir tāds, ka krāsvielas elektroni atrodas viļņu kustībā un krāsas molekula, kas savienojas ar kristālu ar valences saiti, veido ar to vienotu veselumu. Kristāls un krāsviela veido vienotu kvantu sistēmu. Tāpēc nav pārsteidzoši, ka tīra fotolīzes mehānisms

Fosfora P valences konfigurācija ir 3x 3p, bet sēra 8 valences konfigurācija ir 3x 3p. Tādējādi P atomam ir daļēji piepildīts 3p apvalks, savukārt atomam 8 ir papildu elektrons, kas ir spiests savienoties pārī ar vienu no elektroniem, kas jau atrodas 3p orbitālēs.

Kovalento saišu veidošanai silīcija kristāliskajā struktūrā fosfors saglabā vēl vienu elektronu. Kad kristālam tiek pielietots elektriskais lauks, šis elektrons var novirzīties prom no fosfora atoma; tāpēc tiek uzskatīts, ka fosfors ir elektronu donors silīcija kristālā. Lai atbrīvotu ziedotos elektronus, ir nepieciešams tikai 1,05 kJ mol; šī enerģija silīcija kristālu ar nelielu fosfora piejaukumu pārvērš par vadītāju. Kad bora piemaisījumi tiek ievadīti silīcija kristālā, notiek pretēja parādība. Bora atomam trūkst viena elektrona, lai silīcija kristālā izveidotu vajadzīgo kovalento saišu skaitu. Tāpēc katram bora atomam silīcija kristālā ir viena brīva vieta saistīšanas orbitālē. Silīcija valences elektronus var ierosināt šajās brīvajās orbitālēs, kas saistītas ar bora atomiem, ļaujot elektroniem brīvi pārvietoties pa visu kristālu. Šāda vadītspēja rodas tādēļ, ka elektrons no blakus esošā silīcija atoma ielec brīvajā bora atoma orbitālē. Jaunizveidotā vakance silīcija atoma orbitālē nekavējoties tiek piepildīta ar elektronu no cita silīcija atoma, kas seko tai. Notiek kaskādes efekts, kurā elektroni pārlec no viena atoma uz nākamo. Fiziķi dod priekšroku šo parādību raksturot kā pozitīvi lādēta cauruma kustību pretējā virzienā. Bet neatkarīgi no tā, kā šī parādība tiek aprakstīta, ir stingri noteikts, ka ir nepieciešams mazāk enerģijas, lai aktivizētu vadītspēju tādā vielā kā silīcijs, ja kristāls satur nelielu daudzumu elektronu donora, piemēram, fosfora vai elektronu akceptora, piemēram, bora.

Baltais fosfors sastāv no tetraedriskām P4 molekulām, kas shematiski parādīts attēlā. 21.25. Kā norādīts sekt. 8.7, 1. daļa, saišu leņķi 60", tāpat kā P4 molekulā, citās molekulās ir diezgan reti sastopami. Tie norāda uz ļoti saspringtu saišu klātbūtni, kas atbilst augstajai reakcijas spējai

Lai gan fosfors ir elektronisks slāpekļa analogs, brīvo i-orbitāļu klātbūtne atoma valences mektrona slānī padara fosfora savienojumus atšķirīgus no slāpekļa savienojumiem.

Fosfororganisko savienojumu elektroniskā struktūra un ķīmisko saišu būtība; fosfora saišu enerģija un garums; saišu leņķi; saišu veidošanās, iesaistot itāļu 3. lodi.

Vēl lielākā mērā aromātiskās īpašības ir raksturīgas fosforīna gredzenam. Metiljodīda vai trietiloksonija borfluorīda iedarbībā 2,4,6-trifenilfosfors neautoksidējas vai kvaternizējas. Tajā pašā laikā tā mijiedarbība ar nukleofīlajiem reaģentiem - alkil- vai arilitija savienojumiem, viegli rodas benzolā jau istabas temperatūrā." Šajā gadījumā uzbrukums notiek fosforam, kura valences apvalks izplešas līdz decetum, un rezonanses stabilizētam. Parādās fosforīna anjons ( 1). Anjona (I) veidošanās tika pierādīta, izmantojot PMR un UV spektrus. Reakcijas maisījuma hidrolīzes rezultātā, kam ir dziļi zili violeta krāsa, veidojas 1-alkil(aril)-2, 4,6-tri-

Silikāta fosfora sagatavošana. Fosfora ķīmiskais sastāvs, fosfora struktūra, Mn valence. Pastāv ievērojams skaits dažādu metožu kristāla fosfora iegūšanai uz silikātu bāzes. Kā piemēru mēs sniegsim vienu no tiem. Labi attīrītu cinka oksīda amonjaka šķīdumu, mangāna nitrāta ūdens šķīdumu un silīcija skābes (etilsilikāta) spirta šķīdumu ielej kopā, veidojot želeju. Gelu žāvē, samaļ un kalcinē līdz 1200°C kvarca traukos un pēc kalcinēšanas ātri atdzesē. Ja Mn saturs ir mazs, kalcinēšanu var veikt gaisā ar zemu Mn saturu, lai izvairītos no tā oksidēšanās, kalcinēšanu veic oglekļa dioksīda atmosfērā.

Eļļas atlikumu katalītiskā oksidēšana. Ir daudz mēģinājumu paātrināt izejvielu oksidācijas procesu, uzlabot kvalitāti vai piešķirt oksidētajam bitumenam noteiktas īpašības, izmantojot dažādus katalizatorus un iniciatorus. Kā redoksreakciju katalizatorus ierosināts izmantot sālsskābes un mainīgas valences metālu (dzelzs, vara, alvas, titāna u.c.) sāļus. Kā dehidratācijas, alkilēšanas un krekinga (protonu pārneses) katalizatori kā oksidācijas iniciatori tiek piedāvāti alumīnijs, dzelzs, alvas hlorīdi un fosfora pentoksīds - peroksīdi. Lielākā daļa šo katalizatoru ierosina izejvielu molekulu (eļļu un sveķu) sablīvēšanas reakcijas asfaltēnos, nebagātinot bitumenu ar skābekli. Izejvielu oksidēšanās procesa paātrināšanas un bitumena īpašību uzlabošanas (galvenokārt iespiešanās palielināšanas virzienā noteiktā mīkstināšanas temperatūrā) iespējas, kas dotas daudzās patentu literatūrā, ir apkopotas, bet, tā kā patentu autori dara. savus priekšlikumus, neatklājot procesa ķīmiju, viņu secinājumi šajā monogrāfijā netiek ņemti vērā. A. Hoiberga pētījums

Vairumā gadījumu halogenēšanu paātrina gaismas apstarošana (viļņa garums 3000-5000 A) vai augsta temperatūra (ar katalizatoru vai bez tā). Parasti kā katalizatori tiek izmantoti metālu halogenīdu savienojumi, kuriem ir divi valences stāvokļi un kuri spēj nodot halogēna atomus pārejā no viena valences stāvokļa uz otru - P I5, P I3, Fe lg. Tiek izmantots arī antimona hlorīds vai mangāna hlorīds, kā arī nemetāliskie katalizatori - jods, broms vai fosfors.

Litijam un nātrijam ir mērena elektronu afinitāte, berilijam ir negatīva elektronu afinitāte, bet magnija elektronu afinitāte ir tuvu nullei. Be un M atomos valences x-orbitāle ir pilnībā piepildīta, un pievienotajam elektronam ir jāieņem p-orbitāle, kas atrodas augstāk par enerģiju. Slāpeklim un fosforam ir zema elektronu afinitāte, jo pievienotajam elektronam šajos atomos ir jāsavienojas pārī ar vienu no elektroniem puspildītajās p orbitālēs.

Trešā un nākamo periodu elementu atomi bieži nepakļaujas okteta likumam. Dažiem no tiem piemīt ievērojama spēja saistīties ar vairāk atomu (tas ir, tos ieskauj vairāk elektronu pāru), nekā paredz okteta noteikums. Piemēram, fosfors un sērs veido attiecīgi savienojumus PF5 un SF. Šo savienojumu Lūisa struktūrās visi smagā elementa valences elektroni tiek izmantoti, lai veidotu saites ar citiem atomiem.

Šajās diagrammās pilna bultiņa parāda koordinācijas saites pozīciju. Šeit sastopamie donorelementi (sērs, arsēns un slāpeklis), kā arī selēns, fosfors un citi, ja tie atrodas visaugstākās valences stāvoklī, neveido savienojumus ar katalītisko indu īpašībām, jo šajā gadījumā molekulas to dara. nav brīvu elektronu pāru. Tas pats attiecas uz šo elementu joniem. Piemēram, sulfīta jons ir inde, bet sulfāta jons nav

Elektronu skaits ārējā apvalkā nosaka valences stāvokļus, kas raksturīgi konkrētajam elementam, un līdz ar to arī tā savienojumu veidus - hidrīdus, oksīdus, hidroksīdus, sāļus utt. Tādējādi fosfora atomu ārējos apvalkos arsēns, antimonam un bismutam ir vienāds skaits (pieci) elektroni. Tas nosaka to galveno valences stāvokļu (-3, -f3, -b5), viena veida EH3 hidrīdu, E2O3 un EaO oksīdu, hidroksīdu uc līdzību. Šis apstāklis galu galā ir iemesls, kāpēc šie elementi atrodas vienā un tajā pašā apakšgrupu periodiskā sistēma.

Tādējādi nesapāroto elektronu skaits berilija, bora un oglekļa atomos ierosinātā stāvoklī atbilst šo elementu faktiskajai valencei. Kas attiecas uz slāpekļa, skābekļa un fluora atomiem, to ierosināšana nevar izraisīt nejonāro elektronu skaita palielināšanos to elektronu apvalka otrajā līmenī. Tomēr šo elementu analogi - fosfors, sērs un hlors -, jo trešajā līmenī tie ir

Nepāra elektronu skaits fosfora atomā ierosināšanas brīdī sasniedz piecus, kas atbilst tā faktiskajam maksimālajam bālumam. Kad sēra atoms ir ierosināts, nepāra elektronu skaits palielinās līdz četriem un pat līdz [ir], bet hlora atomam - līdz trim, pieciem un, maksimāli, līdz septiņiem, kas arī atbilst faktiskajām vērtībām valence, ko tie demonstrē. Viņi uzvedas līdzīgi, kad ir satraukti

Atoma īpašības lielā mērā nosaka tā ārējā elektronu slāņa struktūra. Elektroni, kas atrodas atoma ārējā un dažreiz priekšpēdējā elektroniskajā slānī, var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Tādus elektronus sauc valence. Piemēram, fosfora atomam ir 5 valences elektroni: (1. att.).

Rīsi. 1. Fosfora atoma elektroniskā formula

Galveno apakšgrupu elementu atomu valences elektroni atrodas ārējā elektronu slāņa s- un p-orbitālēs. Sānu apakšgrupu elementiem, izņemot lantanīdus un aktinīdus, valences elektroni atrodas priekšpēdējā slāņa ārējās un d-orbitāles s-orbitālē.

Valence ir atoma spēja veidot ķīmiskas saites. Šī definīcija un pats valences jēdziens ir pareizi tikai attiecībā uz vielām ar kovalento saiti. Jonu savienojumiem šis jēdziens nav piemērojams; tā vietā tiek izmantots formālais jēdziens “oksidācijas stāvoklis”.

Valenci raksturo elektronu pāru skaits, kas veidojas, kad atoms mijiedarbojas ar citiem atomiem. Piemēram, slāpekļa valence amonjakā NH3 ir trīs (2. att.).

Rīsi. 2. Amonjaka molekulas elektroniskās un grafiskās formulas

Elektronu pāru skaits, ko atoms var izveidot ar citiem atomiem, pirmkārt, ir atkarīgs no tā nepāra elektronu skaita. Piemēram, oglekļa atomā 2p orbitālēs ir divi nepāra elektroni (3. att.). Pēc nepāra elektronu skaita mēs varam teikt, ka šādam oglekļa atomam var būt II valence.

Rīsi. 3. Oglekļa atoma elektroniskā struktūra pamatstāvoklī

Visās organiskajās vielās un dažos neorganiskajos savienojumos ogleklis ir četrvērtīgs. Šāda valence iespējama tikai oglekļa atoma ierosinātajā stāvoklī, kurā tas pārvēršas, saņemot papildu enerģiju.

Ierosinātā stāvoklī oglekļa atomā esošie 2s elektroni ir savienoti pārī, no kuriem viens nonāk brīvajā 2p orbitālē. Četri nepāra elektroni var veidot četras kovalentās saites. Atoma ierosināto stāvokli parasti apzīmē ar “zvaigznīti” (4. att.).

Rīsi. 4. Oglekļa atoma elektroniskā struktūra ierosinātā stāvoklī

Vai slāpekļa valence var būt pieci, pamatojoties uz tā valences elektronu skaitu? Apskatīsim slāpekļa atoma valences iespējas.

Slāpekļa atomam ir divi elektronu slāņi, uz kuriem atrodas tikai 7 elektroni (5. att.).

Rīsi. 5. Slāpekļa atoma ārējā slāņa uzbūves elektroniskā diagramma

Slāpeklis var koplietot trīs elektronu pārus ar trim citiem elektroniem. Saites veidošanā var piedalīties arī elektronu pāris 2s orbitālē, bet caur citu mehānismu – donoru-akceptoru, veidojot ceturto saiti.

2s elektronu savienošana pārī slāpekļa atomā nav iespējama, jo otrajā elektronu slānī nav d apakšlīmeņa. Tāpēc augstākā slāpekļa valence ir IV.

Apkopojot stundu

Šajā nodarbībā jūs iemācījāties noteikt ķīmisko elementu atomu valences spējas. Pētot materiālu, jūs uzzinājāt, cik daudz citu ķīmisko elementu atomu konkrētais atoms var piesaistīt sev, un arī to, kāpēc elementiem ir atšķirīgas valences vērtības.

Avoti

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 - abstrakts

Rīsi. 1. Fosfora atoma elektroniskā formula

Valenci raksturo elektronu pāru skaits, kas veidojas, kad atoms mijiedarbojas ar citiem atomiem. Piemēram, slāpekļa valence amonjakā NH 3 ir trīs (2. att.).

Rīsi. 2. Amonjaka molekulas elektroniskās un grafiskās formulas

Rīsi. 3. Oglekļa atoma elektroniskā struktūra pamatstāvoklī

Rīsi. 4. Oglekļa atoma elektroniskā struktūra ierosinātā stāvoklī

Vai slāpekļa valence var būt pieci, pamatojoties uz tā valences elektronu skaitu? Apskatīsim slāpekļa atoma valences iespējas.

Slāpekļa atomam ir divi elektronu slāņi, uz kuriem atrodas tikai 7 elektroni (5. att.).

Rīsi. 5. Slāpekļa atoma ārējā slāņa uzbūves elektroniskā diagramma

2s elektronu savienošana pārī slāpekļa atomā nav iespējama, jo otrajā elektronu slānī nav d apakšlīmeņa. Tāpēc augstākā slāpekļa valence ir IV.

Apkopojot stundu

Bibliogrāfija

Novošinskis I.I., Novošinskaja N.S. Ķīmija. Mācību grāmata 10. klasei vispārējā izglītībā. izveidošanu Profila līmenis. - M.: SIA TID “Russian Word - RS”, 2008. (§ 9)
Rudzītis G.E. Ķīmija. Vispārējās ķīmijas pamati. 11. klase: izglītojoša. vispārējai izglītībai iestāde: pamatlīmenis / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M.: Izglītība, OJSC “Maskavas mācību grāmatas”, 2010. (5.§)
Radetskis A.M. Ķīmija. Didaktiskais materiāls. 10-11 klases. - M.: Izglītība, 2011.
Khomčenko I.D. Uzdevumu un vingrinājumu kolekcija ķīmijā vidusskolai. - M.: RIA “Jaunais vilnis”: Izdevējs Umerenkov, 2008. (8. lpp.)

Vienota digitālo izglītības resursu kolekcija (video pieredze par tēmu) ().
Žurnāla “Ķīmija un dzīve” elektroniskā versija ().

Mājasdarbs

Ar. 30 Nr.2.41, 2.43 no Uzdevumu un vingrinājumu krājuma ķīmijā vidusskolai (Homčenko I.D.), 2008.g.
Pierakstiet hlora atoma uzbūves elektroniskās diagrammas grunts un ierosinātā stāvoklī.
Cik valences elektronu ir atomā: a) berilija; b) skābeklis; c) sērs?

Koncepcija valence nāk no latīņu vārda “valentia” un bija pazīstams jau 19. gadsimta vidū. Pirmā “plašā” valences pieminēšana bija J. Daltona darbos, kurš apgalvoja, ka visas vielas sastāv no atomiem, kas savienoti viens ar otru noteiktās proporcijās. Pēc tam Franklends iepazīstināja ar pašu valences jēdzienu, kas tika tālāk attīstīts Kekules darbos, kurš runāja par valences un ķīmiskās saites attiecībām, A.M. Butlerovs, kurš savā organisko savienojumu struktūras teorijā saistīja valenci ar konkrēta ķīmiskā savienojuma reaktivitāti un D.I. Mendeļejevs (ķīmisko elementu periodiskajā tabulā elementa augstāko valenci nosaka grupas numurs).

DEFINĪCIJA

Valence ir kovalento saišu skaits, ko atoms var izveidot, savienojoties ar kovalento saiti.

Elementa valenci nosaka nepāra elektronu skaits atomā, jo tie piedalās ķīmisko saišu veidošanā starp atomiem savienojumu molekulās.

Atoma pamatstāvokli (stāvokli ar minimālu enerģiju) raksturo atoma elektroniskā konfigurācija, kas atbilst elementa pozīcijai periodiskajā tabulā. Uzbudināts stāvoklis ir atoma jauns enerģijas stāvoklis ar jaunu elektronu sadalījumu valences līmenī.

Elektronu elektroniskās konfigurācijas atomā var attēlot ne tikai elektronisku formulu veidā, bet arī izmantojot elektronu grafiskās formulas (enerģija, kvantu šūnas). Katra šūna apzīmē orbitāli, bultiņa apzīmē elektronu, bultiņas virziens (augšup vai lejup) norāda elektrona griešanos, un brīvā šūna apzīmē brīvu orbitāli, kuru elektrons var aizņemt, kad tas ir ierosināts. Ja šūnā ir 2 elektroni, tādus elektronus sauc par sapārotiem, ja ir 1 elektrons, tos sauc par nesapārotiem. Piemēram:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitāles piepilda šādi: vispirms viens elektrons ar vienādiem spiniem, un tad otrs elektrons ar pretējiem spiniem. Tā kā 2p apakšlīmenim ir trīs orbitāles ar vienādu enerģiju, katrs no diviem elektroniem aizņēma vienu orbitāli. Viena orbitāle palika brīva.

Elementa valences noteikšana, izmantojot elektroniskās grafiskās formulas

Elementa valenci var noteikt ar elektronu grafiskām formulām elektronu elektronu konfigurācijām atomā. Apskatīsim divus atomus – slāpekļa un fosfora.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Jo Elementa valence tiek noteikta pēc nepāra elektronu skaita, tāpēc slāpekļa valence ir III. Tā kā slāpekļa atomam nav tukšu orbitāļu, ierosinātais stāvoklis šim elementam nav iespējams. Tomēr III nav slāpekļa maksimālā valence, maksimālā slāpekļa valence ir V, un to nosaka grupas numurs. Tāpēc jāatceras, ka, izmantojot elektroniskās grafiskās formulas, ne vienmēr ir iespējams noteikt augstāko valenci, kā arī visas šim elementam raksturīgās valences.

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

Pamatstāvoklī fosfora atomam ir 3 nepāra elektroni, tāpēc fosfora valence ir III. Taču fosfora atomā ir brīvas d-orbitāles, tāpēc elektroni, kas atrodas 2s apakšlīmenī, spēj savienoties pārī un ieņemt d-apakšlīmeņa brīvās orbitāles, t.i. nonākt satrauktā stāvoklī.

Tagad fosfora atomam ir 5 nepāra elektroni, tāpēc arī fosforam ir V valence.

Elementi ar vairākām valences vērtībām

Grupu IVA – VIIA elementiem var būt vairākas valences vērtības, un, kā likums, valence mainās pa 2 vienībām. Šī parādība ir saistīta ar faktu, ka elektroni piedalās pa pāriem ķīmiskās saites veidošanā.

Atšķirībā no galveno apakšgrupu elementiem, B-apakšgrupu elementiem lielākajā daļā savienojumu nav augstākas valences, kas vienādas ar grupas numuru, piemēram, varš un zelts. Kopumā pārejas elementiem piemīt ļoti dažādas ķīmiskās īpašības, kas izskaidrojams ar lielu valenču klāstu.

Apskatīsim elementu elektroniskās grafiskās formulas un noskaidrosim, kāpēc elementiem ir dažādas valences (1. att.).

Uzdevumi: noteikt As un Cl atomu valences iespējas grunts un ierosinātajos stāvokļos.

Fosfora valence

Elementa valences noteikšana, izmantojot elektroniskās grafiskās formulas

Elementi ar vairākām valences vērtībām

Līdzīgi raksti