гэр » Онцлог шинж чанарууд » Хөдөлгөөнгүй ба өдөөгдсөн төлөвт атомын валент. Химийн нэгдлүүд дэх элементийн атомуудын валентийн боломжууд

Хөдөлгөөнгүй ба өдөөгдсөн төлөвт атомын валент. Химийн нэгдлүүд дэх элементийн атомуудын валентийн боломжууд

Химийн элементийн атомуудын гадаад энергийн түвшний бүтэц нь тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентын түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гадны өмнөх түвшний электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Ийм электроныг мөн валент электрон гэж нэрлэдэг.
Химийн элементийн атомын валентийг үндсэндээ химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлдог.
Үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн атомуудын валентийн электронууд нь электрон давхаргын s ба p-орбиталуудад байрладаг. Лантанид ба актинидээс бусад хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь өмнөх давхаргын гадна талын s-орбитал ба d-орбиталд байрладаг.
Химийн элементийн атомуудын валентийн чадварыг зөв үнэлэхийн тулд тэдгээрийн доторх электронуудын энергийн түвшин ба дэд түвшинд тархалтыг авч үзэх, Паули зарчим ба Хунд-ийн дүрмийн дагуу өдөөгдөөгүй электронуудын тоог тодорхойлох шаардлагатай. үндсэн, эсвэл суурин) атомын төлөв байдал ба өдөөгдсөн (дараа нь нэмэлт энерги хүлээн авсан бөгөөд үүний үр дүнд гаднах давхаргын электронууд хосолж, чөлөөт тойрог замд шилждэг). Өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомыг одтой харгалзах элементийн тэмдгээр тэмдэглэнэ. Жишээлбэл, суурин болон өдөөгдсөн төлөвт фосфорын атомын валентын боломжуудыг авч үзье.

Өдөөгдөөгүй төлөвт фосфорын атом нь p дэд түвшинд гурван хосгүй электронтой байдаг. Атом өдөөгдсөн төлөвт шилжих үед d дэд түвшний хос электронуудын аль нэг нь d дэд түвшний хоосон тойрог замд шилжиж болно. Фосфорын валент нь гурваас (үндсэн төлөвт) тав хүртэл (өдөөх төлөвт) өөрчлөгддөг.
Хосолсон электронуудыг салгахад эрчим хүч шаардагддаг, учир нь электронуудын хослол нь атомуудын боломжит энергийн бууралт дагалддаг. Үүний зэрэгцээ атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлэхэд зарцуулсан энерги нь хосгүй электронуудаар химийн холбоо үүсэх үед ялгарсан энергиэр нөхөгддөг.
Тиймээс хөдөлгөөнгүй төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атом нь хоёр хосгүй электронтой байдаг. Үүний үр дүнд тэдний оролцоотойгоор хоёр нийтлэг электрон хос үүсч, хоёр ковалент холбоо үүсдэг. Гэсэн хэдий ч олон органик бус болон бүх органик нэгдлүүд нь дөрвөн валент нүүрстөрөгчийн атом агуулдаг гэдгийг та сайн мэднэ. Түүний атомууд нь өдөөгдсөн төлөвт байхдаа эдгээр нэгдлүүдэд дөрвөн ковалент холбоо үүсгэсэн нь илт байна.

Нүүрстөрөгчийн атомыг өдөөхөд зарцуулсан энерги нь хоёр нэмэлт ковалент холбоо үүсэх үед ялгарсан эрчим хүчээр нөхөгддөг. Тиймээс нүүрстөрөгчийн атомыг 2s 2 2р 2 хөдөлгөөнгүй төлөвөөс өдөөгдсөн төлөвт - 2s 1 2р 3 шилжүүлэхийн тулд ойролцоогоор 400 кЖ / моль энерги зарцуулах шаардлагатай болно. Харин ханасан нүүрсустөрөгчид C-H холбоо үүсэхэд 360 кЖ/моль ялгардаг. Үүний үр дүнд хоёр моль C-H холбоо үүсэхэд 720 кЖ ялгарах бөгөөд энэ нь нүүрстөрөгчийн атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлэх энергиээс 320 кЖ / моль-ээр давсан байна.
Эцэст нь хэлэхэд химийн элементийн атомуудын валентийн чадвар нь атомын хөдөлгөөнгүй ба өдөөгдсөн төлөвт байгаа хосгүй электронуудын тоогоор хязгаарлагдахгүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Хэрэв та ковалент холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизмыг санаж байгаа бол химийн элементийн атомуудын бусад хоёр валентийн боломжууд танд тодорхой болох бөгөөд эдгээр нь чөлөөт орбиталууд, дан электрон хосууд байгаа эсэхээр тодорхойлогддог. донор-хүлээн авагч механизмаар дамжуулан ковалент химийн холбоо. Аммонийн ион NH4+ үүссэнийг эргэн санацгаая. (Бид химийн холбоог судлахдаа эдгээр валентийн боломжуудыг химийн элементийн атомууд хэрэгжүүлэх талаар илүү дэлгэрэнгүй авч үзэх болно.) Ерөнхий дүгнэлт хийцгээе.

Нийтлэл Зураг Хүснэгт Сайтын тухай Англи хэл

Фосфорын валент

Фосфор P (Is 2s 2/f 3s Зр) нь валентийн электронуудын тооны хувьд азотын аналог юм. Гэхдээ 3-р үеийн элементийн хувьд 2-р үеийн элемент болох азотоос эрс ялгаатай. Энэ ялгаа нь фосфор нь азотоос илүү том атомын хэмжээ, иончлолын энерги бага, электроны хамаарал өндөр, атомын туйлшрал ихтэй байдаг. Фосфорын хамгийн их зохицуулалтын тоо зургаан байна. 3-р үеийн бусад элементүүдийн хувьд RL - RL холбоо нь фосфорын атомын хувьд ердийн зүйл биш тул азотоос ялгаатай нь фосфорын орбиталуудын sp- ба sp-эрлийз төлөв байдал тогтворгүй байдаг. Нэгдлүүд дэх фосфор нь -3-аас +5 хүртэл исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг. Хамгийн ердийн исэлдэлтийн төлөв нь +5 юм.

-аас бүрдэх нэгдлийн томьёог бүтээцгээе. фосфор (валент V) ба хүчилтөрөгч (валент II).

Фосфор ямар нэгдлүүдэд хамгийн их валенттай байдаг вэ?

Фосфорын валентийн чадвар юу вэ, энэ нь түүний аналог болох азотоос юугаараа ялгаатай вэ?

Фосфорын атомын электрон бүтэц нь 16Р 5 25 2р Зз Зр томьёотой тохирч байна. Фосфор нь гурав дахь (гадна) энергийн түвшинд валентын электронуудтай бөгөөд 5 ба гурван p-орбиталаас гадна таван чөлөөт -орбитал байдаг.

Өөр нэг үзэл бодлын дагуу фосфор, азотын шинж чанарын ялгаа нь фосфорын атом дахь валентын 3 орбитал байгаатай холбон тайлбарлаж байна.

Фосфорын анхны иончлох энерги P (1063 кЖ моль) ба хүхрийн 8 (1000 кДж моль) хоёрын хоорондох ялгааг Р ба 8 атомын валентын орбитал электроны тохиргоонд үндэслэн тайлбарла.

Харин фосфорын хувьд 3-р үеийн элемент болохын хувьд 3-р орбиталууд мөн валентын орбиталуудын үүргийг гүйцэтгэдэг. Тиймээс V бүлгийн эдгээр ердийн элементүүдийн химийн нийтлэг шинж чанаруудын зэрэгцээ мэдэгдэхүйц ялгаа гарч ирдэг. Фосфорын хувьд zrCh-, zrCh- ба 5p төрлийн валентын орбиталуудын эрлийзжих боломжтой. Фосфорын хамгийн их зохицуулалтын тоо нь 6. Азотоос ялгаатай нь фосфор нь чөлөөт 3d орбиталуудаар харгалзах атомуудын электрон хосыг хүлээн авснаар l - rl холбоогоор тодорхойлогддог.

Фосфорын тогтвортой зохицуулалтын тоо (V) нь 4 бөгөөд энэ нь түүний валентын орбиталуудын sp-гибридизацитай тохирч байна. Зохицуулалтын дугаар 5 ба 6 нь ховор тохиолддог бөгөөд эдгээр тохиолдолд фосфорын атомд sp4- болон sp-эрлийз төлөвийг тус тус өгдөг (х. 415).

Үүнтэй төстэй зан үйл нь VA бүлгийн элементүүдээс олддог боловч энэ бүлгийн металл ба металл бус хоорондын хил бага байна. Азот ба фосфор нь металл бус, тэдгээрийн ковалент нэгдлүүдийн хими, боломжит исэлдэлтийн төлөвийг тохиргоонд таван валентийн электрон байгаа эсэхээр тодорхойлдог.Азот, фосфор нь ихэвчлэн исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг - 3, -b 3 ба +5. Арсеник As ба сурьма Sb нь амфотерийн исэл үүсгэдэг хагас металл бөгөөд зөвхөн висмут нь металл шинж чанартай байдаг. As ба Sb-ийн хувьд хамгийн чухал исэлдэлтийн төлөв нь + 3 байна. Bi-ийн хувьд энэ нь зарим онцгой нөхцөлд илрэх исэлдэлтийн төлөвийг эс тооцвол цорын ганц боломжтой юм. Висмут таван валентийн электроноо бүгдийг нь алдаж чадахгүй, үүнд шаардагдах энерги хэт өндөр байна. Гэсэн хэдий ч энэ нь гурван br-электроныг алдаж, Би ион үүсгэдэг.

Менделеев Карлсруэ хотод болсон Олон улсын химийн конгрессын үеэр Германы Хайдельбергт диссертацийн ажлаа хийжээ. Тэрээр конгресст оролцож, атомын жингийн асуудлаар өөрийн байр сууриа тодорхой илэрхийлсэн Каннизарогийн илтгэлийг сонсов. Орос руу буцаж ирэхдээ Менделеев элементүүдийн жагсаалтыг судалж эхэлсэн бөгөөд атомын жингийн өсөлтийн дарааллаар байрлуулсан элементүүдийн валентийн өөрчлөлтийн үечилсэн байдалд анхаарлаа хандуулав: устөрөгчийн валент 1, лити I, бериллий 2, бор 3, нүүрстөрөгч 4, магни 2, азот 3, хүхэр 2, фтор 1, натри 1, хөнгөн цагаан 3, цахиур 4, фосфор 3, к1 нүүрстөрөгч 2, хлор I гэх мэт.

Фосфор нь валентийн электронуудын тоогоор (35 3р) азотын аналог юм.

Хүчилтөрөгчийн атомууд дор хаяж хоёр өөр атомтай нэгддэг. Кальци, хүхэр, магни, бари нь ижил төстэй байдлаар ажилладаг. Эдгээр элементүүд нь хоёр валенттэй байдаг бол азот, фосфор, хөнгөн цагаан, алт гурван валенттэй байдаг. Төмөр нь хоёроос гурван валенттай байж болно. Зарчмын хувьд валентийн тухай асуудал нь эхэндээ санагдсан шиг тийм ч энгийн зүйл биш байсан ч энэ онолын хамгийн энгийн хувилбар ч гэсэн чухал дүгнэлт гаргах боломжтой болсон.

Литигээс фторын G руу шилжих үед металлын шинж чанар нь байгалийн суларч, валент нь нэгэн зэрэг нэмэгдэхийн зэрэгцээ металл бус шинж чанарууд нэмэгддэг. Фторын G-ээс атомын массын хувьд дараагийн элемент болох натрийн La руу шилжих нь шинж чанар, валентийн огцом өөрчлөлт дагалддаг бөгөөд натри нь илүү идэвхтэй боловч ердийн моновалент металл болох литийн шинж чанарыг ихээхэн давтдаг. Натрийн хажууд магни нь бериллий Be-тэй олон талаараа төстэй (хоёулаа хоёр валенттай, металл шинж чанартай боловч хоёулангийнх нь химийн идэвхжил нь Li - Na хосынхоос бага тод илэрдэг). Хөнгөн цагаан A1, магнийн хажууд, бор B (валент байдал 3) -тай төстэй. Цахиур 81 ба нүүрстөрөгч С, фосфор P ба азот S, хүхэр 8 ба хүчилтөрөгч O, хлор С1 ба фтор G. Атомын массыг нэмэгдүүлэх дарааллаар хлорын дараа дараагийн элемент рүү шилжихэд ойрын хамаатан садан, кали K, өөрчлөлтийн үсрэлт дахин валент болон химийн шинж чанар үүсдэг. Лити, натри шиг кали нь хэд хэдэн элементүүдийг (дараалан гурав дахь) нээдэг бөгөөд тэдгээрийн төлөөлөгчид эхний хоёр эгнээний элементүүдтэй гүнзгий аналогийг харуулдаг.

Нэмэлтийн үр нөлөө нь нэмэлт молекул дахь элементүүдийн валент байдал, байрлал, функциональ бүлгүүд байгаа эсэх, тэдгээрийн синергетик болон бусад хүчин зүйлээс хамаарна. Фосфор, хүхэр, хүчилтөрөгч, азот агуулсан нэгдлүүдийг тосолгооны материалын нэмэлт болгон ашиглах нь эдгээр элементүүдийн электрон бүтцийн онцлогтой нягт холбоотой юм. Хөдөлгүүрийн эд ангиудын металл гадаргуутай тэдгээрийн харилцан үйлчлэл нь сүүлчийнх нь өөрчлөлтөд (бүтэц өөрчлөгдөх) хүргэдэг бөгөөд хамгаалалтын хальс үүссэний улмаас эдгээр нэгдлүүдийн тосны уусмал дахь зэврэлтээс хамгаалах, элэгдэлд орох, хэт даралтын шинж чанарыг хангадаг. . Үүнээс гадна эдгээр элементүүдийг агуулсан нэмэлтүүд нь хэт ислийн радикалуудтай урвалд орж исэлдэлтийн гинжин хэлхээг тасалж, гидропероксидыг устгаснаар тосыг тогтворжуулдаг.

Галогенжилт. Металл төмөр, зэсийн исэл, бром, хүхэр, иод, төмрийн галогенид, сурьма, цагаан тугалга, хүнцэл, фосфор, хөнгөн цагаан ба зэс, ургамлын болон амьтны нүүрс, идэвхжүүлсэн боксит болон бусад шаварыг хлоржуулахад ихэвчлэн ашигладаг катализаторууд юм. Эдгээр катализаторын ихэнх нь галоген тээвэрлэгч юм. Тиймээс галоген нэгдлүүд дэх Fe, Sb, P нь чөлөөт хлорын дэргэд хоёр валентын төлөвт байх чадвартай бөгөөд тэд ээлжлэн хлорыг идэвхтэй хэлбэрээр нэмж, ялгаруулдаг. Үүнтэй адилаар иод, бром, хүхэр нь хлортой тогтворгүй нэгдэл үүсгэдэг. Бромжуулах катализатор нь хлоржуулах катализатортой төстэй. Фосфор бол иоджуулах хамгийн сайн хурдасгуур юм. Фторжуулах процесс нь катализатор шаарддаггүй. Хүчилтөрөгч байгаа тохиолдолд галогенжилт удааширдаг.

Каталитик хлоржуулалт нь иод, хүхэр, фосфор, сурьма болон бусад хлоржуулагчийг хлоржуулсан нүүрсустөрөгчид уусгах эсвэл хийн парафин нүүрсустөрөгчийг хлоржуулахад харгалзах хлорид хэлбэрээр ашиглахад суурилдаг. уусгагч. Зөвхөн дор хаяж хоёр валентийн утгатай элементүүдийг ашигладаг. Диазо-метан, тетраэтил хар тугалга, гексафенилетан зэрэг радикал үүсгэдэг бодисуудыг нэгэн төрлийн катализатор болгон ашиглаж болно. Тэд хлорын молекулыг атом болгон хуваах чадвартай бөгөөд тэр даруй гинжин урвал үүсгэдэг.

Элемент нь исэлдэлтийн янз бүрийн түвшинд тохирсон хэд хэдэн цуврал нэгдлүүдийг үүсгэх үед нэгдлийн нэрний дараа катионы валент (Ром тоогоор) эсвэл галоген, хүчилтөрөгч, хүхэр, хүчиллэг бодисын тоог хаалтанд бичнэ. нийлмэл молекул дахь үлдэгдэл (үгээр). Жишээлбэл, төмрийн хлорид (P1), фосфор хлорид гурав), манганы исэл (хоёр). Энэ тохиолдолд валентийн тэмдэглэгээг ихэвчлэн бага шинж чанартай валентийн төлөвүүдэд өгдөг. Жишээлбэл, хоёр валентын төлөвт байгаа зэсийн хувьд валентын заалтыг орхигдуулсан бол нэг валенттай зэсийг зэсийн иодид (I) гэж тэмдэглэдэг.

Цахиур, германий зэрэг бодисуудын цахилгаан дамжуулах чанарыг тэдгээрт тодорхой хольцыг бага хэмжээгээр оруулах замаар нэмэгдүүлэх боломжтой. Жишээлбэл, бор эсвэл фосфорын хольцыг цахиурын талстуудад оруулах нь зурвас хоорондын зайг үр дүнтэй нарийсгахад хүргэдэг. Болор өсөлтийн үед цахиурын бүтцэд бага хэмжээний бор эсвэл фосфор (сая тутамд цөөн хэсэг) орж болно. Фосфорын атом нь таван валентийн электронтой тул дөрвийг нь ашигласны дараа -

Фосфор, хүнцэл, сурьма, висмут нь зөвхөн цайрын дэд бүлгийн s-элементүүд болон d-элементүүдтэй албан ёсны валент байдалд тохирсон стехиометрийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг.

Будаг ба шингээгч нь нэг квант системийг бүрдүүлдэг нь олон баримтаас харагдаж байна. Тэдгээрийн хамгийн тод нь өгөгдсөн фосфорын шингээлтийн зурвас доторх хамгийн бага давтамжийн цацрагийг шингээх нь түүний бүх цацрагийн спектрийг, тэр дундаа шингэсэн гэрлийн давтамжаас хамаагүй өндөр давтамжийг ялгаруулдаг явдал юм. Энэ нь цацрагийн квантуудыг нийтлэг хэрэглээнд ашигладаг бөгөөд шингээгдсэн гэрлийн бага давтамжаас давсан давтамжийг ялгаруулахад хангалтгүй энерги нь хатуу биеийн ерөнхий нөөцөөс гардаг гэсэн үг юм. Хэдийгээр будаг нь зөвхөн гадаргуу дээр байх нь эргэлзээгүй боловч түүний онцлог шинж чанартай урт долгионы гэрлийг шингээх (энэ будгийг шингээж байгаа болор нь бараг тунгалаг байдаг) нь бромидын мөнгөн талст дахь металл мөнгө үүсэх замаар дагалддаг. бусад тайлбарыг зөвшөөрөхгүй. Энэ тохиолдолд мөнгөний бромидын мэдрэмж нь урт долгион руу шилжиж, будгийн молекулын бүтцэд холбосон холбоосын гинж уртасна (Зураг 44). Үнэн хэрэгтээ будгийн электронууд долгионы хөдөлгөөнд оршдог бөгөөд будгийн молекул нь талсттай валентийн холбоогоор холбогдож, түүнтэй нэг бүхэл бүтэн нэгдэл үүсгэдэг. Кристал болон будаг нь нэг квант системийг бүрдүүлдэг. Тиймээс цэвэр фотолизийн механизм нь гайхмаар зүйл биш юм

Фосфор P нь 3х 3p, хүхэр 8 нь 3х 3p валентын тохиргоотой. Тиймээс Р атом нь хагас дүүрсэн 3p бүрхүүлтэй байдаг бол атом 8 нь 3p орбиталд аль хэдийн байгаа электронуудын аль нэгтэй хослох нэмэлт электронтой байдаг.

Цахиурын талст бүтцэд ковалент холбоо үүсэхийн тулд фосфор нь нэг электроныг хадгалдаг. Кристалд цахилгаан орон үйлчлэхэд энэ электрон фосфорын атомаас холдох боломжтой тул фосфорыг цахиурын талст дахь электрон донор гэж нэрлэдэг. Хандивласан электронуудыг гаргахын тулд ердөө 1.05 кЖ моль шаардлагатай бөгөөд энэ энерги нь бага хэмжээний фосфорын хольцтой цахиурын талстыг дамжуулагч болгон хувиргадаг. Борын хольцыг цахиурын талст руу оруулахад эсрэг үзэгдэл үүсдэг. Борын атом нь цахиурын талст дахь шаардлагатай тооны ковалент холбоо үүсгэхийн тулд нэг электрон дутагдалтай байдаг. Иймээс цахиурын талст дахь борын атом бүрт холбох тойрог замд нэг хоосон орон зай бий. Цахиурын валентийн электронууд нь борын атомуудтай холбоотой эдгээр сул тойрог замд өдөөгдөх боломжтой бөгөөд электронууд талст даяар чөлөөтэй шилжих боломжийг олгодог. Ийм дамжуулалт нь хөрш цахиурын атомын электрон нь борын атомын сул тойрог зам руу үсрэн орсны үр дүнд үүсдэг. Цахиурын атомын тойрог замд шинээр үүссэн хоосон орон зай нь түүнийг дагасан өөр цахиурын атомын электроноор шууд дүүрдэг. Электронууд нэг атомаас нөгөө атом руу үсрэх үед каскадын эффект үүсдэг. Физикчид энэ үзэгдлийг эерэг цэнэгтэй нүхний эсрэг чиглэлд хөдөлгөөн гэж тайлбарлахыг илүүд үздэг. Гэхдээ энэ үзэгдлийг хэрхэн дүрсэлсэн ч, болор нь фосфор гэх мэт электрон хандивлагч эсвэл бор зэрэг электрон хүлээн авагчийг бага хэмжээгээр агуулж байвал цахиур зэрэг бодисын дамжуулалтыг идэвхжүүлэхэд бага энерги шаардагддаг нь баттай нотлогдсон.

Цагаан фосфор нь тетраэдр Р4 молекулуудаас бүрдэх ба схемийн дагуу Зураг дээр үзүүлэв. 21.25. Бүлэгт дурдсанчлан. 8.7, 1-р хэсэг, 60-ын холбоосын өнцөг нь P4 молекулын нэгэн адил бусад молекулуудад маш ховор байдаг. Эдгээр нь маш хурцадмал холбоо байгааг харуулж байгаа бөгөөд энэ нь урвалын өндөр чадвартай нийцэж байна.

Фосфор нь азотын электрон аналог боловч атомын валентын мектроны давхаргад чөлөөт i-орбиталууд байгаа нь фосфорын нэгдлүүдийг азотын нэгдлээс ялгаатай болгодог.

Фосфорорганик нэгдлүүдийн электрон бүтэц, химийн бондын шинж чанар, фосфорын холбооны энерги ба урт, бондын өнцөг, италийн 3-р бөмбөрцгийг хамарсан холбоо үүсэх.

Илүү их хэмжээгээр үнэрт шинж чанар нь фосфорын цагирагт байдаг. 2,4,6-Трифенилфосфор нь метил иодид эсвэл триэтилоксонийн борофторидын нөлөөн дор автомат исэлддэггүй, дөрөвдөгч болдоггүй. Үүний зэрэгцээ түүний нуклеофилийн урвалжууд - алкил эсвэл ариллитын нэгдлүүдтэй харилцан үйлчлэл нь тасалгааны температурт аль хэдийн бензолд амархан явагддаг." Энэ тохиолдолд халдлага нь валентын бүрхүүл нь децетум хүртэл өргөжиж, резонансын тогтворжсон фосфорд тохиолддог. фосфо-рин анион гарч ирнэ ( 1). Анион (I) үүсэх нь PMR болон хэт ягаан туяаны спектрийг ашиглан батлагдсан. Гүн хөх ягаан өнгөтэй урвалын хольцын гидролиз нь 1-алкил(арил)-2, 4,6-три-

Силикат фосфор бэлтгэх. Фосфорын химийн найрлага, фосфорын бүтэц, Mn-ийн валент. Силикат дээр суурилсан болор фосфор бэлтгэх олон тооны өөр өөр аргууд байдаг. Жишээ болгон бид тэдгээрийн аль нэгийг нь өгөх болно. Сайн цэвэршүүлсэн аммиакийн цайрын оксидын уусмал, манганы нитратын усан уусмал, цахиурын хүчил (этил силикат) -ийн спиртийн уусмалыг хамтад нь асгаж гель үүсгэнэ. Гель нь хатааж, нунтаглаж, кварцын саванд 1200 ° C хүртэл шохойж, шохойжуулсны дараа хурдан хөргөнө. Хэрэв Mn-ийн агууламж бага бол шохойжилтыг Mn-ийн агууламж багатай агаарт хийж болох бөгөөд исэлдэлтээс зайлсхийхийн тулд нүүрстөрөгчийн давхар ислийн агаар мандалд шохойжуулна.

Газрын тосны үлдэгдлийн каталитик исэлдэлт. Төрөл бүрийн катализатор, үүсгэгчийг ашиглан исэлдсэн битумыг түүхий эдийг исэлдүүлэх процессыг хурдасгах, чанарыг сайжруулах эсвэл тодорхой шинж чанарыг өгөх олон оролдлого байдаг. Давсны хүчлийн давс, хувьсах валенттай метал (төмөр, зэс, цагаан тугалга, титан гэх мэт) -ийг исэлдэлтийн урвалын катализатор болгон ашиглахыг санал болгож байна. Шингэн алдалт, алкилизаци, хагарал (протон дамжуулах) катализаторын хувьд хөнгөн цагаан, төмөр, цагаан тугалганы хлорид, фосфорын пентоксидыг исэлдүүлэх санаачлагч - хэт исэл болгон санал болгож байна. Эдгээр катализаторын ихэнх нь битумыг хүчилтөрөгчөөр баяжуулахгүйгээр түүхий эдийн молекулуудыг (тос, давирхай) асфальт болгон нягтруулах урвалыг эхлүүлдэг. Түүхий эдийг исэлдүүлэх үйл явцыг хурдасгах, битумын шинж чанарыг сайжруулах боломжийг (голчлон өгөгдсөн зөөлрүүлэх температурт нэвтрэлтийг нэмэгдүүлэх чиглэлд) олон тооны патентын ном зохиолд өгөгдсөн, гэхдээ патент зохиогчид хийсэн учраас. үйл явцын химийн шинж чанарыг илчлэхгүйгээр тэдний санал, энэ монографи дахь тэдний дүгнэлтийг авч үзэхгүй. А.Хойбергийн судалгаа

Ихэнх тохиолдолд галогенжилтийг гэрлийн цацраг (долгионы урт 3000-5000 А) эсвэл өндөр температур (катализатортой эсвэл катализаторгүйгээр) хурдасгадаг. Хоёр валентын төлөвтэй, нэг валент байдлаас нөгөөд шилжих үед галоген атомыг өгөх чадвартай металл галидын нэгдлүүдийг ихэвчлэн катализатор болгон ашигладаг - P I5, P I3, Fe lg. Сурьма хлорид эсвэл манганы хлорид, түүнчлэн металл бус катализаторууд - иод, бром эсвэл фосфор зэргийг ашигладаг.

Лити ба натри нь электронтой дунд зэргийн хамааралтай, бериллий нь сөрөг электронтой, магни нь тэгтэй ойролцоо электрон хамааралтай байдаг. Be болон M атомуудад валентийн х-орбитал бүрэн дүүрсэн байх ба нэмсэн электрон нь энергийн хувьд илүү өндөр байрласан p-орбиталийг эзлэх ёстой. Нэмэгдэж буй электрон нь эдгээр атомуудад хагас дүүрсэн p орбитал дахь электронуудын аль нэгтэй хослох ёстой тул азот ба фосфор нь электроны хамаарал багатай байдаг.

Гурав дахь болон дараагийн үеийн элементүүдийн атомууд октетийн дүрмийг дагаж мөрддөггүй. Тэдний зарим нь октетийн дүрмийн таамаглаж байснаас илүү олон атомтай холбогдох (өөрөөр хэлбэл илүү олон электрон хосоор хүрээлэгдсэн байх) гайхалтай чадварыг харуулдаг. Жишээлбэл, фосфор, хүхэр нь PF5 ба SF нэгдлүүдийг үүсгэдэг. Эдгээр нэгдлүүдийн Льюисийн бүтцэд хүнд элементийн бүх валентийн электронууд нь бусад атомуудтай холбоо үүсгэхэд ашиглагддаг.

Эдгээр диаграммд бүтэн сум нь зохицуулалтын холбоосын байрлалыг харуулж байна. Энд гарч буй донор элементүүд (хүхэр, хүнцэл, азот), селен, фосфор болон бусад бодисууд нь хамгийн их валентын төлөвт байгаа бол катализаторын шинж чанартай нэгдлүүдийг үүсгэдэггүй, учир нь энэ тохиолдолд молекулууд. хос чөлөөт электрон байхгүй. Эдгээр элементүүдийн ионуудын хувьд ч мөн адил. Жишээлбэл, сульфитын ион нь хор, харин сульфатын ион нь хор биш юм

Гадна бүрхүүл дэх электронуудын тоо нь тухайн элементэд хамаарах валентийн төлөвийг тодорхойлдог тул түүний нэгдлүүдийн төрлүүд - гидрид, исэл, гидроксид, давс гэх мэт. Тиймээс фосфор, хүнцэл, атомын гаднах бүрхүүлд. сурьма ба висмут ижил тооны (таван) электрон байдаг. Энэ нь тэдгээрийн гол валентын төлөв (-3, -f3, -b5), ижил төрлийн EH3 гидрид, E2O3 ба EaO исэл, гидроксид гэх мэт ижил байдлыг тодорхойлдог. Энэ нөхцөл байдал нь эцсийн дүндээ эдгээр элементүүд ижил түвшинд байрлаж байгаагийн шалтгаан юм. дэд бүлгийн үечилсэн систем.

Ийнхүү өдөөгдсөн төлөвт байгаа бериллий, бор, нүүрстөрөгчийн атом дахь хосгүй электронуудын тоо нь эдгээр элементүүдийн бодит валенттай тохирч байна. Азот, хүчилтөрөгч, фторын атомуудын хувьд тэдгээрийн өдөөлт нь электрон бүрхүүлийн хоёр дахь түвшний ион бус электронуудын тоог нэмэгдүүлэхэд хүргэж чадахгүй. Гэсэн хэдий ч эдгээр элементүүдийн аналогууд - фосфор, хүхэр, хлор нь гурав дахь түвшинд байдаг.

Фосфорын атом дахь хосгүй электронуудын тоо өдөөх үед тавд хүрдэг бөгөөд энэ нь түүний бодит хамгийн их паленттай тохирч байна. Хүхрийн атомыг өдөөх үед хосгүй электронуудын тоо дөрөв болж, бүр [бол], хлорын атомын хувьд гурав, тав, дээд тал нь долоо хүртэл нэмэгддэг бөгөөд энэ нь мөн утгын бодит утгатай тохирч байна. тэдний харуулдаг валент. Тэд догдолж байхдаа адилхан зан авир гаргадаг

Атомын шинж чанар нь түүний гадаад электрон давхаргын бүтцээр тодорхойлогддог. Атомын гаднах, заримдаа эцсийн өмнөх электрон давхаргад байрладаг электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог. Ийм электронуудыг нэрлэдэг валентЖишээлбэл, фосфорын атом нь 5 валентын электронтой: (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1. Фосфорын атомын электрон томъёо

Үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн атомуудын валентийн электронууд нь электрон давхаргын s ба p-орбиталуудад байрладаг. Лантанид ба актинидээс бусад хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь эцсийн давхаргын гаднах ба d-орбиталуудын s-орбиталд байрладаг.

Валент гэдэг нь атомын химийн холбоо үүсгэх чадвар юм. Энэхүү тодорхойлолт ба валентийн тухай ойлголт нь зөвхөн ковалент төрлийн холбоо бүхий бодисуудтай холбоотой зөв юм. Ионы нэгдлүүдийн хувьд энэ ойлголтыг ашиглах боломжгүй бөгөөд үүний оронд "исэлдэлтийн төлөв" гэсэн албан ёсны ойлголтыг ашигладаг.

Валент нь атом бусад атомуудтай харилцан үйлчлэх үед үүссэн электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Жишээлбэл, аммиак NH3 дахь азотын валент нь гурав (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Аммиакийн молекулын электрон ба график томьёо

Атомын бусад атомуудтай үүсгэж болох электрон хосуудын тоо нь юуны түрүүнд түүний хосгүй электронуудын тооноос хамаарна. Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн атом нь 2p орбиталд хосгүй хоёр электронтой байдаг (Зураг 3). Хослогдоогүй электронуудын тооноос харахад ийм нүүрстөрөгчийн атом нь II валентыг харуулж чадна гэж хэлж болно.

Цагаан будаа. 3. Үндсэн төлөв дэх нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтэц

Бүх органик бодисууд болон зарим органик бус нэгдлүүдэд нүүрстөрөгч нь дөрвөн валенттай байдаг. Ийм валент нь нүүрстөрөгчийн атомын өдөөгдсөн төлөвт л боломжтой бөгөөд нэмэлт энерги хүлээн авах үед хувирдаг.

Өдөөгдсөн төлөвт нүүрстөрөгчийн атом дахь 2s электронууд хосолсон бөгөөд тэдгээрийн нэг нь чөлөөт 2p тойрог замд ордог. Дөрвөн хосгүй электрон дөрвөн ковалент холбоо үүсгэж болно. Атомын өдөөгдсөн төлөвийг ихэвчлэн "од"-оор тэмдэглэдэг (Зураг 4).

Цагаан будаа. 4. Өдөөгдсөн төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтэц

Азот нь валентийн электронуудын тооноос хамааран тав валенттай байж чадах уу? Азотын атомын валентийн боломжуудыг авч үзье.

Азотын атом нь хоёр электрон давхаргатай бөгөөд дээр нь зөвхөн 7 электрон байрладаг (Зураг 5).

Цагаан будаа. 5. Азотын атомын гаднах давхаргын бүтцийн цахим диаграмм

Азот нь гурван электрон хосыг өөр гурван электронтой хуваалцаж чаддаг. 2s орбитал дахь хос электронууд нь холбоо үүсгэхэд оролцож болно, гэхдээ өөр механизмаар - донор-хүлээн авагч, дөрөв дэх холбоог үүсгэдэг.

Хоёр дахь электрон давхаргад d дэд түвшин байхгүй тул азотын атом дахь 2s электрон хослох боломжгүй юм. Тиймээс азотын хамгийн өндөр валент нь IV байна.

Хичээлийг дүгнэж байна

Энэ хичээлээр та химийн элементийн атомын валентийн чадварыг тодорхойлж сурсан. Та материалыг судалж байхдаа тухайн атом өөр өөр химийн элементийн хэдэн атомыг өөртөө хавсаргаж чадах, мөн элементүүд яагаад өөр өөр валентын утгыг харуулдаг болохыг олж мэдсэн.

Эх сурвалжууд

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 - хураангуй

Цагаан будаа. 1. Фосфорын атомын электрон томъёо

Валент нь атом бусад атомуудтай харилцан үйлчлэх үед үүссэн электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Жишээлбэл, аммиак NH 3 дахь азотын валент нь гурав (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Аммиакийн молекулын электрон ба график томьёо

Цагаан будаа. 3. Үндсэн төлөв дэх нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтэц

Цагаан будаа. 4. Өдөөгдсөн төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтэц

Азотын атом нь хоёр электрон давхаргатай бөгөөд дээр нь зөвхөн 7 электрон байрладаг (Зураг 5).

Цагаан будаа. 5. Азотын атомын гаднах давхаргын бүтцийн электрон диаграмм

Хичээлийг дүгнэж байна

Ном зүй

Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Хими. Ерөнхий боловсролын 10-р ангийн сурах бичиг. байгуулах Профайлын түвшин. - М.: LLC TID "Russian Word - RS", 2008. (§ 9)
Рудзит Г.Е. Хими. Ерөнхий химийн үндэс. 11-р анги: боловсролын. ерөнхий боловсролын хувьд байгууллага: үндсэн түвшин / G.E. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - М.: Боловсрол, "Москвагийн сурах бичиг" ХК, 2010. (§ 5)
Радецкий А.М. Хими. Дидактик материал. 10-11 анги. - М.: Боловсрол, 2011 он.
Хомченко И.Д. Ахлах сургуульд зориулсан химийн бодлого, дасгалын цуглуулга. - М.: РИА "Шинэ давалгаа": Нийтлэгч Умеренков, 2008. (х. 8)

Дижитал боловсролын нөөцийн нэгдсэн цуглуулга (сэдвийн талаархи видео туршлага) ().
"Хими ба амьдрал" сэтгүүлийн цахим хувилбар ().

Гэрийн даалгавар

-тай. 30 № 2.41, 2.43 Ерөнхий боловсролын сургуулийн химийн бодлого, дасгалын цуглуулга (Хомченко И.Д.), 2008 он.
Газар дээрх хлорын атомын бүтцийн болон өдөөгдсөн төлөвийн электрон диаграммыг бич.
Атомд хэдэн валентийн электрон байдаг: а) бериллий; б) хүчилтөрөгч; в) хүхэр?

Үзэл баримтлал валентЛатин "valentia" гэсэн үгнээс гаралтай бөгөөд 19-р зууны дунд үеэс мэдэгдэж байсан. Валент байдлын тухай анхны "өргөн" дурдсан нь Ж.Дальтоны бүтээлүүдэд байсан бөгөөд тэрээр бүх бодисууд хоорондоо тодорхой хувь хэмжээгээр холбогдсон атомуудаас бүрддэг гэж үздэг. Дараа нь Франкланд валентийн тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн бөгөөд энэ нь валент ба химийн бондын хоорондын хамаарлын тухай Кекулегийн бүтээлүүдэд улам бүр боловсронгуй болсон бөгөөд А.М. Бутлеров, органик нэгдлүүдийн бүтцийн тухай онолдоо валентыг тодорхой химийн нэгдлийн урвалын чадвартай холбосон бөгөөд Д.И. Менделеев (Химийн элементүүдийн үечилсэн системд элементийн хамгийн өндөр валентыг бүлгийн дугаараар тодорхойлно).

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Валентгэдэг нь атомыг ковалент бондтой нийлэхэд үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм.

Элементийн валент нь нэгдлүүдийн молекул дахь атомуудын хооронд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог тул атом дахь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Атомын үндсэн төлөв (хамгийн бага энергитэй төлөв) нь атомын электрон тохиргоогоор тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь үелэх систем дэх элементийн байрлалтай тохирч байна. Өдөөгдсөн төлөв нь валентын түвшинд электронуудын шинэ хуваарилалт бүхий атомын энергийн шинэ төлөв юм.

Атом дахь электронуудын цахим тохиргоог зөвхөн электрон томъёо хэлбэрээр төдийгүй электрон график томъёо (энерги, квант эс) ашиглан дүрсэлж болно. Эс бүр нь тойрог замыг, сум нь электроныг, сумны чиглэл (дээш эсвэл доош) электроны эргэлтийг, чөлөөт эс нь электрон өдөөх үед эзэлж чадах чөлөөт тойрог замыг илэрхийлдэг. Хэрэв эсэд 2 электрон байвал ийм электроныг хосолсон, 1 электрон байвал хосгүй гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбиталуудыг дараах байдлаар дүүргэнэ: эхлээд ижил эргэлдэх нэг электрон, дараа нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр дахь электрон. 2p дэд түвшин нь ижил энергитэй гурван орбиталтай тул хоёр электрон тус бүр нэг тойрог замыг эзэлдэг. Нэг тойрог зам чөлөөтэй үлдсэн.

Электрон график томъёо ашиглан элементийн валентыг тодорхойлох

Элементийн валентыг атом дахь электронуудын электрон тохиргооны электрон график томъёогоор тодорхойлж болно. Азот ба фосфор гэсэн хоёр атомыг авч үзье.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Учир нь Элементийн валент нь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог тул азотын валент нь III байна. Азотын атом нь хоосон орбиталгүй тул энэ элементийн хувьд өдөөгдсөн төлөв байх боломжгүй. Гэсэн хэдий ч III нь азотын хамгийн их валент биш, азотын хамгийн их валент нь V бөгөөд бүлгийн дугаараар тодорхойлогддог. Тиймээс цахим график томьёо ашиглан хамгийн өндөр валентыг, мөн энэ элементийн бүх валентыг тодорхойлох боломжгүй гэдгийг санах нь зүйтэй.

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

Үндсэн төлөвт фосфорын атом нь 3 хосгүй электронтой байдаг тул фосфорын валент нь III байна. Гэсэн хэдий ч фосфорын атомд чөлөөт d-орбиталууд байдаг тул 2-р дэд түвшинд байрлах электронууд d-дэд түвшний сул орбиталуудыг нэгтгэж, эзлэх чадвартай байдаг. сэтгэл хөдөлсөн байдалд орох.

Одоо фосфорын атом нь 5 хосгүй электронтой тул фосфор нь V-ийн валенттай байна.

Олон валентын утгатай элементүүд

IVA - VIIA бүлгийн элементүүд нь хэд хэдэн валентийн утгатай байж болох ба дүрмээр бол валент нь 2 нэгжийн алхамаар өөрчлөгддөг. Энэ үзэгдэл нь электронууд химийн холбоо үүсгэхэд хос хосоороо оролцдогтой холбоотой юм.

Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдээс ялгаатай нь ихэнх нэгдлүүдийн B-дэд бүлгийн элементүүд нь бүлгийн дугаартай тэнцэх өндөр валентыг харуулдаггүй, жишээлбэл, зэс, алт. Ерөнхийдөө шилжилтийн элементүүд нь маш олон төрлийн химийн шинж чанарыг харуулдаг бөгөөд энэ нь валентийн өргөн хүрээгээр тайлбарлагддаг.

Элементүүдийн электрон график томьёог авч үзээд элементүүд яагаад өөр өөр валенттай байдгийг тогтооцгооё (Зураг 1).

Даалгаварууд:газрын болон өдөөгдсөн төлөвт As ба Cl атомуудын валентын боломжуудыг тодорхойлох.

Фосфорын валент

Электрон график томъёо ашиглан элементийн валентыг тодорхойлох

Олон валентын утгатай элементүүд

Үүнтэй төстэй нийтлэлүүд