hjem » Kjennetegn » Valens av atomer i stasjonære og eksiterte tilstander. Valensmuligheter for atomer av elementer i kjemiske forbindelser

Valens av atomer i stasjonære og eksiterte tilstander. Valensmuligheter for atomer av elementer i kjemiske forbindelser

Strukturen til de ytre energinivåene til atomer av kjemiske elementer bestemmer hovedsakelig egenskapene til atomene deres. Derfor kalles disse nivåene valensnivåer. Elektroner av disse nivåene, og noen ganger av pre-eksterne nivåer, kan ta del i dannelsen av kjemiske bindinger. Slike elektroner kalles også valenselektroner.
Valensen til et atom til et kjemisk element bestemmes først og fremst av antall uparrede elektroner som deltar i dannelsen av en kjemisk binding.
Valenselektronene til atomene til elementene i hovedundergruppene er lokalisert i s- og p-orbitalene til det ytre elektronlaget. For elementer av sideundergrupper, bortsett fra lantanider og aktinider, er valenselektroner lokalisert i s-orbitalen til de ytre og d-orbitalene til det pre-ytre laget.
For å kunne vurdere valensevnen til atomer til kjemiske elementer korrekt, er det nødvendig å vurdere fordelingen av elektroner i dem på tvers av energinivåer og undernivåer og bestemme antall uparrede elektroner i samsvar med Pauli-prinsippet og Hunds regel for de uexciterte ( bakken, eller stasjonær) tilstanden til atomet og for den eksiterte (da har den mottatt ekstra energi, som et resultat av at elektronene i det ytre laget blir paret og overført til frie orbitaler). Et atom i en eksitert tilstand er betegnet med det tilsvarende elementsymbolet med en stjerne. Vurder for eksempel valensmulighetene til fosforatomer i stasjonære og eksiterte tilstander:

I ueksitert tilstand har fosforatomet tre uparrede elektroner i p-undernivået. Når et atom går over til en eksitert tilstand, kan et av elektronparet på d-undernivået flytte til en tom orbital på d-undernivået. Valensen av fosfor endres fra tre (i grunntilstand) til fem (i eksitert tilstand).
Separasjonen av sammenkoblede elektroner krever energi, siden sammenkoblingen av elektroner er ledsaget av en reduksjon i den potensielle energien til atomene. Samtidig kompenseres energiforbruket for å overføre atomet til en eksitert tilstand av energien som frigjøres under dannelsen av kjemiske bindinger av uparrede elektroner.
Dermed har et karbonatom i stasjonær tilstand to uparrede elektroner. Følgelig, med deres deltakelse, kan to vanlige elektronpar dannes, og skaper to kovalente bindinger. Du er imidlertid godt klar over at mange uorganiske og alle organiske forbindelser inneholder fireverdige karbonatomer. Det er åpenbart at dets atomer dannet fire kovalente bindinger i disse forbindelsene mens de var i en eksitert tilstand.

Energien som brukes på eksitasjon av karbonatomer blir mer enn kompensert av energien som frigjøres under dannelsen av ytterligere to kovalente bindinger. For å overføre karbonatomer fra den stasjonære tilstanden 2s 2 2р 2 til den eksiterte tilstanden - 2s 1 2р 3 er det nødvendig å bruke omtrent 400 kJ/mol energi. Men når en CH-binding dannes i mettede hydrokarboner, frigjøres 360 kJ/mol. Følgelig, når to mol C-H-bindinger dannes, vil 720 kJ frigjøres, som overstiger energien for overføring av karbonatomer til den eksiterte tilstanden med 320 kJ/mol.
Avslutningsvis bør det bemerkes at valensevnen til atomer av kjemiske elementer langt fra er begrenset til antall uparrede elektroner i atomenes stasjonære og eksiterte tilstander. Hvis du husker donor-akseptormekanismen for dannelse av kovalente bindinger, vil to andre valensmuligheter for atomer av kjemiske elementer bli tydelige for deg, som bestemmes av tilstedeværelsen av frie orbitaler og tilstedeværelsen av ensomme elektronpar som kan gi en kovalent kjemisk binding gjennom donor-akseptor-mekanismen. Husk dannelsen av ammoniumion NH4+. (Vi vil vurdere mer detaljert implementeringen av disse valensmulighetene av atomer av kjemiske elementer når vi studerer kjemiske bindinger.) La oss trekke en generell konklusjon.

Artikler Tegninger Tabeller Om nettstedet English

Fosforvalens

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Зр) er en analog av nitrogen når det gjelder antall valenselektroner. Som et element i 3. periode skiller det seg imidlertid betydelig fra nitrogen, et element i 2. periode. Denne forskjellen er at fosfor har en større atomstørrelse, lavere ioniseringsenergi, høyere elektronaffinitet og større atompolariserbarhet enn nitrogen. Maksimalt koordinasjonsantall for fosfor er seks. Som for andre elementer i den 3. perioden, er RL - RL-binding ikke typisk for fosforatomet, og derfor, i motsetning til nitrogen, er sp- og sp-hybridtilstandene til fosfororbitaler ustabile. Fosfor i forbindelser viser oksidasjonstilstander fra -3 til +5. Den mest typiske oksidasjonstilstanden er +5.

La oss lage en formel for en forbindelse som består av og. fosfor (valens V) og oksygen (valens II).

I hvilke forbindelser har fosfor maksimal valens?

Hva er valensevnen til fosfor? Hvordan skiller det seg i denne forbindelse fra sin analog - nitrogen?

Den elektroniske strukturen til fosforatomet tilsvarer formelen 16Р 5 25 2р Зз Зр. Fosfor har valenselektroner i det tredje (ytre) energinivået, hvor det i tillegg til 5- og tre p-orbitalene er fem frie -orbitaler.

I følge et annet synspunkt er forskjellen i egenskapene til fosfor og nitrogen forklart av tilstedeværelsen av valens 3 orbitaler i fosforatomet,

Forklar forskjellen mellom den første ioniseringsenergien til fosfor, P (1063 kJ mol) og svovel, 8 (1000 kJ mol), basert på en sammenligning av de elektroniske valensorbitale konfigurasjonene til P- og 8-atomene.

Men i fosfor, som et element i 3. periode, spilles rollen som valensorbitaler også av 3. orbitaler. Derfor, sammen med de vanlige egenskapene i kjemien til disse typiske elementene i gruppe V, vises det betydelige forskjeller. For fosfor er zrCh-, zrCh- og 5p-typer hybridisering av valensorbitaler mulig. Maksimalt koordinasjonsantall for fosfor er 6. I motsetning til nitrogen er fosfor preget av l - rl-binding på grunn av aksept av elektronpar av de tilsvarende atomene av frie 3d-orbitaler

Det stabile koordinasjonstallet for fosfor (V) er 4, som tilsvarer sp-hybridisering av dets valensorbitaler. Koordinasjonsnummer 5 og 6 vises sjeldnere, i disse tilfellene er sp4- og sp-hybridtilstander tildelt henholdsvis fosforatomet (s. 415).

Lignende oppførsel finnes i elementer i VA-gruppen, men grensen mellom metaller og ikke-metaller i denne gruppen er lavere. Nitrogen og fosfor er ikke-metaller, kjemien til deres kovalente forbindelser og mulige oksidasjonstilstander bestemmes av tilstedeværelsen av fem valenselektroner i konfigurasjonen Nitrogen og fosfor har oftest oksidasjonstilstander - 3, -b 3 og +5. Arsen As og antimon Sb er halvmetaller som danner amfotere oksider, og kun vismut har metalliske egenskaper. For As og Sb er den viktigste oksidasjonstilstanden + 3. For Bi er den den eneste mulige, bortsett fra oksidasjonstilstandene som vises under noen ekstremt spesifikke forhold. Vismut kan ikke miste alle fem valenselektronene; energien som kreves for dette er for høy. Imidlertid mister den tre br-elektroner og danner et Bi-ion.

Mendeleev utførte sitt avhandlingsarbeid i Tyskland, i Heidelberg, nettopp under den internasjonale kjemiske kongressen i Karlsruhe. Han deltok på kongressen og hørte Cannizzaros tale der han tydelig ga uttrykk for sitt syn på problemet med atomvekt. Da han kom tilbake til Russland, begynte Mendeleev å studere listen over elementer og trakk oppmerksomheten til periodisiteten av endringer i valens av elementer arrangert i økende rekkefølge av atomvekter: hydrogenvalens 1, litium I, beryllium 2, bor 3, karbon 4, magnesium 2, nitrogen 3, svovel 2, fluor 1, natrium 1, aluminium 3, silisium 4, fosfor 3, k1 karbon 2, klor I, etc.

Fosfor er en analog av nitrogen når det gjelder antall valenselektroner (35 3р)

Oksygenatomer kombineres med minst to forskjellige atomer. Kalsium, svovel, magnesium og barium oppfører seg på samme måte. Disse grunnstoffene har en valens på to, mens nitrogen, fosfor, aluminium og gull har en valens på tre. Jern kan ha en valens på to eller tre. I prinsippet viste spørsmålet om valens seg å ikke være så enkelt som det så ut til å begynne med, men selv denne enkleste versjonen av denne teorien gjorde det mulig å trekke viktige konklusjoner.

Ved overgang fra litium til fluor G er det en naturlig svekkelse av metalliske egenskaper og en økning i ikke-metalliske egenskaper med samtidig økning i valens. Overgangen fra fluor G til neste grunnstoff når det gjelder atommasse, natrium La, er ledsaget av en brå endring i egenskaper og valens, og natrium gjentar i stor grad egenskapene til litium, som er et typisk enverdig metall, selv om det er mer aktivt. Ved siden av natrium er magnesium på mange måter lik beryllium Be (begge er toverdige og viser metalliske egenskaper, men den kjemiske aktiviteten til begge er mindre uttalt enn Li - Na-paret). Aluminium A1, ved siden av magnesium, ligner bor B (valens 3). Hvor nære slektninger ligner hverandre er silisium 81 og karbon C, fosfor P og nitrogen S, svovel 8 og oksygen O, klor C1 og fluor G. Når du går til neste grunnstoff etter klor i sekvensen med økende atommasse, kalium K, et hopp i endring skjer igjen valens og kjemiske egenskaper. Kalium, som litium og natrium, åpner en serie elementer (den tredje i rekken), hvis representanter viser en dyp analogi med elementene i de to første radene.

Effektiviteten til additivet avhenger av valenstilstanden og plasseringen av elementene i additivmolekylet, tilstedeværelsen av funksjonelle grupper, deres synergi og andre faktorer. Bruken av fosfor-, svovel-, oksygen- og nitrogenholdige forbindelser som tilsetningsstoffer for smøreoljer er nært knyttet til det særegne ved den elektroniske strukturen til disse elementene. Deres interaksjon med metalloverflaten til motordeler fører til modifikasjon av sistnevnte (endring i struktur), og på grunn av dannelsen av beskyttende filmer, sikres anti-korrosjon, anti-slitasje og ekstreme trykkegenskaper til disse forbindelsene i en oljeløsning . I tillegg stabiliserer tilsetningsstoffer som inneholder disse elementene oljen ved å bryte oksidasjonskjeden ved å reagere med peroksidradikaler og ødelegge hydroperoksider.

Halogenering. Katalysatorene som oftest brukes til klorering er metallisk jern, kobberoksid, brom, svovel, jod, halogenider av jern, antimon, tinn, arsen, fosfor, aluminium og kobber, vegetabilsk og animalsk kull, aktivert bauxitt og andre leire. De fleste av disse katalysatorene er halogenbærere. Dermed er Fe, Sb og P i halogenforbindelser i stand til å eksistere i to valenstilstander i nærvær av fritt klor; de tilfører og frigjør vekselvis klor i aktiv form. Tilsvarende danner jod, brom og svovel ustabile forbindelser med klor. Bromeringskatalysatorer ligner på kloreringskatalysatorer. Fosfor er den beste akseleratoren for jodering. Fluoreringsprosessen krever ingen katalysator. I nærvær av oksygen bremses halogeneringen.

Katalytisk klorering er basert på bruk av en klorbærer, som jod, svovel, fosfor, antimon og andre, i form av tilsvarende klorider, som er oppløst i hydrokarbonet som kloreres eller ved klorering av gassformige parafinhydrokarboner - i en løsemiddel. Kun elementer med minst to valensverdier brukes. Stoffer som danner radikaler, som diazometan, tetraetylbly og heksafenyletan, kan også brukes som homogene katalysatorer. De har evnen til å splitte et klormolekyl i atomer, som umiddelbart forårsaker en kjedereaksjon.

Når et grunnstoff danner flere serier av forbindelser som tilsvarer forskjellige oksidasjonstilstander, er det etter navnet på forbindelsen gitt en indikasjon i parentes enten av valensen til kationen (i romertall) eller antallet halogen, oksygen, svovel eller syre rester i det sammensatte molekylet (i ord). For eksempel jernklorid (P1), fosforklorid tre), manganoksid (to). I dette tilfellet er betegnelsen valens vanligvis gitt for mindre karakteristiske valenstilstander. For eksempel, for kobber i tilfelle av en toverdig tilstand, er indikasjonen på valens utelatt, mens enverdig kobber er betegnet med kobberjodid (I).

Ledningsevnen til stoffer som silisium og germanium kan økes ved å introdusere små mengder av visse urenheter i dem. For eksempel fører innføring av bor- eller fosforurenheter i silisiumkrystaller til en effektiv innsnevring av mellombåndsgapet. Små mengder bor eller fosfor (noen deler per million) kan inkorporeres i silisiumstrukturen under krystallvekst. Fosforatomet har fem valenselektroner, og derfor, etter at fire av dem er brukt -

Fosfor, arsen, antimon og vismut danner støkiometriske forbindelser som tilsvarer formell valens bare med s-elementene og d-elementene i sink-undergruppen.

Det faktum at fargestoffet og adsorbenten utgjør et enkelt kvantesystem er tydelig fra mange fakta. Den mest åpenbare av dem er at absorpsjon av stråling av en hvilken som helst, for eksempel den laveste, frekvens innenfor absorpsjonsbåndet til et gitt fosfor forårsaker utslipp av hele strålingsspekteret, inkludert betydelig høyere frekvenser enn frekvensene til det absorberte lyset. Dette betyr at strålingskvanter brukes til vanlig bruk, og energien som er utilstrekkelig til å sende ut frekvenser som overstiger den lille frekvensen av absorbert lys kommer også fra de generelle ressursene til det faste legeme. Det faktum at selv om fargestoffet utvilsomt bare er på overflaten, er absorpsjonen av lys fra dets karakteristiske lange bølger (hvor krystallen som adsorberer dette fargestoffet praktisk talt gjennomsiktig) ledsaget av dannelsen av metallisk sølv i volumet av sølvbromidkrystallen tillater ikke andre tolkninger. I dette tilfellet skifter følsomheten til sølvbromid videre mot lange bølger, jo lengre kjeden av konjugerte bindinger i strukturen til fargestoffmolekylet (fig. 44). Faktum er at elektronene i fargestoffet er i bølgebevegelse og at fargestoffet, som kobles til krystallen med en valensbinding, danner en enkelt helhet med den. Krystallen og fargestoffet danner et enkelt kvantesystem. Det er derfor ikke overraskende at mekanismen for fotolyse av ren

Fosfor, P, har en valenskonfigurasjon på 3x 3p, og svovel, 8, har en valenskonfigurasjon på 3x 3p. P-atomet har dermed et halvfylt 3p-skall, mens atom 8 har et ekstra elektron tvunget til å pare seg med et av elektronene som allerede er tilstede i 3p-orbitalene

For dannelse av kovalente bindinger i krystallstrukturen til silisium, beholder fosfor ett elektron til. Når et elektrisk felt påføres krystallen, kan dette elektronet skifte bort fra fosforatomet; derfor sies fosfor å være en elektrondonor i silisiumkrystallen. For å frigjøre donerte elektroner kreves det bare 1,05 kJ mol; denne energien gjør en silisiumkrystall med en liten blanding av fosfor til en leder. Når bor urenheter introduseres i en silisiumkrystall, oppstår det motsatte fenomenet. Boratomet mangler ett elektron for å danne det nødvendige antall kovalente bindinger i en silisiumkrystall. Derfor, for hvert boratom i en silisiumkrystall er det en ledig plass i bindingsorbitalen. Silisiumvalenselektroner kan eksiteres inn i disse ledige orbitalene assosiert med boratomer, slik at elektroner kan bevege seg fritt gjennom krystallen. Slik ledningsevne oppstår som et resultat av at et elektron fra et nærliggende silisiumatom hopper inn i den ledige orbitalen til et boratom. Den nyopprettede ledigheten i silisiumatomets orbital fylles umiddelbart med et elektron fra et annet silisiumatom som følger det. En kaskadeeffekt oppstår der elektroner hopper fra ett atom til det neste. Fysikere foretrekker å beskrive dette fenomenet som bevegelsen av et positivt ladet hull i motsatt retning. Men uansett hvordan fenomenet beskrives, er det fast slått fast at det kreves mindre energi for å aktivere ledningsevnen i et stoff som silisium dersom krystallen inneholder en liten mengde av en elektrondonor som fosfor eller en elektronakseptor som bor.

Hvitt fosfor består av tetraedriske P4-molekyler, skjematisk vist i fig. 21.25. Som nevnt i Sect. 8.7, del 1, bindingsvinkler på 60", som i P4-molekylet, er ganske sjeldne i andre molekyler. De indikerer tilstedeværelsen av svært anstrengte bindinger, noe som stemmer overens med en høy reaksjonsevne

Selv om fosfor er en elektronisk analog av nitrogen, gjør tilstedeværelsen av frie i-orbitaler i valensmektronlaget til atomet fosforforbindelser forskjellig fra nitrogenforbindelser.

Elektronisk struktur av organofosforforbindelser og arten av kjemiske bindinger; energi og lengde på fosforbindinger; bindingsvinkler; dannelse av bindinger som involverer den tredje kulen av itals.

I enda større grad er aromatiske egenskaper iboende i fosforringen. 2,4,6-trifenylfosfor autooksiderer eller kvaterniserer ikke under påvirkning av metyljodid eller trietyloksoniumborfluorid. Samtidig forekommer dets interaksjon med nukleofile reagenser - alkyl- eller aryllitiumforbindelser, lett i benzen allerede ved romtemperatur." I dette tilfellet skjer angrepet på fosfor, hvis valensskal utvides til decetum, og en resonansstabilisert fosfo-rin anion vises ( 1). Dannelsen av anion (I) ble påvist ved bruk av PMR og UV-spektra. Hydrolyse av reaksjonsblandingen, som har en dyp blåfiolett farge, fører til 1-alkyl(aryl)-2, 4,6-tri-

Fremstilling av silikatfosfor. Kjemisk sammensetning av fosfor, struktur av fosfor, valens av Mn. Det finnes et betydelig antall forskjellige metoder for fremstilling av silikatbaserte krystallfosfor. Som et eksempel vil vi gi en av dem. En godt renset ammoniakkløsning av sinkoksyd, en vandig løsning av mangannitrat og en alkoholløsning av kiselsyre (etylsilikat) helles sammen for å danne en gel. Gelen tørkes, males og kalsineres til 1200°C i kvartsbeholdere og avkjøles raskt etter kalsinering. Hvis Mn-innholdet er lavt, kan kalsinering utføres i luft med lavt Mn-innhold; for å unngå oksidasjon utføres kalsinering i en atmosfære av karbondioksid.

Katalytisk oksidasjon av oljerester. Det er mange forsøk på å fremskynde oksidasjonsprosessen av råvarer, forbedre kvaliteten eller gi visse egenskaper til oksidert bitumen ved hjelp av ulike katalysatorer og initiatorer. Det foreslås å bruke salter av saltsyre og metaller med variabel valens (jern, kobber, tinn, titan, etc.) som katalysatorer for redoksreaksjoner. Som katalysatorer for dehydrering, alkylering og cracking (protonoverføring), foreslås aluminium, jern, tinnklorider og fosforpentoksid som oksidasjonsinitiatorer - peroksider. De fleste av disse katalysatorene setter i gang komprimeringsreaksjoner av råstoffmolekyler (oljer og harpikser) til asfaltener, uten å berike bitumenet med oksygen. Mulighetene for å akselerere prosessen med oksidasjon av råvarer og forbedre egenskapene til bitumen (hovedsakelig i retning av økende penetrasjon ved en gitt mykningstemperatur), gitt i en rekke patentlitteratur, er oppsummert i, men siden forfatterne av patentene gjør deres forslag uten å avsløre kjemien i prosessen, deres konklusjoner er i denne monografien er ikke vurdert. Forskning av A. Hoiberg

I de fleste tilfeller akselereres halogenering av lysbestråling (bølgelengde 3000-5000 A) eller høy temperatur (med eller uten katalysator). Metallhalogenidforbindelser som har to valenstilstander og er i stand til å donere halogenatomer under overgangen fra en valenstilstand til en annen - P I5, P I3, Fe lg - brukes vanligvis som katalysatorer. Antimonklorid eller manganklorid, samt ikke-metalliske katalysatorer - jod, brom eller fosfor, brukes også.

Litium og natrium har moderat elektronaffinitet, beryllium har negativ elektronaffinitet, og magnesium har en elektronaffinitet nær null. I Be- og M-atomer er valens x-orbital fullstendig fylt og det tilførte elektronet må okkupere p-orbital som ligger høyere i energi. Nitrogen og fosfor har lav elektronaffinitet fordi elektronet som tilføres må parre seg i disse atomene med ett av elektronene i de halvfylte p-orbitalene.

Atomer av elementer fra den tredje og påfølgende perioden følger ofte ikke oktettregelen. Noen av dem viser den bemerkelsesverdige evnen til å binde seg til flere atomer (det vil si å være omgitt av flere elektronpar) enn oktettregelen forutsier. For eksempel danner fosfor og svovel forbindelsene henholdsvis PF5 og SF. I Lewis-strukturene til disse forbindelsene brukes alle valenselektronene til det tunge elementet av det til å danne bindinger med andre atomer

I disse diagrammene viser hele pilen posisjonen til koordinasjonsbindingen. Donorelementene som vises her (svovel, arsen og nitrogen), så vel som selen, fosfor og andre, danner ikke forbindelser som har egenskapene til katalytiske giftstoffer hvis de er i tilstanden med høyeste valens, siden molekylene i dette tilfellet gjør det ikke har par med frie elektroner. Det samme gjelder for ionene til disse elementene. For eksempel er sulfittion en gift, mens sulfation ikke er det

Antall elektroner i det ytre skallet bestemmer valenstilstandene som er iboende i et gitt element, og derfor typene av dets forbindelser - hydrider, oksider, hydroksider, salter, etc. Således, i de ytre skallene til atomene av fosfor, arsen, antimon og vismut er det samme antall (fem) elektroner. Dette bestemmer likheten av deres hovedvalenstilstander (-3, -f3, -b5), den samme typen EH3-hydrider, E2O3- og EaO-oksider, hydroksyder, etc. Denne omstendigheten er til syvende og sist grunnen til at disse elementene er lokalisert i samme undergruppe periodisk system.

Dermed tilsvarer antallet uparrede elektroner i beryllium, bor og karbonatomer i en eksitert tilstand den faktiske valensen til disse elementene. Når det gjelder atomene av nitrogen, oksygen og fluor, kan deres eksitasjon ikke føre til en økning i antall ikke-ionære elektroner i det andre nivået av deres elektronskall. Imidlertid er analogene til disse elementene - fosfor, svovel og klor - siden de på tredje nivå

Antall uparrede elektroner i et fosforatom ved eksitasjon når fem, som tilsvarer dets faktiske maksimale palens. Når et svovelatom er eksitert, øker antallet uparrede elektroner til fire og til og med til [er], og for et kloratom - til tre, fem og maksimalt til syv, som også tilsvarer de faktiske verdiene til valens de viser. De oppfører seg på en lignende måte når de er spente

Egenskapene til et atom bestemmes i stor grad av strukturen til dets ytre elektronlag. Elektroner plassert på det ytre, og noen ganger på det nest siste, elektroniske laget av atomet kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Slike elektroner kalles valens For eksempel har et fosforatom 5 valenselektroner: (Fig. 1).

Ris. 1. Elektronisk formel for fosforatomet

Valenselektronene til atomene til elementene i hovedundergruppene er lokalisert i s- og p-orbitalene til det ytre elektronlaget. For elementer av sideundergrupper, bortsett fra lantanider og aktinider, er valenselektroner lokalisert i s-orbitalen til de ytre og d-orbitalene til det nest siste laget.

Valens er et atoms evne til å danne kjemiske bindinger. Denne definisjonen og selve valensbegrepet er kun korrekt i forhold til stoffer med en kovalent type binding. For ioniske forbindelser er dette konseptet ikke aktuelt; i stedet brukes det formelle konseptet "oksidasjonstilstand".

Valens er karakterisert ved antall elektronpar som dannes når et atom samhandler med andre atomer. For eksempel er valensen av nitrogen i ammoniakk NH3 tre (fig. 2).

Ris. 2. Elektroniske og grafiske formler for ammoniakkmolekylet

Antall elektronpar som et atom kan danne med andre atomer avhenger først og fremst av antallet uparrede elektroner. For eksempel har et karbonatom to uparrede elektroner i 2p orbitaler (fig. 3). Fra antall uparrede elektroner kan vi si at et slikt karbonatom kan ha en valens på II.

Ris. 3. Elektronisk struktur av karbonatomet i grunntilstanden

I alle organiske stoffer og noen uorganiske forbindelser er karbon fireverdig. Slik valens er bare mulig i den eksiterte tilstanden til karbonatomet, som det forvandles til når det mottar ekstra energi.

I eksitert tilstand er 2s-elektronene i karbonatomet sammenkoblet, hvorav den ene går inn i den frie 2p-orbitalen. Fire uparrede elektroner kan danne fire kovalente bindinger. Den eksiterte tilstanden til et atom er vanligvis betegnet med en "stjerne" (fig. 4).

Ris. 4. Elektronisk struktur av karbonatomet i eksitert tilstand

Kan nitrogen ha en valens på fem, basert på antallet valenselektroner? La oss vurdere valensmulighetene til nitrogenatomet.

Nitrogenatomet har to elektronlag, hvorpå kun 7 elektroner er plassert (fig. 5).

Ris. 5. Elektronisk diagram av strukturen til det ytre laget av nitrogenatomet

Nitrogen kan dele tre elektronpar med tre andre elektroner. Et par elektroner i 2s orbital kan også delta i dannelsen av en binding, men gjennom en annen mekanisme - donor-akseptor, danner en fjerde binding.

Sammenkoblingen av 2s-elektroner i et nitrogenatom er umulig, siden det ikke er noe d-subnivå på det andre elektronlaget. Derfor er den høyeste valensen av nitrogen IV.

Oppsummering av leksjonen

I denne leksjonen lærte du å bestemme valensevnen til atomer til kjemiske elementer. Mens du studerte materialet, lærte du hvor mange atomer av andre kjemiske elementer et gitt atom kan feste til seg selv, og også hvorfor grunnstoffer viser forskjellige valensverdier.

Kilder

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 - abstrakt

Ris. 1. Elektronisk formel for fosforatomet

Valens er karakterisert ved antall elektronpar som dannes når et atom samhandler med andre atomer. For eksempel er valensen til nitrogen i ammoniakk NH 3 tre (fig. 2).

Ris. 2. Elektroniske og grafiske formler for ammoniakkmolekylet

Ris. 3. Elektronisk struktur av karbonatomet i grunntilstanden

Ris. 4. Elektronisk struktur av karbonatomet i eksitert tilstand

Kan nitrogen ha en valens på fem, basert på antallet valenselektroner? La oss vurdere valensmulighetene til nitrogenatomet.

Nitrogenatomet har to elektronlag, hvorpå kun 7 elektroner er plassert (fig. 5).

Ris. 5. Elektronisk diagram av strukturen til det ytre laget av nitrogenatomet

Sammenkoblingen av 2s-elektroner i et nitrogenatom er umulig, siden det ikke er noe d-subnivå på det andre elektronlaget. Derfor er den høyeste valensen av nitrogen IV.

Oppsummering av leksjonen

Bibliografi

Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kjemi. Lærebok for 10. klasse allmennopplæring. etablering Profilnivå. - M.: LLC TID "Russian Word - RS", 2008. (§ 9)
Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende om generell kjemi. 11. klasse: lærerikt. for allmennutdanning institusjon: grunnnivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2010. (§ 5)
Radetsky A.M. Kjemi. Didaktisk materiale. 10-11 klassetrinn. - M.: Utdanning, 2011.
Khomchenko I.D. Samling av oppgaver og øvelser i kjemi for videregående skole. - M.: RIA «New Wave»: Utgiver Umerenkov, 2008. (s. 8)

En enhetlig samling av digitale pedagogiske ressurser (videoeksperimenter om emnet) ().
Elektronisk versjon av tidsskriftet "Chemistry and Life" ().

Hjemmelekser

Med. 30 nr. 2.41, 2.43 fra Samling av problemer og øvelser i kjemi for ungdomsskolen (Khomchenko I.D.), 2008.
Skriv ned de elektroniske diagrammene over strukturen til kloratomet i bakken og eksiterte tilstander.
Hvor mange valenselektroner er det i et atom av: a) beryllium; b) oksygen; c) svovel?

Konsept valens kommer fra det latinske ordet "valentia" og ble kjent tilbake på midten av 1800-tallet. Den første "omfattende" omtalen av valens var i verkene til J. Dalton, som hevdet at alle stoffer består av atomer forbundet med hverandre i visse proporsjoner. Deretter introduserte Frankland selve begrepet valens, som ble videreutviklet i verkene til Kekule, som snakket om forholdet mellom valens og kjemisk binding, A.M. Butlerov, som i sin teori om strukturen til organiske forbindelser koblet valens med reaktiviteten til en bestemt kjemisk forbindelse og D.I. Mendeleev (i det periodiske systemet for kjemiske elementer bestemmes den høyeste valensen til et grunnstoff av gruppenummeret).

DEFINISJON

Valence er antallet kovalente bindinger som et atom kan danne når det kombineres med en kovalent binding.

Valensen til et grunnstoff bestemmes av antall uparrede elektroner i et atom, siden de deltar i dannelsen av kjemiske bindinger mellom atomer i molekylene til forbindelser.

Grunntilstanden til et atom (tilstand med minimum energi) er preget av den elektroniske konfigurasjonen av atomet, som tilsvarer posisjonen til elementet i det periodiske systemet. En eksitert tilstand er en ny energitilstand for et atom, med en ny fordeling av elektroner innenfor valensnivået.

Elektroniske konfigurasjoner av elektroner i et atom kan avbildes ikke bare i form av elektroniske formler, men også ved hjelp av elektrongrafiske formler (energi, kvanteceller). Hver celle angir en orbital, en pil indikerer et elektron, retningen til pilen (opp eller ned) indikerer spinn av elektronet, en fri celle representerer en fri orbital som et elektron kan okkupere når det eksiterer. Hvis det er 2 elektroner i en celle, kalles slike elektroner paret, hvis det er 1 elektron kalles de uparede. For eksempel:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitalene fylles som følger: først ett elektron med samme spinn, og deretter et andre elektron med motsatte spinn. Siden 2p-undernivået har tre orbitaler med samme energi, okkuperte hver av de to elektronene en orbital. En orbital forble fri.

Bestemmelse av valensen til et element ved hjelp av elektroniske grafiske formler

Valensen til et grunnstoff kan bestemmes av elektrongrafiske formler for elektroniske konfigurasjoner av elektroner i et atom. La oss vurdere to atomer - nitrogen og fosfor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Fordi Valensen til et element bestemmes av antall uparrede elektroner, derfor er valensen til nitrogen III. Siden nitrogenatomet ikke har tomme orbitaler, er en eksitert tilstand ikke mulig for dette elementet. Imidlertid er III ikke den maksimale valensen til nitrogen, den maksimale valensen for nitrogen er V og bestemmes av gruppenummeret. Derfor bør det huskes at ved bruk av elektroniske grafiske formler er det ikke alltid mulig å bestemme den høyeste valensen, så vel som alle valensene som er karakteristiske for dette elementet.

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

I grunntilstanden har fosforatomet 3 uparrede elektroner, derfor er valensen til fosfor III. Imidlertid er det i fosforatomet frie d-orbitaler, derfor er elektroner lokalisert på 2s undernivå i stand til å pare seg og okkupere ledige orbitaler på d-undernivået, dvs. gå inn i en spent tilstand.

Nå har fosforatomet 5 uparrede elektroner, derfor har fosfor også en valens på V.

Elementer som har flere valensverdier

Elementer i gruppene IVA – VIIA kan ha flere valensverdier, og som regel endres valensen i trinn på 2 enheter. Dette fenomenet skyldes det faktum at elektroner deltar i par i dannelsen av en kjemisk binding.

I motsetning til elementene i hovedundergruppene, viser ikke elementene i B-undergruppene i de fleste forbindelser en høyere valens lik gruppetallet, for eksempel kobber og gull. Generelt viser overgangselementer et bredt spekter av kjemiske egenskaper, noe som forklares av et stort spekter av valenser.

La oss vurdere de elektroniske grafiske formlene til elementene og fastslå hvorfor elementene har forskjellige valenser (fig. 1).

Oppgaver: bestemme valensmulighetene til As- og Cl-atomer i grunnen og eksiterte tilstander.

Fosforvalens

Bestemmelse av valensen til et element ved hjelp av elektroniske grafiske formler

Elementer som har flere valensverdier

Lignende artikler