Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje predovšetkým vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valenčné úrovne. Elektróny týchto úrovní a niekedy aj preexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa tiež nazývajú valenčné elektróny.
Valencia atómu chemického prvku je určená predovšetkým počtom nespárovaných elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe chemickej väzby.
Valenčné elektróny atómov prvkov hlavných podskupín sa nachádzajú v s- a p-orbitáloch vonkajšej elektrónovej vrstvy. Pre prvky vedľajších podskupín, okrem lantanoidov a aktinoidov, sa valenčné elektróny nachádzajú v s-orbitále vonkajšej a d-orbitály predvonkajšej vrstvy.
Pre správne posúdenie valenčných schopností atómov chemických prvkov je potrebné zvážiť rozloženie elektrónov v nich naprieč energetickými hladinami a podúrovňami a určiť počet nespárovaných elektrónov v súlade s Pauliho princípom a Hundovým pravidlom pre nevybudené ( základný alebo stacionárny) stav atómu a pre excitovaný (potom dostal dodatočnú energiu, v dôsledku čoho sa elektróny vonkajšej vrstvy spárujú a prenesú na voľné orbitály). Atóm v excitovanom stave je označený zodpovedajúcim symbolom prvku s hviezdičkou. Zvážte napríklad valenčné možnosti atómov fosforu v stacionárnych a excitovaných stavoch:

V neexcitovanom stave má atóm fosforu tri nepárové elektróny v podúrovni p. Keď atóm prechádza do excitovaného stavu, jeden z páru elektrónov d-podúrovne sa môže presunúť do prázdneho orbitálu d-podúrovne. Valencia fosforu sa mení z troch (v základnom stave) na päť (v excitovanom stave).
Oddelenie párových elektrónov vyžaduje energiu, pretože párovanie elektrónov je sprevádzané poklesom potenciálnej energie atómov. Zároveň je spotreba energie na prenesenie atómu do excitovaného stavu kompenzovaná energiou uvoľnenou pri tvorbe chemických väzieb nespárovanými elektrónmi.
Atóm uhlíka v stacionárnom stave má teda dva nepárové elektróny. V dôsledku toho sa s ich účasťou môžu vytvoriť dva spoločné elektrónové páry, čím sa vytvoria dve kovalentné väzby. Dobre však viete, že mnohé anorganické a všetky organické zlúčeniny obsahujú štvormocné atómy uhlíka. Je zrejmé, že jeho atómy vytvorili štyri kovalentné väzby v týchto zlúčeninách v excitovanom stave.

Energia vynaložená na excitáciu atómov uhlíka je viac ako kompenzovaná energiou uvoľnenou počas tvorby dvoch ďalších kovalentných väzieb. Na prenos atómov uhlíka zo stacionárneho stavu 2s 2 2р 2 do excitovaného stavu - 2s 1 2р 3 je teda potrebné vynaložiť asi 400 kJ/mol energie. Ale keď sa vytvorí väzba C-H v nasýtených uhľovodíkoch, uvoľní sa 360 kJ/mol. Následne, keď sa vytvoria dva móly C-H väzieb, uvoľní sa 720 kJ, čo prevyšuje energiu prenosu atómov uhlíka do excitovaného stavu o 320 kJ/mol.
Na záver treba poznamenať, že valenčné schopnosti atómov chemických prvkov sa zďaleka neobmedzujú len na počet nespárovaných elektrónov v stacionárnych a excitovaných stavoch atómov. Ak si spomeniete na mechanizmus donor-akceptor pre tvorbu kovalentných väzieb, potom vám budú jasné dve ďalšie valenčné možnosti atómov chemických prvkov, ktoré sú určené prítomnosťou voľných orbitálov a prítomnosťou osamelých elektrónových párov, ktoré môžu poskytnúť kovalentná chemická väzba prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Pripomeňme si tvorbu amónneho iónu NH4+. (Implementáciu týchto valenčných možností atómami chemických prvkov podrobnejšie zvážime pri štúdiu chemických väzieb.) Urobme všeobecný záver.

Články Kresby Tabuľky O stránke English

Valencia fosforu

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Зр) je analógom dusíka z hľadiska počtu valenčných elektrónov. Ako prvok 3. periódy sa však výrazne líši od dusíka, prvku 2. periódy. Tento rozdiel je v tom, že fosfor má väčšiu atómovú veľkosť, nižšiu ionizačnú energiu, vyššiu elektrónovú afinitu a väčšiu atómovú polarizáciu ako dusík. Maximálne koordinačné číslo fosforu je šesť. Ako pre ostatné prvky 3. periódy, väzba RL - RL nie je pre atóm fosforu typická, a preto na rozdiel od dusíka sú sp- a sp-hybridné stavy fosforových orbitálov nestabilné. Fosfor v zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy od -3 do +5. Najtypickejší oxidačný stav je +5.

Vytvorme vzorec pre zlúčeninu, ktorá pozostáva z a. fosfor (valencia V) a kyslík (valencia II).

V ktorých zlúčeninách má fosfor maximálnu mocnosť?

Aké sú valenčné schopnosti fosforu?Ako sa v tomto smere líši od svojho analógu dusíka?

Elektrónová štruktúra atómu fosforu zodpovedá vzorcu 16Р 5 25 2р Зз Зр. Fosfor má valenčné elektróny v tretej (vonkajšej) energetickej hladine, na ktorej je okrem 5- a troch p-orbitálov päť voľných -orbitálov.

Podľa iného pohľadu sa rozdiel vo vlastnostiach fosforu a dusíka vysvetľuje prítomnosťou orbitálov valencie 3 v atóme fosforu,

Vysvetlite rozdiel medzi prvou ionizačnou energiou fosforu P (1063 kJ mol) a síry 8 (1000 kJ mol) na základe porovnania valenčných orbitálnych elektrónových konfigurácií atómov P a 8.

Ale vo fosfore, ako prvku 3. periódy, zohrávajú úlohu valenčných orbitálov aj 3. orbitály. Preto sa spolu so spoločnými vlastnosťami v chémii týchto typických prvkov skupiny V objavujú významné rozdiely. Pre fosfor sú možné hybridizácie valenčných orbitálov typu zrCh-, zrCh- a 5p. Maximálne koordinačné číslo fosforu je 6. Na rozdiel od dusíka sa fosfor vyznačuje väzbou l - rl v dôsledku prijatia elektrónových párov zodpovedajúcich atómov voľnými 3d orbitálmi

Stabilné koordinačné číslo fosforu (V) je 4, čo zodpovedá sp-hybridizácii jeho valenčných orbitálov. Menej často sa vyskytujú koordinačné čísla 5 a 6, v týchto prípadoch sú atómu fosforu priradené sp4- a sp-hybridné stavy (s. 415).

Podobné správanie sa nachádza v prvkoch skupiny VA, ale hranica medzi kovmi a nekovmi v tejto skupine je nižšia. Dusík a fosfor sú nekovy, chémiu ich kovalentných zlúčenín a možné oxidačné stavy určuje prítomnosť piatich valenčných elektrónov v konfigurácii Dusík a fosfor majú najčastejšie oxidačné stavy - 3, -b 3 a +5. Arzén As a antimón Sb sú polokovy, ktoré tvoria amfotérne oxidy a iba bizmut má kovové vlastnosti. Pre As a Sb je najdôležitejší oxidačný stav + 3. Pre Bi je jediný možný, okrem oxidačných stavov, ktoré sa prejavujú za niektorých extrémne špecifických podmienok. Bizmut nemôže stratiť všetkých päť valenčných elektrónov; energia potrebná na to je príliš vysoká. Stratí však tri br-elektróny a vytvorí Bi ión.

Mendelejev svoju dizertačnú prácu realizoval v Nemecku, v Heidelbergu, práve počas Medzinárodného chemického kongresu v Karlsruhe. Zúčastnil sa kongresu a vypočul si Cannizzarov prejav, v ktorom jasne vyjadril svoj pohľad na problém atómovej hmotnosti. Po návrate do Ruska začal Mendelejev študovať zoznam prvkov a upozornil na periodicitu zmien valencie prvkov usporiadaných v rastúcom poradí atómových hmotností: valencia vodíka 1, lítium I, berýlium 2, bór 3, uhlík 4, ​​horčík 2, dusík 3, síra 2, fluór 1, sodík 1, hliník 3, kremík 4, ​​fosfor 3, k1 uhlík 2, chlór I atď.

Fosfor je analógom dusíka z hľadiska počtu valenčných elektrónov (35 3р)

Atómy kyslíka sa spájajú s najmenej dvoma rôznymi atómami. Vápnik, síra, horčík a bárium sa správajú rovnako. Tieto prvky majú dvojmocnosť, zatiaľ čo dusík, fosfor, hliník a zlato majú trojmocnosť. Železo môže mať dve alebo tri mocenstvo. V zásade sa ukázalo, že otázka valencie nie je taká jednoduchá, ako sa spočiatku zdalo, ale aj táto najjednoduchšia verzia tejto teórie umožnila vyvodiť dôležité závery.

Pri prechode z lítia na fluór G dochádza k prirodzenému oslabeniu kovových vlastností a zvýšeniu nekovových vlastností pri súčasnom zvýšení valencie. Prechod z fluóru G na ďalší prvok z hľadiska atómovej hmotnosti, sodík La, je sprevádzaný náhlou zmenou vlastností a mocenstva a sodík do značnej miery opakuje vlastnosti lítia, ktoré je typickým jednomocným kovom, aj keď je aktívnejší. Okrem sodíka je horčík v mnohých ohľadoch podobný berýliu Be (obe sú dvojmocné a vykazujú kovové vlastnosti, ale chemická aktivita oboch je menej výrazná ako aktivita páru Li - Na). Hliník A1 sa popri horčíku podobá bóru B (valencia 3). Ako blízki príbuzní sú si navzájom podobní sú kremík 81 a uhlík C, fosfor P a dusík S, síra 8 a kyslík O, chlór C1 a fluór G. Pri prechode k ďalšiemu prvku po chlóre v poradí rastúcej atómovej hmotnosti draslík K, skok v zmene nastáva opäť valencia a chemické vlastnosti. Draslík, podobne ako lítium a sodík, otvára sériu prvkov (tretí v rade), ktorých zástupcovia vykazujú hlbokú analógiu s prvkami prvých dvoch radov.

Účinnosť aditíva závisí od valenčného stavu a polohy prvkov v molekule aditíva, prítomnosti funkčných skupín, ich synergie a ďalších faktorov. Použitie zlúčenín obsahujúcich fosfor, síru, kyslík a dusík ako prísad do mazacích olejov úzko súvisí so zvláštnosťou elektronickej štruktúry týchto prvkov. Ich interakcia s kovovým povrchom častí motora vedie k ich modifikácii (zmena štruktúry) a vďaka tvorbe ochranných filmov sú v olejovom roztoku zaistené vlastnosti týchto zlúčenín proti korózii, opotrebeniu a extrémnym tlakom. . Okrem toho prísady obsahujúce tieto prvky stabilizujú olej prerušením oxidačného reťazca reakciou s peroxidovými radikálmi a zničením hydroperoxidov.

Halogenácia. Najčastejšie používané katalyzátory na chloráciu sú kovové železo, oxid medi, bróm, síra, jód, halogenidy železa, antimón, cín, arzén, fosfor, hliník a meď, rastlinné a živočíšne uhlie, aktivovaný bauxit a iné íly. Väčšina týchto katalyzátorov sú halogénové nosiče. Fe, Sb a P v halogénových zlúčeninách sú teda schopné existovať v dvoch valenčných stavoch v prítomnosti voľného chlóru, striedavo pridávajú a uvoľňujú chlór v aktívnej forme. Podobne jód, bróm a síra tvoria s chlórom nestabilné zlúčeniny. Bromačné katalyzátory sú podobné chloračným katalyzátorom. Fosfor je najlepším urýchľovačom jodácie. Proces fluorácie nevyžaduje katalyzátor. V prítomnosti kyslíka sa halogenácia spomaľuje.

Katalytická chlorácia je založená na použití nosiča chlóru, ako je jód, síra, fosfor, antimón a iné, vo forme zodpovedajúcich chloridov, ktoré sú rozpustené v chlórovanom uhľovodíku alebo pri chlorácii plynných parafínových uhľovodíkov - v solventný. Používajú sa iba prvky s aspoň dvoma hodnotami valencie. Ako homogénne katalyzátory možno použiť aj látky, ktoré tvoria radikály, ako je diazometán, tetraetylolovo a hexafenyletán. Majú schopnosť rozdeliť molekulu chlóru na atómy, ktoré okamžite vyvolajú reťazovú reakciu.

Ak prvok tvorí niekoľko sérií zlúčenín zodpovedajúcich rôznym oxidačným stavom, za názvom zlúčeniny sa v zátvorkách uvedie buď mocnosť katiónu (rímskymi číslicami), alebo počet halogénov, kyslíkov, síry alebo kyseliny. zvyšky v molekule zlúčeniny (slovom). Napríklad chlorid železitý (P1), chlorid fosforitý tri), oxid mangánu (dva). V tomto prípade sa označenie valencia zvyčajne uvádza pre menej charakteristické valenčné stavy. Napríklad pre meď v prípade dvojmocného stavu sa označenie valencie vynecháva, zatiaľ čo jednomocná meď sa označuje ako jodid meďný (I).

Vodivosť látok, ako je kremík a germánium, možno zvýšiť zavedením malého množstva určitých nečistôt do nich. Napríklad zavedenie bórových alebo fosforových nečistôt do kremíkových kryštálov vedie k efektívnemu zúženiu medzipásmovej medzery. Malé množstvá bóru alebo fosforu (niekoľko častíc na milión) môžu byť začlenené do štruktúry kremíka počas rastu kryštálov. Atóm fosforu má päť valenčných elektrónov, a preto sa po štyroch z nich použijú -

Fosfor, arzén, antimón a bizmut tvoria stechiometrické zlúčeniny zodpovedajúce formálnej valencii len s s-prvkami a d-prvkami podskupiny zinku.

Skutočnosť, že farbivo a adsorbent tvoria jeden kvantový systém, je zrejmá z mnohých faktov. Najzrejmejším z nich je, že absorpcia žiarenia akejkoľvek, napríklad najnižšej frekvencie v absorpčnom pásme daného fosforu spôsobuje emisiu celého jeho spektra žiarenia, vrátane výrazne vyšších frekvencií, ako sú frekvencie absorbovaného svetla. To znamená, že kvantá žiarenia sa používajú na bežné použitie a energia, ktorá nestačí na vyžarovanie frekvencií, ktoré presahujú malú frekvenciu absorbovaného svetla, pochádza aj zo všeobecných zdrojov pevného telesa. Skutočnosť, že hoci je farbivo nepochybne len na povrchu, absorpcia svetla jeho charakteristických dlhých vĺn (pre ktoré je kryštál adsorbujúci toto farbivo prakticky priehľadný) je sprevádzaná tvorbou kovového striebra v objeme kryštálu bromidu strieborného. nepripúšťa iné výklady. V tomto prípade sa citlivosť bromidu strieborného posúva ďalej smerom k dlhým vlnám, čím dlhší je reťazec konjugovaných väzieb v štruktúre molekuly farbiva (obr. 44). Faktom je, že elektróny farbiva sú vo vlnovom pohybe a molekula farbiva, spojená s kryštálom valenčnou väzbou, s ním tvorí jeden celok. Kryštál a farbivo tvoria jeden kvantový systém. Nie je preto prekvapujúce, že mechanizmus fotolýzy čistého

Fosfor, P, má valenčnú konfiguráciu 3x 3p a síra, 8, má valenčnú konfiguráciu 3x 3p. Atóm P má teda do polovice vyplnený 3p obal, zatiaľ čo atóm 8 má ďalší elektrón nútený spárovať sa s jedným z elektrónov, ktoré sú už prítomné v 3p orbitáloch.

Pre tvorbu kovalentných väzieb v kryštálovej štruktúre kremíka si fosfor zachováva o jeden elektrón viac. Keď je na kryštál aplikované elektrické pole, tento elektrón sa môže posunúť preč od atómu fosforu; preto sa o fosfore hovorí, že je donorom elektrónov v kryštáli kremíka. Na uvoľnenie darovaných elektrónov je potrebných iba 1,05 kJ mol, táto energia premení kryštál kremíka s malou prímesou fosforu na vodič. Keď sa do kremíkového kryštálu zavádzajú nečistoty bóru, dochádza k opačnému javu. Atómu bóru chýba jeden elektrón na vytvorenie požadovaného počtu kovalentných väzieb v kryštáli kremíka. Preto na každý atóm bóru v kryštáli kremíka existuje jedno voľné miesto vo väzbovom orbitáli. Silikónové valenčné elektróny môžu byť excitované do týchto voľných orbitálov spojených s atómami bóru, čo umožňuje elektrónom voľne sa pohybovať po kryštáli. Takáto vodivosť nastáva v dôsledku skutočnosti, že elektrón zo susedného atómu kremíka preskočí do prázdneho orbitálu atómu bóru. Novovytvorená vakancia v orbitále atómu kremíka je okamžite vyplnená elektrónom z ďalšieho atómu kremíka, ktorý nasleduje za ním. Vzniká kaskádový efekt, pri ktorom elektróny preskakujú z jedného atómu na druhý. Fyzici tento jav radšej opisujú ako pohyb kladne nabitej diery v opačnom smere. Ale bez ohľadu na to, ako je tento jav opísaný, je pevne stanovené, že na aktiváciu vodivosti v látke, ako je kremík, je potrebná menšia energia, ak kryštál obsahuje malé množstvo donoru elektrónov, ako je fosfor alebo akceptor elektrónov, ako je bór.

Biely fosfor pozostáva z tetraedrických molekúl P4, schematicky znázornených na obr. 21.25 hod. Ako je uvedené v ods. 8,7, časť 1, väzbové uhly 60", ako v molekule P4, sú v iných molekulách pomerne zriedkavé. Naznačujú prítomnosť veľmi napnutých väzieb, čo je v súlade s vysokou reakčnou schopnosťou

Hoci je fosfor elektronickým analógom dusíka, prítomnosť voľných i-orbitálov vo valenčnej mektrónovej vrstve atómu robí zlúčeniny fosforu odlišnými od zlúčenín dusíka.

Elektrónová štruktúra organofosforových zlúčenín a povaha chemických väzieb; energia a dĺžka väzieb fosforu; väzbové uhly; tvorba väzieb zahŕňajúcich 3. orb itals.

V ešte väčšej miere sú aromatické vlastnosti vlastné fosforínovému kruhu. 2,4,6-Trifenylfosfor pôsobením metyljodidu alebo trietyloxóniumborofluoridu neautooxiduje ani nekvaternizuje. Zároveň k jeho interakcii s nukleofilnými činidlami - alkylovými alebo aryllítiovými zlúčeninami, ľahko dochádza v benzéne už pri izbovej teplote." V tomto prípade dochádza k napadnutiu fosforu, ktorého valenčná škrupina expanduje na decetum a rezonančne stabilizovaný objavuje sa fosforínový anión ( 1). Vznik aniónu (I) bol dokázaný pomocou PMR a UV spektier. Hydrolýza reakčnej zmesi, ktorá má sýto modrofialovú farbu, vedie k 1-alkyl(aryl)-2, 4,6-tri-

Príprava silikátového fosforu. Chemické zloženie fosforu, štruktúra fosforu, valencia Mn. Existuje značný počet rôznych spôsobov prípravy kryštálových fosforov na báze kremičitanov. Ako príklad uvedieme jeden z nich. Dobre vyčistený roztok oxidu zinočnatého, vodný roztok dusičnanu mangánu a alkoholový roztok kyseliny kremičitej (etylsilikát) sa nalejú do gélu. Gél sa suší, melie a kalcinuje na 1200 °C v kremenných nádobách a po kalcinácii sa rýchlo ochladí. Ak je obsah Mn nízky, kalcinácia sa môže uskutočniť na vzduchu pri nízkom obsahu Mn, aby sa zabránilo jeho oxidácii, kalcinácia sa uskutočňuje v atmosfére oxidu uhličitého.

Katalytická oxidácia zvyškov oleja. Existuje mnoho pokusov urýchliť oxidačný proces surovín, zlepšiť kvalitu alebo dodať oxidovanému bitúmenu určité vlastnosti pomocou rôznych katalyzátorov a iniciátorov. Ako katalyzátory redoxných reakcií sa navrhuje použiť soli kyseliny chlorovodíkovej a kovov rôznej mocnosti (železo, meď, cín, titán atď.). Ako katalyzátory dehydratácie, alkylácie a krakovania (prenos protónov) sa ako oxidačné iniciátory - peroxidy navrhujú hliník, železo, chloridy cínu a oxid fosforečný. Väčšina týchto katalyzátorov iniciuje zhutňovacie reakcie molekúl surovín (olejov a živíc) na asfaltény bez obohacovania bitúmenu kyslíkom. Možnosti urýchlenia procesu oxidácie surovín a zlepšenia vlastností bitúmenu (hlavne v smere zvyšovania penetrácie pri danej teplote mäknutia), uvedené v početnej patentovej literatúre, sú zhrnuté v, ale keďže autori patentov robia ich návrhy bez odhalenia chémie procesu, ich závery sú v tejto monografii neberieme do úvahy. Výskum A. Hoiberga

Vo väčšine prípadov sa halogenácia urýchľuje ožiarením svetlom (vlnová dĺžka 3000-5000 A) alebo vysokou teplotou (s katalyzátorom alebo bez neho). Ako katalyzátory sa zvyčajne používajú zlúčeniny halogenidov kovov, ktoré majú dva valenčné stavy a sú schopné darovať atómy halogénov počas prechodu z jedného valenčného stavu do druhého - PI5, PI3, Felg. Používa sa aj chlorid antimónny alebo chlorid mangánu, ako aj nekovové katalyzátory – jód, bróm alebo fosfor.

Lítium a sodík majú miernu elektrónovú afinitu, berýlium má negatívnu elektrónovú afinitu a horčík má takmer nulovú elektrónovú afinitu. V atómoch Be a M je valenčný x-orbitál úplne vyplnený a pridaný elektrón musí obsadiť p-orbitál umiestnený energeticky vyššie. Dusík a fosfor majú nízku elektrónovú afinitu, pretože pridávaný elektrón sa musí v týchto atómoch spárovať s jedným z elektrónov v polovyplnených orbitáloch p.

Atómy prvkov tretej a nasledujúcich periód často nedodržiavajú oktetové pravidlo. Niektoré z nich vykazujú pozoruhodnú schopnosť viazať sa na viac atómov (to znamená byť obklopené viacerými elektrónovými pármi), ako predpovedá oktetové pravidlo. Napríklad fosfor a síra tvoria zlúčeniny PF5 a SF. V Lewisových štruktúrach týchto zlúčenín sú všetky valenčné elektróny ťažkého prvku použité na vytvorenie väzieb s inými atómami.

V týchto diagramoch celá šípka ukazuje polohu koordinačnej väzby. Donorové prvky, ktoré sa tu vyskytujú (síra, arzén a dusík), ako aj selén, fosfor a iné, netvoria zlúčeniny, ktoré majú vlastnosti katalytických jedov, ak sú v stave najvyššej valencie, pretože v tomto prípade molekuly áno. nemajú páry voľných elektrónov. To isté platí pre ióny týchto prvkov. Napríklad sulfitový ión je jed, zatiaľ čo síranový ión nie je

Počet elektrónov vo vonkajšom obale určuje valenčné stavy vlastné danému prvku, a teda aj typy jeho zlúčenín – hydridy, oxidy, hydroxidy, soli, atď. antimónu a bizmutu je rovnaký počet (päť) elektrónov. To určuje zhodnosť ich hlavných valenčných stavov (-3, -f3, -b5), rovnaký typ hydridov EH3, oxidy, hydroxidy E2O3 a EaO atď. Táto okolnosť je v konečnom dôsledku dôvodom, že tieto prvky sa nachádzajú v rovnakom podskupinový periodický systém.

Počet nespárovaných elektrónov v atómoch berýlia, bóru a uhlíka v excitovanom stave teda zodpovedá skutočnej valencii týchto prvkov. Pokiaľ ide o atómy dusíka, kyslíka a fluóru, ich excitácia nemôže viesť k zvýšeniu počtu neionárnych elektrónov v druhej úrovni ich elektrónových obalov. Analógy týchto prvkov - fosfor, síra a chlór - však na tretej úrovni

Počet nespárovaných elektrónov v atóme fosforu pri excitácii dosahuje päť, čo zodpovedá jeho skutočnej maximálnej palencii. Keď je atóm síry excitovaný, počet nespárovaných elektrónov sa zvýši na štyri a dokonca na [is] a pre atóm chlóru na tri, päť a maximálne na sedem, čo tiež zodpovedá skutočným hodnotám valenciu prejavujú. Podobne sa správajú aj pri vzrušení

Vlastnosti atómu sú do značnej miery určené štruktúrou jeho vonkajšej elektrónovej vrstvy. Elektróny umiestnené na vonkajšej a niekedy aj na predposlednej elektrónovej vrstve atómu sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa nazývajú valencia Napríklad atóm fosforu má 5 valenčných elektrónov: (obr. 1).

Ryža. 1. Elektrónový vzorec atómu fosforu

Valenčné elektróny atómov prvkov hlavných podskupín sa nachádzajú v s- a p-orbitáloch vonkajšej elektrónovej vrstvy. Pre prvky vedľajších podskupín, okrem lantanoidov a aktinoidov, sa valenčné elektróny nachádzajú v s-orbitále vonkajšej a d-orbitály predposlednej vrstvy.

Valencia je schopnosť atómu vytvárať chemické väzby. Táto definícia a samotný pojem valencie sú správne len vo vzťahu k látkam s kovalentným typom väzby. Pre iónové zlúčeniny tento pojem neplatí, namiesto toho sa používa formálny pojem „oxidačný stav“.

Valencia je charakterizovaná počtom elektrónových párov vytvorených pri interakcii atómu s inými atómami. Napríklad valencia dusíka v amoniaku NH3 je tri (obr. 2).

Ryža. 2. Elektronické a grafické vzorce molekuly amoniaku

Počet elektrónových párov, ktoré môže atóm vytvoriť s inými atómami, závisí predovšetkým od počtu jeho nepárových elektrónov. Napríklad atóm uhlíka má dva nepárové elektróny v 2p orbitáloch (obr. 3). Z počtu nespárovaných elektrónov môžeme povedať, že takýto atóm uhlíka môže vykazovať valenciu II.

Ryža. 3. Elektrónová štruktúra atómu uhlíka v základnom stave

Vo všetkých organických látkach a niektorých anorganických zlúčeninách je uhlík štvormocný. Takáto valencia je možná len v excitovanom stave atómu uhlíka, na ktorý sa transformuje pri príjme ďalšej energie.

V excitovanom stave sú elektróny 2s v atóme uhlíka spárované, z ktorých jeden prechádza do voľného orbitálu 2p. Štyri nepárové elektróny môžu tvoriť štyri kovalentné väzby. Excitovaný stav atómu sa zvyčajne označuje „hviezdičkou“ (obr. 4).

Ryža. 4. Elektrónová štruktúra atómu uhlíka v excitovanom stave

Môže mať dusík valenciu päť na základe počtu jeho valenčných elektrónov? Uvažujme valenčné možnosti atómu dusíka.

Atóm dusíka má dve elektrónové vrstvy, na ktorých sa nachádza iba 7 elektrónov (obr. 5).

Ryža. 5. Elektronický diagram štruktúry vonkajšej vrstvy atómu dusíka

Dusík môže zdieľať tri elektrónové páry s tromi ďalšími elektrónmi. Na tvorbe väzby sa môže podieľať aj pár elektrónov v orbitále 2s, ale iným mechanizmom - donor-akceptor, tvoriaci štvrtú väzbu.

Párovanie 2s elektrónov v atóme dusíka je nemožné, pretože na druhej elektrónovej vrstve nie je žiadna d podúroveň. Preto je najvyššia valencia dusíka IV.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa naučili určiť valenčné schopnosti atómov chemických prvkov. Keď ste študovali materiál, dozvedeli ste sa, koľko atómov iných chemických prvkov k sebe môže daný atóm pripojiť a tiež prečo prvky vykazujú rôzne hodnoty valencie.

Zdroje

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

Vlastnosti atómu sú do značnej miery určené štruktúrou jeho vonkajšej elektrónovej vrstvy. Elektróny umiestnené na vonkajšej a niekedy aj na predposlednej elektrónovej vrstve atómu sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa nazývajú valencia Napríklad atóm fosforu má 5 valenčných elektrónov: (obr. 1).

Ryža. 1. Elektrónový vzorec atómu fosforu

Valenčné elektróny atómov prvkov hlavných podskupín sa nachádzajú v s- a p-orbitáloch vonkajšej elektrónovej vrstvy. Pre prvky vedľajších podskupín, okrem lantanoidov a aktinoidov, sa valenčné elektróny nachádzajú v s-orbitále vonkajšej a d-orbitály predposlednej vrstvy.

Valencia je schopnosť atómu vytvárať chemické väzby. Táto definícia a samotný pojem valencie sú správne len vo vzťahu k látkam s kovalentným typom väzby. Pre iónové zlúčeniny tento pojem neplatí, namiesto toho sa používa formálny pojem „oxidačný stav“.

Valencia je charakterizovaná počtom elektrónových párov vytvorených pri interakcii atómu s inými atómami. Napríklad valencia dusíka v amoniaku NH 3 je tri (obr. 2).

Ryža. 2. Elektronické a grafické vzorce molekuly amoniaku

Počet elektrónových párov, ktoré môže atóm vytvoriť s inými atómami, závisí predovšetkým od počtu jeho nepárových elektrónov. Napríklad atóm uhlíka má dva nepárové elektróny v 2p orbitáloch (obr. 3). Z počtu nespárovaných elektrónov môžeme povedať, že takýto atóm uhlíka môže vykazovať valenciu II.

Ryža. 3. Elektrónová štruktúra atómu uhlíka v základnom stave

Vo všetkých organických látkach a niektorých anorganických zlúčeninách je uhlík štvormocný. Takáto valencia je možná len v excitovanom stave atómu uhlíka, na ktorý sa transformuje pri príjme ďalšej energie.

V excitovanom stave sú elektróny 2s v atóme uhlíka spárované, z ktorých jeden prechádza do voľného orbitálu 2p. Štyri nepárové elektróny môžu tvoriť štyri kovalentné väzby. Excitovaný stav atómu sa zvyčajne označuje „hviezdičkou“ (obr. 4).

Ryža. 4. Elektrónová štruktúra atómu uhlíka v excitovanom stave

Môže mať dusík valenciu päť na základe počtu jeho valenčných elektrónov? Uvažujme valenčné možnosti atómu dusíka.

Atóm dusíka má dve elektrónové vrstvy, na ktorých sa nachádza iba 7 elektrónov (obr. 5).

Ryža. 5. Elektronický diagram štruktúry vonkajšej vrstvy atómu dusíka

Dusík môže zdieľať tri elektrónové páry s tromi ďalšími elektrónmi. Na tvorbe väzby sa môže podieľať aj pár elektrónov v orbitále 2s, ale iným mechanizmom - donor-akceptor, tvoriaci štvrtú väzbu.

Párovanie 2s elektrónov v atóme dusíka je nemožné, pretože na druhej elektrónovej vrstve nie je žiadna d podúroveň. Preto je najvyššia valencia dusíka IV.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa naučili určiť valenčné schopnosti atómov chemických prvkov. Keď ste študovali materiál, dozvedeli ste sa, koľko atómov iných chemických prvkov k sebe môže daný atóm pripojiť a tiež prečo prvky vykazujú rôzne hodnoty valencie.

Bibliografia

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Chémia. Učebnica pre 10. ročník všeobecného vzdelávania. zriadenie Úroveň profilu. - M.: LLC TID „Russian Word - RS“, 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: vzdelávací. pre všeobecné vzdelanie inštitúcia: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdelávanie, OJSC „Moskva učebnice“, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. Chémia. Didaktický materiál. 10-11 ročníkov. - M.: Vzdelávanie, 2011.
4. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M.: RIA „Nová vlna“: Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 8)

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (video experimenty na danú tému) ().
2. Elektronická verzia časopisu „Chémia a život“ ().

Domáca úloha

1. s. 30 č. 2.41, 2.43 zo Zborníka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Zapíšte elektronické diagramy štruktúry atómu chlóru v základnom a excitovanom stave.
3. Koľko valenčných elektrónov je v atóme: a) berýlia; b) kyslík; c) síra?

koncepcia valencia pochádza z latinského slova „valentia“ a bol známy už v polovici 19. storočia. Prvá „rozsiahla“ zmienka o valencii bola v prácach J. Daltona, ktorý tvrdil, že všetky látky pozostávajú z atómov, ktoré sú navzájom spojené v určitých pomeroch. Potom Frankland predstavil samotný koncept valencie, ktorý bol ďalej rozvinutý v prácach Kekule, ktorý hovoril o vzťahu medzi valenciou a chemickou väzbou, A.M. Butlerov, ktorý vo svojej teórii štruktúry organických zlúčenín spájal valenciu s reaktivitou konkrétnej chemickej zlúčeniny a D.I. Mendelejev (v Periodickej tabuľke chemických prvkov je najvyššia valencia prvku určená číslom skupiny).

DEFINÍCIA

Valence je počet kovalentných väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, keď sa spojí s kovalentnou väzbou.

Valencia prvku je určená počtom nepárových elektrónov v atóme, pretože sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb medzi atómami v molekulách zlúčenín.

Základný stav atómu (stav s minimálnou energiou) je charakterizovaný elektrónovou konfiguráciou atómu, ktorá zodpovedá polohe prvku v periodickej tabuľke. Excitovaný stav je nový energetický stav atómu s novou distribúciou elektrónov v rámci valenčnej úrovne.

Elektrónové konfigurácie elektrónov v atóme je možné znázorniť nielen vo forme elektrónových vzorcov, ale aj pomocou elektrónových grafických vzorcov (energia, kvantové bunky). Každá bunka označuje orbitál, šípka označuje elektrón, smer šípky (hore alebo dole) označuje rotáciu elektrónu, voľná bunka predstavuje voľný orbitál, ktorý môže elektrón pri excitácii obsadiť. Ak sú v článku 2 elektróny, takéto elektróny sa nazývajú párové, ak je 1 elektrón, nazývajú sa nepárové. Napríklad:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitály sú naplnené nasledovne: najprv jeden elektrón s rovnakými spinmi a potom druhý elektrón s opačnými spinmi. Keďže podúroveň 2p má tri orbitály s rovnakou energiou, každý z týchto dvoch elektrónov obsadil jeden orbitál. Jeden orbitál zostal voľný.

Určenie valencie prvku pomocou elektronických grafických vzorcov

Valencia prvku môže byť určená pomocou elektrónových grafických vzorcov pre elektrónové konfigurácie elektrónov v atóme. Zoberme si dva atómy - dusík a fosfor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Pretože Valencia prvku je určená počtom nepárových elektrónov, preto je valencia dusíka III. Pretože atóm dusíka nemá žiadne prázdne orbitály, excitovaný stav nie je pre tento prvok možný. Avšak III nie je maximálna valencia dusíka, maximálna valencia dusíka je V a je určená číslom skupiny. Preto je potrebné pripomenúť, že pomocou elektronických grafických vzorcov nie je vždy možné určiť najvyššiu valenciu, ako aj všetky valencie charakteristické pre tento prvok.

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

V základnom stave má atóm fosforu 3 nepárové elektróny, preto je valencia fosforu III. V atóme fosforu sú však voľné d-orbitály, preto sa elektróny nachádzajúce sa na podúrovni 2s dokážu spárovať a obsadiť voľné orbitály podúrovne d, t.j. prejsť do vzrušeného stavu.

Teraz má atóm fosforu 5 nepárových elektrónov, preto má fosfor tiež valenciu V.

Prvky s viacerými valenčnými hodnotami

Prvky skupín IVA – VIIA môžu mať viacero valenčných hodnôt, pričom sa valencia mení spravidla v krokoch po 2 jednotkách. Tento jav je spôsobený tým, že elektróny sa v pároch podieľajú na tvorbe chemickej väzby.

Na rozdiel od prvkov hlavných podskupín prvky B-podskupín vo väčšine zlúčenín nevykazujú vyššiu mocnosť rovnajúcu sa číslu skupiny, napríklad meď a zlato. Prechodné prvky vo všeobecnosti vykazujú širokú škálu chemických vlastností, čo sa vysvetľuje veľkým rozsahom valencií.

Pozrime sa na elektronické grafické vzorce prvkov a zistime, prečo majú prvky rôzne valencie (obr. 1).

Úlohy: určiť valenčné možnosti atómov As a Cl v základnom a excitovanom stave.