Struktura zunanjih energijskih ravni atomov kemičnih elementov v glavnem določa lastnosti njihovih atomov. Zato se te ravni imenujejo valenčne ravni. Elektroni teh ravni, včasih pa tudi predzunanjih ravni, lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Takšni elektroni se imenujejo tudi valenčni elektroni.
Valenco atoma kemičnega elementa določa predvsem število neparnih elektronov, ki sodelujejo pri tvorbi kemične vezi.
Valenčni elektroni atomov elementov glavnih podskupin se nahajajo v s- in p-orbitalah zunanjega elektronskega sloja. Za elemente stranskih podskupin, razen za lantanide in aktinoide, se valenčni elektroni nahajajo v s-orbitali zunanje in d-orbitali predzunanje plasti.
Da bi pravilno ocenili valenčne sposobnosti atomov kemijskih elementov, je treba upoštevati porazdelitev elektronov v njih po energijskih nivojih in podnivojih ter določiti število neparnih elektronov v skladu s Paulijevim načelom in Hundovim pravilom za nevzbujene ( osnovno ali stacionarno) stanje atoma in za vzbujeno (tedaj je prejelo dodatno energijo, zaradi česar se elektroni zunanje plasti seznanijo in prenesejo na proste orbitale). Atom v vzbujenem stanju je označen z ustreznim simbolom elementa z zvezdico. Na primer, razmislite o valenčnih možnostih fosforjevih atomov v stacionarnih in vzbujenih stanjih:

V nevzbujenem stanju ima atom fosforja tri neparne elektrone v podravni p. Ko atom preide v vzbujeno stanje, se lahko eden od para elektronov d-podravni premakne v prazno orbitalo d-podravni. Valenca fosforja se spremeni od tri (v osnovnem stanju) do pet (v vzbujenem stanju).
Ločevanje parnih elektronov zahteva energijo, saj parjenje elektronov spremlja zmanjšanje potencialne energije atomov. Hkrati se poraba energije za prenos atoma v vzbujeno stanje kompenzira z energijo, ki se sprosti med tvorbo kemičnih vezi z neparnimi elektroni.
Tako ima ogljikov atom v stacionarnem stanju dva nesparjena elektrona. Posledično se lahko z njihovo udeležbo tvorita dva skupna elektronska para, ki ustvarjata dve kovalentni vezi. Vendar dobro veste, da številne anorganske in vse organske spojine vsebujejo štirivalentne ogljikove atome. Očitno je, da so njegovi atomi v vzbujenem stanju tvorili štiri kovalentne vezi v teh spojinah.

Energija, porabljena za vzbujanje ogljikovih atomov, je več kot kompenzirana z energijo, ki se sprosti med tvorbo dveh dodatnih kovalentnih vezi. Tako je za prenos ogljikovih atomov iz stacionarnega stanja 2s 2 2р 2 v vzbujeno stanje - 2s 1 2р 3 potrebno porabiti približno 400 kJ / mol energije. Ko pa se v nasičenih ogljikovodikih tvori C-H vez, se sprosti 360 kJ/mol. Posledično se pri tvorbi dveh molov C-H vezi sprosti 720 kJ, kar za 320 kJ/mol presega energijo prenosa ogljikovih atomov v vzbujeno stanje.
Na koncu je treba opozoriti, da valenčne sposobnosti atomov kemičnih elementov še zdaleč niso omejene na število neparnih elektronov v stacionarnih in vzbujenih stanjih atomov. Če se spomnite donorsko-akceptorskega mehanizma za nastanek kovalentnih vezi, vam bosta postali jasni še dve valenčni možnosti atomov kemičnih elementov, ki sta določeni s prisotnostjo prostih orbital in prisotnostjo osamljenih elektronskih parov, ki lahko dajo kovalentna kemična vez prek donorsko-akceptorskega mehanizma. Spomnimo se nastanka amonijevega iona NH4+. (Podrobneje bomo razmislili o izvajanju teh valenčnih možnosti z atomi kemičnih elementov pri preučevanju kemičnih vezi.) Naredimo splošen zaključek.

Članki Risbe Tabele O spletnem mestu English

Valenca fosforja

Fosfor P (Is 2s 2/f 3s Зр) je po številu valenčnih elektronov analog dušika. Vendar pa se kot element 3. periode bistveno razlikuje od dušika, elementa 2. periode. Ta razlika je v tem, da ima fosfor večjo atomsko velikost, nižjo ionizacijsko energijo, večjo afiniteto do elektronov in večjo atomsko polarizabilnost kot dušik. Največje koordinacijsko število fosforja je šest. Kar zadeva druge elemente 3. obdobja, vezava RL - RL ni značilna za atom fosforja, zato sta za razliko od dušika sp- in sp-hibridna stanja fosforjevih orbital nestabilna. Fosfor v spojinah kaže oksidacijska stanja od -3 do +5. Najbolj značilno oksidacijsko stanje je +5.

Ustvarimo formulo za spojino, ki je sestavljena iz in. fosfor (valenca V) in kisik (valenca II).

V katerih spojinah ima fosfor največjo valenco?

Kakšne so valenčne sposobnosti fosforja? Kako se v tem pogledu razlikuje od svojega analoga - dušika?

Elektronska struktura atoma fosforja ustreza formuli 16Р 5 25 2р Зз Зр. Fosfor ima valenčne elektrone na tretjem (zunanjem) energijskem nivoju, na katerem je poleg 5- in treh p-orbital še pet prostih -orbital.

Po drugem stališču je razlika v lastnostih fosforja in dušika razložena s prisotnostjo valentnih 3 orbital v atomu fosforja,

Pojasnite razliko med prvo ionizacijsko energijo fosforja, P (1063 kJ mol) in žvepla, 8 (1000 kJ mol), ki temelji na primerjavi konfiguracij valenčnih orbitalnih elektronov atomov P in 8.

Toda pri fosforju, kot elementu 3. obdobja, vlogo valenčnih orbital igrajo tudi 3. orbitale. Zato se poleg skupnih lastnosti v kemiji teh tipičnih elementov skupine V pojavijo pomembne razlike. Za fosfor so možne zrCh-, zrCh- in 5p-tipi hibridizacije valenčnih orbital. Največje koordinacijsko število fosforja je 6. V nasprotju z dušikom je za fosfor značilna l - rl vez zaradi prevzema elektronskih parov ustreznih atomov s prostimi 3d orbitalami

Stabilno koordinacijsko število fosforja (V) je 4, kar ustreza sp-hibridizaciji njegovih valenčnih orbital. Koordinacijsko število 5 in 6 se pojavi redkeje, v teh primerih sta fosforjevemu atomu pripisana sp4- oziroma sp-hibridno stanje (str. 415).

Podobno obnašanje imajo elementi skupine VA, vendar je meja med kovinami in nekovinami v tej skupini nižja. Dušik in fosfor sta nekovine, kemija njunih kovalentnih spojin in možna oksidacijska stanja so določena s prisotnostjo petih valenčnih elektronov v konfiguraciji.Dušik in fosfor imata najpogosteje oksidacijska stanja - 3, -b 3 in +5. Arzen As in antimon Sb sta polkovini, ki tvorita amfoterne okside, le bizmut ima kovinske lastnosti. Za As in Sb je najpomembnejše oksidacijsko stanje + 3. Za Bi je edino možno, razen oksidacijskih stanj, ki se kažejo v nekaterih zelo specifičnih pogojih. Bizmut ne more izgubiti vseh petih valenčnih elektronov; za to je potrebna prevelika energija. Vendar pa izgubi tri br-elektrone in tvori ion Bi.

Mendelejev je svojo disertacijo opravil v Nemčiji, v Heidelbergu, ravno med mednarodnim kemijskim kongresom v Karlsruheju. Udeležil se je kongresa in slišal Cannizzarov govor, v katerem je jasno izrazil svoje stališče do problema atomske teže. Ko se je vrnil v Rusijo, je Mendelejev začel preučevati seznam elementov in opozoril na periodičnost sprememb valence elementov, razvrščenih v naraščajočem vrstnem redu glede na atomsko maso: vodikova valenca 1, litij I, berilij 2, bor 3, ogljik 4, magnezij 2, dušik 3, žveplo 2, fluor 1, natrij 1, aluminij 3, silicij 4, fosfor 3, k1 ogljik 2, klor I itd.

Fosfor je analog dušika glede na število valenčnih elektronov (35 3р)

Atomi kisika se povezujejo z vsaj dvema različnima atomoma. Enako se obnašajo kalcij, žveplo, magnezij in barij. Ti elementi imajo valenco dve, medtem ko imajo dušik, fosfor, aluminij in zlato valenco tri. Železo ima lahko valenco dveh ali treh. Načeloma se vprašanje valence ni izkazalo tako preprosto, kot se je sprva zdelo, vendar je tudi ta najpreprostejša različica te teorije omogočila pomembne zaključke.

Pri prehodu z litija na fluor G pride do naravne oslabitve kovinskih lastnosti in povečanja nekovinskih lastnosti ob hkratnem povečanju valence. Prehod s fluora G na naslednji element glede na atomsko maso, natrij La, spremlja nenadna sprememba lastnosti in valence, natrij pa v veliki meri ponavlja lastnosti litija, saj je tipična enovalentna kovina, čeprav bolj aktivna. Poleg natrija je magnezij v marsičem podoben beriliju Be (oba sta dvovalentna in imata kovinske lastnosti, vendar je kemijska aktivnost obeh manj izrazita kot pri paru Li - Na). Aluminij A1 je poleg magnezija podoben boru B (valenca 3). Kako bližnji sorodniki so si med seboj podobni silicij 81 in ogljik C, fosfor P in dušik S, žveplo 8 in kisik O, klor C1 in fluor G. Pri prehodu na naslednji element za klorom v zaporedju naraščajoče atomske mase kalij K, pride do skokovite spremembe spet valence in kemijskih lastnosti. Kalij, tako kot litij in natrij, odpira niz elementov (tretji po vrsti), katerih predstavniki kažejo globoko analogijo z elementi prvih dveh vrst.

Učinkovitost aditiva je odvisna od valenčnega stanja in položaja elementov v molekuli aditiva, prisotnosti funkcionalnih skupin, njihove sinergije in drugih dejavnikov. Uporaba spojin, ki vsebujejo fosfor, žveplo, kisik in dušik, kot dodatkov za mazalna olja je tesno povezana s posebnostjo elektronske zgradbe teh elementov. Njihova interakcija s kovinsko površino delov motorja vodi do modifikacije slednje (sprememba strukture) in zaradi tvorbe zaščitnih filmov so zagotovljene protikorozijske, protiobrabne in ekstremno tlačne lastnosti teh spojin v oljni raztopini. . Poleg tega aditivi, ki vsebujejo te elemente, stabilizirajo olje tako, da prekinejo oksidacijsko verigo z reakcijo s peroksidnimi radikali in uničijo hidroperokside.

Halogeniranje. Najpogosteje uporabljeni katalizatorji za kloriranje so kovinsko železo, bakrov oksid, brom, žveplo, jod, halogenidi železa, antimona, kositra, arzena, fosforja, aluminija in bakra, rastlinski in živalski premog, aktivirani boksit in druge gline. Večina teh katalizatorjev je nosilcev halogenov. Tako lahko Fe, Sb in P v halogenih spojinah v prisotnosti prostega klora obstajajo v dveh valentnih stanjih; izmenično dodajajo in sproščajo klor v aktivni obliki. Podobno tvorijo jod, brom in žveplo nestabilne spojine s klorom. Katalizatorji za bromiranje so podobni katalizatorjem za kloriranje. Fosfor je najboljši pospeševalnik jodiranja. Postopek fluoriranja ne zahteva katalizatorja. V prisotnosti kisika se halogeniranje upočasni.

Katalitično kloriranje temelji na uporabi nosilca klora, kot so jod, žveplo, fosfor, antimon in drugi, v obliki ustreznih kloridov, ki so raztopljeni v ogljikovodiku, ki ga kloriramo, ali pri kloriranju plinastih parafinskih ogljikovodikov - v topilo. Uporabljajo se le elementi z vsaj dvema vrednostma valence. Snovi, ki tvorijo radikale, kot so diazometan, tetraetil svinec in heksafeniletan, se lahko uporabljajo tudi kot homogeni katalizatorji. Imajo sposobnost, da molekulo klora razdelijo na atome, ki takoj povzročijo verižno reakcijo.

Kadar element tvori več serij spojin, ki ustrezajo različnim oksidacijskim stopnjam, je za imenom spojine v oklepaju navedena bodisi valenca kationa (z rimskimi številkami) bodisi število halogenov, kisika, žvepla ali kisline. ostanki v molekuli spojine (z besedami). Na primer, železov klorid (P1), fosforjev klorid tri), manganov oksid (dva). V tem primeru je oznaka valence običajno podana za manj značilna valenčna stanja. Na primer, za baker v primeru dvovalentnega stanja je navedba valence izpuščena, medtem ko je enovalentni baker označen kot bakrov jodid (I).

Prevodnost snovi, kot sta silicij in germanij, je mogoče povečati z vnosom majhnih količin določenih nečistoč vanje. Na primer, vnos nečistoč bora ali fosforja v kristale silicija povzroči učinkovito zoženje medpasovne vrzeli. Majhne količine bora ali fosforja (nekaj delcev na milijon) se lahko vključijo v strukturo silicija med rastjo kristala. Atom fosforja ima pet valenčnih elektronov in zato po uporabi štirih -

Fosfor, arzen, antimon in bizmut tvorijo stehiometrične spojine, ki ustrezajo formalni valenci le s s-elementi in d-elementi cinkove podskupine.

Dejstvo, da barvilo in adsorbent tvorita en sam kvantni sistem, je razvidno iz številnih dejstev. Najbolj očitna med njimi je, da absorpcija sevanja katerekoli, na primer najnižje frekvence znotraj absorpcijskega pasu določenega fosforja povzroči emisijo njegovega celotnega spektra sevanja, vključno z bistveno višjimi frekvencami od frekvenc absorbirane svetlobe. To pomeni, da se kvanti sevanja uporabljajo za splošno rabo, energija, ki je nezadostna za oddajanje frekvenc, ki presegajo majhno frekvenco absorbirane svetlobe, pa prav tako izvira iz splošnih virov trdnega telesa. Dejstvo, da čeprav je barvilo nedvomno le na površini, absorpcijo svetlobe značilnih dolgih valov (za katere je kristal, ki absorbira to barvilo, praktično prozoren), spremlja tvorba kovinskega srebra v volumnu kristala srebrovega bromida. ne dopušča drugih interpretacij. V tem primeru se občutljivost srebrovega bromida premakne bolj proti dolgim ​​valovom, čim daljša je veriga konjugiranih vezi v strukturi molekule barvila (slika 44). Dejstvo je, da so elektroni barvila v valovnem gibanju in da molekula barvila, povezana s kristalom z valenčno vezjo, tvori z njim eno celoto. Kristal in barvilo tvorita en sam kvantni sistem. Zato ni presenetljivo, da je mehanizem fotolize čist

Fosfor, P, ima valenčno konfiguracijo 3x 3p, žveplo, 8, ima valenčno konfiguracijo 3x 3p. Atom P ima tako napol zapolnjeno 3p lupino, medtem ko ima atom 8 dodaten elektron, ki se mora spariti z enim od elektronov, ki so že prisotni v 3p orbitalah.

Za nastanek kovalentnih vezi v kristalni strukturi silicija fosfor zadrži še en elektron. Ko na kristal deluje električno polje, se lahko ta elektron premakne stran od fosforjevega atoma; zato velja, da je fosfor donor elektronov v kristalu silicija. Za sprostitev doniranih elektronov je potrebnih le 1,05 kJ mol; ta energija spremeni kristal silicija z majhno primesjo fosforja v prevodnik. Ko se v kristal silicija vnesejo nečistoče bora, pride do nasprotnega pojava. Atomu bora manjka en elektron za tvorbo potrebnega števila kovalentnih vezi v kristalu silicija. Zato je za vsak atom bora v kristalu silicija eno prosto mesto v vezni orbitali. Valenčne elektrone silicija je mogoče vzbuditi v te prazne orbitale, povezane z atomi bora, kar omogoča prosto gibanje elektronov po kristalu. Takšna prevodnost nastane kot posledica dejstva, da elektron iz sosednjega atoma silicija skoči v prazno orbitalo atoma bora. Novonastalo prazno mesto v orbiti atoma silicija se takoj zapolni z elektronom iz drugega atoma silicija, ki mu sledi. Pojavi se kaskadni učinek, pri katerem elektroni skačejo z enega atoma na drugega. Fiziki ta pojav raje opisujejo kot gibanje pozitivno nabite luknje v nasprotni smeri. Toda ne glede na to, kako je pojav opisan, je trdno ugotovljeno, da je za aktiviranje prevodnosti v snovi, kot je silicij, potrebna manjša energija, če kristal vsebuje majhno količino darovalca elektronov, kot je fosfor, ali akceptorja elektronov, kot je bor.

Beli fosfor je sestavljen iz tetraedrskih molekul P4, ki so shematično prikazane na sl. 21.25. Kot je navedeno v oddelku 8.7, del 1, vezni koti 60", kot v molekuli P4, so v drugih molekulah precej redki. Kažejo na prisotnost zelo napetih vezi, kar je skladno z visoko reakcijsko sposobnostjo

Čeprav je fosfor elektronski analog dušika, se zaradi prisotnosti prostih i-orbital v valenčnem mektronskem sloju atoma fosforjeve spojine razlikujejo od dušikovih.

Elektronska zgradba organofosfornih spojin in narava kemijskih vezi; energija in dolžina fosfornih vezi; vezni koti; nastanek vezi s 3. kroglo ital.

V še večji meri so aromatične lastnosti lastne fosforinskemu obroču. 2,4,6-trifenilfosfor ne avtooksidira ali kvaternizira pod delovanjem metil jodida ali trietiloksonijevega borofluorida. Hkrati se njegova interakcija z nukleofilnimi reagenti - alkilnimi ali arilitijevimi spojinami zlahka pojavi v benzenu že pri sobni temperaturi." V tem primeru pride do napada na fosfor, katerega valenčna lupina se razširi na decetum in resonančno stabiliziran pojavi se fosforin anion ( 1). Tvorbo aniona (I) smo dokazali s PMR in UV spektri. Hidroliza reakcijske zmesi, ki ima globoko modro-vijolično barvo, vodi do 1-alkil(aril)-2, 4,6-tri-

Priprava silikatnega fosforja. Kemična sestava fosforja, struktura fosforja, valenca Mn. Obstaja precejšnje število različnih metod za pripravo kristalfosforjev na osnovi silikata. Kot primer bomo navedli enega od njih. Dobro prečiščeno raztopino amoniaka cinkovega oksida, vodno raztopino manganovega nitrata in alkoholno raztopino silicijeve kisline (etil silikat) zlijemo skupaj, da nastane gel. Gel posušimo, zmeljemo in žgamo na 1200°C v kremenčevih posodah ter po žganju hitro ohladimo. Če je vsebnost Mn nizka, se lahko žganje izvaja na zraku z nizko vsebnostjo Mn; da bi se izognili njegovi oksidaciji, se žganje izvaja v atmosferi ogljikovega dioksida.

Katalitska oksidacija oljnih ostankov. Obstaja veliko poskusov, da bi z različnimi katalizatorji in iniciatorji pospešili proces oksidacije surovin, izboljšali kakovost ali dali določene lastnosti oksidiranemu bitumnu. Predlaga se uporaba soli klorovodikove kisline in kovin s spremenljivo valenco (železo, baker, kositer, titan itd.) Kot katalizatorji za redoks reakcije. Kot katalizatorji za dehidracijo, alkilacijo in krekiranje (prenos protonov) so predlagani aluminijevi, železovi, kositrovi kloridi in fosforjev pentoksid kot iniciatorji oksidacije - peroksidi. Večina teh katalizatorjev sproži reakcije stiskanja molekul surovin (olj in smol) v asfaltene, ne da bi bitumen obogatili s kisikom. Možnosti pospeševanja procesa oksidacije surovin in izboljšanja lastnosti bitumna (predvsem v smeri povečanja penetracije pri določeni temperaturi mehčanja), podane v številni patentni literaturi, so povzete v, ker pa avtorji patentov naredijo njihovi predlogi, ne da bi razkrili kemijo procesa, njihovi zaključki v tej monografiji niso upoštevani. Raziskave A. Hoiberga

V večini primerov halogeniranje pospešimo s svetlobnim obsevanjem (valovna dolžina 3000-5000 A) ali visoko temperaturo (z ali brez katalizatorja). Kot katalizatorji se običajno uporabljajo spojine kovinskih halogenidov, ki imajo dve valenčni stanji in so sposobni oddaje atomov halogena med prehodom iz enega valenčnega stanja v drugega - P I5, P I3, Fe lg. Uporabljajo se tudi antimonov klorid ali manganov klorid, pa tudi nekovinski katalizatorji - jod, brom ali fosfor.

Litij in natrij imata zmerno afiniteto do elektronov, berilij ima negativno afiniteto do elektronov, magnezij pa ima afiniteto do elektronov skoraj nič. V atomih Be in M ​​je valenčna x-orbitala popolnoma zapolnjena in dodani elektron mora zasesti p-orbitalo, ki se nahaja višje po energiji. Dušik in fosfor imata nizko elektronsko afiniteto, ker se mora dodan elektron v teh atomih združiti z enim od elektronov v napol zapolnjenih p orbitalah.

Atomi elementov tretje in naslednjih period pogosto ne upoštevajo pravila okteta. Nekateri od njih kažejo izjemno sposobnost, da se vežejo na več atomov (to je, da so obdani z več elektronskimi pari), kot predvideva pravilo okteta. Na primer, fosfor in žveplo tvorita spojini PF5 oziroma SF. V Lewisovih strukturah teh spojin se vsi valenčni elektroni težkega elementa uporabijo za tvorbo vezi z drugimi atomi

V teh diagramih polna puščica prikazuje položaj koordinacijske vezi. Tu nastopajoči donorski elementi (žveplo, arzen in dušik), pa tudi selen, fosfor in drugi ne tvorijo spojin, ki bi imele lastnosti katalitskih strupov, če so v stanju najvišje valence, saj v tem primeru molekule nimajo parov prostih elektronov. Enako velja za ione teh elementov. Na primer, sulfitni ion je strup, medtem ko sulfatni ion ni

Število elektronov v zunanji lupini določa valenčna stanja, ki so lastna danemu elementu, in s tem vrste njegovih spojin - hidridov, oksidov, hidroksidov, soli itd. Tako so v zunanjih lupinah atomov fosforja, arzena, antimon in bizmut je enako število (pet) elektronov. To določa enakost njihovih glavnih valenčnih stanj (-3, -f3, -b5), isto vrsto hidridov EH3, oksidov E2O3 in EaO, hidroksidov itd. Ta okoliščina je na koncu razlog, da se ti elementi nahajajo v istem podskupina periodnega sistema.

Tako število neparnih elektronov v atomih berilija, bora in ogljika v vzbujenem stanju ustreza dejanski valenci teh elementov. Kar zadeva atome dušika, kisika in fluora, njihovo vzbujanje ne more povzročiti povečanja števila neionarnih elektronov na drugi ravni njihovih elektronskih lupin. Vendar pa so analogi teh elementov - fosfor, žveplo in klor - saj na tretji ravni

Število neparnih elektronov v atomu fosforja ob vzbujanju doseže pet, kar ustreza njegovi dejanski največji bledosti. Ko je atom žvepla vzbujen, se število neparnih elektronov poveča na štiri in celo na [is], za atom klora pa na tri, pet in največ sedem, kar ustreza tudi dejanskim vrednostim valenco, ki jo izkazujejo. Podobno se obnašajo, ko so navdušeni

Lastnosti atoma so v veliki meri določene s strukturo njegove zunanje elektronske plasti. Elektroni, ki se nahajajo na zunanji in včasih na predzadnji elektronski plasti atoma, lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Takšni elektroni se imenujejo valenca Na primer, atom fosforja ima 5 valenčnih elektronov: (slika 1).

riž. 1. Elektronska formula fosforjevega atoma

Valenčni elektroni atomov elementov glavnih podskupin se nahajajo v s- in p-orbitalah zunanjega elektronskega sloja. Za elemente stranskih podskupin, razen za lantanide in aktinoide, se valenčni elektroni nahajajo v s-orbitali zunanje in d-orbitali predzadnje plasti.

Valentnost je sposobnost atoma, da tvori kemične vezi. Ta definicija in sam koncept valence sta pravilna samo v zvezi s snovmi s kovalentno vrsto vezi. Za ionske spojine ta koncept ni uporaben; namesto tega se uporablja formalni koncept "oksidacijskega stanja".

Za valenco je značilno število elektronskih parov, ki nastanejo, ko atom medsebojno deluje z drugimi atomi. Na primer, valenca dušika v amoniaku NH3 je tri (slika 2).

riž. 2. Elektronske in grafične formule molekule amoniaka

Število elektronskih parov, ki jih atom lahko tvori z drugimi atomi, je odvisno predvsem od števila njegovih neparnih elektronov. Na primer, ogljikov atom ima dva nesparjena elektrona v 2p orbitalah (slika 3). Glede na število nesparjenih elektronov lahko rečemo, da lahko tak ogljikov atom kaže valenco II.

riž. 3. Elektronska zgradba ogljikovega atoma v osnovnem stanju

V vseh organskih snoveh in nekaterih anorganskih spojinah je ogljik štirivalenten. Takšna valenca je možna le v vzbujenem stanju atoma ogljika, v katerega se pretvori ob prejemu dodatne energije.

V vzbujenem stanju so 2s elektroni v atomu ogljika sparjeni, od katerih gre eden v prosto 2p orbitalo. Štirje nesparjeni elektroni lahko tvorijo štiri kovalentne vezi. Vzbujeno stanje atoma je običajno označeno z "zvezdico" (slika 4).

riž. 4. Elektronska zgradba ogljikovega atoma v vzbujenem stanju

Ali ima lahko dušik valenco pet glede na število njegovih valenčnih elektronov? Razmislimo o valenčnih možnostih atoma dušika.

Atom dušika ima dve elektronski plasti, na katerih se nahaja le 7 elektronov (slika 5).

riž. 5. Elektronski diagram zgradbe zunanje plasti atoma dušika

Dušik si lahko deli tri elektronske pare s tremi drugimi elektroni. Pri tvorbi vezi lahko sodeluje tudi par elektronov v orbitali 2s, vendar z drugačnim mehanizmom - donor-akceptorjem, ki tvori četrto vez.

Seznanjanje 2s elektronov v atomu dušika je nemogoče, ker na drugi elektronski plasti ni podravni d. Zato je najvišja valenca dušika IV.

Povzetek lekcije

V tej lekciji ste se naučili določiti valenčne sposobnosti atomov kemičnih elementov. Ko ste preučevali gradivo, ste izvedeli, koliko atomov drugih kemijskih elementov lahko določen atom veže nase, in tudi, zakaj imajo elementi različne valenčne vrednosti.

Viri

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 - povzetek

Lastnosti atoma so v veliki meri določene s strukturo njegove zunanje elektronske plasti. Elektroni, ki se nahajajo na zunanji in včasih na predzadnji elektronski plasti atoma, lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Takšni elektroni se imenujejo valenca Na primer, atom fosforja ima 5 valenčnih elektronov: (slika 1).

riž. 1. Elektronska formula fosforjevega atoma

Valenčni elektroni atomov elementov glavnih podskupin se nahajajo v s- in p-orbitalah zunanjega elektronskega sloja. Za elemente stranskih podskupin, razen za lantanide in aktinoide, se valenčni elektroni nahajajo v s-orbitali zunanje in d-orbitali predzadnje plasti.

Valentnost je sposobnost atoma, da tvori kemične vezi. Ta definicija in sam koncept valence sta pravilna samo v zvezi s snovmi s kovalentno vrsto vezi. Za ionske spojine ta koncept ni uporaben; namesto tega se uporablja formalni koncept "oksidacijskega stanja".

Za valenco je značilno število elektronskih parov, ki nastanejo, ko atom medsebojno deluje z drugimi atomi. Na primer, valenca dušika v amoniaku NH 3 je tri (slika 2).

riž. 2. Elektronske in grafične formule molekule amoniaka

Število elektronskih parov, ki jih atom lahko tvori z drugimi atomi, je odvisno predvsem od števila njegovih neparnih elektronov. Na primer, ogljikov atom ima dva nesparjena elektrona v 2p orbitalah (slika 3). Glede na število nesparjenih elektronov lahko rečemo, da lahko tak ogljikov atom kaže valenco II.

riž. 3. Elektronska zgradba ogljikovega atoma v osnovnem stanju

V vseh organskih snoveh in nekaterih anorganskih spojinah je ogljik štirivalenten. Takšna valenca je možna le v vzbujenem stanju atoma ogljika, v katerega se pretvori ob prejemu dodatne energije.

V vzbujenem stanju so 2s elektroni v atomu ogljika sparjeni, od katerih gre eden v prosto 2p orbitalo. Štirje nesparjeni elektroni lahko tvorijo štiri kovalentne vezi. Vzbujeno stanje atoma je običajno označeno z "zvezdico" (slika 4).

riž. 4. Elektronska zgradba ogljikovega atoma v vzbujenem stanju

Ali ima lahko dušik valenco pet glede na število njegovih valenčnih elektronov? Razmislimo o valenčnih možnostih atoma dušika.

Atom dušika ima dve elektronski plasti, na katerih se nahaja le 7 elektronov (slika 5).

riž. 5. Elektronski diagram zgradbe zunanje plasti atoma dušika

Dušik si lahko deli tri elektronske pare s tremi drugimi elektroni. Pri tvorbi vezi lahko sodeluje tudi par elektronov v orbitali 2s, vendar z drugačnim mehanizmom - donor-akceptorjem, ki tvori četrto vez.

Seznanjanje 2s elektronov v atomu dušika je nemogoče, ker na drugi elektronski plasti ni podravni d. Zato je najvišja valenca dušika IV.

Povzetek lekcije

V tej lekciji ste se naučili določiti valenčne sposobnosti atomov kemičnih elementov. Ko ste preučevali gradivo, ste izvedeli, koliko atomov drugih kemijskih elementov lahko določen atom veže nase, in tudi, zakaj imajo elementi različne valenčne vrednosti.

Bibliografija

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. kemija. Učbenik za 10. razred splošnega izobraževanja. ustanovitev Raven profila. - M .: LLC TID "Ruska beseda - RS", 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. kemija. Osnove splošne kemije. 11. razred: poučna. za splošno izobraževanje ustanova: osnovna raven / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Izobraževanje, OJSC "Moskovski učbeniki", 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. kemija. Didaktično gradivo. 10-11 razredi. - M.: Izobraževanje, 2011.
4. Khomchenko I.D. Zbirka nalog in vaj iz kemije za srednjo šolo. - M .: RIA “New Wave”: Založnik Umerenkov, 2008. (str. 8)

1. Enotna zbirka digitalnih izobraževalnih virov (video poskusi na to temo) ().
2. Elektronska različica revije "Chemistry and Life" ().

Domača naloga

1. z. 30 št. 2.41, 2.43 iz Zbirke problemov in vaj iz kemije za srednjo šolo (Homčenko I.D.), 2008.
2. Zapišite elektronske diagrame zgradbe atoma klora v osnovnem in vzbujenem stanju.
3. Koliko valenčnih elektronov ima atom: a) berilija; b) kisik; c) žveplo?

Koncept valenca izvira iz latinske besede valentia in je bila znana že sredi 19. stoletja. Prva "obsežna" omemba valence je bila v delih J. Daltona, ki je trdil, da so vse snovi sestavljene iz atomov, ki so med seboj povezani v določenih razmerjih. Nato je Frankland uvedel sam koncept valence, ki je bil nadalje razvit v delih Kekuleja, ki je govoril o razmerju med valenco in kemijsko vezjo, A.M. Butlerov, ki je v svoji teoriji strukture organskih spojin povezal valenco z reaktivnostjo določene kemične spojine in D.I. Mendelejev (v periodnem sistemu kemijskih elementov je najvišja valenca elementa določena s številko skupine).

OPREDELITEV

Valenca je število kovalentnih vezi, ki jih lahko tvori atom, ko je združen s kovalentno vezjo.

Valenco elementa določa število neparnih elektronov v atomu, saj sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi med atomi v molekulah spojin.

Za osnovno stanje atoma (stanje z minimalno energijo) je značilna elektronska konfiguracija atoma, ki ustreza položaju elementa v periodnem sistemu. Vzbujeno stanje je novo energijsko stanje atoma z novo porazdelitvijo elektronov znotraj valenčnega nivoja.

Elektronske konfiguracije elektronov v atomu lahko prikažemo ne le v obliki elektronskih formul, ampak tudi z uporabo elektronskih grafičnih formul (energija, kvantne celice). Vsaka celica označuje orbitalo, puščica označuje elektron, smer puščice (gor ali dol) označuje spin elektrona, prosta celica predstavlja prosto orbitalo, ki jo elektron lahko zasede, ko je vzbujen. Če sta v celici 2 elektrona, se takšni elektroni imenujejo parni, če je 1 elektron, se imenujejo neparni. Na primer:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitale so zapolnjene na naslednji način: najprej en elektron z enakimi vrtljaji, nato pa drugi elektron z nasprotnimi vrtljaji. Ker ima podnivoj 2p tri orbitale z enako energijo, je vsak od dveh elektronov zasedel eno orbitalo. Ena orbitala je ostala prosta.

Določitev valence elementa z uporabo elektronskih grafičnih formul

Valenco elementa lahko določimo z elektronsko-grafičnimi formulami za elektronske konfiguracije elektronov v atomu. Razmislimo o dveh atomih - dušiku in fosforju.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Ker Valenca elementa je določena s številom neparnih elektronov, zato je valenca dušika III. Ker atom dušika nima praznih orbital, vzbujeno stanje za ta element ni mogoče. Vendar III ni največja valenca dušika, največja valenca dušika je V in je določena s številko skupine. Zato je treba zapomniti, da z uporabo elektronskih grafičnih formul ni vedno mogoče določiti najvišje valence, pa tudi vseh valenc, značilnih za ta element.

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

V osnovnem stanju ima atom fosforja 3 neparne elektrone, zato je valenca fosforja III. Vendar pa so v atomu fosforja proste d-orbitale, zato se lahko elektroni, ki se nahajajo na podravni 2s, združijo in zasedejo proste orbitale d-podravni, tj. pojdite v vznemirjeno stanje.

Zdaj ima fosforjev atom 5 neparnih elektronov, zato ima tudi fosfor valenco V.

Elementi z več valentnimi vrednostmi

Elementi skupin IVA – VIIA imajo lahko več valentnih vrednosti, pri čemer se valenca praviloma spreminja v korakih po 2 enoti. Ta pojav je posledica dejstva, da elektroni sodelujejo v parih pri tvorbi kemične vezi.

Za razliko od elementov glavnih podskupin elementi B-podskupin v večini spojin ne izkazujejo višje valence, ki je enaka številu skupine, na primer baker in zlato. Na splošno imajo prehodni elementi široko paleto kemijskih lastnosti, kar je razloženo z velikim razponom valenc.

Oglejmo si elektronske grafične formule elementov in ugotovimo, zakaj imajo elementi različne valence (slika 1).

Naloge: določiti valenčne možnosti atomov As in Cl v osnovnem in vzbujenem stanju.