Головна » Характеристики » Валентність атомів у стаціонарному та збудженому стані. Валентні можливості атомів елементів у хімічних сполуках

Валентність атомів у стаціонарному та збудженому стані. Валентні можливості атомів елементів у хімічних сполуках

Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони називають валентними.
Валентність атома хімічного елемента визначається насамперед числом неспарених електронів, що у освіті хімічного зв'язку.
Валентні електрони атомів елементів головних підгруп розташовані на s- та р-орбіталях зовнішнього електронного шару. У елементів побічних підгруп, крім лантаноїдів та актиноїдів, валентні електрони розташовані на s-орбіталі зовнішнього та d-орбіталях переднього шарів.
Для того щоб правильно оцінити валентні можливості атомів хімічних елементів, потрібно розглянути розподіл електронів у них за енергетичними рівнями та підрівнями та визначити число неспарених електронів відповідно до принципу Паулі та правила Хунду для незбудженого (основного, або стаціонарного) стану атома та для збудженого (то є який отримав додаткову енергію, у результаті відбувається розпарювання електронів зовнішнього шару і перехід їх у вільні орбіталі). Атом у збудженому стані позначають відповідним символом елемента зі зірочкою. Наприклад, розглянемо валентні можливості атомів фосфору в стаціонарному та збудженому станах:

У незбудженому стані атом фосфору має три не-спарені електрони на р-підрівні. При переході атома у збуджений стан один із пари електронів d-підрівня може переходити на вільну орбіталь d-підрівня. Валентність фосфору у своїй змінюється з трьох (переважно стані) до п'яти (у збудженому стані).
Роз'єднання спарених електронів вимагає витрат енергії, оскільки спарювання електронів супроводжується зниженням потенційної енергії атомів. Разом з тим, витрата енергії на переведення атома в збуджений стан компенсується енергією, що виділяється при утворенні хімічних зв'язків неспареними електронами.
Так, атом вуглецю в стаціонарному стані має два неспарені електрони. Отже, за їх участю можуть утворитися дві загальні електронні пари, які здійснюють два ковалентні зв'язки. Однак вам добре відомо, що в багатьох неорганічних і всіх органічних сполуках присутні атоми чотиривалентного вуглецю. Очевидно, що його атоми утворили чотири ковалентні зв'язки у цих сполуках, перебуваючи у збудженому стані.

Витрати енергії на збудження атомів вуглецю з надлишком компенсуються енергією, що виділяється під час утворення двох додаткових ковалентних зв'язків. Так, для переведення атомів вуглецю зі стаціонарного стану 2s 2 2р 2 у збуджений - 2s 1 2р 3 потрібно витратити близько 400 кДж/моль енергії. Але при освіті С-Н-зв'язку в граничних вуглеводнях виділяється 360 кДж/моль. Отже, при освіті двох молей С-Н-зв'язків виділиться 720 кДж, що перевищує енергію переведення атомів вуглецю у збуджений стан на 320 кДж/моль.
На закінчення слід зазначити, що валентні можливості атомів хімічних елементів не вичерпуються числом неспарених електронів у стаціонарному і збудженому станах атомів. Якщо ви згадаєте донорно-ак-цепторний механізм утворення ковалентних зв'язків, то вам стануть зрозумілими й дві інші валентні можливості атомів хімічних елементів, які визначаються наявністю вільних орбіталей та наявністю неподілених електронних пар, здатних дати ковалентний хімічний зв'язок по донорно-акцепторному механізму. Згадайте утворення іону амонію NH4+. (Докладніше ми розглянемо реалізацію цих валентних можливостей атомами хімічних елементів щодо хімічного зв'язку.) Зробимо загальний висновок.

Статті Малюнки Таблиці Про сайт English

Фосфор валентність

Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр) за кількістю валентних електронів є аналогом азоту. Однак як елемент 3-го періоду він суттєво відрізняється від азоту – елемента 2-го періоду. Ця відмінність полягає в тому, що у фосфору більший розмір атома, менша енергія іонізації, більша спорідненість до електрона і більша поляризуемість атома, ніж у азоту. Максимальна координаційна кількість фосфору шість. Як і інших елементів 3-го періоду, рл - рл-зв'язування для атома фосфору не характерне і тому на відміну від азоту sp- і sp -гібридні стани орбіталей фосфору нестійкі. Фосфор у сполуках виявляє ступеня окиснення від -3 до +5. Найбільш характерна ступінь окиснення +5.

Складемо формулу сполуки, яка складається в. фосфору (валентність V) та кисню (валентність II).

В яких сполуках фосфор має максимальну валентність

Які валентні можливості фосфору Чим він у цьому відношенні відрізняється від свого аналога - азоту

Електронна структура атома фосфору відповідає формулі 1бР 5 25 2р Зз Зр. У фосфору валентні електрони знаходяться на третьому (зовнішньому) енергетичному рівні, на якому крім 5-і трьох р-орбіталей є п'ять вільних орбіталей.

Згідно з іншою точкою зору відмінність властивостей фосфору та азоту пояснюється наявністю в атомі фосфору валентних З -орбіталей,

Поясніть різницю між першою енергією іонізації фосфору, Р (1063 кДж моль) і сірки, 8 (1000 кДж моль), ґрунтуючись на зіставленні валентних орбітальних електронних конфігурацій атомів Р і 8.

Але у фосфору, як елемента 3-го періоду, роль валентних грають також З-орбіталі. Тому поряд із спільністю властивостей хімії цих типових елементів V групи проявляються суттєві відмінності. Для фосфору можливі зрЧ-, зрЧ- та 5р-типи гібридизації валентних орбіталей. Максимальне координаційне число фосфору дорівнює 6. На відміну від азоту для фосфору характерно л - рл-зв'язування за рахунок акцептування вільними Зй(орбіталями електронних пар відповідних атомів

Стійке координаційне число фосфору (V) 4, що відповідає sp-гібридизації його валентних орбіталей. Рідше проявляються координаційні числа 5 і 6, у цих випадках атому фосфору приписують відповідно sp4-і врй-гібридні стани (стор. 415).

Аналогічна поведінка виявляється і в елементів групи VA, але межа між металами та неметалами у цій групі проходить нижче. Азот і фосфор є неметалами, хімія їх ковалентних сполук та можливі стани окислення визначаються наявністю п'яти валентних електронів у конфігурації Азот та фосфор найчастіше мають ступеня окислення - 3, -Ь 3 та +5. Мищьяк As і сурма Sb-семи-метали, що утворюють амфотерні оксиди, і тільки вісмут має металеві властивості. Для As і Sb найбільш важливим є стан окислення + 3. Для Bi воно єдине можливе, якщо не рахувати ступенів окислення, що виявляються в деяких надзвичайно специфічних умовах. Вісмут не може втрачати всі п'ять валентних електронів потрібна для цього енергія дуже велика. Однак він втрачає три бр-електрони, утворюючи іон Bi .

Менделєєв виконував свою дисертаційну роботу в Німеччині, в Гейдельберзі, саме під час Міжнародного хімічного конгресу в Карлсруе. Він був присутній на конгресі і чув промову Канніццаро, в якій він чітко виклав свою точку зору на проблему атомної ваги. Повернувшись до Росії, Менделєєв приступив до вивчення списку елементів і звернув увагу на періодичність зміни валентності у елементів, розташованих у порядку зростання атомних ваг валентність водню 1, літію I, берилію 2, бору 3, вуглецю 4, магнію 2, азоту 3, сірки 2 , фтору 1, натрію 1, алюмінію 3, кремнію 4, фосфору 3, к1 2, хлору I і т. д.

Фосфор за кількістю валентних електронів (35 3р) є аналогом азоту

Атоми кисню з'єднуються щонайменше ніж із двома різними атомами. Так само поводяться кальцій, сірка, магній та барій. У цих елементів валентність два, азоту, фосфору, алюмінію і золота валентність три. Залізо може мати валентність два чи три. У принципі питання валентності виявилося настільки простим, яким представлялося спочатку, і навіть такий найпростіший варіант цієї теорії дозволив зробити важливі висновки.

При переході від літію до фтору Г відбувається закономірне ослаблення металевих властивостей та посилення неметалевих з одночасним збільшенням валентності. Перехід від фтору Г до наступного за значенням атомної маси елементу натрію Ыа супроводжується стрибкоподібною зміною властивостей і валентності, причому натрій багато в чому повторює властивості літію, будучи типовим одновалентним металом, хоча більш активним. Наступний за натрієм магній багато в чому подібний до берилію Ве (обидва двовалентні, виявляють металеві властивості, але хімічна активність обох виражена слабше, ніж у пари Ы - Ыа). Алюміній А1, що йде за магнієм, нагадує бір (валентність дорівнює 3). Як близькі родичі схожі один на одного кремній 81 і вуглець С, фосфор Р і азот І, сірка 8 і кисень О, хлор С1 і фтор Г. При переході до наступного за хлором у послідовності збільшення атомної маси елементу калію знову відбувається стрибок у зміні валентності та хімічних властивостей. Калій, подібно до літію і натрію, відкриває ряд елементів (третій за рахунком), представники якого показують глибоку аналогію з елементами перших двох рядів.

Ефективність присадки залежить від валентного стану та положення елементів у молекулі присадки, наявності функціональних груп, їх синергізму та інших факторів. Застосування фосфор-, сірку-, кисень-і азотовмісних сполук як присадки до мастил тісно пов'язане з особливістю електронної структури цих елементів. Взаємодія їх з металевою поверхнею деталей двигуна призводить до модифікації останньої (зміни структури) і за рахунок утворення захисних плівок забезпечуються протикорозійні, протизносні та протизадирні властивості зазначених сполук у розчині олій. Крім того, присадки, що містять ці елементи, стабілізують масло, обриваючи ланцюг окислення реакції з пероксидними радикалами і руйнуючи гідропероксиди.

Галоїдування. Каталізатори, що найчастіше застосовуються для хлорування металеве залізо, окис міді, бром, сірка, йод, галоїди заліза, сурми, олова, миш'яку, фосфору, алюмінію та міді рослинне та тваринне вугілля, активований боксит та інші глини. Більшість цих каталізаторів є носіями галоїдів. Так, Fe, Sb і Р галоїдних сполуках здатні існувати у двох валентних станах у присутності вільного хлору вони по черзі приєднують і віддають хлор в активній формі. Аналогічно йод, бром та сірка утворюють з хлором нестійкі сполуки. Каталізатори бромування подібні до каталізаторів хлорування. Для йодування найкращим прискорювачем є фосфор. Для проведення процесу фторування каталізатор не потрібний. У присутності кисню галоїдування сповільнюється.

Каталітичне хлорування засноване на застосуванні переносника хлору, такого як йод, сірка, фосфор, сурма та інші, у вигляді відповідних хлоридів, які розчиняються в хлорованому вуглеводні або прн хлоруванні газоподібних парафінових вуглеводнів - в розчиннику. Використовуються виключно елементи, що мають принаймні два значення валентності. В якості гомогенних каталізаторів можуть застосовуватися речовини, що утворюють радикали, як, наприклад, діазо-метап, тетраетилсвинець і гексафенілетан . Вони мають здатність розділяти молекулу хлору на атоми, які відразу викликають виникнення ланцюгової реакції.

Коли елемент утворює кілька рядів сполук, відповідних різним ступеням окислення, після назви з'єднання в дужках дається вказівка або на валентність катіону (римською цифрою), або число атомів галогену, кисню, сірки або кислотного залишку в молекулі сполуки (прописом). Наприклад, залізо хлористе (П1), фосфор хлористий трьох), марганцю окис (дві). При цьому позначення валентності дається зазвичай менш характерних валентних станів. Наприклад, для міді у разі двовалентного стану вказівка на валентність опускається, одновалентна ж мідь позначається так йодиста мідь (I).

Провідність таких речовин, як кремній та германій, можна підвищити, вводячи в них невелику кількість певних домішок. Наприклад, введення в кристали кремнію домішок бору чи фосфору призводить до ефективного звуження міжзонної щілини. Невеликі кількості бору або фосфору (кілька мільйонів) вдається включити в структуру кремнію при вирощуванні кристала. Атом фосфору має п'ять валентних електронів, і тому, після того, як чотири з них використовують-

Фосфор, миш'як, сурма та вісмут утворюють стехіометричні сполуки, що відповідають формальній валентності, тільки з s-елементами та d-елементами підгрупи цинку.

Те, що барвник і адсорбент становлять єдину квантову систему, видно з багатьох фактів. Найбільш наочний з них полягає в тому, що поглинання радіації будь-якої, наприклад, найменшої частоти в межах смуги поглинання даного фосфору викликає випромінювання всього його спектра випромінювання, в тому числі і значно більших частот, ніж частот поглиненого світла. Отже, кванти випромінювання надходять у загальне користування, причому енергія, недостатня для випромінювання частот, які перевищують малу частоту поглиненого світла, також надходить з допомогою загальних ресурсів твердого тіла. Не допускає інших тлумачень також той факт, що хоча барвник, безперечно, знаходиться тільки на поверхні, поглинання світла характерних для нього довгих хвиль (для яких кристал, що адсорбує цей барвник, практично прозорий) супроводжується утворенням металевого срібла в обсязі кристала срібла броміду. При цьому чутливість броміду срібла тим далі зсувається у бік довгих хвиль, чим довше ланцюг сполучених зв'язків у структурі молекули барвника (рис. 44). Річ у тім, що електрони барвника перебувають у хвильовому русі і що молекула барвника, з'єднуючись із кристалом валентним зв'язком, становить із нею єдине ціле. Кристал і барвник утворюють єдину квантову систему. Не дивно тому, що механізм фотолізу чистих

Фосфор, Р, має валентну конфігурацію Зх Зр, а сірка, 8, має валентну конфігурацію Зх Зр. У атома Р, таким чином, є напівзаповнена Зр-оболонка, тоді як у атома 8 додатковий електрон змушений спаровуватися з одним з вже наявних на Зр-орбіталях електроном

СЯ для утворення ковалентних зв'язків у кристалічній структурі кремнію у фосфору залишається ще один електрон. При накладенні на кристал електричного поля цей електрон може зміщуватися убік від атома фосфору, тому кажуть, що фосфор є донором електронів у кристалі кремнію. Для вивільнення донованих електронів потрібно лищь 1,05 кДж моль ця енергія перетворює кристал кремнію з невеликою домішкою фосфору на провідник. При введенні кристал кремнію домішки бору виникає протилежне явище. Тому бору бракує одного електрона для побудови необхідної кількості ковалентних зв'язків у кристалі кремнію. Тому на кожен атом бору в кристалі кремнію припадає одна вакансія на орбіталі, що зв'язує. На ці вакантні орбіталі, пов'язані з атомами бору, можуть бути збуджені валентні електрони кремнію, що дозволяє електронам вільно переміщатися кристалом. Подібна провідність здійснюється внаслідок того, що на вакантну орбіталь атома бору перескакує електрон сусіднього атома кремнію. Вакансія на орбіталі атома кремнію, що знову утворилася, відразу заповнюється електроном з наступного за ним іншого атома кремнію. Виникає каскадний ефект, у якому електрони перескакують від однієї атома до наступного. Фізики вважають за краще описувати це явище як рух позитивно зарядженої дірки у протилежному напрямку. Але незалежно від цього, як описується це явище, твердо встановлено, що з активації провідності такої речовини, як кремній, потрібно менше енергії, якщо кристалі міститься невелика кількість донора електронів типу фосфору чи акцептора електронів типу бора.

Білий фосфор складається із тетраедричних молекул Р4, схематично зображених на рис. 21.25. Як було зазначено у розд. 8.7, ч. 1, валентні кути по 60", як у молекулі Р4, досить рідко зустрічаються в інших молекулах. Вони свідчать про наявність дуже напружених зв'язків, що узгоджується з високою реакційною методом.

Хоча фосфор є електронним аналогом азоту, але наявність у валентному мектронному шарі атома вільних/орбіталей робить сполуки фосфору не схожими на сполуки азоту.

Електронна структура фосфорорганічних сполук та природа хімічних зв'язків енергії та довжини зв'язків фосфору; валентні кути;

Ще більшою мірою ароматичні властивості притаманні фосфориновому кільцю. 2,4,6-Тріфенілфосфорн не аутоокислюється і не кватернізується при дії йодистого метилу або борофториду триетілоксонію. У той же час взаємодія його з нуклеофільними реагентами - алкіл- або ариллітієвими сполуками, що легко протікає в бензолі вже при кімнатній температурі". При цьому атака відбувається за фосфором, валентна оболонка якого розширюється до децету, і виникає стабілізований резонансом фосфо-рин-аніон 1) Утворення аніону (I) доведено за допомогою ПМР та УФ-спектрів Гідроліз реакційної суміші, що має глибоке синьо-фіолетове забарвлення, призводить до 1-алкіл(арил)-2,4,6-три-

Виготовлення силікатних фосфорів. Хімічний склад фосфорів, структура фосфорів, валентність Мп. Існує значна кількість різних методик приготування кристалофосфорів на силікатній основі. Як приклад ми наведемо одну з них. Добре очищений аміачний розчин окису цинку, водний розчин азотнокислого марганцю н спиртовий розчин кремнієвої кислоти (етилсиликат) зливають разом при цьому утворюється гель. Гель висушується, розтирається і прожарюється до 1200° в кварцових судинах і після прожарювання швидко охолоджується. При малому вмісті Мп прожарювання монгно вести в повітрі при больпюм вмісті Мп, щоб уникнути його окислення, прожарювання ведеться в атмосфері вуглекислоти.

Каталітичне окиснення нафтових залишків. Є безліч спроб прискорити процес окислення сировини, підвищити якість або надати певних властивостей окисленому бітуму за допомогою різних каталізаторів та ініціаторів. Як каталізаторів окислювально-відновних реакцій запропоновано застосовувати солі соляної кислоти та металів змінної валентності (заліза, міді, олова, титану та ін.). Як каталізатори дегідратації, алкілування та крекінгу (перенесення протонів) запропоновані хлориди алюмінію, заліза, олова, п'ятиокис фосфору як ініціатори окислення - перекису. Більшість цих каталізаторів ініціює реакції ущільнення молекул сировини (масел і смол) в асфальтени, не збагачуючи бітуми киснем. Можливості прискорення процесу окислення сировини та поліпшення властивостей бітуму (в основному в напрямку підвищення пенетрації при даній температурі розм'якшення), що наводяться у численній патентній літературі, узагальнені у , але, оскільки автори патентів роблять свої пропозиції, не розкриваючи хімізму процесу, їх висновки у цій монографії не розглядаються. Дослідження А. Хойберга

Найчастіше галоїдування прискорюється під впливом світлового опромінення (довжина хвилі 3000-5000 А) чи високої температури (у присутності каталізатора чи ні). Як каталізаторів зазвичай застосовують галоїдні сполуки металів, що мають два валентні стани, здатні віддавати атоми галоїдів при переході з одного валентного стану в інший, - P I5, P I3, Fe lg. Використовують також хлористу сурму чи хлористий марганець, і навіть неметалеві каталізатори - йод, бром чи фосфор.

Літій і натрій мають помірну спорідненість до електрона спорідненість до електрона берилію негативно, а магнію воно близько до нуля. В атомах Ве і М валентна х-орбіталь повністю заповнена і електрон, що приєднується, повинен заселяти розташовану вище за енергією р-орбіталь. Азот і фосфор мають невелику спорідненість до електрона, тому що електрон, що приєднується, повинен спариватися в цих атомах з одним з електронів на напівзаповненнях р-орбіталях.

Атоми елементів третього та наступних періодів часто не підкоряються правилу октету. Деякі з них виявляють разючу здатність зв'язуватися з більшим числом атомів (тобто оточуватися більшим числом електронних пар), ніж передбачає правило октету. Наприклад, фосфор і сірка утворюють сполуки PF5 та SF відповідно. У льюїсових структурах цих сполук усі валентні електрони важкого елемента використовуються їм для утворення зв'язків з іншими атомами

У цих схемах повною стрілкою показано положення координаційного зв'язку. Фігурують тут донорні елементи (сірка, -миш'як і азот), а також селен, фосфор та інші не утворюють сполук, що володіють властивостями. Те саме справедливо для іонів цих елементів. Наприклад, сульфіт-іон є отрутою, у той час як сульфат-іон їм не є

Числом електронів зовнішньої оболонки визначаються валентні стани, властиві даному елементу, а отже, типи його сполук - гідридів, оксидів, гідроксидів, солей тощо. електронів. Цим визначається однаковість їх основних валентних станів (-3, -fЗ, -Ь5), однотипність гідридів ЕНз, оксидів Е2О3 та ЕаО, гідроокисів і т. д. Дана обставина в кінцевому рахунку і є причиною того, що зазначені елементи розташовуються в одній підгрупі періодичної системи.

Таким чином, кількість непарних електронів в атомах берилію, бору та вуглецю, що знаходяться у збудженому стані, відповідає фактичної валентності цих елементів. Що ж до атомів азоту, кисню і фтору, то збудження їх може призвести до збільшення чис.га неиарных електронів у другому рівні їх електронних оболонок. Однак у аналогів цих елементів - фосфору, сірки та хлору, - оскільки на третьому рівні їх

Число непарних електронів в атомі фосфору при збудженні досягає п'яти, що відповідає його фактичної максимальної палентності. При збудженні атома сірки число непарних електронів збільшується до чотирьох і навіть до [ієсті, а у атома хлору-до трьох, п'яти і, максимально, до семи, що також відповідає фактичним значенням валентності, що виявляються ними. Подібним чином поводяться при збуді Основи загальної хімії

Властивості атома багато чому визначається будовою його зовнішнього електронного шару. Електрони, що знаходяться на зовнішньому, а іноді і передостанньому, електронному шарі атома можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. Такі електрони називають валентними.Наприклад, в атомі фосфору 5 валентних електронів: (рис. 1).

Мал. 1. Електронна формула атома фосфору

Валентні електрони атомів елементів головних підгруп розташовані на s- та р-орбіталях зовнішнього електронного шару. У елементів побічних підгруп, крім лантаноїдів та актиноїдів, валентні електрони розташовані на s-орбіталі зовнішнього та d-орбіталях передостаннього шарів.

Валентність – це здатність атома утворювати хімічні зв'язки. Дане визначення і саме поняття валентність коректні лише до речовин з ковалентним типом зв'язку. Для іонних сполук це поняття не застосовується, натомість використовують формальне поняття «ступінь окислення».

Валентність характеризується числом електронних пар, що утворюються під час взаємодії атома коїться з іншими атомами. Наприклад, валентність азоту в аміаку NH3 дорівнює трьом (рис. 2).

Мал. 2. Електронна та графічна формули молекули аміаку

Кількість електронних пар, що може утворити атом з іншими атомами, залежить насамперед від числа його неспарених електронів. Наприклад, в атомі вуглецю два неспарені електрони - на 2р-орбіталях (Рис. 3). За кількістю неспарених електронів ми можемо сказати, що такий атом вуглецю може виявляти валентність, що дорівнює II.

Мал. 3. Електронна будова атома вуглецю в основному стані

У всіх органічних речовинах і деяких неорганічних сполуках вуглець чотиривалентний. Така валентність можлива лише у збудженому стані атома вуглецю, яке він переходить при отриманні додаткової енергії.

У збудженому стані в атомі вуглецю розпарюються 2s-електрони, один з яких переходить на вільну 2р-орбіталь. Чотири неспарені електрони можуть брати участь в утворенні чотирьох ковалентних зв'язків. Збуджений стан атома прийнято позначати «зірочкою» (рис. 4).

Мал. 4. Електронна будова атома вуглецю у збудженому стані

Чи може азот мати валентність, що дорівнює п'яти - за кількістю його валентних електронів? Розглянемо валентні можливості атома азоту.

В атомі азоту два електронні шари, на яких розташовано всього 7 електронів (Рис. 5).

Мал. 5. Електронна схема будови зовнішнього шару атома азоту

Азот може утворити три загальні електронні пари із трьома іншими електронами. Пара електронів на 2s-орбіталі теж може брати участь в утворенні зв'язку, але за іншим механізмом - донорно-акцепторним, утворюючи четвертий зв'язок.

Розпарювання 2s-електронів в атомі азоту неможливе, тому що на другому електронному шарі немає d-підрівня. Тому найвища валентність азоту дорівнює IV.

Підбиття підсумку уроку

На уроці ви навчилися визначати валентні можливості атомів хімічних елементів. Під час вивчення матеріалу ви дізналися, скільки атомів інших хімічних елементів може приєднати себе конкретний атом, і навіть чому елементи виявляють різні значення валентності.

Джерела

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 - конспект

Мал. 1. Електронна формула атома фосфору

Мал. 2. Електронна та графічна формули молекули аміаку

Мал. 3. Електронна будова атома вуглецю в основному стані

Мал. 4. Електронна будова атома вуглецю у збудженому стані

В атомі азоту два електронні шари, на яких розташовано всього 7 електронів (Рис. 5).

Мал. 5. Електронна схема будови зовнішнього шару атома азоту

Підбиття підсумку уроку

Список літератури

Новошинський І.І., Новошинська Н.С. Хімія. Підручник для 10 класу загальнообр. учред. Профільний рівень. - М: ТОВ «ТІД «Російське слово - РС», 2008. (§ 9)
Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: навч. для загальнообраз. уч.: базовий рівень / Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - М: Просвітництво, ВАТ «Московські підручники», 2010. (§ 5)
Радецький А.М. Хімія. Дидактичний матеріал. 10-11 класи. - М: Просвітництво, 2011.
Хомченко І.Д. Збірник завдань та вправ з хімії для середньої школи. - М: РІА «Нова хвиля»: Видавець Умеренков, 2008. (с. 8)

Єдина колекція цифрових освітніх ресурсів (відеодосліди на тему) ().
Електронна версія журналу «Хімія та життя» ().

Домашнє завдання

с. 30 №№ 2.41, 2.43 із Збірника завдань та вправ з хімії для середньої школи (Хомченко І.Д.), 2008.
Запишіть електронні схеми будови атома хлору в основному та збудженому станах.
Скільки валентних електронів в атомі: а) берилію; б) кисню; в) сірки?

Концепція валентністьпоходить від латинського слова "valentia" і було відомо ще в середині XIX століття. Перша «проста» згадка валентності була ще в роботах Дж. Дальтона, який стверджував, що всі речовини складаються з атомів, з'єднаних між собою у певних пропорціях. Потім Франкланд ввів саме поняття валентності, яке знайшло подальший розвиток у працях Кекуле, який говорив про взаємозв'язок валентності та хімічного зв'язку, А.М. Бутлерова, який у своїй теорії будови органічних сполук пов'язував валентність з реакційною здатністю тієї чи іншої хімічної сполуки та Д.І. Менделєєва (у періодичній системі хімічних елементів вища валентність елемента визначається номером групи).

ВИЗНАЧЕННЯ

Валентність– це кількість ковалентних зв'язків, яка здатна утворювати атом у поєднанні з ковалентним зв'язком.

Валентність елемента визначається числом неспарених електронів в атомі, оскільки вони беруть участь в утворенні хімічного зв'язку між атомами в молекулах сполук.

p align="justify"> Основний стан атома (стан з мінімальною енергією) характеризується електронною конфігурацією атома, яка відповідає положенню елемента в Періодичній системі. Збуджений стан – це новий енергетичний стан атома, з новим розподілом електронів у межах валентного рівня.

Електронні зміни електронів в атомі можна зобразити у вигляді електронних формул, а й з допомогою електронно-графічних формул (енергетичних, квантових осередків). Кожен осередок позначає орбіталь, стрілка – електрон, напрямок стрілки (вгору чи вниз) показує спин електрона, вільна клітина – вільна орбіталь, що може займати електрон під час збудження. Якщо в комірці 2 електрони, такі електрони називаються спареними, якщо електрон 1 – неспарений. Наприклад:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбіталі заповнюють наступним чином: спочатку по одному електрону з однаковими спинами, а потім по другому електрону з протилежними спинами. Оскільки на 2p під рівні три орбіталі з однаковою енергією, то кожен із двох електронів зайняв по одній орбіталі. Одна орбіталь залишилася вільною.

Визначення валентності елемента за електронно-графічними формулами

Валентність елемента можна визначити за електронно-графічними формулами електронних конфігурацій електронів в атомі. Розглянемо два атоми – азоту та фосфору.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Т.к. валентність елемента визначається числом неспарених електронів, отже, валентність азоту дорівнює III. Оскільки атом азоту не має вільних орбіталей, для цього елемента неможливий збуджений стан. Однак III не максимальна валентність азоту, максимальна валентність азоту V і визначається номером групи. Тому слід запам'ятати, що за допомогою електронно-графічних формул не завжди можна визначити вищу валентність, а також всі валентності, характерні для цього елемента.

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

В основному стан атом фосфору має 3 неспарені електрони, отже, валентність фосфору дорівнює III. Однак, в атомі фосфору є вільні d-орбіталі, тому електрони, що знаходяться на 2s - підрівні здатні розпарюватися і займати вакантні орбіталі d-підрівня, тобто. переходити у збуджений стан.

Тепер атом фосфору має 5 неспарених електронів, отже для фосфору характерна і валентність, що дорівнює V.

Елементи, що мають кілька значень валентності

Елементи IVA – VIIA груп можуть мати кілька значень валентності, причому, як правило, валентність змінюється поступово на 2 одиниці. Таке явище обумовлено тим, що у освіті хімічного зв'язку електрони беруть участь попарно.

На відміну від елементів головних підгруп, елементи В-підгруп у більшості сполук не виявляють вищу валентність, рівну номеру групи, наприклад, мідь та золото. Загалом перехідні елементи виявляють велику різноманітність хімічних властивостей, яка пояснюється великим набором валентностей.

Розглянемо електронно-графічні формули елементів та встановимо, у зв'язку з чим елементи мають різні валентності (рис.1).

Завдання:визначте валентні можливості атомів As та Cl в основному та збудженому станах.

Фосфор валентність

Визначення валентності елемента за електронно-графічними формулами

Елементи, що мають кілька значень валентності

Схожі статті