Азот максимальная валентность: Какая валентность у азота? — Детская игровая комната «Волшебный лес»

Posted on 29.08.197429.01.2022 by alexxlab

Содержание

Валентности атома азота — Справочник химика 21

В настоящее время, как никогда ранее, в неорганической химии происходит своеобразный пересмотр основных понятий и теоретических воззрений. Так, на основе учения об электронном строении молекул представление о валентности атома в молекуле постепенно теряет определенность и значение. Если исходить из представления о валентности атома в молекуле как числе химических связей, которыми он связан с другими атомами, то на основании метода валентных связей валентность атома равна числу электронных пар, которыми он совместно с другими атомами обладает. Согласно этим представлениям, в ЫНз и валентность атома азота равна 3 и 4 [c.5]
Каковы степень окисления и валентность атома азота в хлориде аммония [c.201]

Ковалентная связь может также образовываться по донорно-акцепторному механизму, например образование аммоний-иона ЫН4 (с.

43), в котором валентность атома азота равна четырем (четыре связи), а степень окисления азота —3. [c.59]

Авторы подчеркивали, что гипотеза, выдвинутая ими для объяснения геометрической изомерии азотсодержащих соединений, основывается на следующем предположении Три валентности атома азота в некоторых соединениях направлены к углам (в общем случае неправильного) тетраэдра, четвертый угол которого занимает сам атом азота [c.235]

Ковалентная связь может также образовываться по донорно-акцепторному механизму, например в аммоний-ионе (с. 78), в котором валентность атома азота равна четырем (четыре связи), а степень окисления азота —3. При присоединении протона к молекуле N1 3 валентность азота увеличилась с 3 до 4, но степень окисления не изменилась. Валентность азота в молекуле азотной кислоты также равна четырем. В настоящее время структурную формулу азотной кислоты изображают так

[c.108]

Валентность атома водорода принимается за единицу. Атом хлора одновалентен, атом кислорода двухвалентен, валентность атома азота — 3, валентность атома углерода — 4. [c.91]

Азотная кислота представляет собою сильную. одноосновную кислоту. В безводном состоянии она довольно непостоянна. Водный раствор содержит ионы Н и N0,. В нитрат-ионе атом азота симметрически окружен тремя атомами кислорода. Из шести отрицательных валентностей трех атомов кислорода 5 нейтрализуют 5 положительных валентностей атома азота, шестая же валентность составляет заряд иона. [c.75]

Если ковалентная связь образована по донорно-акцепторному механизму, как, например, в ионе аммония (с. 82), т. е. возникла за счет взаимодействия двухэлектронного облака атома азота (неподеленной электронной пары) и свободной орбитали иона водорода, то валентность атома азота в ионе аммония равна четырем (четыре связи), а степень окисления азота равна —3. При присоединении протона к молекуле Nh4 валентность азота увеличилась с 3 до 4, но степень окисления не изменилась.

[c.108]

Отсюда следует, что валентность атома азота в ионе аммония равна четырем (четыре связи). При присоединении протона к молекуле ЫНз валентность азота увеличилась с 3 до 4, но степень окисления не изменилась (она равна —3, см. 31). [c.75]

Отсюда следует, что валентность атома азота в ионе аммония равна четырем (четыре связи), а степень окисления пн=—3. При присоединении протона в молекуле ЫНз валентность азота увеличилась с 3 до 4, но степень окисления не изменилась. Поэтому восстановительные свойства азота в NHз и NH+ будут примерно одинаковы.
[c.65]

Здесь точкой обозначен электрон внешнего уровня. В свете сказанного выше валентность атома азота в молекуле аммиака равна трем и атома кремния в молекуле четырехфтористого кремния — четырем. [c.27]

Возникновение С—С-связи облегчается направлением валентностей атомов азота (в соли гидразосоединения расстояние между п- и п -атомами углерода близко к 1,5 А, т. е. лишь немногим больше, чем расстояние между 1- и Г-атомами бензидина) [302]. Имеет значение и гибкость цепи С—М—Ы—С, допускающей дальнейшее сближение углеродных колец [303]. [c.1779]

Сумма кратностей связей определяет валентность атома азота, равную трем. [c.77]

Стереохимия соединений азота. 1. Проблема пятивалентного азота. Еще до уточнения понятий об электровалентности и ковалентности (после 1916 г.) ряд наблюдений ясно указывал на то, что существует различие между одной из валентностей атома азота и четырьмя остальными его валентностями.

[c.558]

Азот не переходит, как говорили раньше на языке структурной теории, из трехвалентного в пятивалентное состояние. Он сохраняет свою трехвалентность, не отдавая и не принимая электронов он лишь предоставляет свою свободную электронную пару для образования четвертой связи. Если сосчитать электроны во внешней оболочке атома азота, находящегося в аммониевом соединении, то оказывается, что атом азоТа имеет теперь лишь-четыре таких электрона, т. е. он положительно заряжен. Остается ли заряд закрепленным на центральном атоме и да распределяется по четырем заместителям, этого решить нельзя. Поэтому лучше всего писать заряд вовне, относя его ко всему катионному комплексу. Так называемая пятая валентность атома азота является в действительности ионным взаимодействием между комплексным катионом и анионом, в данном случае анионом,хлора.

[c.194]

Если рассмотреть формулу Анжели—Тиле с точки зрения электронной теории с учетом того, что пятая валентность атома азота всегда имеет ионный характер, то возможны следующие граничные формулы [c.585]

Стереоизомерия оксимов ароматических альдегидов и кетонов. Три валентности атома азота в аммиаке и ряде других соединений трехвалентного азота направлены в пространстве под определенными углами — по направлениям ребер трехгранной пирамиды, в вершине которой находится атом азота (рис. 68, А). [c.379]

Неспареипыми являются гри р- мепрона. На внешнем уровне всего 4 орбитали, поэтому возможность распаривания 8-электроиов, подобного проис.ходящему в аго.ме углерода, огсутствует. По о().меи-ному механизму может образоваться 3 ковалентных связи. Еще одна ковалентная связь может образоваться по донорно-акцепторному механизму с помощью 28 -электронов. Итак, максимальная валентность атома азота равна 4. Мы проиллюстрировали общее правило

[c.77]

Так как азотистой кислоте и ее солям обычно придается строение с тре.к-валентным атомом азота (например Н—О—N=0), то при указанных реакциях естественно было бы ожидать образования эфиров азотистой кислоты. Они отчасти и образуются образование же нйтросоединений обыкновенно объясняют тем, что наряду с реакцией обмена здесь идет сначала реакция присоединения галоидного алкила, а затем отш,епления галоидной соли [c.245]

Три валентности атома азота направлены в некоторых соединениях к углам (в общем случае неправильного) тетраэдра, четвертый угол которого занимает сам атом азота [там же, стр.

18]. Азот, соединенный тройной связью, не может быть причиной изомерии. Но двойная связь С = N может привести к геометрической изомерии, которая как бы выводится из изомерии соединений с двойной связью С = С при замене трехвалентной группы СН на трехвалентный атом азота. Таким образом, изомерам со связью С = С [c.99]

В настоящее время, как никогда ранее, в неорганической химии происходит своеобразный пересмотр основных понятий и теоретических воззрений. Так, вследствие развития учения об электронном строении молекул представление о валентности атома в молекуле постепенно теряет определенность и значение. Если исходить из представления о валентности атома в молекуле как числе химических связей, которыми он связан с другими атомами, то на основании метода валентных связей валентность атома равна числу электронных пар, которыми он совместно с другими атомами обладает. Согласно этим представлениям, в ННз и валентность атома азота равна 3 и 4 соответственно, а в 51р4 и З валентность атома кремния равна 4 и 6.

Отсюда следует, что в различных комплексах с одним и тем же центральным атомом валентность его может быть различной в зависимости от числа связанных с ним лигандов. [c.5]

Неспаренными являются 3 р-электрона. На внешнем уровне всего 4 орбитали, поэтому возможность распаривания 5-электронов, подобного происходящему в атоме углерода, отсутствует. По обменному механизму может образоваться 3 ковалентные связи. Еще одна ковалентная связь может образоваться по донорно-акцепторному механизму с помошью 2з г электронов. Максимальная валентность атома азота равна 4. Атом N максимально может отдать 5 электронов — максимально возможнс1Я степень окисления+5. [c.200]

Исследование стереоизомерии оксимов позволило получить чисто химическое доказательство пространственного положения заместителей вокруг атома азота. Речь идет о выполненном в 1910 г. исследовании В. Миллса, давшем прямое экспериментальное доказательство того, что в группе С=Ы третья валентность атома азота не лежит в плоскости двойной связи.

Для этого В. Миллс получил оксим из 4-оксоциклогексан-карбоновой кислоты. Только в результате того, что третья валентная связь не лежит в плоскости двойной связи, молекула становится асимметричной и появляются два оптических антипода (23а) и (236). [c.335]

Изомеры, вызванные существованием двойной связи с участием атомов азота, встречаются также у азосоединений после образования двойной связи М=Ы оставшиеся валентности атома азота могут оказаться ориентированными либо по одну сторону плоскости двойной N=N- вязи uH-, или (2)-изомер], либо по разные стороны этой плоскости [анти-, или ( )-изомер]. Простейший пример такого рода соединений — азобензол.

[c.341]

Первоначально центрическая формула отраисала симметрию бензола, но не давала возможности объяснить другие его свойства. Однако уже в 1891 г. Бамбергер [12] использовал эту формулу при обсуждении вопроса о стабильности бензола. Бамбергер пытался установить связь между стабильностью различных ароматических соединений и наличием центрированной шестивалентной группировки, которая, как он предполагал, является существенным фактором стабильности. По мнению Бамбергера, пиридин может образовать шестивалентпую группировку без использования валентностей атома азота, участвующих в образовании солей, а пиррол может создать такую группировку только в случае использования всех валентностей азота учитывая это, можно понять, почему пиридин имеет свойства третичного амина, а пиррол практически не обладает основными оюйствами. [c.159]

Пример. Дана формула КгО5. Найти валентность азота в этом соединении. В молекуле содержится 5 атомов кислорода, следовательно, у них суммарно 10 валентностей, чему должны соответствовать 10 валентностей атомов азота. Но в молекуле таких атомов два, значит на каждый приходится по пять валентностей. Итак, азот в этом соединении пятивалентен. [c.30]

Химия — 9

Глава

В главную подгруппу V группы входят aзот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.

Деятельность

Валентные возможности атомов элэментов подгруппы азота Учитывая различия в строении внешнего энергетического уровня атомов элементов подгруппы азота, ответьте на вопросы.

–	В чем состоит различие в строении внешнего уровня атомов N, P, As, Sb и Bi?
–	Во всех ли атомах N, P, As, Sb и Bi возможно распаривание спаренных s- валентных электронов? С чем это связано?
–	Отражаются ли эти различия в строении атомов N и P в их валентностях, проявляемых ими в своих соединенеиях? Ответ подтвердите примерами.

На внешнем энергетическом уровне атомов элементов подгруппы азота 5 электронов – ns²np³. Как и галогены и халькогены, они являются р-элементами.

Атом азота из-за отсутствия d-подуровня на его внешнем (2-м) энергетическом уровне при образовании химических связей может использовать только четыре орбитали (одну s- и три р-). Поэтому максимальная валентность азота равна IV. Азот пятивалентным не бывает.

Атомы других же элементов подгруппы могут расспаривать свои ns² валентных электрона. Поэтому они проявляют валентность, равную V (см. схему).

В соответствии с ns²np³ конфигурацией внешнего уровня, все элементы подгруппы азота в своих соединениях проявляют максимальную степень окисления +5 и наименьшую –3. Они также проявляют и промежуточные степени окисления +3 и др. (табл. 22.1).

Элементы подгруппы азота с водородом образуют соединения состава RH₃ – NH₃aммиак, PH₃ фосфин, AsH₃aрсин, SbH₃стибин. В отличие от водородных соединений галогенов и халькогенов (HR, H₂R), они, при растворении

Обобщающая таблица на тему «Валентность и степень окисления» 11кл

Валентность и степень окисления.

Валентность – способность атомов образовывать химические связи

Валентность в соединениях с ковалентным типом связи определяется числом общих электронных пар (числом неспаренных электронов, идущих на образование общих электронных пар)

↓↑ ↓ ↓ ↓↑ ↓↑ ↓

₊₈О 2ē,6ē; 1s²2s²2p⁴; …2 ↓↑ ₊₁₇Cl 2ē,8ē,7ē; …3s² 3p⁵; …3 ↓↑

s p s p

. . .. ..

:О::О: О = О В (О) = II Н:Cl: Н – Cl В (Cl) = I ; В (H) = I

¨ ¨ ¨

Валентной может быть и общая электронная пара, предоставляемая атому со свободной орбиталью (донорно- акцепторный механизм образования ковалентной связи)

NH₃ + HCl = NH₄Cl В(N) = IV

Степень окисления (с.о.) – условное формальное понятие
С.О. – условный заряд, который возник бы на атоме, если б он принял или отдал

электроны, необходимые для образования химической связи

С. О. в простых веществах равна 0: Na; Al; S; Cl₂; O₂
С.О. в бинарных соединениях отрицательна у более электроотрицательного элемента, у менее электроотрицательного – положительна: +6-2 -3+1 +1 -2

SO₃; NH₃; Na₂S

В соединениях, состоящих из трех и более элементов, с.о. определяют, исходя из того, что алгебраическая сумма окисления химических элементов должна быть равна 0.

+1 +5 –2 находят с.о. более электроотрицательного элемента, затем степень +2 х -2

К N O₃ окисления менее электроотрицательного элемента MgSO₄

(-2•3) +1+х =0; -6 +1 +х = 0; х = +5 ; (-2 • 4) + х + 2 = 0; -8 +х +2 = 0; х =+ 6

В соединениях с ионной связью используют понятие степени окисления, а не валентности.

Валентные возможности атомов. Электроны, участвующие в образовании химических связей называются валентными

— Неспаренные электроны предвнешнего энергетического уровня атомов элементов побочных подгрупп

— Неподеленные электронные пары атомов химических элементов и свободные орбитали других атомов

F; O; N; C – будь внимателен при определении валентности и степени окисления!!!

IV группа

V группа

VI группа

VII группа

↑ ↑

₊₆С 2ē, 4ē; …2s²2p²; … 2 ↓↑

В соединении СО атом углерода предоставляет для химической связи два неспаренных электрона и свободную орбиталь кислороду:

+2-2

С ≡ О ; СО В(О) = III ; с. о. (О) = +2

В(С) = II; с.о. (С) = -2

а) NH₃

B(N) = III

С.О.(N) = -3

б) NH₄Cl → [ H: N: Н ]⁺ B(N) = IV

Н⁺ С.О.(N) = -3

в) N₂ N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₅

C.О 0 +1 +2 +3 +4 +5

а) H₂O; Н-О-Н; С.О.(О) = -2; B(O) = II

б) H₂O₂; Н→О–О←Н; С.О.(О) = -1;

пероксид водорода B(O) = II

в) H₃O⁺— ион гидроксония В(О) = III

a) HF; H→ F В(F) = I; С.О.(F) = -1

б) ОF₂; F-O-F мал радиус фтора

В(F) = I; С.О.(F) = -1

В(O) = II; С.О.(O) = +2

↓ ↓ ↓

₊₆^*С 2ē, 4ē; …2s¹2p²; … 2 ↓ р

СН₄ В (С) = IV; С. О.= — 4 s

-2+1-2+1

С Н₃О Н — этанол В (С) = IV; С.О.= -2

Н Н

↓ ↓

Н→С→О←Н Н→С←Н

↑ ↑

Н Н

В (Р) = III; V;

-3 0 +3 +5

РН₃ Р Р₂О₃ Р₂О₅

Са₃Р₂ Н₃РО₃ НРО₃

Н₃РО₄

В (S) = II; IV; VI

C.O. = -2, 0, +2, +4, +6

H₂S S SO₂ SO₃

MgS H₂SO₃ H₂SO₄

Na₂SO₃ Na₂SO₄

В (Cl) = I, III , V, VII

С.O (Cl) -1 0 +1 +3 +5 +7

HCl Cl₂ Cl₂O Cl₂O₃Cl₂O₅Cl₂O₇

HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

_{КClO КClO₂ КClO₃ КClO₄}

наиболее характерны С.

О: 0 +2 +3 +4 +6 +7

Mn MnO Mn₂O₃ MnO₂ малоуст. Mn₂O₇

Mn(OH)₂ Mn(OH)₃K₂MnO₄ HMnO₄

MnSO₄ Mn₂(SO₄)₃ KMnO₄

Задания по теме «Валентность и степень окисления»

1 Определите валентность и степень окисления

а) (NH₄)₂CO₃ б) HCN в) CH₃NH₃Cl г) O₂N-C₆H₄-NH₂

2. Какому веществу не могут соответствовать следующие формулы:

а) Na₂PbSi₆O₁₄ б) Ca₂MgC₂O₆ в) Mg₃H₄Si₂O₉

A.1 Cтепень окисления +2 атом углерода имеет в соединении:

1) СО₂ 2) СBr₄ 3) НСООН 4) СН₃СООН

A2. Одинаковую степень окисления хлор имеет в каждом из двух соединений:

1) CrCl₃ и Cl₂O₇2) KClO₄ и Cl₂O₇3) KCl и HClO 4) KClO₂ и BaCl₂

A.3 Cтепень окисления +3 атом хлора имеет в соединении:

1) СlО₃2) Cl₂O₆ 3) Ba(ClO₂)₂ 4) KClO₃

А.4 Cтепень окисления +2 атом, а валентность IV атом углерода имеет в

соединении: 1) СО 2) СО₂ 3) НСООН 4) СН₂Сl₂

А.5. Cтепень окисления -3 атом, а валентность IV атом азота имеет в

соединении: 1) HNO₂ 2) NF₃ 3) HNO₃ 4) NH₄Cl

А.6. Валентность элемента равна

1) числу образуемых σ- связей 2) числу образуемых π- связей

3) числу образуемых им ковалентных связей

4) степени окисления с противоположным знаком.

А.7. Элемент, проявляющий постоянную степень окисления в своих

соединениях: 1) хлор 2) сера 4) фтор 5) кислород

А.8. Валентность IV атом азота имеет в соединении:

1) HNO₂ 2) (NH₄)₂ СО₃ 3)NO 4) Ca(NO₃)₂

А.9 Cтепень окисления +1 атом хлора имеет в соединении:

1) СlО₂2) НCl 3) Ba(ClO₂)₂ 4) Сa(ClO)Cl

А.10. Cвою максимальную степень окисления азот проявляет в соединении

1) NH₄Cl 2) NO₂ 3) NH₄NO₃ 4) NOF

А.11. Cтепень окисления серы в соединениях SO₂, Na₂SO₃ соответственно

1) +2 и +4 2) +4 и +4 3) +4 и +6 4) -4 и +6

А.12. Cтепень окисления серы увеличивается в ряду

1) Н₂S, S, SO₃ 2) S, SO₃,Na₂SO₃ 3) SO₃, SO₂, S 4) Н₂S, SO₃, Na₂SO₄

А. 13. На четвертом энергетическом уровне расположены все валентные электроны

1) железа 2) кальция 3) углерода 4) серы

А.14. Атом элемента, максимальная степень окисления которого +4, в основном состоянии имеет электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня:

1) 3s²3p⁴ 2) 2s²2p² 3) 2s²2p⁴ 4) 2s²2p⁶

А.15. Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении

1) MnSO₄ 2) MnO₂ 3) K₂MnO₄4) Mn₂O₃

A.16. Одинаковую степень окисления хлор имеет в каждом из двух соединений:

1) CН₄ и CO₂2) НCНO и СН₂Cl₂3) СН₃ОН и Nа₂CO₃ 4) СН₃Cl и СaC₂

А.17. В какой молекуле степень окисления элемента равна нулю, а валентность равна единице? 1) О₂ 2)СаС₂ 3) Cl₂ 4) СО

А. 18. В соединениях РН₃, Р₂О₅, Н₃РО₃ фосфор имеет с.о., соответственно равные:

1) +3,+5,-3 2) -3, +5,+3 3) -3,+3,+5 4) +3,-5,-3

Знаешь ли ты…

В молекуле азотной кислоты азот отдает неспаренные электроны для образования связей между атомами кислорода (при Н-О, при N=О) третий атом кислорода спаривает свои неспареннве электроны и на освободившуюся ячейку притягивает спаренные электроны азота.

В(N) = IV С.О.(N) = +5 +1 +5 -2

Н N O₃

Или: три неспаренных электрона N дает трем атомам кислорода, а оющую электронную пару располагает между двумя атомами кислорода равномерно.

O – H

Na –O – H; Ba Na – O – O – Na

O – H

(S-VI гр: +4,+6,+2,-2)

элементов нечетной группы – нечетные числа (Cl — VII гр: -1-,+3,+5+7)

Высшая степень окисления элемента главной подгруппы = номеру группы
Степени окисления металлов в соединениях > 0
Низшая степень окисления неметалла равна (8 – № группы)

________________________________________________________

В. 1 Установите соответствие между названием химического элемента и возможными значениями его степеней окисления.

В.2 Установите соответствие между формулoй соединения и значением степени окисления хлора в нем.

Ответы на задания по теме «Валентность и степень окисления»

A.1 Cтепень окисления +2 атом углерода имеет в соединении:

1) СО₂ 2) СBr₄ 3) НСООН 4) СН₃СООН

A2. Одинаковую степень окисления хлор имеет в каждом из двух соединений:

1) CrCl₃ и Cl₂O₇2) KClO₄ и Cl₂O₇3) KCl и HClO 4) KClO₂ и BaCl₂

A.3 Cтепень окисления +3 атом хлора имеет в соединении:

1) СlО₃2) Cl₂O₆ 3) Ba(ClO₂)₂ 4) KClO₃

А. 4 Cтепень окисления +2 атом, а валентность IV атом углерода имеет в

соединении: 1) СО 2) СО₂ 3) НСООН 4) СН₂Сl₂

А.5. Cтепень окисления -3 атом, а валентность IV атом азота имеет в

соединении: 1) HNO₂ 2) NF₃ 3) HNO₃ 4) NH₄Cl

А.6. Валентность элемента равна

1) числу образуемых σ- связей 2) числу образуемых π- связей

3) числу образуемых им ковалентных связей

4) степени окисления с противоположным знаком.

А.7. Элемент, проявляющий постоянную степень окисления в своих

соединениях: 1) хлор 2) сера 4) фтор 5) кислород

А.8. Валентность IV атом азота имеет в соединении:

1) HNO₂ 2) (NH₄)₂ СО₃ 3)NO 4) Ca(NO₃)₂

А.9 Cтепень окисления +1 атом хлора имеет в соединении:

1) СlО₂2) НCl 3) Ba(ClO₂)₂ 4) Сa(ClO)Cl

А. 10. Cвою максимальную степень окисления азот проявляет в соединении

1) NH₄Cl 2) NO₂ 3) NH₄NO₃ 4) NOF

А.11. Cтепень окисления серы в соединениях SO₂, Na₂SO₃ соответственно

1) +2 и +4 2) +4 и +4 3) +4 и +6 4) -4 и +6

А.12. Cтепень окисления серы увеличивается в ряду

1) Н₂S, S, SO₃ 2) S, SO₃,Na₂SO₃ 3) SO₃, SO₂, S 4) Н₂S, SO₃, Na₂SO₄

А.13. На четвертом энергетическом уровне расположены все валентные электроны

1) железа 2) кальция 3) углерода 4) серы

1) 3s²3p⁴ 2) 2s²2p² 3) 2s²2p⁴ 4) 2s²2p⁶

А. 15. Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении

1) MnSO₄ 2) MnO₂ 3) K₂MnO₄4) Mn₂O₃

A.16. Одинаковую степень окисления хлор имеет в каждом из двух соединений:

1) CН₄ и CO₂2) НCНO и СН₂Cl₂3) СН₃ОН и Nа₂CO₃ 4) СН₃Cl и СaC₂

А.18. В соединениях РН₃, Р₂О₅, Н₃РО₃ фосфор имеет с.о., соответственно равные:

1) +3,+5,-3 2) -3, +5,+3 3) -3,+3,+5 4) +3,-5,-3

В.1 Установите соответствие между названием химического элемента и возможными значениями его степеней окисления.

В.2 Установите соответствие между формулoй соединения и значением степени окисления хлора в нем.

1 Определите валентность и степень окисления

-3+1 +4-2 В(N)=IV; В(H)= HCN;

а) (NH₄)₂CO₃ В(O)=II;

-2 +3 -1 +1 +1 -3 +1

г) O₂N- C₄H₄C₂–N H₂

В(N) – NH₂= III;

В(N) – NO₂= IV;

В(C) = IV;

В(H)=I;

В(O)=II;

+1+2-3 I IV III

б) HCN H- C ≡ N

-2+1-3+1 В(C)=IV; В(N)=IV;

в)[CH₃NH₃]⁺ Cl^— В(Cl)=I; В(H)=I;

2. Какому веществу не могут соответствовать следующие формулы:

+1 +2 +4-2 +2 +2 +4 -2

а) Na₂PbSi₆O₁₄ Na₂O• PbO• 6SiO₂ б) Ca₂MgC₂O₆ +16 ≠ -12

+2 +1 +4 -2

в) Mg₃H₄Si₂O₉ 3MgO• 2SiO₂•2H₂O

Задания по теме «Валентность и степень окисления»

Степень окисления, равную +4, атом серы имеет в

1) H₂SO₄ 2) FeS₂ 3) H₂SO₃ 4) NaHSO₄

2. В каком состоянии степень окисления атома хлора равна +5

1) HClO 2) Cl₂O₇ 3) NaClO₄ 4) KClO₃

3. Степень окисления -3 азот проявляет в соединении

1) KBO₂ 2) NH₄Cl 3) KNO₃ 4) N₂O₃

4. Наименьшую степень окисления сера проявляет в соединении

1) H₂S 2) SO₃ 3) SO₂ 4) K₂SO₃

5. Степень окисления азота в ионе NO₂^¯ равна 1) -1 2) +3 3) -3 4) +5

6. Низшую степень окисления азот проявляет в соединении

1) N₂H₄ 2) K₂NH 3) NF₃ 4) HNO₃

7. Одинаковая степень окисления серы в ряду

1) SO₂, SO₂Cl₂, R₂SO₃ 2) H₂S, K₂S, S₂Cl₂

3) KHSO₄, SO₃, H₂SO₄ 4) SO₃, H₂SO₄, Na₂S

8. Степень окисления фосфора уменьшается в ряду

1) K₃PO₄, K₂HPO₃, Ca₃P₂ 2) P₄O₆, H₄P₂O₇, KPH₂O₂

3) H₂PHO₃, KPO₃, PH₃ 4) PH₃, H₃PO₄, P₂O₅

9. Иону Rb+ соответствует электронная формула

1) …4s²4p⁶5s¹ 2) …4s²5d¹ 3) …4s²4p⁶5s2 4) …4s²4p⁶

10. В основном состоянии ? неспаренные электроны содержит частица

1) Ca²⁺ 2) Al³⁺ 3) Ni²⁺ 4) Pb²⁺

11. Степень окисления, не характерная для азота

1) -5 2) -3 3) +3 4) +5

12. Степень окисления +3 не проявляет

1) стронций 2) хром 3) азот 4) хлор

13. Высшая положительная степень марганца равна: 1) +2 2) +4 3) +7 4) +8

14. Наименьшую степень окисления углерод проявляет в соединении

1) CCl₄ 2) CH₄ 3) C₂H₂ 4) C₂H₆

15. Свою максимальную степень окисления бром проявляет в соединении

1) NaBr 2) HBrO 3) BrF₅ 4)KBrO₄

16. Степень окисления углерода равна -3 в соединении

1) CHCl₃ 2) C₂H₆ 3) CH₃Cl 4) Na₂CO₃

17. Среди элементов 6-А группы наиболее электроотрицательным является

1) селен 2) сера 3) полоний 4) кислород

18. В порядке возрастания электроотрицательности элементы расположены в ряду

1) S, Cl, F 2) S, F, O 3) F, S, Cl 4) S, F, Cl

19. Набор ионов, которым соответствует формула 1s²

1) Be²⁺, O^2- 2) Li⁺, C⁴⁺ 3) P^3-, Cl^— 4) F^—, Na⁺

20. Степень окисления серы в соединении FeSO₃ равна 1) -1 2) +2 3) 0 4) +4

21 Отрицательная степень окисления у серы в соединении

1) NaHS 2) NaHSO₃ 3) SO₂ 4) H₂SO₄

22.Одинаковую степень окисления железо проявляет в соединениях:

1) FeO и FeСO₃2) Fe(OH)₃ и FeСl₂3) Fe₂O₃ и Fe(NO₃)₂4) FeO и FePO₄

23. Азот проявляет одинаковую степень окисления в каждом из двух соединений: 1) NH₃, N₂O₃ 2) HNO₂, Li₃N 3) Mg₃N₂, NH₃ 4) NH₃, HNO₂

24.Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении:

1) MnSO₄ 2) MnO₂ 3) K₂MnO₄ 4) Mn₂O₃

25. Наибольшую валентность в соединениях с водородом проявляют

1) фтор и хлор 2) кислород и сера 3) азот и фосфор 4) углерод и кремний

26.Только окислительные свойства способен проявлять

1) кислород 2) фтор 3) хлор 4) азот

27.Наибольшей электроотрицательностью обладает 1)магний 2) кремний 3) хлор 4) бром

28. Наибольшей электроотрицательностью обладает

углерод 2) азот 3) мышьяк 4) фосфор

29.В порядке увеличения электроотрицательности элементы расположены в ряду:

1) O → N → C → B 2) Si → Ge → Sn → Pb

3) Li → Na → K → Rb 4) Si → P → S → Cl

30.Хлор является и окислителем и восстановителем в реакции:

1) 2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃ 2) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

3) 2KOH + Cl₂ = KCl + KClO + H₂O

4) MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

31. Реакции, уравнение которой 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

соответствует схема превращения азота:

1) N⁺³ → N⁺² 2) N^-3 → N^-2 3) N⁺³ → N^-3 4)N^-3 → N⁺²

32. Наименьшую степень окисления проявляет сера в соединении
1) NН₄HS 2) Na₂SО₃ 3) SО₂ 4) S

33. Степень окисления углерода равна 0 в веществах

1) дихлорметан и метаналь 2) метаналь и муравьиная кислота

3) муравьиная кислота и графит 4) графит и метан

34. Наибольшую валентность в соединениях с водородом проявляют

1) фтор и хлор 2) кислород и сера3) азот и фосфор 4) углерод и кремний

35. Число валентных, электронов в нормальном состоянии атома с электронной конфигурацией 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶3d¹⁰4s²4р⁶4d⁵5s¹ равно 1) 1 2) 5 3) 3 4) 6

36. Порядковый номер элемента, у атома которого валентные электроны …4s²4р⁴, равен 1) 12 2) 18 3) 22 4) 34

37. На 4s-энергетическом подуровне расположены все валентные электроны в атоме

1) железа 2) кальция 3) углерода 4) серы

38. Одинаковое значение валентности в водородном соединении и высшем оксиде имеет элемент: 1) хлор, 2) германий, 3) мышьяк, 4) селен

39. Наименьшую степень окисления хром имеет в соединении

1) K₂CrO₄2) CrSO₄3) CrO₃4) Cr₂(SO₄)₃

В. 3. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота в нем.

Ответы на задания по теме «Валентность и степень окисления» 1. Степень окисления, равную +4, атом серы имеет в

1) H₂SO₄ 2) FeS₂ 3) H₂SO₃ 4) NaHSO₄

2. В каком состоянии степень окисления атома хлора равна +5

1) HClO 2) Cl₂O₇ 3) NaClO₄ 4) KClO₃

3. Степень окисления -3 азот проявляет в соединении

1) KBO₂ 2) NH₄Cl 3) KNO₃ 4) N₂O₃

4. Наименьшую степень окисления сера проявляет в соединении

1) H₂S 2) SO₃ 3) SO₂ 4) K₂SO₃

5. Степень окисления азота в ионе NO₂^¯ равна 1) -1 2) +3 3) -3 4) +5

6. Низшую степень окисления азот проявляет в соединении

1) N₂H₄ 2) K₂NH 3) NF₃ 4) HNO₃

7. Одинаковая степень окисления серы в ряду

1) SO₂, SO₂Cl₂, R₂SO₃ 2) H₂S, K₂S, S₂Cl₂

3) KHSO₄, SO₃, H₂SO₄ 4) SO₃, H₂SO₄, Na₂S

8. Степень окисления фосфора уменьшается в ряду

1) K₃PO₄, K₂HPO₃, Ca₃P₂ 2) P₄O₆, H₄P₂O₇, KPH₂O₂

3) H₂PHO₃, KPO₃, PH₃ 4) PH₃, H₃PO₄, P₂O₅

9. Иону Rb+ соответствует электронная формула

1) …4s²4p⁶5s¹ 2) …4s²5d¹ 3) …4s²4p⁶5s2 4) …4s²4p⁶

10. В основном состоянии ? неспаренные электроны содержит частица

1) Ca²⁺ 2) Al³⁺ 3) Ni²⁺ 4) Pb²⁺

11. Степень окисления, не характерная для азота

1) -5 2) -3 3) +3 4) +5

12. Степень окисления +3 не проявляет

1) стронций 2) хром 3) азот 4) хлор

13. Высшая положительная степень марганца равна: 1) +2 2) +4 3) +7 4) +8

14. Наименьшую степень окисления углерод проявляет в соединении

1) CCl₄ 2) CH₄ 3) C₂H₂ 4) C₂H₆

15. Свою максимальную степень окисления бром проявляет в соединении

1) NaBr 2) HBrO 3) BrF₅ 4)KBrO₄

16. Степень окисления углерода равна -3 в соединении

1) CHCl₃ 2) C₂H₆ 3) CH₃Cl 4) Na₂CO₃

17. Среди элементов 6-А группы наиболее электроотрицательным является

1) селен 2) сера 3) полоний 4) кислород

18. В порядке возрастания электроотрицательности элементы расположены в ряду

1) S, Cl, F 2) S, F, O 3) F, S, Cl 4) S, F, Cl

19. Набор ионов, которым соответствует формула 1s²

1) Be²⁺, O^2- 2) Li⁺, C⁴⁺ 3) P^3-, Cl^— 4) F^—, Na⁺

20. Степень окисления серы в соединении FeSO₃ равна 1) -1 2) +2 3) 0 4) +4

21 Отрицательная степень окисления у серы в соединении

1) NaHS 2) NaHSO₃ 3) SO₂ 4) H₂SO₄

22.Одинаковую степень окисления железо проявляет в соединениях:

1) FeO и FeСO₃2) Fe(OH)₃ и FeСl₂3) Fe₂O₃ и Fe(NO₃)₂4) FeO и FePO₄

24. Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении:

1) MnSO₄ 2) MnO₂ 3) K₂MnO₄ 4) Mn₂O₃

25. Наибольшую валентность в соединениях с водородом проявляют

1) фтор и хлор 2) кислород и сера 3) азот и фосфор 4) углерод и кремний

26.Только окислительные свойства способен проявлять

1) кислород 2) фтор 3) хлор 4) азот

27.Наибольшей электроотрицательностью обладает 1)магний 2) кремний 3) хлор 4) бром

28. Наибольшей электроотрицательностью обладает

углерод 2) азот 3) мышьяк 4) фосфор

29.В порядке увеличения электроотрицательности элементы расположены в ряду:

1) O → N → C → B 2) Si → Ge → Sn → Pb

3) Li → Na → K → Rb 4) Si → P → S → Cl

30.Хлор является и окислителем и восстановителем в реакции:

1) 2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃ 2) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

3) 2KOH + Cl₂ = KCl + KClO + H₂O

4) MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

31. Реакции, уравнение которой 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

соответствует схема превращения азота:

1) N⁺³ → N⁺² 2) N^-3 → N^-2 3) N⁺³ → N^-3 4)N^-3 → N⁺²

32. Наименьшую степень окисления проявляет сера в соединении
1) NН₄HS 2) Na₂SО₃ 3) SО₂ 4) S

33. Степень окисления углерода равна 0 в веществах

1) дихлорметан и метаналь 2) метаналь и муравьиная кислота

3) муравьиная кислота и графит 4) графит и метан

34. Наибольшую валентность в соединениях с водородом проявляют

1) фтор и хлор 2) кислород и сера3) азот и фосфор 4) углерод и кремний

35. Число валентных, электронов в нормальном состоянии атома с электронной конфигурацией 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶3d¹⁰4s²4р⁶4d⁵5s¹ равно 1) 1 2) 5 3) 3 4) 6

36. Порядковый номер элемента, у атома которого валентные электроны …4s²4р⁴, равен 1) 12 2) 18 3) 22 4) 34

37. На 4s-энергетическом подуровне расположены все валентные электроны в атоме

1) железа 2) кальция 3) углерода 4) серы

38. Одинаковое значение валентности в водородном соединении и высшем оксиде имеет элемент: 1) хлор, 2) германий, 3) мышьяк, 4) селен

39. Наименьшую степень окисления хром имеет в соединении

1) K₂CrO₄2) CrSO₄3) CrO₃4) Cr₂(SO₄)₃

В. 3. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота в нем.

Таблица степеней окисления химических элементов. Максимальная и минимальная степень окисления. Возможные степени окисления химических элементов.

Таблица степеней окисления химических элементов.

Возможные степени окисления химических элементов. Стандартные, высшие, низшие, редкие степени окисления, исключения. Максимальная степень окисления и минимальная степень окисления.

Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный тип. Степени окисления могут иметь положительное, отрицательное или нулевое значение, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле с учётом числа их атомов равна 0, а в ионе – заряду иона. Справочно: Электронные формулы атомов химических элементов.

Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные.
Высшая степень окисления соответствует номеру группы периодической системы, где находится данный элемент (исключение составляют: Au⁺³ (I группа), Cu⁺² (II), из VIII группы степень окисления +8 может быть только у осмия Os и рутения Ru.
Степени окисления неметаллов зависят от того, с каким атомом он соединён:
- если с атомом металла, то степень окисления отрицательная;
- если с атомом неметалла то степень окисления может быть и положительная, и отрицательная. Это зависит от электроотрицательности атомов элементов.
Высшую отрицательную степень окисления неметаллов можно определить вычитанием из 8 номера группы, в которой находится данный элемент, т.е. высшая положительная степень окисления равна числу электронов на внешнем слое, которое соответствует номеру группы.
Степени окисления простых веществ равны 0, независимо от того металл это или неметалл.
В неорганической химии обычно применяется понятие степень окисления, а в органической химии — валентность, так как многие из неорганических веществ имеют немолекулярное строение, а органических — молекулярное.

Таблица: Элементы с неизменными степенями окисления.

Элемент	Характерная степень окисления	Исключения
H	+1	Гидриды металлов: LIH^-1
F	-1
O	-2	F₂O⁺²; пероксиды, надпероксиды, озониды
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Al

Справочно: как читать римские цифры и числа.

Таблица. Степени окисления химических элементов по алфавиту.

Элемент	Название	Степень окисления
₇N	Азот (степень окисления)	-III, 0, +I, II, III, IV, V
₈₉Ас	Актиний (степень окисления)	0, + III
₁₃Al	Алюминий (степень окисления)	0, +III
₉₅Am	Америций (степень окисления)	0, + II , III, IV
₁₈Ar	Аргон (степень окисления)	0
₈₅At	Астат (степень окисления)	-I, 0, +I, V
₅₆Ba	Барий (степень окисления)	0, +II
₄Be	Бериллий (степень окисления)	0,+ IV
₉₇Bk	Берклий (степень окисления)	0, +III, IV
₅B	Бор (степень окисления)	-III, 0, +III
₁₀₇Bh	Борий (степень окисления)	0, +VII
₃₅Br	Бром (степень окисления)	-I, 0, +I, V, VII
₂₃V	Ванадий (степень окисления)	0, + II , III, IV, V
₈₃Bi	Висмут (степень окисления)	0, +III, V
₁H	Водород (степень окисления)	-I, 0, +I
₇₄W	Вольфрам (степень окисления)	0, +IV, VI
₆₄Gd	Гадолиний (степень окисления)	0, +III
Элемент	Название	Степень окисления
₃₁Ga	Галлий (степень окисления)	0, +III
₇₂Hf	Гафний (степень окисления)	0,+IV
₂He	Гелий (степень окисления)	0
₃₂Ge	Германий (степень окисления)	0, +II, IV
₆₇Ho	Гольмий (степень окисления)	0, + III
₆₆Dy	Диспрозий (степень окисления)	0, + III
₁₀₅Db	Дубний (степень окисления)	0, +V
₆₃Еu	Европий (степень окисления)	0, +II, III
₂₆Fe	Железо (степень окисления)	0, +II, III, VI
₇₉Au	Золото (степень окисления)	0, + I , III
₄₉In	Индий (степень окисления)	0 , + III
₇₇Ir	Иридий (степень окисления)	0, +III, IV
₃₉Y	Иттрий (степень окисления)	0, +III
₇₀Yb	Иттербий (степень окисления)	0, + II , III
₅₃I	Йод (степень окисления)	-I, 0, +I, V, VII
₄₈Cd	Кадмий (степень окисления)	0, + II
₁₉К	Калий (степень окисления)	0, +I
₉₈Cf	Калифорний (степень окисления)	0, +Ш, IV
Элемент	Название	Степень окисления
₂₀Ca	Кальций (степень окисления)	0, + II
₅₄Xe	Ксенон (степень окисления)	0, + II , IV, VI, VIII
₈O	Кислород (степень окисления)	-II, I, 0, +II
₂₇Co	Кобальт (степень окисления)	0, +II, III
₃₆Кr	Криптон (степень окисления)	0, + II
₁₄Si	Кремний (степень окисления)	-IV, 0, +11, IV
₉₆Cm	Кюрий (степень окисления)	0, +III, IV
₅₇La	Лантан (степень окисления)	0, +III
₃Li	Литий (степень окисления)	0, +I
₁₀₃Lr	Лоуренсий (степень окисления)	0, +III
₇₁Lu	Лютеций (степень окисления)	0, +III
₁₂Mg	Магний (степень окисления)	0, + II
₂₅Mn	Марганец (степень окисления)	0, +II, IV, VI, VIII
₂₉Cu	Медь (степень окисления)	0, +I, -II
₁₀₉Mt	Мейтнерий (степень окисления)	0, +IV?
₁₀₁Md	Менделевий (степень окисления)	0, +II, III
₄₂Mo	Молибден (степень окисления)	0 , +IV, VI
₃₃As	Мышьяк (степень окисления)	— III , 0 , +III, V
₁₁Na	Натрий (степень окисления)	0, +I
Элемент	Название	Степень окисления
₆₀Nd	Неодим (степень окисления)	0, +III
₁₀Ne	Неон (степень окисления)	0
₉₃Np	Нептуний (степень окисления)	0, +III, IV, VI, VII
₂₈Ni	Никель (степень окисления)	0, +II, III
₄₁Nb	Ниобий (степень окисления)	0, +IV, V
₁₀₂No	Нобелий (степень окисления)	0, +II, III
₅₀Sn	Олово (степень окисления)	0, + II , IV
₇₆Os	Осмий (степень окисления)	0, +IV, VI, VIII
₄₆Pd	Палладий (степень окисления)	0, +II, IV
₉₁Pa.	Протактиний (степень окисления)	0, +IV, V
₆₁Pm	Прометий (степень окисления)	0, + III
₈₄Рo	Полоний (степень окисления)	0, +II, IV
₅₉Рг	Празеодим (степень окисления)	0, +III, IV
₇₈Pt	Платина (степень окисления)	0, +II, IV
₉₄PU	Плутоний (степень окисления)	0, +III, IV, V, VI
₈₈Ra	Радий (степень окисления)	0, + II
₃₇Rb	Рубидий (степень окисления)	0, +I
₇₅Re	Рений (степень окисления)	0, +IV, VII
₁₀₄Rf	Резерфордий (степень окисления)	0, +IV
Элемент	Название	Степень окисления
₄₅Rh	Родий (степень окисления)	0, +III, IV
₈₆Rn	Радон (степень окисления)	0, + II , IV, VI, VIII
₄₄Ru	Рутений (степень окисления)	0, +II, IV, VI, VIII
₈₀Hg	Ртуть (степень окисления)	0 , +I, II, IV
₁₆S	Сера (степень окисления)	-II, 0, +IV, VI
₄₇Ag	Серебро (степень окисления)	0, +I
₅₁Sb	Сурьма (степень окисления)	0, +III, V
₂₁Sc	Скандий (степень окисления)	0, +III
₃₄Se	Селен (степень окисления)	-II, 0,+IV, VI
₁₀₆Sg	Сиборгий (степень окисления)	0, +VI
₆₂Sm	Самарий (степень окисления)	0, + II , III
₃₈Sr	Стронций (степень окисления)	0, + II
₈₂РЬ	Свинец (степень окисления)	0, +II, IV
₈₁Тl	Таллий (степень окисления)	0, + I , II
₇₃Ta	Тантал (степень окисления)	0, +IV, V
₅₂Te	Теллур (степень окисления)	-II, 0, +IV, VI
₆₅Tb	Тербий (степень окисления)	0, +III, IV
₄₃Tc	Технеций (степень окисления)	0, +IV, VII
₂₂Ti	Титан (степень окисления)	0, + II , III, IV
Элемент	Название	Степень окисления
₉₀Th	Торий (степень окисления)	0, +IV
₆₉Tm	Тулий (степень окисления)	0 , +III
₆C	Углерод (степень окисления)	-IV, I, 0, +II, IV
₉₂U	Уран (степень окисления)	0, +III, IV, VI
₁₀₀Fm	Фермий (степень окисления)	0, +II, III
₁₅P	Фосфор (степень окисления)	-III, 0, +I, III, V
₈₇Fr	Франций (степень окисления)	0, +I
₉F	Фтор (степень окисления)	-I, 0
₁₀₈Hs	Хассий (степень окисления)	0, +VIII
₁₇Cl	Хлор (степень окисления)	-I, 0, +I, III, IV, V, VI, VII
₂₄Cr	Хром (степень окисления)	0, + II , III , VI
₅₅Cs	Цезий (степень окисления)	0, +I
₅₈Ce	Церий (степень окисления)	0, + III , IV
₃₀Zn	Цинк (степень окисления)	0, + II
₄₀Zr	Цирконий (степень окисления)	0, +IV
₉₉ES	Эйнштейний (степень окисления)	0, +II, III
₆₈Еr	Эрбий (степень окисления)	0, +III

Таблица. Степени окисления химических элементов по номеру.

Элемент	Название	Степень окисления
₁H	Водород (степень окисления)	-I, 0, +I
₂He	Гелий (степень окисления)	0
₃Li	Литий (степень окисления)	0, +I
₄Be	Бериллий (степень окисления)	0,+ IV
₅B	Бор (степень окисления)	-III, 0, +III
₆C	Углерод (степень окисления)	-IV, I, 0, +II, IV
₇N	Азот (степень окисления)	-III, 0, +I, II, III, IV, V
₈O	Кислород (степень окисления)	-II, I, 0, +II
₉F	Фтор (степень окисления)	-I, 0
₁₀Ne	Неон (степень окисления)	0
₁₁Na	Натрий (степень окисления)	0, +I
₁₂Mg	Магний (степень окисления)	0, + II
₁₃Al	Алюминий (степень окисления)	0, +III
₁₄Si	Кремний (степень окисления)	-IV, 0, +II, IV
₁₅P	Фосфор (степень окисления)	-III, 0, +I, III, V
₁₆S	Сера (степень окисления)	-II, 0, +IV, VI
₁₇Cl	Хлор (степень окисления)	-I, 0, +I, III, IV, V, VI, VII
Элемент	Название	Степень окисления
₁₈Ar	Аргон (степень окисления)	0
₁₉К	Калий (степень окисления)	0, +I
₂₀Ca	Кальций (степень окисления)	0, + II
₂₁Sc	Скандий (степень окисления)	0, +III
₂₂Ti	Титан (степень окисления)	0, + II , III, IV
₂₃V	Ванадий (степень окисления)	0, + II , III, IV, V
₂₄Cr	Хром (степень окисления)	0, + II , III , VI
₂₅Mn	Марганец (степень окисления)	0, +II, IV, VI, VIII
₂₆Fe	Железо (степень окисления)	0, +II, III, VI
₂₇Co	Кобальт (степень окисления)	0, +II, III
₂₈Ni	Никель (степень окисления)	0, +II, III
₂₉Cu	Медь (степень окисления)	0, +I, -II
₃₀Zn	Цинк (степень окисления)	0, + II
₃₁Ga	Галлий (степень окисления)	0, +III
₃₂Ge	Германий (степень окисления)	0, +II, IV
₃₃As	Мышьяк (степень окисления)	— III , 0 , +III, V
₃₄Se	Селен (степень окисления)	-II, 0,+IV, VI
₃₅Br	Бром (степень окисления)	-I, 0, +I, V, VII
Элемент	Название	Степень окисления
₃₆Кr	Криптон (степень окисления)	0, + II
₃₇Rb	Рубидий (степень окисления)	0, +I
₃₈Sr	Стронций (степень окисления)	0, + II
₃₉Y	Иттрий (степень окисления)	0, +III
₄₀Zr	Цирконий (степень окисления)	0, +IV
₄₁Nb	Ниобий (степень окисления)	0, +IV, V
₄₂Mo	Молибден (степень окисления)	0 , +IV, VI
₄₃Tc	Технеций (степень окисления)	0, +IV, VII
₄₄Ru	Рутений (степень окисления)	0, +II, IV, VI, VIII
₄₅Rh	Родий (степень окисления)	0, +III, IV
₄₆Pd	Палладий (степень окисления)	0, +II, IV
₄₇Ag	Серебро (степень окисления)	0, +I
₄₈Cd	Кадмий (степень окисления)	0, + II
₄₉In	Индий (степень окисления)	0 , + III
₅₀Sn	Олово (степень окисления)	0, + II , IV
₅₁Sb	Сурьма (степень окисления)	0, +III, V
₅₂Te	Теллур (степень окисления)	-II, 0, +IV, VI
₅₃I	Йод (степень окисления)	-I, 0, +I, V, VII
₅₄Xe	Ксенон (степень окисления)	0, + II , IV, VI, VIII
Элемент	Название	Степень окисления
₅₅Cs	Цезий (степень окисления)	0, +I
₅₆Ba	Барий (степень окисления)	0, +II
₅₇La	Лантан (степень окисления)	0, +III
₅₈Ce	Церий (степень окисления)	0, + III , IV
₅₉Рг	Празеодим (степень окисления)	0, +III, IV
₆₀Nd	Неодим (степень окисления)	0, +III
₆₁Pm	Прометий (степень окисления)	0, + III
₆₂Sm	Самарий (степень окисления)	0, + II , III
₆₃Еu	Европий (степень окисления)	0, +II, III
₆₄Gd	Гадолиний (степень окисления)	0, +III
₆₅Tb	Тербий (степень окисления)	0, +III, IV
₆₆Dy	Диспрозий (степень окисления)	0, + III
₆₇Ho	Гольмий (степень окисления)	0, + III
₆₈Еr	Эрбий (степень окисления)	0, +III
₆₉Tm	Тулий (степень окисления)	0 , +III
₇₀Yb	Иттербий (степень окисления)	0, + II , III
₇₁Lu	Лютеций (степень окисления)	0, +III
₇₂Hf	Гафний (степень окисления)	0,+IV
₇₃Ta	Тантал (степень окисления)	0, +IV, V
Элемент	Название	Степень окисления
₇₄W	Вольфрам (степень окисления)	0, +IV, VI
₇₅Re	Рений (степень окисления)	0, +IV, VII
₇₆Os	Осмий (степень окисления)	0, +IV, VI, VIII
₇₇Ir	Иридий (степень окисления)	0, +III, IV
₇₈Pt	Платина (степень окисления)	0, +II, IV
₇₉Au	Золото (степень окисления)	0, + I , III
₈₀Hg	Ртуть (степень окисления)	0 , +I, II, IV
₈₁Тl	Таллий (степень окисления)	0, + I , II
₈₂РЬ	Свинец (степень окисления)	0, +II, IV
₈₃Bi	Висмут (степень окисления)	0, +III, V
₈₄Рo	Полоний (степень окисления)	0, +II, IV
₈₅At	Астат (степень окисления)	-I, 0, +I, V
₈₆Rn	Радон (степень окисления)	0, + II , IV, VI, VIII
₈₇Fr	Франций (степень окисления)	0, +I
₈₈Ra	Радий (степень окисления)	0, + II
₈₉Ас	Актиний (степень окисления)	0, + III
₉₀Th	Торий (степень окисления)	0, +IV
₉₁Pa.	Протактиний (степень окисления)	0, +IV, V
₉₂U	Уран (степень окисления)	0, +III, IV, VI
Элемент	Название	Степень окисления
₉₃Np	Нептуний (степень окисления)	0, +III, IV, VI, VII
₉₄PU	Плутоний (степень окисления)	0, +III, IV, V, VI
₉₅Am	Америций (степень окисления)	0, + II , III, IV
₉₆Cm	Кюрий (степень окисления)	0, +III, IV
₉₇Bk	Берклий (степень окисления)	0, +III, IV
₉₈Cf	Калифорний (степень окисления)	0, +Ш, IV
₉₉ES	Эйнштейний (степень окисления)	0, +II, III
₁₀₀Fm	Фермий (степень окисления)	0, +II, III
₁₀₁Md	Менделевий (степень окисления)	0, +II, III
₁₀₂No	Нобелий (степень окисления)	0, +II, III
₁₀₃Lr	Лоуренсий (степень окисления)	0, +III
₁₀₄Rf	Резерфордий (степень окисления)	0, +IV
₁₀₅Db	Дубний (степень окисления)	0, +V
₁₀₆Sg	Сиборгий (степень окисления)	0, +VI
₁₀₇Bh	Борий (степень окисления)	0, +VII
₁₀₈Hs	Хассий (степень окисления)	0, +VIII
₁₀₉Mt	Мейтнерий (степень окисления)	0, +IV?

Валентные возможности атомов элементов в химических соединениях.

Валентные возможности атомов химических элементов. Валентные возможности атома водорода

Свойства атома во многом определяется строением его внешнего электронного слоя. Электроны, находящиеся на внешнем, а иногда и на предпоследнем, электронном слое атома могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны называют валентными. Например, в атоме фосфора 5 валентных электронов: (рис. 1).

Рис. 1. Электронная формула атома фосфора

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s- и р-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предпоследнего слоев.

Валентность — это способность атома образовывать химические связи. Данное определение и само понятие валентность корректны только по отношению к веществам с ковалентным типом связи. Для ионных соединений это понятие неприменимо, вместо него используют формальное понятие «степень окисления».

Валентность характеризуется числом электронных пар, образующихся при взаимодействии атома с другими атомами. Например, валентность азота в аммиаке NH 3 равна трем (Рис. 2).

Рис. 2. Электронная и графическая формулы молекулы аммиака

Количество электронных пар, которое может образовать атом с другими атомами, зависит, в первую очередь, от числа его неспаренных электронов. Например, в атоме углерода два неспаренных электрона — на 2р-орбиталях (Рис. 3). По числу неспаренных электронов мы можем сказать, что такой атом углерода может проявлять валентность, равную II.

Рис. 3. Электронное строение атома углерода в основном состоянии

Во всех органических веществах и некоторых неорганических соединениях углерод четырехвалентен. Такая валентность возможна только в возбужденном состоянии атома углерода, в которое он переходит при получении дополнительной энергии.

В возбужденном состоянии в атоме углерода распариваются 2s-электроны, один из которых переходит на свободную 2р-орбиталь. Четыре неспаренных электрона могут участвовать в образовании четырех ковалентных связей. Возбужденное состояние атома принято обозначать «звездочкой» (Рис. 4).

Рис. 4. Электронное строение атома углерода в возбужденном состоянии

Может ли азот иметь валентность, равную пяти — по числу его валентных электронов? Рассмотрим валентные возможности атома азота.

В атоме азота два электронных слоя, на которых расположено всего 7 электронов (Рис. 5).

Рис. 5. Электронная схема строения внешнего слоя атома азота

Азот может образовать три общие электронные пары с тремя другими электронами. Пара электронов на 2s-орбитали тоже может участвовать в образовании связи, но по другому механизму — донорно-акцепторному, образуя четвертую связь.

Распаривание 2s-электронов в атоме азота невозможно, т. к. на втором электронном слое нет d-подуровня. Поэтому высшая валентность азота равна IV.

Подведение итога урока

На уроке вы научились определять валентные возможности атомов химических элементов. В ходе изучения материала вы узнали, сколько атомов других химических элементов может присоединить к себе конкретный атом, а также почему элементы проявляют разные значения валентности.

Список литературы

Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. — М.: ООО «ТИД «Русское слово — РС», 2008. (§ 9)
Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учеб. для общеобраз. учрежд.: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. — М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2010. (§ 5)
Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. — М.: Просвещение, 2011.
Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. — М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 8)

Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

с. 30 №№ 2.41, 2.43 из Сборника задач и упражнений по химии для средней школы (Хомченко И.Д.), 2008.
Запишите электронные схемы строения атома хлора в основном и возбужденном состояниях.
Сколько валентных электронов в атоме: а) бериллия; б) кислорода; в) серы?

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент	Степень окисления практически во всех соединениях	Исключения
водород H	+1	Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O	-2	Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = № группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x :

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т. к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

Лекция 3. Кто на что способен или Валентные возможности атомов.

1. Строение Периодической Системы

Каждый из присутствующих в аудитории обладает яркой индивидуальностью, особенным талантом. Точно также элементы, собравшиеся вместе в Периодической системе, хоть и похожи порой один на другой, но все-таки имеют свои особенности: сильные и слабые стороны.

Начнем с того, что элементов очень много – и хорошо бы нам их как-нибудь называть, чтобы не запутаться. Давайте соберем в группы близкие по свойствам элементы –

электронные аналоги.

Чтобы не запутаться, сперва в два ряда «сложим» f -элементы: лантаноиды и актиноиды.

Затем расположим группы так, чтобы в элементах первой группы был 1 валентный электрон,

у элементов второй группы – 2 валентных электрона и т.д.

У нас получится 8 групп, в каждой из которых образуется подгруппы: в одной окажутся s — или p -элементы, а в другой – d -элементы.

Например, 1А группа: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и 1Б группа: Cu, Ag, Au, Rg

Соберем из групп Периодическую систему. Поскольку периодом называется время между двумя повторяющими событиями, расстояние между двумя соседними электронными аналогами (горизонтальный ряд Периодической системы) будет также называться периодом.

Наконец, дадим названия группам

Обозначение	Конфигурация	Название

		щелочные металлы и водород
		щёлочноземельные металлы
	ns2 np1
	ns2 np2
	ns2 np3	пниктогены
	ns2 np4	халькогены
	ns2 np5	галогены
	ns2 np6	инертные газы
	6s2 5d1 4f x	лантаноиды
	7s2 6d1 5f x	актиноиды

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Побочные подгруппы будем назвать по первому их элементу: «подгруппа меди», «подгруппа цинка».

	ns2 (n-1)d10	подгруппа Zn
	ns1 (n-1)d5	подгруппа Cr

Попробуем найти в нашей системе металлы.

Оказывается, если от бора B к астату At провести диагональ, то металлы главных подгрупп занимают левый нижний угол, а неметаллы – правый верхний. Такие металлы назовем непереходными , т.е. непереходные элементы – это металлы главных подгрупп.

Все элементы побочных подгрупп и f -элементы – переходные элементы , или переходные металлы.

Учитывая, что в природе ничтожные количества (или совсем нет) элементов с Z > 92,

назовем такие элементы трансурановыми .

Теперь собственно, можно начинать.

2. Валентные возможности атомов.

Итак, наш вопрос на сегодня: как атомы образуют молекулы и почему эти молекулы

не рассыпаются?

Логично предполагать, что если атомы держатся вместе, значит, их что-то связывает.

Такое состояние назовем химической связью . Поскольку строение атома для нас

секрета не представляет, то остановимся на самом простом возможном объяснении:

Химическая связь – особый тип взаимодействия между атомами в химических

соединениях, основанный на взаимодействии положительно заряженных ядер атомов

одного элемента с отрицательно заряженными электронами другого элемента.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Проводя аналогию с законом всемирного тяготения, ядро атома, как черная дыра, пытается

притянуть любой электрон, попавший в его сферу притяжения.

Типы химической связи. Ковалентная связь.

Как Вы знаете, любое животное ищет себе пару. И электрон не исключение: для того,

чтобы образовать прочную химическую связь, нужна пара электронов с противоположно направленными спинами.

Пусть есть 2 атома – A и B, которые взаимодействуют между собой.

В зависимости от способа взаимодействия электроны могут оказаться либо «в фазе»

(одинаковый знак волновой функции e 1 и e 2 ), так что образуется химическая связь,

либо «в противофазе» (разные знаки волновых функций), приводящая к отталкиванию атомов друг от друга. В первом случае возникает выигрыш в энергии (зеленый уровень энергии V располагает ниже, а величина этого выигрыша точно равна энергии образующейся связи). Во втором случае возникает проигрыш в энергии (красный уровень X ).

Представьте себе, что Вы катите шарик. Если он катится под горку – Вы не прикладываете никаких усилий – и шарик закатывается в ямку. Напротив, Вы в поте лица толкаете шарик в горку, но, стоит Вам его отпустить

– и шарик скатывается к её подножию.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Что происходит при образовании связи с электронным облаком?

Для простоты картинки возьмем сферически симметричные s -АО (l = 0).

1. Если облака (серые шарики) складываются, возникает картинка внизу – есть область перекрывания, в которой электронная плотность «удвоилась», а на остальной области она совпадает либо с плотностью электронного облака атома А, либо с плотностью электронного облака атома B.

В этом случае увеличенная электронная плотность подобно котлете в гамбургере связывает

между собой положительно заряженные ядра атомов А и Б.

2. Если же облака (серые шарики) вычитаются, то возникает картинка сверху – посередине полное взаимоуничтожение, а на краях – плотность электронного облака атома до взаимодействия.

В этом случае электронной плотности между ядрами нет – и беспощадный закон Кулона предписывает атомам разлететься в разные стороны.

Итак, ковалентная химическая связь возникает при обобществлении неспаренных электронов с противоположными спинами, изначально принадлежавшим разным атомам.

При этом вступающие в ковалентную химическую связь элементы как бы обмениваются электронами, поэтому такой механизм (способ) образования

ковалентной связи получил название – обменный .

А· + ·B = A: B

(обобществление электронов, образование общей электронной пары)

А· + ·B = A – B

(образование химической связи,

черточка между А и B обозначает химическую связь и называется валентным штрихом)

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Таким образом, для образования ковалентной химической связи по обменному

механизму атомы должны иметь неспаренные электроны
Примеры : водород 1 H 1s1 ; кислород 8 O … 2s 2 2p4 .

				образование молекулы h3


				из двух атомов водорода

				образование молекулы h3 O
				образование молекулы h3 O
				из двух атомов водорода
				и атома кислорода

Например, при образовании молекулы водорода каждый атом предоставляет по 1e – получается общая (связывающая ) пара электронов.

При образовании молекулы воды, на 1 атом кислорода, у которого

2 неспаренных электрона, требуется 2 атома водорода, у каждого из которых по 1e –

образуются 2 связи O – H. При этом атом кислорода располагает также двумя парами электронов (на 2s и на 2p-подуровне), которые в реакции не участвуют. Такие пары называются неподеленными электронными парами .

Изображение у атомов электронов валентного уровня называется структурами Льюиса . При этом рекомендуется электроны разных атомов изображать разными символами, например, · , *, и т.п.

Изображение порядка связывания атомов между собой получило название

структурных формул . При этом каждая пара электронов на письме заменяется валентным штрихом.

Структурные формулы веществ: H – H, H – O – H, O = O .

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Количество ковалентных связей, которое образует данный элемент, называется

ковалентностью, или валентностью данного элемента.

Валентность обозначается римскими цифрами .

Таким образом, на данном этапе валентность элемента определяется количеством неспаренных электронов, которые могут принять участие в образовании ковалентных связей.

Валентные возможности элементов.

1. Углерод.

В основном состоянии электронная конфигурация атома углерода 1s2 2s2 2p2 , из которых валентными являются 2s и 2p-электроны.

В таком состоянии атом углерода способен образовать 2 ковалентные связи по обменному

механизму.

Однако на практике стабильных соединений двухвалентного углерода не существует.

Вследствие небольшой разницы между 2s и 2p-

подуровнем атом углерода при небольших затратах энергии способен переходить в первое

возбужденное состояние (обозначается C*).

В таком состоянии атом углерода способен

образовать 4 ковалентные связи по обменному механизму.

Примерами стабильных молекул, в которых валентность углерода равна IV,

могут служить соединения с водородом, кислородом, …

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Оксид углерода (IV),

Циановодород,

Муравьиная

Углекислый газ

Синильная кислота

Валентность углерода во всех соединениях равна IV, водорода – I, кислорода – II.

Ацетилен H–C ≡C–H – горючий газ, который используется для получения высокотемпературного пламени, например, при сварке.

Вывод : при наличии такой возможности (вакантных орбиталей) атомы способны распаривать свои валентные электроны с тем, чтобы увеличить свою ковалентность.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Математика – великая сила. Как следует из вышеизложенного, для образования химической связи требуется 2 электрона (общая электронная пара).

Очевидно, два электрона можно получить:

Однако существует и другое решение!

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – способ образования ковалентной связи, при которой один атом (донор) предоставляет для образования связи пару электронов, а другой атом (акцептор) – вакантную (незанятую)

орбиталь.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Пример . Строение молекулы монооксида углерода (оксид углерода(II), угарный газ)

В молекуле монооксида углерода атомы углерода и кислорода связаны двумя ковалентными связями, образованными по обменному механизму .

Однако, поскольку у атома углерода есть незаполненная орбиталь на 2p-подуровне, а у атома кислорода – неподеленная пара электронов, то образуется третья ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму .

На письме донорно-акцепторный механизм изображают стрелкой, направленной от

атома-донора к атому-акцептору пары электронов.

Правильная структурная формула молекулы монооксида углерода.

Валентность кислорода III, валентность углерода III.

Тройная связь между атомами кислорода и углерода подтверждается значением

энергии связи углерод-кислород (значение ближе к энергии тройной связи, чем к

энергии двойной связи), данными спектральных методов анализа.

2. Валентные возможности атомов. Азот.

Атомы азота, кислорода и фтора существенно отличаются от своих электронных

аналогов вследствие отсутствия энергетического d -подуровня.

Электронная конфигурация атома азота 7 N 1s2 2s2 2p3 .

Валентные электроны 2s2 2p3 – 3 неспаренных электрона и 1 электронная пара.

очевидным, что кроме трёх связывающих пар, у атома азота располагается

1 неподелённая пара электронов (2s2 ).

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Следовательно, атом азота способен выступать в качестве донора пары электронов.

В простейшем случае в роли акцептора выступает ПРОТОН: нам данный пример знаком по реакции аммиака с кислотами с образованием солей аммония .

Обратите внимание:

1. Акцептор должен иметь вакантную орбиталь (в данном случае атом водорода потерял электрон и располагает вакантной 1s-АО)

2. В ходе химической реакции заряд сохраняется (закон сохранения заряда!).

Грубейшей ошибкой является отсутствие заряда, так как атом азота не способен образовать по обменному механизму 4 связи.

3. Строение катиона аммония изображается в виде трех ковалентных связей N – H,

образованных по обменному механизму, обозначенных валентными штрихами, и

одной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму,

обозначенной стрелкой от атома азота к атому водорода. Положительный заряд должен быть изображен или на атоме азота (обычно над атомом), или частица Nh5

заключается в квадратные скобки и за скобками рисуют знак «+».

4. Максимальная валентность азота равна ЧЕТЫРЕМ – у атома всего 4 АО, три из которых содержат неспаренные электроны, а одна – электронную пару. Следующий энергетический уровень (3s) располагается слишком далеко, чтобы использовать его для образования связи, по поэтому атом азота не в состоянии образовать валентность V.

О более сложных случаях образования ковалентных связей атомом азота Вы узнаете немного позже.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

3. Валентные возможности атомов. Сера.

Электроны валентного уровня атома серы в основном состоянии имеют конфигурацию

16 S … 3s 2 3p 4 – 2 электронных пары и 2 неспаренных электрона.

Вывод (правило октета ) 1 : при образовании химических соединений атомы элементов стремятся дополнить свою электронную конфигурацию до наиболее стабильной,

Например, в молекуле сероводорода атом серы образует октет электронов за счет двух связывающих пар с атомами водорода и двух неподелённых электронных пар

Правило октета НЕ является ОБЯЗАТЕЛЬНЫМ, непреложным – существует бесчисленное множество соединений, в молекулах которых правило октета не соблюдается для того или иного элемента, однако оно правильно предсказывает общую тенденцию к образованию соединений подобной стехиометрии.

Для соединений d -элементов существует соответствующее правило восемнадцати электронов , так как именно такое количество электронов соответствует полностью завершенной ns2 (n-1)d10 np6 – электронной оболочке.

1 Дублет – 2, триплет – 3, квартет – 4, квинтет – 5, секстет – 6, септет – 7, октет – 8. Таким образом, правило октета – это правило восьми электронов .

Количество ковалентных связей, которые может образовывать атом, называется валентностью элемента. Валентные возможности атомов обусловлены наличием валентных электронов на внешнем энергетическом уровне.

Все элементы планеты образованы атомами. Это мельчайшие частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро включает протоны и нейтроны. Электроны, притягиваемые ядром, располагаются и движутся по орбиталям на разном расстоянии от центра. Неравномерное положение электронов относительно ядра называется энергетическими уровнями.

Рис. 1. Строение атома.

В таблице Менделеева высшая валентность соответствует номеру группы, в которой находится элемент. Количество энергетических уровней совпадает с номером периода, электронов — с порядковым номером.

Рис. 2. Таблица Менделеева.

Валентные возможности

Чтобы оценить валентные возможности атомов химических элементов, необходимо подробно рассмотреть распределение электронов на энергетических уровнях.

Валентность соответствует числу неспаренных электронов, располагающихся на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Валентные электроны атомов элементов, входящих в побочные группы периодической таблицы, располагаются на s-орбитали внешнего уровня и d-орбиталях, образующих внешний подуровень.

В обычном (стационарном) состоянии электроны занимают определённое положение в атоме. Стационарная электронная конфигурация зафиксирована в таблице Менделеева. При возбуждённом состоянии (реакции с другими элементами) энергия атома перераспределяется, и электроны меняют своё положение.

Рассмотрим пример. Атом фосфора в стационарном положении имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Это значит, что 15 электронов распределены по трём уровням. На внешнем уровне, включающем s- и p-орбитали, находятся пять валентных электронов. При этом три электрона на p-орбитали неспаренные, а два электрона на s-орбитали образуют пару. Соответственно, три неспаренных электрона могут образовывать ковалентные связи, и валентность фосфора равна трём.

Фосфор находится в V группе, главной подгруппе. Это значит, что в атоме находится пустой d-подуровень. В возбуждённом состоянии спаренные электроны s-уровня распариваются, и один электрон переходит на d-подуровень. Образуется пять свободных, неспаренных электронов. Соответственно, атом фосфора приобретает пятую валентность.

Рис. 3. Графическая электронная формула фосфора в обычном и возбуждённом состоянии.

Распаривание происходит с затратой энергии. Расход энергии компенсируется образованием ковалентных связей с высвобождением энергии.

В зависимости от возможности переходить в возбуждённое состояние элементы делятся на две группы: с переменной и постоянной валентностью. Постоянную валентность (соответствует номеру группы) имеют щелочные, щелочноземельные металлы, фтор и алюминий. Переменная валентность присуща всем остальным элементам. Инертные газы не вступают в реакции, поэтому считается, что валентность у них отсутствует.

Что мы узнали?

Валентность показывает, сколько атомов может присоединить элемент посредством ковалентных связей. Значение валентности совпадает с количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и соответствует номеру группы периодической таблицы, в которой находится элемент. Из-за возможности переходить в возбуждённое состояние большинство элементов имеют непостоянную валентность. Одинаковую валентность в любом состоянии сохраняют активные металлы и фтор.

Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.
Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.
Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s- и р-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоев.
Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). Атом в возбужденном состоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой. Например, рассмотрим валентные возможности атомов фосфора в стационарном и возбужденном состояниях:

В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три не-спаренных электрона на р-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние один из пары электронов d-подуровня может переходить на свободную орбиталь d-подуровня. Валентность фосфора при этом изменяется с трех (в основном состоянии) до пяти (в возбужденном состоянии).
Разъединение спаренных электронов требует затрат энергии, так как спаривание электронов сопровождается понижением потенциальной энергии атомов. Вместе с тем расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей неспаренными электронами.
Так, атом углерода в стационарном состоянии имеет два неспаренных электрона. Следовательно, с их участием могут образоваться две общие электронные пары, осуществляющие две ковалентные связи. Однако вам хорошо известно, что во многих неорганических и во всех органических соединениях присутствуют атомы четырехвалентного углерода. Очевидно, что его атомы образовали четыре ковалентные связи в этих соединениях, находясь в возбужденном состоянии.

Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s 2 2р 2 в возбужденное — 2s 1 2р 3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С-Н-связи в предельных углеводородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при образовании двух молей С-Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.
В заключение следует отметить, что валентные возможности атомов химических элементов далеко не исчерпываются числом неспаренных электронов в стационарном и возбужденном состояниях атомов. Если вы вспомните донорно-ак-цепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием свободных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донор-но-акцепторному механизму. Вспомните образование иона аммония Nh5+. (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.) Сделаем общий вывод.

Азот и его соединения — презентация онлайн

Азот. Химия азота и его
соединений.
Составитель Антишин Денис Владимирович,
СибГУ им. М.Ф. Решетнева
1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
Аммиак
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.

1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями
Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония
Оксиды азота
1. Оксид азота (I)
2. Оксид азота (II)
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)
Азотная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация азотной кислоты
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками
Азотистая кислота
Соли азотной кислоты — нитраты
Соли азотистой кислоты — нитриты
Азот. Положение в периодической
системе химических элементов.
Азот расположен в главной подгруппе V
группы (или в 15 группе в современной
форме ПСХЭ) и во втором
периоде периодической системы химических
элементов Д.

И. Менделеева.
Электронное строение азота.
Электронная конфигурация азота в основном состоянии:
Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3
неспаренных электрона и одну неподеленную электронную
пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом
азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь
по донорно-акцепторному механизму. Таким
образом, максимальная валентность азота в соединениях
равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях —
III.
Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные
степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Физические свойства и
нахождение в природе.
Азот в природе существует в виде простого
вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса.
Молекула N2 неполярная, следовательно, в
воде азот практически нерастворим.
Азот – это основной компонент воздуха (79%
по массе). В земной коре азот встречается в
основном в виде нитратов.

Входит в
состав белков, аминокислот и нуклеиновых
кислот в живых организмах.
Строение молекулы.
Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у
каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона.
Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.
Структурная формула молекулы азота:
Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.
Схема перекрывания электронных облаков при
образовании молекулы азота:
Соединения азота.
Типичные соединения азота:
Способы получения азота.
1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида
аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит
аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают
раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При
приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают
выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO2 + Nh5Cl → Nh5NO2 + NaCl
Nh5NO2 → N2 + 2h3O
Суммарное уравнение процесса:
NaNO2 + Nh5Cl → N2 + NaCl + 2h3O
Азот также образуется при горении аммиака:
4Nh4 + 3O2 → 2N2 + 6h3O
2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.
Например, разложением азида натрия:
2NaN3 → 2Na + 3N2
3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при
температуре ~700 °C:
3CuO + 2Nh4 → 3Cu + N2 + 3h3O
Видеоопыт взаимодействия нитрита
натрия с хлоридом аммония
В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. Т.к.
напомню, что в промышленность очень важна, чтобы сырье было
дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.
Используются различные способы выделения азота из воздуха —
адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.
Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты
основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит
явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом,
отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница
в
скорости
проникновения
компонентов
газа
через
вещество мембраны. Движущей силой разделения газов
является разница парциальных давлений на различных сторонах
мембраны.
В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит
метод разделения газовых смеси, основанный на разности
температур кипения компонентов воздуха и различии составов
находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.
Химические свойства азота.
При нормальных условиях азот химически малоактивен.
1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее
в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными
выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с
кислородом только при высокой температуре (2000оС), на электрической дуге (в природе
– во время грозы):
N2 + O2 ⇄ 2NO – Q
Процесс эндотермический, т.

е. протекает с поглощением теплоты.
1.2. При сильном нагревании (2000оС или действие электрического разряда) азот
реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных
соединений:
2С + N2 → N≡C–C≡N
1.3. Азот взаимодействет с водородом. при высоком давлении и высокой температуре ,в
присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:
N2 + ЗН2 ⇄ 2Nh4
Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.
1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре,
кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные
соединения-нитриды.
Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:
N2 + 6Li → 2Li3N
2. Со сложными веществами азот практически
не реагирует из-за крайне низкой реакционной
способности.
Взаимодействие возможно только в жестких
условиях с активными веществами, например,
сильными восстановителями.
Например, азот окисляет гидрид лития:
N2 + 3LiH → Li3N + Nh4
Аммиак.

В молекуле аммиака Nh4 атом азота соединен тремя
одинарными ковалентными полярными связями с
атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака —
правильная треугольная пирамида. Валентный угол
H-N-H составляет 107,3о:
У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом
уровне остается одна неподеленная электронная пара.
Эта электронная пара оказывает значительное влиение на
свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная
структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:
Аммиак – бесцветный газ с резким характерным
запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H —
сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в
жидкой фазе возникают водородные связи. При этом
аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы
аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.
Способы получения аммиака.
В лаборатории аммиак получают при взаимодействи солей
аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим
в воде, для получения чистого аммиака используют твердые
вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида
аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси
происходит образование соли, аммиака и воды:
2Nh5Cl + Са(OH)2 → CaCl2 + 2Nh4 + 2Н2O
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают
смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий
газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная
лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из
хлорида аммония и гидроксида кальция
Еще один лабораторный способ получения аммиака –
гидролиз нитридов.
Например, гидролиз нитрида кальция:
Ca3N2 + 6h3O → ЗСа(OH)2 + 2Nh4
В промышленности аммиак получают с помощью
процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
N2 + 3Н2 ⇄ 2Nh4
Процесс проводят при температуре 500-550оС и в
присутствии катализатора. Для синтеза аммиака
применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора
используют губчатое железо с добавками оксидов
алюминия, калия, кальция, кремния.

Для полного использования исходных веществ
применяют метод циркуляции не
провзаимодействовавших реагентов: не вступившие в
реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Химические свойства аммиака.
1. В водном растворе аммиак
проявляет основные свойства (за счет
неподеленной электронной пары). Принимая
протон (ион H+), он превращается в ион
аммония. Реакция может протекать и в водном
растворе, и в газовой фазе:
:Nh4 + h3O ⇄ Nh5+ + OH–
Таким образом, среда водного раствора аммиака
– щелочная. Однако аммиак – слабое
основание. При 20 градусах один объем воды
поглощает до 700 объемов аммиака.
Видеоопыт растворения аммиака в
воде
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в
растворе и в газофой фазе с образованием солей аммония.
Например, аммиак реагирует с серной кислотой с
образованием либо кислой соли – гидросульфата
аммония (при избытке кислоты), либо средней соли –
сульфата аммония (при избытке аммиака):
Nh4 + h3SO4 → Nh5HSO4
2Nh4 + h3SO4 → (Nh5)2SO4
Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным
раствором углекислого газа с образованием карбонатов
или гидрокарбонатов аммония:
Nh4 + h3O + CO2 → Nh5HCO3
2Nh4 + h3O + CO2 → (Nh5)2CO3
В газовой фазе аммиак реагирует с
летучим хлородоводородом.

При этом образуется густой
белый дым – это выделяется хлорид аммония.
Nh4 + HCl → Nh5Cl
Видеоопыт взаимодействия аммиака с
концентрированными кислотами – азотной,
серной и соляной
Видеоопыт взаимодействия
аммиака с хлородводородом в
газовой фазе (дым без огня)
3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с
растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые
гидроксиды.
Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа
(II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
FeSO4 + 2Nh4 + 2h3O → Fe(OH)2 + (Nh5)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в
избытке аммиака, образуя комплексные соединения –
амминокомплексы.
Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с
образованием хлорида тетрамминомеди (II):
4Nh4
+ CuCl2 → [Cu(Nh4)4]Cl2
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
4Nh4 + Cu(OH)2 → [Cu(Nh4)4](OH)2
5.

Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:
4Nh4 + 3O2
→ 2N2 + 6h3O
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот
окисляется до NO:
4Nh4 + 5O2
→
4NO + 6h3O
6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в
роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными
металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.
Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
2Nh4 + 2Na → 2NaNh3 + h3
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2Nh4 + 2Al → 2AlN + 3h3
7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства.
Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом,
пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот
окисляется, как правило, до простого вещества.
Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
2Nh4 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
2Nh4 + 3h3O2 → N2 + 6h3O
Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов
расположены справа — сильные окислители.

Поэтому они также окисляют аммиак до
азота.
Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:
2Nh4 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3h3O
Соли аммония.
Соли аммония – это соли, состоящие из
катиона аммония и аниона кислотного остатка.
Способы получения солей
аммония.
1. Соли аммония можно получить
взаимодействием аммиака с кислотами.
2. Соли аммония также получают в обменных реакциях
между солями аммония и другими солями.
Например, хлорид аммония реагирует с нитратом
серебра:
Nh5Cl + AgNO3 → AgCl + Nh5NO3
3. Срединие соли аммония можно получить из кислых
солей аммония. При подбавлении аммиака кислая соль
переходит в среднюю.
Например, гидрокарбонат аммония реагирует с
аммиаков с образованием карбоната аммония:
Nh5НCO3 + Nh4 → (Nh5)2CO3
Химические свойства солей
аммония.
1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью
диссоциируют на ионы в водных растворах:
Nh5Cl ⇄ Nh5+ + Cl–
2.

Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –
вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми
солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый
электролит.
Например, карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При
этом выделыется углекислый газ:
(Nh5)2CO3 + 2НCl → 2Nh5Cl + Н2O + CO2
Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.
Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:
Nh5Cl + KOH → KCl + Nh4 + h3O
Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы
аммония. Выделяющийся аммиак обнаруживается по характерному
резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.
3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония
— слабое основание:
Nh5Cl + Н2O ↔ Nh4 ∙ h3O + HCl
Nh5+ + HOH ↔ Nh4 ∙ h3O + H+
4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не
содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени
окисления атома азота.

Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и
фосфат аммония:
Nh5Cl → Nh4 + HCl
Nh5HCO3 → Nh4 + CO2 + h3O
(Nh5)2SO4 → Nh5HSO4 + Nh4
Nh5HS → Nh4 + h3S
Если соль содержит анион-окислитель, то разложение
сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония.
Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:
Nh5NO2 → N2 + 2h3O
190 – 245° C:
Nh5NO3 → N2O + 2h3O
При температуре 250 – 300°C:
2Nh5NO3 → 2NO + 4h3O
При температуре выше 300°C:
2Nh5NO3 → 2N2 + O2 + 4h3O
Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые
кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки
бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе –
окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может
пройти
окислительно-восстановительная
реакция
(внутримолекулярная ОВР):
(Nh5)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4h3O
Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется
зеленый оксид хрома.

Восстановитель – азот, входящий в состав иона
аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония
превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду.
Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если
лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе
реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс
лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое,
тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив.
Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень
устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря
устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при
изготовлении масляных красок.
Видеоопыт разложения дихромата
аммония
Оксиды азота.
Оксид азота (I).
Оксид азота (I) – это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота
вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»).

При вдыхании
чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота
обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её
применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном
дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.
Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так
как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые
переходят одна в другую:
Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в
резонансных структурах пунктиром:
Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:
Nh5NO3 → N2O + 2h3O
Химические свойства оксида азота (I):
1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании
проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании
окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом
азот восстанавливается в простое вещество.

N2O
+ h3 → N2 + h3O
N2O
+ Mg → N2 + MgO
N2O
+ 2Cu → N2 + Cu2O
3N2O + 2Nh4 → 4N2 + 3h3O
N2O
+ h3O + SO2 → N2 + h3SO4
Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при
нагревании:
N2O + C → N2 + CO
5N2O + 2Р → 5N2 + Р2O5
2. При взаимодействии с сильными окислителями N2O может
проявлять свойства восстановителя.
Например, N2O окисляется раствором перманганата в серной
кислоте:
5N2O
+ 3h3SO4 + 2KMnO4 → 10NO + 2MnSO4 + K2SO4
+ 3h3O
Оксид азота (II).
Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это
бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет
из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом
виде имеет голубой цвет.
Способы получения.
1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной
кислоты (30%) на неактивные металлы.
Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:
3Cu + HNO3(разб.

) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O
Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или
йодоводорода азотной кислотой:
FeCl2 + NaNO3 + 2HCl → FeCl3 + NaCl + NO + h3O
2HNO3 + 2HI → 2NO + I2 + 2h3O
2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием
электрического разряда, например, во время грозы:
N2 + O2 → 2NO
3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением
аммиака:
4Nh4 + 5O2 → 4NO + 6h3O
Химические свойства.
1. Оксид азота (II) легко окисляется под
действием окислителей.
Например, горит в атмосфере кислорода:
2NO
+ O2 → 2NO2
Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или
озона:
2NO + Cl2 → 2NOCl
NO + O3 → NO2 + O2
2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет
свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут
гореть водород, углерод и т.п.
Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый
газ:
2NO + 2h3 → N2 + 2h3O
2NO + 2SO2 → 2SO3 + N2
Оксид азота (III).

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет
азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и
окислительные свойства. Устойчив только при низких
температурах, при более высоких температурах разлагается.
Способы получения: можно получить при низкой температуре из
оксидов азота:
NO2 + NO ↔ N2O3
Химические свойства:
1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием
азотистой кислоты:
N2O3 + h3O ↔ 2HNO2
2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными
оксидами:
Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом
натрия с образованием нитрита натрия и воды:
N2O3 + 2NaOH → 2NaNO2 + h3O
N2O3 + Na2O → 2КNO2
Оксид азота (IV).
Оксид азота (IV) — бурый газ. !!Очень ядовит!! Для NO2 характерна
высокая химическая активность.
Способы получения.
1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида
азота (II) кислородом или озоном:
2NO + O2 → 2NO2
2.

Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной
азотной кислоты на неактивные металлы.
Например, при действии концентрированной азотной
кислоты на медь:
4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O
3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов
металлов, которые в ряду электрохимической активности
расположены правее магния (включая магний) и при
разложении нитрата лития.
Например, при разложении нитрата серебра:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
Химические свойства.
1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот
— азотной и азотистой:
2NO2 + h3O → HNO3 + HNO2
Если растворение NO2 в воде проводить в избытке кислорода, то
образуется только азотная кислота:
4NO2 + 2h3O + O2 → 4HNO3
Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении
NO2 в теплой воде образуются HNO3 и NO:
3NO2 + h3O → 2HNO3 + NO
При нагревании выделяется кислород:
4NO2 + 2h3O → 4HNO3 + O2
2.

При растворении оксида азота (IV)
в щелочах образуются нитраты и нитриты:
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + h3O
4NO2 + 2Ca(OH)2 → Ca(NO2)2 + Ca(NO3)2
+ 2h3O
В присутствии кислорода образуются только нитраты:
4NO2 + 4NaOH + O2 → 4NaNO3 + 2h3O
3. Оксид азота (IV) – сильный
окислитель. В атмосфере оксида азота (IV)
горят фосфор, уголь, сера, оксид серы
(IV) окисляется до оксида серы (VI):
2NO2
2NO2
10NO2
NO2
+
+
+
+
2S
2C
8P
SO2
→
→
→
→
N2 + 2SO2
N2 + 2CO2
5N2 + 4P2O5
SO3 + NO
4. Оксид азота (IV) димеризуется:
2NO2 ⇄ N2O4
Оксид азота (V).
N2O5 – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.
Получение оксида азота (V).
1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным
водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):
2HNO3 + P2O5
→ 2HPO3 + N2O5
Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:
N2O5 + h3O → 2HNO3
2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными
оксидами с образованием солей-нитратов.
Например, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:
N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + h3O
Еще пример: оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:
N2O5 + CaO → Ca(NO3)2
3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель.
Например, он окисляет серу:
2N2O5 + S → SO2 + 4NO2
4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):
2N2O5 → 4NO2 + O2
Азотная кислота.
Строение молекулы и физические свойства
Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислотагидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на
воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C (
при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с
водой во всех соотношениях.

На свету частично разлагается.
Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у
азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так
происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну
донорно-акцепторную, является донором электронной пары.
Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать
резонансными структурами:
Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром.
Этот пунктир по сути обозначает
делокализованные электроны. Получается формула:
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту можно получить разными
способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной
серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее
летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из
кристаллического нитрата калия:
KNO3 + h3SO4(конц) → KHSO4 + HNO3
2.

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.
Процесс осуществляется стадийно.
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.
4Nh4 + 5O2 → 4NO + 6h3O
2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV)
кислородом воздуха.
2NO + O2 → 2NO2
3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка
кислорода.
4NO2 + 2h3O + O2 → 4HNO3
Химические свойства
Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5
азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.
1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.
HNO3 → H+ + NO3–
2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными
оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + h3O
Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:
HNO3 + NaOH → NaNO3 + h3O
3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов,
сульфидов, сульфитов).

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + h3O + CO2
4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2h3O
5. Азотная кислота активно взаимодествует с металлами. При этом никогда не
выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами
окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может
восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в завимости от
концентрации кислоты и активности металла.
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)
5.1.С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота
«пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для
концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается
до степени окисления +4:
Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O
Al + 6HNO3(конц.

) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O
5.2. Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси
концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):
HNO3
+ 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2h3O
Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами
средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом
образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O
5.3. С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная
кислота реагирует с образованием оксида азота (I):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + 2N2O + 5h3O
5.4. Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами
средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом
образуется оксид азота (II).
8HNO3 (разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O
5.

5. С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а
также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием
молекулярного азота:
12HNO3(разб) + 10Na → 10NaNO3 + N2 + 6h3O
5.6. При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень
разбавленной) образуется оксид азота (I):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + 2N2O + 5h3O
5.7. Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
10HNO3
+ 4Zn → 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O
6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода,
водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с
неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2,
неметаллы окисляются до соответствующих кислот,
либо оксидов (если кислота неустойчива).
Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
6HNO3 + S → h3SO4 + 6NO2 + 2h3O
Безводная азотная кислота – сильный окислитель.

Поэтому она легко
взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым
фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается
взрывом.
5HNO3
+ P → h4PO4 + 5NO2 + h3O
5HNO3
+ 3P + 2h3O → 3h4PO4 + 5NO
4HNO3 + C → CO2 + 4NO2 + 2h3O
Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой
можно посмотреть здесь.
10HNO3 + I2 → 2HIO3 + 10NO2 + 4h3O
Видеоопыт взаимодействия фосфора с
безводной азотной кислотой
Видеоопыт взаимодействия угля с
безводной азотной кислотой
7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть
элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды
металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом
азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот
(или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):
2HNO3 + SO2 → h3SO4 + 2NO2
Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:
6HNO3 + HI → HIO3 + 6NO2 + 3h3O
Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.

к. угольная кислота
неустойчива.
3С + 4HNO3 → 3СО2 + 4NO + 2h3O
Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при
нагревании до серной кислоты.
Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до
молекулярной серы:
2HNO3 + h3S → S + 2NO2 + 2h3O
При нагревании до серной кислоты:
2HNO3 + h3S → h3SO4 + 2NO2 + 2h3O
8HNO3 + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4h3O
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2h3O
8. Азотная кислота окрашивает белки в
оранжево-желтый цвет
(«ксантопротеиновая реакция»).
Ксантопротеиновую реакцию проводят
для обнаружения белков, содержащих в
своем составе ароматические
аминокислоты. К раствору
белка прибавляем концентрированную
азотную кислоту. Белок свертывается. При
нагревании белок желтеет. При
добавлении избытка аммиака окраска
переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения
белков с помощью азотной кислоты
Азотистая кислота.
Азотистая кислота HNO2 — слабая,
одноосновная, химически неустойчивая кислота.
Получение азотистой кислоты.
Азотистую кислоту легко получить вытеснением
из нитритов более сильной кислотой.
Например, соляная кислота вытесняет
азотистую кислоту из нитрита серебра:
AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl
Химические свойства.
1. Азотистая кислота HNO2 существует только в разбавленных растворах, при
нагревании она разлагается:
3HNO2 → HNO3 + 2NO + h3O
без нагревания азотистая кислота также разлагается:
2HNO2 → NO2 + NO + h3O
2. Азотистая кислота взаимодействвет с сильными основаниями.
Например, с гидроксидом натрия:
HNO2 + NaOH → NaNO2 + h3O
3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства.
Окислительные свойства HNO2 проявляет только при взаимодействии с сильными
восстановителями.

Например, HNO2 окисляет йодоводород:
2HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2h3O
Азотистая кислота также окисляет йодиды в кислой среде:
2НNO2 + 2KI + 2h3SO4 → K2SO4 + I2 + 2NO + 2h3O
Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):
2HNO2 + 3h3SO4 + 6FeSO4 → 3Fe2(SO4)3 + N2 + 4h3O
4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные
свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.
Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:
HNO2 + Cl2 + h3O → HNO3 + 2HCl
Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:
2HNO2 + O2 → 2HNO3
HNO2 + h3O2 → HNO3 + h3O
Соединения марганца (VII) окисляют HNO2:
5HNO3 + 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3h3O
Соли азотной кислоты — нитраты.
Нитраты металлов — это твердые кристаллические
вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.
1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они
разлагаются на кислород и соединение, характер которого
зависит от положения металла (входящего в состав соли) в
ряду напряжений металлов:
• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до
Mg в электрохимическом ряду) разлагаются
до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Исключение – литий.
Видеоопыт разложения нитрата
калия
• Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь)
и литий разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и
кислорода:
Например, разложение нитрата меди (II):
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O
• Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла,
оксида азота (IV) и кислорода.
Например, нитрат серебра:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
Исключения:
Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):
Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2
2. Водные растворы не обладают окислительновосстановительными свойствами, расплавы –
сильные окислители.
Например, смесь 75% KNO3, 15% C и 10%
S называют «черным порохом»:
2KNO3 + 3C +
S → N2
+ 3CO2
+ K2S
Соли азотистой кислоты —
нитриты.

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты.
Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют
как окислительные свойства, так и восстановительные.
Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:
2KNO2 + O2 → 2KNO3
KNO2 + h3O2 → KNO3 + h3O
KNO2 + h3O + Br2 → KNO3 + 2HBr
Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы — также окисляют
нитриты до нитратов:
5KNO2 + 3h3SO4 + 2KMnO4 → 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3h3O
3KNO2 + 4h3SO4 + K2Cr2O7 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4h3
O
В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.
При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты
восстанавливаются до оксида азота (II):
2KNO2 + 2h3SO4 + 2KI → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2h3O
2KNO2 + 2FeSO4 + 2h3SO4 → Fe2(SO4)3 + 2NO + K2SO4 + 2h3O
При взаимодействии с очень сильными восстановителями
(алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты
восстанавливаются максимально – до аммиака:
NaNO2 + 2Al + NaOH + 6h3O → 2Na[Al(OH)4] + Nh4
Смесь нитратов и нитритов также
проявляет окислительные свойства.

Например, смесь нитрата и
нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:
3KNO2 + Cr2O3 + KNO3 → 2K2CrO4 + 4NO

Максимальная ковалентность азота A 3 B 4 C 5 D класс 11 химия JEE_Main

Подсказка: Чтобы найти ковалентность азота, сначала посмотрите количество валентных электронов, которые он имеет, а затем общее количество возможных связей, с которыми он может образовать эти электроны, имея в виду количество электронов, которое он может разместить в своей валентной оболочке.

Полный пошаговый ответ:
— Сначала давайте посмотрим, что такое ковалентность. Ковалентность определяется как общее количество электронных пар, которое атом может разделить с другими атомами.Его также можно определить как общее количество орбиталей, доступных в валентной оболочке (самой внешней оболочке), независимо от того, пусты они или полностью заполнены. Обычно мы подсчитываем количество образующихся ковалентных связей.
Если у атома может быть общий только 1 электрон, его ковалентность будет равна 1, а если атом может разделить только 2 электрона, его ковалентность будет равна 2. + $).

Итак, мы видели, что всего N может образовывать 4 связи (3 ковалентные связи и 1 координационную связь). Таким образом, ковалентность N будет равна 4.

Итак, правильный вариант будет: (B) 4.

Примечание:
Несмотря на то, что атом N имеет 5 электронов в своей валентной оболочке, его ковалентность не может быть 5 , Это будет 4 только потому, что N может разместить максимум 8 электронов на своей внешней оболочке. Когда три его 2p-электрона связываются с H, октет становится полностью заполненным.Таким образом, ни ковалентные связи больше не могут образовываться, ни неподеленная пара не может быть разорвана, и, таким образом, может образоваться одна координационная связь. Следовательно, он не может иметь ковалентность больше 4.

Почему Pcl6 имеет отрицательную форму, потому что фосфор может иметь максимальную ковалентность 5??

Нокаут NEET 2024

Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

40000р/-

купить сейчас

Нокаут NEET 2025

₹ 45000/-

купить сейчас

Усилитель ранга NEET 2022

Видеолекции по бустеру и кадха, Неограниченный полный пробный тест, Адаптивное расписание, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

₹ 13999/- ₹ 9999/-

купить сейчас

Нокаут NEET 2022 (один месяц)

Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Живые классы, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

₹ 13999/- ₹ 6999/-

купить сейчас

Нокаут NEET 2023 (один месяц)

₹ 13999/- ₹ 6999/-

купить сейчас

QSAR Изучение окислительного поведения бензоксазинов как важного фармацевтического свойства

.Зима 2017;16(1):146-157.

Принадлежности Расширять

Принадлежности

¹ Факультет естественных наук, кафедра химии, Голестанский университет, Горган, Иран.
² Факультет естественных наук, кафедра химии, Машадский университет Азад, Машад, Иран.

Бесплатная статья ЧВК

Элемент в буфере обмена

Эльхам Бахер и соавт. Иран Дж Фарм Рез. Зима 2017.

Бесплатная статья ЧВК Показать детали Показать варианты

Показать варианты

Формат АннотацияPubMedPMID

. Зима 2017;16(1):146-157.

Принадлежности

¹ Факультет естественных наук, кафедра химии, Голестанский университет, Горган, Иран.
² Факультет естественных наук, кафедра химии, Машадский университет Азад, Машад, Иран.

Элемент в буфере обмена

Полнотекстовые ссылки Параметры отображения цитирования

Показать варианты

Формат АннотацияPubMedPMID

Абстрактный

В этой работе полуволновые потенциалы электроокисления некоторых бензоксазинов были предсказаны на основе их структурно-молекулярных дескрипторов с использованием подходов количественного соотношения структура-свойство (QSAR).Набор данных состоит из полуволновых потенциалов 40 производных бензоксазина, полученных с помощью DC-полярографии. Дескрипторы, которые были выбраны с помощью процедуры поэтапного множественного отбора: энергия ВЗМО, частичная положительная площадь поверхности, максимальная валентность атома углерода, относительное число атомов водорода и максимальный индекс электрофильной реакции для атома азота. Эти дескрипторы использовались для разработки моделей множественной линейной регрессии (MLR) и искусственной нейронной сети (ANN). Статистические параметры модели MLR представляют собой стандартные ошибки, равные 0.016 и 0,018 для обучающей и тестовой выборок соответственно. Также эти значения составляют 0,012 и 0,017 для обучающей и тестовой выборок модели ИНС соответственно. Предсказательная сила этих моделей была дополнительно исследована с помощью процедуры перекрестной проверки «исключая восемь». Полученные статистические параметры Q ² = 0,920 и SPRESS = 0,020 для модели MLR и Q ² = 0,949 и SPRESS = 0,015 для модели ANN, что показывает превосходство ANN над моделью MLR. Более того, результаты анализа чувствительности модели ИНС показывают, что порядок важности дескрипторов следующий: Относительное количество атомов H > энергия ВЗМО > Максимальный индекс электрофильной реакции для атома N > Частичная положительная площадь поверхности (порядок-3) > максимальная валентность атом С.

Ключевые слова: Искусственная нейронная сеть; бензоксазины; полуволновой потенциал; Количественная связь структура-свойство; фармацевтическая собственность.

Цифры

Рисунок 1

График R 2 для полученных моделей в зависимости от количества дескрипторов…

Рисунок 1

График R 2 для полученных моделей в зависимости от количества задействованных дескрипторов

Рисунок 2

Диаграмма рассеяния образцов для…

Рисунок 2

Диаграмма рассеяния выборок для обучающих и тестовых наборов по среднему…

фигура 2

Диаграмма рассеяния выборок для обучающей и тестовой выборок в соответствии с распределением средних расстояний

Рисунок 3

Рассчитано. E _1/2 по сравнению с экспериментальным…

Рисунок 3

Рассчитано. E _1/2 по сравнению с экспериментальным участком E1/2

Рисунок 3

Рассчитано. E _1/2 по сравнению с экспериментальным участком E1/2

Рисунок 4

Остаточная и экспериментальная эпюра E1/2

Рисунок 4

Остаточная и экспериментальная эпюра E1/2

Рисунок 4

Остаточная и экспериментальная эпюра E1/2

Рисунок 5

Анализ главных компонентов на…

Рисунок 5

Анализ главных компонентов выбранных молекулярных дескрипторов для консенсусной модели

Рисунок 5

Анализ главных компонентов выбранных молекулярных дескрипторов для консенсусной модели

Рисунок 6

Результаты анализа чувствительности

Рисунок 6

Результаты анализа чувствительности

Рисунок 6

Результаты анализа чувствительности

Почему валентность азота 3? — Ответы на все

Почему валентность азота 3?

Валентность азота равна 3, потому что для образования аммиака требуется 3 атома водорода.+ .

Почему азот имеет 5 валентность?

Надеюсь это поможет. Азот имеет 5 валентных электронов, потому что его электронная конфигурация . Чтобы определить валентные электроны, добавьте самые внешние и орбитали. Азот — 7-й элемент, поэтому из 7 электронов 2 идут на первую оболочку, а 5 — на вторую.

Является ли валентность азота 2?

Пусть азот имеет валентность X. Мы знаем, что валентность кислорода равна +2. Следовательно, степень окисления азота в NO равна +2, в NO2 +4, а в N2O +1.

Почему валентность азота равна 2?

Молекула диазота (N2) является «необычайно стабильным» соединением, особенно потому, что азот образует тройную связь сам с собой. Октет требует, чтобы атом имел 8 полных электронов, чтобы иметь полную валентную оболочку, поэтому он должен иметь тройную связь.

Почему валентность азота равна 4?

Атом N делит свои три 2p-электрона с 3 атомами H, образуя молекулу аммиака (Nh4) и завершая ее октет. Поэтому он больше не может образовывать ковалентные связи.Но даже после разделения этих 3 электронов атом N остается со своей неподеленной парой с 2s-орбитали. Таким образом, ковалентность числа N будет равна 4,

Является ли азот валентностью 5?

Азот имеет 3 или 5 валентных электронов и находится на вершине 15-й группы периодической таблицы. У него может быть 3 или 5 валентных электронов, потому что он может связываться на внешних 2p- и 2s-орбиталях. Рисунок 1: Диаграмма Бора атома азота.

Какова валентность азота и 2 из 5?

Он содержит 2 атома азота в сочетании с 5 атомами кислорода.Здесь в N2O5 атом азота делит свои электроны с 5 атомами кислорода и валентность азота в N2O5 будет 5+.

Какова валентность первых 20 элементов?

Таблица валентности элементов (первые тридцать)

Элемент	Атомный номер	Валентность
Хлор	17	1
Аргон	18	0
Калий	19	1
Кальций	20	2

Почему азот не может увеличить ковалентность числа 4?

Азот ограничен максимальной ковалентностью 4, поскольку для связывания доступны только четыре (одна s и три p) орбитали. Более тяжелые элементы имеют вакантные d-орбитали на самой внешней оболочке, которые можно использовать для связывания (ковалентность) и, следовательно, расширять свою ковалентность, как в PF6-.

В каком соединении ковалентность азота равна 4?

Максимальная ковалентность азота равна 4 (пример – ионы аммония).

Какова максимальная валентность азота?

4
Ковалентность атома в ковалентном соединении – это число ковалентных связей, образованных атомом. Максимальная ковалентность азота равна 4 (пример – ионы аммония).

Какой символ азота?

N
Азот/Символ

В каком соединении валентность азота равна 4?

Как мы можем найти валентность 1 20?

Валентность первых 20 элементов указана ниже.

Водород (Н) = 1.
Гелий (Не) = 0,
Литий (Li) = 1.
Бериллий (Be) = 2,
Бор (В) = 3.
Углерод (С) = 4.
Азот (N) = 3.
Кислород (О) = 2.

В каком соединении Ковалентность азота равна 4?

Может ли азот иметь 4 связи?

Если вы посмотрите на изображение выше, вы увидите, что когда азот имеет положительный заряд (на один электрон меньше), он может образовывать четыре ковалентные связи. Либо с одинарными, двойными или тройными связями. В этом отношении он похож на фосфор, потому что у них обоих есть пять валентных электронов (четыре, когда они имеют положительный заряд).

Почему ковалентность азота равна 4?

Из электронной конфигурации атома N видно, что он имеет два 2s-электрона и три валентных 2p-электрона.Атом N делит свои три электрона 2p с 3 атомами H, образуя молекулу аммиака (Nh4) и завершая ее октет. Поэтому он больше не может образовывать ковалентные связи. Таким образом, ковалентность числа N будет равна 4,

Химия азота и фосфора

Химия Азот и фосфор

Химия азота

В химии азота преобладает легкость, с которой атомы азота образуют двойные и тройные связи. Нейтральный азот атом содержит пять валентных электронов: 2 s ² 2 p ³ . Таким образом, атом азота может достичь октета валентности. электроны, разделяя три пары электронов с другим атом азота.

Поскольку ковалентный радиус атома азота относительно маленькие (всего 0,070 нм), атомы азота достаточно близко подходят друг к другу образовывать очень прочные связи. Энтальпия диссоциации связи для тройная связь азот-азот составляет 946 кДж/моль, что почти в два раза больше, чем больше, чем у двойной связи O=O.

Прочность тройной связи азот-азот делает N ₂ молекула очень нереакционноспособна. N ₂ настолько инертен, что литий является одним из немногих элементов, с которыми он реагирует в помещении температура.

6 литий( с )

Н ₂ ( г )

2 Ли ₃ Н( с )

Несмотря на то, что молекула N ₂ нереакционноспособные соединения, содержащие азот, существуют практически все элементы периодической таблицы, кроме элементов группы VIIIA (Хе, Не, Ар и так далее). Это можно объяснить двумя способами. Во-первых, N ₂ становится значительно более реактивным по мере температура повышается. При высоких температурах азот реагирует с водорода с образованием аммиака и с кислородом с образованием оксида азота.

Н ₂ ( г )	+	3 H ₂ ( г )		2 NH ₃ ( г )
Н ₂ ( г )	+	О ₂ ( г )		2 НО( г )

Во-вторых, ряд встречающихся в природе катализаторов преодолевает инертность N ₂ при низкой температуре.

Синтез Аммиак

Трудно представить живую систему, которая не содержат азот, который является важным компонентом белки, нуклеиновые кислоты, витамины и гормоны, из которых состоит жизнь возможный. Животные получают необходимый им азот из растений. или другие животные в их рационе. Растения должны подобрать свое азот из почвы или поглощать его как N ₂ из атмосфера.Концентрация азота в почве довольно высока. небольшой, поэтому процесс, посредством которого растения восстанавливают N ₂ до NH ₃ или «fix» N ₂ чрезвычайно важен.

Хотя 200 миллионов тонн NH ₃ производится фиксации азота каждый год, растения сами по себе не могут уменьшить N ₂ до NH ₃ . Эту реакцию осуществляет сине-зеленые водоросли и бактерии, связанные с определенными растения.Наиболее понятный пример фиксации азота включает ризобиальные бактерии, обнаруженные в корневых клубеньках бобовых, таких как клевер, горох и фасоль. Эти бактерии содержат нитрогеназу фермент, способный на замечательный подвиг восстановления N ₂ из атмосферы в NH ₃ при комнатной температуре.

Аммиак производится в промышленных масштабах с помощью процесса, сначала Разработан между 1909 и 1913 годами Фрицем Габером. В Хабер процесс , смесь N ₂ и H ₂ газ при 200-300 атм и 400-600 ^o C пропускают катализатор из мелкодисперсного металлического железа.

			Фе
Н ₂ ( г )	+	3 H ₂ ( г )		2 NH ₃ ( г )

Почти 20 миллионов тонн NH ₃ производится в Соединенные Штаты каждый год этим процессом.Около 80% его стоит более 2 миллиардов долларов США, используется для производства удобрений для растений, которые не может исправить азот из атмосферы. Исходя из веса, аммиак является вторым по важности промышленным химическим веществом в Соединенные Штаты. (Только серная кислота производится в более крупных количество.)

Две трети аммиака, используемого для удобрений, преобразуется в твердые вещества, такие как нитрат аммония, NH ₄ NO ₃; фосфат аммония, (NH ₄) ₃ PO ₄; сульфат аммония, (NH ₄) ₂ SO ₄; и мочевина, H ₂ NCONH ₂ .Применяется другая треть непосредственно в почву как безводный (буквально, «без воды») аммиак. Аммиак это газ в помещении температура. С ним можно обращаться как с жидкостью при растворении в воды с образованием водного раствора. Альтернативно, это может быть охлаждают до температуры ниже -33 ^o С, в этом случае газ конденсируется с образованием безводной жидкости NH ₃ ( l ).

Синтез Азотная кислота

NH ₃, полученный по способу Габера, который не используется в качестве удобрения, сжигается в кислороде для получения азота окись.

4 NH ₃ ( г )

5 O ₂ ( г )

4 НО( г )

6 H ₂ O( г )

Оксид азота, или оксид азота, как его когда-то называли, представляет собой бесцветный газ, быстро реагирующий с кислородом с образованием азота диоксид, темно-коричневый газ.

2 НО( г )

О ₂ ( г )

2 НЕТ ₂ ( г )

Двуокись азота растворяется в воде с образованием азотной кислоты и НЕТ, которые можно захватить и переработать.

3 NO ₂ ( г )

Н ₂ О( л )

2 HNO ₃ ( водный )

НЕТ( г )

Таким образом, с помощью трехэтапного процесса, разработанного Фридрихом Оствальдом в 1908 г. аммиак можно превратить в азотную кислоту.

4 NH ₃ ( г )	+	5 O ₂ ( г )	4 НО( г )	+	6 H ₂ O( г )
2 НО( г )	+	О ₂ ( г )	2 НЕТ ₂ ( г )
3 NO ₂ ( г )	+	Н ₂ О( л )	2 HNO ₃ ( водный )	+	НЕТ( г )

Процесс Габера для синтеза аммиака в сочетании с процесс Оствальда для преобразования превращение аммиака в азотную кислоту произвело революцию в производстве взрывчатых веществ.Нитраты были важными взрывчатыми веществами со времен брата Роже. Бекон смешал серу, селитру и порошкообразный уголь, чтобы сделать порох 1245.

16 КНО ₃ ( с )

С ₈ ( с )

24 С( с )

8 К ₂ С( с )

24 CO ₂ ( г )

8 Н ₂ ( г )

Н ^или = -571.9 кДж/моль N ₂

До того, как был разработан процесс Оствальда, единственным источником нитраты для использования во взрывчатых веществах были природными минералами например селитра, представляющая собой смесь NaNO ₃ и KNO ₃ . Как только появились надежные поставки азотной кислоты из Процесс Оствальда позволяет получать ряд нитратов для использования в качестве взрывчатые вещества. Комбинируя NH ₃ из процесса Габера с HNO ₃ из процесса Оствальда, например, дает аммиачной селитры, которая является одновременно прекрасным удобрением и дешевое надежное взрывчатое вещество, обычно используемое в качестве взрывчатого вещества.

2 NH ₄ НЕТ ₃ ( с )

2 Н ₂ ( г )

О ₂ ( г )

4 H ₂ O( г )

Разрушительная сила аммиачной селитры видно на фотографиях Федерального здания Альфреда П. Мурра. в Оклахома-Сити, который был разрушен бомбой, сделанной из аммиачной селитры 19 апреля 1995 года.

Промежуточный Номера окисления

Азотная кислота (HNO ₃) и аммиак (NH ₃) представляют максимальную (+5) и минимальную (-3) степени окисления для азот. Азот также образует соединения при каждом окислении. число между этими крайними значениями (см. таблицу ниже).

Общие числа окисления азота

Окисление Номер		Примеры
-3		НХ ₃, НХ ₄ ⁺, НХ ₂ ^—, Мг ₃ Н ₂
-2		Н ₂ В ₄
-1		НХ ₂ ОХ
-1/3		НаН ₃ , ХН ₃
0		Н ₂
+1		Н ₂ О
+2		НО, Н ₂ О ₂
+3		ХНО ₂, НО ₂ ^—, Н ₂ О ₃, № ⁺
+4		НЕТ ₂ , Н ₂ О ₄
+5		ХНО ₃, НО ₃ ^—, Н ₂ О ₅

Отрицательный Числа окисления азота кроме -3

Примерно в то время, когда Хабер разработал процесс изготовления аммиак и Оствальд разработали процесс преобразования аммиака в азотную кислоту, Рашиг разработал процесс, в котором использовалась ион гипохлорита (OCl ^–) для окисления аммиака с получением гидразин, N ₂ H ₄ .

2 NH ₃ ( водный )

ОСl ^— ( водный )

Н ₂ Н ₄ ( водный )

Кл ^— ( водный )

Н ₂ О( л )

Эту реакцию можно понять, отметив, что OCl ^— ион является двухэлектронным окислителем.Потеря пары электронов и пары ионов H ⁺ соседними NH ₃ молекулы произвели бы пару высокореакционноспособных NH ₂ молекулы, которые, объединившись, образуют молекулу гидразина. показано на рисунке ниже.

Гидразин — бесцветная жидкость со слабым запахом аммиака. которые можно собрать при нагревании этого раствора до N ₂ H ₄ перегоняется из реакционной колбы.Многие из физических свойства гидразина аналогичны свойствам воды.

	Н ₂ О	Н ₂ Н ₄
Плотность	1.000 г/см ³	1.008 г/см ³
Точка плавления	0,00 ^или С	1,54 ^или С
Точка кипения	100 ^или С	113,8 ^или С

Существует значительная разница между химическим Однако свойства этих соединений.Гидразин горит, когда воспламеняется на воздухе с образованием газообразного азота, водяного пара и больших количества энергии.

Н ₂ В ₄ ( л )

О ₂ ( г )

Н ₂ ( г )

2 H ₂ O( г )

Н ^или = -534.3 кДж/моль N ₂ H ₄

В основном гидразин используется в качестве ракетного топлива. это уступает только жидкому водороду по количеству килограмм тяги на килограмм сожженного топлива. Гидразин имеет ряд преимуществ перед жидкостью H ₂ , тем не мение. Его можно хранить при комнатной температуре, тогда как жидкий водород необходимо хранить при температуре ниже -253 ^o С. Гидразин также более плотный, чем жидкий H ₂ и поэтому требует меньше места для хранения.

Чистый гидразин редко используется в качестве ракетного топлива, поскольку он замерзает при температурах верхних слоев атмосферы. Гидразин смешивают с N,N -диметилгидразином, (CH ₃ ) ₂ NNH ₂ , с образованием раствора, который остается жидким при низких температурах. Смеси гидразина и N,N -диметилгидразина были использовался для заправки ракет Titan II, которые несли проект Gemini. космических аппаратов и реакция между производными гидразина и N ₂ O ₄ до сих пор используется в качестве топлива для небольших ракетных двигателей, которые позволяют космический шаттл для маневрирования в космосе.

Продукт сгорания гидразина необычен. Когда соединения углерода горят, углерод окисляется до CO или CO ₂ . При горении соединений серы образуется SO ₂. Когда гидразин сжигают, продукт реакции N ₂ из-за необычайно прочной тройной связи азот-азот в молекула N ₂.

Н ₂ В ₄ ( л )

О ₂ ( г )

Н ₂ ( г )

2 H ₂ O( г )

Гидразин реагирует с азотистой кислотой (HNO ₂ ) с образованием азид водорода, HN ₃ , в котором атом азота формально имеет степень окисления — ¹ / ₃ .

Н ₂ Н ₄ ( водный )

HNO ₂ ( водный )

ХН ₃ ( водный )

2 Н ₂ О( л )

Чистый азид водорода является чрезвычайно опасным веществом. Четное с разбавленными растворами следует обращаться осторожно из-за риска взрывов.Азид водорода лучше всего описывается как резонанс гибрид структур Льюиса, показанных на рисунке ниже. То соответствующий азид-ион, N ₃ ^— , является линейным молекула, представляющая собой резонансный гибрид трех структур Льюиса.

HN ₃
Н ₃ ^—

Положительный Числа окисления азота: галогениды азота

Фтор, кислород и хлор — единственные элементы, более электроотрицательнее азота.В результате положительное окисление количества азота находятся в соединениях, содержащих один или больше этих элементов.

Теоретически N ₂ может реагировать с F ₂, образуют соединение с формулой NF ₃ . На практике N ₂ слишком инертен, чтобы вступать в эту реакцию при комнатной температуре. НФ ₃ получают реакцией аммиака с F ₂ в присутствии катализатор на основе меди.

	Медь
NH ₃ ( г )	+	3 F ₂ ( г )		NF ₃ ( г )	+	3 ВЧ( г )

HF, полученный в результате этой реакции, соединяется с аммиаком с образованием фторид аммония.Общая стехиометрия реакции равна поэтому написано так.

			Медь
4 NH ₃ ( г )	+	3 F ₂ ( г )		NF ₃ ( г )	+	3 НХ ₄ Ф( с )

Структура Льюиса NF ₃ аналогична Структура Льюиса NH ₃, и две молекулы имеют подобные формы.

Аммиак реагирует с хлором с образованием NCl ₃ , который на первый взгляд кажется, что он тесно связан с NF ₃ . Но между этими составами есть существенная разница. НФ ₃ практически инертен при комнатной температуре, тогда как NCl ₃ представляет собой чувствительную к ударам взрывоопасную жидкость, которая разлагается до форма N ₂ и Cl ₂ .

2 NCl ₃ ( л )

Н ₂ ( г )

3 Кл ₂ ( г )

Аммиак реагирует с йодом с образованием твердого вещества, представляющего собой комплекс между NI ₃ и NH ₃ .Этот материал является предметом популярной, но опасной демонстрации, в которой заливают свежеприготовленные образцы NI ₃ в аммиаке на фильтровальную бумагу, которой дают высохнуть на кольцевом штативе. После аммиак испаряется, NH ₃ /NI ₃ к кристаллам прикасаются пером, прикрепленным к метровой палочке, что приводит к детонации этого чувствительного к ударам твердого вещества, которое разлагается с образованием смеси N ₂ и I ₂ .

2 NI ₃ ( с )

Н ₂ ( г )

3 I ₂ ( г )

Положительный Числа окисления азота: оксиды азота

структуры Льюиса для семи оксидов азота с окислением номера в диапазоне от +1 до +5 приведены в Таблица ниже.

Все эти соединения имеют две общие черты: они содержат Двойные связи N=O, и они менее стабильны, чем их элементы в газовой фазе, о чем свидетельствуют данные по энтальпии образования в Таблица ниже.

Данные об энтальпии образования оксидов азота

Соединение		H ^или _f (кДж/моль)
Н ₂ О( г )		82.05
НЕТ( г )		90,25
№ ₂ ( г )		33,18
Н ₂ О ₃ ( г )		83,72
Н ₂ О ₄ ( г )		9.16
Н ₂ О ₅ ( г )		11.35

Закись азота, N ₂ O, известная также как закись азота можно получить путем тщательного разложения аммония нитрат.

	от 170 до 200 ^или C
NH ₄ НЕТ ₃ ( с )		Н ₂ О( г )	+	2 H ₂ O( г )

Закись азота — это бесцветный газ со сладким запахом, наиболее известный нехимиков как «веселящий газ».«Еще в 1800 г. Хамфри Дэви отметил, что N ₂ O при вдыхании относительно в небольших количествах, часто вызывает состояние явного опьянения сопровождается либо судорожным смехом, либо плачем. Когда взято в больших дозах закись азота обеспечивает быстрое и эффективное облегчение от боли. Поэтому N ₂ O был использован в качестве первого анестетик. Поскольку для анестезии необходимы большие дозы, и длительное воздействие газа может привести к летальному исходу, N ₂ O is используется сегодня только для относительно коротких операций.

Закись азота обладает рядом других интересных свойств. Первый, хорошо растворяется в сливках; по этой причине он используется в качестве пропеллент в дозаторах для взбитых сливок. Во-вторых, хотя и делает не горят сами по себе, лучше воздуха поддерживают возгорание других предметов. Это можно объяснить, заметив, что N ₂ O может разлагаться с образованием атмосферы, одна треть O ₂ по объему, тогда как обычный воздух составляет всего 21% кислорода по объему.

2 Н ₂ О( г )

2 Н ₂ ( г )

О ₂ ( г )

На протяжении многих лет окончания — ous и — ic использовались для различения самого низкого и самого высокого в паре степени окисления. N ₂ O представляет собой закись азота, поскольку степень окисления азота +1.NO это оксид азота потому что степень окисления азота +2.

Огромные количества оксида азота или оксида азота генерируется каждый год в результате реакции между N ₂ и O ₂ в атмосфере, катализируемый ударом молния, проходящая через атмосферу или раскаленными стенками двигатель внутреннего сгорания.

Н ₂ ( г )

О ₂ ( г )

2 НО( г )

Одна из причин снижения степени сжатия автомобильных двигателей в последние годы заключается в снижении температуры реакции горения, тем самым уменьшая количество NO выбрасывается в атмосферу.

NO можно получить в лаборатории путем реакции с металлической медью. с разбавить азотную кислоту.

3 Cu( с )

8 HNO ₃ ( водный )

3 Cu(NO ₃) ₂ ( водный )

2 НО( г )

4 Н ₂ О( л )

Молекула NO содержит нечетное число валентных электронов.В результате невозможно написать структуру Льюиса для этого молекула, в которой все электроны спарены (см. таблицу оксидов азота). Когда НЕТ газа при охлаждении пары молекул NO соединяются в обратимой реакции образуют димер (от греческого «два частей»), по формуле N ₂ O ₂ , в в котором все валентные электроны спарены, как показано в таблице оксидов азота.

NO быстро реагирует с O ₂ с образованием диоксида азота. (когда-то известный как перекись азота), который представляет собой темно-коричневый газ при комнатная температура.

2 НО( г )

О ₂ ( г )

2 НЕТ ₂ ( г )

NO ₂ можно приготовить в лаборатории нагреванием нитраты некоторых металлов до их разложения.

2 Pb(NO ₃ ) ₂ ( с )

2 PbO( с )

4 НЕТ ₂ ( г )

О ₂ ( г )

Его также можно получить путем взаимодействия металлической меди с концентрированным . азотная кислота,

Cu( с )

4 HNO ₃ ( водный )

Cu(NO ₃) ₂ ( водный )

2 НЕТ ₂ ( г )

2 Н ₂ О( л )

NO ₂ также имеет нечетное число электронов и поэтому содержит по крайней мере один неспаренный электрон в своем льюисовском структуры.NO ₂ димеризуется при низких температурах с образованием N ₂ O ₄ молекул, в которых все электроны парные, как показано в таблице оксидов азот.

Смеси NO и NO ₂ объединяются при охлаждении с образованием триоксид диазота, N ₂ O ₃, который представляет собой синий жидкость. Образование синей жидкости при воздействии NO или NO ₂ охлаждается, поэтому подразумевает наличие хотя бы небольшого часть другого оксида, т.к. N ₂ O ₂ и N ₂ O ₄ оба бесцветны.

Осторожно удаляя воду из концентрированной азотной кислоты при при низких температурах с дегидратирующим агентом мы можем образовать диазот пятиокись.

4 HNO ₃ ( водный )

П ₄ О ₁₀ ( с )

2 Н ₂ О ₅ ( с 0 9)

4 ГПО ₃ ( с )

N ₂ O ₅ представляет собой бесцветное твердое вещество, разлагается на свету или при нагревании до комнатной температуры.Как мог бы можно ожидать, N ₂ O ₅ растворяется в воде до образуют азотную кислоту.

Н ₂ О ₅ ( с )

Н ₂ О( л )

2 HNO ₃ ( водный )

Химия Фосфор

Фосфор — первый элемент, открытие которого можно проследить одному физическому лицу.В 1669 году при поиске пути к превращая серебро в золото, Хенниг Бранд получил белую восковую твердое тело, светящееся в темноте и самопроизвольно воспламеняющееся при контакте с воздухом. Бранд сделал это вещество путем выпаривания воду из мочи и позволяя черному остатку разлагаться в течение несколько месяцев. Затем он смешал этот остаток с песком, нагрел это смеси в присутствии минимума воздуха и собирают под водой летучие продукты, которые перегоняются из реакции колба.

Фосфор образует ряд соединений, являющихся прямыми аналогами азотсодержащих соединений. Однако тот факт, что элементарный азот практически инертен при комнатной температуре, тогда как элементарный фосфор может самопроизвольно воспламениться при воздействии на воздух показывает, что существуют различия между эти элементы тоже. Фосфор часто образует соединения с те же степени окисления, что и аналогичные соединения азота, но с различными формулами, как показано в таблице ниже.

Соединения азота и фосфора с Одинаковые числа окисления, но разные формулы

Номер окисления	Соединение азота	Соединение фосфора
0	Н ₂	П ₄
+3	HNO ₂ (азотистая кислота)	H ₃ PO ₃ (фосфористая кислота)
+3	Н ₂ О ₃	П ₄ П ₆
+5	HNO ₃ (азотная кислота)	H ₃ ПО ₄ (фосфорная кислота)
+5	NaNO ₃ (нитрат натрия)	Na ₃ ПО ₄ (фосфат натрия)
+5	Н ₂ О ₅	П ₄ О ₁₀

Те же самые факторы, которые объясняют различия между серой и кислород могут быть использованы для объяснения различий между фосфор и азот.

1. Тройные связи азот-азот намного прочнее, чем фосфор-фосфорные тройные связи.

2. Одинарные связи PP прочнее, чем одинарные связи N-N.

3. Фосфор ( EN = 2.19) намного меньше электроотрицательнее азота ( EN = 3,04).

4. Фосфор может расширять свою валентную оболочку, чтобы удерживать более восемь электронов, а азот не может.

Эффект Различия в силе одинарной и тройной связи

Отношение радиусов атомов фосфора и азота равно такое же, как отношение радиусов атомов серы и кислорода, в пределах экспериментальная ошибка.

В результате тройные связи фосфор-фосфор намного слабее, чем тройные связи азот-азот, по той же причине что двойные связи S=S слабее, чем двойные связи O=O фосфор атомы слишком велики, чтобы сблизиться достаточно близко друг к другу, чтобы образовать прочные облигации.

Каждый атом в молекуле N ₂ завершает свой октет валентные электроны, разделяя три пары электронов с один соседний атом. Поскольку фосфор не образует прочных множественными связями сам с собой, элементарный фосфор состоит из тетраэдрические P ₄ молекулы, в которых каждый атом образует одинарные связи с тремя соседними атомами, как показано на рисунке ниже.

Фосфор представляет собой белое твердое вещество воскообразного вида, которое плавится при 44,1 ^o C и кипит при 287 ^o C. Это получают восстановлением фосфата кальция углеродом в присутствии кремнезем (песок) при очень высоких температурах.

2 Ca ₃ (PO ₄) ₂ ( с )

6 SiO ₂ ( с )

10 С( с )

6 CaSiO ₃ ( с )

П ₄ ( с )

10 СО( г )

Белый фосфор хранится под водой, потому что элемент самопроизвольно воспламеняется в присутствии кислорода при температуры лишь немного выше комнатной.Несмотря на то что фосфор нерастворим в воде, хорошо растворим в углероде дисульфид. Решения P ₄ в CS ₂ достаточно стабильно. Как только CS ₂ испарится, однако фосфор воспламеняется.

Валентный угол P-P-P в тетраэдрической молекуле P ₄ всего 60 ^или . Этот очень маленький угол создает значительное напряжение в молекуле P ₄, который можно снять, разорвав одну из Р-Р-связей.Следовательно, фосфор образует другие аллотропы, открывая P ₄ тетраэдр. При нагревании белого фосфора до 300 ^o С, одна связь внутри каждого тетраэдра P ₄ разрывается, и P _{4 молекулы} соединяются вместе, образуя полимер (от греческого pol , «много», и meros , «parts») со структурой, показанной на рисунке ниже. Этот аллотроп фосфора темно-красный, и его присутствие в небольшие следы часто придают белому фосфору светло-желтую окраску.Красный фосфор более плотный (2,16 г/см ³ ), чем белый. фосфора (1,82 г/см ³ ) и гораздо менее реакционноспособен при нормальные температуры.

Эффект Различия в силе двойных связей P=X и N=X

Размер атома фосфора также влияет на его способность образовывать двойные связи с другими элементами, такими как кислород, азот, и сера.В результате фосфор имеет тенденцию образовывать соединения, которые содержат две одинарные связи PO, где азот образует N = O двойная связь. Азот образует нитрат, NO ₃ ^—, ион, например, в котором он имеет степень окисления +5. Когда фосфор образует ион с той же степенью окисления, фосфат, PO ₄ ^3-, ион, как показано на рисунок ниже.

Аналогичным образом азот образует азотную кислоту HNO ₃ , которая содержит двойную связь N=O, тогда как фосфор образует фосфорную кислота, H ₃ PO ₄ , которая содержит одиночный PO облигации, как показано на рисунке ниже.

Эффект Различия электроотрицательностей фосфора и азота

Разница между электроотрицательностями фосфора и азота ( EN = 0,85) такая же, как разница между электроотрицательностью серы и кислорода ( EN = 0,86), в пределах погрешности эксперимента. Потому что меньше электроотрицательны, фосфор более склонен, чем азот, проявляют положительные степени окисления.Самое важное окисление. числа для фосфора -3, +3 и +5 (см. Таблицу ниже).

Общие числа окисления фосфора

Окисление Номер		Примеры
-3		Ca ₃ P ₂ , РН ₃
+3		ПФ ₃, П ₄ О ₁₀, Н ₃ ПО ₃
+5		ПФ ₅, П ₄ О ₁₀, Х ₃ ПО ₄, Заказ на поставку ₄ ^3-

Поскольку он более электроотрицательный, чем большинство металлов, фосфор реагирует с металлами при повышенных температурах с образованием фосфиды, в которых он имеет степень окисления -3.

6 Ca( с )

П ₄ ( с )

2 Ca ₃ P ₂ ( с )

Эти фосфиды металлов реагируют с водой с образованием ядовитый, очень реактивный, бесцветный газ, известный как фосфин (PH ₃), который имеет самый неприятный запах, с которым сталкивались авторы.

Ca ₃ P ₂ ( с )

6 Н ₂ О( л )

2 РН ₃ ( г )

3 Ca ²⁺ ( водный )

6 OH ^— ( водный )

Образцы PH ₃, фосфорсодержащего аналога аммиака, часто загрязнены следами P ₂ H ₄ , фосфорный аналог гидразина.Как будто токсичность и запах РН ₃ было недостаточно, смеси РН ₃ и P ₂ H ₄ самопроизвольно воспламенился в наличие кислорода.

Соединения (такие как Ca ₃ P ₂ и PH ₃ ) в которых фосфор имеет отрицательную степень окисления, далеки превосходят соединения, в которых степень окисления фосфор положительный. Фосфор сгорает в O ₂ до производят P ₄ O ₁₀ в результате реакции необычайное количество энергии в виде тепла и света.

П ₄ ( с )

5 O ₂ ( г )

П ₄ О ₁₀ ( с )

H ^o = -2985 кДж/моль P ₄

При горении фосфора в присутствии ограниченного количества O ₂ , P ₄ O ₆ производится.

П ₄ ( с )

3 О ₂ ( г )

П ₄ О ₆ ( с )

H ^o = -1640 кДж/моль P ₄

P ₄ O ₆ состоит из тетраэдра, в котором атом кислорода вставлен в каждую связь PP в P ₄ молекула (см. рисунок ниже).P ₄ O ₁₀ имеет аналогичная структура с дополнительным атомом кислорода, связанным с каждым из четырех атомов фосфора.

P ₄ O ₆ и P ₄ O ₁₀ реагировать с водой с образованием фосфористой кислоты, H ₃ PO ₃ , и фосфорная кислота, H ₃ PO ₄ соответственно.

П ₄ О ₆ ( с )	+	6 Н ₂ О( л )		4 Н ₃ ПО ₃ ( водный )
П ₄ О ₁₀ ( с )	+	6 Н ₂ О( л )		4 Н ₃ ПО ₄ ( водный )

P ₄ O ₁₀ обладает таким высоким сродством к воде что он обычно используется в качестве обезвоживающего агента.Фосфор кислота, H ₃ PO ₃, и фосфорная кислота, H ₃ PO ₄, являются примерами большого класса оксикислот фосфора. Льюис структуры некоторых из этих оксикислот и родственных им оксианионов приведены в таблице ниже.

Эффект Различия в способностях фосфора и азота к расширению Их валентная оболочка

Реакция между аммиаком и фтором останавливается при NF ₃ потому что азот использует 2 s , 2 p _x , 2 p _y и 2 p _z орбиталей для удержания валентных электронов.Следовательно, атомы азота могут иметь максимум восемь валентностей. электроны. Фосфор, однако, имеет пустые 3 d атомные орбиталей, которые можно использовать для расширения валентной оболочки до 10 или более электронов. Таким образом, фосфор может реагировать с фтором с образованием сформируйте как PF ₃, так и PF ₅. Фосфор может даже образуют ион ПФ ₆ ^—, в котором имеется 12 валентные электроны на центральном атоме, как показано на рисунке ниже.

По отношению к кислороду максимальная валентность показана

Часто задаваемые вопросы

В современной периодической таблице кальций (атомный номер 20) окружен элементами с атомными

номерами 12, 19, 21 и 38. Какие из них имеют физические и химические свойства напоминают кальций?

Решение:

Ответ. Электронная конфигурация кальция с атомным номером 20: 2, 8, 8, 2.Таким образом, кальций имеет 2 валентных электрона на внешней оболочке. Теперь тот элемент, который имеет 2 валентных электрона, будет иметь физические и химические свойства, напоминающие свойства кальция.

Электронная конфигурация элемента с атомным номером 12: 2, 8, 2. Он имеет 2 валентных электрона, как и кальций. Таким образом, элемент с атомным номером 12 будет иметь физические и химические свойства, напоминающие свойства кальция.

Как электронная конфигурация элемента связана с его положением в современной периодической таблице

Решение:

Ответ.Электронная конфигурация элемента дает информацию о валентных электронах и количестве оболочек, присутствующих в элементе. Современная периодическая таблица имеет 18 вертикальных столбцов, называемых группами, и 7 горизонтальных рядов, называемых периодами. В современной таблице Менделеева атомы с одинаковыми электронными конфигурациями расположены в одном столбце, следовательно, число валентных электронов в группе остается прежним. Мы получаем информацию о номере группы, зная валентные электроны. Количество оболочек, присутствующих в элементе, равно номеру периода.Таким образом, зная электронную конфигурацию, мы знаем номер группы и номер периода элемента, который является положением элемента в периодической таблице.

Как электронная конфигурация элемента связана с его положением в современной периодической таблице

Решение:

Ответ. Электронная конфигурация элемента дает информацию о валентных электронах и количестве оболочек, присутствующих в элементе. Современная периодическая таблица имеет 18 вертикальных столбцов, называемых группами, и 7 горизонтальных рядов, называемых периодами.В современной таблице Менделеева атомы с одинаковыми электронными конфигурациями расположены в одном столбце, следовательно, число валентных электронов в группе остается прежним. Мы получаем информацию о номере группы, зная валентные электроны. Количество оболочек, присутствующих в элементе, равно номеру периода. Таким образом, зная электронную конфигурацию, мы знаем номер группы и номер периода элемента, который является положением элемента в периодической таблице.

Сколько валентных электронов имеет азот (N)? [Валентность азота]

Азот а химический элемент с символом Si и атомным номером 14, представляет собой бесцветную жидкость, газообразный или твердый.При нормальной температуре и давлении два атома азота связываются вместе. с образованием бесцветного газообразного азота (N2) без запаха. N2 составляет около 78% земной атмосферы, что делает его самым распространенным несвязанным элементом на Земле. поверхность.

В химической в лаборатории диазот можно получить обработкой водного раствора хлорид аммония и нитрит натрия.

NH ₄ Cl + NaNO ₂ → N ₂ + NaCl + 2 H ₂ O

Вы здесь, чтобы знаете валентные электроны атома азота, не так ли? Не волнуйтесь вместе с азотом валентных электронов мы объясним и его валентность.Но перед этим давайте некоторые основные идеи о том, что эти два термина:

Разница между Валентные электроны и валентность

Валентные электроны общее количество электронов, присутствующих на внешней оболочке атома (т.е. на самой внешней орбите). Валентные электроны нейтрального атома равны всегда определена, она не может изменяться (более или менее) ни при каких условиях для конкретного атома и может быть или не быть равным его валентности.

Валентность определена как общее количество электронов, которые атом может потерять, приобрести или разделить за это время. образования связи для получения стабильной электронной конфигурации i.е. завершить октет. Валентность атома может быть разной в различных соединениях или химических веществах. реакции из-за различных обстоятельств связи. Чаще всего валентность варьируется/изменяется из-за изменения степеней окисления и восстановления.

Азот (Н) Валентные электроны

Есть четыре простые шаги, чтобы узнать валентные электроны для атома азота, которые:

Шаг 1: Найдите Атомный номер

Чтобы узнать атомный номер азота, мы можем использовать периодическую таблицу.С помощью периодической таблицы, мы можем легко видеть, что атомный номер азота равен 7. Поскольку его атомный номер 7, он имеет 7 протонов, а для нейтрального азота число протонов всегда равно числу электронов, т.е. имеет 7 электронов в его ядро.

Шаг 2: Напишите Электронная конфигурация

Электрон конфигурация – это расположение электронов на орбиталях. Азот атом имеет в общей сложности 7 электронов, поэтому мы должны поместить 7 электронов на орбитали.То электроны будут размещены на разных орбиталях в зависимости от энергетического уровня: [1с, 2с, 2п, 3с, 3п, 4с, 3д, 4п, 5с, 4д, 5п, 6с, 4ж, 5д, 6п, 7с, 5ф]. Сейчас,

Электрон азота конфигурация N (7) = 1s ² 2s ² 2p ³ (полный конфигурация).

= [He] 2s ² 2p ³ (сокращенная конфигурация).

Шаг 3: Определить Валанс Шелл

Как известно, валентную оболочку атома можно найти по наибольшему числу принципиальных квантовые числа, которые выражаются через n и в [He]2s ² 2p ³ , наибольшее значение n равно 2, так что валентная оболочка азота равна 2s ² 2p ³ .

Шаг 4: Найдите Валентные электроны

Общее количество электроны, находящиеся на валентной оболочке атома, называются валентными электронами, а всего на валентной оболочке азота находится пять электронов. (2с ² 2п ³ ). Таким образом, азот имеет пять валентных электронов.

Валентность азота (Н)

Есть много различные способы узнать валентность атома, которая отражает способность атом для связи с другими атомами.Валентность описывает, насколько легко атом или свободный радикал может сочетаться с другими химическими видами. Валентность атома определяется на основе количества электронов, потерянных, полученных или разделенных с другого атома в момент образования связи.

Говорят, что атом быть стабильным, когда его самые внешние оболочки имеют восемь электронов (кроме H и He). Если общее количество электронов на самых внешних оболочках составляет от одного до четырех, атом имеет положительную валентность, и если электронов от четырех до восьми, валентность рассчитывается путем вычитания из восьми, и валентность будет равна нулю.Атомы наличие четырех крайних электронов имеет как положительную, так и отрицательную валентность, и атомы, имеющие восемь крайних электронов, валентность будет равна нулю (т.е. благородному газы).

Элементы, такие как азот может достичь стабильного состояния (ближайшая конфигурация инертного газа [Ne]), получив 3 электроны. Так что валентность азота равна 3 (трехвалентный).

Примечание: В принципе, валентность азота равна 5, но у него нет подоболочки d, так что валентность уменьшается до 3 с 5.Например, пентахлорид фосфора (PCl5) может существовать в виде фосфор имеет d-орбитали, но пентахлорид азота (NCl5) существовать не может. Несмотря на то что азот имеет 5 валентных электронов, только максимум три могут принимать участие в образование связи [пример: NCl3, Nh4].

В другом смысле атом азота может образовывать максимум три ковалентные связи в химической связи (для пример: Nh4, NCl3 и т. д.), а то, что такое валентность, максимальная способность образовывать связи с атомами во время химических реакций.

Мы также можем найти валентность азота с помощью таблицы Менделеева. Как азот относится к группе 15 (5А или ВА) наряду с неметаллическим фосфором (Р), металлоиды мышьяка (As) и сурьмы (Sb), а также металлический висмут (Bi). Эти элементы группы также называются пниктогенами . Все эти элементы имеют валентность 3.

Пояснение: Валентные электроны и валентность — это два разных аспекта. валентные электроны означают общее количество электронов, присутствующих в самой внешней оболочке элемента i.е. в случае азота его валентные электроны равны 5.

Но валентность – это комбинационная способность элемента во время образования химической связи. так что валентность не может быть отрицательной или положительной, это просто числовое значение от 0 до 7. В случае азота валентность равна 3.

Валентности атома азота — Справочник химика 21

Химия — 9

Обобщающая таблица на тему «Валентность и степень окисления» 11кл

Таблица степеней окисления химических элементов. Максимальная и минимальная степень окисления. Возможные степени окисления химических элементов.

Таблица степеней окисления химических элементов.

Валентные возможности атомов элементов в химических соединениях.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

Элемент

Степень окисления практически во всех соединениях

Исключения

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Решение:

Решение:

Валентность

Валентные возможности атома водорода

Валентные возможности атома углерода

Валентные возможности атома азота

Валентные возможности фосфора

Валентные возможности атома кислорода

Валентные возможности атома серы

Валентные возможности

Что мы узнали?

Азот и его соединения — презентация онлайн

Максимальная ковалентность азота A 3 B 4 C 5 D класс 11 химия JEE_Main

Почему Pcl6 имеет отрицательную форму, потому что фосфор может иметь максимальную ковалентность 5??

Нокаут NEET 2024

Нокаут NEET 2025

Усилитель ранга NEET 2022

Нокаут NEET 2022 (один месяц)

Нокаут NEET 2023 (один месяц)

QSAR Изучение окислительного поведения бензоксазинов как важного фармацевтического свойства

Принадлежности

Принадлежности

Абстрактный

Цифры

Похожие статьи

6700. SAR QSAR Environ Res. 2009. PMID: 19343584

использованная литература

Почему валентность азота 3? — Ответы на все

Почему валентность азота 3?

Почему азот имеет 5 валентность?

Является ли валентность азота 2?

Почему валентность азота равна 2?

Почему валентность азота равна 4?

Является ли азот валентностью 5?

Какова валентность азота и 2 из 5?

Какова валентность первых 20 элементов?

Почему азот не может увеличить ковалентность числа 4?

В каком соединении ковалентность азота равна 4?

Какова максимальная валентность азота?

Какой символ азота?

В каком соединении валентность азота равна 4?

Как мы можем найти валентность 1 20?

В каком соединении Ковалентность азота равна 4?

Может ли азот иметь 4 связи?

Почему ковалентность азота равна 4?

Химия азота и фосфора

По отношению к кислороду максимальная валентность показана

Часто задаваемые вопросы

Сколько валентных электронов имеет азот (N)? [Валентность азота]

Разница между Валентные электроны и валентность

Азот (Н) Валентные электроны

Валентность азота (Н)

Добавить комментарий Отменить ответ