H2O валентность: Валентность химических элементов (Таблица) — Детская игровая комната «Волшебный лес»

Posted on 03.03.197011.06.2021 by alexxlab

Содержание

Валентность химических элементов (Таблица)

Валентность химических элементов – это способность у атомов хим. элементов образовывать некоторое число химических связей. Принимает значения от 1 до 8 и не может быть равна 0. Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).

Как можно определить валентность в соединениях:

— Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении h3O валентность O равна 2.

— Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.

— Высшая валентность всегда равна № группы.

— Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.

— У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.

— У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.

Валентность химических элементов может быть постоянной и переменной. Постоянная в основном у металлов главных подгрупп, переменная у неметаллов и металлов побочных подгруп.

Таблица валентности химических элементов

Атомный №	Химический элемент	Символ	Валентность химических элементов	Примеры соединений
1	Водород / Hydrogen	H	I	HF
2	Гелий / Helium	He	отсутствует	—
3	Литий / Lithium	Li	I	Li₂O
4	Бериллий / Beryllium	Be	II	BeH₂
5	Бор / Boron	B	III	BCl₃
6	Углерод / Carbon	C	IV, II	CO₂, CH₄
7	Азот / Nitrogen	N	III, IV	NH₃
8	Кислород / Oxygen	O	II	H₂O, BaO
9	Фтор / Fluorine	F	I	HF
10	Неон / Neon	Ne	отсутствует	—
11	Натрий / Sodium	Na	I	Na₂O
12	Магний / Magnesium	Mg	II	MgCl₂
13	Алюминий / Aluminum	Al	III	Al₂O₃
14	Кремний / Silicon	Si	IV	SiO₂, SiCl₄
15	Фосфор / Phosphorus	P	III, V	PH₃, P₂O₅
16	Сера / Sulfur	S	VI, IV, II	H₂S, SO₃
17	Хлор / Chlorine	Cl	I, III, V, VII	HCl, ClF₃
18	Аргон / Argon	Ar	отсутствует	—
19	Калий / Potassium	K	I	KBr
20	Кальций / Calcium	Ca	II	CaH₂
21	Скандий / Scandium	Sc	III	Sc₂S₃
22	Титан / Titanium	Ti	II, III, IV	Ti₂O₃, TiH₄
23	Ванадий / Vanadium	V	II, III, IV, V	VF₅, V₂O₃
24	Хром / Chromium	Cr	II, III, VI	CrCl₂, CrO₃
25	Марганец / Manganese	Mn	II, III, IV, VI, VII	Mn₂O₇, Mn₂(SO₄)₃
26	Железо / Iron	Fe	II, III	FeSO₄, FeBr₃
27	Кобальт / Cobalt	Co	II, III	CoI₂, Co₂S₃
28	Никель / Nickel	Ni	II, III, IV	NiS, Ni(CO)₄
29	Медь / Copper	Сu	I, II	CuS, Cu₂O
30	Цинк / Zinc	Zn	II	ZnCl₂
31	Галлий / Gallium	Ga	III	Ga(OH)₃
32	Германий / Germanium	Ge	II, IV	GeBr₄, Ge(OH)₂
33	Мышьяк / Arsenic	As	III, V	As₂S₅, H₃AsO₄
34	Селен / Selenium	Se	II, IV, VI,	H₂SeO₃
35	Бром / Bromine	Br	I, III, V, VII	HBrO₃
36	Криптон / Krypton	Kr	VI, IV, II	KrF₂,BaKrO₄
37	Рубидий / Rubidium	Rb	I	RbH
38	Стронций / Strontium	Sr	II	SrSO₄
39	Иттрий / Yttrium	Y	III	Y₂O₃
40	Цирконий / Zirconium	Zr	II, III, IV	ZrI₄, ZrCl₂
41	Ниобий / Niobium	Nb	I, II, III, IV, V	NbBr₅
42	Молибден / Molybdenum	Mo	II, III, IV, V, VI	Mo₂O₅, MoF₆
43	Технеций / Technetium	Tc	I — VII	Tc₂S₇
44	Рутений / Ruthenium	Ru	II — VIII	RuO₄, RuF₅, RuBr₃
45	Родий / Rhodium	Rh	I, II, III, IV, V	RhS, RhF₃
46	Палладий / Palladium	Pd	I, II, III, IV	Pd₂S, PdS₂
47	Серебро / Silver	Ag	I, II, III	AgO, AgF_2,AgNO₃
48	Кадмий / Cadmium	Cd	II	CdCl₂
49	Индий / Indium	In	III	In₂O₃
50	Олово / Tin	Sn	II, IV	SnBr₄, SnF₂
51	Сурьма / Antimony	Sb	III, IV, V	SbF₅, SbH₃
52	Теллур / Tellurium	Te	VI, IV, II	TeH₂, H₆TeO₆
53	Иод / Iodine	I	I, III, V, VII	HIO₃, HI
54	Ксенон / Xenon	Xe	II, IV, VI, VIII	XeF₆, XeO₄, XeF₂
55	Цезий / Cesium	Cs	I	CsCl
56	Барий / Barium	Ba	II	Ba(OH)₂
57	Лантан / Lanthanum	La	III	LaH₃
58	Церий / Cerium	Ce	III, IV	CeO₂, CeF₃
59	Празеодим / Praseodymium	Pr	III, IV	PrF₄, PrO₂
60	Неодим / Neodymium	Nd	III	Nd₂O₃
61	Прометий / Promethium	Pm	III	Pm₂O₃
62	Самарий / Samarium	Sm	II, III	SmO
63	Европий / Europium	Eu	II, III	EuSO₄
64	Гадолиний / Gadolinium	Gd	III	GdCl₃
65	Тербий / Terbium	Tb	III, IV	TbF₄, TbCl₃
66	Диспрозий / Dysprosium	Dy	III	Dy₂O₃
67	Гольмий / Holmium	Ho	III	Ho₂O₃
68	Эрбий / Erbium	Er	III	Er₂O₃
69	Тулий / Thulium	Tm	II, III	Tm₂O₃
70	Иттербий / Ytterbium	Yb	II, III	YO
71	Лютеций / Lutetium	Lu	III	LuF₃
72	Гафний / Hafnium	Hf	II, III, IV	HfBr₃, HfCl₄
73	Тантал / Tantalum	Ta	I — V	TaCl₅, TaBr₂, TaCl₄
74	Вольфрам / Tungsten	W	II — VI	WBr₆, Na₂WO₄
75	Рений / Rhenium	Re	I — VII	Re₂S₇, Re₂O₅
76	Осмий / Osmium	Os	II — VI, VIII	OsF₈, OsI₂, Os₂O₃
77	Иридий / Iridium	Ir	I — VI	IrS₃, IrF₄
78	Платина / Platinum	Pt	I, II, III, IV, V	Pt(SO₄)₃, PtBr₄
79	Золото / Gold	Au	I, II, III	AuH, Au₂O₃, Au₂Cl₆
80	Ртуть / Mercury	Hg	II	HgF₂, HgBr₂
81	Талий / Thallium	Tl	I, III	TlCl₃, TlF
82	Свинец / Lead	Pb	II, IV	PbS, PbH₄
83	Висмут / Bismuth	Bi	III, V	BiF₅, Bi₂S₃
84	Полоний / Polonium	Po	VI, IV, II	PoCl₄, PoO₃
85	Астат / Astatine	At	нет данных	—
86	Радон / Radon	Rn	отсутствует	—
87	Франций / Francium	Fr	I	—
88	Радий / Radium	Ra	II	RaBr₂
89	Актиний / Actinium	Ac	III	AcCl₃
90	Торий / Thorium	Th	II, III, IV	ThO₂, ThF₄
91	Проактиний / Protactinium	Pa	IV, V	PaCl₅, PaF₄
92	Уран / Uranium	U	III, IV	UF₄, UO₃
93	Нептуний	Np	III — VI	NpF₆, NpCl₄
94	Плутоний	Pu	II, III, IV	PuO₂, PuF₃, PuF₄
95	Америций	Am	III — VI	AmF₃, AmO₂
96	Кюрий	Cm	III, IV	CmO₂, Cm₂O₃
97	Берклий	Bk	III, IV	BkF₃, BkO₂
98	Калифорний	Cf	II, III, IV	Cf₂O₃
99	Эйнштейний	Es	II, III	EsF₃
100	Фермий	Fm	II, III	—
101	Менделевий	Md	II, III	—
102	Нобелий	No	II, III	—
103	Лоуренсий	Lr	III	—
Номер	Элемент	Символ	Валентность химических элементов	Пример

Валентность. Степень окисления химических элементов

Валентность химических элементов

Валентность элемента — число химических связей, которые образует один атом данного элемента в данной молекуле.

Валентные возможности атома определяются числом:

неспаренных электронов
неподеленных электронных пар
вакантных валентных орбиталей

Правила определения валентности элементов в соединениях

Валентность водорода принимают за I (единицу).
Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II.
Высшая валентность равна номеру группы.
Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т.е. 8 – № группы.
Валентность может быть постоянной или переменной.
Валентность простых веществ не равна нулю. Исключение VIII группа главная подгруппа (благородные газы).

Валентность элементов не имеет знака.

У металлов, находящихся в главных подгруппах, валентность равна номеру группы.

У неметаллов в основном проявляются две валентности: высшая и низшая.

Пример

Сера (S) имеет высшую валентность VI и низшую (8 – 6), равную II.

Фосфор (P) проявляет валентности V и III.

Запомни!

В большинстве случаев валентность и степень окисления численно совпадают, хотя это разные характеристики. Но!

СО (монооксид углерода) — валентность атома углерода равна III, а степень окисления +2
HNO3 (азотная кислота) — валентность атома азота равна IV, а степень окисления +5
Н2О2 (пероксид водорода) — валентность водорода равна I, валентность атома кислорода равна II, а степень окисления водорода равна +1, а степень окисления кислорода равна -1. Аналогично во всех пероксидах валентность кислорода равна II.
N2h5 (гидразин) — валентность азота равна III, а степень окисления равна +2.
h3 (I), N2 (III), O2 (II), F2 (I), Cl2 (I), Br2 (I), I2 (I), а степени окисления равны 0.

Степень окисления химических элементов

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, вычисленный в предположении, что все связи в соединении ионные (то есть все связывающие электронные пары полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента).

Численно она равна количеству электронов, которое отдает атом приобретающий положительный заряд, или количеству электронов, которое присоединяет к себе атом, приобретающий отрицательный заряд.

Различие понятий степень окисления и валентность

Понятие валентность используется для количественного выражения электронного взаимодействия в ковалентных соединениях, то есть в соединениях, образованных за счет образования общих электронных пар. Степень окисления используется для описания реакций, которые сопровождаются отдачей или присоединением электронов.

В отличии от валентности, являющейся нейтральной характеристикой, степень окисления может иметь положительное, отрицательное, или нулевое значение. Положительное значение соответствует числу отданных электронов, а отрицательная числу присоединенных. Нулевое значение означает, что элемент находится либо в форме простого вещества, либо он был восстановлен до 0 после окисления, либо окислен до нуля после предшествующего восстановления.

Определение степени окисления конкретного химического элемента

Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.

Элементы с постоянной степенью окисления

Степень окисления = +№ группы

I группа главная подгруппа степень окисления +1.

II группа главная подгруппа степень окисления +2.

III группа главная подгруппа (бор, алюминий) степень окисления равна +3.

Исключения

Водород (H) в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, за исключением Si(+4)h5(-), B2(+3)H6(-), B(+3)h4(-), где водород принимает степень окисления -1, а в соединениях с металлами водород всегда имеет степень окисления -1: Na(+)H(-), Ca(+2)h3(-).
Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2. Однако в составе пероксидов его степень окисления равна -1 (например h3(+)O2(-), Na(2+)O(2-), Ba(+2)O2(-) и др.), а в соединениях с более электроотрицательным элементом — фтором — степень окисления кислорода положительна: O2(+)F2(-), O(+2)F2(-).
Фтор (F) как наиболее электроотрицательный элемент во всех соединениях проявляет степень окисления -1 (хотя расположен в VII группе главной подгруппе).
Серебро (Ag) имеет постоянную степень окисления +1 (хотя расположен в I группе побочной подгруппе).
Цинк (Zn) имеет постоянную степень окисления +2 (хотя расположен во II группе побочной подгруппе).

Элементы с переменной степенью окисления

Все остальные элементы (за исключением VIII группы главной подгруппы).

Для элементов главных подгрупп:

Высшая степень окисления = +№ группы.
Низшая степень окисления = +№ группы – 8.
Промежуточная степень окисления = +№ группы – 2.

Пример

Фосфор (P)

Высшая степень окисления = +5.
Низшая степень окисления = -3.
Промежуточная степень окисления = +3.

Если молекула образована ковалентными связями, то более электроотрицательный атом имеет отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательный — положительную.

При определении степени окисления в продуктах химических реакций исходят из правила электронейтральности, в соответствии с которым сумма степеней окисления различных элементов, входящих в состав вещества, должна быть равна нулю.

Примеры определения степеней окисления в сложных веществах

Задание 1

Определите степени окисления всех элементов в соединение N2O5.

Решение

В молекуле N2O5 более электроотрицательным является атом кислорода, следовательно, он находится в своей низшей степени окисления -2, а атом азота имеет степень окисления +5. Полученная алгебраическая сумма степеней окисления будет равняться нулю: 2*(+5) + 5*(-2) = 0.

Задание 2

Определите степени окисления всех элементов в соединение Na2SO4.

Решение

Степень окисления натрия равна +1, так как это элемент первой группы главной подгруппы. Степень окисления кислорода равна -2, так как данное соединение не относится к исключениям. Сера — это элемент VI группы главной подгруппы, поэтому у нее переменная степень окисления, которую нужно рассчитать.

Степень окисления серы (S) обозначаем за х, учитываем, что алгебраическая сумма степеней окисления равна 0, а также принимаем во внимание число атомов каждого химического элемента, получаем уравнение: 2*(+1) + х + 4(-2) = 0. Отсюда х = +6.

Задание 3

Определите степени окисления всех элементов в соединение K2Cr2O7.

Решение

Степень окисления калия равна +1, так как это элемент первой группы главной подгруппы. Степень окисления кислорода равна -2, так как данное соединение не относится к исключениям. Хром — это элемент VI группы побочной подгруппы, поэтому у нее переменная степень окисления, которую нужно рассчитать.Степень окисления серы (Cr) обозначаем за х, учитываем, что алгебраическая сумма степеней окисления равна 0, а также принимаем во внимание число атомов каждого химического элемента, получаем уравнение: 2*(+1) + 2*х + 7(-2) = 0. Отсюда х = +6.

Полезные ссылки

Источник материала

Валентность химических элементов (видео)

Степень окисления (видео)

Валентные возможности углерода (видео)

Валентные возможности азота (видео)

Дополнительные материалы

Валентные возможности атомов химических элементов (видео)

таблица или схема постоянной валентности в соединениях и как ее определить по формулам в 8 классе

Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).

Валентность химических элементов (Таблица)

Как можно определить валентность в соединениях:

Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении h3O валентность O равна 2.
Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.
Высшая валентность всегда равна № группы.
Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.
У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.
У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.

Таблица валентности химических элементов

Атомный №	Химический элемент	Символ	Валентность химических элементов	Примеры соединений
1	Водород / Hydrogen	H	I	HF
2	Гелий / Helium	He	отсутствует	—
3	Литий / Lithium	Li	I	Li2O
4	Бериллий / Beryllium	Be	II	Beh3
5	Бор / Boron	B	III	BCl3
6	Углерод / Carbon	C	IV, II	CO2, Ch5
7	Азот / Nitrogen	N	III, IV	Nh4
8	Кислород / Oxygen	O	II	h3O, BaO
9	Фтор / Fluorine	F	I	HF
10	Неон / Neon	Ne	отсутствует	—
11	Натрий / Sodium	Na	I	Na2O
12	Магний / Magnesium	Mg	II	MgCl2
13	Алюминий / Aluminum	Al	III	Al2O3
14	Кремний / Silicon	Si	IV	SiO2, SiCl4
15	Фосфор / Phosphorus	P	III, V	Ph4, P2O5
16	Сера / Sulfur	S	VI, IV, II	h3S, SO3
17	Хлор / Chlorine	Cl	I, III, V, VII	HCl, ClF3
18	Аргон / Argon	Ar	отсутствует	—
19	Калий / Potassium	K	I	KBr
20	Кальций / Calcium	Ca	II	Cah3
21	Скандий / Scandium	Sc	III	Sc2S3
22	Титан / Titanium	Ti	II, III, IV	Ti2O3, Tih5
23	Ванадий / Vanadium	V	II, III, IV, V	VF5, V2O3
24	Хром / Chromium	Cr	II, III, VI	CrCl2, CrO3
25	Марганец / Manganese	Mn	II, III, IV, VI, VII	Mn2O7, Mn2(SO4)3
26	Железо / Iron	Fe	II, III	FeSO4, FeBr3
27	Кобальт / Cobalt	Co	II, III	CoI2, Co2S3
28	Никель / Nickel	Ni	II, III, IV	NiS, Ni(CO)4
29	Медь / Copper	Сu	I, II	CuS, Cu2O
30	Цинк / Zinc	Zn	II	ZnCl2
31	Галлий / Gallium	Ga	III	Ga(OH)3
32	Германий / Germanium	Ge	II, IV	GeBr4, Ge(OH)2
33	Мышьяк / Arsenic	As	III, V	As2S5, h4AsO4
34	Селен / Selenium	Se	II, IV, VI,	h3SeO3
35	Бром / Bromine	Br	I, III, V, VII	HBrO3
36	Криптон / Krypton	Kr	VI, IV, II	KrF2, BaKrO4
37	Рубидий / Rubidium	Rb	I	RbH
38	Стронций / Strontium	Sr	II	SrSO4
39	Иттрий / Yttrium	Y	III	Y2O3
40	Цирконий / Zirconium	Zr	II, III, IV	ZrI4, ZrCl2
41	Ниобий / Niobium	Nb	I, II, III, IV, V	NbBr5
42	Молибден / Molybdenum	Mo	II, III, IV, V, VI	Mo2O5, MoF6
43	Технеций / Technetium	Tc	I — VII	Tc2S7
44	Рутений / Ruthenium	Ru	II — VIII	RuO4, RuF5, RuBr3
45	Родий / Rhodium	Rh	I, II, III, IV, V	RhS, RhF3
46	Палладий / Palladium	Pd	I, II, III, IV	Pd2S, PdS2
47	Серебро / Silver	Ag	I, II, III	AgO, AgF2, AgNO3
48	Кадмий / Cadmium	Cd	II	CdCl2
49	Индий / Indium	In	III	In2O3
50	Олово / Tin	Sn	II, IV	SnBr4, SnF2
51	Сурьма / Antimony	Sb	III, IV, V	SbF5, Sbh4
52	Теллур / Tellurium	Te	VI, IV, II	Teh3, H6TeO6
53	Иод / Iodine	I	I, III, V, VII	HIO3, HI
54	Ксенон / Xenon	Xe	II, IV, VI, VIII	XeF6, XeO4, XeF2
55	Цезий / Cesium	Cs	I	CsCl
56	Барий / Barium	Ba	II	Ba(OH)2
57	Лантан / Lanthanum	La	III	Lah4
58	Церий / Cerium	Ce	III, IV	CeO2 , CeF3
59	Празеодим / Praseodymium	Pr	III, IV	PrF4, PrO2
60	Неодим / Neodymium	Nd	III	Nd2O3
61	Прометий / Promethium	Pm	III	Pm2O3
62	Самарий / Samarium	Sm	II, III	SmO
63	Европий / Europium	Eu	II, III	EuSO4
64	Гадолиний / Gadolinium	Gd	III	GdCl3
65	Тербий / Terbium	Tb	III, IV	TbF4, TbCl3
66	Диспрозий / Dysprosium	Dy	III	Dy2O3
67	Гольмий / Holmium	Ho	III	Ho2O3
68	Эрбий / Erbium	Er	III	Er2O3
69	Тулий / Thulium	Tm	II, III	Tm2O3
70	Иттербий / Ytterbium	Yb	II, III	YO
71	Лютеций / Lutetium	Lu	III	LuF3
72	Гафний / Hafnium	Hf	II, III, IV	HfBr3, HfCl4
73	Тантал / Tantalum	Ta	I — V	TaCl5, TaBr2, TaCl4
74	Вольфрам / Tungsten	W	II — VI	WBr6, Na2WO4
75	Рений / Rhenium	Re	I — VII	Re2S7, Re2O5
76	Осмий / Osmium	Os	II — VI, VIII	OsF8, OsI2, Os2O3
77	Иридий / Iridium	Ir	I — VI	IrS3, IrF4
78	Платина / Platinum	Pt	I, II, III, IV, V	Pt(SO4)3, PtBr4
79	Золото / Gold	Au	I, II, III	AuH, Au2O3, Au2Cl6
80	Ртуть / Mercury	Hg	II	HgF2, HgBr2
81	Талий / Thallium	Tl	I, III	TlCl3, TlF
82	Свинец / Lead	Pb	II, IV	PbS, Pbh5
83	Висмут / Bismuth	Bi	III, V	BiF5, Bi2S3
84	Полоний / Polonium	Po	VI, IV, II	PoCl4, PoO3
85	Астат / Astatine	At	нет данных	—
86	Радон / Radon	Rn	отсутствует	—
87	Франций / Francium	Fr	I	—
88	Радий / Radium	Ra	II	RaBr2
89	Актиний / Actinium	Ac	III	AcCl3
90	Торий / Thorium	Th	II, III, IV	ThO2, ThF4
91	Проактиний / Protactinium	Pa	IV, V	PaCl5, PaF4
92	Уран / Uranium	U	III, IV	UF4, UO3
93	Нептуний	Np	III — VI	NpF6, NpCl4
94	Плутоний	Pu	II, III, IV	PuO2, PuF3, PuF4
95	Америций	Am	III — VI	AmF3, AmO2
96	Кюрий	Cm	III, IV	CmO2, Cm2O3
97	Берклий	Bk	III, IV	BkF3, BkO2
98	Калифорний	Cf	II, III, IV	Cf2O3
99	Эйнштейний	Es	II, III	EsF3
100	Фермий	Fm	II, III	—
101	Менделевий	Md	II, III	—
102	Нобелий	No	II, III	—
103	Лоуренсий	Lr	III	—
Номер	Элемент	Символ	Валентность химических элементов	Пример

Источник: https://infotables.ru/khimiya/1071-valentnost-khimicheskikh-elementov

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.

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

Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr	+1
Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd	+2
Алюминий Al	+3
Фтор F	-1

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

водород H	+1	Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O	-2	Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

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

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)

Кислород	VI	+2 (в OF2)
Фтор	VII
Медь	I	+2
Железо	VIII	+6 (например K2FeO4)

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.

Валентность

Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.

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

Валентные возможности атома зависят от количества:

неспаренных электронов
неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности 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:

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

Для углерода возможны валентности II, III, IV
Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Валентные возможности 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 (Nh4), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) 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 HNO3 или оксида азота N2O5? 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 O3, бензола C6H6 и т.д.

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

Для азота возможны валентности I, II, III и IV
Валентности V у азота не бывает!
В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония Nh5+, азотная кислота и д.р).

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/jelektrootricatelnost-stepen-okislenija-valentnost

Урок 6. валентность химических элементов. определение валентности элементов по формулам бинарных соединений.составление химических формул бинарных соединений по валентности — Химия — 8 класс

Конспект
Валентность химических элементов Определение валентности химических элементов по химическим формулам их соединений. Составление химических формул веществ по известным валентностям химических элементов
Состав вещества можно записать при помощи химической формулы. Как узнать, сколько атомов химических элементов входит в состав того или иного вещества? В молекуле хлороводорода на один атом водорода приходится один атом хлора – HCl, в молекуле воды на два атома водорода приходится один атом кислорода – h3O, а в молекуле аммиака на три атома водорода приходится один атом азота – Ch5. Такое различие в составе веществ объясняется свойством атомов химических элементов, которая называется валентность. Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определённое число атомов другого химического элемента. Валентность химических элементов обозначается римскими цифрами, которые, при необходимости, записываются над знаками химических элементов в веществе. У некоторых химических элементов валентность постоянная, у других – разная в различных соединениях.
Свойства веществ зависят от их состава. Вот два вещества, которые являются соединениями железа с кислородом: оксид железа FeO и оксид железа Fe2O3. Давайте определим валентности железа в этих веществах. Найдём элемент, валентность которого нам известна. В нашем случае это кислород, его валентность равна двум. Затем определим общее число валентностей – это произведение валентности химического элемента и его индекса: в первом случае – это 2, во втором – 6. Теперь определим валентность второго элемента. Для этого разделим общее число валентностей на число атомов второго химического элемента. В случае первого вещества мы должны два разделить на единицу, во втором случае, надо разделить шесть на два. У оксида железа FeO валентность железа будет равна II, у оксида железа Fe2O3 валентность железа будет равна III. Как мы видим, различие состава веществ связано с тем, что железо в этих веществах проявляет разную валентность.
Таким образом, для определения валентности химических элементов по химическим формулам их соединений необходимо:
1. Записать формулу, отметить валентность известного элемента.
2. Найти общее число единиц валентности (умножить индекс известного элемента на его валентность).
2. Найти общее число единиц валентности (умножить индекс известного элемента на его валентность).
А можно ли составить химическую формулу вещества, если известны валентности химических элементов? Да, можно.
Составим химическую формулу минерала корунд, зная, что это соединение алюминия и кислорода. Запишем символы химических элементов: Al O.
Над символом каждого из химических элементов поставим значение валентности.
Найдем общее число валентностей – это наименьшее общее кратное валентностей.
Определим индексы – это результат деления общего числа валентностей на валентность элемента.
Формула корунда – Al2O3.
Таким образом, для составления химических формул веществ по известным валентностям химических элементов необходимо:
1. Записать химические знаки элементов, входящих в соединение.
2. Проставить валентность.
3. Определить наименьшее общее кратное чисел, выражающих валентность обоих элементов.
4. Найти индексы элементов, разделив общее кратное на валентность каждого элемента.

Химический состав

Химические свойства

Возможные степени окисления

В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Первая из них склонна к диспропорционированию и устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu2O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (например, [Cu(Nh4)2]+). Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления +2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5. Последняя встречается в солях купраборанового аниона Cu(B11h21)23−, полученных в 1994 году.

Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не вступает в реакцию с водой и разбавленной соляной кислотой. Переводится враствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии кислорода, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Вступает в реакцию при нагревании с галогеноводородами.

На влажном воздухе медь окисляется, образуя основный карбонат меди(II) (внешний слой патины):

2Cu + h3O + CO2 + O2 à Cu2CO3(OH)2↓

Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой:

Cu + h3SO1 àCuO + SO2 ↑ + h3O

С концентрированной горячей серной кислотой:

Cu + 2h3SO4 à CuSO4 + SO2 ↑ + 2h3O

В электротехнике
Теплообмен
Для производства труб
Сплавы
Сплавы на основе меди
Сплавы, в которых медь значима
Ювелирные сплавы
Соединения меди

Из-за низкого удельного сопротивления (уступает лишь серебру, удельное сопротивление при 20 °C: 0,01724-0,0180 мкОм·м), медь широко применяется в электротехнике для изготовления силовых и других кабелей, проводов или других проводников, например, при печатном монтаже. Медные провода, в свою очередь, также используются в обмотках электроприводов (быт: электродвигателях) и силовых трансформаторов. Для этих целей металл должен быть очень чистый: примеси резко снижают электрическую проводимость. Например, присутствие в меди 0,02 % алюминия снижает её электрическую проводимость почти на 10 %.

Другое полезное качество меди — высокая теплопроводность. Это позволяет применять её в различных теплоотводных устройствах, теплообменниках, к числу которых относятся и широко известныерадиаторы охлаждения, кондиционирования и отопления, компьютерных кулерах, тепловых трубках.

В связи с высокой механической прочностью и пригодностью для механической обработки медные бесшовные трубы круглого сечения получили широкое применение для транспортировки жидкостей и газов: во внутренних системах водоснабжения, отопления, газоснабжения, системах кондиционирования и холодильных агрегатах. В ряде стран трубы из меди являются основным материалом, применяемым для этих целей: во Франции, Великобритании и Австралии для газоснабжения зданий, в Великобритании, США, Швеции и Гонконге для водоснабжения, в Великобритании и Швеции для отопления.

В России производство водогазопроводных труб из меди нормируется национальным стандартом ГОСТ Р 52318-2005, а применение в этом качестве федеральным Сводом Правил СП 40-108-2004. Кроме того, трубопроводы из меди и сплавов меди широко используются в судостроении и энергетике для транспортировки жидкостей и пара.

В разнообразных областях техники широко используются сплавы с использованием меди, самыми широко распространёнными из которых являются упоминавшиеся выше бронза и латунь. Оба сплава являются общими названиями для целого семейства материалов, в которые, помимо олова и цинка, могут входить никель, висмут и другие металлы. Например, в состав пушечной бронзы, использовавшейся для изготовления артиллерийских орудий вплоть до XIX века, входят все три основных металла — медь, олово, цинк; рецептура менялась от времени и места изготовления орудия. Большое количество латуни идёт на изготовление гильз артиллерийских боеприпасов и оружейных гильз, благодаря технологичности и высокой пластичности. Для деталей машин используют сплавы меди с цинком, оловом, алюминием, кремнием и др. (а не чистую медь) из-за их большей прочности: 30—40 кгс/мм² у сплавов и 25—29 кгс/мм² у технически чистой меди. Медные сплавы (кроме бериллиевой бронзы и некоторых алюминиевых бронз) не изменяют механических свойств при термической обработке, и их механические свойства и износостойкость определяются только химическим составом и его влиянием на структуру. Модуль упругости медных сплавов (900—12000 кгс/мм², ниже, чем у стали). Основное преимущество медных сплавов — низкий коэффициент трения (что делает особенно рациональным применением их в парах скольжения), сочетающийся для многих сплавов с высокой пластичностью и хорошей стойкостью против коррозии в ряде агрессивных сред (медно-никелевые сплавы и алюминиевые бронзы) и хорошей электропроводностью. Величина коэффициента трения практически одинакова у всех медных сплавов, тогда как механические свойства и износостойкость, а также поведение в условиях коррозии зависят от состава сплавов, а следовательно, от структуры. Прочность выше у двухфазных сплавов, а пластичность у однофазных. Медноникелевый сплав (мельхиор) используются для чеканки разменной монеты. Медноникелевые сплавы, в том числе и так называемый «адмиралтейский» сплав, широко используются в судостроении (трубки конденсаторов отработавшего пара турбин, охлаждаемых забортной водой) и областях применения, связанных с возможностью агрессивного воздействия морской воды из-за высокой коррозионной устойчивости. Медь является важным компонентом твёрдых припоев — сплавов с температурой плавления 590—880 градусов Цельсия, обладающих хорошей адгезией к большинству металлов, и применяющихся для прочного соединения разнообразных металлических деталей, особенно из разнородных металлов, от трубопроводной арматуры до жидкостных ракетных двигателей.

Дюраль (дюралюминий) определяют как сплав алюминия и меди (меди в дюрали 4,4 %).

В ювелирном деле часто используются сплавы меди с золотом для увеличения прочности изделий к деформациям и истиранию, так как чистое золото — очень мягкий металл и нестойко к механическим воздействиям.

Оксиды меди используются для получения оксида иттрия бария меди YBa2Cu3O7-δ, который является основой для получения высокотемпературных сверхпроводников. Медь применяется для производства медно-окисных гальванических элементов и батарей.

Комплексообразование в системе Zn(HCO2)2-NH(CONh3)2-h3O при 25℃ и изучение физико-химических свойств в новой твёрдой фазе Текст научной статьи по специальности «Химические науки»

УДК 546.06

Вестник СПбГУ. Сер. 4. Т. 3 (61). 2016. Вып. 3

Н. Т. Шайкиева1, С. О. Кадыркулова2,

КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ В СИСТЕМЕ Zn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O ПРИ 25°С И ИЗУЧЕНИЕ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ В НОВОЙ ТВЁРДОЙ ФАЗЕ

1 Кыргызско-турецкий университет «Манас», Кыргызстан, 720042, Бишкек, пр. Мира, 56

2 Кыргызская государственная медицинская академия, Кыргызстан, 720020, Бишкек, ул. Ахунбаева, 92

3 Институт химии и химической технологии НАН КР, 720071, Кыргызстан, Бишкек, пр. Чуй, 267

Изотермическим методом исследована растворимость и природа твёрдых фаз в системе Zn(HCO2)2—NH(CONh3)2 —h3O при 25°С, в которой установлен концентрационный интервал кристаллизации нового инконгруэнтно растворимого соединения Zn(HCO2)2 •

• NH(CONh3)2 • h3O с мольным соотношением 1:1:1. Индивидуальность нового соединения Zn(HCO2)2 • NH(CONh3)2 • h3O подтверждена методами химического, рентгенофазово-го, дифференциального термического и ИК-спектроскопического анализов. В комплексном соединении координация лиганда осуществляется через атом кислорода карбонильной группы. Показано, что термолиз комплексного соединения — сложный многостадийный процесс, включающий стадии дегидратации и разложения комплекса. Конечным продуктом разложения является оксид цинка. По данным рентгенофазового анализа рассчитаны параметры элементарной ячейки a, b, c, d и hkl, величины межплоскостных расстояний и интенсивности пиков дифрактограмм. Полученное новое соединение Zn(HCO2)2 • NH(CONh3)2 • h3O имеют ромбическую сингонию. Состав нового комплексного соединения, установленный химическим анализом, постоянен и хорошо соответствует теоретически рассчитанному составу. Библиогр. 4 назв. Ил. 3. Табл. 2.

Ключевые слова: биурет, формиат цинка, растворимость, рентгенофазовый анализ, термический анализ.

N. T. Shaykieva1, S. O. Kadirkulova2, J. T. Ahmatova)

COMPLEXATION IN SYSTEM Zn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O AT 25С AND STUDY OF PHYSICAL AND CHEMICAL PROPERTIES OF THE NEW SOLID PHASE

1 Kyrgyz-Turkish «Manas» University, 56, pr. Mira, Bishkek, 720042, Kyrgyzstan

2 Kyrgyz State Medical Academy

3 Institute of Chemistry and Chemical Technology, National Academy of Sciences of the Republic of Kyrgyzstan, Bishkek, 720071, Kyrgyzstan

The solubility and the nature of the solid phase in the system Zn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O at 25С were investigated by isothermal method. The concentration range of crystallization of the new incongruently soluble compound Zn(HCO2)2 • NH(CONh3)2 • h3O with molar ratio of 1:1:1 was set in system. The individuality of the new compound Zn(HCO2)2 • NH(CONh3)2 •

• h3O was confirmed by chemical, X-ray, differential thermal analysis and IR spectroscopic analysis. It has been shown that, in a complex compound, the coordination of a ligand takes place through an oxygen atom in a carbonyl group. It is shown that the thermolysis of the complex compound is a complex multistage process, which includes stages of complex dehydration and decomposition. The final product of decomposition is zinc oxide. According to X-ray analysis a, b, c, d and hkl unit cell parameters, the value-spacings and intensities of the diffraction patterns of peaks were calculated. The resulting new compound Zn(HCO2)2 • NH(CONh3)2 • h3O has orthorhombic syngony. The composition of the new complex compound set by chemical analysis, matches the theoretically calculated composition and has a constant composition. Refs 4. Figs 3. Tables 2.

Keywords: biuret, zinc formate, solubility, X-ray analysis, thermal analysis. © Санкт-Петербургский государственный университет, 2016

Ж. Т. Ахматова

Введение. В настоящее время активно развивается направление по получению координационных металлоорганических соединений, обладающих биологически активными свойствами.

Биурет является активным комплексообразующим лигандом, содержащим важнейшие структурные фрагменты — С=О- и NH-группы, — за счёт которых возможна координация с металлом.

Настоящее исследование является продолжением ранее выполненных работ по изучению взаимодействия формиатов переходных металлов с биуретом [1, 2].

Целью представленной работы является изучение взаимодействия формиата цинка с биуретом при 25°С. Так как комплексообразование в ряде случаев приводит к появлению новых полезных свойств у целевых продуктов, не наблюдаемых в исходных компонентах, то следует ожидать образования новых комплексов с весьма широким спектром их применения в промышленности и сельском хозяйстве.

Экспериментальная часть. Система изучена при 25°С в водяном термостате с электрическим подогревом НААКЕ DL 30, в стеклянных сосудах, снабжённых специальной мешалкой, с масляными затворами. Колебание температуры не превышало ±0,2°С. Равновесие в системе при непрерывном перемешивании смесей устанавливалось в течение 7-8 ч. Ионы Zn2+ определяли обратным титрованием избытка трило-на Б, в среде аммиачного буфера (рН = 10) с индикатором «эриохром чёрный» [3]. Содержание биурета находили по азоту методом Кьельдаля [4].

Рентгенофазовый анализ синтезированных веществ выполнен на порошковом ди-фрактометре ДРОН-3, на кобальтовом излучении при напряжении 30 кВ и анодном токе 30 А. Скорость сканирования составляла 1 град/мин.

Дериватограммы снимали на STA 449 F3 — дериватографе системы Паулик—Па-улик—Эрдей в воздушной атмосфере в интервале температур 20-1000°С со скоростью нагрева 10 град/мин. Масса навески — 100 мг. Эталоном служил AI2O3.

ИК-спектры поглощения соединений в области 4000-400 см-1 снимали на спектрофотометре FT-IR Model-400, Nicollet, в образцах, таблетированных с KBr.

Результаты и их обсуждение. Изотерма растворимости системы Zn(HCO2)2 • • NH(CONh3)2 • h3O (рис. 1, табл. 1) характеризуется наличием трёх ветвей кристал-

100 90 80 70 60 50 -! 40302010

NH(CONh3)2

Zn(HC02)2 • NH(CONh3)2 • Н20

Рис. 1. Диаграмма растворимости системы Zn(HCO2)2 • i; Zn(HC02)2 • 2Н20 • NH(CONh3)2 • h3O при

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

25°С

лизации: крайние ветви соответствуют кристаллизации исходных компонентов — ди-гидрата формиата цинка и биурета, средняя ветвь соответствует кристаллизации нового гидратированного соединения Zn(HCO2)2 • МИ(СОМИ2)2 • Н20. Данное соединение кристаллизуется в концентрационных интервалах по формиату цинка 5,79-7,47 мас. %, по биурету 5,31-16,77 мас. %. Растворимость биурета под действием формиата цинка повышается почти в 4 раза, что косвенно свидетельствует об образовании нового химического соединения. Установленное соединение в воде растворяется инконгруэнтно. Химический анализ нового комплекса показал, что его состав соответствует содержанию компонентов: Zn(HC02)2 — 47,7%; №Н(С0№Н2)2 — 48%; Н2О — 4,3%, которое отвечает формуле Zn(HC02)2 • №Н(С0№Н2)2 • Н20.

Таблица 1

Растворимость и состав твёрдых фаз в системе

Состав жидкой фазы Состав твёрдой фазы Кристаллизующаяся

№Н(С(ЖН2)2 гп(нсо2)2 н2о №Н(С(ЖН2)2 гп(нсо2)2 н2о фаза

5,70 1,84 92,46 88,12 0,97 10,91 №Н(С(ЖН2)2

6,42 3,20 90,38 83,71 1,06 15,23 №Н(С(ЖН2)2

14,57 4,36 81,07 97,50 2,25 0,25 №Н(С(ЖН2)2

15,05 6,57 78,38 80,47 13,09 6,44

16,31 6,02 77,67 66,49 24,83 8,68 гп(НС02)2 • №Н(С(ЖН2)2-•Н20 + №Н(С(ЖН2)2

16,76 8,79 74,45 47,58 47,66 4,76 гп(НС02)2 • №Н(С(ЖН2)2- •н2о

16,77 7,47 75,76 40,99 36,45 22,56 гп(НС02)2 • №Н(С(ЖН2)2- •н2о

7,10 6,20 86,70 47,40 47,53 5,07

6,10 6,20 87,70 47,60 47,20 5,20 гп(НС02)2 • №Н(С(ЖН2)2- •н2о

5,31 5,79 88,90 47,31 47,30 5,39

5,80 6,81 87,39 25,00 61,01 13,99 гп(нсо2)2 • 2Н2о + гп(НС02)2 • №Н(С(ЖН2)2

5,07 6,97 87,96 27,11 63,47 9,42

3,20 6,80 90,00 1,90 73,43 24,67 гп(нсо2)2 • 2Н2о

2,01 6,90 91,09 1,50 82,30 16,20 гп(нсо2)2 • 2Н2о

Новое комплексное соединение выделено в виде кристаллов, и изучены его физико-химические свойства.расчёт? А Дс/, А I, % /7 Ы

8,8143 8,8388 -0,0245 52,31 002

7,6178 7,6249 -0,0071 5,95 020

7,1379 7,1428 -0,0049 6,59 200

5,9160 5,8823 0,0337 3,61 003

5,5596 5,5555 0,0041 2,72 202

5,3550 5,3528 0,0022 2,12 122

5,0286 5,0000 0,0286 2,38 221

4,8593 4,8853 -0,026 4,89 031

4,5726 4,5980 -0,0254 4,89 301

4,5195 4,5454 -0,0259 4,68 310

4,2623 4,2107 0,0516 10 132

4,0094 4,0422 -0,0328 1,70 312

3,9190 3,9013 0,0177 1,06 203

3,8474 3,8096 0,0378 2,97 040

3,5998 3,5967 0,0031 2,55 313

3,5358 3,5267 0,0091 2,55 005

3,3675 3,3671 0,0004 6,80 204

3,3182 3,3296 -0,0114 5,53 323

3,1848 3,1023 0,0825 100 233

2,9941 2,9920 0,0021 5,48 333

2,9444 2,9386 0,0058 5,74 006

2,5317 2,5400 -0,0083 0,80 060

Рентгенограмма полученного комплексного соединения проиндицированы в предположении ромбической сингонии, с параметрами элементарной ячейки: а = 14,2758 А, Ь = 15,2356 А, с = 17,6286 А;

Для определения координации лиганда с металлом-комплексообразователем было проведено ИК-спектроскопическое исследование.

ИК-спектры комплексного соединения (рис. 2) показали, что отмечается изменение в спектрах поглощения: валентные колебания vаJas (С=О) в области 1740 и 1710 см-1 смещены в низкочастотную область, причём полоса поглощения валентных асимметричных колебаний (С=О) смещена сильнее, чем полоса симметричных. Данная полоса становится плечом полосы, соответствующей (С=О), и появляется в области 1667 см-1. Наблюдается также смещение в высокочастотную область полосы поглощения валентного колебания V (С—N в области 1411 см-1 на 28 см-1 и проявляется в области 1450 см-1, что указывает на ослабление связи С=О, при этом связь С—N укрепляется. Такие изменения позволяют сделать вывод о координации лиганда с ионом металла через атом кислорода карбонильной группы.

Изучение термической устойчивости показывает, что разложение полученного соединения сопровождается предварительным плавлением, плавление соединений сопровождается частичным разложением, причём разложение начинается с органической части (рис. экзо

[1]

ДТГ, %/мин

Т, °С

ТГ, % 100

90 80 70 60 50 40 30

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 Время, мин

Рис. 3. Дериватограммма соединения Zn(HC02)2 • NH(C0Nh3)2 • Н20: изменение массы, %: 1—7,60; 2—21,79; 3—5,83; 4—2,89; 5—51,36; 6 — 69,22

1,0

-50

0,5 -100

-150

0,0

-200

-250

-0,5

-300

1000

800

600

400

200

циануровую кислоту и карбамид, убыль массы составляет 21,79%.пО). Убыль массы составляет 51,22%, что подтверждается теоретически рассчитанному значению (50,19%).

Заключение. Исследования по изучению фазовых равновесий в системе с участием формиата цинка, биурета и воды установили образование инконгруэнтно растворимого нового соединения состава Zn(HCO2)2 • МН(С0МН2)2 • Н20. Кристаллизация данного соединения соответствует концентрациям по формиату цинка 5,79-7,47 мас. % и по би-урету 5,31-16,77 мас. %. Рентгенограмма нового соединения содержит линии, которые

ни по интенсивности, ни по значениям межплоскостных расстояний не совпадают с набором линий исходных компонентов, и по результатам рентгенофазового анализа установлено, что новое комплексное соединение имеет ромбическую сингонию, параметры ячейки которой равны: a = 14,2758 A, b = 15,2356 A, c = 17,6286 А. По результатам ИК-спектроскопического исследования установлено, что координация биурета в комплексе осуществляется через кислород карбонильной группы. Термический анализ нового соединения показывает, что комплексное соединение имеет индивидуальную температуру плавления и термопревращение.

Литература

1. Шайкиева Н. Т., Ахматова Ж. Т., Кадыркулова С. О. Исследование фазовых равновесий в тройной водно-солевой системе Mn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O при 25°С // Изв. вузов. Кыргызстан. 2012. № 1. С. 69-72.

2. Шайкиева Н. Т. Исследование фазовых равновесий в тройной водно-солевой системе Cu(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O при 25°С // Вестн. КазНУ. Сер. химич. 2014. № 2 (74). С. 87-92.

3. Шварценбах Г., Флашка Г. Комплексонометрическое титрование. М.: Химия, 1970. 259 с.

4. ГиллебрандВ. Р. и др. Практическое руководство по неорганическому анализу. М.: ГХИ, 1960. 1111 с.

References

1. Shaykieva N.T., Ahmatova J.T., Kadirkulova S. O. Issledovanie fazovykh ravnovesii v troinoi vodno-solevoi sisteme Mn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O pri 25°C [Study of phase equilibria in the ternary aqueous-salty system Zn(HCO2)2—NH(CONh3)2—h3O at 25°C]. Izv. vuzov. Kyrgyzstan [Proceedings of the universities, Kyrgyzstan], 2012, no 1, pp. 69—72. (In Russian)

2. Shaykieva N. T. Issledovanie fazovykh ravnovesii v troinoi vodno-solevoi sisteme Cu(HCO2)2— NH(CONh3)2—h3O pri 25°C [Study of phase equilibria in the ternary aqueous-salty Cu(HCO2)2— NH(CONh3)2—h3O at 25°C] Vestn. KazNU. Ser. khimich. [KazNU Bulletin.Chemical series. Almaty, Kazakhstan], 2014, no 2 (74), pp. 87-92. (In Russian)

3. Schwarzenbach G., Flashka G. Kompleksonometricheskoe titrovanie [Complexometric titration]. Moscow, Khimiia Publ., 1970. 259 p. (In Russian)

4. Hillebrand V. R. et al. Prakticheskoe rukovodstvo po neorganicheskomu analizu [A practical guide for inorganic analysis]. Moscow, GHI, 1960. 1111 p. (In Russian)

Статья поступила в редакцию 16 июня 2016 г.

Контактная информация

Шайкиева Нурзат Турганбековна — преподаватель; e-mail: [email protected] Кадыркулова Салтанат Орозобаевна — кандидат химических наук; e-mail: [email protected]

Ахматова Жылдыз Токтосуновна (1957-2016) — кандидат химических наук.

Shaikieva Nurzat T. — lecturer; e-mail: [email protected] Kadyrkulova Saltanat O. — PhD; e-mail: [email protected] Akhmatova Zhyldyz T. (1957-2016) — PhD.

P2O5, SO2, SO3, NO, Na2O, CaO, Mn2O7, SnO2, I2O5, h3O., химия

5-9 класс

Mishakrlkv 01 июля 2014 г., 17:48:09 (6 лет назад) Arl1n

01 июля 2014 г., 20:09:55 (6 лет назад)

V II
P2O5 — оксид фосфора (V)
IV II
SO2  — оксид серы(IV)
VI II
SO3  — оксид серы (VI)
II II
NO  — оксид азота (II)
I II
Na2O —  — оксид натрия
II II
CaO  — оксид кальция
VII II
Mn2O7 — оксид марганца (VII)
IV II
SnO2  — оксид олова (VI)
V II
I2O5-  — оксид йода (V)
I II
h3O  — оксид водорода (вода)

Ответить

Другие вопросы из категории

h3O Структура Льюиса, молекулярная геометрия и гибридизация

h3O — это молекулярная формула воды, одного из основных компонентов Земли. Одиночная молекула состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, которые связаны ковалентной связью. Более того, две или более молекулы h3O соединяются с помощью водородных связей, образуя соединение.

Интересно осознать, что ковалентные связи прочнее водородных, поэтому вода легко вступает в реакцию с большинством химических элементов периодической таблицы.

Структура Льюиса, или также называемая структурой электронных точек, представляет собой схематическое представление определения общего числа валентных электронов, присутствующих в атоме, которые готовы к образованию связи с образованием молекулы и, в конечном итоге, соединения.

Валентные электроны показаны в виде точек вокруг символа атома, в основном парами.

В соответствии с правилом октетов максимальное количество точек, которое можно нарисовать, составляет восемь на атом. Причем образование связи за счет реагирующих валентных электронов показано с помощью линий.

Атомный номер атома водорода равен единице, что составляет его электронную конфигурацию 1s1. Так как оболочка 1s может вместить максимум два электрона, не хватает еще одного электрона.

Он заставляет один атом водорода иметь один валентный электрон.

Кроме того, в случае кислорода его электронная конфигурация 1s2 2s2 2p4, где 2p-оболочка может вместить шесть электронов.

Поскольку не хватает двух электронов, общее количество валентных электронов в атоме кислорода равно шести.

Что такое валентные электроны?

Валентные электроны — это «свободные электроны», находящиеся во внешней оболочке атома. Ядро слабо удерживает внешнюю оболочку, так как она находится дальше всего на расстоянии.

Более того, если валентные электроны не спарены, они становятся высоко реактивными по своей природе, принимая или отдавая электроны для стабилизации его внешней оболочки.

Интересно понять, что чем больше количество валентных электронов, тем сильнее будет способность принимать электроны.

Принимая во внимание, что чем меньше количество валентных электронов, тем сильнее будет способность атома отдавать их.

Что такое правило октетов?

Согласно правилу Октета, максимальное количество валентных электронов, которое может иметь атом, равно восьми. Более того, эти восемь электронов нарисованы только вокруг символа атома в структуре Льюиса.

В кислороде не хватает двух валентных электронов. Между тем, у двух атомов водорода всего не хватает двух валентных электронов.

Структура Льюиса h3O нарисована таким образом, что дефицит каждого атома восполняется.

Структура Льюиса h3O

Структура Льюиса из водорода и 2 атомов кислорода показывает, что всего восемь валентных электронов участвуют в образовании связи с образованием единой трехатомной молекулы h3O.

Здесь нам нужно понять, как строится структура Льюиса для молекулы h3O:

Посмотрите на общее количество валентных электронов: их восемь, чтобы образовалась единственная молекула h3O.
Посмотрите, сколько электронов необходимо: по правилу октетов это четыре на одну молекулу воды (h3O).
Найдите общее количество образующихся связей: Одинарные ковалентные связи между каждым атомом кислорода и водорода.
Выберите центральный атом: атом кислорода будет центральным атомом
Нарисуйте диаграмму Льюиса:

Геометрическая структура молекулы h3O

Валентный угол между атомами водород-кислород-водород (H-O-H) равен 104.5 °. Из этого можно понять, что геометрическая структура одиночной молекулы h3O искривлена.

Это объясняется с помощью теории отталкивания пар электронов валентной оболочки (VSEPR), которая объясняет, почему, независимо от наличия двух пар неподеленных электронов на атоме кислорода, валентный угол уменьшается до 104,5 °.

Идеальный валентный угол для изогнутой молекулы составляет 109,5 °.

Согласно структуре Льюиса, когда все валентные электроны вокруг атома не спарены, существует неподеленная пара.

Аналогичным образом обстоит дело с атомом кислорода в молекуле h3O, где существуют две неподеленные пары.

Эти неподеленные пары искажают угол связи из-за отталкивания неподеленной пары-неподеленной пары, что больше, чем отталкивание пары связь-пара и неподеленная пара-пара связи.

Когда неподеленная пара увеличивается, угол связи уменьшается. Поскольку на атоме кислорода есть две неподеленные пары, это уменьшает валентный угол до 104,5 °.

Гибридизация молекулы h3O

Связь между каждым атомом кислорода и водорода в молекуле воды сигма (σ) без пи (π) связей.

Как известно, сигма (σ) -связи являются самыми прочными ковалентными связями. В результате между кислородом и атомом водорода существует высокая стабильность.

Все дело в двух неподеленных парах атома кислорода. Гибридизация молекулы воды (h3O) — это sp3, где ее кислород был гибридизован.

Согласно диаграмме, можно проанализировать, что единственный атом кислорода в молекуле воды (h3O) имеет одну 2s-орбиталь и три 2p-орбитали. Эти четыре вместе приводят к образованию четырех гибридизованных орбиталей sp3.

Это приводит к образованию тетраэдрической изогнутой геометрии, где в целом молекула h3O показывает 25% характеристик s и 75% характеристик p-орбитали.

Это можно объяснить с помощью диаграммы молекулярных орбиталей молекулы h3O.

2s-орбиталь и три 2p-орбитали атома кислорода образуют четыре новых гибридных орбитали, которые в дальнейшем связываются, перекрываясь с 1s-орбиталью атомов водорода.

Молекулярная орбитальная диаграмма воды (h3O)

Диаграмма молекулярных орбиталей — это графическое изображение определения химической связи между молекулами соединения.

Кроме того, диаграмма молекулярных орбиталей помогает определить, как были образованы две сигма-связи и влияние неподеленных пар на структуру.

Из приведенной выше диаграммы видно, что шесть валентных электронов связаны с 1s-орбитальными электронами атома водорода.

Смешивание и перекрытие происходит среди атомных орбиталей схожей энергии.

Это происходит таким образом, что связывающие электроны с более низкой энергией образуют разрыхляющие молекулярные орбитали с более высокой энергией.

Левые электроны кислорода больше не перекрываются из-за недостатка электронов.

Электроотрицательность атома кислорода выше, чем у водорода. Из-за этого кислород имеет более высокий отрицательный заряд, а водород — положительный. Это заставляет кислород притягивать соседние электроны и в конечном итоге образовывать связь.

С другой стороны, водород не реагирует с соседними молекулами, поскольку он уже выполнил свою орбиталь и связан с кислородом через сигма-связь, которую нелегко разорвать.

Это приводит к формированию полярности в молекуле h3O, независимо от наличия чистого нейтрального заряда.

Вы также можете прочитать интересную статью о полярности воды.

Заключение

Структура Льюиса трехатомной молекулы h3O показывает две одинарные сигма-связи между атомом кислорода и атомами водорода. Более того, эти связи оставляют две неподеленные пары электронов на атоме кислорода, что в основном способствует тетраэдрической изогнутой геометрической структуре молекулы h3O.

По этой причине угол связи, который должен был составлять 109,5 °, составляет 104,5 °. Гибридизация молекулы h3O является sp3, потому что она имеет одну s-орбиталь и три p-орбитали, которые смешиваются с образованием четырех гибридных орбиталей.

h3O Молекулярная геометрия, структура Льюиса, форма и углы связи

Ранее мы обсуждали структуры Льюиса CO2, , O3, SO2, SO3 и других. Сегодня мы собираемся узнать о структуре Льюиса молекулы h3O, а также о ее молекулярной геометрии и форме.

Вода — одно из самых несложных химических соединений для понимания, учитывая, что она имеет простую структуру Льюиса. Хотя мы всегда знали, что химия повсюду, мы определенно не знали, что даже вода имеет химические формулы еще в детстве. Вода имеет химическую формулу h3O, так как состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Эта молекула также имеет другое химическое название — монооксид дигидрогена.

Название молекулы	Вода ( h3O )
Количество валентных электронов в молекуле	8
Гибридизация H 2 O	sp3 гибридизация
Соединительные уголки	104.5 градусов
Молекулярная геометрия H 2 O	гнутый

В этом блоге мы рассмотрим его структуру Льюиса, гибридизацию, молекулярную геометрию и углы связи. Это может помочь вам понять другие физические и химические свойства молекулы. Но прежде чем взглянуть на структуру Льюиса, мы сначала рассмотрим общее количество валентных электронов этой молекулы, поскольку именно эти электроны участвуют в образовании связи .

H 2 O Валентные электроны

Чтобы получить общее количество валентных электронов для этой молекулы, мы сложим валентные электроны атомов водорода и кислорода.

Валентных электронов водорода: 1 * 2 (поскольку существует 2 атома водорода, мы умножим это на 2)

Валентных электронов кислорода: 6

Общее количество валентных электронов в h3O: 2 + 6

= 8 валентных электронов

Таким образом, h3O имеет всего 8 валентных электронов.

H 2 O Структура Льюиса

Структура Льюиса для любой молекулы помогает узнать связи, образующиеся в структуре, и электроны, участвующие в образовании связи. Электроны, которые участвуют в образовании связи, известны как связующая пара электронов. Напротив, пары, не участвующие в образовании связей, называются несвязывающими парами электронов или неподеленными парами электронов.

Здесь мы сначала разместим атомы и отдельные валентные электроны, чтобы шаг за шагом понять структуру Льюиса h3O.

Атомы кислорода займут центральное положение, поскольку атомы водорода всегда выходят наружу. Итак, поместите кислород в центр, а оба атома водорода по бокам. Здесь каждому атому водорода нужен еще один валентный электрон, чтобы получить стабильную структуру. Точно так же атому кислорода нужны два валентных электрона для завершения своего октета.

Оба атома водорода будут иметь общий валентный электрон атома кислорода для достижения стабильной структуры. Чтобы показать распределение электронов, покажите одинарную связь с обеих сторон.

Это структура Льюиса молекулы h3O, которая имеет две одинарные связи между кислородом и водородом. В результате в этой молекуле есть две неподеленные пары и две связывающие пары электронов.

H 2 O Гибридизация

Когда два атома разделяют электроны и образуют связи, происходит образование гибридизованных орбиталей. Эти орбитали помогают нам предсказать гибридизацию молекулы. Здесь мы рассмотрим гибридизацию атома кислорода, поскольку он разделяет два своих валентных электрона с обоими атомами водорода.Три 2p-орбитали кислорода и одна 2s-орбиталь гибридизуются, поскольку есть две пары связывающих электронов и две неподеленные пары. И поскольку гибридизуются четыре орбитали кислорода, гибридизация h3O становится sp3.

H 2 O Молекулярная геометрия

Молекулярная геометрия любой молекулы зависит от ее структуры Льюиса, расположения атомов и электронов. В молекуле h3O атом кислорода образует две одинарные сигма-связи с атомами водорода. Хотя эти два атома водорода расположены симметрично в плоскости, две неподеленные пары электронов на атоме кислорода толкают эти атомы.

Поскольку силы отталкивания неподеленных пар превышают силы отталкивания связанных пар, расположение атомов искажается. Следовательно, молекулярная геометрия молекулы воды является угловатой или v-образной , и некоторые люди также называют эту геометрию связи искаженной геометрией тетраэдра.

H 2 O Угол соединения

Валентный угол для молекул, имеющих тетраэдрическую геометрию, составляет 109 °, но поскольку геометрия молекулы h3O искажается из-за присутствия неподеленных пар электронов, валентный угол уменьшается с 109 ° до 104.5 °

H 2 O Форма

Молекула h3O имеет искривленную форму.

Заключительные замечания

Подводя итог этой статье, можно сказать, что молекула h3O состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.
У этой молекулы 8 валентных электронов, четыре из которых используются для образования сигма-связей O-H.
На атоме кислорода две неподеленные пары, так как он не участвует в образовании связей.
Атом кислорода в молекуле h3O имеет sp3-гибридизацию, а валентный угол H-O-H составляет 104,5 °.
Геометрия молекулы и форма молекулы воды искривляются из-за сил отталкивания неподеленных пар.

Структура Льюиса h3O (вода)

Структура Льюиса молекулы воды состоит из двух одинарные связи вокруг атома кислорода. число общей валентности электроны атомов кислорода и водорода используются для построения структуры Льюиса.На каждом этапе рисования структуры Льюиса H ₂ O объясняются в этом руководстве.

H

₂ Структура Олевиса

В структуре Льюиса H ₂ O есть две одинарные связи вокруг атома кислорода. Атомы водорода соединены с атомом кислорода через одинарные облигации. Кроме того, на атоме кислорода есть две неподеленные пары.

Молекула воды — простая молекула. Нарисовать структуру Льюиса молекулы воды проще, чем у некоторых других сложных молекул. или ионы.Представьте себе рисунок структуры Льюиса тиосульфат-ион.

Этапы построения структуры Льюиса H

₂ O

Чтобы правильно нарисовать структуру Льюиса, необходимо выполнить несколько шагов. Для молекулы H ₂ O, ее структуры Льюиса и этих стадий подробно описаны в этом руководстве. Поскольку молекула воды проста, некоторые из этих шагов используются нечасто. В таком случаях они упоминаются с соответствующими шагами.

Найти общее количество электронов в валентных оболочках атомов водорода и атома кислорода
Суммарные пары электронов как неподеленные пары и связи
Выбор центрального атома
отметить одиночные пары на атомах
Отметьте заряды на атомах, если они есть.
Проверьте стабильность и минимизируйте заряды на атомах, преобразовав неподеленные пары в связи для получения наилучшего структура Льюиса.

Внимание! Правильная структура Льюиса важна для вызвать резонанс структуры правильно.

Общее количество электронов валентных оболочек H

₂ O

Есть два элемента; водород и кислород. Водород является элементом группы IA и имеет только один электрон в своей последней оболочке (валентной оболочке).Кислород является элементом группы VIA в периодической таблице и содержит шесть электронов в своей последней оболочке. Теперь мы знаем, сколько электронов входит в валентные оболочки каждого атома.

валентные электроны, заданные атомами водорода = 1 * 2 = 2
валентных электронов, заданных атомами кислорода = 6 * 1 = 6

Всего валентных электронов = 2 + 6 = 8

Всего пар валентных электронов

Всего валентных электронов пары = σ-связи + π-связи + неподеленные пары на валентных оболочках

Общее количество электронных пар определяется как делением общего количества валентных электронов на два .Для, H ₂ O, Всего пар электронов 4 в их валентных оболочках.

Центральный атом H

₂ O

Чтобы быть центральным атомом, важна способность иметь большую балку . Затем из водорода и кислород, какой атом имеет самую высокую валентность? Максимальная валентность кислорода два. единственная валентность водорода равна единице. Следовательно, атом кислорода должен быть центральным атомом H ₂ O.Теперь мы можем нарисовать эскиз H ₂ O, чтобы показать, как атомы расположены в молекуле.

Одинокие пары на атомах

После определения центрального атома и наброска молекулы H ₂ O, мы должны начать отмечать неподеленные пары на атомах. Помните, что всего существует четыре пары электронов.

В структуре нарисованного эскиза уже есть две связи H-O. Теперь всего две (4-2) пары электронов осталось пометить атомы.
Обычно эти оставшиеся электронные пары следует начинать метить на внешних атомах. Но в H ₂ O водород атом — это внешние атомы, которые не могут удерживать более двух электронов в своей последней оболочке. Следовательно, мы не можем отметить эти две пары электронов на атомах водорода.
Затем отметьте эти две пары электронов на центральном атоме; кислород

Отметить заряды на атомах

Нет зарядов на атомах кислорода и водорода.

Проверьте стабильность и минимизируйте заряды на атомах, преобразовав неподеленные пары в связи

Если молекула или ион содержат так много зарядов на атомах, эта структура нестабильна. Если у нас есть такая структура, мы должны попытаться минимизировать расходы, преобразовав одиночные пары в облигации.

Поскольку на атомах нет зарядов, нет необходимости уменьшать заряды в качестве этапа построения наилучшей структуры Льюиса. Уже получена лучшая структура Льюиса для H ₂ O.

Вопросы

Задайте свои вопросы по химии и найдите ответы

Какими еще способами можно нарисовать структуру Льюиса для воды?

В этом уроке мы взяли общее количество электронов в последних оболочках элементов (атомов кислорода и водорода). Вместо этого мы можем сказать, что валентность кислорода равна двум, и эти два электрона следует использовать для образования связей с двумя атомами водорода.

Сколько неподеленных пар имеется на атоме кислорода в структуре H

₂ О-Льюиса?

На атоме кислорода всего две неподеленные пары. Единственный атом, у которого есть неподеленные пары в H ₂ O, — это кислород, потому что водород уже установил связь с кислородом.

Для чего можно нарисовать структуры Льюиса, похожие на воду?

В структуре Льюиса молекулы воды есть две сигма-связи и две неподеленные пары вокруг сульфуратома.Сероводород, дифторид кислорода (F ₂ O) имеют структуру Льюиса, аналогичную структуре воды.

Связанные руководства

Химия воды | Aqua Health Products

В этом разделе представлены некоторые основные понятия о химии воды, объясненные очень простыми словами, и предназначены для любознательных умов, которые хотят лучше понять науку, лежащую в основе ионизации воды на молекулярном уровне.

Строение атомов и молекул

Атом состоит из положительно заряженных протонов, электрически нейтральных нейтронов и отрицательно заряженных электронов.В центре атома нейтроны и протоны остаются вместе, образуя ядро или ядро атома. Электроны вращаются вокруг ядра атома по трехмерным орбитам или оболочкам.

Для стабильности каждой из этих молекулярных орбит требуется определенное количество электронов. Ближайшая к ядру внутренняя орбита должна содержать 2 электрона, чтобы быть стабильной. Вторая орбита должна содержать 8 электронов, чтобы быть стабильной. Каждая последующая орбита для атомов, содержащих более 10 протонов и электронов, также требует, чтобы заранее определенное количество электронов было стабильным.Но кроме инертных газов, таких как гелий, неон и аргон, на самой внешней орбите большинства атомов для стабильности отсутствует один или несколько электронов.

Чтобы достичь состояния стабильности, атомы связываются вместе, образуя молекулы, разделяя свои валентные электроны или электроны, составляющие внешнюю оболочку. Это совместное использование может быть достигнуто посредством ковалентного связывания, как описано ниже.

Ковалентная связь молекулы воды

Ковалентная связь — это форма химической связи между двумя неметаллическими атомами, такими как водород и кислород, которая характеризуется разделением пар электронов между двумя или более атомами.Для стабилизации они делятся своими валентными электронами с другими атомами.

Молекула воды является примером молекулы, созданной ковалентной связью. Вода состоит из одного атома кислорода и 2 атомов водорода, отсюда и химический символ H ₂ O.

Атом водорода состоит из 1 протона в его ядре и 1 электрона, который вращается вокруг ядра в трехмерном пространстве. орбита. Атом кислорода состоит из 8 протонов и 8 нейтронов в его ядре и 8 электронов, которые вращаются вокруг ядра по 2 отдельным трехмерным орбитам.Внутренняя орбита содержит 2 электрона, тогда как внешняя орбита содержит 6 электронов.

Однако и атом водорода, и атом кислорода нестабильны, когда они находятся поодиночке. Чтобы быть стабильным, атом водорода должен содержать 2 электрона в своей оболочке, а атом кислорода должен содержать 8 электронов на своей внешней оболочке. Чтобы достичь этого состояния стабильности, атомы водорода и кислорода создают ковалентные связи друг с другом, как показано на диаграмме справа.

Просмотрите этот видеоролик, в котором объясняется ковалентное связывание

Полярность молекул воды

В молекуле воды два атома водорода ковалентно связаны с атомом кислорода.Но поскольку атом кислорода больше, чем атом водорода, его притяжение для электронов водорода, соответственно, больше, поэтому электроны притягиваются ближе к орбите большего атома кислорода и удаляются от орбит водорода. Это означает, что, хотя молекула воды в целом стабильна, большая масса ядра кислорода имеет тенденцию втягивать все электроны в молекуле, включая общие электроны водорода, придавая кислородной части молекулы небольшой электроотрицательный заряд.

Орбиты атомов водорода, поскольку их электроны расположены ближе к кислороду, приобретают небольшой электроположительный заряд. Это означает, что молекулы воды имеют тенденцию образовывать слабые связи с другими молекулами воды, потому что кислородный конец молекулы отрицательный, а концы водорода положительные.

Атом водорода, оставаясь ковалентно связанным с кислородом собственной молекулы, может образовывать слабую связь с кислородом другой молекулы. Точно так же кислородный конец молекулы может образовывать слабое соединение с водородными концами других молекул.Поскольку молекулы воды имеют такую полярность, вода представляет собой непрерывный химический объект.

Эти слабые связи играют решающую роль в стабилизации формы многих крупных молекул живого вещества. Поскольку эти связи слабые, они легко разрушаются и повторно образуются во время нормальных физиологических реакций. Разборка и перестановка таких слабых связей — это, по сути, химия жизни.

Вода, универсальный растворитель

Вода является универсальным растворителем из-за выраженной полярности молекул воды и их склонности к образованию водородных связей с другими молекулами.Чтобы проиллюстрировать способность воды расщеплять другие вещества, рассмотрим простой пример добавления небольшого количества поваренной соли в стакан с водой.

Поваренная соль, также известная под своим химическим названием хлорид натрия [NaCl], является примером ионного соединения, что означает, что один из задействованных атомов украл валентный электрон у другого. В этом случае атом хлора [Cl] украл электрон у атома натрия [Na], что привело к образованию электроотрицательного иона хлорида [Cl-] и электроположительного иона натрия [Na +].Два иона связаны друг с другом из-за притяжения противоположных зарядов.

Просмотрите этот видеоролик, чтобы лучше понять ионные связи.

После того, как соль помещена в воду, ионная связь между ионами натрия и хлорида разрывается из-за конкурентного действия молекул воды, количество которых превышает количество молекул соли. Электроотрицательный кислородный полюс молекулы воды притягивается к положительно заряженным ионам натрия [Na +], а электроположительный водородный полюс молекулы воды притягивается к отрицательно заряженным ионам хлорида [Cl-].

Просмотрите это видео-анимацию растворения соли в воде

Как и в случае с поваренной солью, вода обладает способностью растворять многие нежелательные вещества, которые накопились в нашем организме с течением времени, такие как твердые отходы и токсины, и смывать их выводят через естественные каналы выведения из организма, такие как легкие, толстая кишка, почки, печень и кожа.

Назад к НАУКЕ

Узнайте, как работает ионизатор

Узнайте о pH и ОВП

Конфигурация молекулы воды

Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.Одно-единственное электронное кольцо вокруг ядра каждого атома водорода имеет только один электрон. Отрицательный заряд электрона уравновешивается положительным зарядом одного протона в ядре водорода. Электронное кольцо водорода на самом деле предпочло бы иметь два электрона для создания стабильной конфигурации. Кислород, с другой стороны, имеет два электронных кольца с внутренним кольцом, имеющим 2 электрона, что является холодным, потому что это стабильная конфигурация. Внешнее кольцо, с другой стороны, имеет 6 электронов, но хотелось бы иметь еще 2, потому что во втором электронном кольце 8 электронов являются стабильной конфигурацией.Чтобы уравновесить отрицательный заряд 8 (2 + 6) электронов, ядро кислорода имеет 8 протонов. Водород и кислород хотели бы иметь стабильные электронные конфигурации, но не как отдельные атомы. Они могут выйти из этого затруднительного положения, если согласятся делиться электронами (своего рода энергетический «договор»). Итак, кислород разделяет один из своих внешних электронов с каждым из двух атомов водорода, и каждый из двух атомов водорода разделяет один и единственный электрон с кислородом. Это называется ковалентной связью. Каждый атом водорода думает, что у него два электрона, а атом кислорода думает, что у него 8 внешних электронов.Все счастливы, не так ли?

Рисунок 1. Молекула воды

Источник: Морин Фейнман

Однако оба атома водорода находятся на одной стороне от атома кислорода, так что положительно заряженные ядра атомов водорода остаются открытыми, так сказать, оставляя этот конец молекулы воды со слабым положительным зарядом. Между тем, на другой стороне молекулы избыточные электроны атома кислорода придают этому концу молекулы слабое отрицательное изменение.По этой причине молекулу воды называют «диполярной» молекулой. Вода является примером полярного растворителя (одного из лучших), способного растворять большинство других соединений из-за неравномерного распределения заряда молекулы воды. В растворе слабая положительно заряженная сторона одной молекулы воды будет притягиваться к слабой отрицательно заряженной стороне другой молекулы воды, и две молекулы будут удерживаться вместе так называемой слабой водородной связью. В диапазоне температур морской воды слабые водородные связи постоянно разрушаются и реформируются.Это придает воде некоторую структуру, но позволяет молекулам легко скользить друг по другу, превращая воду в жидкость.

h3O Структура Льюиса — Как обсудить

h3o Структура Льюиса описывается указанием всех связанных с ней элементов. O должен быть фокусом; структура скелета — H-O-H. O имеет 6 валентных электронов, а каждый H — по одному. Вы должны организовать 8 электронов два на два, так что O имеет 8, а каждый H имеет два электрона в своей валентной оболочке. В вашей предварительной конструкции восемь валентных электронов, так что количество электронов в ней правильное.Предварительная конструкция имеет нужное количество электронов. Обычный заряд каждой частицы: H = 1 — ½ (2) = 0; O = 6 — 4 — ½ (4) = 0

h3O Структура Льюиса, молекулярная геометрия и гибридизация

• h3O — субатомный рецепт воды, одного из важнейших компонентов Земли.

• Одиночная частица состоит из двух йот водорода и одной молекулы кислорода, которые укреплены ковалентной связью.

• Кроме того, по крайней мере два атома h3O связываются с помощью водородных связей, образуя соединение.

• Интересно понимать, что ковалентные связи более обоснованы, чем водородные связи, которые являются мотивацией того, почему вода быстро реагирует с большинством синтетических компонентов из прерывистой таблицы.

• Структура Льюиса, также называемая структурой электронных пятен, представляет собой схематическое изображение определения полного числа валентных электронов, присутствующих в частице, которые готовы пройти через структуру связей, чтобы сформировать атом и, в конечном итоге, соединение.

• Валентные электроны появляются, рисуя их в виде пятнышек вокруг изображения частицы, обычно два на два.

• Согласно правилу октетов, максимальное количество пятен, которое можно нарисовать, составляет восемь для каждой частицы.

• Кроме того, расположение связи с учетом откликающихся валентных электронов проявляется с помощью линий.

• Ядерное число водородной частицы равно единице, что составляет ее электронное устройство 1s1.Поскольку оболочка 1s может ограничивать два электрона, возникает дефицит еще одного электрона.

• Он заставляет одиночную частицу водорода иметь один валентный электрон.

• Помимо этого, из-за кислорода его электронная схема — 1s2 2s2 2p4, где 2p-оболочка может обязывать шесть электронов.

• Поскольку не хватает двух электронов, полное число валентных электронов в йоте кислорода равно шести.

Что такое валентные электроны?

Валентные электроны — это «свободные электроны», находящиеся в самой дальней оболочке частицы.

Ядро слабо держит внешнюю оболочку, так как она находится где-то далеко.

Кроме того, если валентные электроны не спарены, они становятся глубоко восприимчивыми по своей природе, либо терпя, либо отдавая электроны для уравновешивания его самой дальней оболочки.

Интересно понимать, что чем больше количество валентных электронов, тем более обоснованной будет способность распознавать электроны.

В то время как, чем скромнее количество валентных электронов, тем более обоснованной будет способность йоты отдать их.

Что такое правило октетов?

Согласно правилу Октета, предел валентных электронов, которые может иметь молекула, равен восьми.

Кроме того, эти восемь электронов четко очерчены вокруг изображения частицы в структуре Льюиса.

У кислорода не хватает двух валентных электронов. Однако двум молекулам водорода не хватает всего двух валентных электронов.

Конструкция Льюиса h3O привлекает таким образом, что удовлетворяется недостаток каждой молекулы.

Структура Льюиса h3O

Конструкция Льюиса, состоящая из водорода и 2 частиц кислорода, показывает, что сумма восьми валентных электронов участвует в расположении связей, образуя одиночный трехатомный атом h3O.

Здесь нам нужно увидеть, как строится структура Льюиса для атома h3O:

Ищите полные валентные электроны: их восемь, чтобы сформировать одиночную частицу h3O.
Найдите необходимое количество электронов: согласно правилу октетов оно равно четырем на один атом воды (h3O).
Найдите полное количество обрамляющих связей: Одинарные ковалентные связи между каждой йотой кислорода и водорода.
Выберите фокальную молекулу: частица кислорода будет фокальной йотой
Нарисуйте диаграмму Льюиса

Геометрическая структура атома h3O

Точка связи между молекулами водород-кислород-водород (H-O-H) составляет 104,5 °. Из этого следует, что математическая конструкция одиночного атома h3O искажена.

Это проясняется с помощью гипотезы отталкивания электронных пар валентной оболочки (VSEPR), которая объясняет, почему независимо от наличия двух наборов одиночных электронов на молекуле кислорода точка связи уменьшается до 104,5 °.

Идеальный участок связи для изогнутой частицы составляет 109,5 °.

Согласно структуре Льюиса, существует уединенная пара, когда все валентные электроны вокруг молекулы не объединены.

Сравнительный пример частицы кислорода в атоме h3O, где существуют два отдельных набора.

Эти одиночные наборы искривляют точку связи из-за одиночной пары-одиночной пары, что больше, чем отвращение пара-пара-связь и одиночная пара-пара связи.

В точке, когда уединенная пара расширяется, точка связи уменьшается. Поскольку на частице кислорода есть два отдельных набора, точка соединения уменьшается до 104,5 °

Гибридизация частицы h3O

• Связь между каждой частицей кислорода и водорода в атоме воды — сигма (σ) без пи (π) связей.

• Как нам, вероятно, известно, сигма (σ) -связи являются наиболее обоснованными ковалентными связями. Соответственно, существует большая прочность между кислородом и молекулой водорода.

• Значительное влияние оказывают два отдельных набора на молекулу кислорода. Гибридизация атома воды (h3O) — это sp3, где его кислород был гибридизован

• Согласно графику, есть тенденция исследовать, что одна йота кислорода в частице воды (h3O) имеет одну 2s-орбиталь и три 2p-орбитали.Эти четыре выходят и выходят из положения четырех гибридизированных орбиталей sp3.

• Он подсказывает расположение тетраэдрической скрученной математики, где, вообще говоря, частица h3O показывает 25% атрибутов s и 75% качеств p-орбитали.

• Это может быть дополнительно уточнено с помощью субатомного орбитального графика частицы h3O.

• 2s-орбитали и три 2p-орбитали йоты кислорода структурируют четыре новых полуорбитали и полуорбитали, которые в дальнейшем связываются, проходя через покрытие 1s-орбитали водородных частиц.

Субатомная орбитальная карта воды (h3O)

Субатомная орбитальная карта — это графическое изображение решающего вещества, удерживаемого между частицами соединения.

Кроме того, атомная орбитальная диаграмма помогает решить, как были сформированы две сигма-связи и влияние отдельных наборов на конструкцию.

Из вышеприведенного контура очень хорошо видно, что шесть валентных электронов удерживаются с 1s-орбитальными электронами йоты водорода.

Слияние и покрытие происходит среди ядерной орбитали сравнительной энергии.

Это происходит таким образом, что удерживающие электроны с более низкой энергией формируют разрыхляющие субатомные орбитали с более высокой энергией.

Левые электроны кислорода не покрываются дальше из-за нехватки электронов.

Йота кислорода имеет более высокую электроотрицательность, чем водород. Из-за этого кислород имеет более высокий отрицательный заряд, а водород — положительный.Это заставляет кислород притягиваться электронами и в конечном итоге структурировать связь.

С другой стороны, водород не отвечает атомами, находящимися рядом, поскольку он фактически удовлетворил свою орбиталь и усилен кислородом через сигма-связь, которую несложно разорвать.

Он вызывает развитие конечностей у частицы h3O, независимо от наличия чистого беспартийного заряда.

Вы также можете проверить интригующую статью о конечности в воде.

Это причина того, почему точка соединения, которая должна была быть 109,5 °, равна 104,5 °. Гибридизация атома h3O является sp3 в свете того факта, что он имеет одну s-орбиталь и три p-орбитали, сливающиеся с образованием четырех кроссоверных орбиталей

Структура Льюиса h3O (вода) — этапы рисования

• В конструкции Льюиса частицы воды содержат две одинарные связи вокруг йоты кислорода. количество всех валентных электронов кислорода и частиц водорода используется для построения структуры Льюиса

• В конструкции h3O Льюиса есть две одинарные связи вокруг йоты кислорода.Йоты водорода связаны с молекулой кислорода одинарными связями. Точно так же на частице кислорода есть два отдельных набора.

• Атом воды — простая частица. Нарисовать дизайн атома воды по Льюису проще, чем с некоторыми другими сложными частицами или частицами. Представьте себе рисунок Льюиса тиосульфатной частицы.

Шаги рисования Lewis design h3O

Чтобы правильно нарисовать структуру Льюиса, необходимо выполнить несколько этапов. Что касается частицы h3O, ее структура Льюиса и эти средства подробно разъясняются в этом учебном упражнении.Поскольку частицы воды являются основными, часть этих средств не используется в больших количествах. В таких случаях на них ссылаются с индивидуальными авансами.

Найти все количество электронов валентных оболочек водородной йоты и кислородной частицы
Всего электронов в виде одиночных спичек и связей
Определение молекулы центра
Отметить одиночные наборы по йоте
Отметьте начисления на йоты, если они есть.
Проверьте прочность и ограничьте заряды на частицах, заменив отдельные комбайны связующими, чтобы получить лучшую структуру Льюиса.

Общее количество электронов валентных оболочек h3O

Есть два компонента; водород и кислород. Водород является собирающимся компонентом IA и имеет только один электрон в своей последней оболочке (валентной оболочке). Кислород — это собирающийся компонент VIA в случайном столе и содержит шесть электронов в своей последней оболочке.В настоящее время мы понимаем, что количество электронов запоминается для валентных оболочек каждой йоты.

• Валентные электроны, заданные молекулами водорода = 1 * 2 = 2

• Валентные электроны, заданные молекулами кислорода = 6 * 1 = 6

• Всего валентных электронов = 2 + 6 = 8
Важный момент
Полные наборы валентных электронов

Абсолютные валентные наборы электронов = σ-связи + π-связи + одиночные наборы на валентных оболочках

Полные наборы электронов контролируются разделением числа всех валентных электронов на два.Для, h3O, Всего наборов электронов 4 в их валентных оболочках.

Фокус йота h3O

Чтобы быть средней йотой, значительна способность иметь более заметный валент. В этот момент, из водорода и кислорода, какая частица имеет самую примечательную валентность? Наибольшая валентность кислорода — два. Просто валентность водорода равна единице. Таким образом, частица кислорода должна быть средней молекулой h3O. Сейчас мы можем нарисовать набросок h3O, чтобы показать, как йоты расположены в частице.

Одиночные множества на молекулах

После определения средней йоты и эскиза частицы h3O мы должны начать проверку уединенных множеств на молекулах. Напомним, что всего существует четыре набора электронов.

• На данный момент в структуре нарисованного эскиза есть две связи H-O. В настоящее время <> только два (4-2) набора электронов остаются, чтобы наступать на молекулы.

• Обычно эти избыточные электронные наборы следует начинать штамповать на внешних йотах. Тем не менее, в h3O йота водорода — это внешние молекулы, которые не могут удерживать более двух электронов в своей последней оболочке.Таким образом, мы не можем приклеить эти два набора электронов к молекулам водорода.

• Затем отметьте эти два набора электронов на йоте фокуса; кислород

Отпечаток зарядов на частицах

Нет зарядов на частицах кислорода и йотах водорода.

Безопасность

Если частица или частица содержит такое бесчисленное количество зарядов на йоте, конструкция не будет стабильной. Если у нас есть такая конструкция, мы должны попытаться ограничить расходы, заменив отдельные комбинации связями.

Поскольку нет никаких сборов за йоты, нет веских причин для уменьшения сборов в качестве этапа построения лучшей структуры Льюиса. На данный момент мы получили лучшую структуру Льюиса для h3O

Точечная структура Льюиса для h3O

• Это точечная структура Льюиса для h3O. С другой стороны, вы можете дополнительно нарисовать конструкцию, добавив по два мазка для каждой связи.
• В то время как октет кислорода кажется заполненным, водород имеет только два электрона для своей валентной оболочки.
• Принимая во внимание наш прошлый разговор о ковалентных связях, которые структурирует водород, мы понимаем, что валентная оболочка водорода требует всего лишь двух электронов, поскольку она имеет орбиталь всего в 1 с.
• Таким образом, его валентный электрон заполнен кислородом, разделяющим другой электрон.

• Точечная структура Льюиса h3O придает ему многочисленные особые свойства, как правило, из-за двух отдельных наборов на фокальной частице кислорода.
• Это создает электрон-электронный удар и, следовательно, делает изогнутую конструкцию, а не прямую конструкцию CO2.
• Эта «изогнутая» атомная конструкция придает ему множество новых свойств, например полярность. Возможно, наиболее интригующим чудесным явлением является возможность «удерживания водорода», что сильно влияет на свойства воды.

• Водородная удерживающая способность — это своего рода межмолекулярная сила, в которой различие электроотрицательности в молекуле кислорода образует вечную дипольную структуру на полпути между частицами водорода и кислорода (показаны в бегущих линиях).
• Связи в частицах воды сами по себе являются ковалентными связями.Вы можете узнать о различиях в этом посте. Источник

• Из-за прочности этих водородных связей вода имеет умеренно высокую текучесть и предел кипения, несмотря на то, что они не так высоки, как организация ковалентных твердых веществ.
• Они усилены внутримолекулярными способностями, которые включают истинное разделение электронов по сравнению с дробными дипольными мощностями в водородных связях.
• Водород может связывать всего три типа связей.
• Это связи N-H, O-H и F-H из-за огромных различий электроотрицательности между атомами.

Какими различными свойствами обладает вода?

Вода — один из отдельных компонентов, которые можно найти в каждом из трех состояний (сильное, жидкое и парообразное), обычно на Земле. Удерживание водорода приводит к полупрозрачной конструкции, которая делает его менее густым, чем жидкая вода.
Это причина дрейфа льда в море.
Вода дополнительно имеет высокое поверхностное давление и сцепление.Союз и привязанность являются основополагающими для растений, которые контролируют эти циклы, чтобы перемещать воду от корней к листьям, чтобы помочь развитию растения.
Это вызвано основной конструкцией h3O, рассмотренной выше на диаграмме Льюиса.
структуры мазков Льюиса (или просто структуры Льюиса) были созданы примерно в 1920 году под руководством научного эксперта Гилберта Льюиса как метод представления соединений, содержащихся в атомах.

Привлекаем конструкции Льюиса к

• Откройте для себя план игры с молекулами,

• Узнайте, есть ли снижение владения (подробнее об этом позже),

• Выяснить, может ли данное скопление йот каким-либо образом связываться вместе, чтобы сформировать частицу, и

• Откройте для себя фрагменты информации о трехмерном дизайне атомов.

В структуре Льюиса каждая йота окружена пятнами, которые обращаются к электронам ее валентной оболочки

Пример №1: Метан, Ch5

Возможно, вы видели эффективное удержание метана в части ковалентного удерживания. Со структурами Льюиса мы применяем экспериментальную стратегию для сортировки холдинговых конструкций.
Цель состоит в том, чтобы гарантировать, что каждая частица окружена восемью ударами (два для водорода), обращающимися к восьми валентным электронам, некоторые из которых являются обычными связями.

В этой схеме молекулы углерода передают один из своих валентных электронов каждому водороду,

Кроме того, каждый водород передает свой единственный электрон углероду, чтобы образовалось соединение с общей валентной оболочкой.

На рисунке ниже центральный углерод окружен октетом из восьми электронов, и каждый водород имеет свою способность, два электрона, делиться электронами.

Два электрона между частицами показывают одиночную связь, которую можно восстановить, как показано справа, с помощью одиночной перемычки.
Пример № 2: Аммиак, Nh4

Щелочь — это Nh4. Азот имеет пять валентных электронов, и каждый водород переносит один к частице. Нетрудно увидеть, что эти три электрона от водорода могут закончить октет азота: 5 + 3 = 8.

В этом атоме есть кривая — небольшая — и она придает щелочу некоторые пугающие свойства, некоторые из которых выходят за рамки этих нот, но поверьте мне, они классные.

Рисунок ниже показывает лучший способ построить структуру Льюиса. Начните с каждой йоты, заключенной в ее валентных электронах, 5 для N, 1 для H.
Мне нравится контрастно закрашивать каждую йоту электронов, чтобы я мог их контролировать, но это не совсем важно.

Вдохновите йоты экспериментальным путем (и инстинктом, который вы создадите с достаточной практикой), чтобы получить дизайн, в котором совместное использование электронов завершает валентные оболочки, учитывая все обстоятельства.
Это наиболее вероятный способ связи атома.

Один из наборов электронов на азоте щелочи не укреплен. Мы называем это уединенной парой. У него есть собственная стабильная орбиталь, как показано на графике справа.

Пример 3: Вода, h3O

• Вода является жизненно важным атомом, поэтому очень важно понять его содержание, которое, таким образом, будет определять все его различные свойства.

• Модель воды по Льюису показывает, что йота кислорода имеет два отдельных набора.

• Эти отдельные наборы, наряду с огромным контрастом электроотрицательности между кислородом и водородом, придают воде одно из ее самых важных свойств — твердую оконечность.

• В доставке привилегии внизу вы можете видеть, что вода, которая на самом деле является скрученной плоской частицей (опять же, вы не могли бы точно узнать об этой справедливости из структуры Льюиса), имеет отрицательный конец и положительный конец.

• Тем более эффективно, что у него один конец более отрицательный, чем другой (называемый δ-), и один более определенный (называемый δ +).
• Неограниченные наборы электронов образуют область толстого отрицательного заряда. Более того, поскольку кислород прочно удерживает удерживающие электроны H-йоты, молекулы H в основном представляют собой незащищенные протоны, свисающие с кислородом.

• Крайность воды и ее способность образовывать водородные связи придают воде часть свойств, которые глубоко связаны с наукой о живых существах на Земле. Таким образом, нам трудно представить жизнь на другой планете без воды.

Пример № 4: Двойные и тройные связи

Конструкции Льюиса могут показать нам, когда двойные и тройные связи несомненно существуют, или, может быть, одинокий вид удержания, который делает частицу возможной.
Вот некоторые структуры Льюиса, которые содержат двойные и тройные связи (и, конечно же, настоящие атомы тоже есть).

Двукратные связи в диоксиде углерода, CO2, делают его прямым неполярным атомом, и эта структура, таким образом, придает ему подавляющее большинство его свойств.

CO2 цементирует, например, при температуре около -57 ° C, и жидкость, возможно, существует, если газ подвергается воздействию фактора сжатия около 5 атмосфер.
Тройная обязанность газообразного азота N2 чрезвычайно высока. Несмотря на то, что наш климат состоит по большей части из азота в виде N2, большинство существ на Земле не могут использовать его в этой структуре, поскольку не могут разорвать эту связь.
Им требуются разные источники жизненно важного компонента.

Пример № 5: Вырождение

• Некоторые конструкции Льюиса требуют неясного удержания.
• Может существовать двойная связь между йотой и, по крайней мере, еще одним идентичным сообщником.Какой выбрать? Это называется упадком, и, кстати, природа обычно выбирает оба, а не одно или другое, а смесь этих двух связей.

• Например, как насчет того, чтобы взглянуть на конструкцию Льюиса из азотно-коррозионного вещества HNO3. Сначала частицы с их валентными электронами:

• Мы можем организовать двойные облигации. В обоих случаях все йоты имеют полную валентную оболочку.

• Найдите момент и убедите себя, что каждая молекула (за исключением водорода) имеет октет электронов в своей валентности.

• Какой из них выбирает природа? В самом деле, кстати, в любой момент, когда у нас есть два идентичных дизайна таким образом (у нас есть две дикие конструкции или упадок), природа выбирает сочетание обоих, и мы находимся в идеальной ситуации, когда составляем две ценные бумаги, более похожие на 1-1 / 2 ценные бумаги,

• Обратите внимание, что красный кислород не совсем такой же, как два других.

• Он связан с водородом, и различие электроотрицательности делает эту связь более ионной, чем ковалентной. В результате водород может быстро выделиться в виде непокрытого протона, оставив после себя частицу NO3.Вот почему HNO3 вызывает коррозию.

Пример № 6: Частица карбоната, CO32-

• В настоящее время мы должны понять, как атомная частица, карбонатная частица, CO32-, может устойчиво связываться.
• Когда мы работаем с частицами, мы начинаем со стандартного количества валентных электронов беспристрастного атома, в этой ситуации четыре для углерода и шесть для каждого из трех атомов кислорода.
• Однако это 2-х частица, поэтому мы добавим два электрона к несмещенной смеси, чтобы получить чистый заряд — 2.
Заключение
Конструкция Льюиса трехатомной частицы h3O показывает две одинарные сигма-связи между йотой кислорода и йотой водорода. Кроме того, эти связи оставляют два одиночных набора электронов на частице кислорода, что в основном дополняет тетраэдрическую изогнутую математическую конструкцию атома h3O.

Часто задаваемые вопросы

Какими способами можно нарисовать структуру Льюиса для воды?

В этом учебном упражнении мы взяли абсолютные электроны в последних оболочках компонентов (частиц кислорода и водорода).Скорее всего, валентность кислорода равна двум, и эти два электрона следует использовать для образования связи с двумя йотами водорода.

Какое количество одиночных наборов имеется на молекуле кислорода в структуре Льюиса h3O?

На молекуле кислорода всего два отдельных набора. Одиночная частица, которая имеет одиночные соединения в h3O, является кислородом, поскольку водород эффективно связался с кислородом.

Для чего можно нарисовать сопоставимые рисунки Льюиса с водой?

В дизайне частицы воды Льюисом существует две сигма-связи и два отдельных соединения вокруг сульфуратома.Сероводород, дифторид кислорода (F2O) имеют сравнимые строения Льюиса с водой.

Каково атомное состояние h3O?

Тетраэдр

Вода имеет 4 области электронной толщины вокруг фокальной частицы кислорода (2 связи и 2 отдельных набора). Они имеют четырехгранную форму. Последующая субатомная форма закручена с точкой H-O-H 104,5 °

Какое первичное уравнение для h3O?

Субатомное уравнение для воды — h3O.Одна частица воды состоит из одной молекулы кислорода, ковалентно связанной с двумя йотами водорода.

Что такое конструкция воды в точке Льюиса?

Таким образом, частица воды имеет 2 набора связей электронов и 2 одиночных пары (не усиленных) наборов электронов. Таким образом, мы можем сказать, что конструкция точки Льюиса для частицы воды: Следовательно, сравнивая с исследованием, мы можем, что правильная конструкция точки Льюиса для атомов воды имеет номер 3.

Это октет h3O?

Эти молекулы могут быть похожими компонентами, например, когда кислород соединяется с самим собой, образуя O2, или с различными компонентами, такими как вода (h3O).… По этим линиям выполняется как раз октет кислородной частицы. Таким образом, он не подчиняется правилу октетов полностью

Сколько одиночных наборов в h3O?

Два отдельных комплекта

AB2E2: Вода, h3O

Атом воды состоит из двух удерживающих комплектов и двух отдельных комплектов

Что такое полное имя h3O?

h3O — это атомное уравнение воды, также называемое монооксидом дигидрогена. h3O представляет собой две йоты водорода и одну молекулу кислорода.

Каков основной рецепт воды?

Он имеет составное уравнение h3O, подразумевающее, что одна частица воды состоит из двух молекул водорода и одной йоты кислорода. Вода обнаруживается повсюду на земле, и в ней нуждается вся известная жизнь.
Статьи по теме
[15 апреля, 7:28] Аноша Малик: howtodiscuss.com/search?q=Structure
[15 апреля, 7:29] Аноша Малик: N2O Структура Льюиса
[15 апреля, 7 : 29 AM] Аноша Малик: CO2 Структура Льюиса
[15.04, 7:30] Аноша Малик: SO2 ионный или ковалентный: Все о связи SO2
[15.04, 7:30] Аноша Малик: Nh4 Структура Льюиса ?
[15.04, 7:31] Аноша Малик: h3O Lewis Structure
[15.04, 7:31] Аноша Малик: Структура
[15.04, 7:32] Аноша Малик: мономер белка
[15 апреля, 7:32] Аноша Малик: I3 Структура Льюиса
[15 апреля, 7:32] Аноша Малик: Как я могу нарисовать структуру Льюиса для CO_2?

6.2 \) в таблице символов; это \ (A_1 \). Орбиталь \ (p_z \) также соответствует \ (A_1 \). И так далее … Симметрии валентных орбиталей кислорода перечислены ниже. \ [2s = A_1 \\ 2p_x = B_1 \\ 2p_y = B_2 \\ 2p_z = A_1 \]

Теперь, когда мы определили симметрии двух водородных SALC и четырех валентных орбиталей по кислороду, мы знаем, какие атомные орбитали и SALC могут сочетаться на основе совместимых симметрий. Нам также необходимо знать относительные уровни орбитальной энергии, чтобы мы могли предсказать относительную силу орбитальных взаимодействий.Энергии орбитальной ионизации перечислены в разделе 5.3.

Зная орбитальную симметрию и энергии, мы можем построить диаграмму молекулярных орбиталей. Валентные орбитали кислорода расположены на одной стороне диаграммы, а орбитали водородной группы — на противоположной стороне. Молекулярные орбитали нарисованы в центральном столбце диаграммы, как показано на рисунке \ (\ PageIndex {3} \):

. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): диаграмма молекулярных орбиталей воды. Поверхности молекулярных орбиталей, рассчитанные с помощью программы Spartan.* \) орбиталь обрезана. (CC-BY-NC-SA; Кэтрин Хаас)

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

В предыдущих примерах, показанных для диаграмм молекулярных орбиталей бифторид-аниона и диоксида углерода, мы обсуждали различия в понимании этих молекул из теории молекулярных орбиталей по сравнению со структурами Льюиса. Вода содержит две неподеленные пары в своей структуре Льюиса. Сравните прогнозы относительно неподеленных пар электронов воды и ее реакционной способности, основанные на (1) комбинации элементарных моделей (теории Льюиса, Валентности Бонда и теории гибридных орбиталей) и (2) теории молекулярных орбиталей.Конкретно рассмотрите и объясните, чем элементарные модели отличаются от теории молекулярных орбиталей в следующих отношениях:

а) Где в воде находятся неподеленные пары?

b) Эквивалентны ли две неподеленной пары или они разные?

c) Где находятся участки молекулы, которые будут вступать в реакцию с электрофилами и нуклеофилами.

Решение

1) Элементарные модели: Структура Льюиса предсказывает, что две неподеленные пары (а) локализованы на атоме кислорода воды и что (б) обе неподеленные пары эквивалентны.3 \) атомные орбитали на кислороде. (c) теория Льюиса предсказывает, что неподеленные кислородные пары являются нуклеофилами; таким образом, электрофил будет реагировать с неподеленными парами атомов кислорода. Поляризованная связь O-H оставляет атомы H как наиболее электрофильные места в молекуле воды; таким образом, нуклеофилы будут реагировать на атомах H воды.

2) Теория молекулярных орбиталей: Молекулярные орбитали предсказывают, что (а) две неподеленные пары воды не эквивалентны и (б) каждая из них распределена по всей молекуле.Одна неподеленная пара находится на истинно несвязывающей орбите \ (1b_2 \) (рис. \ (\ PageIndex {3} \)), которая также является HOMO. В молекуле нет другой действительно несвязывающей орбитали, но орбиталь с наименьшей энергией \ (2a_1 \) может считаться в основном несвязывающей из-за большой разницы в энергии между ней и другими валентными орбиталями. (c) Хотя орбиталь \ (2a_1 \) можно считать в основном несвязывающей, мы не можем ожидать, что электроны в \ (2a_1 \) будут легко реагировать, поскольку они находятся на молекулярной орбитали с самой низкой энергией.* \) на рисунке \ (\ PageIndex {3} \) и имеет большую долю, которая более сильно распределена по атомам H, и, исходя из этого, мы должны предсказать, что атомы H будут предпочтительным местом реакции для нуклеофилов.

Выражение молекулярных орбиталей через \ (\ Psi \)

Общее выражение для молекулярной орбитали или линейной комбинации атомных орбиталей (LCAO) ранее было дано как \ (\ Psi = c_ {a} \ psi_ {a} + c_ {b} \ psi_ {b} \) . В этом выражении волновая функция двух атомов (\ (\ psi_a \) и \ (\ psi_b \)) объединена, чтобы сформировать волновую функцию молекулярной орбитали.Коэффициенты \ (c_a \) и \ (c_b \) количественно определяют вклад каждого атомного \ (\ psi \) в молекулярный \ (\ Psi \).

\ (\ Psi = c_ {a} \ psi_ {a} + c_ {b} \ psi_ {b} \)

В случае многоатомных орбиталей каждая ЛКАО состоит из атомных орбиталей из центрального атома и групповых орбиталей (SALC) из боковых атомов. В случае воды приведенное выше выражение может быть изменено на выражение ниже. \ [\ Psi = c_ {xygen} \ left (\ psi_ {xygen} \ right) + c_ {SALCs} \ left (N (\ psi_ {H_a} \ pm \ psi_ {H_b}) \ right) \]
N представляет собой нормирующее требование, упомянутое ранее в связи с требованиями к электронным волновым функциям и функциям вероятности.2}} \ right) = \ frac {1} {\ sqrt {2}} \) для H SALC воды.

Есть только две водородные SALC: одна, в которой добавлены водородные волновые функции (\ (N (\ psi_ {H_a} + \ psi_ {H_b}) \)), имеет симметрию \ (A_1 \), и вторая, в которой водород волновые функции вычитаются (\ (N (\ psi_ {H_a} — \ psi_ {H_b}) \)) имеет симметрию \ (B_1 \).

Молекулярные орбитали из рисунка \ (\ PageIndex {3} \) выражены ниже через их ЛКАО индивидуальных волновых функций. Тем не менее, обратите внимание, что эти выражения являются упрощениями, игнорирующими орбитальное перемешивание.* \) на рисунке \ (\ PageIndex {3} \)).

\ [\ begin {array} {| rcccc | l |}
\ hline MO & & Oxygen AO & & Hydrogen SALC & Description \\
\ hline \ Psi_ {2a_1} & = & c _ {(ox1)} \ psi_ {(2s)} & + & c _ {(hy1)} [N (\ psi_ {H_a} + \ psi_ {H_b})] & c _ {(hy1)} \ text {положительно; склеивание, слегка несвязывающее} \\
\ Psi_ {1b_1} & = & c _ {(ox2)} \ psi _ {(2p_x)} & + & c _ {(hy2)} [N (\ psi_ {H_a} — \ psi_ { H_b})] & c _ {(hy2)} \ text {положительно; соединение} \\
\ Psi_ {3a_1} & = & c _ {(ox3)} \ psi _ {(2p_z)} & + & c _ {(hy3)} [N (\ psi_ {H_a} + \ psi_ {H_b}) ] & c _ {(hy3)} \ text {положительно; склеивание} \\
\ Psi_ {1b_2} & = & \ psi _ {(2p_y)} & & & \ text {nonbonding} \\
\ Psi_ {3a_1} ^ * & = & c _ {(ox4)} \ psi_ { (2p_z)} & + & c _ {(hy4)} [N (\ psi_ {H_a} + \ psi_ {H_b})] & c _ {(hy4)} \ text {отрицательно; антибондинг} \\
\ Psi_ {1b_1} ^ * & = & c _ {(ox5)} \ psi _ {(2p_x)} & + & c _ {(hy5)} [N (\ psi_ {H_a} — \ psi_ {H_b })] & c _ {(hy4)} \ text {отрицательно; антибондинг} \\
\ hline \ end {array} \]

Валентность химических элементов (Таблица)

Таблица валентности химических элементов

Валентность. Степень окисления химических элементов

Валентность химических элементов

Правила определения валентности элементов в соединениях

Пример

Запомни!

Степень окисления химических элементов

Различие понятий степень окисления и валентность

Определение степени окисления конкретного химического элемента

Элементы с постоянной степенью окисления

Исключения

Элементы с переменной степенью окисления

Пример

Примеры определения степеней окисления в сложных веществах

Задание 1

Решение

Задание 2

Решение

Задание 3

Решение

Полезные ссылки

Дополнительные материалы

таблица или схема постоянной валентности в соединениях и как ее определить по формулам в 8 классе

Валентность химических элементов (Таблица)

Таблица валентности химических элементов

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

Валентность

Валентные возможности атома водорода

Валентные возможности атома углерода

Валентные возможности атома азота

Химический состав

Возможные степени окисления

P2O5, SO2, SO3, NO, Na2O, CaO, Mn2O7, SnO2, I2O5, h3O., химия

Другие вопросы из категории

Читайте также

h3O Структура Льюиса, молекулярная геометрия и гибридизация

Что такое валентные электроны?

Что такое правило октетов?

Структура Льюиса h3O

Геометрическая структура молекулы h3O

Гибридизация молекулы h3O

Молекулярная орбитальная диаграмма воды (h3O)

Заключение

h3O Молекулярная геометрия, структура Льюиса, форма и углы связи

Структура Льюиса h3O (вода)

H

Этапы построения структуры Льюиса H

Общее количество электронов валентных оболочек H

Всего пар валентных электронов

Центральный атом H

Одинокие пары на атомах

Отметить заряды на атомах

Проверьте стабильность и минимизируйте заряды на атомах, преобразовав неподеленные пары в связи

Какими еще способами можно нарисовать структуру Льюиса для воды?

Сколько неподеленных пар имеется на атоме кислорода в структуре H

Для чего можно нарисовать структуры Льюиса, похожие на воду?

Химия воды | Aqua Health Products

Строение атомов и молекул

Ковалентная связь молекулы воды

Полярность молекул воды

Вода, универсальный растворитель

Конфигурация молекулы воды

Конфигурация молекулы воды

h3O Структура Льюиса — Как обсудить

h3O Структура Льюиса, молекулярная геометрия и гибридизация

Что такое валентные электроны?

Что такое правило октетов?

Структура Льюиса h3O

Геометрическая структура атома h3O

Гибридизация частицы h3O

Субатомная орбитальная карта воды (h3O)

Структура Льюиса h3O (вода) — этапы рисования

Шаги рисования Lewis design h3O

Общее количество электронов валентных оболочек h3O

Выражение молекулярных орбиталей через \ (\ Psi \)

Добавить комментарий Отменить ответ