H2O валентность: Валентность химических элементов (Таблица)

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

Mn

2O7, 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

HBrO

3

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, 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

CeO, 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

  1. Валентность водорода принимают за I (единицу).
  2. Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II.
  3. Высшая валентность равна номеру группы.
  4. Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т.е. 8 – № группы.
  5. Валентность может быть постоянной или переменной.
  6. 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

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).

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.

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 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:

  1. неспаренных электронов
  2. неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
  3. 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:

  1. Для азота возможны валентности I, II, III и IV
  2. Валентности V у азота не бывает!
  3. В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
  4. 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):

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

0

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

Читайте также

ирина05 / 28 марта 2014 г., 4:31:33

Определите валентность элементов по формулам оксидов и назовите вещества: P2O5, SO2, SO3, NO, Na2O, CaO, Mn2O7, SnO2, I2O5, h3O.

Prostonik233 / 20 мая 2014 г., 1:02:23

Вариант 3

1)Составьте формулы следующих веществ:хлорида кальция,оксида бора,сульфида алюминия,фторида фосфора(V)
2)Определите валентности элемента по формулам Cl2O и Cl2O7.Дайте названия веществам.
3)Рассчитайте массовые доли элементов в оксиде золота(III) Au2O3.

Вариант 6.
1)Составьте формулы следующих веществ: оксида натрия,сульфида фосфора(III),хлорида меди(II),фторида кальция.
2)Определите валентности элемента по формулам оксидов: Cu2O и CUO.Дайте названия веществам.
3) Рассчитайте массовые доли элементов в сульфиде алюминия Al2S3.
ПОМОГИТЕ СРОЧНО НАДО!!!!!

Denissaliy / 28 окт. 2013 г., 9:13:25

Вариант 4.

Напишите определение. Что такое качественный и количественный состав вещества. Напишите пример.

Определить молекулярную массу следующих веществ: Na2O ; BaCl2 ; NO ; Ch5

Определить валентности элементов по формуле вещества:

а) K2S ; б) NO2 ; в) V2O5 ; г) Ca3N2

4. Вычислить массовые доли каждого вещества в соединении: SO₃, Ca₃N₂, BaO, FeCl₃.

5. Составить формулы сложных веществ, состоящих из кислорода и следующих химических элементов:

а) железа (III) ; в) азота (V) ;

б) кальция ; г) хрома (VII)

6. Какая масса соответствует 6 моль оксида натрия (NaСl).

7. Расставить коэффициенты в уравнениях. Подчеркнуть формулы сложных веществ.

а) HCl + Mg = MgCl2 + h3

б) Na + Cl2 = NaCl

в) KClO3 = KCl + O2

г) Ch5 = C2h3 + h3

Вы находитесь на странице вопроса "Определите валентность элементов по формулам оксидов и назовите вещества: P2O5, SO2, SO3, NO, Na2O, CaO, Mn2O7, SnO2, I2O5, h3O.", категории "химия". Данный вопрос относится к разделу "5-9" классов. Здесь вы сможете получить ответ, а также обсудить вопрос с посетителями сайта. Автоматический умный поиск поможет найти похожие вопросы в категории "химия". Если ваш вопрос отличается или ответы не подходят, вы можете задать новый вопрос, воспользовавшись кнопкой в верхней части сайта.

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:

  1. Посмотрите на общее количество валентных электронов: их восемь, чтобы образовалась единственная молекула h3O.
  2. Посмотрите, сколько электронов необходимо: по правилу октетов это четыре на одну молекулу воды (h3O).
  3. Найдите общее количество образующихся связей: Одинарные ковалентные связи между каждым атомом кислорода и водорода.
  4. Выберите центральный атом: атом кислорода будет центральным атомом
  5. 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.

  1. Найти общее количество электронов в валентных оболочках атомов водорода и атома кислорода
  2. Суммарные пары электронов как неподеленные пары и связи
  3. Выбор центрального атома
  4. отметить одиночные пары на атомах
  5. Отметьте заряды на атомах, если они есть.
  6. 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

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:

  1. Ищите полные валентные электроны: их восемь, чтобы сформировать одиночную частицу h3O.

  2. Найдите необходимое количество электронов: согласно правилу октетов оно равно четырем на один атом воды (h3O).

  3. Найдите полное количество обрамляющих связей: Одинарные ковалентные связи между каждой йотой кислорода и водорода.

  4. Выберите фокальную молекулу: частица кислорода будет фокальной йотой

  5. 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.

  1. Найти все количество электронов валентных оболочек водородной йоты и кислородной частицы

  2. Всего электронов в виде одиночных спичек и связей

  3. Определение молекулы центра

  4. Отметить одиночные наборы по йоте

  5. Отметьте начисления на йоты, если они есть.

  6. 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?

  1. 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.

  2. Это причина дрейфа льда в море.

  3. 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.

  4. Это вызвано основной конструкцией h3O, рассмотренной выше на диаграмме Льюиса.

  5. 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

  1. 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.

  1. 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.

  1. 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.

  1. 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 °

.
  1. Какое первичное уравнение для h3O?

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

  1. 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.

  1. 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

.
  1. Сколько одиночных наборов в h3O?

Два отдельных комплекта

AB2E2: Вода, h3O

Атом воды состоит из двух удерживающих комплектов и двух отдельных комплектов

  1. Что такое полное имя h3O?

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

  1. 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} \]

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *