Валентность. Как найти валентность. Элементы с постоянной валентностью

Валентность — это способность атома данного элемента образовывать определенное количество химических связей.

Образно говоря, валентность — это число «рук», которыми атом цепляется за другие атомы. Естественно, никаких «рук» у атомов нет; их роль играют т. н. валентные электроны.

Можно сказать иначе: валентность — это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов.

Необходимо четко усвоить следующие принципы:

Существуют элементы с постоянной валентностью (их относительно немного) и элементы с переменной валентностью (коих большинство).

Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить:

Элементы	Постоянная валентность
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb , Cs, Fr)	I
металлы II группы, главной подгруппы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)	II
алюминий (Al)	III
кислород (О)	II
фтор (F)	I

Остальные элементы могут проявлять разную валентность.

Высшая валентность элемента в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент.

Например, марганец находится в VII группе (побочная подгруппа), высшая валентность Mn равна семи. Кремний расположен в IV группе (главная подгруппа), его высшая валентность равна четырем.

Следует помнить, однако, что высшая валентность не всегда является единственно возможной. Например, высшая валентность хлора равна семи (убедитесь в этом!), но известны соединения, в которых этот элемент проявляет валентности VI, V, IV, III, II, I.

Важно запомнить несколько исключений: максимальная (и единственная) валентность фтора равна I (а не VII), кислорода — II (а не VI), азота — IV (способность азота проявлять валентность V — популярный миф, который встречается даже в некоторых школьных учебниках).

Валентность и степень окисления — это не тождественные понятия.

Эти понятия достаточно близки, но не следует их путать! Степень окисления имеет знак (+ или -), валентность — нет; степень окисления элемента в веществе может быть равна нулю, валентность равна нулю лишь в случае, если мы имеем дело с изолированным атомом; численное значение степени окисления может НЕ совпадать с валентностью. Например, валентность азота в N

2 равна III, а степень окисления = 0. Валентность углерода в муравьиной кислоте = IV, а степень окисления = +2.

Если известна валентность одного из элементов в бинарном соединении, можно найти валентность другого.

Делается это весьма просто. Запомните формальное правило: произведение числа атомов первого элемента в молекуле на его валентность должно быть равно аналогичному произведению для второго элемента.

В соединении A_xB_y: валентность (А) • x = валентность (В) • y

Пример 1. Найти валентности всех элементов в соединении NH₃.

Решение. Валентность водорода нам известна — она постоянна и равна I. Умножаем валентность Н на число атомов водорода в молекуле аммиака: 1 • 3 = 3. Следовательно, для азота произведение 1 (число атомов N) на X (валентность азота) также должно быть равно 3. Очевидно, что Х = 3. Ответ: N(III), H(I).

---

Пример 2. Найти валентности всех элементов в молекуле Cl₂O₅.

Решение. У кислорода валентность постоянна (II), в молекуле данного оксида пять атомов кислорода и два атома хлора. Пусть валентность хлора = Х. Составляем уравнение: 5 • 2 = 2 • Х. Очевидно, что Х = 5. Ответ: Cl(V), O(II).

---

Пример 3. Найти валентность хлора в молекуле SCl₂, если известно, что валентность серы равна II.

Решение. Если бы авторы задачи не сообщили нам валентность серы, решить ее было бы невозможно. И S, и Cl — элементы с переменной валентностью. С учетом дополнительной информации, решение строится по схеме примеров 1 и 2. Ответ: Cl(I).

---

Зная валентности двух элементов, можно составить формулу бинарного соединения.

В примерах 1 — 3 мы по формуле определяли валентность, попробуем теперь проделать обратную процедуру.

Пример 4. Составьте формулу соединения кальция с водородом.

Решение. Валентности кальция и водорода известны — II и I соответственно. Пусть формула искомого соединения — Ca_xH_y. Вновь составляем известное уравнение: 2 • x = 1 • у. В качестве одного из решений этого уравнения можно взять x = 1, y = 2. Ответ: CaH₂.

«А почему именно CaH₂? — спросите вы. — Ведь варианты Ca₂H₄ и Ca₄H₈ и даже Ca₁₀H₂₀ не противоречат нашему правилу!»

Ответ прост: берите минимально возможные значения х и у. В приведенном примере эти минимальные (натуральные!) значения как раз и равны 1 и 2.

«Значит, соединения типа N₂O₄ или C₆H₆ невозможны? — спросите вы. — Следует заменить эти формулы на NO₂ и CH?»

Нет, возможны. Более того, N₂O₄ и NO₂ — это совершенно разные вещества. А вот формула СН вообще не соответствует никакому реальному устойчивому веществу (в отличие от С

6Н₆).

Несмотря на все сказанное, в большинстве случаев можно руководствоваться правилом: берите наименьшие значения индексов.

---

Пример 5. Составьте формулу соединения серы с фтором, если известно, что валентность серы равна шести.

Решение. Пусть формула соединения — S_xF_y. Валентность серы дана (VI), валентность фтора постоянна (I). Вновь составляем уравнение: 6 • x = 1 • y. Несложно понять, что наименьшие возможные значения переменных — это 1 и 6. Ответ: SF₆.

---

Вот, собственно, и все основные моменты.

А теперь проверьте себя! Предлагаю пройти небольшой тест по теме «Валентность».

Хотите узнать, почему «классическое» определение валентности часто не «работает»? Почему валентность железа в FeO не равна двум? Почему для описания комплексных веществ используется понятие «координационное число»?

Смотрите продолжение этой статьи →

Максимальная валентность — элемент — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Максимальная валентность — элемент

Cтраница 1

Максимальная валентность элемента по кислороду равна семи. Внешняя электронная оболочка его атома состоит из двух электронов. Образует ли этот элемент газообразное соединение с водородом.  [1]

Максимальная валентность элемента характеризуется числом электронов на внешней оболочке и определяет его группу в периодической системе.  [3]

Максимальная валентность элемента определяется числом электронов в его внешней оболочке. Это же число определяет группу элемента в периодической системе. Для главных подгрупп это правило без исключений, и поскольку инертные газы имеют заполненные оболочки из восьми электронов, они должны рас: матриваться в качестве главной подгруппы VIII группы. Наличие переходных металлов в больших периодах связано с достройкой внутренних оболочек. Существование лантанидов и актинидов и их сходные свойства объясняются застройкой третьих ( снаружи) оболочек при сохранении одинаковых предпоследней и последней оболочек.  [4]

Максимальная валентность элемента определяется числом электронов в его внешней оболочке. Это же число определяет группу элемента в периодической системе. Для главных подгрупп это правило не имеет исключений, и, поскольку инертные газы имеют заполненные оболочки из восьми электронов, они должны рассматриваться в качестве главной подгруппы VIII группы. Наличие переходных металлов в больших периодах связано с достройкой внутренних оболочек. Существование лантаноидов и актиноидов и их сходные свойства объясняются застройкой третьих ( снаружи) оболочек при сохранении одинаковых предпоследней и последней оболочек.  [5]

Максимальная валентность элемента, по кислороду отвечает, как правило, номеру той группы периодической системы, в которой он расположен. Исключения сравнительно немногочисленны: сюда относятся инертные газы ( кроме Хе), Си, Ag, Аи, Н, F, некоторые лантаниды и актиниды.  [7]

Максимальная валентность элементов в периодической системе определяется номером группы, а так как номера групп изменяются от 1 до 8, то и валентность должна изменяться в пределах этих чисел. В больших периодах изменение валентности происходит дважды: увеличение от 1 до 7 или 8, а затем падение и вновь увеличение.  [8]

Максимальная валентность элементов побочной подгруппы V группы ванадия, ниобия и тантала равна пяти.  [9]

Почему максимальная валентность элементов восьмой группы в отличие от элементов побочных подгрупп четвертой — седьмой групп периодической системы, как правило, меньше общего количества d — электронов на предпоследнем и s — электронов на последнем электронном слое атома. Для каких элементов восьмой группы не характерна эта особенность.  [10]

Окислы, отвечающие максимальной валентности элемента, являются ангидридами кислот.  [11]

Окислы, отвечающие максимальной валентности элемента, являются ангидридами кислот.  [12]

В I-IV группах периодической системы практически наблюдаемая максимальная валентность элементов в их галоидных соединениях совпадает с характеристичной почти всегда. Напротив, в V-VIII группах теоретически возможная валентность часто не достигается даже у фторидов.  [13]

Степень окисления атома А на две единицы меньше максимальной валентности элемента данной группы, так что в дополнение к шести связывающим парам у него имеется неподеленная пара электронов. Структура нона IFe — пока не известна. Тщательное исследование кристаллических структур ( Nh5) 4 ( SbmBr6) ( SbvBr6), ( Nh5) 2TeCl6 и К2ТеВг6 показало, что, несмотря на наличие 7 — й электронной пары, обсуждаемые ионы образуют неискаженные октаэдры. Поэтому эта пара не локализуется в определенной позиции, а выступает в роли стереохимически неактивной пары.  [14]

В I — IV группах периодической системы практически наблюдаемая максимальная валентность элементов в их галоидных соединениях совпадает с характеристичной почти всегда.  [15]

Страницы:      1    2    3    4

Как легко определять свойства элементов и их соединений — Российская газета

Не так уж часто удается написать заметку о том, что не просто войдет в школьные учебники будущего, а станет одной из базовых картинок-иллюстраций. Химики из Сколковского института науки и технологий Артем Оганов и Захед Алахъяри придумали и рассчитали, как расположить химические элементы в порядке постепенного изменения их химических свойств. Такая последовательность удобнее, чем таблица Менделеева, для предсказания твердости, стабильности, намагниченности и других свойств элементов и их соединений. О том, как было сделано и что значит это отрытые, «Коту» рассказал профессор Сколтеха Артем Оганов.

Артем Оганов — кристаллограф-теоретик, создатель ряда новых материалов, а главное, методов, которые позволяют открывать новые материалы. Решил считавшуюся нерешаемой задачу предсказания кристаллической структуры вещества на основе его химического состава. Создал программу USPEX, способную предсказывать устойчивые химические соединения по набору исходных элементов. Один из самых цитируемых в мире ученых.

Я хорошо помню, как мне пришло в голову решение этой задачи. Мы с семьей садились в самолет. У меня четверо детей, и все они расположились у меня на голове и прочих частях тела и к тому же продолжали непрерывно двигаться. Опытные родители знают, что сопротивляться этому бессмысленно, а беспокоиться неразумно. Поэтому мой мозг перестал метаться, анализируя внешние сигналы, и застыл, сфокусировавшись в одной точке. Точка эта оказалась на спинке впередистоящего кресла. Там-то и начал проступать основной график будущей работы. Я вдруг увидел, что элементы таблицы Менделеева не размазаны равномерно в пространстве своих свойств, а, как звезды в Галактике, расположены более-менее на плоскости.

Эта проблема волновала меня последние 15 лет. В 1984 году британский физик Дэвид Петтифор опубликовал работу, в которой ввел понятие менделеевских чисел, — с их помощью он сгруппировал элементы в порядке изменения их химических свойств. В таблице Менделеева свойства элементов меняются скачками. Так, после самого химически активного неметалла фтора идет инертный неон, а сразу за ним — активнейший металл натрий. Можно ли найти вариант, при котором рядом бы стояли похожие по свойствам элементы?

Петтифор предложил решение — выстроил элементы в некоторой последовательности, приписав им некие числа Менделеева. Но как приписал, не объяснил. И тем более не объяснил, какой у них физический смысл. Эти числа не расчет, а произвол, хотя и основанный на наблюдениях за свойствами бинарных соединений — веществ, состоящих из двух разных атомов. Скажем, если NaCl и KCl похожи, то и натрий с калием должны стоять рядом. Все это время ученые модифицировали и улучшали менделеевские числа, но что это такое, так никто и не объяснил.

У химических элементов есть разные характеристики, которые влияют на их свойства. Прежде всего размер атома (его радиус), валентность, поляризуемость*, электроотрицательность**. Но валентность — параметр непостоянный, у разных элементов могут быть разные валентности, а мы неоднократно открывали химические соединения, которые с точки зрения привычных представлений о валентности не могли бы существовать. Но существуют. Поляризуемость очень сильно коррелирует с электроотрицательностью.

^{*Поляризуемость — способность атома или молекулы становиться электрически полярными во внешнем электромагнитном поле. Поляризуемость показывает, насколько легко может возникнуть заряженная частица (ион) или новая химическая связь.}

^{**Электроотрицательность — способность атома оттягивать электроны других атомов в химических соединениях. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (F, O, N, Cl), низкая — у активных металлов (Li, Na, K).}

Получается, что для определения фундаментальных свойств атомов можно использовать только атомный радиус и электроотрицательность. И если по оси Х — радиус, а по оси Y — электроотрицательность, мы получаем плоскость, на которой сильно вытянутым облаком располагаются элементы. Внутри этого облака, воспользовавшись несложным математическим приемом, можно провести линию, вдоль которой элементы встанут в порядке максимально плавного изменения свойств.

Так мы открыли физический и химический смысл менделеевских чисел: это наилучшее представление всех химических свойств атома одним числом. Но мы предложили не только объяснение, но и улучшенную версию чисел Менделеева, в которой нет места субъективности — только расчеты на основе фундаментальных характеристик атомов. Мы назвали это «Универсальной последовательностью элементов», по-английски Universal Sequence Of Elements, сокращенно USE. И действительно, наша последовательность удобна в применении: она предсказывает свойства химических соединений лучше, чем петтифоровские менделеевские числа и их позднейшие модификации.

Если расположить элементы на осях, то на плоскости будут бинарные соединения — молекулы и кристаллы, состоящие из двух типов атомов. Мы обнаружили, что на этом поле — его можно назвать химическим пространством — возникают области соединений с близкими свойствами, например твердостью кристаллов, магнетизмом, энергией связи. Известно, например, что алмаз, состоящий только из углерода, — самый твердый из кристаллов. А как искать другие твердые вещества? По соседству с алмазом в его химическом пространстве.

Улучшенные менделеевские числа помогут находить новые соединения с полезными свойствами и смогут прояснить некоторые вопросы, связанные с привычной таблицей Менделеева. Например, уже сейчас можно ставить точку в споре, где должен находиться водород: над литием или над фтором. Согласно менделеевским числам, водород ближе к галогенам, чем к щелочным металлам.

Ссылка: Zahed Allahyari and Artem R. Oganov, Nonempirical Definition of the Mendeleev Numbers: Organizing the Chemical Space: J. Phys. Chem. C 2020, 124, 43, 23867-23878.

Универсальная последовательность элементов (USE)

Журнал «Кот Шрёдингера»

Как вычисляются числа Менделеева

Универсальная последовательность элементов определяется их проекцией на линию, обозначенную синим цветом. Журнал «Кот Шрёдингера»

Как узнать и определить валентность химического элемента по таблице менделеева

Время на чтение: 12 минут

Общая характеристика

Валентность представляет способность атомов создавать химические соединения, добавлять другие атомы. С давних времен известны исторические данные о молекулярной, атомной структуре веществ.

Необходимость и основные понятия

Определение в переводе характеризует силу, создание. Главное суждение введено до открытия строения атома. Природа химических соединений заключается в делении между собой пары частиц на валентные электроны.

Число обобществленных связей, которыми атом соединяется с другими элементами, называется валентностью. В учет не берется полярность связей, поэтому показатель не имеет знака и не равен 0. В химических сочетаниях атомные частицы находятся в числовом соотношении.

Соединения водорода H с разными микрочастицами:

• Хлороводород (HCl).
• Вода (h3O).
• Аммиак (Nh4).
• Метан (Ch5).

Атом Cl (хлора) связан с одним А. водорода, О2 (кислорода) — с двумя, азота (N)-с тремя, а углерода — с 4 атомными частицами. В молекуле углекислого газа СО2 частица Н связана с двумя атомами кислорода.

А. соединяются по-разному с другими элементами. Такая способность выражается численной характеристикой.

Обозначение валентности:

• HCl (I I).
• h3O (I II).
• HN3 (III I).
• Ch5 (IV I).

Один атом водорода соединяется только с одной частью другого элемента, соответственно, валентность принимают за 1. Объясняя «химическим» языком, атомная частица водорода обладает единицей валентности (В), он одновалентен.

Образование химических связей атома любого элемента соответствует количеству соединившихся мелких частиц водорода. В молекуле хлороводорода валентность Cl равна 1, а в молекуле воды у атома кислорода — двум. В структурной составляющей метана В. углерода равна 4. Условно в химии обозначают единицы валентности римскими цифрами I-Х.

Историческая справка и взгляды ученых

Скудные знания о строении молекулярных и атомных частицах 19 века не позволяли объяснить причины, по которым атомы образуют связи с другими элементами. Валентность как основной принцип химии изучается до сих пор.

Ученый Э. Франкленд ввел терминологию «связь» в научные труды для характеристики взаимодействия атомов между собой. Специалист выяснил, что некоторые элементы образуют соединения с одними и теми же атомами. Азот прикрепляет три водородных частицы в молекуле аммиака.

Позже ученый выдвинул теорию о существовании конкретных чисел химической связи и назвал ее «соединительной силой». Труды Франклина стали значимым вкладом в структурную химию.

Мнения, научные работы доказаны в 1860 г. немецким деятелем Ф. Кекуле. По его мнению, углерод является из четырех основным, в самом простейшем его соединении частиц (метане) образуются связи с 4 атомами Н.

В Советском союзе информацию о строении веществ систематизировал А. Бутлеров. Последующее развитие связей получило введение периодической теории Д. Менделеева. Он подтвердил, что валентность Э. в соединениях и прочие свойства обусловлены занятым положением в периодической системе.

Главным преимуществом теории В. является возможность наглядного изображения молекулярного строения. Первые модели возникли в середине 19 века, а позже использовались структурные формулы в виде окружности с химическим знаком. Между обозначений атомов черточкой выделяется связь, а число линий соответствует В.

Основная классификация

Элементы распределяются с постоянной и переменной валентностью. Углерод соединяется с различными атомами кислорода, поэтому имеет переменную валентность. Многие элементы имеют неустойчивую величину.

Валентность
Постоянная	Переменная
Элемент	В	Элемент	В
H (Водород)	I	I (Йод)	I
Li (Литий)	S (Сера)	II, IV, VI
Na (Натрий)	N (Азот)	I-V
K (Калий)	F	II, III
F (Фтор)	Cu	I, II
Al (Алюминий), B, Р	III, V	C, Si	II, IV
O (Кислород), Mg (Магний), Ca (Кальций), Ba (Барий), Zn (Цинк)	II	Cl, Br, I	I, III, V, VII

Водород образует связь не с каждым элементом, а кислородные соединения имеются почти у всех. В таких сочетаниях атомы О2 проявляют двукратную валентность.

Ковалентная связь осуществляется из-за образования общих электронных пар. Когда между 2 атомными структурами (А) существует совместная электронная пара, она называется одинарной, при наличии двух — двойной, трех — тройной.

Валентность азота N в связи Nh4 составляет III, поскольку один атом Н связан с тремя частицами N. Валентность углерода в метане (СН4), по тому же принципу будет 4 (IV).

Валентность хлора в молекуле хлороводорода равна единице, индекс не применяется. Одному атому H соответствует 1 атом Cl. Если образованная химическая связь углерода © в метане равна 4, валентность Н — всегда 1. Рядом с Н ставится индекс 4, а формула метана выглядит следующим образом: Ch5.

Постоянной одной В. остается H, K, F. Двухвалентные — кислород, магний, кальций, цинк, а трехвалентные — алюминий. Валентность брома, железа, меди, хлора или прочих элементов модифицируется, когда они формируют различные соединения.

Йод представлен в таблице 53 по счету. Присутствие одного неспаренного электрона говорит о способности проявлять низшую В., равную единице в соединениях. Зная валентность, можно легко составить формулы соединений.

Определение по формуле

Если под рукой нет таблицы Менделеева, то существует возможность установления В. элемента с помощью несложных расчетов. Для примера выбирается формула оксида марганца — Mn2O7.

Кислород двухвалентный, а для определения марганца В. кислорода умножают на число атомов газа в сочетании 2*7, получается 14. Это число делится на количество мелких атомных частиц Mn:14/2 = 7. В полученном соединении валентность составляет VII.

Индексы в молекулярных веществах отображают число А., входящих в состав. Получив формулу вещества, в котором известна В. одного элемента, можно определить В. другого. В веществе, состоящем из молекул число В. обоих элементов равно. Используется минимальное общее кратное для определения неизвестной В.

Например, в образовании формулы связи оксида железа Fe2O3 участвуют пара атомов Fe с валентностью III и три атома O с двойной валентностью. Минимальным общим кратным будет 6.

Для правильной формулировки записи оксида фосфора учитывается В кислорода (II) и фосфора (V). Наименьшее общее кратное для Р и О получается десять. Обозначение записывается Р2О5.

Понимая и зная свойства элементов, проявляющих в разных сочетаниях, можно находить валентность по внешнему параметру соединений. Оксиды меди (купрум) имеют красный (Cu2O) и черный (CuО) цвет. Гидроксиды меди будут желтыми (CuОН) и синими (Cu (ОН)2).

Чтобы составить формулу бинарных соединений элементов, достаточно определить валентность. Если требуется записать формулу кислородного соединения хлора (ClO), в котором валентность Cl равна 7, соблюдают последовательность:

• Записывают символы элементов и валентность. Это VII II ClO.
• Найти меньшее кратное валентностей двух элементов. VII*II, получается 14.
• Делят наименьшее кратное на В. каждого элемента, находят значение индексов. 14/2 = 7, 14/7 = 2.

Записывают индексы возле знаков элементов. Получается Cl2O7.

Труды Менделеева

Согласно электронной теории, В. атома определяется из числа непарных электронов (Э)., участвующих в формировании пар с Э. других атомов. Понятие В. связано с созданием закона Менделеева.

Теория электронов

Атомы представляют положительную основу (ядро), вокруг которой расположены отрицательно заряженные электроны. Наружная оболочка последних бывает недостроенной, а завершенная структура устойчивее, она включает восемь электронов.

Создание связи за счет общих пар электронов приводит к благоприятному состоянию атомов.

Максимальная В. — это величина Э. во внешней оболочке атома. Химические связи составляют Э., находящиеся на наружной оболочке атома. Изучив таблицу Менделеева, можно определить, что положение веществ в периодической системе и его В. взаимосвязаны.

Валентность:

• Высшая. Соответствует порядковому № группы.
• Низшая. От числа вида по табличным данным отнимают номер интересующего элемента.

• Основанием для образования соединений является прием электронов.
• Виды электронов:

• Спаренные. Расположены на одной орбитали.
• Неспаренные. Это 1 электрон на орбитали.

Когда атом отрицательно заряжен частицами без пары для взаимодействия, то они образуются в таком количестве, сколько имеется неспаренных электронов.

В молекулярной структуре водорода и серы h3S последнее вещество приобретает двойную валентность (-), потому что каждый атом участвует в образовании 2 электропар. Знак черточка или тире указывает на притяжение пары к более отрицательному элементу. У менее отрицательного к валентности добавляют знак плюс.

Распределение свойств

В периодической таблице указаны все 118 химических элементов (водород, литий, бор, натрий, магний, кальций, ванадий, уран и другие).

Химические и физические свойства каждого вещества похожи с предшествующим ему в таблице элементом. Закономерность проявляется у всех, кроме нескольких первых, потому что они не включают перед собой элементов, аналогичных по атомному объему.

Валентность металлов:

Элемент	В
Серебро	I-III
Ртуть	I-II
Золото	I-III
Никель	I- IV
Мышьяк	-III, II, III, V
Свинец	II-IV
Кобальт	II-IV
Олово	II, IV

В периодической таблице элементы классифицированы, упорядочены с учетом атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды называются периодами, а столбцы — группами. В самой первой таблице содержалось не более шестидесяти элементов, теперь продолжительность списка увеличили до 118 элементов. Систематизированы не только химические вещества, но и их свойства.

Достаточно ученому-химику взглянуть на таблицу, и он сможет ответить на разные экзаменационные, научные вопросы.

Говоря о степени окисления, предполагают, что атом в веществе ионной природы имеет заряд, и если валентность нейтральная, то уровень окисления будет нулевым, положительным или отрицательным. Узнать информацию можно из таблицы Менделеева.

Для атома одного и того же Э., в зависимости от элементов, с которыми он сформирует химическое соединение, В. и стадия окисления совпадают (Н2О, СН4) и различаются (Н2О2, HNO3). Само понятие валентности ученые-химики не используют по Менделеевской таблице.

Источник: https://nauka.club/khimiya/valentnost-khimicheskikh-elementov.html

Урок 6. Валентность – HIMI4KA

Архив уроков › Химия 8 класс

В уроке 6 «Валентность» из курса «Химия для чайников» дадим определение валентности, научимся ее определять; рассмотрим элементы с постоянной и переменной валентностью, кроме того научимся составлять химические формулы по валентности. Напоминаю, что в прошлом уроке «Химическая формула» мы дали определение химическим формулам и их индексам, а также выяснили различия химических формул веществ молекулярного и немолекулярного строения.

Вы уже знаете, что в химических соединениях атомы разных элементов находятся в определенных числовых соотношениях. От чего зависят эти соотношения?

Рассмотрим химические формулы нескольких соединений водорода с атомами других элементов:

Нетрудно заметить, что атом хлора связан с одним атомом водорода, атом кислорода — с двумя, атом азота — с тремя, а атом углерода — с четырьмя атомами водорода.

В то же время в молекуле углекислого газа СО2 атом углерода связан с двумя атомами кислорода. Из этих примеров видно, что атомы обладают разной способностью соединяться с другими атомами.

Такая способность атомов выражается с помощью численной характеристики, называемой валентностью.

Валентность — численная характеристика способности атомов данного элемента соединяться с другими атомами.

Поскольку один атом водорода может соединиться только с одним атомом другого элемента, валентность атома водорода принята равной единице. Иначе говорят, что атом водорода обладает одной единицей валентности, т. е. он одновалентен.

Валентность атома какого-либо другого элемента равна числу соединившихся с ним атомов водорода. Поэтому в молекуле HCl у атома хлора валентность равна единице, а в молекуле h3O у атома кислорода валентность равна двум.

По той же причине в молекуле Nh4 валентность атома азота равна трем, а в молекуле Ch5 валентность атома углерода равна четырем.

Если условно обозначить единицу валентности черточкой |, вышесказанное можно изобразить схематически:

• Следовательно, валентность атома любого элемента есть число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента связан данный атом в химическом соединении.
• Численные значения валентности обозначают римскими цифрами над символами химических элементов:

Определение валентности

Однако водород образует соединения далеко не со всеми элементами, а вот кислородные соединения есть почти у всех элементов. И во всех таких соединениях атомы кислорода проявляют валентность, равную двум. Зная это, можно определять валентности атомов других элементов в их бинарных соединениях с кислородом. (Бинарными называются соединения, состоящие из атомов двух химических элементов.)

Чтобы это сделать, необходимо соблюдать простое правило: в химической формуле вещества суммарные числа единиц валентности атомов каждого элемента должны быть одинаковыми.

Так, в молекуле воды h3O общее число единиц валентности двух атомов водорода равно произведению валентности одного атома на соответствующий числовой индекс в формуле:

Так же определяют число единиц валентности атома кислорода:

По величине валентности атомов одного элемента можно определить валентность атомов другого элемента. Например, определим валентность атома углерода в молекуле углекислого газа СО2:

Согласно вышеприведенному правилу х·1 = II·2, откуда х = IV.

Существует и другое соединение углерода с кислородом — угарный газ СО, в молекуле которого атом углерода соединен только с одним атомом кислорода:

В этом веществе валентность углерода равна II, так как х·1 = II·1, откуда х = II:

Постоянная и переменная валентность

Как видим, углерод соединяется с разным числом атомов кислорода, т. е. имеет переменную валентность. У большинства элементов валентность — величина переменная. Только у водорода, кислорода и еще нескольких элементов она постоянна (см. таблицу).

Составление химических формул по валентности

Зная валентность элементов, можно составлять формулы их бинарных соединений. Например, необходимо записать формулу кислородного соединения хлора, в котором валентность хлора равна семи. Порядок действий здесь таков.

Еще один пример. Составим формулу соединения кремния с азотом, если валентность кремния равна IV, а азота — III.

Записываем рядом символы элементов в следующем виде:

Затем находим НОК валентностей обоих элементов. Оно равно 12 (IV·III).

1. Определяем индексы каждого элемента:
2. Записываем формулу соединения: Si3N4.
3. В дальнейшем при составлении формул веществ не обязательно указывать цифрами значения валентностей, а необходимые несложные вычисления можно выполнять в уме.
4. Краткие выводы урока:

1. Численной характеристикой способности атомов данного элемента соединяться с другими атомами является валентность.
2. Валентность водорода постоянна и равна единице. Валентность кислорода также постоянна и равна двум.
3. Валентность большинства остальных элементов не является постоянной. Ее можно определить по формулам их бинарных соединений с водородом или кислородом.

Надеюсь урок 6 «Валентность» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-6-valentnost.html

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	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

Ответы@Mail.Ru: Как определить валентность по таблице Менделеева?

есть высшая валентность это номер группы…. и низшая — это 8 — номер группы …но что касаетсятаких элементов как железо.. . они проявляют разную степень окисления и в таблице менделеева ты это не найдешь.. . это есть в справочниках по химии

Максимальная валентность по кислороду равна числу электронов на внешнем слое. В общем случае номеру группы. У Р с утра ещё была V группа, за это время что-то изменилось? Валентность по водороду равна числу электронов, которые элемент может принять на внешний слой. Равна 8- №группы.

У элементов с переменной валентностью всё сложнее. И Fe c утра был в VIII! Железо отдаёт 2 электрона с внешнего слоя, валентность 2, ст. окисления +2, ещё один «лишний» электрон с предвнешнего d слоя — валентность 3. Придётся запоминать! Только не говорите, что таблица Д.

Менделеева уже «перекроена», тогда мне придётся всё заново учить!

Валентность — свойство атомов одного химического элемента присоединять определенное число атомов другого химического элемента.

Есть элементы, которые имеют постоянную валентность:
одновалентны (I) — H,Li, Na, K, Rb, Cs, F, I
двухвалентны (II) — O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd
трехвалентны (III) — B, Al Есть еще один способ: определять валентность можно по таблице Д. И. Менделеева.
Все элементы в таблице разделены на подгруппы а) и б) .

Активные металлы занимают только три первые группы. Металлы, которые стоят в первой а) группе имеют валентность I.
Металлы, которые стоят во второй а) группе имеют валентность II. Есть металлы с переменной валентностью, тогда ее указывают в скобках, например, оксид железа (III).

Это говорит нам о том, что железо — трехвалентно в данном соединении с кислородом.
Неметаллы имеют две валентности и более (тогда она указывается в скобках) : низшую — вычисляют по формуле (8-Ь группы) , в которой находится элемент;
высшую — равную номеру группы, в которой находится этот элемент.
Номер группы указан вверху таблицы.

Есть в-ва, валентность которых определяется по группе, а есть те в-ва ( например металлы ) , у которых валентность с ней не совпадает. Нужно из 8 ( максимальной группы ) отнять номер группы в-ва, валентность у которого хотите найти

Все элементы в таблице разделены на подгруппы а) и б) . Активные металлы занимают только три первые группы.
Металлы, которые стоят в первой а) группе имеют валентность I.
Металлы, которые стоят во второй а) группе имеют валентность II.

Есть металлы с переменной валентностью, тогда ее указывают в скобках, например, оксид железа (III). Это говорит нам о том, что железо — трехвалентно в данном соединении с кислородом.

Неметаллы имеют две валентности и более (тогда она указывается в скобках) : низшую — вычисляют по формуле (8-Ь группы) , в которой находится элемент;
высшую — равную номеру группы, в которой находится этот элемент.
Номер группы указан вверху таблицы.

Алгоритмы составления формул по валентности и определение валентности по формуле я посылаю как прикрепленный файл. Распечатай его и пользуйся пока не научишься.

Источник: https://touch.otvet.mail.ru/question/28569283

Как определить валентность?

Согласно школьному определению валентность — это способность химического элемента образовывать то или иное количество химических связей с другими атомами.

Как известно, валентность бывает постоянной (когда химический элемент образует всегда одно и то же количество связей с другими атомами) и переменной (когда в зависимости от того или иного вещества валентность одного и того же элемента изменяется).

Определить валентность нам поможет периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.

Действуют такие правила:

1) Максимальная валентность химического элемента равняется номеру группы. Например, хлор находится в 7-й группе, а значит, у него максимальная валентность равна 7. Сера: она в 6-й группе, значит, у неё максимальная валентность равна 6.

2) Минимальная валентность для неметаллов равна 8 минус номер группы. Например, минимальная валентность того же хлора равна 8 – 7, то есть 1.

• Увы, из обоих правил имеются исключения.
• Например, медь находится в 1-й группе, однако максимальная валентность меди равна не 1, а 2.
• Кислород находится в 6-й группе, но у него валентность почти всегда 2, а вовсе не 6.
• Полезно помнить ещё следующие правила:

3) Все щелочные металлы (металлы I группы, главной подгруппы) всегда имеют валентность 1. Например, валентность натрия всегда равна 1, потому что это щелочной металл.

4) Все щёлочно-земельные металлы (металлы II группы, главной подгруппы) всегда имеют валентность 2. Например, валентность магния всегда равна 2, потому что это щёлочно-земельный металл.

1. 5) Алюминий всегда имеет валентность 3.
2. 6) Водород всегда имеет валентность 1.
3. 7) Кислород практически всегда имеет валентность 2.
4. 8) Углерод практически всегда имеет валентность 4.
5. Следует помнить, что в разных источниках определения валентности могут отличаться.
6. Более или менее точно валентность можно определить как количество общих электронных пар, посредством которых данный атом связан с другими.

Согласно такому определению, валентность азота в HNO3 равна 4, а не 5. Пятивалентным азот быть не может, потому что в таком случае вокруг атома азота кружилось бы 10 электронов. А такого не может быть, потому что максимум электронов составляет 8.

Источник: http://www.bolshoyvopros.ru/questions/505034-kak-opredelit-valentnost.html

Как определить валентность по периодической таблице Менделеева: что это такое, изучение свойств химических элементов

Атомы химических элементов могут образовывать различное число связей. Эта способность имеет специальное название – валентность.

Давайте разберемся, как определить валентность по таблице Менделеева, узнаем, в чем заключается ее отличие от степени окисления, увидим закономерности, характерные для водорода, углерода, фосфора, цинка, научимся находить валентность химических элементов.

Основные сведения

Валентность – это возможность атомов различных химических элементов образовывать связи между собой. Другими словами можно сказать, что это способность атома присоединить к себе определенное количество других атомов.

Важно! Это не всегда постоянное число для одного и того же элемента. В разных соединениях элемент может обладать различными значениями.

Определение по таблице Д.И. Менделеева

Для определения этой способности атома по таблице Менделеева необходимо знать, что такое группы и подгруппы периодической таблицы.

Это вертикальные столбцы, которые делят все элементы по определенному признаку. В зависимости от признака, выделяют подразделения элементов.

Этими столбцами элементы делятся на тяжелые и легкие элементы, а также подгруппы — галогены, инертные газы и тому подобное.

Итак, для определения способности элемента образовывать связи нужно руководствоваться двумя правилами:

• Высшая валентность элемента равна номеру его группы.
• Низшая валентность находится как разница между числом 8 и номером группы, в которой расположен данный элемент.

Например, фосфор проявляет высшую валентность V – P2O5 и низшую (8-5)=3– PF3.

Стоит также отметить несколько основных характеристик и особенностей при определении этого показателя:

• Валентность водорода всегда I – h3O, HNO3, h4PO4.
• Валентность кислорода всегда равна II – CO2, SO3.
• У металлов, которые расположены в главной подгруппе, этот показатель всегда равен номеру группы – Al2O3, NaOH, KH.
• Для неметаллов чаще всего проявляются только две валентности – высшая и низшая.

Также существуют элементы, у которых может быть 3 или 4 разных значений этого показателя. К ним относятся хлор, бор, йод, хром, сера и другие. Например, хлор обладает валентностью I, III, V, VII – HCl, ClF3,ClF5,HClO4 соответственно.

Определение по формуле

Для определения по формуле можно воспользоваться несколькими правилами:

1. Если известна валентность (V) одного из элементов в двойном соединении: допустим, есть соединение углерода и кислорода СО2, при этом мы знаем, что валентность кислорода всегда равна II, тогда можем воспользоваться таким правилом: произведение числа атомов на его V одного элемента должно равняться произведению числа атомов другого элемента на его V. Таким образом, валентность углерода можно найти так – 2×2 (в молекуле 2 атома кислорода с V= 2), то есть валентность углерода равняется 4. Рассмотрим еще несколько примеров: P2O5 – тут валентность фосфора = (5*2)/2 = 5. HCl – валентность хлора будет равна I, так как в этой молекуле 1 атом водорода, и V= 1.
2. Если известна валентность нескольких элементов, которые составляют группу: в молекуле гидроксида натрия NaOH валентность кислорода равняется II, а валентность водорода – I, таким образом группа -OH обладает одной свободной валентностью, так как кислород присоединил только один атом водорода и еще одна связь свободна. К ней и присоединится натрий. Можно сделать вывод, что натрий – одновалентный элемент.

Разница между степенью окисления и валентностью

Очень важно понимать принципиальную разницу между этими понятиями. Степень окисления – это условный электрический заряд, которым обладает ядро атома, в то время как валентность – это количество связей, которые может установить ядро элемента.

Рассмотрим подробнее, что такое степень окисления. Согласно современной теории о строении атома, ядро элемента состоит из положительно заряженных протонов и нейтронов без заряда, а вокруг него находятся электроны с отрицательным зарядом, которые уравновешивают заряд ядра и делают элемент электрически нейтральным.

В случае, если атом устанавливает связь с другим элементом, он отдает или принимает электроны, то есть выходит из состоянии баланса и начинает обладать электрическим зарядом. При этом если атом отдает электрон, он становится положительно заряженным, а если принимает – отрицательным.

Внимание! В соединении хлора и водорода HCl водород отдает один электрон и приобретает заряд +1, а хлор принимает электрон и становится отрицательным -1. В сложных соединениях, HNO3 и h3SO4, степени окисления будут такими – H+1N+5O3 -2 и h3 +1S +6O4 -2.

Сравнивая два этих определения, можно сделать вывод, что валентность и степень окисления часто совпадают: валентность водорода +1 и валентность I, степень окисления кислорода -2 и V II, но очень важно помнить, что это правило выполняется не всегда!

В органическом соединении углерода под названием формальдегид и формулой HCOH у углерода степень окисления 0, но он обладает V, равной 4. В перекиси водорода h3O2 у кислорода степень окисления +1, но V остается равной 2. Поэтому не следует отождествлять два этих понятия, так как в ряде случаев это может привести к ошибке.

Валентности распространенных элементов

Водород

Один из самых распространенных элементов во вселенной, встречается во многих соединениях и всегда обладает V=1. Это связано со строением его внешней электронной орбитали, на которой у водорода находится 1 электрон.

На первом уровне может находиться не более двух электронов одновременно, таким образом, водород может либо отдать свой электрон и образовать связь (электронная оболочка останется пустой), либо принять 1 электрон, также образовав новую связь (электронная оболочка полностью заполнится).

Пример: h3O – 2 атома водорода с V=1 связаны с двухвалентным кислородом; HCl – одновалентные хлор и водород; HCN – синильная кислота, где водород также проявляет V, равную 1.

Углерод

Углерод может обладать либо валентностью II, либо IV. Связано это со строением внешнего электронного уровня, на котором находится 2 электрона, в случае если он их отдаст, его V будет II.

То есть 2 электрона установили 2 новые связи, например, соединение CO – угарный газ, где и кислород, и водород двухвалентные.

Однако бывают ситуации, когда один электрон с первого уровня переходит на второй, тогда у углерода образуется 4 свободных электрона, которые могут образовывать связи: СО2, НСООН, Н2СО3.

Фосфор

Данный элемент может обладать валентностью III и V.

Как и в предыдущих случаях, связанно это со строением внешнего электронного уровня, на котором у него 3 электрона, то есть возможность образовать 3 связи, но, как и углерод, у него возможен переход 1 электрона с s-орбитали на d-орбиталь, тогда неспаренных электронов станет 5, а значит, и валентность тоже будет равна V. Например: РН3, Р2О5, Н3РО4.

Цинк

Как элемент главной подгруппы и металл, цинк может обладать только валентностью, которая равна номеру его группы, то есть 2. Во всех своих соединениях валентность цинка равна II и не зависит от типа элемента и вида связи с ним. Пример: ZnCl2, ZnO, Znh3, ZnSO4.

Определение валентности химических элементов

Изучение валентности по периодической таблице Менделеева

Вывод

Теперь вы знаете, что такое валентность, чем она отличается от степени окисления, и легко определите валентность элементов по формулам или таблице Менделеева.

Это интересно! Основной закон Гесса и следствия из него

Источник: https://uchim.guru/himiya/kak-opredelit-valentnost-po-tablitse-mendeleeva.html

Таблица валентностей химических элементов

Навигация по справочнику TehTab.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник  / / Таблица валентностей химических элементов.

Таблица валентностей химических элементов. Считается, что валентность химических элементов определяется группой (колонкой) Периодической таблицы . Действительно, теоретически, это самая распространенная валентность для элемента, но на практике поведение химических элементов значительно сложнее. Причина множественности значений валентности заключается в том, что существуют различные способы (или варианты) заполнения, при которых электронные оболочки стабилизируются. Поэтому, предлагаем Вашему вниманию таблицу валентностей химических элементов. Числовое значение положительной валентности элемента равно числу отданных атомом электронов, а отрицательной валентности – числу электронов, которые атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического уровня. В скобках обозначены более редкие валентности. Химические элементы с единственной валентностью — одну и имеют. Таблица валентностей химических элементов. Порядковый номер химического элемента, он же: атомный номер, он же: зарядовое число атомного ядра, он же: атомное число Русское / Английское наименование Химический символ Валентность 1 Водород / Hydrogen H (-1), +1 2 Гелий / Helium He 3 Литий / Lithium Li +1 4 Бериллий / Beryllium Be +2 5 Бор / Boron B -3, +3 6 Углерод / Carbon C (+2), +4 7 Азот / Nitrogen N -3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5 8 Кислород / Oxygen O -2 9 Фтор / Fluorine F -1, (+1) 10 Неон / Neon Ne 11 Натрий / Sodium Na +1 12 Магний / Magnesium Mg +2 13 Алюминий / Aluminum Al +3 14 Кремний / Silicon Si -4, (+2), +4 15 Фосфор / Phosphorus P -3, +1, +3, +5 16 Сера / Sulfur S -2, +2, +4, +6 17 Хлор / Chlorine Cl -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7 18 Аргон / Argon Ar 19 Калий / Potassium K +1 20 Кальций / Calcium Ca +2 21 Скандий / Scandium Sc +3 22 Титан / Titanium Ti +2, +3, +4 23 Ванадий / Vanadium V +2, +3, +4, +5 24 Хром / Chromium Cr +2, +3, +6 25 Марганец / Manganese Mn +2, (+3), +4, (+6), +7 26 Железо / Iron Fe +2, +3, (+4), (+6) 27 Кобальт / Cobalt Co +2, +3, (+4) 28 Никель / Nickel Ni (+1), +2, (+3), (+4) 29 Медь / Copper Сu +1, +2, (+3) 30 Цинк / Zinc Zn +2 31 Галлий / Gallium Ga (+2). +3 32 Германий / Germanium Ge -4, +2, +4 33 Мышьяк / Arsenic As -3, (+2), +3, +5 34 Селен / Selenium Se -2, (+2), +4, +6 35 Бром / Bromine Br -1, +1, (+3), (+4), +5 36 Криптон / Krypton Kr 37 Рубидий / Rubidium Rb +1 38 Стронций / Strontium Sr +2 39 Иттрий / Yttrium Y +3 40 Цирконий / Zirconium Zr (+2), (+3), +4 41 Ниобий / Niobium Nb (+2), +3, (+4), +5 42 Молибден / Molybdenum Mo (+2), +3, (+4), (+5), +6 43 Технеций / Technetium Tc +6 44 Рутений / Ruthenium Ru (+2), +3, +4, (+6), (+7), +8 45 Родий / Rhodium Rh (+2), (+3), +4, (+6) 46 Палладий / Palladium Pd +2, +4, (+6) 47 Серебро / Silver Ag +1, (+2), (+3) 48 Кадмий / Cadmium Cd (+1), +2 49 Индий / Indium In (+1), (+2), +3 50 Олово / Tin Sn +2, +4 51 Сурьма / Antimony Sb -3, +3, (+4), +5 52 Теллур / Tellurium Te -2, (+2), +4, +6 53 Иод / Iodine I -1, +1, (+3), (+4), +5, +7 54 Ксенон / Xenon Xe 55 Цезий / Cesium Cs +1 56 Барий / Barium Ba +2 57 Лантан / Lanthanum La +3 58 Церий / Cerium Ce +3, +4 59 Празеодим / Praseodymium Pr +3 60 Неодим / Neodymium Nd +3, +4 61 Прометий / Promethium Pm +3 62 Самарий / Samarium Sm (+2), +3 63 Европий / Europium Eu (+2), +3 64 Гадолиний / Gadolinium Gd +3 65 Тербий / Terbium Tb +3, +4 66 Диспрозий / Dysprosium Dy +3 67 Гольмий / Holmium Ho +3 68 Эрбий / Erbium Er +3 69 Тулий / Thulium Tm (+2), +3 70 Иттербий / Ytterbium Yb (+2), +3 71 Лютеций / Lutetium Lu +3 72 Гафний / Hafnium Hf +4 73 Тантал / Tantalum Ta (+3), (+4), +5 74 Вольфрам / Tungsten W (+2), (+3), (+4), (+5), +6 75 Рений / Rhenium Re (-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7 76 Осмий / Osmium Os (+2), +3, +4, +6, +8 77 Иридий / Iridium Ir (+1), (+2), +3, +4, +6 78 Платина / Platinum Pt (+1), +2, (+3), +4, +6 79 Золото / Gold Au +1, (+2), +3 80 Ртуть / Mercury Hg +1, +2 81 Талий / Thallium Tl +1, (+2), +3 82 Свинец / Lead Pb +2, +4 83 Висмут / Bismuth Bi (-3), (+2), +3, (+4), (+5) 84 Полоний / Polonium Po (-2), +2, +4, (+6) 85 Астат / Astatine At нет данных 86 Радон / Radon Rn 87 Франций / Francium Fr нет данных 88 Радий / Radium Ra +2 89 Актиний / Actinium Ac +3 90 Торий / Thorium Th +4 91 Проактиний / Protactinium Pa +5 92 Уран / Uranium U (+2), +3, +4, (+5), +6 Дополнительная информация: А чем отличается Физика от Химии? Характерные диапазоны времени, расстояний и энергии для физики и химии. «Химический алфавит (словарь)» — названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений. Стандартная, она же научная форма записи числа. Порядок величины. Разница на порядок. Зачем это придумали. Нормальные условия (НУ). Что это такое? Таблица Менделеева. Названия. Электронные формулы. Структурные формулы. Вода (h3O) — свойства воды, пара и льда Водные растворы и смеси для обработки металлов. Характерные химические реакции на органические соединения. Как определить наличие органических соединений? Характерные химические реакции на катионы (положительно заряженные ионы). Как определить наличие катионов? Характерные химические реакции на анионы (отрицательно заряженные ионы). Как определить наличие анионов? Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH. Свойства растворов. Константы диссоциации, кислотности, основности. Растворимость. Смеси. Свойства растворителей. Термические константы веществ. Энтальпии. Энтропии. Энергии Гиббса… Тепловые величины, включая температуры кипения, плавления, пламени и т.д … Горение и взрывы. Окисление и восстановление. Классы, категории, обозначения опасности (токсичности) химических веществ Калькулятор физических свойств наиболее известных веществ по материалам методички В. Н. Бобылёва РХТУ им. Менделеева (Внешняя ссылка) Электрохимическая коррозия металла. Катодная защита. Анодная защита. Пассивная защита. Электродные потенциалы — таблица. Сырье и продукты промышленности органических и неорганических веществ. Подробнейший справочник технолога. Физические, химические, тепловые и прочие свойства веществ. Химия и физика человека.

Источник: https://tehtab.ru/guide/guidechemistry/valencytable/

Как определить валентность химических элементов — Разные правила и памятки — Памятки ученикам

Рассматривая формулы различных соединений, нетрудно заметить, что число атомов одного и того же элемента в молекулах различных веществ не одинаково. Например, HCl, NH₄Cl, H₂S, H₃PO₄ и т.д. Число атомов водорода в этих соединениях изменяется от 1 до 4. Это характерно не только для водорода.

Как же угадать, какой индекс поставить рядом с обозначением химического элемента? Как составляются формулы вещества? Это легко сделать, когда знаешь валентность элементов, входящих в состав молекулы данного вещества.

Валентность – это свойство атома данного элемента присоединять, удерживать или замещать  в химических реакциях определённое количество атомов другого элемента. За единицу валентности принята валентность атома водорода. Поэтому иногда определение валентности формулируют так:валентность – это свойство атома данного элемента присоединять или замещать определённое количество атомов водорода.

Если к одному атому данного элемента прикрепляется один атом водорода, то элемент одновалентен, если два – двухвалентен и т.д. Водородные соединения известны не для всех элементов, но почти все элементы образуют соединения с кислородом О. Кислород считается постоянно двухвалентным.

Постоянная валентность:

I – H, Na, Li, K, Rb, Cs
II – O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
III – B, Al, Ga, In

Но как поступить в том случае, если элемент не соединяется с водородом? Тогда валентность необходимого элемента определяют  по валентности известного элемента. Чаще всего её находят, используя валентность кислорода,  потому что в соединениях его валентность всегда равно 2.Например, не составит труда найти валентность элементов в следующих соединениях: Na₂O (валентность Na – 1, O – 2), Al₂O₃ (валентность Al – 3, O – 2).

Химическую формулу данного вещества можно составить, только зная валентность элементов. Например, составить формулы таких соединений, как CaO, BaO, CO, просто, потому что число атомов в молекулах одинаково, так  как валентности элементов равны.

А если валентности разные? Когда мы действуем в таком случае? Необходимо запомнить следующее правило: в формуле любого химического  соединения произведение валентности одного элемента на число его атомов в молекуле равно произведению валентности на число атомов другого элемента. Например, если  известно, что валентность Mn  в соединении равна 7, а O – 2, тогда формула соединения будет выглядеть так  Mn₂O_7.

Как же мы получили формулу?

Рассмотрим алгоритм составления формул по валентности для состоящих из двух химических элементов.

Существует правило, что число валентностей у одного химического элемента равно числу валентностей у другого. Рассмотрим на примере образования молекулы, состоящей из марганца и кислорода.
Будем составлять в соответствии с алгоритмом:

1. Записываем рядом символы химических элементов:

Mn O

2. Ставим над химическими элементами цифрами их валентности (валентность химического элемента можно найти в таблице периодической системы Менделева, у марганца – 7, у кислорода  – 2.

3. Находим наименьшее общее кратное (наименьшее число, которое делится без остатка на 7 и на 2). Это число 14. Делим его на валентности элементов 14 : 7 = 2, 14 : 2 = 7, 2 и 7 будут индексами, соответственно у фосфора и кислорода. Подставляем индексы.

Зная валентность одного химического элемента, следуя правилу: валентность одного элемента × число его атомов в молекуле = валентность другого элемента × число атомов этого (другого) элемента,  можно определить валентность другого.

Mn₂O₇ (7 · 2 = 2 · 7).

2х = 14,

х = 7.

Понятие о валентности было введено в химию до того, как стало известно строение атома. Сейчас установлено, что это свойство элемента связано с числом внешних электронов. Для многих элементов максимальная валентность вытекает из положения этих элементов в периодической системе.

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность.

Электроотрицательность

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?

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

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

Элементы, проявляющие постоянную СО	Значение постоянной СО этого элемента
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

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

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

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

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

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

Химический элемент	Номер группы	Высшая степень окисления
Кислород	VI	+2 (в OF2)
Фтор	VII	0
Медь	I	+2
Железо	VIII	+6 (например K2FeO4)

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

низшая степень окисления неметалла = №_группы − 8

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

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

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

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна  -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF₂). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x:

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

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

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

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

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

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

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH₄⁺ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH₄⁺ , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH₄⁺ и анионами Cr₂O₇^2-.

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

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y:

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

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.

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

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

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

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

Валентные возможности атома углерода

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

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

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

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

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH₃), 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.

em>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 NH₄⁺, азотная кислота и д.р).

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

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

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

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

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

Валентные возможности атома кислорода

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

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

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

Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода  H₂S.

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

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO₂, SF₄, SOCl₂ и т.д.

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

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO₃, H₂SO₄, SO₂Cl₂ и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

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

физическая химия — Может ли атом иметь более 8 валентных электронов? Если нет, то почему 8 лимит?

2017-10-27 Обновление

[ПРИМЕЧАНИЕ: мой предыдущий ответ, ориентированный на обозначения, без изменений, ниже этого обновления.]

Да. Хотя наличие октета валентных электронов создает исключительно глубокий минимум энергии для большинства атомов, это всего лишь минимум, а не фундаментальное требование. При наличии достаточно сильных компенсирующих энергетических факторов даже атомы, которые сильно предпочитают октеты, могут образовывать стабильные соединения с большим (или меньшим) количеством электронов валентной оболочки, чем 8.

Однако те же механизмы связывания, которые позволяют формировать оболочки с валентностью более 8, также позволяют альтернативные структурные интерпретации таких оболочек, в основном в зависимости от того, интерпретируются ли такие связи как ионные или ковалентные. Отличный ответ Манишарта исследует этот вопрос гораздо более подробно, чем я здесь.

Гексафторид серы, $ \ ce {SF6} $, является прекрасным примером этой неоднозначности. Как я схематически описал в своем первоначальном ответе, центральный атом серы в $ \ ce {SF6} $ можно интерпретировать как:

(a) Атом серы, в котором все 6 валентных электронов полностью ионизированы шестью атомами фтора, или

(b) Атом серы со стабильной высокосимметричной 12-электронной валентной оболочкой, которая создается и стабилизируется шестью октаэдрическими атомами фтора, каждый из которых ковалентно разделяет электронную пару с центральным атомом серы.

Хотя обе эти интерпретации правдоподобны с чисто структурной точки зрения, интерпретация ионизации имеет серьезные проблемы.

Первая и самая большая проблема заключается в том, что для полной ионизации всех 6 валентных электронов серы потребуются нереалистичные уровни энергии (более подходящим словом будет «астрономический»).

Вторая проблема заключается в том, что стабильность и чистая октаэдрическая симметрия $ \ ce {SF6} $ убедительно свидетельствует о том, что 12 электронов вокруг атома серы достигли стабильного, четко определенного минимума энергии, который отличается от его обычной структуры октета.

Обе точки подразумевают, что более простая и более энергетически точная интерпретация валентной оболочки серы в $ \ ce {SF6} $ состоит в том, что она имеет 12 электронов в стабильной, неоктетной конфигурации.

Заметьте также, что для серы этот 12-электронный стабильный минимум энергии не связан с большим количеством валентных электронов, наблюдаемых в оболочках переходных элементов, поскольку у серы просто не хватает электронов для доступа к этим более сложным орбиталям. 12-электронная валентная оболочка $ \ ce {SF6} $ вместо этого является истинным отклонением правил для атома, который почти во всех других обстоятельствах предпочитает иметь октет валентных электронов.

Вот почему мой общий ответ на этот вопрос — просто «да».

Вопрос: Почему октеты особенные?

Обратная сторона вопроса о существовании стабильных оболочек с неоктетной валентностью заключается в следующем: почему октетные оболочки обеспечивают такой глубокий и универсальный минимум энергии, что вся таблица Менделеева разбита на ряды, заканчивающиеся (за исключением гелия) с благородными газами с октетные валентные оболочки?

Вкратце, причина в том, что для любого уровня энергии выше особого случая оболочки $ n = 1 $ (гелий) орбитальное множество «закрытой оболочки» $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ равно единственная комбинация орбиталей, угловые моменты которых (а) все взаимно ортогональны, и (б) покрывают все такие ортогональные возможности для трехмерного пространства.

Именно это уникальное ортогональное разделение параметров углового момента в трехмерном пространстве делает октет орбиты $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ особенно глубоким и актуальным даже в оболочках с наивысшей энергией. Мы видим физическое доказательство этого в поразительной стабильности благородных газов.

Причина, по которой ортогональность состояний углового момента так важна на атомных масштабах, заключается в принципе исключения Паули, который требует, чтобы каждый электрон имел свое собственное уникальное состояние. Наличие состояний с ортогональным угловым моментом обеспечивает особенно чистый и простой способ обеспечить сильное разделение состояний между электронными орбиталями и, таким образом, избежать больших энергетических штрафов, налагаемых исключением Паули.

Исключение Паули, наоборот, делает не полностью ортогональные наборы орбиталей существенно менее привлекательными с энергетической точки зрения. Поскольку они заставляют большее количество орбиталей делить то же сферическое пространство, что и полностью ортогональные $ p_x $, $ p_y $ и $ p_d $ орбитали октета, $ d $, $ f $ и более высокие орбитали становятся все менее ортогональными, и таким образом, при условии увеличения штрафов за исключение энергии Паули.

Заключительное примечание

Позже я могу добавить еще одно дополнение, чтобы объяснить ортогональность углового момента в терминах классических круговых орбит спутникового типа.Если я это сделаю, я также добавлю небольшое объяснение того, почему орбитали $ p $ имеют такие причудливо разные формы гантелей.

(Подсказка: если вы когда-нибудь наблюдали, как люди создают две петли на одной скакалке, уравнения, лежащие в основе таких двойных петель, имеют неожиданное сходство с уравнениями, лежащими в основе орбиталей $ p $.)

Оригинальный ответ 2014 года (без изменений)

Этот ответ призван дополнить предыдущий ответ Манишарта, а не конкурировать с ним. Моя цель — показать, как правила октетов могут быть полезны даже для молекул, которые содержат больше, чем обычно, восемь электронов в своей валентной оболочке.

Я называю это нотацией пожертвований, и это восходит к моим школьным временам, когда ни один из текстов в моей библиотеке небольшого городка не удосужился объяснить, как эти кислородные связи работают в анионах, таких как карбонат, хлорат, сульфат, нитрат и т. Д. и фосфат.

Идея этого обозначения проста. Вы начинаете с обозначения электронных точек, затем добавляете стрелки, которые показывают, «заимствуют» ли каждый электрон и как другие атомы. Точка со стрелкой означает, что электрон «принадлежит» в основном атому в основании стрелки, но используется другим атомом, чтобы помочь заполнить октет этого атома.Простая стрелка без точки указывает на то, что электрон фактически покинул исходный атом. В этом случае электрон больше не прикрепляется к стрелке, а вместо этого отображается как увеличение количества валентных электронов в атомах в конце стрелки.

Вот примеры использования поваренной соли (ионной) и кислорода (ковалентной):

Обратите внимание, что ионная связь $ \ ce {NaCl} $ отображается просто как стрелка, указывая на то, что он «пожертвовал» свой внешний электрон и вернулся к своему внутреннему октету электронов, чтобы удовлетворить свои собственные приоритеты завершения.(Такие внутренние октеты никогда не отображаются.)

Ковалентные связи возникают, когда каждый атом вносит один электрон в связь. Обозначение пожертвования показывает оба электрона, поэтому двусвязный кислород превращается в четыре стрелки между атомами.

Однако для простых ковалентных связей обозначение пожертвования не требуется. Он предназначен больше для того, чтобы показать, как работает связывание в анионах. Двумя близкими примерами являются сульфат кальция ($ \ ce {CaSO4} $, более известный как гипс) и сульфит кальция ($ \ ce {CaSO3} $, распространенный пищевой консервант):

В этих примерах кальций отдает через преимущественно ионную связь, поэтому его вклад становится парой стрелок, которые отдают два электрона сердцевине аниона, завершая октет атома серы.Затем атомы кислорода присоединяются к сере и «заимствуют» целые пары электронов, не внося ничего взамен. Эта модель заимствования является основным фактором того, почему может быть более одного аниона для таких элементов, как сера (сульфаты и сульфиты) и азот (нитраты и нитриты). Поскольку атомы кислорода не нужны центральному атому для установления полного октета, некоторые пары в центральном октете могут остаться неподключенными. Это приводит к менее окисленным анионам, таким как сульфиты и нитриты.

Наконец, более неоднозначным примером является гексафторид серы:

На рисунке показаны два варианта. Следует ли моделировать $ \ ce {SF6} $ так, как если бы сера — это металл, который отдает все свои электроны гиперагрессивным атомам фтора (вариант а), или как случай, когда правило октетов уступает место более слабому, но все еще работоспособное правило 12 электронов (вариант б)? Даже сегодня есть некоторые разногласия по поводу того, как следует обращаться с такими случаями. Обозначение пожертвования показывает, как октетная перспектива все еще может быть применена к таким случаям, хотя никогда не стоит полагаться на модели приближения первого порядка для таких крайних случаев.

2014-04-04 Обновление

Наконец, если вы устали от точек и стрелок и хотите чего-то более близкого к стандартным обозначениям валентных облигаций, вам пригодятся эти два эквивалента:

Верхняя эквивалентность прямой линии тривиальна, поскольку полученная линия идентична по внешнему виду и значению стандартной ковалентной связи в органической химии.

Вторая нотация u-bond является новой. Я изобрел его из-за разочарования в старшей школе в 1970-х (да, я такой старый), но никогда ничего не делал с этим в то время.

Основным преимуществом обозначения u-связи является то, что она позволяет вам создавать прототипы и оценивать нестандартные связи, используя только стандартные атомные валентности. Как и в случае прямолинейной ковалентной связи, линия, образующая u-связь, представляет собой одну пару электронов. Однако в u-связи именно атом внизу U отдает и электронов в паре. Этот атом ничего не получает от сделки, поэтому ни одна из его связанных потребностей не изменяется или не удовлетворяется. Это отсутствие завершения связи представлено отсутствием каких-либо концов линии на этой стороне U-связи.

Атом нищего в верхней части U получает возможность бесплатно использовать и электронов, что, в свою очередь, означает, что два его потребности в валентных связях удовлетворены. Условно это отражено в том факте, что оба конца линии буквы U находятся рядом с этим атомом.

В целом атом внизу u-связи говорит: «Мне это не нравится, но если вы , то отчаянно нуждается в паре электронов, и если вы пообещаете оставаться очень близко, Я позволю вам зафиксировать пару электронов из моего уже заполненного октета.«

Окись углерода с ее загадочным «почему углерод внезапно имеет валентность два?» Структура хорошо демонстрирует, как u-связи интерпретируют такие соединения с точки зрения более традиционных чисел связи:

Обратите внимание, что две из четырех связей углерода разрешаются стандартными ковалентными связями с кислородом, в то время как оставшиеся две углеродные связи разрешаются путем образования U-связи, которая позволяет нищему углероду «делить» одну из электронных пар из уже имеющегося кислорода. полный октет.Углерод заканчивается четырьмя линиями, представляющими четыре связи, а кислород — двумя. Таким образом, оба атома удовлетворяют своим стандартным числам связи.

Еще одно более тонкое понимание этого рисунка заключается в том, что, поскольку u-связь представляет собой одну пару электронов, комбинация одной u-связи и двух традиционных ковалентных связей между атомами углерода и кислорода включает в себя в общей сложности шесть электронов, и поэтому следует имеют сходство с шестиэлектронной тройной связью между двумя атомами азота.Это небольшое предсказание оказалось верным: молекулы азота и окиси углерода на самом деле являются гомологами электронной конфигурации, одним из следствий чего является то, что они имеют почти идентичные физико-химические свойства.

Ниже приведены еще несколько примеров того, как обозначение u-связи может сделать анионы, соединения благородных газов и необычные органические соединения менее загадочными:

Химия 101: Как найти валентные электроны

Химия — вот что делает вещи! Это может быть немного упрощенно, но на самом деле мы говорим об элементах, молекулах, связях, реакциях, взрывах и вещах, о которых говорит Нил де Грасс Тайсон.

Когда мы говорим о химии, мы говорим о строительных блоках Вселенной, какой мы ее знаем. Все элементы действуют как кирпичики Lego, соединяясь друг с другом, пока не получится нечто большее, чем сумма его частей, например металлы, вода, химические соединения и даже живые существа. Иногда они не так хорошо слипаются и разваливаются или взрываются, превращаясь в самые простые формы. Именно эти связи и реакции составляют Вселенную, какой мы ее знаем, видим и переживаем.

Если все это кажется достаточно увлекательным, то есть отличное место, чтобы начать с Основных принципов химии. Этот класс заложит основу для дальнейшего обучения. Он даже затрагивает суть этой статьи об электронах, которые делают все это, так называемых валентных электронах.

Атомы

Начнем с атомов. Атомы состоят из протонов (положительно заряженные частицы), электронов (отрицательно заряженные частицы) и нейтронов (без заряда).В ядре находятся протоны и нейтроны, что определяет вес атома. Это самые основные формы, с которыми мы имеем дело в химии.

Корпуса

Электроны в атоме живут по орбитам, перемещаясь, как ослепляюще быстрые планеты в облаке вокруг ядра. Эти орбиты имеют разные уровни энергии в зависимости от их расстояния от ядра и называются оболочками. Каждая оболочка имеет определенное количество электронов, которое она может иметь, и их количество увеличивается на фиксированное число.По мере увеличения уровня оболочки энергия оболочки увеличивается из-за дополнительных электронов. У каждой оболочки также есть подоболочки, количество которых также увеличивается с увеличением номера оболочки. Итак, первая оболочка имеет одну подоболочку и помечена как 1s. Следующая подоболочка — 2 и содержит две подоболочки, 2s и 2p. Третий номер, как вы уже догадались, 3 и имеет подоболочки s, p и d. Следующая оболочка состоит из четырех подоболочек, обозначенных s, p, d и f.

Этот разговор об оболочках фактически начинает касаться квантовой механики, совершенно другой и более запутанной темы.Если это вызвало у вас интерес и вы хотите выйти за рамки базовой химии и погрузиться в странный мир квантовой механики, вы можете посетить этот курс: Квантовая физика: обзор странного мира. Вы познакомитесь с невероятными возможностями, которые составляют физический мир вокруг нас. Конечно, пьянящая штука.

Поиск валентных электронов

Так как же проще всего найти эти электроны? Проверяя место элемента в периодической таблице.На первый взгляд, таблица Менделеева кажется, что кто-то просто сложил вещи в какой-то странный ассортимент, используя цвета, чтобы различать предметы, а затем пронумеровал их. Но в этом безумии есть своя методика. Для наших целей мы будем смотреть на столбцы в таблице с номерами от 1 до 18. Помните, столбцы идут вверх и вниз.

Эти столбцы представляют группы или семейства элементов. Они связаны подобием электронов в их внешней оболочке, в которой расположены валентные электроны.Эти группы получают свои имена либо по номеру группы, либо по элементу в верхней части столбца (исключение составляет литиевая группа). Хотя вы можете услышать и другие названия некоторых из этих групп, вы не ошибетесь, если будете придерживаться номеров или названий их элементов.

Эти столбцы пронумерованы от 1 до 18. Для определения валентных электронов мы игнорируем столбцы 3–12. Эти ребята — «переходные металлы», и их свойства обнаруживать валентные электроны отличаются от других элементов.Итак, идем слева направо, номер 1-8 для групп 1-2 и 13-18, помня, что, хотя гелий висит на дальнем конце, у него только 2 валентных электрона, вместо максимального числа 8, как у другого. элементы в своей группе.

Глядя на таблицу, мы можем увидеть, пересчитав и пропустив переходные металлы, что элемент фосфор (P) имеет 5 валентных электронов. Вот и все.

из Wikimedia

Для переходных металлов (группы 3–12) определить валентные электроны сложнее.Их атомная структура такова, что их d-подоболочка является неполной. Это означает, что оболочка, которая находится ниже внешней оболочки, будет местом реакции валентных электронов. Все усложняется.

Но не все «валентные оболочки» действительно будут иметь валентные электроны! Иногда эти оболочки будут заполнены или закрыты, что означает, что у них нет электронов, с которыми можно было бы взаимодействовать. Эти атомы не будут реагировать или образовывать связи, и поэтому называются инертными (вы также можете называть инертным того, кто сидит на диване и смотрит телевизор весь день, но это не имеет ничего общего с химией).Все благородные газы группы 18 инертны.

Способ найти валентные электроны без таблицы Менделеева — это использовать атомный номер и нарисовать диаграмму. Атомный номер — это количество протонов и электронов в атоме. Это означает, что атомный номер 8 (кислород) имеет 8 протонов и 8 электронов.

Нарисуем это в виде простой диаграммы. Представьте, что атом представляет собой набор кругов с точкой посередине. Эта точка будет ядром, а круги — его оболочками. Первым из элементов является водород (H) с атомным номером 1.У него 1 протон в ядре и 1 электрон, плавающий в его оболочке. Это будет выглядеть так:

Поскольку он находится в группе 1, мы можем вычислить, что этот один электрон является валентным электроном для H и что это высокореактивный элемент.

Это было достаточно просто, имея дело с одним электроном. А кислород? С учетом 8 электронов, это еще не все. Как упоминалось ранее, оболочки могут содержать только определенное количество электронов. Первый может иметь только 2, а следующий может иметь до 8 (2 для подоболочки s, а затем еще 6 для подоболочки p).Начиная с внутренней оболочки, мы можем заполнить эти 2, а затем оставшиеся 6 перейти к следующей.

Поскольку эта оболочка может нести максимум 8, она не инертна и имеет 6 валентных электронов. Если вы посмотрите периодическую таблицу и посчитаете группы, вы увидите, что она попадает в группу 6, что соответствует приведенной выше диаграмме.

Вот и все: несколько основных указателей, которые помогут вам найти валентные электроны.

Удачи!

Последнее обновление страницы: июль 2021 г.

Определение валентности в химии

Валентность — это обычно количество электронов, необходимое для заполнения внешней оболочки атома.Поскольку существуют исключения, более общее определение валентности — это количество электронов, с которыми данный атом обычно связывается, или количество связей, образующихся у атома. (Подумайте о железе, которое может иметь валентность 2 или валентность 3.)

Формальное определение валентности ИЮПАК — это максимальное количество одновалентных атомов, которые могут объединяться с атомом. Обычно определение основывается на максимальном количестве атомов водорода или хлора. Обратите внимание, что IUPAC определяет только одно значение валентности (максимум), в то время как известно, что атомы способны отображать более одной валентности.Например, медь обычно имеет валентность 1 или 2.

Пример

Нейтральный атом углерода имеет 6 электронов с конфигурацией электронной оболочки 1s ² 2s ² 2p ² . Углерод имеет валентность 4, поскольку 4 электрона могут заполнять 2p-орбиталь.

Общие валентности

Атомы элементов в основной группе периодической таблицы могут иметь валентность от 1 до 7 (поскольку 8 — это полный октет).

• Группа 1 (I) — обычно имеет валентность 1. Пример: Na в NaCl
• Группа 2 (II) — Типичная валентность равна 2. Пример: Mg в MgCl ₂
• Группа 13 (III) — Обычная валентность 3. Пример: Al в AlCl ₃
• Группа 14 (IV) — Обычная валентность равна 4. Пример: C в CO (двойная связь) или CH ₄ (одинарные связи)
• Группа 15 (V) — Обычные валентности 3 и 5. Примеры: N в NH ₃ и P в PCl ₅
• Группа 16 (VI) — Типичные валентности 2 и 6.Пример: O в H ₂ O
• Группа 17 (VII) — Обычные валентности 1 и 7. Примеры: Cl в HCl

Валентность в зависимости от состояния окисления

Есть две проблемы с «валентностью». Во-первых, определение неоднозначное. Во-вторых, это просто целое число без знака, указывающего на то, получит ли атом электрон или потеряет свой крайний (е) электрон (ы). Например, валентность и водорода, и хлора равна 1, но водород обычно теряет свой электрон и становится H ⁺ , а хлор обычно получает дополнительный электрон, превращаясь в Cl ^—.

Степень окисления — лучший индикатор электронного состояния атома, поскольку она имеет как величину, так и знак. Кроме того, понятно, что атомы элемента могут иметь разные степени окисления в зависимости от условий. Знак положительный для электроположительных атомов и отрицательный для электроотрицательных атомов. Наиболее распространенная степень окисления водорода +8. Наиболее распространенная степень окисления хлора -1.

Краткая история

Слово «валентность» было описано в 1425 году от латинского слова valentia , что означает сила или способность.Концепция валентности была разработана во второй половине 19 века для объяснения химической связи и молекулярной структуры. Теория химических валентностей была предложена в статье Эдварда Франкленда 1852 года.

валентных электронов — определение, значения и уровень энергии

Определение

Валентные электроны — это электроны на внешней оболочке или на последнем энергетическом уровне атома.

валентных электронов — электроны в последней оболочке атома

Валентные электроны — это электроны на высшем основном энергетическом уровне.

Это электроны, которые находятся во внешней оболочке атома.

Они отвечают за химические свойства каждого элемента.

ОБОЛОЧКИ АТОМА

Максимальное количество электронов, которое может находиться в одной оболочке, фиксировано, и они заполняются от ближайшей к самой дальней оболочке

• K Оболочка (это ближайшая к ядру оболочка): максимум 2 электрона
• L Оболочка : максимум 8 электронов
• M Оболочка : максимум 18 электронов
• N Оболочка : максимум 32 электрона
• O Оболочка : максимум 50 электронов
• P Оболочка (это самая дальняя оболочка от ядра): максимум 72 электрона

КАК УЗНАТЬ КОЛИЧЕСТВО ЭЛЕКТРОНОВ ВАЛЕНСНОСТИ ПО ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЕ

• Атомы группы 1 имеют 1 валентный электрон
• Атомы группы 2 имеют 2 валентных электрона
• Атомы группы 13 имеют 3 валентных электрона
• Атомы группы 14 имеют 4 валентных электрона
• Атомы группы 15 имеют 5 валентных электронов
• Атомы группы 16 имеют 6 валентных электронов
• Атомы группы 17 имеют 7 валентных электронов
• Атомы группы 18 имеют 8 валентных электронов, за исключением гелия, у которого 2 электрона
• В переходных металлах труднее определить количество валентных электронов.Некоторые из их валентных электронов находятся во внутренних оболочках.

ПРАВИЛО ОКТЕТОВ

Правило октетов гласит, что атомы имеют тенденцию приобретать, терять или делиться электронами, чтобы иметь восемь электронов на своей внешней оболочке, потому что это более стабильно.

Но правило октетов не всегда применяется, и некоторые связи, которые не следуют правилу октетов, все же образуются.

Для получения дополнительной информации о правиле октетов стабильной электронной конфигурации, пожалуйста, прочтите правило октетов

Как предсказать количество связей, формируемых каждым элементом — ChemSimplified

Внимание: этот метод хорошо работает для элементов в строках 1 и 2.Элементы в строке 3 и выше могут отклоняться от рекомендаций, поскольку они могут превышать октет.

Существует общее руководство, которое помогает определить количество связей, которые выполняет каждый элемент. Это особенно удобно при рисовании структур Льюиса. Это называется правилом HONC или иногда известно как правило HONC 1234. Число относится к количеству связей, которые образует каждый элемент: водород составляет 1 связь, кислород составляет 2 связи, азот составляет 3 связи, а углерод составляет 4 связи. Эти четыре элемента широко используются, когда дело доходит до рисования структур Льюиса на вводном уровне химии.

Вам может быть любопытно узнать, почему эти элементы образуют указанное количество связей. Это довольно просто, если вы посмотрите на их символы Льюиса. Быстрый пробег по символу Льюиса. Он состоит из двух частей:

1. Химический символ
2. Валентные электроны

Поскольку все элементы в одной группе имеют одинаковую конфигурацию электронов, это означает, что они имеют одинаковое количество валентных электронов. Поэтому их легко сгруппировать вместе, например:

Обратите внимание, как заполняются электроны при рисовании символов Льюиса.Изобразите 4 воображаемых прямоугольника, окружающих химический символ (X), например:

Каждый из квадратов займет максимум 2 электрона, что в сумме составляет 8 электронов, представляющих октет. Когда мы получили символ Льюиса, легко объяснить, почему это HONC 1234. Начнем с водорода. Слева указан символ Льюиса. Поскольку есть место для еще одного электрона (розовая рамка), водород соединяется с 1 электроном другого элемента, образуя 1 связь.

Мы применим те же рассуждения для кислорода.Обратите внимание, что в кислороде уже есть 2 заполненных прямоугольника (зеленые прямоугольники). Оставляем место, чтобы принять еще 2 электрона в 2 других (розовых) ящиках. В результате кислород образует 2 связи.

Использование того же объяснения для остальных поможет объяснить, как элементы образуют заданное количество связей:

• Элементы группы 4A образуют 4 связи
• Элементы группы 5A образуют 3 связи
• Элементы группы 6A образуют 2 связи
• Элементы группы 7A образуют одну связь

Можете ли вы объяснить, почему элементы группы 3A образуют 3 связи? Поделитесь своими мыслями в комментариях ниже.

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

Подсказка: Чтобы определить ковалентность N, сначала посмотрите количество валентных электронов, которые он имеет, а затем общее количество возможных связи, которые он может образовывать с этими электронами, учитывая количество электронов, которые он может разместить в своей валентной оболочке.

Полный шаг за шагом ответ:
-Сначала давайте посмотрим, что такое ковалентность. Ковалентность определяется как общее количество электронных пар, которые атом может делить с другими атомами.Его также можно определить как общее количество орбиталей, доступных в валентной оболочке (самой внешней оболочке), независимо от того, пусты они или полностью заполнены. Обычно мы подсчитываем количество образовавшихся ковалентных связей. + $).

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

Итак, правильный вариант будет: (B) 4.

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

Валентный электрон и электрическая проводимость

Нам хорошо известно, что атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Центральная масса атома состоит из протонов, нейтронов и электронов, вращающихся по орбиталям. Количество и расположение протонов, нейтронов и электронов в атоме определяют физические, химические и электрические свойства элемента.Количество и расположение протонов, нейтронов и электронов в атоме вместе называют структурой атома элемента. Структуру также называют атомной структурой.

Атомная структура углерода и меди не одинакова, и по этой причине свойства углерода и меди различны. Рассмотрим структуру атома меди. В нем 29 электронов. Первая орбита состоит из двух электронов, вторая орбита состоит из 8 электронов, а третья орбита состоит из 18 электронов.Четвертая или крайняя орбита состоит из 29 — 28 или 1 электрона. Электрон является наиболее важным для детального изучения, потому что электроника основана на различном поведении электронов.

Электрон — это очень крошечная и почти безмассовая частица, заряженная отрицательно. Электрический заряд электрона составляет 1,602 × 10 ^{— 19} кулонов. Масса электрона 9 × 10 ^{— 31} кг. Отношение заряда к массе электрона составляет 1,602 × 10 ^{— 19} /9 × 10 ^{— 31} или 1.71 × 10 ¹¹ колумб / кг. Это соотношение доказывает, что заряд электрона значительно больше его массы. Это делает электрон чрезвычайно подвижным, и на него сильно влияют электрическое поле и магнитное поле.

Есть два типа энергии, связанные с электроном, движущимся вокруг ядра атома. Один из них — кинетическая энергия, обусловленная движением электрона. Другая — потенциальная энергия, обусловленная зарядом электрона, а также зарядом ядра.Полная энергия, связанная с электроном, представляет собой сумму этих двух энергий. Энергия электрона больше на внешней орбите, чем у электрона на внутренней орбите. Итак, ясно, что электроны, движущиеся по внешней орбите, обладают наивысшим уровнем энергии. Вот почему электроны на последней орбите или на самой внешней орбите играют жизненно важную роль в обозначении физических, химических и, очевидно, электрических свойств элемента.

Валентные электроны

Электроны на последней орбите, которая также определяет в основном электрические свойства элементов, известны как валентные электроны.

Нам хорошо известно, что внешняя оболочка атома обрабатывает максимум 8 электронов. Таким образом, максимальное количество валентных электронов в атоме не может быть больше 8. В этой статье мы сосредоточимся на электрических свойствах элемента и попытаемся наблюдать, как электрические свойства определяются количеством валентных электронов во внешней оболочке. .

Электропроводность и валентные электроны

По электропроводности элементы делятся на три группы.

Проводники

Все металлические вещества являются хорошими проводниками электричества. Если мы наблюдаем электронную конфигурацию любого металлического элемента, мы обнаружим, что он имеет менее 4 электронов в его внешней оболочке, что означает, что он имеет менее четырех валентных электронов. Наиболее часто используемый электропроводящий материал — это алюминий, имеющий три валентных электрона, а другой металлический проводник — магний, который имеет два валентных электрона. Самый известный электрический проводник — медь, а атом меди имеет только один валентный электрон .

Semiconductors

Когда количество валентных электронов в элементе равно 4, элемент будет иметь свойства чисто металлических только неметаллических элементов. Свойства таких элементов и материалов находятся между металлическими и неметаллическими. Элементы или материалы не могут проводить электрический ток так же эффективно, как проводник, и в то же время они не могут блокировать прохождение тока через них. Электропроводность этих элементов, имеющих четыре валентных электрона, умеренная, что не только хорошо, но и неплохо.Эти элементы или материалы называются полупроводниками. Углерод, кремний и германий являются полупроводниковыми элементами, и в их атомах содержится ровно четыре валентных электрона.

Изоляторы

Когда количество валентных электронов в атоме больше четырех, элемент ведет себя как неметалл. Неметалл — плохой проводник электричества. Эти элементы и материалы, из которых они изготовлены, называются изоляционными или изоляционными материалами. Три хорошо известных примера изолятора — это азот, сера и неон.

1. Азот имеет 5 валентных электронов
2. Сера имеет 6 валентных электронов
3. Неон имеет 8 валентных электронов.

Свободные электроны

Электроны всех элементов не перерабатывают один и тот же уровень энергии. Энергия валентных электронов больше у металлического элемента, чем у неметаллического элемента. Если валентный электрон обладает высокой энергией, он тесно связан со своим родительским атомом. Незначительное влияние внешней силы может легко оторвать электрон от его орбиты.Эти слабо прикрепленные или отделенные электроны могут свободно перемещаться в металлический кристалл беспорядочным движением. Эти свободно и беспорядочно движущиеся валентные электроны называются свободными электронами. Движение этих разделенных свободных электронов в определенном направлении вызывает электрический ток в проводнике. Следовательно, электропроводность материала зависит от поведения в нем свободных электронов.

Металлические проводники содержат много свободных электронов в кристалле даже при комнатной температуре.Когда мы прикладываем разность потенциалов к проводнику из-за электростатической силы или из-за влияния электрического поля, свободные электроны движутся к положительной стороне приложенного потенциала. Движение свободных электронов с их локализованным случайным движением вызывает электрический ток в проводнике.

Чистый и идеальный изолятор не имеет свободных электронов при комнатной температуре, следовательно, он не позволяет электрическому току проходить через него. Другими словами, из-за недостатка свободных электронов в изоляторе, в нем не будет развиваться ток, когда мы приложим разность потенциалов к изолятору.

В полупроводниках действительно очень мало свободных электронов при комнатной температуре, поэтому полупроводник пропускает через него крошечный ток, когда мы прикладываем к нему разность потенциалов.