Of2 валентность: Определить валентность и степени окисления: N2 NF3 H202 OF2 HN4Cl — Детская игровая комната «Волшебный лес»

Posted on 03.05.201914.04.2021 by alexxlab

Содержание

Степень окисления и валентность — Химия для Степы

Для подсчета степени окисления существуют правила:

1) Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.

2) Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).

3) Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2(исключения: пероксид Н₂О₂(-1) и фторид кислорода OF₂ (+2)).

4) Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1, как правило, +1(кроме SiH₄, B₂H₆).

5) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.

Валентные возможности атома определяются числом:

1) Неспаренных электронов.

2) Неподелённых электронных пар.

3) Вакантных валентных пар.

Примеры: Н –водород IА группа, имеет 1 валентный электрон, образует 1 ковалентную связь с каким-либо другим атомом. Его валентность I.

Углерод С – стоит в IVА группе, имеет электронную формулу —

1S²S² 2P², очевидно его валентность может быть II( CO), но наиболее устойчивая валентность IV, в возбужденном состоянии углерода все электроны становятся неспаренными – свободными, образуя 4 ковалентные связи ( CO₂, CH₄, CF₄, H₂CO₃, CH₃OH)

Высшая степень окисления равна, как правило, номеру группы элемента в Периодической системе (пример: сера(S) – элемент VI группы главной подгруппы высшая степень окисления +6.

Это правило не распространяется на элементы I группы побочной подгруппы, степени окисления которых обычно превышают +1, а также на элементы побочной подгруппы VIII группы.

Также не проявляют своих высших степеней окисления, равных номеру группы, элементы кислород и фтор.

Понятие «валентность», более подробно изучается в 10 классе, в курсе изучения органической химии.

Валентность и степень окисления атомов

23-Янв-2015 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

Вопрос А4 ГИА (ОГЭ) по химии —

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

Валентность — способность атомовхимических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Степень окисления
— вспомогательная условная величина для записи процессов окисления ивосстановления в окислительно-восстановительных реакциях. Она не является истинным зарядом атома в молекуле.

степень окисления (с.о.) может быть любым числом — 0, со знаком + или -, дробная
валентность — всегда целое положительное число

Давайте посмотрим на практике, как определяются эти две величины

1. В бинарных веществах

Обычно в таких веществах какой-то один атом имеет постоянную сюою и с.о. второго атома определяют по нему:

у фтора F всегда с.о. = -1, валентность — 1
с.о. кислорода практически всегда -2 (валентность = 2). Исключение OF2 (+2) и h3O2 (-1)
у водорода H степень окисления почти всегда +1.

Максимальная и минимальная с.о.

Это определяется по положению (группа и период) элемента в периодической системе:

У элементов 2-го периода:

максимальная с. о. ( и она же минимальная) элементов с I по V группу = № группы, c.о.(O) = -2, с.о. (F)=-1

У элементов 3-го периода:

минимальная максимальная с.о. = № группы,
минимальная у элементов с IV по VII группы = № группы-8

2. В сложных веществах ( 3 и больше элементов)

Любая молекула электронейтральна — суммарный заряд положительных частиц должен быть равен заряду отрицательных частиц. Сверху пишем степень окисления каждого атома, снизу — заряды, умноженные на количество атомов в молекуле:

+1 +6 -2
K2SO4
+2+6-8

Для каждого вещества можно составить уравнение: пусть х — степень окисления исследуемого элемента

+1 х -2

K2Cr2O7

+2+2•x-14=0

x=+6

1) В сернистой кислоте с.о. серы = +4, если считать, то: 2+х-6=0. х=+4

2) Сульфат натрия. В сульфате с.о. серы = +6 или считаем: 2+х-8=0. х=+6

3) В сероводороде с.о. серы = -2

4) Оксид серы (IV) — т.е. с.о.(S)=+4

Ответ: 3) h3S

У хлора максимально возможная с.о. равна № группы = 7

1) KClO4: 1+x-8. x=+7

2) AlCl3: т.к. у алюминия всегда +3 (см.№ группы. то у хлора -1

3) CCl4: у углерода +4, у хлора -1

4) NaCl: у натрия всегда +1 (см.№ группы), значит, у хлора -1

Валентность будет =5 у элемента V группы.

1) Cl — VII группа

2) P — V группа

3) С — IV група

4) S — VI группа

Ответ: 2) P

В данном оксиде с.о. азота = +5

1) NO2 — c.о.=+4

2) нитрит калия — в нитритах c.о.(N)=+3 или можем посчитать: 1+х-4=0. х=+3

3) нитрат калия — степень окисления азота = +5 или считаем: 1+х-6=0. х=+5

4) азотистая кислота — как и в нитритах с.о.(N) = +3

Ответ: 3) KNO3

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Валентность и степень окисления атомов»

(Правила комментирования)

ОГЭ (вопросы).

Строение молекул. Химическая связь. Валентность и степень окисления химических эл.

Вопрос 1.

Какой вид химической связи в оксиде хлора (VII)?

Показать ответ

Ответ: ковалентная полярная, так как оба элемента являются неметаллами (Cl₂O₇).

Вопрос 2.

Какой вид химической связи в молекуле озона?

Показать ответ

Ответ: ковалентная неполярная, так как молекула состоит из атомов одного элемента (O₃).

Вопрос 3.

Какой вид химической связи в оксиде кальция?

Показать ответ

Ответ: ионная, так как это связь между металлом и неметаллом (CaO).

Вопрос 4.

Какая степень окисления атомов азота в соединениях (NH

4)₂S, NH₃ и Li₃N?

Показать ответ

Ответ: –3 во всех соединениях.

Вопрос 5.

Какие степени окисления атомов азота в соединении NH₄NO₃?

Показать ответ

Ответ: –3 и +5.

Вопрос 6.

Какая степень окисления серы в соединении Al₂(SO₄)₃?

Показать ответ

Ответ: +6 (такая же, как и в соответствующей кислоте H₂SO₄).

Вопрос 7.

Низшая и высшая степень окисления фосфора?

Показать ответ

Ответ: –3 (так как находится в пятой группе и может принять только три электрона) и + 5 (так как находится в пятой группе и может отдать пять электронов, находящиеся на внешнем энергетическом уровне атома).

Вопрос 8.

Степень окисления и валентность атомов водорода и кислорода в молекуле пероксида водорода?

Показать ответ

Ответ: водород: +1 и I; кислород: –1 и II. Формула H₂O₂.

Вопрос 9.

Степень окисления атомов железа и серы в молекуле пирита?

Показать ответ

Ответ: железо: +2; сера: –1. Формула FeS₂.

Вопрос 10.

Может ли кислород проявлять положительную степень окисления?

Показать ответ

Ответ: да, в соединениях с фтором: F₂O (или более правильная запись OF₂). В этом соединении степень окисления фтора –1, а кислорода +2.

Вопрос 11.

Какие степени окисления может проявлять кислород в соединениях?

Показать ответ

Ответ: –2 (в оксидах, кислотах, основаниях, солях), –1 (в пероксидах), 0 (в простом веществе), +1 и +2 (в соединениях с фтором).

Вопрос 12.

Определите валентность и степень окисления атомов азота в азотной кислоте.

Показать ответ

Ответ: валентность IV (это максимальная валентность азота), степень окисления +5 (это максимальная степень окисления азота).

Разбор и решение задания №4 ОГЭ по химии 🐲 СПАДИЛО.РУ

Степень окисления и валентность

Рассмотрим задание №4 в ОГЭ по химии или вопрос А4. Он посвящен валентности химических элементов и степени окисления. Понятия довольно похожи и многие школьники в них путаются. Тем не менее, разница в этих понятиях есть, и я изложил их в сравнительной таблице:

Сравнение степени окисления валентности

	Степень окисления	Валентность
Определение	Условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные.	Число химических связей, которые образует атом в химическом соединении.
Знак	Имеет знак – она может быть отрицательной, нулевой или положительной.	Валентность не имеет знака.
Обозначение	Арабские цифры со знаком	Римские цифры
Примеры	Cl (-1), Fe (+3)	N (V), C (IV)

Правила подсчета степени окисления

Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.
Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).
Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2 (исключения: пероксид Н₂О₂(-1) и фторид кислорода OF₂ (+2)).
Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1, как правило, +1(кроме SiH₄, B₂H₆).
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.

Высшая степень окисления равна номеру группы элемента в Периодической системе — пример: сера – элемент VI группы главной подгруппы высшая степень окисления +6.
Правило не распространяется на элементы I группы побочной подгруппы, степени окисления которых обычно превышают +1, а также на элементы побочной подгруппы VIII группы.
Не проявляют своих высших степеней окисления, равных номеру группы, элементы кислород и фтор.

Правила подсчета валентности

Валентные возможности атома определяются числом:

Неспаренных электронов.
Неподелённых электронных пар.
Вакантных валентных пар.

Примеры: Н –водород IА группа, имеет 1 валентный электрон, образует 1 ковалентную связь с каким-либо другим атомом. Валентность I.

Разбор типовых вариантов заданий №4 ОГЭ по химии

Первый вариант задания

Степени окисления фосфора в соединениях K₃PO₄ и Mg₃P₂ соответственно равны:

+5 и -3
+5 и +3
+3 и +5
+2 и -3

Решение:

Определяем у каждого элемента степень окисления, используя указанные выше правила:

K₃PO₄

у калия К степень окисления равна +1, так как он стоит в 1 группе и является щелочным металлом:

+1•3= +3

Кислород О имеет степень окисления -2, значит:

-2 •4 = -8

Так как в сумме должен получиться 0, то степень окисления фосфора равна +5.

Mg₃P₂

у магния Mg степень окисления равна +2, так как он стоит во второй группе:

+2 • 3=+6

в сумме должно быть 0, значит фосфор имеет степень окисления -3 (так как его два атома в молекуле).

Ответ: 1

Второй вариант задания

Максимальная валентность атома фосфора:

Решение:

Так как валентность не имеет знака и обозначается римскими цифрами, то первый и третий варианты не подходят. Вспоминаем, что максимальная валентность равна номер группы — у фосфора пятая группа, значит валентность пять, и ответ — 2.

Ответ: 2

Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность — презентация онлайн

Электроотрицательность.
Степень окисления. Валентность.
ЭО – сила (кто сильнее, тот и забирает)
ЭО – способность атомов в молекуле смещать к
себе электронную плотность от соседних атомов.
ЭО – мера неметалличности элементов
(у неметаллов ЭО всегда больше, чем у металлов)
Закономерности — для элементов главных подгрупп
Всего 23 неметалла, из них 7 двухатомные:
h3, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
30,4%
Лидеры по ЭО
O F
N
Какое место (между какими элементами) должен
занимать Н по электроотрицательности в ПС?
«Химический баттл»
Степень окисления
Заряд иона
условный заряд атома в
соединении в предположении, что
все связи в этом соединении
ионные
(электронные пары полностью
смещены к атому с большей ЭО)

реальная физическая величина,
которым обладает катион или анион
формальный заряд,
вычисленный по правилам
экспериментально измеренный,
значения в таблице растворимости
сначала знак заряда (+/-), потом
цифра
сначала цифра, потом знак (+/-)
В единичных зарядах только знак
Cu +2 — атом меди со степенью
окисления +2
Cu 2+ — катион меди с зарядом 2+
Степень окисления/заряд иона
Чем ограничены?
Правила определения степени окисления
У металлов низшая степень окисления всегда равна нулю, всегда положительная
Определите высшую СО у
следующих элементов:
N+5, V+5, Cr+6, B+3, Mn+7
Определите низшую СО у
следующих элементов:
S-2, O-2, N-3, P-3, Si-4, C-4, Cl-1
Na 0, Mg 0
Определить СО
NaF, AlCl3, NaCl, BaO2, Al4C3, Al2(SO4)3,
h3SO4, SCl2, Nh5F, LiAlh5, KBrO3, K2MnO4,
HClO, SO32-, Mg3N2, KHSO3, S2Cl2, SO2Br2,
NaH, Sih5,Na2O2, NaIO, Bah3, CaC2, Al2S3,
NaNh3, OF2, (Nh5)2Cr2O7, Nh4, COS,
O2F2, h3O, NO3-, Nh5+, KMnO4 , Nh5NO2
В порядке уменьшения: от большего к меньшему
В порядке увеличения: от меньшего к большему
Валентность – это способность атомов
элемента образовывать химические связи.

Не имеет
знака
Не всегда
совпадает
со степенью
окисления
(соединения с
ковалентной
связью)
Валентность С
в органических соединениях IV
Степень окисления
первичного атома углерода
минус три, вторичного минус
два, третичного минус один,
четвертичного — ноль
в органических соединениях
Какие из элементов второго периода не проявляют
высшей валентности равной номеру группы?
N (III, IV) – в пятой группе
O (II) – в шестой группе
F (I) – в седьмой группе
Какие из элементов второго периода не проявляют
высшей степени окисления равной номеру группы?
O (+2) – в шестой группе
F (0) – в седьмой группе
15
35
35
25
235
25
45
15
25

Полярность связи и степень окисления

Подобное же перераспределение электронных плотностей, не сопровождающееся полным переходом электронов, наблюдается и при окислении и восстановлении органических соединений. Вследствие того, что электроны, образующие связь, смещены к более электроотрицательному атому, в данном примере — атому кислорода, он получает отрицательный заряд. Заряд атома, возникающий после такого распределения электронов, называют степенью окисления. Степень окисления — это кажущийся заряд атома, который возникает при отдаче или присоединении электронов в ионных соединениях или в результате притягивания или оттягивания электронных пар от одного атома к другому в молекулах полярных соединений. При этом условно считается, что молекула состоит только из ионов. Степень окисления может иметь положительное, нулевое и отрицательное значения. Она вычисляется как алгебраическая сумма полярных связей. Степень окисления атомов в ионных соединениях по величине и знаку соответствует заряду иона, а у атомов неполярных молекул (Нг, Ог и др.) равна нулю, так как отсутствует одностороннее оттягивание общих пар электронов. Рассмотрим изменение степени окисления атома углерода при окислении щавелевой кислоты перманганатом калия.

Эта реакция проводится при определении перманганатной окисляемости воды по уравнению [c.49]
Подбор коэффициентов в уравнениях этих реакций проводят методом электронного баланса. Условную степень окисления атома углерода-восстановителя вычисляют исходя из того, что электронные пары оттягиваются к атому более электроотрицательного элемента, а электроотрицательность (ЭО) углерода, водорода и кислорода находится в последовательности ЭО кислорода > ЭО углерода > ЭО водорода. Отсюда следует, что химическая связь между атомами углерода неполярная в полярной связи между атомом углерода и атомом кислорода атом углерода поляризован положительно и в одинарной связи условно приобретает один положительный заряд в двойной — [c.102]

Органические соединения остальных переходных элементов. Переходные элементы остальных (кроме ПБ) побочных подгрупп периодической системы в проявляемых их атомами степенях окисления имеют незавершенные электронные -подоболочки предвнешнего уровня. Поэтому, наряду с образованием ординарной полярной ковалентной связи с углеродом за счет вклада внешних з- и р-орбиталей, они способны образовывать совершенно иные по строению и свойствам соединения за счет участия ( -орбиталей. В таких соединениях металл можно так же, как и соединения магния, бора, алюминия (см. выше), считать координационно ненасыщенным. Данная ненасыщенность металла теперь определяется наличием вакантных орбиталей не только на внешнем, но и на втором снаружи энергетических уровнях его атома. Природа вакантных орбиталей атома переходного элемента также отличается от орбиталей в- и р-элементов. Симметрия и пространственная протяженность -орбиталей переходного элемента позволяет им эффективно перекрываться с орбиталями большего числа атомов и удаленных на большее расстояние от металла, чем это возможно для з-или р-элемента. Поэтому часто органические соединения переходных металлов являются комплексными. С примерами таких комплексных элементоорганических соединений мы уже встречались ферроцен, дибензолхром, хелаты и др. (разд. 13.4). [c.599]

Nal, Mg b, AIF3, ZrBf4. При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значения их электроотрицательностей (см. 1.6) Поскольку при образовании химической связи электроны сме щаются к атомам более электроотрицательных элементов, то по следние имеют в соединениях отрицательную степень окисления Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрица тельности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления —1. Для кислорода, также имеющего высокое значение электроотрицательности, характерна отрицательная степень окисления обычно —2, в пероксидах —1. Исключение составляет соединение OF2, в котором степень окисления кислорода 4-2. Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления ( + 1) в большинстве соединений проявляет водород, например [c.185]

Высшая степень окисления (+6) встречается только у железа и образуется за счет ковалентно-полярных связей. Степень окисления +3 и +2 — связи ионные, но для степени окисления +3 у железа сохраняются и ковалентные связи. Металлообразные соединения для этих металлов не характерны и только силициды их обладают значительной электропроводностью. [c.381]

В соединениях с ковалентной полярной связью степень окисления элемента — это условный заряд его атома в молекуле, если считать, что молекула состоит из ионов, т. е. рассматривать ковалентные полярные связи как ионные связи. При этом считают, что общие электронные пары полностью переходят к атомам элементов с большей ЭО. [c.143]

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значения их электроотрицательностей (см. с. 30). Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления. Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления —I. Для кислорода, также имеющего высокое значение электроотрицательности, харак- [c.178]

Водород образует с другими р-элементами ковалентные соединения, формально не относящиеся к гидридам СН4, Nh4, РНз, Н2О, h3S, НС1 и др. По физическим свойствам они при условиях, близких к нормальным, являются газами или легко испаряющимися жидкостями, поэтому иногда называются летучими гидридами. В этих соединениях степень окисления водорода -1-1, а характер химической связи меняется от малополярной ковалентной до полярной ковалентной. [c.344]

Связь в этом соединении полярная. Электронные пары сдвинуты к атомам -фтора, поскольку его электроотрицательность больше, чем у кислорода. Следовательно, степень окисления фтора равна —1, а кислорода +2. [c.174]

По сочетанию химических свойств водород занимает несколько особое место среди других элементов периодической системы. Атом водорода содержит всего один электрон. При взаимодействии с атомами, способными присоединять и достаточно прочно связывать электроны, атом водорода сравнительно легко отдает свой электрон на образование связи, т. е. выступает в роли восстановителя. При этом возникают ковалентные полярные связи в особенности с атомами фтора, кислорода или хлора HF, Н2О, НС1 положительным зарядом таких диполей становится ядро водородного атома. В этих соединениях водород находится в степени окисления +1 и проявляет в той или другой мере аналогию со щелочными металлами. [c.46]

Оксиды. Фторид кислорода OF2 — светло-желтый газ, очень ядовит. Это единственное соединение, где кислород имеет степень окисления +2. Молекула OF2 имеет угловое строение. Связь О—F ковалентная, полярная, длина связи равна 0,141 нм, ZFOF=103 . Получить OF2 можно при взаимодействии Fa с 2%-ным раствором NaOH [c.342]

Химические связи в большинстве органических соединений имеют слабо выраженный полярный характер присоединение к ним таких электроотрицательных элементов, как фтор, кислород, хлор, азот, приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и указанными элементами, а следовательно, и к увеличению полярности связи между ними. Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных полярных соединениях. [c.58]

Виды химической связи иоииая, ковалентная, полярная и неполярная. Заряд иоиа. Валентность и степень окисления. Поляризация. Кристаллическая решетка [c.57]

Полярность ковалентной связи. Валентность с позиции строения молекул. Степень окисления. [c.41]

Соединения р-элементов, располагающихся в нравом верхнем углу периодической системы Д. И. Менделеева (соединения неметаллов), характеризуются термической непрочностью, мало полярной ковалентной связью формулы соединений, как правило, соответствуют высшей степени окисления, отвечающей номеру группы р-эле-мента. [c.123]

Степень окисления водорода в соединениях с неметаллами (Н2О, НгЗ и т. д.) всегда равна +1. Химическая связь между атомами в молекулах ковалентная полярная. [c.256]

Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также переходные элементы при низших степенях окисления (см. гл. 7, 1) образуют ионы относительно большого размера и с малым зарядом. По этой причине связь М—О обладает большей полярностью, чем О—Н, и диссоциация МОН идет преиму- [c. 111]

Щелочные, щелочно-земельные металлы, а также переходные элементы нри низших степенях окисления (см. 1 гл. 7) образуют ионы относительно большого размера и с малым зарядом. По этой причине связь М — О обладает большей полярностью, чем О — Н, и диссоциация МОН идет преимущественно по типу оснований. С возрастанием степени окисления увеличивается ковалентность связи элемента с кислородом и поэтому диссоциация идет преимущественно по типу кислот, т. е. с отщеплением иона водорода. [c.125]

Как зависит характер оксида от полярности связи атома кислорода с атомом элемента и от степени окисления элемента [c.235]

Эффективный заряд одного и того же атома в различных соединениях уменьшается с увеличением степени его окисления (Сг+ СЬ—Сг+ С1з —КгСг+ 04), т. е. чем выше формальная валентность, тем больи1е доля ковалентной связи (что обусловлено уменьшением полярности связей по мере увеличения их числа). [c.73]

Алифатические галопроизводные. Галопроизводные получаются посредством замещения в молекулах углеводородов атомов водорода па атомы галогенов. В их молекулах ковалентные связи между атомами углерода н галогена полярны, причем электронная плотность смещена к атомам галогена, а углерод приобретает ио-лож ительиую степень окисления. [c.148]

В соответствии с полярностью связей в тригалогенидах фосфора они гидролизуются с образованием кислородных соединений фосфора и соответствующих галогеноводородов. Пентагалогениды дают при гидролизе фосфорилгалогениды. Экзотермич-ные реакции гидролиза РВгз и РСЬ дают фосфоновую кислоту, а в определенных условиях и другие кислоты фосфора в низших степенях окисления. Тригалогениды фосфора используются как апротонные растворители с хорошей сольватирующей способностью. [c.538]

Поскольку от кислорода к теллуру радиусы атомов увеличиваются, а сродство к электрону уменьшается, то в ряду соединений НзК полярность ослабевает от Н2О к НзТе. За исключением воды, остальные соединения являются газообразными. Прочность связи НгЯ ослабевает от Н2О к Н2Те. Характерно, что халькогены в водородных соединениях находятся в состоянии низшей степени окисления, поэтому проявляют только восстановительные свойства. Они окисляются последовательно Э — Э -> Э Э и восстановительные свойства усиливаются от Н28 к НгТе. [c.176]

Степень ок 1С. 9еиия — это условный заряд, который приписывают агому в предположении, что все связи являк.чся чисто ио1 -ными. Степень окисления элеменга в просгом веществе всегда 0. Понятие степени окисления очень удобно для описания веществ с ковалентной полярной связью. [c.83]

Эти элементы, имея пять электроцов на внешней электронной оболочке атома, характеризуются в целом как неметаллы. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная степень окисления элементов этой подгруппы равна -1-5, а отрицательная —3. Вследствие относительно небольшой разности электроотрицательностей связь рассматриваемых элементов с водородом мало полярна. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными свойствами. [c.427]

Не существует соединений, содержащих положительно заряженные ионы водорода. В степени окисления -f 1 водород образует только полярные связи. При взаимодействии с активными металлами (К, Na, Са и др.) водород образует гидриды типа NaH, СаНг. Это твердые кристаллические вещества, имеющие ионное строение типа Na l, в состав которых водород входит в виде отрицательно заряженного иона Н . По некоторым физическим свойствам такие гидриды напоминают гало-гениды, но по химическим свойствам они резко отличаются от галогенидов. Например, с водой гидриды энергично взаимодействуют с выделением водорода по уравнению реакции [c.160]

Наряду с этим при взаимодействии с более сильными, чем он, восстановителями водород может сам восстанавливаться. Это обусловлено тем, что на первом энергетическом уровне наиболее устойчивым является сочетание из двух электронов, а водородному атому недостает всего одного электрона для такой устойчивой конфигурации. При взаимодействии с атомами, содержащими слабо связанные электроны (Li, Na, К, Са и др.), атом водорода образует сильно полярные (в пределе — ионные) связи, в которых водородному атому принадлежит отрицательный заряд. Эти соединения называются гидридами металлов (NaH, КН, aHj). Водород в них находится в степени окисления — 1 и при разложении электролизом этих соединений он выделяется на аноде водород выполняет функции окислителя. В этих реакциях и в свойствах гидридов металлов водорода проявляется аналогия водорода с галогенами. Это объясняется тем, что атомам водорода, как и атомам галогенов, недостает по одному электрону до устойчивой конфигурации атомов инертных элементов. [c.46]

Следует напомнить, что во всех этих соединениях углерод образует четыре полярные ковалентные связи и валентность (ковалентность) его равна четырем. Таким образом, степень окисления может численно не совпадать с валентностью и не определяет числа связей, образованных атомом элемента. Кроме того, необходимо подчеркнуть, что степень окисления — понятие формальное и не отражает истинного распределения заряда между атомами в молекуле. Так, в НС1 и в Na I степень окисления хлора принимается равной —1, тогда как эффективный заряд его атома в этих соединениях различен и не равен единице. [c.36]

Изобразите электронные формулы следующих молекул С12, 1л2, Рг, НР, Н О, РНз, СН4, Н2О2. Укажите полярные и неполярные связи. Определите валентность атомов и степень окисления элементов. [c.53]

Определить валентность у азота и объяснить KNO2, KNO3, HNO2, Nh4.

РЕШЕНИЕ

KNO2 ЕСТЬ правило валентность металлов главных групп в таблице Менделеева равна номеру группы(или если говорим о степени окисления, то у металлов главных подгрупп степень окисления равна номеру группы и пишется с плюсом, например у натрия и всех металлов первой группы-щелочных металлов +1, у бериллия и всех металлов второй А группы +2 и т. Д. ) валентность пишется римскими цифрами и знака не имеет.
у кислорода основная валентность II ( или если говорить о степени окисления -2). Поэтому валентность азота равна количеству атомов соединившихся вокруг азота и в нитрите калия валентность равна трем, в нитрате калия четырем, в азотистой кислоте трём, в аммиаке валентность азота равна трем. Но лучше привыкайте работать со степенями окисления. Надо только выучить правило.
Степень окисления-это условный формальный заряд атомов или группы атомов, который присваивается при условии, в предположении, что
молекула полярная. Но надо помнить, что есть случаи, когда валентность не совпадает со степенью окисления и как раз этот случай-азотная, азотистая кислота, их соединения. Почему удобно работать со степенью окисления, вы научитесь сами составлять формулы любого вещества, их не надо запоминать, надо знать правила.
Символы надо учить по группам и тогда вы будете знать, какой элемент в какой группе и какая у него валентность или степень окисления. Валентность знака не имеет, а степень окисления знак имеет.
У неметаллов бывает и положительная степень окисления-высшая, равная номеру группы, и отрицательная то есть низшая равная 8 отнять номер группы. Например кислород +6 и -2, но чаще минус 2( исключение пероксиды там степень окисления кислорода -1, в соединении OF2-степень окисления кислорода +2)
и ещё у фтора бывает степень окисления только -1, у водорода с металлами -1, с неметаллами +1. У металлов побочных подгрупп валентность(степень окисления ) переменная здесь поможет таблица растворимости.

OF2 Структура Льюиса, молекулярная геометрия, гибридизация и валентный угол

О дифториде кислорода впервые было сообщено в 1929 году при проведении электролиза хлорида калия с плавиковой кислотой в присутствии воды в небольших количествах. Химическая формула этой молекулы — OF2, поскольку она содержит один атом кислорода и два атома фтора. Льюисову структуру этой молекулы легко понять, поскольку в ней есть только два типа атомов.

<br/>

Название молекулы	Дифторид кислорода (O F 2 )
Количество валентных электронов	в молекуле 20
Гибридизация O F 2	sp3-гибридизация
Углы связи	109 ° 27 ′
Молекулярная геометрия O F 2	Bent

Для выяснения молекулярной геометрии и гибридизации молекулы важно сначала узнать структуру Льюиса OF2.Структура Льюиса любой молекулы — это наглядное представление расположения валентных электронов вокруг отдельных атомов вместе со связями, которые они образуют. Эта структура помогает в определении других свойств молекулы. Итак, здесь мы сначала рассмотрим структуру Льюиса дифторида кислорода, а затем проверим другие свойства этой молекулы.

OF2 Валентные электроны

Чтобы узнать точечную структуру Льюиса любой молекулы, нужно знать общее количество электронов в ней.Здесь мы узнаем общее количество валентных электронов для OF2, рассматривая валентных электронов и всех атомов.

Суммарные валентные электроны в OF2 — Валентные электроны кислорода + валентные электроны фтора

Кислород имеет шесть валентных электронов на внешней оболочке.

Каждый атом фтора имеет семь валентных электронов, но, поскольку есть два атома фтора, мы умножим это число на 2. Итак, у нас есть 14 валентных электронов от атомов фтора.

= 6 + 7 * 2

= 20 валентных электронов

Таким образом, для OF2 доступно 20 валентных электронов, которые помогают атомам образовывать связи.

OF2 Структура Льюиса

Теперь, когда мы знаем общее количество валентных электронов OF2, мы можем создать точечную структуру Льюиса OF2. Помните, что все атомы следуют правилу октетов, в котором упоминается, что атом, который хочет достичь стабильной структуры, такой как инертные газы, должен иметь восемь валентных электронов во внешней оболочке. Однако есть много исключений из этого правила, но мы всегда учитываем это правило при рисовании структуры Льюиса для любой молекулы.

В OF2 атом кислорода займет центральное положение, и оба атома фтора будут двигаться по сторонам вот так. Поскольку кислород менее электроотрицателен, чем атом фтора, он будет помещен в центр.

После того, как вы разместили все атомы таким образом, начните размещать вокруг них валентные электроны отдельного атома. Например, у кислорода шесть валентных электронов, поэтому нарисуйте шесть точек вокруг атома.

Теперь каждый атом фтора образует одинарную связь с атомом кислорода, разделяя электроны.Каждая отдельная связь будет использовать до 2-х электронов.

Атомы фтора завершат свой октет, разделив электроны, так как теперь у них будет восемь электронов на внешней оболочке. Однако у атома кислорода остается две пары несвязывающих пар электронов.

Структура Льюиса OF2 будет иметь одинарные связи между O-F, с атомом кислорода в центре. На центральном атоме есть две неподеленные пары электронов, которые не участвуют в , образуя какие-либо связи .

Гибридизация OF2

Атом кислорода имеет два общих электрона с обоими атомами фтора, что означает, что в структуре Льюиса OF2 есть две связывающие пары электронов вместе с двумя несвязывающими парами электронов на центральном атоме.Чтобы поделиться электронами с атомами фтора, орбитали кислорода подвергаются гибридизации, чтобы приспособиться к электронам.

Электронная конфигурация атома кислорода в его основном состоянии — 1s2 2s2 2p4

2s и 2p орбитали атома кислорода гибридизуются, что означает образование четырех гибридизированных орбиталей: 2s, 2px, 2py и 2pz. И такая гибридизация делает эту молекулу sp3 гибридизацией .

Итак, OF2 или дифторид кислорода имеет sp3-гибридизацию.

OF2 Bond Angle

Электроны в молекуле всегда расположены таким образом, чтобы минимизировать отталкивание между электронами. В OF2 электроны расположены тетраэдрически. Следовательно, он имеет тетраэдрическую электронную геометрию. Валентный угол F-O-H составляет 109 ° 27 ‘.

OF2 Молекулярная геометрия

Дифторид кислорода имеет такое же расположение, как и h3O. Поскольку с центральным атомом связаны только атомы, он имеет молекулярную геометрию, аналогичную AX2, которая соответствует линейной геометрии.Хотя электронная геометрия OF2 тетраэдрическая, его молекулярная геометрия линейна.

OF2 Форма

Форма любой молекулы зависит от расположения электронов и атомов в молекуле. Здесь оба атома фтора находятся снаружи и имеют два общих валентных электрона атома кислорода. Но поскольку на атоме кислорода есть две неподеленные пары электронов, между этими двумя парами будет возникать отталкивание, которое вызывает искривление формы его молекулы.Даже несмотря на то, что молекула является линейной, OF2 будет иметь изогнутую форму.

Заключительные замечания

Дифторид кислорода представляет собой двухатомную молекулу, состоящую из атомов кислорода и фтора. Подводя итог этому блогу, мы можем сказать, что:

В структуре Льюиса OF2 оба атома фтора имеют одинарную связь с кислородом.
Центральный атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов, а валентный угол F-O-F составляет 109 ° 27 ‘.
Он имеет линейную молекулярную геометрию и sp3-гибридизацию.
OF2 имеет изогнутую форму и тетраэдрическую электронную геометрию.

Вопрос № 76806 | Socratic

Дифторид кислорода , # «OF» _2 #, представляет собой полярную молекулу , потому что ее молекулярная геометрия изогнута .

Эта молекулярная геометрия гарантирует, что дипольные моменты , связанные с кислородно-фторидными связями , не компенсируют друг друга с образованием неполярной молекулы .

Чтобы понять, почему это так, нарисуйте структуру Льюиса молекулы.Молекула будет иметь в общей сложности # 20 # валентных электронов

.
# 6 # от атома кислорода
# 7 # от каждого из двух атомов фтора
Атом кислорода будет выполнять роль центрального атома , образуя одинарных связей с двумя атомами фторида. Эти связи будут составлять # 4 # валентных электронов # 20 # молекулы.
Полученные электроны # 16 # будут размещены как неподеленных пар
три неподеленные пары на каждый атом фтора
две неподеленные пары на атоме кислорода
Итак, очень важно, понять, что структуры Льюиса не , предназначенные для передачи молекулярной геометрии!
Чтобы найти геометрию молекулы, вы подсчитываете областей электронной плотности , которые окружают центральный атом — это даст вам стерическое число атома .
Области электронной плотности — это связей с другими атомами (здесь одинарные, двойные или тройные связи считаются как одна область) и неподеленных пар электронов .
В вашем случае центральный атом кислорода связан с двумя другими атомами и окружен двумя неподеленными парами # -> # он имеет стерическое число, равное # 4 #.
Согласно теории VSEPR, это соответствует молекулярной геометрии # «AX» _2 «E» _2 #, которая характерна для изогнутой молекулы .
Теперь разница в электроотрицательности между фтором и кислородом гарантирует, что две связи # «O» — «F» # являются полярными . Изогнутая молекулярная геометрия заставит два дипольных момента добавить друг к другу.
Результатом будет образование постоянного дипольного момента и, таким образом, полярная молекула
3.10 форм молекул — теория VSEPR и теория валентной связи
Теория VSEPR
V alence S hell E lectron P air R epulsion Теория использует основную идею о том, что электронные пары взаимно отталкиваются, чтобы предсказать расположение электронных пар вокруг центральный атом (атом, с которым непосредственно связаны как минимум два других атома). Ключ к правильному применению теории VSEPR — начать с правильной точечной структуры Льюиса.Исходя из правильной точечной структуры Льюиса, это простой процесс определения формы молекулы или многоатомного иона путем определения расположения электронных пар вокруг каждого центрального атома в молекуле или многоатомного иона.
Пошаговый процесс определения формы вокруг каждого центрального атома
1. Изобразите точечную структуру Льюиса.
2. Примените следующий анализ к каждому отдельному центральному атому (где центральный атом — это атом с двумя или более другими атомами, непосредственно связанными с ним.)
а) Найдите количество «вещей, прикрепленных» к центральному атому, где «прикрепленная вещь» — это либо атом, либо несвязывающая электронная пара.
(Фактически, вы подсчитываете количество гибридных орбиталей на центральном атоме, но это следующая теория, которую предстоит обсудить.)
Важно помнить, что вы , а не , считая облигации!
b) Найдите Электронную группу (EGA) в таблице ниже
Количество прикрепленных элементов Расположение электронных групп Идеальный угол скрепления Гибридизация центрального атома
2 линия (линейная форма) 180 sp
3 тригональная плоскость (тригональная плоская форма) 120 sp ²
4 тетраэдр (тетраэдрическая форма) 109. 5 sp ³
c) Найдите молекулярную геометрию (MG) частицы, определенную путем подсчета числа атомов и числа неподеленных пар и использования этой таблицы:
Гибридизация центрального атома
(см. Теорию Валентности Бонда)
Количество присоединенных атомов Количество подключенных одиночных пар Молекулярная геометрия Угол крепления Пример
sp гибридизированный центральный атом:
2 0 строка 180 CO ₂
sp ² гибридизированный центральный атом:
3 0 плоскость тригональная 120 BF ₃
2 1 гнутый <120 СО ₂
sp ³ гибридизированный центральный атом:
4 0 тетраэдр 109. 5 СН ₄
3 1 треугольная пирамида <109,5 NH ₃
2 2 гнутый <109,5 H ₂ O
Пример \ (\ PageIndex {1} \)
Определите расположение электронных групп и молекулярную геометрию центрального атома (ов) в a) OF ₂ и b) CH ₃ CN.
Решение
a) Точечная структура Льюиса OF ₂ имеет вид (за исключением неподеленных пар на нецентральных атомах F)
К центральному атому О присоединены 2 атома и 2 неподеленные пары, всего 4 «прикрепленных объекта».
Из двух таблиц выше мы видим, что атом O должен иметь EGA тетраэдра, а его MG изогнут.
b) Точечная структура Льюиса CH ₃ CN —
К центральному атому C слева прикреплены 4 атома и 0 неподеленных пар, всего прикреплено 4 «объекта».«
Из двух приведенных выше таблиц мы видим, что этот атом C должен иметь EGA тетраэдра, и его MG также является тетраэдром.
К центральному атому C справа прикреплены 2 атома и 0 неподеленных пар, всего 2 «прикрепленных объекта».
Из двух таблиц выше мы можем видеть, что этот атом C должен иметь EGA линии, и его MG также является линией.
Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)
Определите расположение электронных групп и молекулярную геометрию центрального атома (ов) в a) PF ₃ и b) CH ₂ NH.
Ответ
a) Точечная структура Льюиса PF ₃ (без неподеленных пар на нецентральных атомах F) составляет
К центральному атому P присоединены 3 атома и 1 неподеленная пара, всего 4 «прикрепленных объекта».
Из двух приведенных выше таблиц мы видим, что атом P должен иметь EGA тетраэдра, а его MG — тригональная пирамида.
b) Точечная структура Льюиса CH ₂ NH равна
К центральному атому C слева присоединены 3 атома и 0 неподеленных пар, всего присоединено 3 дюйма.«
Из двух таблиц выше мы можем видеть, что этот атом C должен иметь EGA тригональной плоскости, и его MG также является тригональной плоскостью.
К центральному атому N справа прикреплены 2 атома и 1 неподеленная пара, всего 3 «прикрепленных объекта».
Из двух таблиц выше мы можем видеть, что этот атом N должен иметь EGA тригональной плоскости, а его MG изогнут.
Теория валентной связи
Теория локализованных валентных связей использует процесс, называемый гибридизацией , в котором атомные орбитали комбинируются математически для получения наборов эквивалентных орбиталей, которые должным образом ориентированы для образования связей для создания общих структур электронных групп.Эти новые орбитальные комбинации называются гибридными атомными орбиталями , потому что они получаются путем объединения ( гибридизирующего ) двух или более атомных орбиталей одного и того же атома.
Гибридизация одной орбиты и трех орбиталей
Атомы углерода обычно образуют четыре ковалентные связи и имеют расположение электронных групп, как у тетраэдра, потому что к центральному атому углерода прикреплены четыре «штуки». Мы можем объяснить тетраэдрическую форму, предположив, что 2 орбитали s и три 2 орбитали p на атоме углерода смешиваются вместе, чтобы дать набор из четырех вырожденных sp ³ («sp-три») гибридов. орбитали, каждая из которых содержит один электрон.
Большие доли гибридизированных орбиталей ориентированы к вершинам тетраэдра с углами 109,5 ° между ними (рисунок \ (\ PageIndex {1} \)). Как и все гибридизированные орбитали, обсуждавшиеся ранее, гибридные атомные орбитали sp ³ должны быть равны по энергии. Таким образом, метан (CH ₄) представляет собой тетраэдрическую молекулу с четырьмя эквивалентными связями C-H.
Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Формирование sp ³ Гибридные орбитали.Объединение одной атомной орбитали ns и трех np приводит к получению четырех гибридных орбиталей sp ³, ориентированных под углом 109,5 ° друг к другу в тетраэдрическом расположении.
Гибридная орбиталь sp ³ выглядит как половина p-орбитали, а четыре гибридных орбитали sp ³ располагаются в космосе так, что они находятся как можно дальше друг от друга. Вы можете представить ядро как находящееся в центре тетраэдра (пирамиды с треугольным основанием) с орбиталями, указывающими на углы.Для наглядности ядро нарисовано намного больше, чем оно есть на самом деле.
Что происходит при образовании облигаций?
Помните, что электрон водорода находится на орбитали в 1 с — сферически-симметричной области пространства, окружающей ядро, где есть некоторый фиксированный шанс (скажем, 95%) найти электрон. Когда образуется ковалентная связь, атомные орбитали (орбитали в отдельных атомах) сливаются, образуя новую молекулярную орбиталь, которая содержит электронную пару, которая создает связь.
Формируются четыре молекулярные орбитали, похожие на исходные гибриды sp ³, но с ядром водорода, встроенным в каждую долю.
Теория гибридных орбиталей может быть применена к молекулам аммиака (NH ₃), который имеет три атома и одну неподеленную пару, присоединенную к центральному атому азота. Это означает, что атом N sp ³ гибридизирован. Три sp ³ орбиталей образуют связи с тремя атомами H, а четвертая орбиталь вмещает неподеленную пару электронов.Точно так же H ₂ O имеет гибридизированный атом кислорода sp ³, который использует две орбитали sp ³ для связи с двумя атомами H, и две орбитали для размещения двух неподеленных пар, предсказанных моделью VSEPR. Такие описания объясняют приблизительно тетраэдрическое распределение электронных пар на центральном атоме в NH ₃ и H ₂ O.
Гибридизация одной орбиты и двух орбиталей
Этен, C ₂ H ₄, представляет собой молекулу, в которой все атомы лежат в плоскости, с валентными углами 120 ^o между всеми атомами:
Чтобы объяснить эту структуру, мы можем создать три эквивалентных гибридных орбитали на каждом атоме C, объединив 2 орбитали s углерода и две из трех вырожденных 2 орбиталей p .Это смешивание приводит к тому, что каждый атом C обладает набором из трех эквивалентных гибридных орбиталей с одним электроном в каждой. Гибридные орбитали вырождены и ориентированы под углом 120 ° друг к другу (рисунок \ (\ PageIndex {2} \)). Поскольку гибридные атомные орбитали образованы из одной орбитали s и двух орбиталей p , говорят, что углерод является sp ² гибридизированным (произносится «s-p-two» или «s-p-квадрат»).
Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Формирование sp ² Гибридных орбиталей.Объединение одной атомной орбитали нс и двух атомных орбиталей np дает три эквивалентных sp ² гибридных орбиталей в тригональной плоскости; то есть ориентированы под углом 120 ° друг к другу.
Две из sp ² гибридных атомных орбиталей на каждом атоме C могут перекрываться с s-орбиталями на двух атомах H. Третья гибридная орбиталь на каждом атоме углерода может перекрываться, образуя сигма-связь между двумя атомами углерода. Оба атома C имеют одну 2p-орбиталь, которую еще предстоит использовать для связывания.Когда атомы C образуют сигма-связь и сближаются, пи-связь также может образовываться между двумя атомами C, потому что p-орбитали могут перекрываться выше и ниже межъядерной оси. В результате образуется плоская тригональная структура.
Весь процесс связывания выглядит следующим образом (гибридные орбитали sp ² выделены ярко-зеленым цветом, а негибридизированные p-орбитали — красным):
Два атома углерода и четыре атома водорода до того, как соединятся вместе, будут выглядеть так:
Различные атомные орбитали, направленные друг к другу, теперь сливаются, образуя молекулярные орбитали, каждая из которых содержит пару связывающих электронов.Это сигма-связи — точно такие же, как те, которые образованы сквозным перекрытием атомных орбиталей, скажем, в этане.
p-орбитали на каждом атоме углерода не направлены друг к другу, поэтому мы оставим их на мгновение. На схеме черные точки представляют ядра атомов. Обратите внимание, что p-орбитали настолько близки, что перекрываются боками.
Это боковое перекрытие также создает связь \ (\ pi \) .
Для ясности сигма-связи показаны линиями, каждая из которых представляет одну пару общих электронов. Различные типы линий показывают направления, в которых указывают связи. Обычная линия представляет собой связь в плоскости экрана (или бумаги, если вы ее распечатали), прерывистая линия — это связь, уходящая от вас, и клин показывает выходящую к вам связь.
Объясните, что такое облигация \ (\ pi \). Это область пространства, в которой вы можете найти два электрона, образующих связь. Эти два электрона могут жить где угодно в этом пространстве. Было бы ошибкой думать, что один живет наверху, а другой — внизу.
Гибридизация одной орбиты и одной орбиты
Ethyne, C ₂ H ₂, представляет собой молекулу, в которой все атомы лежат на прямой линии:
Чтобы объяснить эту структуру, мы можем создать две эквивалентные гибридные орбитали на каждом атоме C, объединив 2 орбитали s углерода и любую одну из трех вырожденных 2 орбиталей p .
Взяв сумму и разность C 2 s и 2 p _z атомных орбиталей, например, мы получим две новые орбитали с большими и малыми лепестками, ориентированными вдоль осей z , как показано на рисунке \ (\ PageIndex {3} \).
Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Формирование гибридных орбиталей sp . Сумма и разность атомных орбиталей ns и np , где n = 2, дает две эквивалентные гибридные орбитали sp , ориентированные под углом 180 ° друг к другу.
Ядро находится внутри малой доли каждой орбитали. В этом случае новые орбитали называются гибридами sp , потому что они образованы из одной орбиты s и одной орбиты p .
Одна гибридная орбиталь sp на каждом атоме C теперь может образовывать сигма-связь с одним из атомов H. Другая гибридная орбиталь sp на каждом атоме углерода может перекрываться, образуя сигма-связь между двумя атомами углерода. Оба атома C имеют две 2p-орбитали, которые еще предстоит использовать для связывания.Эти орбитали перпендикулярны друг другу на каждом атоме C, но когда атомы C образуют сигма-связь и сближаются, две пи-связи также могут образовываться между двумя атомами C, потому что один набор p-орбиталей может перекрываться сверху и снизу. межъядерная ось и другой набор p-орбиталей могут перекрываться спереди и сзади межъядерной оси.
Весь процесс связывания выглядит следующим образом (гибридные sp-орбитали выделены ярко-зеленым цветом, а негибридизированные p-орбитали — красным):
Обратите внимание, что две зеленые доли — это две разные гибридные орбитали, расположенные как можно дальше друг от друга.Не путайте их с формой р-орбитали. Два атома углерода и два атома водорода будут выглядеть так, прежде чем они соединятся вместе:
Различные атомные орбитали, которые направлены друг к другу, теперь сливаются, образуя молекулярные орбитали, каждая из которых содержит связывающую пару электронов. Это сигма-связи — точно такие же, как те, которые образуются в результате перекрытия атомных орбиталей, скажем, в этане. На следующей диаграмме сигма-связи показаны оранжевым цветом. Различные p-орбитали (теперь показаны немного разными красными цветами, чтобы избежать путаницы) теперь достаточно близко друг к другу, чтобы перекрывать друг друга.
Боковое перекрытие между двумя наборами p-орбиталей дает две пи-связи, каждая из которых похожа на пи-связь, обнаруженную, скажем, в этене. Эти пи-связи расположены под углом 90 ° друг к другу — одна над и под молекулой, а другая перед и за молекулой. Обратите внимание на разные оттенки красного для двух разных пи-связей.
Пример \ (\ PageIndex {1} \)
Используйте модель VSEPR, чтобы предсказать количество электронных пар и геометрию молекул в каждом соединении, а затем описать гибридизацию и связывание всех атомов, кроме водорода.
H ₂ S
CHCl ₃
Дано: два химических соединения
Запрошено: количество электронных пар и молекулярная геометрия, гибридизация и связывание
Стратегия:
Использование подхода VSEPR для определения количества электронных пар и молекулярной геометрии молекулы.
По конфигурации валентных электронов центрального атома предскажите количество и тип гибридных орбиталей, которые могут быть образованы.Заполните эти гибридные орбитали общим числом валентных электронов вокруг центрального атома и опишите гибридизацию.
Решение:
A H ₂ S имеет четыре пары электронов вокруг атома серы с двумя связанными атомами, поэтому модель VSEPR предсказывает изогнутую или V-образную геометрию молекулы. B Sulphur гибридизирует свои 3 орбитали s и 3 p орбиталей с получением четырех гибридов sp ³.Если шесть валентных электронов размещены на этих орбиталях, два имеют электронные пары, а два заняты отдельно. Две однократно занятые гибридные орбитали sp ³ используются для образования связей S – H, тогда как две другие имеют неподеленные пары электронов. Вместе четыре гибридных орбитали sp ³ образуют приблизительно тетраэдрическое расположение электронных пар, которое согласуется с молекулярной геометрией, предсказанной моделью VSEPR.
A Молекула CHCl ₃ имеет четыре валентных электрона вокруг центрального атома.В модели VSEPR атом углерода имеет четыре пары электронов, а геометрия молекулы тетраэдрическая. B Углерод гибридизирует свои 2 s и 2 p орбиталей с образованием четырех sp ³ гибридных орбиталей, равных по энергии. Восемь электронов вокруг центрального атома (четыре от C, один от H и по одному от каждого из трех атомов Cl) заполняют три гибридных орбитали sp ³ с образованием связей C – Cl, а один образует связь C – H . Точно так же атомы Cl, с семью электронами каждый в своих 3 валентных подоболочках s и 3 p , можно рассматривать как гибридизированные sp ³.Каждый атом Cl использует однократно занятую гибридную орбиталь sp ³ для образования связи C – Cl и трех гибридных орбиталей для размещения неподеленных пар.
Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)
Используйте модель VSEPR, чтобы предсказать количество электронных пар и геометрию молекул в каждом соединении, а затем описать гибридизацию и связывание всех атомов, кроме водорода.
BF ₄ ^— ион
гидразин (H ₂ N – NH ₂)
Ответьте на
B — sp ³ гибридизированный; F также гибридизирован sp ³, поэтому он может содержать одну связь B – F и три неподеленные пары.Геометрия молекулы тетраэдрическая.
Ответ б
Каждый атом N sp ³ гибридизирован и использует одну гибридную орбиталь sp ³ для образования связи N – N, два для образования связей N – H и одну для размещения неподеленной пары. Геометрия молекул вокруг каждого N тригонально-пирамидальная.
Число гибридных орбиталей, используемых центральным атомом, такое же, как число электронных пар вокруг центрального атома, и, следовательно, такое же, как число «вещей, прикрепленных» к центральному атому.
Гибридизация с использованием d-орбиталей
Гибридизация не ограничивается атомными орбиталями ns и np , но мы не будем обсуждать формирование гибридных орбиталей с участием d-орбиталей.
Сводка
Гибридизация увеличивает перекрытие связывающих орбиталей и объясняет молекулярную геометрию многих видов, геометрия которых не может быть объяснена с помощью подхода VSEPR. Модель локализованной связи (называемая теорией валентных связей ) предполагает, что ковалентные связи образуются, когда атомные орбитали перекрываются, и что сила ковалентной связи пропорциональна количеству перекрытия.Также предполагается, что атомы используют комбинации атомных орбиталей ( гибридов, ) для максимального перекрытия с соседними атомами. Комбинация одной орбитали s и одной орбитали p дает два эквивалентных гибрида sp , ориентированных на 180 °, тогда как комбинация одной орбитали s и двух или трех орбиталей p дает три эквивалентных sp ² гибридов или четыре эквивалентных sp ³ гибридов соответственно.Пространственная ориентация гибридных атомных орбиталей соответствует геометрии, предсказанной с помощью модели VSEPR.
Экспериментальное и теоретическое исследование фотоэлектронных спектров валентной оболочки 2-хлорпиридина и 3-хлорпиридина
Абстрактные
Фотоэлектронные спектры валентной оболочки 2-хлорпиридина и 3-хлорпиридина исследованы экспериментально и теоретически. Синхротронное излучение использовалось для регистрации фотоэлектронных спектров с угловым разрешением в диапазоне энергий фотонов 20–100 эВ, что позволило определить параметры анизотропии и коэффициенты ветвления.Экспериментальные результаты сравнивались с теоретическими предсказаниями, полученными с использованием подхода многократного рассеяния в непрерывной среде Xα. Это сравнение показывает, что на параметр анизотропии, связанный с номинально хлорной орбиталью неподеленной пары, лежащей в плоскости молекулы, сильно влияет атомный куперовский минимум. Напротив, динамика фотоионизации второй орбитали неподеленной пары, ориентированной перпендикулярно плоскости молекулы, кажется, относительно не затронута этим атомным явлением.Внешняя валентная ионизация была изучена теоретически с использованием схемы аппроксимации алгебро-диаграммной конструкции третьего порядка (ADC (3)) для одночастичной функции Грина, метода внешней валентной функции Грина и уравнения движения (EOM). теория связанных кластеров (CC) на уровне моделей EOM-IP-CCSD и EOM-EE-CC3. Исследована сходимость результатов к пределу полного базисного набора. Метод ADC (3) был использован для расчета полных спектров ионизации валентной оболочки 2-хлорпиридина и 3-хлорпиридина.Было обнаружено, что релаксационный механизм ионизации неподеленной пары азота σ-типа (σ _{N LP}) отличается от такового для соответствующей неподеленной пары хлора (σ _{Cl LP}). Для орбитали σ _{N LP} π-π * возбуждения играют основную роль в экранировании дырки неподеленной пары. Напротив, возбуждения, локализованные на участке хлора с участием неподеленной пары хлора π _{Cl LP} и ридберговской орбитали Cl 4p, являются наиболее важными для орбитали σ _{Cl LP}.Расчетные фотоэлектронные спектры позволили предложить отнесения для большей части структуры, наблюдаемой в экспериментальных спектрах. Теоретическая работа также подчеркивает образование сателлитных состояний из-за нарушения одночастичной модели ионизации во внутренней валентной области.
валентных электронов | Химия для неосновных
Цели обучения
Определить валентный электрон.
Уметь указывать валентные электроны, если задана электронная конфигурация атома.
Что делает один элемент очень реактивным, а другой — неактивным?
Химическая реакция включает удаление электронов, их присоединение или обмен электронами. Путь, по которому пойдет конкретный элемент, зависит от того, где находятся электроны в атоме и сколько их.
Электронные конфигурации элементов второго периода
Имя элемента Обозначение Атомный номер Электронная конфигурация
Литий Li 3 1 с ² 2 с ¹
Бериллий Be 4 1 с ² 2 с ²
Бор B 5 1 с ² 2 с ² 2 с ¹
Углерод С 6 1 с ² 2 с ² 2 с ²
Азот N 7 1 с ² 2 с ² 2 с ³
Кислород O 8 1 с ² 2 с ² 2 с ⁴
фтор F 9 1 с ² 2 с ² 2 с ⁵
Неон Ne 10 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶
При изучении химической реакционной способности мы обнаружим, что электроны на внешнем основном энергетическом уровне очень важны, и поэтому им дано особое название. Валентные электроны — это электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома. В элементах второго периода, перечисленных выше, два электрона на подуровне 1 s называются электронами внутренней оболочки и не участвуют непосредственно в реакционной способности элемента или в образовании соединений. Литий имеет один электрон на втором основном энергетическом уровне, поэтому мы говорим, что литий имеет один валентный электрон. Бериллий имеет два валентных электрона.Сколько валентных электронов у бора? Вы должны понимать, что второй главный энергетический уровень состоит из 2 подуровней s и 2 p , поэтому ответ — три. Фактически, количество валентных электронов увеличивается на единицу для каждого шага в течение периода, пока не будет достигнут последний элемент. Неон, конфигурация которого заканчивается на s ² p ⁶, имеет восемь валентных электронов.
Сводка
Валентные электроны — это электроны внешней оболочки атома.
Валентные электроны определяют реакционную способность атома.
Практика
Используйте ссылку ниже, чтобы ответить на вопросы о валентных электронах:
http://www.sciencegeek.net/Chemistry/taters/Unit3ValenceElectrons.htm
Обзор
Определите валентный электрон.
Определить внутреннюю оболочку электрона.
Сколько валентных электронов во фторе?
Что такое 2 s электронов в азоте?
Сколько электронов на внутренней оболочке бериллия?
Глоссарий
электронов внутренней оболочки: Те электроны, которые не находятся во внешней оболочке и не участвуют в реакционной способности элемента.
валентные электроны: Электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома.
химическая валентность
валентность
Что такое валентность?
Чтобы писать химические формулы, нам нужно понимать, как элементы сочетаются друг с другом, образуя молекулы или ионные соединения. Ионные соединения — это вещества, состоящие из комбинации заряженных (положительных и отрицательных) частиц.
Валентность относится к способности атома или группы химически связанных атомов образовывать химические связи с другими атомами или группами атомов.
Валентность элемента определяется количеством электронов внешней оболочки (валентности).
Валентность многоатомных ионов (например, SO ₄ ^2-) — это заряд иона.
Давайте не будем усложнять это и сразу перейдем к таблице Менделеева и тому, как мы можем определить валентность элемента.
Периодическая таблица, показанная слева, может многое рассказать нам о валентности элементов.
Элементы помещены в группы (столбцы) в периодической таблице в соответствии с количеством валентных электронов, поэтому, естественно, положение элемента в периодической таблице должно дать нам представление о его валентности.
Все элементы в группе 1 имеют 1 валентный электрон, поэтому они имеют валентность +1, поскольку они будут иметь тенденцию отдавать 1 электрон.
То же самое для группы 2, которая отдаст два электрона, и группы 3, которая отдаст 3 электрона.
Элементы группы 5, однако, имеют 5 валентных электронов и, как правило, принимают 3 электрона и, следовательно, имеют валентность -3.
Элементы группы 6 имеют 6 валентных электронов и будут иметь тенденцию принимать 2 электрона и иметь валентность -2.
Элементы группы 7 имеют 7 валентных электронов и будут иметь тенденцию принимать 1 электрон и иметь валентность -1.
Элементы группы 8 не реагируют и поэтому имеют валентность 0 .
Валентности очень полезны, когда мы хотим написать формулы соединений, образованных из атомов металлов и неметаллов. Например, возьмем реакцию между атомами натрия и хлора.
Соединения, образованные между металлами и неметаллами, будут обрабатываться по-разному. Сначала мы рассмотрим взаимодействие металла и неметалла.
Литий имеет валентность +1, а азот — -3
Соедините атомы азота и лития, чтобы получить формулу нитрида лития.
При написании формулы идея состоит в том, чтобы создать нейтральное соединение, используя как можно меньше атомов каждого элемента.
Следуйте этому очень простому методу.
Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.
Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»
Давайте посмотрим на другой пример, запишем формулу соединения, образованного между кислородом и алюминием (оксид алюминия)
Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.
Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»
Напишите формулу соединения, образующегося между кальцием и углеродом, под названием карбид кальция.
Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.
Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»
Попробуйте сами.Напишите формулу соединения, образованного между:
а) кальций и азот (нитрид кальция),
б) бор и кислород (оксид бора)

в) фтор и алюминий (фторид алюминия)
г) олово и азот (нитрид олова)
д) кислород и литий (оксид лития)
е) фосфор и кальций (фосфид кальция)
Растворы
Стивена попросили написать формулу соединения, образующегося при соединении атомов бора и кислорода.Он написал формулу как «O ₃ B ₂».
Это правильно? Объяснить
Решение
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 2. Пример: Mg в MgCl ₂
Группа 13 (III) — Обычная валентность 3. Пример: Al в AlCl ₃
Группа 14 (IV) — Обычная валентность 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 и состояние 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, потому что 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.