Валентность f2: Таблица валентностей химических элементов. — таблицы Tehtab.ru

Содержание

Таблица валентностей химических элементов. - таблицы Tehtab.ru


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

0

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

0

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

0

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

0

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

0

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

0

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:
  1. А чем отличается Физика от Химии? Характерные диапазоны времени, расстояний и энергии для физики и химии.
  2. "Химический алфавит (словарь)" - названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений.
  3. Стандартная, она же научная форма записи числа. Порядок величины. Разница на порядок. Зачем это придумали.
  4. Нормальные условия (НУ). Что это такое?
  5. Таблица Менделеева. Названия. Электронные формулы. Структурные формулы.
  6. Вода (H2O) - свойства воды, пара и льда
  7. Водные растворы и смеси для обработки металлов.
  8. Характерные химические реакции на органические соединения. Как определить наличие органических соединений?
  9. Характерные химические реакции на катионы (положительно заряженные ионы). Как определить наличие катионов?
  10. Характерные химические реакции на анионы (отрицательно заряженные ионы). Как определить наличие анионов?
  11. Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.
  12. Свойства растворов. Константы диссоциации, кислотности, основности. Растворимость. Смеси.
  13. Свойства растворителей.
  14. Термические константы веществ. Энтальпии. Энтропии. Энергии Гиббса...
  15. Тепловые величины, включая температуры кипения, плавления, пламени и т.д ...
  16. Горение и взрывы. Окисление и восстановление.
  17. Классы, категории, обозначения опасности (токсичности) химических веществ
  18. Калькулятор физических свойств наиболее известных веществ по материалам методички В. Н. Бобылёва РХТУ им. Менделеева (Внешняя ссылка)
  19. Электрохимическая коррозия металла. Катодная защита. Анодная защита. Пассивная защита. Электродные потенциалы - таблица.
  20. Сырье и продукты промышленности органических и неорганических веществ. Подробнейший справочник технолога. Физические, химические, тепловые и прочие свойства веществ.
  21. Химия и физика человека.



Ответы | § 3. Типы химической связи — Химия, 10 класс

1. Почему атомы большинства химических элементов не существуют при обычных условиях в свободном виде (в виде несвязанных между собой атомов)? Имеются ли исключения из этой закономерности?

Атомы большинства химических элементов не существуют в виде отдельных атомов, потому что они имеют незавершенную внешнюю электронную оболочку.

Исключением являются атомы благородных газов.

2. Что такое валентные электроны? Укажите число валентных электронов в атомах водорода, углерода, азота.

Валентные электроны — электроны внешнего энергетического уровня, способные участвовать в образовании химических связей.

У атома водорода 1 валентный электрон, у атома углерода — 4, у атома азота — 5.

3. При помощи электронных формул изобразите образование ковалентных связей в молекулах F2 и N2. Электронную оболочку какого благородного газа приобретают атомы, образовавшие химическую связь в данных молекулах?

Электронная оболочка как у атома неона:

4. Определите тип химической связи в веществах: I2, h3O, KCl, Na2S, CO2, O2, Ch5, Cu.

  • I2\mathrm{I_2}I2​ — ковалентная неполярная;
  • h3O\mathrm{H_2O}h3​O — ковалентная полярная;
  • KCl\mathrm{KCl}KCl — ионная;
  • Na2S\mathrm{Na_2S}Na2​S — ионная;
  • CO2\mathrm{CO_2}CO2​ — ковалентная полярная;
  • O2\mathrm{O_2}O2​ — ковалентная неполярная;
  • Ch5\mathrm{CH_4}Ch5​ — ковалентная полярная;
  • Cu\mathrm{Cu}Cu — металлическая.
Присоединяйтесь к Telegram-группе @superresheba_10, делитесь своими решениями и пользуйтесь материалами, которые присылают другие участники группы!

Задания №4 с решениями

Разберем задания №4 из вариантов ОГЭ за 2016 год.

Перед решением заданий советуем повторить тему "Валентность и степень окисления".

 

Задания с решениями.

Задание №1.

Валентность неметаллов последовательно увеличивается в ряду водородных соединений, формулы которых: 

1. HF → Ch5 → h3O → Nh4

2. Sih5 → Ash4 → h3S → HCl

3. HF → h3O → Nh4 → Ch5

4. Sih5 → h3S → Ash4 → HCl

Объяснение: расставим по порядке во всех вариантах ответа валентности неметаллов:

1. HF (I)→ Ch5(IV) → h3O(II) → Nh4(III)

2. Sih5(IV) → Ash4(III) → h3S(II) → HCl(I)

3. HF(I) → h3O(II) → Nh4(III) → Ch5(IV)

4. Sih5(IV) → h3S(II) → Ash4(III) → HCl(I)

Правильный ответ - 3.

 

Задание №2.

В веществах, формулы которых: CrO3, CrCl2, Cr(OH)3, хром проявляет степени окисления, соответственно равные:

1. +6, +2, +3

2. +6, +3, +2

3. +3, +2, +3

4. +3, +2, +6

Объяснение: определим у хрома степени окисления в данных соединениях: +6, +2, +3. Правильный ответ - 1.

 

 

Задание №3. 

Азот проявляет одинаковую степень окисления в каждом из двух веществ, формулы которых:

1. N2O5 и LiNO3

2. Li3N и NO2

3. NO2 и HNO2

4. Nh4 и N2O3

Объяснение: определим степени окисления азота в каждой паре соединений:

1. +5 и +5

2. -3 и +4 

3. +4 и +3

4. -3 и +3

Правильный ответ - 1.

 

Задание №4.

В порядке уменьшения валентности в водородных соединениях элементы расположены в ряду:

1. Si → P → S → Cl

2. F → N → C → O

3. Cl → S → P → Si

4. O → S → Se → Te

Объяснение: напишем соответствующие водородные соединения с соответствующими валентностями для каждого ряда:

1. Sih5(IV) → Ph4(III) → h3S(II) → HCl(I)

2. HF(I) → Nh4(III) → Ch5(IV) → h3O(II)

3. HCl(I) → h3S(II) → Ph4(III) → Sih5(IV)

4. h3O(II) → h3S(II) → h3Se(II) → h3Te(II)

Правильный ответ - 1.

 

Задание №5. 

Отрицательная степень окисления химических элементов численно равна:

1. номеру группы в периодической системе

2. Числу электронов, недостающих до завершения внешнего электронного слоя

3. Числу электронных слоев в атоме

4. Номеру периода, в котором находится элемент в периодической системе

Объяснение: электроны - отрицательные частицы, поэтому отрицательная степень окисления обозначает количество электронов, добранных до завершения уровня. Правильный ответ - 2. 

(соответственно, положительная степень окисления обозначает недостаток электронов)

 

Задание №6.

Валентность хрома равна шести в веществе, формула которого:

1. Cr(OH)3     2. Cr2O3      3. h3CrO4     4. CrO

Объяснение: определим валентность хрома в каждом веществе:

1. Cr(OH)3 - III    2. Cr2O3 - III      3. h3CrO4 - VI     4. CrO - II

Правильный ответ - 3.

 

Задание №7. 

Атомы серы и углерода имеют одинаковую степень окисления в соединениях

1. h3S и Ch5

2. h3SO3 и CO

3. SO2 и h3CO3

4. Na2S и Al3C4

Объяснение: определим в каждой паре степени окисления серы и углерода:

1. +2 и -4

2. +4 и +2

3. +4 и +4

4. -2 и -4

Правильный ответ - 3.

 

Задание №8.

В порядке уменьшения валентности в высших оксидах элементы расположены в ряду:

1. Cl → S → P → Si

2. Si → P → S → Cl

3. N → Si → C → B

4. Na → K → Li → Cs

Объяснение: запишем формулы высших оксидов с соответствующими валентностями для каждого ряда элементов:

1. Cl2О7(VII) → SО3(VI)→ P2О5(V) → SiО2(IV)

Правильный ответ - 1.

 

Задание №9. 

В каком соединении марганец имеет наибольшую степень окисления?

1. KMnO4    2. MnSO4     3. K2MnO4     4. MnO2

Объяснение: определит степень окисления марганца в каждом соединении:

1. KMnO4 - +7   2. MnSO4 - +2     3. K2MnO4 - +6    4. MnO2 - +4

Правильный ответ - 1.

 

 

Задание №10.

Высшую степень окисления углерод имеет в соединении:

1. С алюминием

2. С кальцием

3. С хлором

4. С железом

Объяснение: запишем соответствующие соединения углерода со степенями окисления:

1. Al4C3 (-4)

2. CaC2 (-4)

3. CCl (+4)

4. Fe3C (-2)

Правильный ответ - 3.

 

Автор решения: Лунькова Е.Ю.

 

Задания для самостоятельной работы.

1. Нулевое значение степени окисления имеют все элементы в веществах, формулы которых:

1. SO2, h3S, h3

2. N2, Nh4, HNO3

3. HBr, Br2, NaBr

4. h3, Br, N2

 

2. Вещество, в котором степень окисления фосфора равна -3, имеет формулу:

1. P2O5     2. P2O3     3. PCl3     4. Ca3P2

 

3. Степень окисления железа в соединениях, формулы которых Fe2O3 и Fe(OH)2, соответственно равна:

1. +3 и +3    2. +2 и +2     3. +3 и +2    4. +2 и +3

 

4. В соединениях, формула которого CaCO3, степень окисления углерода равна:

1. +2     2. -4    3. -2    4. +4

 

5. В соединениях, формула которого HClO3, степень окисления хлора равна:

1. +5    2. +3    3. +1    4. +7

 

6. В соединениях, формула которого h4PO4, степень окисления фосфора равна

1. +3    2. +5    3. +2   4. +1

 

7. Валентность углерода в соединениях, формулы которых СН4 и СО2, соответственно равна:

1. II и IV     2. II и II     3. IV и II     4. IV и IV

 

8. В соединении, формула которого Н2О2, степень окисления кислорода равна:

1. -2    2. -1   3. +2    4. +1

 

9. В соединении, формула которого Fe3O4, степень окисления железа равна:

1. +2, +3    2. +2    3. +3    4. +4

 

10. В перечне KClO3, Cl2, HF, KI, F2, CBr4, AgBr, число формул веществ, в которых галогены имеют нулевую степень окисления, равно

1. Одному    2. Двум    3. Трем   4. Четырем

 

Предоставленные задания были взяты из сборника для подготовки к ОГЭ по химии авторов: Корощенко А.С. и Купцовой А.А.

 

 

F2, HCL, SO3, h3CO3, h3S, химия

5-9 класс

Krussia51 18 марта 2015 г., 19:36:51 (6 лет назад) Раиска1702

18 марта 2015 г., 22:19:29 (6 лет назад)

F2 валентность,окисление 0 1)H валентность 1,CL валентность 1,окисление CL -1,Н+1 )      S валентность 3,О3 валентность 2,окисление над О3 ставим -2,а над S +6)           h3-валентность 1,СО3 валентность 2, H+1,С+4,О-2)h3S валентность 2,степень окисления над H +1 а над S -2)

Olga2000egorova

19 марта 2015 г., 1:05:21 (6 лет назад)

Хотя бы первые три

Ответить


Другие вопросы из категории

Seasafge / 16 марта 2015 г., 16:06:17

какие из этих веществ с ионной связью!?

NaBr,Al(OH)3,BaO,MnO2,Ba(OH)2,AgNO3,O3,NO2,CaO,h4PO4,CaC2,F2,HBr.

Читайте также

Mechanik / 21 марта 2015 г., 4:05:50

Укажите валентность и степень окисления атомов в молекуле азота (N2).

Укажите валентность и степень окисления атомов в молекуле водорода (h3).
Укажите валентность и степень окисления атома кислорода в молекуле воды (h3O).
Укажите валентность и степень окисления атома хлора в молекуле хлороводорода (HCl).

P.S. Если не трудно, изобразите пожалуйста структурную (графическую) формулу этих молекул.

1998vk / 26 дек. 2013 г., 16:26:17

1) допишите уравнения реакций,укажите степени окисления элементов и расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Са+О2 ->, N2+h3 ->. 2)

определите степень окисления каждого элемента,расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KCIO3+S -> KCI+SO2. 3) определите пожалуйста степень окисления серы в следующих соединениях: h3SO4, SO2, h3S, SO2, h3SO3. 4 в сторону атомов какого химического элемента смещаются общие электронные пары в молекулах следующих соединений: h3O, HI, PCI3, h4N, h3S, CO2? дайте пожалуйста обоснованный ответ! 5) скажите, изменяются ли степени окисления атомов при образовании воды из водорода и кислорода? 6) напишите уравнения электролитической диссоциации: нитрата меди, соляной кислоты, сульфата алюминия, гидроксида бария, сульфата цинка. 7) пожалуйста напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между растворами: гидроксида лития и азотной кислоты, нитрата меди и гидроксида натрия, карбоната калия и фосфорной кислоты. 8) при взаимодействии растворов каких веществ одним из продуктов реакции является вода? K2CO3 и HCI: Ca(OH)2 и HNO3: NaOH и h3SO4: NaNO3 и h3SO4? напишите пожалуйста уравнения реакций в молекулярной и ионной формулах. 9) какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу при растворении в воде: хлорид алюминия, сульфид калия, хлорид натрия? Напишите уравнения, отвечающие гидролизу.

Вы находитесь на странице вопроса "2) определить валентность и степень окисления элементов в следующих соеденениях: F2, HCL, SO3, h3CO3, h3S", категории "химия". Данный вопрос относится к разделу "5-9" классов. Здесь вы сможете получить ответ, а также обсудить вопрос с посетителями сайта. Автоматический умный поиск поможет найти похожие вопросы в категории "химия". Если ваш вопрос отличается или ответы не подходят, вы можете задать новый вопрос, воспользовавшись кнопкой в верхней части сайта.

Химия 8 класс, муниципальный этап (2 этап), г. Москва, 2017-2018 учебный год

Задания, ответы, критерии оценивания

Общие указания: если в задаче требуются расчёты, они обязательно должныбыть приведены в решении. Ответ, приведённый без расчётов или иногообоснования, не засчитывается.

Решения и система оценивания. В итоговую оценку из 6 задач засчитываются 5 решений, за которые участник набрал наибольшие баллы, то есть одна из задач с наименьшим баллом не учитывается.

Содержание

  1. Задание 1. «Хорошо растворимый газ»
  2. Задание 2. «Неполные уравнения»
  3. Задание 3. «Горение во фторе»
  4. Задание 4. «Хлористый этил»
  5. Задание 5. «Гидразин – формулы и свойства»
  6. Задание 6. «Простой эксперимент»

Задание 1. «Хорошо растворимый газ»

Содержание ↑

В воде растворили неизвестный газ и получили раствор с массовой долей вещества 40 %. В этом растворе на две молекулы газа приходится 5 молекул воды. Установите относительную молекулярную массу газа и определите его формулу, если известно, что он состоит из атомов водорода, кислорода и ещё одного элемента.

Решение

Обозначим молекулярную массу газа Mr и составим пропорцию:

5 молекул H2O – 90 а. е. м – 60 %

2 молекулы газа – 2Mr а. е. м. – 40 %.

Mr = 40⋅90 / (2⋅60) = 30.

В состав молекулы газа входит не более одного атома кислорода (16 а. е. м.), тогда на водород и другой элемент приходится 14 а. е. м., это может быть только CH2.

Формула газа – CH2O.

Критерии оценивания

  1. Молекулярная масса газа – 6 баллов.
  2. Молекулярная формула – 4 балла.

Засчитывать только те ответы, в которых приведены расчеты молекулярноймассы газа.

За ответ, в котором написана только формула CH2O и не приведены расчеты, ставить 0 (ноль).

Итого 10 баллов.

Задание 2. «Неполные уравнения»

Содержание ↑

Восстановите пропуски в уравнениях реакций, не изменяя коэффициентов:

а) SiH4 + 2… = SiO2 + 2H2O

б) 4H2O2 + … = PbSO4 + 4H2O

в) 2Pb3O4 = 6PbO + …

г) P4 + 10… = 4PCl5

д) Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + …

 

Решение

а) SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

б) 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O

в) 2Pb3O4 = 6PbO + O2

г) P4 + 10Cl2 = 4PCl5

д) Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O

Критерии оценивания

Каждое уравнение – по 2 балла.

Итого 10 баллов.

 

Задание 3. «Горение во фторе»

Содержание ↑

Одно из самых активных химических веществ – газообразный фтор, F2. В нём горит даже вода, а многие другие простые и сложные вещества сгорают уже при комнатной температуре. При этом в большинстве реакций продуктами являются только фториды – соединения, в которых фтор имеет валентность I,а остальные элементы проявляют типичные для них валентности. Составьте уравнения сгорания во фторе следующих веществ:

  • а) водорода,
  • б) углерода,
  • в) воды,
  • г) метана CH4,
  • д) аммиака NH3.

 

Решение

а) H2 + F2 = 2HF

б) C + 2F2 = CF4

в) H2O + 2F2 = 2HF + OF2

г) CH4 + 4F2 = CF4 + 4HF

д) NH3 + 3F2 = NF3 + 3HF

Критерии оценивания

Каждое уравнение – по 2 балла (1 балл, если правильные продукты, но не уравнено).

Итого 10 баллов.

 

Задание 4. «Хлористый этил»

Содержание ↑

В состав некоторых органических веществ, помимо углерода, входят хлор иводород.

  1. Изобразите структурную формулу вещества состава С2H5Cl (хлористый этил), зная, что углерод имеет валентность IV, а водород и хлор – валентность I.Обозначьте связи между атомами черточками.
  2. Хлористый этил горит красивым жёлтым пламенем. Запишите уравнение реакции горения, если известно, что при этом образуются углекислый газ, вода и хлороводород.
  3. Изобразите структурные формулы всех продуктов реакции горения.

 

Решение

1. 

2. C2H5Cl + 3O2 = 2CO2 + HCl + 2H2O

3.

 

Критерии оценивания

  1. За правильную формулу – 3 балла.
  2. За уравнение реакции – 4 балла.
  3. По 1 баллу за каждую структурную формулу, всего – 3 балла.

Итого 10 баллов.

 

Задание 5. «Гидразин – формулы и свойства»

Содержание ↑

Сложное вещество гидразин, в молекуле которого на один атом азота приходится два атома водорода, представляет собой горючую жидкость,неограниченно смешивающуюся с водой.

  1. Составьте молекулярную и структурную формулы этого вещества, зная,что азот в нём имеет такую же валентность, как и в аммиаке.
  2. Запишите уравнение реакции горения гидразина на воздухе, зная, чтов продуктах реакции есть одно простое вещество.
  3. При горении гидразина в оксиде азота(IV) образуются те же продукты,что и при горении на воздухе. Запишите уравнение реакции.
  4. С хлороводородом гидразин вступает в реакцию соединения. Составьте уравнение реакции, если известно, что её продукт содержит равное число атомов азота и хлора.

 

Решение и критерии оценивания

  1. Вещество, о котором идёт речь, имеет молекулярную формулу N2H4 (2 балла). Чтобы её составить, достаточно знать, что атом азота трёхвалентен.

Структурная формула:

 2 балла

Уравнения реакций:

  1. N2H4 + O2 = N2 + 2H2O 2 балла
  2. 2N2H4 + 2NO2 = 3N2 + 4H2O 2 балла
  3. N2H4 + 2HCl = N2H6Cl22 балла

Итого 10 баллов.

 

Задание 6. «Простой эксперимент»

Содержание ↑

В пробирку поместили порошкообразное вещество М зелёного цвета (см. рис. 1), состав которого можно выразить формулой Cu2(OH)2CO3, и нагрели. В результате реакции получили твёрдое вещество X чёрного цвета. На стенках пробирки сконденсировались капли бесцветной прозрачной жидкости Y. Выделился бесцветный газ Z, который пропустили в стакан с известковой водой, при этом наблюдали её помутнение.

Затем порошок вещества X перенесли в трубку и нагрели в токе водорода (см. рис. 2). В результате реакции вещество X превратилось в металл красного цвета. На стенках трубки снова сконденсировались капли бесцветной прозрачной жидкости Y.

Рисунок 1
Рисунок 2

Определите вещества X, Y и Z, которые образовались при разложении Cu2(OH)2CO3. Приведите соответствующее уравнение реакции.

Проводя данную реакцию, пробирку с исходным веществом закрепляют с небольшим наклоном в сторону отверстия (см. рис. 1). С какой целью это делают?

Какая реакция протекала при пропускании водорода над нагретым порошком X? Составьте уравнение данной реакции.

Как можно металлический порошок красного цвета, полученный во втором опыте, снова превратить в вещество X? Напишите соответствующее уравнение реакции.

 

Решение и критерии оценивания

  1. X — CuO; Y — H2O; Z — CO2. По 1 баллу за каждое вещество

Cu2(OH)2CO3 2CuO + H2O + CO22 балла

  1. Одним из продуктов разложения М является вода, пары которой конденсируются на внутренних стенках пробирки. Из-за небольшого наклона в сторону отверстия капли конденсата оттекают от зоны реакции, где стекло сильно нагрето. В противном случае капли воды попадут на нагретое стекло и пробирка лопнет. 2 балла
  2. H2 + CuO  Cu + H2O 2 балла
  3. Порошок красного цвета – металлическая медь. Для её превращения в оксидследует провести реакцию с кислородом:

2Cu + O2 = 2CuO 1 балл

Итого 10 баллов.

Содержание ↑

Химические свойства галогенов | Дистанционные уроки

30-Окт-2012 | комментариев 6 | Лолита Окольнова

 

или подгруппа фтора

 

Фтор, хлор, бром, йод и астат 

 

Общее электронное строение:

 

nS2 np5

 

 

И, как всегда, все не так просто, как хотелось бы…

 

Как уже было замечено в предыдущих лекциях (подгруппа кислорода) у первого элемента — F (фтора) все соответствует общей формуле — на внешнем уровне 7 электронов. А вот у хлора (Cl)  — элемента 3-го периода появляется свободная d-орбиталь и возможность распаривать на нее электроны.

 

Благодаря этой возможности — распаривать электроны p-подуровня на d-подуровень, для всех элементов кроме фтора (!!!) возможны степени окисления +1, +3, +5 и +7.

Итак, выводы:

  1. Валентность элементов:
    • валентность фтора = 1,
    • валентность хлора и остальных галогенов — 1,3,5 и 7
  2. Степени окисления: 
    • степень окисления фтора = -1 — типичный неметалл, самый сильный неметалл — просто КОРОЛЬ неметаллов — самый верхний в группе и самый левый в периоде.;
    • степень окисления хлора и остальных  галогенов = -1 (минимальная степень окисления), +1 , +3, +5 и +7 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. элементы будут проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
  3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
  4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

 

Физические свойства галогенов

 

  • Фтор — F2 — светло-желтый газ;
  • Хлор Cl2 — желто-зеленый газ;
  • Бром — Br2 — бурая жидкость;
  • Йод — J2 — темно-фиолетовые кристаллы, металлический блеск.

 

Химические свойства галогенов

 

Фтор — самый активный неметалл, нет веществ, с которыми он не вступал бы в реакции, он НИКОГДА не проявляет положительные степени окисления. Это КОРОЛЬ неметаллов.

1. Взаимодействие с водородом

F2 + h3 = 2HF  — плавиковая кислота

 

 2. Взаимодействие с металлами:

 

F2 + 2Li = 2LiF   — фторид лития (галогениды)

 

3. Взаимодействие с неметаллами:

 

F2 + O2 = OF2 (кислород здесь проявляет с.о. +2)

 

4.Окислительный свойства:

 

Сl2 + h3S = S + 2HCl

5. Взаимодействие с водой: 

 

раствор HF — плавиковая кислота
Cl2 + H2O  ↔  HCl + HClO  — оксокислоты хлора

 

Не смотря на то, что эти реакции написаны для фтора и хлора, естественно, они применимы и к брому, и к йоду (кроме взаимодействия с кислородом — там придется элементы поменять местами).

 

Как и во всех других группах, химические свойства соединений галогенов подчиняются законам периодичности:

 

  • сверху вниз в подгруппе восстановительные свойства усиливаются.
  • сила кислот сверху вниз увеличивается
  • с увеличением степени окисления элемента в оксосоединениях усиливаются окислительные свойства.

 

Отдельно мы разберем Кислоты хлора — их немало, и их названия, а тем более называния солей, желательно знать наизусть

[TESTME 34]

Категории: |

Обсуждение: "Химические свойства галогенов"

(Правила комментирования)

Периодическая система химических элементов

Дидактический материал

Тренировочные тесты ЕГЭ по химии

 

 

Закономерности изменения свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам. Общая характеристика металлов IA-IIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Характеристика переходных элементов: меди, цинка, хрома, железа — по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Общая характеристика неметаллов VIA-VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.

 

1. В ряду          Na -->Mg -->Al -->Si

1) увеличивается число энергетических уровней в атомах

2) усиливаются металлические свойства элементов

3) уменьшается высшая степень окисления элементов

4) ослабевают металлические свойства элементов

2. У   элементов   подгруппы   углерода   с   увеличением   атомного   номера уменьшается

1) атомный радиус

2) заряд ядра атома

3) число валентных электронов в атомах

4) электроотрицательность

3. В ряду элементов        азот - кислород - фтор возрастает

1) валентность по водороду

2) число энергетических уровней

3) число внешних электронов

4) число неспаренных электронов

4. В ряду химических элементов бор - углерод - азот возрастает

1) способность атома отдавать электроны

2) высшая степень окисления

3) низшая степень окисления

4) радиус атома

5. Какой элемент имеет более выраженные неметаллические свойства, чем кремний?

1) углерод           2) германий       3) алюминий         4) бор

 

6. С ростом заряда ядра атомов кислотные свойства оксидов в ряду

N2O5 --> P2O5 --> As2O5 -->  Sb2O5

1) ослабевают

2) усиливаются

3) не изменяются

4) изменяются периодически

7. В порядке возрастания неметаллических свойств элементы расположены в ряду:

1) O,N,C,B

2) Cl,S,P,Si

3) C,Si,Ge,Sn

4) B,C,O,F

8. В порядке усиления металлических свойств элементы расположены в ряду:

1) А1,Са,К         2) Ca.Ga.Fe       3) K,Al,Mg        4) Li,Be,Mg

9. В каком ряду элементы расположены в порядке возрастания их атомного радиуса?

1) Si,P, S.C1

2) O,S,Se,Te

3) At,I,Br,Cl

4) Mg,Al,Si, P

10. Какой     элемент    образует     газообразное     водородное     соединен соответствующее общей формуле RH2?

1) бор         2) калий              3) сера               4) хром

 

11.  В    главных   подгруппах   периодической   системы   восстановительная способность атомов химических элементов растет с

1) уменьшением радиуса атомов

2) увеличением числа энергетических уровней в атомах

3) уменьшением числа протонов в ядрах атомов

4) увеличением числа валентных электронов

12. В какой группе периодической системы находится элемент Э, входящий в состав кислоты НЭО4?

1) IV                   2) V                    3) VI                  4) VII

 

13. В ряду оксидов SiO2 - Р2О5 - SO2 - Cl2O7 кислотные свойства

1)   возрастают

2)  убывают

3)  не изменяются

4) сначала уменьшаются, потом увеличиваются

 

14. В   каком   ряду   простые   вещества  расположены   в   порядке   усиления металлических свойств?

1)   Mg, Ca, Ва

2)   Na, Mg, A1

3)   K,Ca,Fe

4) Sc, Ca, Mg

 

15. По периоду слева направо уменьшается(-ются)

1)  атомный радиус элементов

2)   число валентных электронов в атомах

3)   электроотрицательность элементов

4) кислотные свойства гидроксидов

 

16. В   порядке  увеличения  электроотрицательности  химические  элементы расположены в раду:

1) С, N, О              2) Si.Al.Mg          3) Mg,Ca, Ва         4) Р, S, Si

 

17. Химический элемент расположен в IV периоде, IA группе. Распределению электронов в атоме этого элемента соответствует ряд чисел:

1)  2,8,8,2

2)  2, 8, 18, 1

3)  2, 8, 8, 1

4) 2,8, 18,2

 

18. Электроотрицательность химических элементов с возрастанием  заряда ядра атома

1)  увеличивается и в периодах, и в группах

2)  уменьшается и в периодах, и в группах

3)  увеличивается в периодах, а в группах уменьшается

4) уменьшается в периодах, а в группах увеличивается

 

19. В каком ряду химические элементы расположены в порядке возрастания их атомного радиуса?

1)  Rb,K,Na,Li

2)  Na,Mg,Al, S

3)  F, Cl, Br, I

4) C,N, О, F

 

20. Среди элементов третьего периода наименьший атомный радиус имеет

1)  натрий

2)   алюминий

3)   фосфор

4) сера

 

21. В    главных   подгруппах   периодической    системы   восстановительная способность атомов химических элементов растет с

1)  уменьшением радиуса атомов

2)  увеличением числа энергетических уровней в атомах

3)  уменьшением числа протонов в ядрах атомов

4) увеличением числа валентных электронов

 

22. По периоду слева направо уменьшается

1)  число валентных электронов в атомах

2)  атомный радиус элементов

3)  электроотрицательность элементов

4)  кислотность гидроксидов элементов

 

23. Наиболее сильное основание образует

1) цезий                 2)  натрий               3} литий                4)  цинк

 

24. Оксид с наиболее выраженными кислотными свойствами образует

1) кремний             2) фосфор              3)  сера                   4) хлор

 

25. Наиболее сильное основание образует

1) магний              2) стронций           3) барий                4) кадмий

 

26. Кислотный характер наиболее выражен у высшего оксида, образованного элементом:

1) Sn                      2)  А1                      3)  С                       4)  S

 

27. Кислотный характер наиболее выражен у высшего оксида, образованного

1) бериллием         2) бором                3) фосфором          4)  кремнием

 

28. Сила бескислородных кислот неметаллов VIIА группы соответственно возрастанию заряда ядра атомов элементов

1)

увеличивается

2)

уменьшается

3)

не изменяется

4)

изменяется периодически

 

 

29. Одинаковое значение валентности в водородном соединении и высшем оксиде имеет элемент

 

1)

хлор

2)

германий

3)

мышьяк

4)

селен

 

30. Кислотные свойства оксидов в ряду     SiO2 --> P2O5 -->SО3

 

1) ослабевают

2) усиливаются

3) не изменяются

4) изменяются периодически

 

31. Газообразные водородные соединения состава ЭН3 образуют

1) Be, Ca, Sr           2) P, As, Sb             3) Ga, Al, B         4) Te, S, Sc

 

32. В ряду элементов

Cl ® S ® P ® Si

1) уменьшается число электронных слоев в атомах

2) увеличивается число внешних электронов в а томах

3) возрастают радиусы атомов

4) усиливаются неметаллические свойства

 

33. Неметаллические свойства наиболее выражены у

1) серы            2) кислорода     3) кремния      4) фосфора    

 

34. Наибольший радиус имеет атом

1) олова                 2} кремния             3) свинца               4) углерода

 

35. В ряду химических элементов

Li -->Be --> B --> C

1)   увеличивается число валентных электронов в атомах

2)   уменьшается число электронных слоев а атомах

3)  уменьшается число протонов в ядрах атомов

4)   увеличиваются радиусы атомов

 

36.Наибольший радиус имеет атом

1) брома                 2) мышьяка          3) бария                 4) олова

 

37.Электронную конфигурацию 1s22s263.s2Зр63d1 имеет ион

1) Са2+                    2) А13+                     3) K+                      4) Sc2+

 

38. Какую электронную конфигурацию имеет атом наиболее активного металла?

 

1)

1s22s22p1

2)

1s22s22p63s1

3)

1s22s2

4)

1s22s22p63s23p1

 

39. В    порядке    увеличения    восстановительной    способности    металлы расположены в ряду:

1) K,Al,Cr,Sn

2) Sn,Cr,Al,Zn
 3) Sn,Ca,Al,K

4) Au,Al,Ca,Li

 

40. В ряду элементов:      натрий -->магний -->алюминий

возрастает их

1) атомный радиус

2) восстановительная способность

3) химическая активность

4) электроотрицательность

 

41. У магния металлические свойства выражены

1) слабее, чем у бериллия

2) сильнее, чем у алюминия

3) сильнее, чем у кальция

4) сильнее, чем у натрия

 

42. В порядке уменьшения восстановительных свойств металлы расположены в ряду:

1) Al,Zn,Fe

2) Al,Na,K
3) Fе,Zn,Mg
4) Fe,Zn,Al

 

43. Наибольший радиус имеет атом

1) лития               2) натрия            3) кальция          4) калия

44. У элементов II А группы сверху вниз

1) уменьшаются радиусы атомов,

2) увеличивается число валентных электронов в атоме

3) увеличиваются радиусы атомов

4) уменьшается число валентных электронов в атоме

 

45. Сила оснований возрастает в ряду:

1) Ве(ОН)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2

2) Ва(ОН)2, Са(ОН)2, Ве(ОН)2

3) Са(ОН)2, Mg(OH)2, Ве(ОН)2
 
4) Sr(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2

46. У элементов I А группы сверху вниз

1) усиливаются окислительные свойства

2) ослабевают восстановительные свойства

3) увеличиваются радиусы атомов

4) уменьшаются радиусы атомов

 

47. Валентные электроны наиболее легко отдают атомы

1) алюминия        2) натрия         3) бериллия     4) магния

 

48. Восстановительные свойства наиболее выражены у

1) алюминия   2) магния        3) натрия         4) калия

 

49. Основные свойства веществ ослабевают в ряду:

1)   NaОН --> КОН -->RbOH

2)   А1(ОН)3 -->Mg(OH)2 --> NaOH

3)   Са(ОН)2 --> Mg(OH)2 -->Be(OH)2

4)  В(ОН)3 -->Ве(ОН)2 --> LiOH

 

50. Верны ли следующие суждения?

А.  И хром, и железо образуют устойчивые оксиды в степени окисления +3.

Б.  Оксид хрома (III) является амфотерным.

1)  верно только А

2)  верно только Б

3)  верны оба суждения

4)  оба суждения неверны

 

51. Верны ли следующие суждения?

А. Только s-элементы содержит IA группа.

Б. Все элементы IA группы взаимодействуют с водой при комнатной температуре.

1)  верно только А

2)  верно только Б

3)  верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

52. Оксид хрома (VI) является

1) основным

2) кислотным

3)   амфотерным

4) несолеобразующим

 

53. Только основные свойства проявляет

1) Сr2O3                 2) Сr(ОН)2            3) СrO3              4) Сr(ОН)3

 

54. Сильные окислительные свойства характерны для

1)   оксида меди (I)

2)   оксида железа (II)

3)   оксида хрома (III)

4) оксида хрома (VI)

 

55. Верны ли следующие суждения об оксидах железа?

А.  Степень окисления железа в высшем оксиде равна   + 3.

Б.  Высший оксид железа относится к основным оксидам.

1)   верно только А

2)   верно только Б

3)  верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

56.  В ряду оксидов

CrO - Сr2О3 - СrОз

происходит

1) уменьшение степени окисления хрома

2) усиление восстановительных свойств

3) увеличение массовой доли хрома

4) усиление кислотных свойств

 

57. Оцените справедливость суждений о металлах:

 

А. Чем сильнее атом удерживает валентные электроны, тем ярче

выражены металлические свойства элемента.

Б. Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, тем

более основный характер имеет его гидроксид.

 

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

58. Оцените справедливость суждений о металлах:

 

А. Для атомов металлов характерно малое число валентных

электронов и слабое их притяжение к ядру.

Б. Чем выше степень окисления металла в его гидроксиде, тем

более основными свойствами обладает гидроксид.

 

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

59. Оцените справедливость суждений о металлах:

А. Атомы металла могут образовывать только ионные связи.

Б. Оксиды и гидроксиды металлов всегда имеют основный

характер.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

60. Верны ли следующие суждения о неметаллах?

А. В периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева все неметаллы располагаются в главных подгруппах.

Б.  Все неметаллы являются р-элементами.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

61. У атомов химических элементов, расположенных в ряду:       P-S-C1, увеличивается

1) радиус

2) окислительная способность

3) восстановительная способность

4) число неспаренных электронов

 

62. Соединения состава NaHЭO3 и NaHЭO4 может образовать

1) углерод              2) сера                3) хлор                4) фосфор

63. Наиболее сильными кислотными свойствами обладает

1) НС1О4              2) H2SO3              3) Н3РО4               4) H2SiО3

64 Соединения состава КЭО2 и КЭО3 образует элемент

1) азот                2) фосфор         3) сера               4) марганец

65. Способность   атомов   химических   элементов   принимать   электроны усиливается в ряду:

1)F -->O -->N

2) N -->F -->О

3) N -->O -->F

4) O -->N -->F

66. Степени окисления хлора, брома и йода в высших оксидах и водородных соединениях соответственно равны:

1)+1и-1            2)+7и-1         3)+7и-7         4)+5и-1

 

67. Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства при взаимодействии с

1)   водородом и железом

2)  углеродом и цинком

3)   хлором и фтором

4) натрием и кислородом

 

68. В ряду:                           Si -->Р --> S --> С1

электроотрицательность элементов

1)   увеличивается

2)   уменьшается

3)   не изменяется

4) сначала уменьшается, потом увеличивается

 

69. В ряду элементов мышьяк -->селен --> бром возрастает

1)   атомный радиус

2)   число неспаренных электронов в атоме

3) число электронных слоев в атоме

4) электроотрицательность

 

70. Водородное соединение состава Н2Э2 образует

1)   углерод

2)   кремний

3)   бор

4) азот

 

71. Высшему гидроксиду элемента VIIA группы соответствует формула

1) Н2ЭО3                2) Н2ЭО4                3) НЭО3                 4) НЭО4

 

72. Фосфор проявляет окислительные свойства при реакции с

1) кальцием           2) серой                3) хлором              4) кислородом

 

73. При взаимодействии высшего оксида хлора с водой образуется кислота

1) НС1O                 2) НС1O2                3) НСlO3                4) HClO4

 

74. Характерными степенями окисления хлора в его соединениях являются:

1)   -1,  +1, +3, +5, +7

2)   - 2,  +4,  +6, +8

3)   -3,  +3,  +5

4)   -1,  +2,  +5

 

75. Кислотные свойства наиболее выражены у высшего гидроксида

1) азота

2) фосфора

3) мышьяка

4) сурьмы

 

76. Только восстановительные свойства азот проявляет в соединении

1) N2

2) NНз

3) NО2

4) НNОз

 

 

77. Верны   ли   следующие   суждения   о   свойствах   соединений   элемента, электронная конфигурация атома которого 1s22s22p6 3s2 Зр1 ?

А. Этот элемент образует гидроксид с ярко выраженными кислотными свойствами.

Б. Степень окисления этого элемента в высшем гидроксиде равна  (+ 4).

1)  верно только А

2)   верно только Б

3)   верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

78. Верны ли следующие суждения о соединениях натрия и бериллия?

А. Оксид натрия проявляет основные свойства

Б. Гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства

1)  верно только А

2)   верно только Б

3)   верны оба суждения

4) оба суждения неверны

 

 

Ответы 1-4, 2-4, 3-3, 4-2, 5-1, 6-1, 7-4, 8-1, 9-2, 10-3, 11-2, 12-4, 13-1, 14-1, 15-1, 16-1, 17-3, 18-3, 19-3, 20-4, 21-2, 22-2, 23-1, 24-4, 25-3, 26-4, 27-3, 28-1, 29-2, 30-2, 31-2, 32-3, 33-2, 34-3, 35-1, 36-3, 37-4, 38-2, 39-4, 40-4, 41-2, 42-1, 43-4, 44-3, 45-1, 46-3, 47-2, 48-4, 49-3, 50-3, 51-1, 52-2, 53-2, 54-4, 55-1, 56-4, 57-2, 58-1, 59-4, 60-1, 61-2, 62-2, 63-1,64-1, 65-3, 66-2, 67-4, 68-1, 69-4, 70-1, 71-4, 72-1, 73-4, 74-1, 74-3, 76-2, 77-4, 78-3

F2 Структура Льюиса, молекулярная геометрия, гибридизация, полярность и MO-диаграмма

Фтор с химической формулой F2 представляет собой двухатомный газ бледно-желтого цвета с резким запахом. F2 имеет молекулярную массу 37,997 г / моль. Его температура кипения составляет -188 ° C, а температура плавления -219,67 ° C.

Ядовито по своей природе; он может вызвать химические ожоги кожи и быть смертельным при вдыхании. Он очень реактивен, способен вызывать коррозию металлов и нестабилен при высоких температурах.

В промышленности F2 получают путем электролиза расплавленного бифторида калия (KHF2) при высоких температурах; Газообразный фтор выделяется на аноде, тогда как газообразный водород выделяется на катоде.

Фтор в основном используется для получения фторида урана, необходимого для ядерного топливного цикла. Он также используется для получения фторидов, таких как SF6, ClF3 и CoF3.

F2 Структура Льюиса

Теория химической связи Льюиса помогает нам визуализировать расположение атомов - как они связаны или связаны - в молекулах.

Валентные электроны в каждом атоме - это те, которые участвуют в связывании, и, следовательно, они единственные, отображаемые в структурах Льюиса. Однако следует отметить, что эта теория об электронной структуре довольно примитивна и весьма ограничена.

В типичной структуре Льюиса каждый валентный электрон представлен точкой, а ковалентная связь между двумя атомами (образованная в результате совместного использования двух электронов) представлена ​​линией.

Некоторые атомы стремятся искать восемь электронов в своей валентной оболочке посредством химической связи; это называется правилом октетов и отражается в структуре Льюиса молекулы.

Водород, однако, является исключением; он ищет дуплет, а не октет, потому что он имеет только один электрон в своей K-оболочке и, следовательно, ему нужен только еще один, чтобы достичь максимальной емкости K-оболочки.

Благородные газы уже полностью заполнены оболочкой валанса, поэтому им не нужно связываться / реагировать с другими атомами / молекулами. Именно поэтому их называют «благородными».

Давайте посмотрим на химическую связь, представленную структурой Льюиса в F2.

Шаг 1 .Начните с вычисления количества валентных электронов в каждом атоме F2 и посмотрите, сколько еще электронов нужно каждому атому фтора для образования октета.

Атомный номер фтора 9; следовательно, он имеет 9 электронов в нейтральной атомной форме. В его K-оболочке 2 электрона, а в L-оболочке - 7 электронов. Таким образом, каждый атом фтора имеет 7 валентных электронов. Для получения октета каждому атому нужен еще один электрон.

Шаг 2 . Случай с фтором действительно один из самых простых.Нет никакой ракетной науки, чтобы определить, что оба атома фтора могут иметь одну пару электронов и быть счастливы и удовлетворены достигнутыми своими индивидуальными октетами!

Три неподеленные пары электронов на каждом атоме фтора называются неподеленными парами.

Шаг 3 . Теперь давайте построим скелет молекулы F2 на основе информации, представленной на шаге 2. Оба атома фтора имеют одну пару электронов и, следовательно, имеют одну ковалентную связь между собой.

Вы знаете, сколько энергии потребуется, чтобы разорвать эту связь? Это 157 кДж / моль.

Это примерно половина энергии, необходимой для разрыва одинарной углерод-углеродной связи. Эта низкая энергия связи фтора объясняет его реакционную способность.

В любом случае, вернемся к основной теме статьи! Молекула фтора нейтральна, т. Е. На ней нет заряда. Фактически, каждый атом фтора имеет формальный заряд 0. В любом случае, для вашей информации, вы можете обратиться к формуле официальной оплаты, приведенной ниже.

Формальный заряд (FC) = валентные электроны - 0,5 * связывающие электроны - несвязывающие электроны

Гибридизация в F2

Когда валентные орбитали двух атомов в молекуле перекрываются, разделяя пару электронов, считается, что между двумя атомами образуется химическая связь.

Давайте посмотрим на электронную конфигурацию основного состояния атома (ов) фтора в F2 в терминах орбиталей.

F: 1s22s22px22py22pz1

В атоме фтора валентные орбитали - 2s, 2px, 2py и 2pz - гибридизуются вместе с образованием четырех идентичных sp3-орбиталей, каждая из которых имеет одинаковую энергию.

Три из этих гибридных орбиталей полностью заполнены (с двумя электронами в каждой), а четвертая заполнена наполовину (т.е. имеет один электрон) и, таким образом, может принять еще один.

Этот требуемый электрон исходит с наполовину заполненной гибридной sp3-орбитали от второго атома фтора. Это приводит к образованию одинарной связи (также называемой сигма-связью) между наполовину заполненными гибридными sp3-орбиталями двух атомов фтора. Уже полностью заполненные гибридные sp3-орбитали на каждом атоме представляют собой неподеленные пары.

Другой способ определить гибридизацию центрального атома - использовать следующую формулу.

Стерическое число = количество сигма-связей + количество неподеленных пар

Стерический номер Тип гибридизации
2 sp
3 sp2
4 sp3
5 sp3d
6 sp3d2

Для F2 стерическое число = 1 + 3 = 4, что соответствует sp3 .

F2 Молекулярная геометрия

Теория отталкивания электронных пар валентных оболочек (VSEPR) является предпочтительным выбором, когда дело доходит до определения геометрии молекулы.

Согласно этому, составляющие атомы в молекуле располагаются таким образом, чтобы отталкивание, возникающее от электронов валентной оболочки на всех атомах, было минимальным.

Применение этой теории к молекуле зависит от стехиометрии, числа пар связей и числа неподеленных пар на центральном атоме.В таблице ниже перечислены различные молекулярные стехиометрии и геометрические формы молекулы на основе VSEPR.

Вместо того, чтобы следовать сводам правил, давайте применим наш здравый смысл к настоящему случаю F2. Есть только два атома, поэтому для двух атомов практически есть только один выбор, чтобы расположиться в трех измерениях - линейно, независимо от того, сколько пар связей и неподеленных пар существует.

Таким образом, F2 - линейная молекула!

Схема молекулярных орбиталей F2 (МО)

Согласно теории молекулярных орбиталей (МО), все составляющие атомы в молекуле участвуют в образовании молекулярных орбиталей.Эти МО представляют собой линейную комбинацию атомных орбиталей. Таким образом, электроны в молекуле индивидуально отнесены не к атомным орбиталям, а к молекулярным орбиталям.

Давайте посмотрим на диаграмму МО для F2. 2s-орбитали обоих атомов F смешиваются, образуя связывающую орбиталь с низкой энергией и орбиталь с высокой энергией, разрывающую связь (как показано ниже).

2pz-орбитали смешиваются друг с другом (через перекрытие), образуя одну связывающую орбиталь (сигма) и одну антисвязывающую орбиталь (сигма *).Орбитали 2px и 2py на обоих атомах F смешиваются вместе (через боковое перекрытие), образуя две связывающие пи-орбитали и две антисвязывающие пи * -орбитали.

Формы сигма- и пи-орбиталей различаются, как и формы сигма * и пи *, из-за разницы в способах перекрытия составляющих атомных орбиталей.

Обратите внимание, что 8 атомных орбиталей смешиваются, образуя 8 молекулярных орбиталей. Здесь четырнадцать электронов заполняются на молекулярных орбиталях, начиная с наименее энергичной.

Как показано, единственная, разрыхляющая орбиталь с самой высокой энергией остается незанятой. Мы уже видели выше в структуре Льюиса, что существует одинарная сигма-связь между двумя атомами F.

Теперь, исходя из теории МО, давайте вычислим порядок связи в молекуле F2, используя следующую формулу.

Порядок связи (BO) = 0,5 * (количество электронов на связывающих орбиталях - количество электронов на разрыхляющих орбиталях)

Для молекулы фтора BO = 0,5 (8-6) = 1.

Случай F2 прост из-за симметрии и двухатомности молекулы.

В более сложных молекулах (многоатомных и асимметричных) степень смешения и, следовательно, вклад отдельных атомных орбиталей в формирование конкретной молекулярной орбитали зависит от относительного энергетического выравнивания атомных орбиталей.

F2 Полярность

Как вы могли заметить, молекула F2 симметрична, потому что оба составляющих атома принадлежат одному и тому же элементу F, и, таким образом, нет никакой разницы в электроотрицательности двух составляющих атомов, что делает F2 неполярным.

Это означает, что дипольный момент связи F ― F равен нулю! В результате вся молекула F2 неполярна по своей природе.

Заключение

Обзор, представленный в этой статье, помогает получить общее представление о структуре F2 посредством химической связи.

Фактически, можно экстраполировать информацию, представленную в этой статье, чтобы понять химические связи в других галогенных соединениях - Cl2, Br2 и I2.

Теория валентной связи | Химия для неосновных

Цели обучения

  • Определите теорию валентных связей.
  • Опишите, как использовать теорию валентных связей для объяснения аспектов ковалентных связей.

Что будет дальше?

Мы увидели, что старая идея о соединении атомов, которую так любил Демокрит, просто не работает. У электронов нет маленьких крючков, но они являются основой для соединения атомов в молекулы.Вы научились писать структуры электронно-точечных структур Льюиса для молекул и предсказывать их форму с помощью теории VSEPR. Теперь пришло время применить эти способности, чтобы понять, как электроны ведут себя на своих атомных орбиталях при образовании ковалентной связи.

Теория валентной связи

Вы узнали, что ковалентная связь образуется, когда электронные облака двух атомов перекрываются друг с другом. В простой молекуле H 2 одиночный электрон в каждом атоме притягивается к ядру другого атома в молекуле, когда атомы сближаются.В конечном итоге достигается оптимальное расстояние, равное длине связи, и потенциальная энергия достигает минимума. Между двумя атомами водорода образовалась стабильная одинарная ковалентная связь. Другие ковалентные связи образуются таким же образом, как неспаренные электроны двух атомов «совпадают», образуя связь. В атоме фтора на одной из орбиталей 2p находится неспаренный электрон. Когда образуется молекула F 2 , орбитали 2p от каждого из двух атомов перекрываются, образуя ковалентную связь F-F.Перекрывающиеся орбитали не обязательно должны быть одного типа. В молекуле HF орбиталь 1s атома водорода перекрывается с орбиталью 2p атома фтора (см. Рисунок ниже).

Рисунок 1. Молекула фтороводорода (HF).

По сути, любая ковалентная связь возникает в результате перекрытия атомных орбиталей. Эта идея составляет основу квантово-механической теории, называемой теорией валентной связи (VB). В теории валентной связи предполагается, что электроны в молекуле занимают атомные орбитали отдельных атомов, и связь возникает в результате перекрытия этих орбиталей.

Сводка

  • Электроны занимают атомные орбитали.
  • Ковалентные связи возникают в результате перекрытия атомных орбиталей.

Практика

Просмотрите презентацию по ссылке ниже и пройдите викторины.

http://www.kentchemistry.com/links/bonding/bondingflash.htm

Обзор

  1. Где электроны согласно теории валентных связей?
  2. Как образуются ковалентные связи?
  3. Должны ли орбитали двух электронов, участвующих в связи, быть одинаковыми?

Глоссарий

  • теория валентной связи: Предполагается, что электроны в молекуле занимают атомные орбитали отдельных атомов, и связь возникает в результате перекрытия этих орбиталей.
Показать ссылки

Список литературы

  1. Фонд СК-12 - Джоди Со.
  2. Фонд CK-12 - Jodi So. Фундамент СК-12.

Сколько валентных электронов у F2? - AnswersToAll

Сколько валентных электронов у F2?

14

Каков порядок облигаций F2 -?

1

Что такое точечная диаграмма Льюиса для F2?

Точечная структура Льюиса определяется как структура, которая представляет количество валентных электронов вокруг атомов.Электроны представлены точками. Фтору требуется 1 электрон для завершения своего октета. Когда соединяется другой фтор, они разделяют по 1 электрону каждый, образуя одинарную связь.

Сколько валентных электронов в группе 18?

Число валентных электронов

Группа периодической таблицы Валентные электроны
Группа 15 (V) (пниктогены) 5
Группа 16 (VI) (халькогены) 6
Группа 17 (VII) (галогены) 7
Группа 18 (VIII или 0) (благородные газы) 8 **

Почему элементы в группе 1 и 7 имеют одинаковую валентность?

(1) Валентность элемента определяется числом валентных электронов во внешней оболочке атома элемента.(2) Все элементы в группе имеют одинаковое количество валентных электронов. Следовательно, элементы в одной группе должны иметь одинаковую валентность.

Что такое пример атомарности?

Атомность определяется как общее количество атомов, присутствующих в молекуле. Например, каждая молекула кислорода (O2) состоит из двух атомов кислорода.

Что обозначают N2 2N и 2n2?

Ответ. n2 представляет собой 1 молекулу азота. 2n представляет 2 атома азота. 2n2 представляет собой 2 молекулы азота.2. электронная конфигурация на разном энергетическом уровне. количество электронов в хлоридной d-оболочке. почему 2n2 - это формула электронной конфигурации. конфигурация электронной оболочки.

Что такое правило 2nsquare?

2n квадратная линейка используется в электронной конфигурации. есть оболочки K, L, M и N. сначала принимая n = 1, мы получаем, что в оболочке K могут быть размещены только два электрона. Принимая n = 2, мы получаем, что в оболочке L может быть заполнено 8 электронов и так далее. 1Спасибо. Акрити Верма 3 года, 3 месяца назад.

Что такое N в 2-м квадрате?

максимальное количество электронов, присутствующих в оболочке, определяется формулой 2n в квадрате, где n - номер орбиты или индекс энергетического уровня.

Роль электронов во внутренних валентных МО, отображаемых в рентгеновском фотоэлектронном спектре молекулы F2 в ее химической связи

  • 1.

    C. A. Coulson, Valence, Oxford Univ. Press, Нью-Йорк-Лондон (1961).

    Google Scholar

  • 2.

    К. Зигбан, К. Нордлинг, Г. Йоханссон и др., ESCA Applied to Free Molecules, Северная Голландия, Амстердам-Лондон (1969).

    Google Scholar

  • 3.

    Ю. Тетерин А.П., Ковтун А.П., Гагарин С.Г. и др. «Проявления молекулярных орбиталей, вызванные низкоэнергетическими заполненными подоболочками соседними атомами в спектрах РФЭС» // Двенадцатый Менделеевский конгресс по общей и прикладной химии. 3. М .: Наука, 1981, с. 131.

    Google Scholar

  • 4.

    Ю. А. Тетерин, С. Г. Гагарин, Ю. Диков П. Взаимосвязь структуры низкоэнергетической области РФЭС-спектров соединений различных элементов в твердой фазе со структурой их ближайшего окружения и характером химической связи // Первый Всесоюз. Конференция по квантовой химии твердого тела, Ленинград (1982), с.41–42.

  • 5.

    Ю. А. Тетерин, С. Г. Гагарин, Ю. Диков П. и др. «Структура рентгеновского фотоэлектронного спектра N 2 , обусловленная взаимодействием электронов внутренних подоболочек и их роль в формировании химической связи молекулы», Теорет. Эксп. Хим., 19 , № 3, 259–267 (1983).

    Google Scholar

  • 6.

    С.Гагарин, Ю. Тетерин, Ю. Диков П. Квантовохимическая оценка связывающего характера внутренних валентных орбиталей двухатомных молекул // Журн.Физ. Хим., 57 , № 10, 2622–2624 (1983).

    Google Scholar

  • 7.

    Ю. Тетерин А., Баев А.С., Гагарин С.Г., Ковтун А.П. Особенности спектров РФЭС элементов группы VIA // Докл. Акад. АН СССР, 273 , № 1, 156–160 (1983).

    Google Scholar

  • 8.

    П. Вейтман, Т. Д. Томас и Д. Р. Дженнисон, «Оже-спектр KVV F 2 : важность корреляции дырка-дырка», J.Chem. Phys., 78 , № 4, 1652–1662 (1983).

    Google Scholar

  • 9.

    Дж. Слейтер, Квантовая теория молекул и твердых тел, Vol. 4. Самосогласованное поле для молекул и твердых тел, Макгроу-Хилл, Нью-Йорк (1974).

    Google Scholar

  • 10.

    П. Э. Кейд, А. К. Валь, “Волновые функции Хартри-Фока-Рутана для двухатомных молекул. 2. Гомоядерные системы первого ряда A 2 , A 2 ± и A 2 * , Atom Data Nucl.Таблицы данных, 13 , № 4, 339–389 (1974).

    Google Scholar

  • 11.

    Г. Л. Гуцев, А. А. Левин, “Исследование электронной структуры молекул самосогласованным методом дискретных вариаций Xα в базисе численных функций Хартри-Фока. 3. Расчет потенциалов ионизации малых молекул // Журн. Strukt. Хим., 20 , № 4, 771–780 (1979).

    Google Scholar

  • Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


    Настройка вашего браузера на прием файлов cookie

    Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

    • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
    • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
    • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
    • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
    • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


    Что сохраняется в файле cookie?

    Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

    Как правило, в cookie-файлах может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

    Произошла ошибка при настройке вашего пользовательского файла cookie

    Произошла ошибка при настройке вашего пользовательского файла cookie

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

    Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

    Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

    • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
    • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
    • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
    • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
    • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

    Что сохраняется в файле cookie?

    Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

    Как правило, в cookie-файлах может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

    1.6 Теория валентных связей и гибридизация - Органическая химия

    1.6.1 Теория валентной связи

    Мы говорили о том, как ковалентные связи образуются в результате совместного использования пары электронов; здесь мы применим теорию валентной связи , чтобы более подробно объяснить, как происходит разделение. Теория валентной связи описывает ковалентную связь, образованную перекрытием двух наполовину заполненных атомных орбиталей на разных атомах.

    Начнем с простой молекулы H 2 .Атомная электронная конфигурация атома водорода - 1s 1 , что означает, что есть один электрон (который также является валентным электроном) на сферической 1s-орбитали.

    Когда два атома водорода приближаются друг к другу, две 1s-орбитали перекрываются, позволяя двум электронам (каждый H отдает 1 электрон) образовывать пары для связывания с перекрывающимися орбиталями. Общая пара электронов находится под притяжением обоих ядер водорода одновременно, в результате чего они служат «клеем», удерживающим два ядра вместе.

    Рис. 1.6a. Образование связи H-H

    . Общие изменения энергии системы по сравнению с расстоянием между двумя ядрами водорода , можно резюмировать на приведенной ниже энергетической диаграмме.

    Рис. 1.6b. Потенциальная энергия молекулы водорода как функция межъядерного расстояния

    Когда два атома разделены, перекрытия и взаимодействия отсутствуют. По мере приближения орбитали начинают перекрываться, и возникает притяжение между ядром одного атома и электроном другого атома, поэтому общая энергия системы снижается.Энергия снижается до минимального уровня, когда два атома приближаются к оптимальному расстоянию. Оптимальное расстояние также определяется как длина скрепления . Молекулы H 2 имеют длину связи 74 пм (часто обозначаемую как 0,74 Å, 1Å = 10 -10 м). Разница в энергии между наиболее стабильным состоянием (состояние с наименьшей энергией с оптимальным расстоянием) и состоянием, в котором два атома полностью разделены, называется энергией связи (диссоциации) . Энергия связи 7.22 × 10 -19 Дж для одной связи Н-Н, или 435 кДж / моль.

    Когда два атома становятся ближе, чем оптимальное расстояние, отталкивание между двумя ядрами становится преобладающим, и энергия системы становится еще выше.

    Еще одним важным признаком ковалентной связи в H 2 является то, что две 1s-орбитали перекрываются способом, который называется «голова к голове». Связь, образованная прямым перекрытием, называется σ (сигма) связкой .Связи σ имеют цилиндрическую симметрию, что означает, что если взять плоскость поперечного сечения связи в любой точке, она образует круг.

    Рисунок 1.6c Свойство цилиндрической симметрии σ-связи

    Теория валентной связи также хорошо работает для объяснения связи в HF, с 2p-орбиталью атома фтора, участвующей в перекрытии.

    Атом фтора имеет конфигурацию валентных электронов 2s 2 2p 5 , как показано на орбитальной диаграмме.

    Фигура 1.6d Орбитальная диаграмма валентных электронов в атоме фтора

    Для трех 2p-орбиталей две из них заполнены, а другая наполовину заполнена одним единственным электроном. Заполненная орбиталь не может образовывать связи, поэтому для перекрытия доступны только наполовину заполненные 2p. Следовательно, 1s-орбиталь атома водорода перекрывается лицом к лицу с наполовину заполненной 2p-орбиталью атома фтора, образуя σ-связь H-F, как показано ниже.

    Рис. 1.6e H-F σ-связь

    σ-связь также может быть образована посредством перекрытия двух орбиталей p .Ковалентная связь в молекулярном фторе, F 2 , представляет собой σ-связь, образованную перекрытием двух наполовину заполненных 2 p орбиталей, по одной от каждого атома фтора, как показано здесь.

    Рис. 1.6f F2 σ-связь

    Однако, когда теория валентной связи применяется к органическим молекулам, например, CH 4 , она работает с , а не с . Конфигурация валентных электронов атома углерода 2s 2 2p 2 , как показано на орбитальной диаграмме.

    Фигура 1.6g Орбитальная диаграмма валентных электронов в атоме углерода

    Основываясь на теории валентных связей, при наличии двух наполовину заполненных орбиталей атом углерода должен иметь возможность образовывать две связи. Однако углерод всегда имеет четыре связи в любом стабильном органическом соединении. Чтобы объяснить связь углерода и других атомов, которая не может вписаться в теорию простой валентной связи, новая теория, названная орбитальной гибридизацией , будет введена в качестве дополнения к теории валентной связи.

    1.6.2 Гибридизация и структура CH 4

    Проще говоря, гибридизация означает математическую комбинацию нескольких орбиталей для создания набора новых гибридных орбиталей.

    В гибридизации для CH 4 2s и три 2p-орбитали объединены, чтобы дать новый набор из четырех идентичных орбиталей, которые называются гибридными орбиталями sp 3 . Символ sp 3 здесь идентифицирует количество и типы орбиталей, участвующих в гибридизации: одна s и три p орбиталей.Для процесса гибридизации

    количество гибридных орбиталей = общее количество объединенных атомных орбиталей

    Это означает, что из четырех объединенных орбиталей генерируются четыре новых гибридных орбитали, и все они называются sp 3 гибридные орбитали . Эти новые гибридные орбитали все находятся на одном уровне энергии, который находится между уровнями 2s и 2p орбиталей, и в целом имеют тетраэдрическую форму с углом между любыми двумя орбиталями, равным 109.5 °. Каждая гибридная орбиталь sp 3 имеет две доли очень разных по размеру. Лепесток большего размера находится в положительной фазе и отвечает за связывание.

    Рис. 1.6h Четыре гибридных sp3-орбитали, ориентированных в тетраэдрической форме

    Поскольку доступны четыре гибридных орбитали sp 3 , каждый из четырех валентных электронов занимает одну из них, поэтому в углероде имеется четыре наполовину заполненных sp 3 орбиталей. атом, способный образовывать четыре связи.Следовательно, связь C-H в CH 4 образована перекрытием между 1s-орбиталью в атоме водорода и sp 3 -орбиталью в атоме углерода.

    Рис. 1.6i. Перекрытие связей CH в метане

    . Поскольку четыре гибридных орбитали sp 3 расположены в тетраэдрической форме, форма молекулы CH 4 также является тетраэдрической, что согласуется с формой, предсказанной формулой ВСЕПР. Тетраэдрическую форму углерода sp 3 обычно можно нарисовать с помощью сплошных и штриховых клиньев.Из четырех связей две связи, которые лежат внутри бумажной плоскости, показаны обычными линиями, сплошной клин представляет связь, которая указывает на плоскость бумаги, а пунктирный клин представляет связь, которая находится за плоскостью бумаги. Эти перспективные рисунки, которые показывают трехмерную форму тетраэдра, особенно важны при обсуждении стереохимии в Глава 5 .

    Рисунок 1.6j Тетраэдрическая форма метана со сплошными и пунктирными клиньями Рисунок

    1.6.3 Гибридизация и VSEPR

    Помимо гибридизации sp 3 , существуют также другие типы гибридизации, которые включают sp, sp 2 , sp 3 d и sp 3 d 2 . Обычно гибридизацию на определенном атоме можно просто определить, подсчитав общее количество электронных групп (связывающих пар и неподеленных пар). Общее количество электронных групп просто равно общему количеству орбиталей, участвующих в определенной гибридизации. Например, в молекуле CH 4 центральный атом углерода имеет четыре 4 пары связей, поэтому гибридизация углерода имеет вид sp 3 (одна s и три орбитали p , 1 + 3 = 4) . Если у центрального атома всего пять электронных групп (связывающие пары и неподеленные пары вместе), то гибридизация будет sp 3 d (одна s , три p и одна d орбиталей, 1 + 3 + 1 = 5).

    Это соотношение может напоминать вам VSEPR.Гибридизация и VSEPR - это две разные концепции, однако они могут быть соотнесены друг с другом через количество общих электронных групп. Следующая таблица очень полезна для корреляции гибридизации и формы VSEPR / валентных углов вокруг центрального атома и общего количества электронных групп вместе.

    Гибридизация на центральном атоме

    Общее количество электронных пар (BP и LP) вокруг центрального атома

    Геометрия (форма) электронных групп (электронных пар)

    sp

    2

    линейный
    SP 2 3 тригонально планарная
    SP 3 4 четырехгранный
    sp 3 d 5 тригонально-бипирамидальный
    sp 3 d 2 6 восьмигранный

    Таблица 1.3 Корреляция между гибридизацией и VSEPR

    1. Какова гибридизация атома кислорода в молекуле H 2 O?
    2. Что такое гибридизация атома ксенона в молекуле XeF 4 и какова форма всей молекулы?

    1.6.4 Гибридизация и VSEPR в органических молекулах

    Органические молекулы обычно содержат более одного центрального атома, поэтому называть форму всей молекулы нецелесообразно; вместо этого мы можем говорить о форме / угле связи для каждого центрального атома в отдельности.Для таких целей не забудьте включить неподеленные пары, которые обычно не учитываются в органических структурах (см. Раздел 1.2.4 ). Различные структурные формулы молекул этанола, уксусной кислоты и этаннитрила показаны в таблице ниже. Также показана трехмерная молекулярная модель для каждого соединения, чтобы помочь вам визуализировать пространственное расположение. Мы видим, что формы гибридизации и VSEPR необходимо указывать для каждого внутреннего атома отдельно. Если взять атом кислорода в группе ОН этанола в качестве примера, поскольку на атоме кислорода также есть две пары неподеленных парных электронов (однако они не показаны в структурах в таблице), кислород имеет sp 3 гибридизацию и находится в четырехгранная форма.

    Таблица 1.4 Примеры гибридизации и VSEPR органических молекул [Описание изображения]

    1.6.5 Множественные связи в органической структуре

    Этен (C 2 H 4 )

    Мы возьмем Этен (C 2 H 4 ) в качестве примера для понимания структуры двойной связи.

    Рис. 1.6k Гибридизация этена

    Согласно структурной формуле C 2 H 4 , вокруг каждого углерода есть три группы электронов.Обращаясь к Таблице 1.3 , было определено , что оба атома углерода находятся в гибридизации sp 2 , с тригональной плоской формой и валентным углом 120 °. Что означает гибридизация sp 2 для атома углерода в этом соединении? Это означает, что только три орбитали участвуют в гибридизации (одна 2 s и две из 2 p орбиталей) из четырех, и одна 2p-орбиталь не учтена или не включена в гибридизацию, т.е. назвал негибридный 2р.

    Рисунок 1.6l. Орбитальная диаграмма гибридизации валентных электронов в Ethene

    . Три новых гибридных орбитали sp 2 и негибридизованный 2p расположены следующим образом: три гибридных орбитали sp 2 имеют плоскую тригональную форму, а негибридизированные орбитали 2р находится в положении, перпендикулярном плоскости. Каждая орбиталь имеет один единственный электрон, поэтому все орбитали заполнены наполовину и доступны для связывания. Оба атома углерода имеют одинаковый набор орбиталей (три гибридных орбитали sp 2 и одна негибридизированная 2p), как показано ниже.

    Рисунок 1.6m Набор орбиталей: sp2 + 2p Рисунок 1.6n Набор орбиталей sp2 + 2p

    Когда два атома углерода приближаются друг к другу, sp 2 на оси x накладывается друг на друга, образуя сигму CC σ. связь, и «негибридизированный» 2p перекрывается бок о бок, образуя еще одну новую связь. Параллельное наложение орбиталей образует связь π (пи).

    Рисунок 1.6o Перекрытие р-орбиталей бок о бок, приводящее к связи pi (π)

    Итак, теперь мы понимаем, что двойная связь C = C содержит две разные связи: связь σ (сигма) из sp 2 –sp 2 перекрытие орбиталей и связь π (pi) из перекрытия 2p – 2p.Из-за π-связи общая форма всей молекулы C 2 H 4 копланарна.

    Другие sp 2 гибридные орбитали на каждом атоме углерода перекрываются с 1s-орбиталью атомов H и дают всего четыре C-H σ (сигма) связи.

    Рисунок 1.6p Каркас сигма (σ) связи C2h5

    Этина (C 2 H 2 )

    Рисунок 1.6q Гибридизация этина

    Ethyne C 2 H 2 (обычное название - ацетилен) имеет тройную связь C≡C.Обычно тройные связи включают одну сигма-связь и две π (пи) связи. Оба атома углерода находятся в sp-гибридизации и имеют линейную форму. При sp-гибридизации каждый углерод имеет две гибридные sp-орбитали и две негибридизованные 2p-орбитали. Каждый углерод использует одну sp-гибридную орбиталь для перекрытия «голова к голове» и дает C-C сигма-связь, в то время как 2p-орбитали перекрываются бок о бок, образуя две π-связи, как показано на диаграмме ниже. Другие sp-орбитали используются для перекрытия с единицами атомов водорода с образованием связей C-H σ.

    Рисунок 1.6r Орбитальная диаграмма гибридизации валентных электронов в Ethyne Рисунок 1.6s Каркас сигма (σ) связей Ethyne и двух пи (π) связей Ethyne

    Описание изображений

    Таблица 1.4. Описание изображения: Этанол CH 3 , CH 2 и OH имеют тетраэдрическую форму sp 3 . CH 3 и OH уксусной кислоты имеют тетраэдрическую форму sp 3 , а CO имеет трехугольную плоскую форму sp 2 . Наконец, этаннитрил (ацетонитрил) CH 3 имеет тетраэдрическую форму sp 3 , а CN имеет sp линейную форму.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *