Валентные возможности химических элементов: Валентные возможности атомов химических элементов

Содержание

Валентные возможности атомов химических элементов

Понятие валентность происходит от латинского слова «valentia» и было известно еще в середине XIX века. Первое «пространное» упоминание валентности было еще в работах Дж. Дальтона, который утверждал, что все вещества состоят из атомов, соединенных между собой в определенных пропорциях. Затем, Франкланд ввел само понятие валентности, которое нашло дальнейшее развитие в трудах Кекуле, который говорил о взаимосвязи валентности и химической связи, А.М. Бутлерова, который в своей теории строения органических соединений связывал валентность с реакционной способностью того или иного химического соединения и Д.И. Менделеева (в Периодической системе химических элементов высшая валентность элемента определяется номером группы).

Основное состояние атома (состояние с минимальной энергией) характеризуется электронной конфигурацией атома, которая соответствует положению элемента в Периодической системе.

Возбужденное состояние – это новое энергетическое состояние атома, с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.

Графические электронные формулы

Электронные конфигурации электронов в атоме можно изобразить не только в виде электронных формул, но и с помощью электронно-графических формул (энергетических, квантовых ячеек). Каждая ячейка обозначает орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки (вверх или вниз) показывает спин электрона, свободная клетка – свободная орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении. Если в ячейке 2 электрона, такие электроны называются спаренными, если электрон 1 – неспаренный. Например:

6C 1s22s22p2

Орбитали заполняют следующим образом: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами. Поскольку на 2p подуровне три орбитали с одинаковой энергией, то каждый из двух электронов занял по одной орбитали.

Одна орбиталь осталась свободной.

Определение валентности элемента по электронно-графическим формулам

Валентность элемента можно определить по электронно-графическим формулам электронных конфигураций электронов в атоме. Рассмотрим два атома – азота и фосфора.

7N 1s22s22p3

Т.к. валентность элемента определяется числом неспаренных электронов, следовательно, валентность азота равна III. Поскольку у атома азота нет свободных орбиталей, для этого элемента невозможно возбужденное состояние. Однако III, не максимальная валентность азота, максимальная валентность азота V и определяется номером группы. Поэтому, следует запомнить, что с помощью электронно-графических формул не всегда можно определить высшую валентность, а также все валентности, характерные для этого элемента.

15P 1s22s22p63s23p3

В основном состоянии атом фосфора имеет 3 неспаренных электрона, следовательно, валентность фосфора равна III. Однако, в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали, поэтому электроны, находящиеся на 2s – подуровне способны распариваться и занимать вакантные орбитали d-подуровня, т.е. переходить в возбужденное состояние.

Теперь атом фосфора имеет 5 неспаренных электронов, следовательно для фосфора характерна и валентность, равная V.

Элементы, имеющие несколько значений валентности

Элементы IVA – VIIA групп могут иметь несколько значений валентности, причем, как правило, валентность изменяется ступенчато на 2 единицы. Такое явление обусловлено тем, что в образовании химической связи электроны участвуют попарно.

В отличие от элементов главных подгрупп, элементы В-подгрупп, в большинстве соединений не проявляют высшую валентность, равную номеру группы, например, медь и золото. В целом, переходные элементы проявляют большое разнообразие химических свойств, которое объясняется большим набором валентностей.

Рассмотрим электронно-графические формулы элементов и установим, в связи с чем элементы имеют разные валентности (рис.1).

Задания: определите валентные возможности атомов As и Cl в основном и возбужденном состояниях.

Ответы:

33As 1s22s22p63s23p6

3d104s24p3

Основное состояние. Валентность равна III.


Возбужденное состояние. Валентность равна V.

17Cl 1s22s22p63s23p5

Основное состояние. Валентность равна I.

Возбужденное состояние 1. Валентность равна III.

Возбужденное состояние 2. Валентность равна IV.

Возбужденное состояние 3. Валентность равна VII.

Валентные возможности атомов химических элементов.

2. ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ

АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Структура внешних энергетических уровней атомов химических элементов определяет в основном свойства их атомов. Эти уровни называют

валентными. Электроны внешних уровней (иногда и предвнешних) принимают участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность – это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей.

Валентные возможности атомов определяются двумя способами:

  1. Числом неспаренных электронов, которые участвуют в образовании связи по обменному механизму:

  1. в стационарном (основном) состоянии;

  2. в возбужденном состоянии.

Рассмотрим валентные возможности атома углерода.

Схема строения атома углерода:
6С +6 )2)4

Возбужденное состояние

(атом получил дополнительную энергию)

Электронная конфигурация

1s22s22p2

1s22s12p3

Графическая формула

Допишите предложения:

Валентность атома углерода в основном состоянии равна ____.

Валентность атома углерода возбужденном состоянии равна ______.

  1. Числом неподеленных электронных пар, способных участвовать в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.


Рассмотрим валентные возможности атома азота.

Схема строения атома азота:
7
N +7 )2)5

Возбужденное состояние

(атом получил дополнительную энергию)

Электронная конфигурация

1s22s22p

3

Не характерно, так как на втором уровне нет больше свободных орбиталей и спаренные электроны не могут распариваться.

Графическая формула


Неспаренные электроны участвуют в образовании химической связи по обменному механизму.

В этом случае валентность азота равна III.


Но у атома азота на втором внешнем уровне есть еще два спаренных s-электрона. Это неподеленная электронная пара.

Неподеленная пара электронов участвует в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.


Тогда валентности увеличивается еще на единицу и будет равна IV.

Задания на закрепление:

Задание 1.

Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.

Валентные возможности атомов. Степень окисления

Атомы большинства химических элементов взаимодействуют с другими атомами и образуют множество соединений. Первой попыткой объяснить химическое взаимодействие была теория Бертолле. Атомы должны притягиваться друг к другу тем сильнее, чем больше их массы. А по электрохимической теории Берцелиуса, каждый атом имеет два противоположно заряженных полюса. Теория делила все элементы на два класса – металлы с преобладанием положительного заряженного полюса и металлоиды с отрицательным заряженным полюсом, причём считалось, что соединяться друг с другом могли лишь атомы противоположной электрической природы.

Эта теория была отвергнута, когда выяснилось, что элементы одного и того же класса также могут соединяться друг с другом. И только лишь в двадцатом столетии возникли два направления теории химического взаимодействия на основе электронных представлений, основные положения которых были сформулированы

Косселем и Льюисом. С точки зрения Косселя, движущей причиной химического взаимодействия является «стремление» атомов к достижению наиболее устойчивых электронных конфигураций. Основной недостаток теории Косселя в том, что не все соединения могут рассматриваться с ионной точки зрения. Между тем идея Льюиса об образовании электронной пары позволяет охватить самые разнообразные случаи валентной связи и сохраняет своё значение до сих пор.

Впервые понятие «валентность» как соединительной силы ввёл Э. Франкланд. Он считал, что взаимодействие разнообразных атомов происходит благодаря валентным силам.

Из всего вышесказанного приходим к выводу, валентность – это мера способности атомов притягиваться друг к другу посредством общих электронных пар. Валентность, как правило, обозначается римской цифрой. Рассмотрим электронные конфигурации атомов, чтобы разобраться, как возникают валентные взаимодействия между атомами.

В основном состоянии на внешних энергетических уровнях, а иногда предвнешних уровнях атомов могут находиться спаренные и неспаренные электроны. Валентность атома определяется числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Рассмотрим эс-, пэ-, дэ-, эф — семейства химических элементов Периодической системы.

У эс и пэ элементов валентные электроны расположены на эс и пэ подуровнях внешнего энергетического уровня.

Например, литий, у которого заряд ядра плюс три, три электрона, электронная формула: один эс два два эс один; это эс элемент, атом имеет один неспаренный эс электрон, значит валентность лития один.

Рассмотрим другой пример, азот. Заряд его атома плюс семь, у него семь электронов. Электронная формула один эс два два эс два два пэ три; это пэ элемент. Соответственно, азот имеет пять валентных электронов – два спаренных эс электрона и три неспаренных пэ электрона.

У дэ элементов валентные электроны находятся на эс подуровне последнего энергетического уровня и дэ подуровне предвнешнего энергического уровня.

Например, у атома титана заряд ядра плюс двадцать два, соответственно столько же электронов двадцать два. Электронная формула атома титана: один эс два два эс два два пэ шесть три эс два три пэ шесть четыре эс два три дэ два, это дэ элемент. Титан имеет четыре валентных электронов, два спаренных эс электронов и два неспаренных дэ электронов.

У эф элементов валентные электроны располагаются на эс подуровне последнего энергетического уровня и дэ подуровне предпоследнего энергетического уровня и эф подуровень, третьего с края энергетического уровня.

Например, у атома эйнштейния заряд ядра плюс девяноста девять, столько же у него и электронов. Электронная формула его внешних и предвнешних слоёв, заполняющихся последними, пять дэ десять шесть пэ шесть семь эс два пять эф одиннадцать; это эф элемент. Эйнштейний имеет тринадцать валентных электронов, двенадцать спаренных и один неспаренный на пять эф подуровне. Этому элементу было присвоено название эйнштейний в честь выдающегося учёного двадцатого столетия Альберта Эйнштейна, внесшего большой вклад в науку об атоме и атомном ядре.

Основные свойства элементов определяются валентными электронами, а уровни, подуровни, на которых располагаются валентные электроны, называются валентными. Самыми первыми вступают в реакцию неспаренные электроны, расположенные на внешнем энергетическом уровне.

Количеством этих неспаренных электронов и определяется валентность. Если на спаренные электроны, при имеющейся свободной орбитали в атоме, подействует энергия извне, эти электроны распариваются и атом переходит из основного состояния в возбужденное. Энергия, затраченная на переход электронов, компенсируется при образовании новых связей.

Валентные возможности атомов также определяются числом пустых орбиталей и числом неподеленных электронных пар. Атом-донор предоставляет неподеленную электронную пару атому-акцептору, который имеет свободные орбитали.

Например, заряд ядра атома фосфора плюс пятнадцать, число электронов пятнадцать, электронная формула атома фосфора один эс два, два эс два, два пэ шесть, три эс два, три пэ три. В основном состоянии атом фосфора, который относится к пэ элементам, на внешнем уровне содержит одну пару спаренных электронов и три неспаренных электрона. Поэтому, он проявляет валентность три, так как у него три неспаренных пэ электрона. И валентность четыре, так как атом фосфора — это атом-донор, который может предоставить пару электронов для образования химической связи.  

При имеющихся вакантных орбиталях на три дэ подуровне и паре спаренных электронов на три эс подуровне атом фосфора может переходить в возбужденное состояние. Это происходит за счёт распаривания и перехода электрона на свободную орбиталь другого подуровня. В атоме появляется пять неспаренных электронов, что и обеспечивает возможность существования валентности атома фосфора – пять.

Поэтому если у элементов на внешнем энергетическом уровне есть неспаренные электроны, они являются активными элементами или реакционноспособными, а если на внешнем уровне электроны находятся только в спаренном состоянии, тогда эти элементы относят к малоактивным.

Например, к малоактивным химическим элементам относят главную восьмую группу химических элементов Периодической системе. Их так и называют благородные или инертные (малоактивные) химические элементы, так как на внешнем слое этих элементов все электроны находятся в спаренном состоянии. Нет свободных или неспаренных электронов, которые образовывали связи с электронами других химических элементов.

Эс, дэ, эф элементы – это металлические элементы кроме некоторых исключений. Так как на последнем уровне у них электронов меньше, чем три; у неметаллических элементов, наоборот, на последнем уровне электронов больше, чем четыре.

Пэ элементы могут быть металлические и неметаллические.

Рассмотрим Периодическую систему химических элементов. По диагонали от бора к астату все пэ элементы выше диагонали – неметаллические, ниже – металлические. По строению элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне три или четыре электрона, считаются переходными элементами; многие дэ элементы – металлические с переходными свойствами.

У элементов в соединении можно определить не только валентность, но и степень окисления. Степень окисленияэто условный заряд атома – положительный или отрицательный, в зависимости от смещения электронов от атома или к нему, если считать все связи в веществе ионными. Степень окисления и валентность это не одно и тоже понятие. Например, атом углерода в органических соединениях четырёхвалентен, однако степени окисления имеет различные.

Если в соединении атом не проявляет валентность как донор, то степень окисления численно совпадает с валентностью. Например, в молекуле аммиака валентность азота равна трём и степень окисления равна тоже трём только с минусом.

И наоборот, если в соединении атом проявляет валентность как донор, то степень окисления численно не совпадает с валентностью. У катиона аммония атом азота проявляет валентность четыре, а степень окисления минус три.

Степень окисления может быть минимальной, промежуточной и максимальной.

Минимальная степень окисления для неметаллических элементов определяется числом валентных мест в незавершённом энергетическом уровне. У атома углерода она равна минус четыре, так как до устойчивости внешнего энергетического уровня атома углерода (до восьми электронов) число валентных мест – четыре.

Соответственно, у атома азота минимальная степень окисления минус три, у кислорода – минус два.

Максимальная степень окисления определяется суммой эс и пэ электронов на внешних энергетических уровнях, а для дэ элементов – суммой эс и дэ электронов.

Например, атом титана – это дэ элемент, металлический. На внешнем электронном слое четыре эс два, три дэ два у него находится четыре электрона. Значит, максимальная степень окисления титана плюс четыре.

Промежуточными степенями окисления считаются значения между минимальной и максимальной степенями окисления в атомах химических элементов.

Определим степень окисления в бинарных соединениях на примере оксидов азота.   Более электроотрицательным элементом, к которому смещаются электроны во всех оксидах, является кислород. Минимальная степень окисления кислорода равно минус двум, а молекула всегда электронейтральна. Следовательно, произведение степени окисления электроотрицательного элемента на количество атомов по абсолютной величине равно произведению его электроположительного элемента на количество атомов. Таким образом, определяется валентность в соединениях, состоящих из двух элементов, то есть бинарных.

В соединениях более сложного состава необходимо расставить известные степени окисления химических элементов, а неизвестную степень окисления обозначить, например, за икс. Далее так же, как и в бинарных соединениях решаем уравнение с одной неизвестной и получаем ответ по абсолютной величине. Также степень окисления в таких соединениях можно находить вот по такой схеме.

В простых веществах с неполярной ковалентной связью степень окисления равна нулю. Степень окисления углерода в органических соединениях определяется у каждого в отдельности, учитывая степень окисления элементов, связанных с ним.

Таким образом, валентные возможности атомов определяются количеством неспаренных электронов в основном и возбуждённом состоянии, наличием неподелённых пар электронов, числом пустых орбиталей. Степень окисления и валентность это не одно и тоже понятие.

 

 

 

Периодические системы и валентность химических элементов

    Понятие валентности и степени окисления. Определение их возможных значений по положению химического элемента в Периодической системе [c.71]

    Глава 3. Валентность, степень окисления, заряд иона. Области применимости этих понятий. Предсказание возможных значений валентности и степени окисления химического элемента на основе его положения в Периодической системе [c.71]


    Несмотря на общность основных химических свойств, отдельные металлы довольно сильно отличаются друг от друга своей химической активностью. Металлическая природа элементов проявляется тем ярче, чем слабее связаны валентные электроны с ядром в атомах элементов. Следовательно, наиболее активными являются металлы главных подгрупп I и II групп периодической системы, так называемые щелочные и щелочноземельные металлы. По той же причине среди элементов одной группы металлическая природа ярче выражена у тяжелых и слабее у легких элементов. По своей химической активности основные металлы можно расположить в ряд активности [c.112]

    Изменение химических свойств элементов в группах имеет ряд интересных закономерностей. Номер группы соответствует наибольшей степени окисления элементов (см. 5.4). Д. И. Менделеев характеризовал значение высшей валентности элементов на основании их соединений с кислородом. Значение валентности по кислороду по группам возрастает от 1 до 8. Значение валентности по водороду имеет максимум для IV группы. В сумме обе валентности, начиная с IV группы, дают 8 (например, СОа и СН4, UO, и НС1). Номер группы, таким образом, указывает число электронов атомов элементов, которые могут участвовать в образовании химических связей, определяет диапазон валентных возможностей атомов элементов. В этом физический смысл номера группы в периодической системе. [c.90]

    У элементов 2-го периода имеется четыре валентные орбитали, поэтому максимально возможное число ковалентных связей равно четырем. У элементов 3-го и последующих периодов роль валентных могут играть также свободные внешние -орбитали, а для элементов 5-го и последующих периодов — даже /-орбитали. В соответствии со сказанным в главных подгруппах периодической системы валентные возможности элементов возрастают. У -элементов в образовании химических связей принимают участие пять п—1) -, одна пв- и три пр-орбиталей. К сожалению, не всегда представляется возможным установить численное значение максимальной валентности элемента в соединении. Если для элементов 2-го периода эТот вопрос решается однозначно, то для элементов других периодов мнения ученых весьма противоречивы.[c.62]

    Естественно, закономерности в свойствах различных веществ или в параметрах различных реакций должны быть более простыми, если при сопоставлении ограничиться веществами, близкими между собой по химическому составу и строению. Условимся называть однотипными соединения, обладающие аналогичной формулой и различающиеся только одним элементом, причем эти элементы должны быть аналогами (т. е. принадлежать к одной подгруппе периодической системы) и находиться в одинаковом валентном состоянин. Однотипными можно считать, например, карбонаты щелочно-земельных металлов. Можно пользоваться понятием о различной степени однотипности. Так, карбонаты кальция, стронция и бария являются более однотипными между собой, а карбонаты магния и тем более бериллия менее подобны им по термодинамическим свойствам, в соответствии с большим отличием строения электронной оболочки их катионов. [c.291]


    При подготовке настоящего издания большинство разделов коренным образом переработано, а некоторые из них написаны заново, в частности глава П1, в которой дано строение атома с привлечением некоторых понятий квантовой механики. На основе представлений о закономерностях формирования электронных оболочек атомов рассматриваются периодический закон и периодическая система химических элементов. Изложение природы химической связи, валентности элементов, строения молекул тесно связано со строением атомов. Существенной переработке подверглись главы Скорость химических реакций. Химическое равновесие , Растворы. Электролитическая диссоциация. Электролиз . В эти главы включен ряд новых тем зависимость скорости реакции от температурь ) химическое равновесие, гидролиз солей и др. [c.3]

    Для составления электронной формулы атома данного элемента необходимо знать положение его в периодической системе. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра его атома, а следовательно, и на общее количество электронов в атоме. Номер периода соответствует количеству энергетических уровней в атоме. Номер группы отвечает количеству валентных электронов (электронов, участвующих в образовании химических связей). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны заполняют внешний энергетический уровень (з- или з- и р-состояния). В атомах элементов побочных подгрупп (элементов й- и /-семейств) валентные электроны находятся в 5-состоянии внешнего энергетического уровня и в -состоянии предыдущего уровня. Приведем примеры составления электронных формул на основании положения элемента в периодической системе. [c.74]

    Первоначальная шкала электроотрицательностей Полинга была выбрана таким образом, чтобы элементам второго периода от углерода до фтора соответствовали значения от 2,5 до 4,0, изменяясь на 0,5 при переходе к каждому следующему элементу. Значения электроотрицательности элементов в этой шкале приведены на рис. 6.9 в виде диаграммы. Размеры кружков на этой диаграмме отвечают относительным радиусам атомов, а расположение элементов приблизительно воспроизводит форму таблицы периодической системы однако положения элементов в пределах периодов смещены так, чтобы соответствовать их значениям электроотрицательностей в указанной шкале. Вследствие этого элементы, принадлежащие к одной группе периодической системы, располагаются на диаграмме не по вертикальным колонкам. Со времени появления первоначальной шкалы Полинга значения энергий разрыва химических связей, на которых она была основана, в результате уточнения подверглись значительным изменениям. Результаты пересчета электроотрицательностей элементов по методу Полинга с подстановкой новых значений энергий связи представлены в табл. 6.5. Общий ход изменения электроотрицательности соответствует тому, чего и можно было ожидать для элементов одного периода или одной группы электроотрицательность возрастает при уменьшении размеров атома. Водород, который, строго говоря, не принадлежит ни к одной из групп, имеет приблизительно такую же электроотрицательность, как бор. Следует также отметить, что электроотрицательность металлов первой, второй и третьей групп возрастает при увеличении числа валентных электронов. В дальнейшем будет показано, каким образом на основании учета этих закономерностей можно судить о характере связи атомов в молекулах. [c.104]

    Водородные соединения. Валентность химических элементов по водороду не превышает четырех и по группам периодической системы изменяется весьма закономерно  [c. 474]

    Существенную роль в повышении интереса к химии высоких температур сыграло также и то, что распространенные прежде представления о постепенном разложении при высоких температурах всех, химических соединений и об отсутствии при этом каких-либо принципиально новых явлений и проблем оказались слишком упрощенными. Конечно, основными тенденциями, наблюдаемыми при переходе в область очень высоких температур, являются чрезвычайное повышение реакционной способности веществ, возрастание скорости реакций, развитие процессов диссоциации и разложения сложных веществ, что соответствует возрастанию роли энтропийного фактора. Однако наряду с этим при высоких температурах многие элементы образуют соединения, отвечающие валентным состояниям, неизвестным для них при обычных температурах, и даже соотношения между свойствами элементов — аналогов по периодической системе оказываются иногда более сложными, чем при обычных температурах. [c.170]

    Строение атома и периодический закон 58 13. Характер изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы 61 14. Потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность 63 15. Природа химической связи и валентность элементов 67 16. Постоянная и переменная валентность 72 17. Донорно-акцепторная связь 78 18. Одинарные и кратные связи. Ковалентная, полярная и ионная [c.381]


    Важнейшие органогены являются в основном элементами второго (С, Ы, О) и третьего (Р, 5, С1) периодов периодической системы. В химических превращениях принимают участие электроны внешнего электронного уровня — валентные электроны (табл. 2.2). [c.30]

    Данные расположены по элементам периодической системы, валентности элементов, характеру водных растворов и типу экстрагента, В конце тома приведен указатель экстрагентов. Помещены также некоторые данные о физико-химических свойствах экстрагентов и разбавителей. В некоторых таблицах приведены значения констант экстракции, зная которые можно рассчитать изотермы распределения для условий, отличающихся от указанных в таблицах и графиках. Методика расчета приведена во введении. [c.4]

    С помощью периодической системы элементов Д. И. Менделеева можно установить максимальную положительную и отрицательную валентность химических элементов, определяющую возможную зарядность ионов, образуемых этими элементами. Д. И. Менделеев [c.15]

    ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ И ВАЛЕНТНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ [c.73]

    По типам химической связи и физико-химическим свойствам сульфиды подразделяются на четыре группы 1) сульфиды сильно электроположительных элементов, имеющих валентные х-электроны (щелочные, щелочноземельные, металлы подгруппы меди и цинка) 2) сульфиды переходных металлов с достраивающейся а-электронной оболочкой и валентными 5-, -электронами (переходные металлы П1—УП групп и металлы УП1 группы Периодической системы) 3) сульфиды элементов с достраивающейся /-электронной оболочкой (лантаноиды и актиноиды) 4) сульфиды элементов, имеющие валентные 5, р-электроны с высокой электроотрицательностью.[c.281]

    Результаты химических экспериментов, полученные за последнее время, подтверждают мнение о том, что в последнем периоде периодической системы существует ряд элементов, подобный ряду лантанидов, хотя последовательное увеличение главной валентности в семействе лантанидов наблюдается только для первых двух элементов—La (III) и e(IV), а в семействе актинидов — для большого числа элементов Ас (III), Th(IV), Pa(V), U(VI). [c.56]

    Решение. Запишем электронную формулу В ls 2s 2p. Как видно, в нормальном состоянии атом бора содержит один неспаренный электрон. В то же время бор находится в третьей группе периодической системы элементов и способен проявлять в соединениях валентность, равную трем, т. е. может образовать три химические связи. Это становится возможным при энергетическом возбуждении атома В, которое происходит при взаимодействии с атомами Р, когда один 5-электрон переходит на свободный /3-подуровень. Так как все три связи в ВРз равноценны, происходит смешивание, гибридизация атомных орбиталей с образованием трех энергетически равноценных хр -орбиталей, которые взаимодействуют с р-орбиталями атомов фтора  [c. 30]

    Положение химического элемента в периодической системе является его важнейшей характеристикой, поскольку дает необходимую информацию об электронной структуре его атомов и прежде всего о строении его внешних валентных электронных уровней. Это позволяет судить о валентных возможностях химического элемента и важнейших формах его химических соединений. Зная характер изменения химических свойств в периодах и группах периодической системы, а также имея представление о свойствах соседей рассматриваемого элемента по группе и периоду, можно еще более полно описать основные аспекты его поведения. [c.23]

    Итак, в периодической системе свойства элементов, их атомная масса, валентность, химический характер изменяются в известной последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Место элемента в таблице определяется, следовательно, его свойствами, и, наоборот, каждому месту соответствует элемент, обладающий определенной совокупностью свойств. Поэтому, зная положение элемента в таблице, можно довольно точно указать его свойства. [c.75]

    Рассмотрим с этих позиций ковалентность атомов элементов второго и частично третьего периодов периодической системы. В связи с тем, что в образовании химической связи принимают участие главным образом валентные электроны, то нагляднее рассматривать электронные конфигурации только внешних электронных оболочек атомов. [c.120]

    Так как у элементов одного периода электроны заполняют оболочку с одним и тем же главным квантовым числом, атомные (а также ковалентные и ионные) радиусы при переходе от щелочного металла к благородному газу у меньшаются, а в грулшах (особенно в подфуппах А) с ростом порядкового номера увеличиваются. Таким образом, по диагонали Периодической системы встречаются атомы элементов с примерно одинаковыми атомньпш радиусами, а значит со сходными свойствами. Периодичность в изменении химических свойств элементов объясняется периодичностью повторения сходных электронных конфигураций с ростом заряда ядра или порядкового номера элемента, например, периодически изменяется электроотрицательность — условная величина, характеризующая способность атома в молекуле к притяжению валентные электронов. В табл. 2.2 приведены значения электроотрицательностей химических элементов. Как видно, для элементов подфупп А электроотрицате.льность растет в периодах и падает в грулшах с увеличением порядкового номера. Периодически меняются и л агнитные свойства переходных металлов. [c.21]

    Валентность химических элементов по отношению к водороду колеблется от I до 4 (Л аН, рн , ). Наиболее распространены в практике легколетучие гидриды, образуемые элементами И, I, П и Ш групп периодической системы (за исклотением подгруппы А), а также бором. Некоторые представители этой группы гидридов (вода, углеводороды) широко распространены в природе. [c.29]

    Атомы элементов главной подгруппы VUI группы периодической системы и нормальном состоянии не содержат непарных элек-тронов. Этим и объяснялась инертность этих элементов, т. е. неспособность их атомов к образованию химических соединений. Очевидно, что возбуждение атомов гелия и неона не может привести к появлению непарных электронов, соответственно, в первом и втором уровне их электронных оболочек. Однако у других элементов этой группы — аргона, криптона, ксенона и радона — благодаря наличию на нарулэлектронных оболочек свободных -орбиталей возбуждение может привести к появлению непарных электронов, причем число их может достигнуть восьми. С эт[1м, естественно, связана возможность образования этими элементами химических соединений, в которых валентность элементов может достигать восьми. В последние годы [c.46]

    В период зарождения химии как науки (вторая половина XVII в.) возникло учение о составе. Объяснение свойств веществ связывалось с их составом, а изменением состава объяснялось химическое превращение. Последующее становление учения о составе определило открытие стехиометрических законов, развитие понятия химического элемента и представлений о валентности, открытие периодического закона и создание периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, методов исследования состава соединений и др. [c.5]

    Имаотся и другие основания. Например, наличие специфических свойств — они горят, образуют живую материю, используются ею и т.д. Громадное же число органических соединений заставляет предполагать наличие у углерода и водорода каких-то уникальных особенностей. И они есть. Из всех элементов периодической системы только у углерода и водорода на всех валентных орбиталях находится по одрому вален-таому электрону. Это позволяет им легко образовьшать устойчивые в условиях нашей планеты химические связи. [c.12]

    Спиральная система помогает понять и ошибочность отнесения всех лантаноидов и актиноидов к 3-й валентной группе. Закон периодичности здесь оказался бессильным. И снова (уже в который раз ) приходится подчеркивать, что развитие ряда химических элементов содержит в себе две тенденции непрерывную (поступательную) и прерывную (попятную). Периодический закон опирается на вторую из них. Первая же тенденция остается в тени, вне действия Закона. А между тем она по своей сути тоже законность, непрерывная законность, однопорядковая с периодической законностью. Совокупно они рождают новую, спиральную законность изменения свойств химических элементов, законность более высокого порядка. Это явление носит в природе универсальный характер. Академик А. Е. Ферсман [16] наблюдал подобное явление в геохимических циклах. В каждом цикле, — ппщет он, — обнаруживаются две тенденции одна направлена на замыкание цикла, а другая — на формирование спирали. Обратимые процессы формируют тенденции к замыканию цикла, к движению по кругу, а всеобщее свойство материн — развитие обусловливает в единстве с первым спиральность геологических циклов . [c.173]

    Как отмечает В. И. Кузнецов [17] Даже при беглом в гляде на состав химических соединений мы убеждаемся, что атомность только в исключительных случаях, прежде всего для кислорода, водорода и фтора, неизменна. Элементарные атомы часто проявляют к положительным элементам другую атомность, чем к отрицательным . Это очень важное замечание. Оно побуждает к иному объяснению природы валентности, так как взаимодействуют не только положительный атом с отрицательным атомом. Взаимодействуют друг с другом и однознаковые атомы, что, казалось бы, ломает все предписанные им Периодической системой правила поведения . Э го кажущееся противоречие снимается, как только мы переходим к рассмотрению химической связи на электронном уровне. Решающим фактором здесь является относительная электронодонорность атомов, участвующих во взаимодействии. При взаимодействии двух однозначных атомов в каче-стие положительного будет выступать тот, электронодонорность которого вьш1е, т. е. электроны внешнего слоя (слоев) подвижнее. А это, в свою очередь, зависит от типа внешнего слоя (слоев) в структуре электронной оболочки, что и является нсриопричиной структуры системы химических элемен-юн. [c.175]

    Эта тенденция также ослш евагт при увеличении номера периода. Электроотрицательности у лития и у бериллия (второй период) отличаются сильнее, чем у натрия и магния (третий период). Электроотрицательности у фтора и у хлора (второй и третий периоды) отличаются сильнее, чем у хлора и у брома (третий и четвертый периоды). Следует отметить, чю атомы инертных газов имеют полностью заполненный валентный з ровень, поэтому они не проявляют тенденции оттягивать на себя электроны. Таким образом, сказанное вьипе относится к элементам групп с 1 по 7, но не относится к элементам восьмой группы. Если теперь посмотреть внимательно на расположение элементов в Периодической системе, то станет ясно, почему именно фтор и еет самую высокую электроотрицательность. Огносительная электроотрицатсльиость некоторых химических элементов представлена в ряду на форзаце. [c.52]

    Температура плавления металлов. Твердое тело начинает плавиться, когда кинетическая энергия движения его частиц становится соизмеримой с энергией их притяжения друг к другу. Таким образом, чем меньше прочность химической связи в металлах, тем ниже температуры их плавления. Прочность химической связи в металлах определяется количеством валентных электронов атома элемента, причем увеличение их числа увеличивает прочность связи. Определяющим фактором увеличения с номером периода прочности связи между атомами ( -элементов является увеличение (по модулю) энергии з-элек-тронов из-за эффектов проникновения. Эффект проникновения з-электронов под (1- и /-электронные подоболочки стабилизирует состояние электронов и понижает их энергию. Наличие неспаренных (п — 1) -электронов также увеличивает прочность химической связи в металлах за счет образования дополнительных ковалентных связей. Увеличение размеров атомов действует в противоположном направлении, как и увеличение координационного числа. Характер изменения температуры плавления металлов по периодам периодической системы во многом близок к изменению их плотности. В целом для металлов соблюдается следующая закономерность  [c.322]

    Лриводимые далее задачи (№ 5-36—5-39) посвящены исправлениям атомных масс элементов на основании периодического закона. Разыскивая местоположение в периодической системе того или другого элемента, имейте в виду, что атомные массы в то время были определены приближенно. Задачи этого (и следующего) раздела будут решены правильно, если а) принятая для элемента атомная масса соответствует занятому элементом в таблице месту и химическому характеру элемента (металл нли неметалл) б) принятая для элемента валентность соответствует номеру группы, в которую элемент попадает.[c.37]

    Учитывая распределение химических элемеитог, в периодической системе, укажите, иименяю1ся ли периодичес . сле г ю-щие свойства элементов с увеличением атомного номера а) валентность б) металлические свойства в) масса атома г) обшхс количество электронов в атоме д) количество электронов на виен,1 ем уровне. [c.39]

    ГАЛОГЕНЫ (галоиды) — химические элементы главной подгруппы VII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At. Название галогены происходит от греч. hais — соль и genes — рождать. Неправильное название галоиды , которое ввел Г. И. Гесс, означает солеподобный . Атомы Г. имеют конфигурацию валентных электронов присоединяя один электрон, приобретают конфигурацию инертного газа s p . Все Г.— активные неметаллы, непосредственно соединяются с большинством элементов, образуя галогениды. Г.— энергичные окислители, их окислительная способность падает от F к I. Г. в соединениях с электроположительными элементами проявляют степень окисления— 1. С увеличением порядкового номера химическая активность Г. уменьшается, химическгя активность ненов Р , С1 , Вг , 1 увеличивается. С водородом все Г. образуют галогеноводороды — прн обычных условиях газы, из которых по свойствам значительно выделяется НР. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде, образуя сильные кислоты. Кислородные соединения Г. неустойчивы (кроме оксидов I), часто разлагаются со взрывом. Г. и их соединения имеют большое практическое значение в промышленности, в лабораторной практике и в быту. [c.65]

    В настоящее время явление химического транспорта успешно используется в целях глубокой очистки ряда веществ, как простых, так и сложных, а также для получения эпитаксиальных полупроводниковых пленок и монокристаллов. Реагентами, с помощью которых осуществляется перевод очищаемого вещества в транспортируемое соединение, помимо указанных выше оксида углерода (И) и иода служат хлор, бром, галогеноводо-роды, галогениды. Интересно отметить, что при использовании последних процесс переноса обычно протекает через стадию образования соответствующего субгалогенида, т. е. соединения с низшей валентностью. В результате перенос вещества в целом осуществляется за счет реакции диспропорционирования, как это, например, имеет место в случае очистки элементов III— IV групп периодической системы  [c.22]

    Теория Вернера не смогла ответить на вопросы о возможности распространения положений стереохимии на все элементы периодической системы и значения формы молекулы при химических превращениях о существовании каких-либо ограничений в разнообразии атомов и радикалов, одновременно присутствую-щих в молекуле (что помогло бы выяснить, обладает ли центральный атом способностью насыщать все единицы валентности независимо одна от другой или нет). Последний вопрос аналогичен проблеме взаимодействия радикалов в молекуле органического соединения, в свое время выдвинутой В. В. Марковнико-вым. Если принять существование такого влияния радикалов друг на друга, тогда возможны случаи, когда оно окажется настолько сильным, что нельзя будет осуществить комбинацию из произвольно взятых групп при одном и том же центральном атоме.[c.96]


Валентность гидромеханической величины. Валентные возможности атомов химических элементов

Цели урока.

Дидактические:

  • опираясь на знания учащихся, повторить понятия “химическая формула”;
  • способствовать формированию у учащихся понятия “валентность” и умению определять валентность атомов элементов по формулам веществ;
  • акцентировать внимание школьников на возможности интеграции курсов химии, математики.

Развивающие:

  • продолжить формирование умений формулировать определения;
  • разъяснять смысл изученных понятий и объяснять последовательность действий при определении валентности по формуле вещества;
  • способствовать обогащению словарного запаса, развитию эмоций, творческих способностей;
  • развивать умение выделять главное, существенное, сравнивать, обобщать, развивать дикцию, речь.

Воспитательные:

  • воспитывать чувство товарищества, умение работать коллективно;
  • повысить уровень эстетического воспитания учащихся;
  • ориентировать учащихся на здоровый образ жизни.

Планируемые результаты обучения:

  1. Учащиеся должны уметь формулировать определение “валентность”, знать валентность атомов водорода и кислорода в соединениях, определять по ней валентность атомов других элементов в бинарных соединениях,
  2. Уметь разъяснять смысл понятия “валентность” и последовательность действий при определении валентности атомов элементов по формулам веществ.

Понятия, впервые вводимые на уроке: валентность, постоянная и переменная валентность.

Организационные формы: беседа, индивидуальные задания, самостоятельная работа.

Средства обучения: алгоритм определения валентности.

Демонстрационное оборудование: шаростержневые модели молекул хлороводорода, воды, аммиака, метана.

Оборудование для учащихся: на каждом столе “Алгоритм определения валентности”.

Опережающее задание: индивидуальное задание – подготовить сообщение на тему “Эволюция понятия “валентность”.

Ход урока

I. Ориентировочно-мотивационный этап.

1. Фронтальная беседа с учащимися по пройденной теме “Химическая формула”.

Задание: Что здесь написано? (Демонстрация учителем формул, отпечатанных на отдельных листах).

2. Индивидуальная работа по карточкам трёх учащихся по теме “Относительная молекулярная масса”. (Выполняют решение на доске). Проверка учителем.

Карточка № 1. Рассчитайте относительную молекулярную массу данных веществ: NaCl, K 2 O.

Справочные данные:

  • Аr (Na) = 23
  • Аr (Cl) = 35,5
  • Аr (K) = 39
  • Аr (O) = 16

Карточка № 2. Рассчитайте относительную молекулярную массу данных веществ: CuO, SO 2 .

Справочные данные:

  • Аr (Cu) = 64
  • Аr (O) = 16
  • Аr (S) =3 2

Карточка № 3. Рассчитайте относительную молекулярную массу данных веществ: CH 4 , NO.

Справочные данные:

  • Аr (С) = 12
  • Аr (H) = 1
  • Аr (N) = 14
  • Аr (O) = 16

3. Самостоятельная работа учащихся в тетрадях.

Задача информационно-вычислительного характера (условие записано в раздаточном материале).

Эффективность зубных паст в профилактике кариеса можно сравнить по содержанию в них активного фтора, способного взаимодействовать с зубной эмалью. Зубная паста “Crest” (производство США) содержит, как указано на упаковке, SnF 2 , а зубная паста “FM extra DENT” (производство Болгария) содержит NaF. Вычислите, какая из этих двух паст более сильнодействующее средство для профилактики кариеса.

Проверка: один учащийся устно читает решение.

II. Операционно-исполнительный этап.

1. Объяснение учителя. Постановка проблемы.

Понятие о валентности.

– До сих пор мы пользовались готовыми формулами, приведёнными в учебнике. Химические формулы можно вывести на основании данных о составе веществ. Но чаще всего при составлении химических формул учитываются закономерности, которым подчиняются элементы, соединяясь между собой.

Задание: сравните качественный и количественный состав в молекулах: HCl , H 2 O, NH 3 , CH 4 .

Беседа с учащимися:

– Что общего в составе молекул?

Предполагаемый ответ: Наличие атомов водорода.

– Чем они отличаются друг от друга?

Предполагаемый ответ:

  • HCl – один атом хлора удерживает один атом водорода,
  • H 2 O – один атом кислорода удерживает два атома водорода,
  • NH 3 – один атом азота удерживает три атома водорода,
  • CH 4 – один атом углерода удерживает четыре атома водорода.

Демонстрация шаростержневых моделей.

Проблема: Почему различные атомы удерживают различное количество атомов водорода?

(Выслушиваем варианты ответов учащихся).

Вывод: У атомов разная способность удерживать определённое количество других атомов в соединениях. Это и называется валентностью. Слово “валентность” происходит от лат. valentia – сила.

Запись в тетради:

Валентность – это свойство атомов удерживать определённое число других атомов в соединении.

Валентность обозначается римскими цифрами.

Записи на доске и в тетрадях:

I II
H 2 O
I III
H 3 N
I IV
H 4 C

Валентность атома водорода принята за единицу, а у кислорода – II.

2. Эволюция понятия “валентность” (сообщение учащегося).

– В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что каждый атом одного элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т.д. атомами другого элемента (как, например, в рассмотренных нами соединениях атомов с водородом).

В середине XIX века, когда были определены точные относительные веса атомов (И.Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, зависящей от его природы. Эта способность связывать или замещать определённое число других атомов и была названа Э.Франклендом в 1853 г. “валентность”.

Поскольку в то время для водорода не были известны соединения, где он был бы связан более чем с одним атомом любого другого элемента, атом водорода был выбран в качестве стандарта, обладающего валентностью, равной 1.

В конце 50-х гг. XIX вeка А.С. Купер и А.Кекуле постулировали принцип постоянной четырёхвалентности углерода в органических соединениях. Представления о валентности составили важную часть теории химического строения А.М. Бутлерова в 1861 г.

Периодический закон Д.И. Менделеева в 1869 г. вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе.

Вклад в эволюцию понятия “валентность” в разные годы внесли В. Коссель, А.Вернер, Г.Льюис.

Начиная с 30-х гг. XX века представления о природе и характере валентности постоянно расширялись и углублялись. Существенный прогресс был достигнут в 1927 г., когда В.Гейтлер и Ф.Лондон выполнили первый количественный квантово-химический расчёт молекулы водорода H 2 .

3. Определение валентности атомов элементов в соединениях.

Правило определения валентности: число единиц валентностей всех атомов одного элемента равно числу единиц валентности всех атомов другого элемента.

Алгоритм определения валентности.

Алгоритм определения валентности

Пример

1. Запишите формулу вещества. H 2 S, Cu 2 O
2. Обозначьте известную валентность элемента I
H 2 S,
3. Найдите число единиц валентности атомов известного элемента, умножив валентность элемента на количество его атомов 2
I
H 2 S

2
II
Cu 2 O

4. Поделите число единиц валентности атомов на количество атомов другого элемента. Полученный ответ и является искомой валентностью 2
I II
H 2 S

2
I II
Cu 2 O

5. Сделайте проверку, то есть подсчитайте число единиц валентностей каждого элемента I II
H 2 S
(2=2)
I II
Cu 2 O
(2=2)

4. Упражнение: определить валентность элементов в веществах (тренажёр : ученики цепочкой выходят к доске). Задание в раздаточном материале.

SiH 4 , CrO 3 , H 2 S, CO 2 , CO, SO 3 , SO 2 , Fe 2 O 3 , FeO, HCl, HBr, Cl 2 O 5 , Cl 2 O 7 , РН 3 , K 2 O, Al 2 O 3 , P 2 O 5 , NO 2 , N 2 O 5 , Cr 2 O 3 , SiO 2 , B 2 O 3 , SiH 4 , Mn 2 O 7 , MnO, CuO, N 2 O 3 .

III. Оценочно-рефлексивный этап.

Первичная проверка усвоения знаний.

В течение трёх минут необходимо выполнить одно из трёх заданий по выбору. Выбирайте только то задание, с которым вы справитесь. Задание в раздаточном материале.

  • Репродуктивный уровень (“3”). Определите валентность атомов химических элементов по формулам соединений: NH 3 , Au 2 O 3 , SiH 4 , CuO.
  • Прикладной уровень (“4”). Из приведённого ряда выпишите только те формулы, в которых атомы металлов двухвалентны: MnO, Fe 2 O 3 , CrO 3 , CuO, K 2 O, СаH 2.
  • Творческий уровень (“5”). Найдите закономерность в последовательности формул: N 2 O, NO, N 2 O 3 и проставьте валентности над каждым элементом.

Проверка выборочная . Консультант из числа учащихся по готовому шаблону проверяет 4 тетради учащихся.

Работа над ошибками. Ответы на обратной стороне доски.

IV. Подведение итогов урока.

Беседа с учащимися:

  • Какую проблему мы поставили в начале урока?
  • К какому выводу мы пришли?
  • Дать определение “валентности”.
  • Чему равна валентность атома водорода? Кислорода?
  • Как определить валентность атома в соединении?

Оценка работы учащихся в целом и отдельных учащихся.

Домашнее задание: § 4, стр. 23–25, упр. на стр. 25.

– Благодарю за урок. До свидания.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.

Мерой валентности поэтому может быть число химических связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле — мера его способности) к образованию химических связей (рис. 1). В представлении метода валентных связей числовое значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом.

Рис. 1. Схематическое образование молекул воды и аммиака.

Таблица валентности химических элементов

Первоначально за единицу валентности принимали валентность водорода. Валентность другого элемента при этом выражали числом атомов водорода, которые присоединяет к себе или замещает один атом этого элемента (т.н. валентность по водороду). Например, в соединениях состава HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода — двум, азота — трем, углерода — четырем.

Потом было решено, что определить валентность искомого элемента можно и по кислороду, валентность которого, как правило, равна двум. В этом случае валентность химического элемента рассчитывается как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединить один атом данного элемента (т.н. валентность по кислороду). Например, в соединениях составаN 2 O, CO, SiO 2 , SO 3 валентность по кислороду азота равна единице, углерода — двум, кремния — четырем, серы — шести.

На деле оказалось, что у большинства химических элементов значения валентности в водородных и в кислородных соединениях различны: например, валентность серы по водороду равна двум (H 2 S), а по кислороду — шести (SO 3). Кроме того, большинство элементов проявляют в своих соединениях различную валентность. Например, углерод образует два оксида: монооксид CO и диоксид CO 2 . В первом из которых валентность углерода равна II, а во втором — четырем. Откуда следует, что охарактеризовать валентность элемента каким-нибудь одним числом, как правило, нельзя.

Высшая и низшая валентности химических элементов

Значения высшей и низшей валентностей химического элемента можно определить при помощи Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Высшая валентность элемента совпадает с номером группы, в которой он расположен, а низшая представляет собой разность между числом 8 и номером группы. Например, бром расположен в VIIA группе, значит его высшая валентность равна VII, а низшая — I.

Существуют элементы с т.н. постоянной валентностью (металлы IA и IIA групп, алюминий водород, фтор, кислород), которые в своих соединениях проявляют единственную степень окисления, которая чаще всего совпадает с номером группы Периодической таблицы Д. И. Менделеева, где они расположены).

Элементы, для которых характерны несколько значений валентности (причем не всегда это высшая и низшая валентность) называются переменновалентными. Например, для серы характерны валентности II, IV и VI.

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие валентности характерны для конкретного химического элемента используют таблицы валентности химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание Валентность III характерна для: а)Ca; б) P; в) O; г)Si?
Решение

а) Кальций — металл. Характеризуется единственно возможным значением валентности, совпадающим с номером группы в Периодической таблице Д.И. Менделеева, в которой он расположен, т.е. валентность кальция равна II. Ответ неверный.

б) Фосфор — неметалл. Относится к группе химических элементов с переменной валентностью: высшая определяется номером группы в Периодической таблице Д. И. Менделеева, в которой он расположен, т.е. равна V, а низшая -разностью между числом 8 и номером группы, т.е. равна III. Это верный ответ.

Ответ Вариант (б)

ПРИМЕР 2

Задание Валентность III характерна для: а)Be; б) F; в) Al; г)C?
Решение Для того, чтобы дать верный ответ на поставленный вопрос будем рассматривать каждый из предложенных вариантов в отдельности.

а) Бериллий — металл. Характеризуется единственно возможным значением валентности, совпадающим с номером группы в Периодической таблице Д.И. Менделеева, в которой он расположен, т.е. валентность бериллия равна II. Ответ неверный.

б) Фтор — неметалл. Характеризуется единственно возможным значением валентности равным I. Ответ неверный.

в) Алюминий — металл. Характеризуется единственно возможным значением валентности, совпадающим с номером группы в Периодической таблице Д.И. Менделеева, в которой он расположен, т. е. валентность алюминия равна III. Это верный ответ.

Ответ Вариант (в)

Инструкция

Определим элементов при условии, что мы знаем формулу . Для этого среди компонентов вещества найдем по таблицам те элементы, которые имеют постоянную валентность. Запишем над каждым элементом его валентность, обозначив ее римской цифрой. Например, рассмотрим соединение серы, и — h3SO4 или серную . Кислород имеет постоянную валентность II, водород имеет валентность I.

Теперь рассмотрим элементы с непостоянной валентностью. Так, сера может иметь валентность II, IV или VI. Два атома водорода занимают 2 валентные у атомов кислорода. Тогда суммарно у атомов кислорода остается 2*4 — 2 = 6 валентных . И эти 6 свободных валентных связей приходятся на один- атом серы. Следовательно, сера в этом шестивалентна.

Обратите внимание

Ученые определили валентности многих элементов на основании данных химического анализа.

В одних случаях можно говорить о валентности одного химического элемента, входящего в формулу вещества, а в других можно определить только валентность группы, но не отдельных элементов. Так, например, для HClO4 про остаток ClO4 можно сказать, что он одновалентен, так как к нему присоединяется 1 атом водорода, а водород — одновалентный элемент.

Полезный совет

Зная валентности элементов, входящих в состав вещества, можно определить его формулу. Зная формулу вещества, можно определить валентности его элементов.

Источники:

  • Определение валентности
  • валентность серы

Со школы или даже раньше каждый знает, всё вокруг, включая и нас самих, состоит их атомов – наименьших и неделимых частиц. Благодаря способности атомов соединяться друг с другом, многообразие нашего мира огромно. Способность эта атомов химического элемента образовывать связи с другими атомами называют валентностью элемента .

Инструкция

Понятие вошло в химию в девятнадцатом веке, тогда за её единицу была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента может быть определена как число водорода, которое присоединяет к себе один атом другого вещества. Аналогично валентности по водороду определяется валентность по кислороду, которая, как правило, равна двум и, значит, позволяет определить валентность других элементов в соединениях несложными арифметическими действиями. Валентность элемента по кислороду равняется удвоенному числу атомов кислорода, которое может присоединить один атом данного элемента .

Для определения валентности элемента можно воспользоваться и формулой. Известно, что существует определенное соотношение между валентностью элемента , его эквивалентной массой и молярной массой его атомов. Связь между этими качествами формулой: Валентность = Молярная масса атомов/Эквивалентная масса. Так как масса – это то количество, которое необходимо для замещения одного моля водорода или для реакции с одним молем водорода, то чем больше в сравнении с массой эквивалентной, тем большее число атомов водорода может заместить или присоединить к себе атом элемента , а значит тем выше валентность.

Связь между химическими элемента ми имеет различную . Это может быть ковалентная связь, ионная, металлическая. Для образования связи атому необходимо иметь: электрический , неспаренный валентный , свободную валентную орбиталь или неподеленную пару валентных электронов. Вместе эти особенности определяют валентное состояние и валентные способности атома.

Зная число электронов атома, которое равно порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов, руководствуясь принципами наименьшей энергии,принципом Паули и правилом Хунда можно построить электронную конфигурацию атома. Эти построения позволят проанализировать валентные возможности атома. Во всех случаях, в первую очередь реализуются возможности связи за счет наличия неспаренных валентных электронов, дополнительные валентные способности, такие как свободная орбиталь или неподеленная пара валентных электронов, могут остаться нереализованными, если на это недостаточно энергии.И всего вышесказанного можно сделать вывод, что проще всего определить валентность атома в каком-либо соединении, и гораздо сложнее выяснить валентные способности атомов. Впрочем практика сделает простым и это.

Видео по теме

Валентность химического элемента — это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Нужно помнить, что некоторые атомы одного и того же химического элемента могут иметь разную валентность в разных соединениях.

Вам понадобится

  • таблица Менделеева

Инструкция

Водород принято считать одновалентным и двухвалентным элементами соответственно. Мерой валентности является число атомов водорода или кислорода, которые элемент присоединяет для образования гидрида или .Пусть X — элемент, валентность которого нужно определить. Тогда XHn — этого элемента, а XmOn — его оксид.Пример: — Nh4, здесь у валентность 3. Натрий одновалентен в соединении Na2O.

Для определения валентности элемента нужно умножить количество атомов водорода или кислорода в соединении на валентность водорода и кислорода соответственно, а затем разделить на число атомов химического элемента, валентность которого находится.

Валентность элемента может быть определена и по другим атомам с известной . В различных атомы одного и того же элемента могут проявлять различные валентности. Например, двухвалентна в соединениях h3S и CuS, четырехвалентна в соединениях SO2 и SF4, шестивалентна в соединениях SO3 и SF6.

Максимальную валентность элемента равной числу электронов во внешней электронной атома. Максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно соответствует ее порядковому номеру. К примеру, валентность атома углерода С должна быть равной 4.

Видео по теме

Химия для каждого школьника начинается с таблицы Менделеева и фундаментальных законов. И уже только потом, уяснив для себя, что же изучает эта сложная наука, можно приступать к составлению химических формул. Для грамотной записи соединения нужно знать валентность атомов, составляющих его.

Инструкция

Для примера можно использовать два вещества – HCl и h3O. Это хорошо известные всем и вода. В первом веществе содержится один атом водорода (H) и один атом хлора (Cl). Это говорит о том, в данном соединении они образуют одну , то есть удерживают возле себя один атом. Следовательно, валентность и одного, и другого равна 1. Так же просто определить валентность элементов, составляющих молекулу воды. Она содержит два водорода и один атом кислорода. Следовательно, атом кислорода образовал две связи для присоединения двух водородов, а они, в свою очередь, по одной связи. Значит, валентность кислорода равна 2, а водорода – 1.

Но иногда приходится сталкиваться с вещества ми более сложными по и свойствам составляющих их атомов. Существует два типа элементов: с постоянной ( , водород и др.) и непостоянной валентность ю. У атомов второго типа это число зависит от соединения, в состав которого они входят. В качестве примера можно привести (S). Она может иметь валентности 2, 4, 6 и иногда даже 8. Определить способность таких элементов, как сера, удерживать вокруг себя другие атомы, немного сложнее. Для этого необходимо знать других составляющих вещества .

Запомните правило: произведение количества атомов на валентность одного элемента в соединении должна совпадать с таким же произведением для другого элемента. Это можно проверить вновь обратившись к молекуле воды (h3O):
2 (количество водорода) * 1 (его валентность ) = 2
1 (количество кислорода) * 2 (его валентность ) = 2
2 = 2 – значит все определено верно.

Теперь проверьте этот алгоритм на более сложном веществе, например, N2O5 – оксиде . Ранее указывалось, что кислород имеет постоянную валентность 2, поэтому можно составить :
2 (валентность кислорода) * 5 (его количество) = Х (неизвестная валентность азота) * 2 (его количество)
Путем несложных арифметических вычислений можно определить, что валентность азота в данного соединения равна 5.

Валентность — это способность химических элементов удерживать определенное количество атомов других элементов. В то же самое время, это число связей, образуемое данным атомом с другими атомами. Определить валентность достаточно просто.

Инструкция

Примите к сведению, что валентность атомов одних элементов постоянна, а других — переменна, то есть, имеет свойство меняться. Например, водород во всех соединениях одновалентен, поскольку образует только одну . Кислород способен образовывать две связи, являясь при этом двухвалентным. А вот у может быть II, IV или VI. Все зависит от элемента, с которым она соединяется. Таким образом, сера — элемент с переменной валентностью.

Заметьте, что в молекулах водородных соединений вычислить валентность очень просто. Водород всегда одновалентен, а этот показатель у связанного с ним элемента будет равняться количеству атомов водорода в данной молекуле. К примеру, в Cah3 кальций будет двухвалентен.

Запомните главное правило определения валентности: произведение показателя валентности атома какого-либо элемента и количества его атомов в какой-либо молекуле произведению показателя валентности атома второго элемента и количества его атомов в данной молекуле.

Посмотрите на буквенную формулу, обозначающую это равенство: V1 x K1 = V2 x K2, где V — это валентность атомов элементов, а К — количество атомов в молекуле. С ее помощью легко определить показатель валентности любого элемента, если известны остальные данные.

Рассмотрите пример с молекулой оксида серы SО2. Кислород во всех соединениях двухвалентен, поэтому, подставляя значения в пропорцию: Vкислорода х Кислорода = Vсеры х Ксеры, получаем: 2 х 2 = Vсеры х 2. От сюда Vсеры = 4/2 = 2. Таким образом, валентность серы в данной молекуле равна 2.

Видео по теме

Валентность – один из основных терминов, употребляемых в теории химического строения. Это понятие определяет способность атома образовывать химические связи и количественно представляет собой число связей, в которых он участвует.

Инструкция

Валентность (от лат. valentia – «сила») – показатель способности атома присоединять к себе другие атомы, образуя с ними химические связи внутри молекулы. Общее число связей, в которых может участвовать атом, равняется числу его неспаренных электронов. Такие связи называются ковалентными.

Неспаренные электроны – это свободные электроны внешней оболочки атома, которые соединяются в пары с внешними электронами другого атома. При этом каждая такая пара называется электронной, а такие электроны – валентными. Исходя из этого, валентности может звучать так: это число электронных пар, по которым данный атом связан с другими атомами.

Максимальный показатель валентности химических элементов одной группы периодической системы, как правило, равен порядковому номеру группы. В различных атомы одного элемента могут иметь разную валентность. Полярность образующихся не учитывается, поэтому валентность не имеет знака. Она не может быть ни нулевой, ни отрицательной величиной.

Количественной любого химического элемента принято считать число одновалентных атомов водорода или двухвалентных атомов кислорода. Однако при определении валентности можно использовать и другие элементы, валентность которых точно известна.

Иногда понятие валентности отождествляют с понятием «степень окисления», однако это неверно, хотя в некоторых случаях эти показатели совпадают. Степень окисления – формальный термин, означающий возможный заряд, который получил бы атом, если бы его электроны в электронных перешли к более электроотрицательным атомам. При этом степень окисления выражается в единицах заряда и может иметь знак, в отличие от валентности. Этот термин получил распространение в неорганической , поскольку в неорганических соединениях судить о валентности. Валентность же используется в органической химии, поскольку большинство органических соединений имеет молекулярное строение.

Видео по теме

Это способность атома вступать во взаимодействие с другими атомами, образуя с ними химические связи. В создание теории валентности внесли большой вклад многие ученые, прежде всего, немец Кекуле и наш соотечественник Бутлеров. Электроны , которые принимают участие в образовании химической связи, называют валентными.

Вам понадобится

  • Таблица Менделеева.

Понятие «валентность» формировалось в химии с начала XIX века. Английский ученый Э. Франкленд обратил внимание, что все элементы могут образовывать с атомами других элементов только определенное количество связей. Он назвал это «соединительной силой». Позже немецкий ученый Ф. А. Кекуле изучал метан и пришел к выводу, что один атом углерода может присоединить в нормальных условиях только четыре атома водорода.

Он назвал это основностью. Основность углерода равна четырем. То есть углерод может образовать четыре связи с другими элементами.

Дальнейшее развитие понятие получило в работах Д. И. Менделеева. Дмитрий Иванович развивал учение о периодическом изменении свойств простых веществ. Соединительную силу он определял как способность элемента присоединять определенное количество атомов другого элемента.

Определение по таблице Менделеева

Таблица Менделеева позволяет с легкостью определять основность элементов. Для этого нужно уметь читать периодическую таблицу . Таблица по вертикали имеет восемь групп, а по горизонтали располагаются периоды. Если период состоит из двух рядов, то его называют большим, а если из одной — малым. Элементы по вертикали в столбцах, в группах распределены неравномерно. Валентность всегда обозначается римскими цифрами.

Чтобы определить валентность, нужно знать, какая она бывает. У металлов главных подгрупп она всегда постоянная, а у неметаллов и металлов побочных подгрупп может быть переменной.

Постоянная равна номеру группы. Переменная может быть высшей и низшей. Высшая переменная равна номеру группы, а низкая высчитывается по формуле: восемь минус номер группы. При определении нужно помнить:

  • у водорода она равна I;
  • у кислорода — II.

Если соединение имеет атом водорода или кислорода, то определить его валентность не составляет труда, особенно если перед нами гидрид или оксид.

Формула и алгоритм

Самая меньшая валентность у тех элементов, которые расположены правее и выше в таблице. И, наоборот, если элемент ниже и левее, то она будет выше. Чтобы определить ее, необходимо следовать универсальному алгоритму:

Пример: возьмем соединение аммиака — Nh4. Нам известно, что у атома водорода валентность постоянная и равна I. Умножаем I на 3 (количество атомов) — наименьшее кратное — 3. У азота в этой формуле индекс равен единице. Отсюда вывод: 3 делим на 1 и получаем, что у азота она равна IIII.

Величину по водороду и кислороду всегда определять легко. Сложнее, когда ее необходимо определять без них. Например, соединение SiCl4 . Как определить валентность элементов в этом случае? Хлор находится в 7 группе. Значит, его валентность либо 7, либо 1 (восемь минус номер группы). Кремний находится в четвертой группе, значит, его потенциал для образования связей равен четырем. Становится логично, что хлор проявляет в этой ситуации наименьшую валентность и она равна I.

В современных учебниках химии всегда есть таблица валентности химических элементов. Это существенно облегчает задачу учащимся. Тему изучают в восьмом классе — в курсе неорганической химии.

Современные представления

Современные представления о валентности базируются на строении атомов. Атом состоит из ядра и вращающихся на орбиталях электронах.

Само ядро состоит из протонов и нейтронов, которые определяют атомный вес. Для того чтобы вещество было стабильным, его энергетические уровни должны быть заполнены и иметь восемь электронов.

При взаимодействии элементы стремятся к стабильности и либо отдают свои неспаренные электроны, либо принимают их. Взаимодействие происходит по принципу «что легче» — отдать или принять электроны. От этого также зависит то, как изменяется валентность в таблице Менделеева. Количество неспаренных электронов на внешней энергетической орбитали равно номеру группы.

В качестве примера

Щелочной металл натрий находится в первой группе периодической системы Менделеева. Это значит, что у него один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне. Хлор находится в седьмой группе. Это значит, что у хлора есть семь неспаренных электронов. Для завершения энергетического уровня хлору не хватает ровно одного электрона. Натрий отдает ему свой электрон и становится стабильным в соединении. Хлор же получает дополнительный электрон и тоже становится стабильным. В итоге появляется связь и прочное соединение — NaCl — знаменитая поваренная соль. Валентность хлора и натрия в этом случае будет равна 1.


Валентность. Определение валентности. Элементы с постоянной валентностью.

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

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

Необходимо четко усвоить следующие принципы:

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

Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить:

Остальные элементы могут проявлять разную валентность.

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

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

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

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

Валентность и степень окисления — это не тождественные понятия.

Эти понятия достаточно близки, но не следует их путать! Степень окисления имеет знак (+ или -), валентность — нет; степень окисления элемента в веществе может быть равна нулю, валентность равна нулю лишь в случае, если мы имеем дело с изолированным атомом; численное значение степени окисления может НЕ совпадать с валентностью. Например, валентность азота в N 2 равна III, а степень окисления = 0. Валентность углерода в муравьиной кислоте = IV, а степень окисления = +2.

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

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

Пример 1 . Найти валентности всех элементов в соединении NH 3 .

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

Пример 2 . Найти валентности всех элементов в молекуле Cl 2 O 5 .

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

Пример 3 . Найти валентность хлора в молекуле SCl 2 , если известно, что валентность серы равна II.

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

Зная валентности двух элементов, можно составить формулу бинарного соединения.

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

Пример 4 . Составьте формулу соединения кальция с водородом.

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

«А почему именно CaH 2 ? — спросите вы. — Ведь варианты Ca 2 H 4 и Ca 4 H 8 и даже Ca 10 H 20 не противоречат нашему правилу!»

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

«Значит, соединения типа N 2 O 4 или C 6 H 6 невозможны? — спросите вы. — Следует заменить эти формулы на NO 2 и CH?»

Нет, возможны. Более того, N 2 O 4 и NO 2 — это совершенно разные вещества. А вот формула СН вообще не соответствует никакому реальному устойчивому веществу (в отличие от С 6 Н 6).

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

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

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

Вот, собственно, и все основные моменты.

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

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Что такое электроотрицательность. Степень окисления и валентность

Что такое электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов?

Электроотрицательность

Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

зависимость электроотрицательности от порядкового номера элемента
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

Электроотрицательность  при движении по подгруппе вниз  — уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

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

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
Элементы, проявляющие постоянную СО
Значение постоянной СО этого элемента
Щелочные металлы, т. е. все металлы

IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

+1
Все элементы II группы, кроме ртути:

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd

+2
Алюминий Al +3
Фтор F -1
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Элемент
Степень окисления практически во всех соединениях
Исключения
водород H +1 Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:

кислород O -2 Пероксиды водорода и металлов:

Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю.
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы.

Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

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

Химический элемент
Номер группы
Высшая степень окисления
Кислород VI +2 (в OF 2 )
Фтор VII 0
Медь I +2
Железо VIII +6 (например K2 FeO 4 )

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

низшая степень окисления неметалла = №группы − 8

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

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

h3SO4

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

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

электроотрицательность

Обозначим степень окисления серы как x:

как определять степени окисления

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

расчет степеней окисления в h3SO4

Т.е. мы получили следующее уравнение:

уравнение для установления степени окисления серы

Решим его:

степень окисления

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

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

(Nh5)2Cr2O7

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

степени окисления

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

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы Nh5+ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона Nh5+ , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами Nh5+ и анионами Cr2O72-.

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

степени окисления элементов в катионе аммония и дихромат-ионе

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

установление степеней окисления элементов в дихромате аммония

Решая которые, находим x и y:

нахождение степеней окисления азота и хрома в дихромате аммония

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

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

Валентность

Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

  1. неспаренных электронов орбиталь с неспаренным электроном
  2. неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней орбиталь с неподеленной парой электронов
  3. пустых электронных орбиталей валентного уровня вакантная орбиталь

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

электронно-графическая формула атома водорода

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

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

Валентные возможности атома углерода

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

строение внешнего уровня атома углерода

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

строение внешнего уровня атома углерода в возбужденном состоянии

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

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

образование молекулы угарного газа

Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

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

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

внешний энергетический уровень атома азота

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (Nh4), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

образование катиона аммония

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

строение молекул азотной кислоты и N2O5

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.

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

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

валентные возможности фосфора

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

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

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

***электроотрицательность

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

Валентные возможности атома кислорода

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

***внешний электронный уровень атома кислорода

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

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

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

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

внешний электронный уровень невозбужденного атома серы

Два неспаренных электрона

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода h3S.

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

***валентность серы 4

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

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

***валентность серы VI

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO3, h3SO4, SO2Cl2 и т.д.

Как определить валентность химических элементов. Валентные возможности атомов химических элементов

  1. Что такое валентность
  2. Для чего нужна валентность?
  3. В чем отличие валентности и степени окисления
  4. Какие бывают характеристики у валентности элементов?
  5. Влияние валентности элементов в химических реакциях.
  6. Как определить валентность элемента
  7. Определение по таблице Менделеева
  8. Формула и алгоритм
  9. Современные представления
  10. В качестве примера
  11. Правило октета
  12. Определение зависимости от химических формул
  13. Необычные способы определения валентности элементов.
  14. Элементы, имеющие несколько значений валентности
  15. Таблица валентности химических элементов.

Что такое валентность

Валентность – способность атома элемента образовывать связь с другими атомами за счёт электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне.

Любой элемент состоит из атома, в центре которого находится положительно заряженное ядро. Заряд ядра соответствует порядковому номеру элемента в периодической таблице. Он всегда положителен, так как количество протонов превышает количество нейтронов.

Вокруг ядра движутся на разном расстоянии от ядра отрицательно заряженные электроны. Их количество также соответствует порядковому номеру элемента. Самый последний уровень занимают валентные электроны. Из-за большого расстояния от ядра они теряют с ним связь и легко спариваются с внешними электронами другого атома. За счёт образовавшейся ковалентной связи формируется новое вещество, состоящее из нескольких атомов.


Рис. 1. Строение атома углерода.

Количество электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента и, соответственно, количество возможных химических связей.

Для чего нужна валентность?

Валентность химических элементов – это способность атомов элемента образовывать химические связи, то есть присоединять к себе другие атомы. Количественной мерой валентности является число связей, которые образует данный атом с другими атомами или атомными группами.

В настоящее время валентность представляет собой число ковалентных связей (в том числе возникших и по донорно-акцепторному механизму), которыми данный атом соединен с другими. При этом не учитывается полярность связей, а значит, валентность не имеет знака и не может быть равной нулю.

Ковалентная химическая связь – это связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных пар. Если между двумя атомами имеется одна общая электронная пара, то такая связь называется одинарной, если две – двойной, если три – тройной.

В чем отличие валентности и степени окисления

Валентность и степень окисления не являются равнозначными понятиями, хоть их числовое значение может совпадать.

Валентность используется для определения числа химических связей атома, причем как полярных, так и неполярных.

Степень окисления используется для выражения значения электрического заряда, сосредоточенного на атоме.

Какие бывают характеристики у валентности элементов?

Все вещества, которые обладают валентностью, характеризуются тем, что она у них или постоянна (во всех связях), либо переменная. Постоянная валентность – характеристика очень небольшой группы веществ (водорода, фтора, натрия, калия, кислорода и др. Намного больше в мире атомов, которые обладают переменной валентностью. В разных реакциях, взаимодействуя с разными атомами, они становятся разновалентными. Например, азот в соединении Nh4 имеет валентность – III, так как связан с тремя атомами, а в природе он бывает с валентность от одного до четырех. Еще раз повторю, что разная валентность – более распространенное явление.

Влияние валентности элементов в химических реакциях.

Даже того как ученые узнали, что атом — это не мельчайшая частица в мире, они уже оперировали этим понятием. Они понимали, что есть внутренний фактор, который влияет на протекание химической реакции различных веществ. Из-за того, что ученые по-разному видели строение молекулы, понятие «валентность элемента» пережило несколько метаморфоз.

Валентность вещества определяется количеством внешних электронов атома. Каким количеством электронов атом обладает, столько максимально соединений он способен совершить. Таким образом «валентность» подразумевает собою число электронных пар атомов.

Хотя электронная теория появилась намного позже, после «разделения» атома на более мелкие частицы, до этого ученые все равно вполне успешно определяли валентность в большинстве случаев. Удавалось им это благодаря химическому анализу веществ.

Это была тяжелая работа: прежде всего, требовалось определить массу элемента в чистом виде. Далее, с помощью химического анализа, ученые определяли каков состав соединения, и только потом могли высчитать, сколько атомов содержит в себе молекула вещества.

Этот метод все еще используется, но не является универсальным. Так удобно определять элемент в простом соединении веществ. Например, с одновалентным водородом, или двухвалентным кислородом.

Но уже при работе с кислотами метод не особо удачный. Нет, мы можем частично использовать его, например, при определении валентности соединений кислотных остатков.

Выглядит это так: используя знание, что валентность кислорода всегда равна двум, мы можем с легкостью высчитать валентность всего кислотного остатка. Например, в h3SO3 валентность SO3 – I, в HСlO3 валентность СlO3 – I.

Читайте также: Количественные характеристики гидролиза

Как определить валентность элемента

Для этого существует несколько методов. Первый и самый простой способ — это просто обратиться к периодической таблице Менделеева. Элементы распределены по группам, их 8. В каждой группе они имеют одинаковую валентность. Например, все элементы в группе 8 имеют восемь электронов (высокая стабильность).

Второй метод — посмотреть на общее количество электронов, а затем вычислить их число по атомному номеру. Как только вы узнаете количество электронов, вы можете легко вычислить валентность. Все атомы, кроме водорода, имеют два электрона в первой электронной оболочке и до восьми в каждой последующей. Например, атомный номер хлора равен 17, что делает конфигурацию электронов равной:

То есть валентность хлора равна 7. Кислород имеет восемь электронов, два в первой оболочке и шесть во внешних оболочках, давая ему число 2. Вы можете рассчитать многоэлементные молекулы таким же образом. Например, чтобы определить тетраоксид фосфора, вы должны умножить атомы кислорода (валентность 2) и вычесть из валентности фосфора 5, получив число 3.

Ознакомьтесь с электронной конфигурацией каждого уровня оболочки. Каждый атом имеет два электрона на своей внутренней оболочке и до восьми электронов на каждой оболочке. Например, поскольку литий имеет три электрона, он будет иметь два внутри и один электрон на своей внешней оболочке.

Определение по таблице Менделеева

Таблица Менделеева позволяет с легкостью определять основность элементов. Для этого нужно уметь читать периодическую таблицу. Таблица по вертикали имеет восемь групп, а по горизонтали располагаются периоды. Если период состоит из двух рядов, то его называют большим, а если из одной — малым. Элементы по вертикали в столбцах, в группах распределены неравномерно. Валентность всегда обозначается римскими цифрами.

Чтобы определить валентность, нужно знать, какая она бывает. У металлов главных подгрупп она всегда постоянная, а у неметаллов и металлов побочных подгрупп может быть переменной.

Постоянная равна номеру группы. Переменная может быть высшей и низшей. Высшая переменная равна номеру группы, а низкая высчитывается по формуле: восемь минус номер группы. При определении нужно помнить:

  • у водорода она равна I;
  • у кислорода — II.

Если соединение имеет атом водорода или кислорода, то определить его валентность не составляет труда, особенно если перед нами гидрид или оксид.

Формула и алгоритм

Самая меньшая валентность у тех элементов, которые расположены правее и выше в таблице. И, наоборот, если элемент ниже и левее, то она будет выше. Чтобы определить ее, необходимо следовать универсальному алгоритму:

  1. Записываем формулу соединения.
  2. Проставляем валентность того компонента соединения, которого знаем.
  3. Умножаем известную величину на количество атомов элемента в соединении.
  4. Находим наименьшее кратное.
  5. Проводим проверку: умножаем значение на индекс. Должна получаться одинаковая цифра по каждому компоненту соединения.

Пример: возьмем соединение аммиака — Nh4. Нам известно, что у атома водорода валентность постоянная и равна I. Умножаем I на 3 (количество атомов) — наименьшее кратное — 3. У азота в этой формуле индекс равен единице. Отсюда вывод: 3 делим на 1 и получаем, что у азота она равна IIII.

Величину по водороду и кислороду всегда определять легко. Сложнее, когда ее необходимо определять без них. Например, соединение SiCl4. Как определить валентность элементов в этом случае? Хлор находится в 7 группе. Значит, его валентность либо 7, либо 1 (восемь минус номер группы). Кремний находится в четвертой группе, значит, его потенциал для образования связей равен четырем. Становится логично, что хлор проявляет в этой ситуации наименьшую валентность и она равна I.

В современных учебниках химии всегда есть таблица валентности химических элементов. Это существенно облегчает задачу учащимся. Тему изучают в восьмом классе — в курсе неорганической химии.

Современные представления

Современные представления о валентности базируются на строении атомов. Атом состоит из ядра и вращающихся на орбиталях электронах.

Само ядро состоит из протонов и нейтронов, которые определяют атомный вес. Для того чтобы вещество было стабильным, его энергетические уровни должны быть заполнены и иметь восемь электронов.

При взаимодействии элементы стремятся к стабильности и либо отдают свои неспаренные электроны, либо принимают их. Взаимодействие происходит по принципу «что легче» — отдать или принять электроны. От этого также зависит то, как изменяется валентность в таблице Менделеева. Количество неспаренных электронов на внешней энергетической орбитали равно номеру группы.

Читайте также: Электролитическая диссоциация
В качестве примера

Щелочной металл натрий находится в первой группе периодической системы Менделеева. Это значит, что у него один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне. Хлор находится в седьмой группе. Это значит, что у хлора есть семь неспаренных электронов. Для завершения энергетического уровня хлору не хватает ровно одного электрона. Натрий отдает ему свой электрон и становится стабильным в соединении. Хлор же получает дополнительный электрон и тоже становится стабильным. В итоге появляется связь и прочное соединение — NaCl — знаменитая поваренная соль. Валентность хлора и натрия в этом случае будет равна 1.

Правило октета

При определении атома или молекулы (для которой вы не можете использовать периодическую таблицу), химики используют правило октета. Согласно этому правилу, атомы и химические вещества объединяются таким образом, чтобы образовать восемь электронов во внешней оболочке любого соединения, которое они образуют. Когда атом или молекула имеет от одного до четырех электронов в своей внешней оболочке, он имеет положительную валентность, то есть он жертвует свои свободные электроны. Когда число электронов составляет:

  • четыре;
  • пять;
  • шесть;
  • семь;

— вы определяете его способности путем вычитания электронного числа из 8. Это потому, что атом или молекула легче принимает электроны для достижения стабильности.

Определение зависимости от химических формул

Вы можете определить переходный элемент или радикал в конкретном соединении, заметив, как он сочетается с элементами известной валентности. Эта стратегия основана на правиле октета, которое говорит нам о том, что элементы и радикалы объединяются, чтобы создать стабильную внешнюю оболочку из восьми электронов.

В качестве простых иллюстраций этой стратегии обратите внимание, что натрий (Na), имеющий +1, легко сочетается с хлором (Cl), который имеет -1, с образованием хлорида натрия (NaCl) или поваренной соли. Это пример ионной реакции, в которой электрон пожертвован одним атомом и принят другим. Однако для соединения с серой (S) требуется два атома натрия с образованием сульфида натрия (Na2S), сильнощелочной соли, используемой в целлюлозной промышленности.

Чтобы применить эту стратегию к более сложным молекулам, важно сначала понять, что элементы иногда объединяются с образованием реактивных радикалов, которые еще не достигли стабильности внешней оболочки. Примером является сульфатный радикал (SO4). Это тетраэдрическая молекула, в которой атом серы разделяет электроны с четырьмя атомами кислорода в так называемой ковалентной связи. В таком соединении вы не можете получить валентность атомов в радикале, если посмотреть на формулу. Поскольку для образования этого соединения требуется два атома натрия, валентность серы должна быть -2.

Однако вы можете определить радикал с помощью ионных соединений, которые он образует. Например, сульфатный радикал объединяется ионно с водородом, образуя серную кислоту (h3SO4). Эта молекула содержит два атома водорода, каждая из которых имеет +1, поэтому в этом случае валентность радикала равна -2. Как только вы определили радикал, вы можете использовать ее для вычисления молекул, с которыми он объединяется.

Например, железо (Fe) представляет собой переходный металл, который может проявлять множественные валентности. Когда он сочетается с сульфатным радикалом с образованием сульфата железа, FeSO4, он должен иметь +2 поскольку сульфатный радикал, определяется по связи, которую он образует с водородом.

Необычные способы определения валентности элементов.

Есть и более нестандартные, но интересные способы определения валентности вещества. Если хорошо знать свойства элемента, то определить валентность можно даже визуально. Например, медь. Ее оксиды будут красными и черными, а гидроксиды – желтыми и синими.

Элементы, имеющие несколько значений валентности

Значение валентности зависит от состояния атома— обычного или возбужденного.

Не все атомы химических элементов могут переходить в возбужденное состояние. По этому признаку они делятся на химические элементы с переменной и постоянной валентностью.

Постоянная валентность наблюдается у щелочных, щелочноземельных металлов, водорода, кислорода, фтора и алюминия.

Все остальные химические элементы обладают переменной валентностью, обусловленными существованием как возбужденных, так и обычных(стационарных) состояний.

Таблица валентности химических элементов.

Порядковый номерхимического элемента, он же: атомный номер, он же: зарядовое числоатомного ядра, он же: атомное число Русское /Английское наименование Химическийсимвол Валентность
1 Водород / Hydrogen H (-1), +1
2 Гелий / Helium He
3 Литий / Lithium Li +1
4 Бериллий / Beryllium Be +2
5 Бор / Boron B -3, +3
6 Углерод / Carbon C (+2), +4
7 Азот / Nitrogen N -3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5
8 Кислород / Oxygen O -2
9 Фтор / Fluorine F -1, (+1)
10 Неон / Neon Ne
11 Натрий / Sodium Na +1
12 Магний / Magnesium Mg +2
13 Алюминий / Aluminum Al +3
14 Кремний / Silicon Si -4, (+2), +4
15 Фосфор / Phosphorus P -3, +1, +3, +5
16 Сера / Sulfur S -2, +2, +4, +6
17 Хлор / Chlorine Cl -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7
18 Аргон / Argon Ar
19 Калий / Potassium K +1
20 Кальций / Calcium Ca +2
21 Скандий / Scandium Sc +3
22 Титан / Titanium Ti +2, +3, +4
23 Ванадий / Vanadium V +2, +3, +4, +5
24 Хром / Chromium Cr +2, +3, +6
25 Марганец / Manganese Mn +2, (+3), +4, (+6), +7
26 Железо / Iron Fe +2, +3, (+4), (+6)
27 Кобальт / Cobalt Co +2, +3, (+4)
28 Никель / Nickel Ni (+1), +2, (+3), (+4)
29 Медь / Copper Сu +1, +2, (+3)
30 Цинк / Zinc Zn +2
31 Галлий / Gallium Ga (+2). +3
32 Германий / Germanium Ge -4, +2, +4
33 Мышьяк / Arsenic As -3, (+2), +3, +5
34 Селен / Selenium Se -2, (+2), +4, +6
35 Бром / Bromine Br -1, +1, (+3), (+4), +5
36 Криптон / Krypton Kr
37 Рубидий / Rubidium Rb +1
38 Стронций / Strontium Sr +2
39 Иттрий / Yttrium Y +3
40 Цирконий / Zirconium Zr (+2), (+3), +4
41 Ниобий / Niobium Nb (+2), +3, (+4), +5
42 Молибден / Molybdenum Mo (+2), +3, (+4), (+5), +6
43 Технеций / Technetium Tc +6
44 Рутений / Ruthenium Ru (+2), +3, +4, (+6), (+7), +8
45 Родий / Rhodium Rh (+2), (+3), +4, (+6)
46 Палладий / Palladium Pd +2, +4, (+6)
47 Серебро / Silver Ag +1, (+2), (+3)
48 Кадмий / Cadmium Cd (+1), +2
49 Индий / Indium In (+1), (+2), +3
50 Олово / Tin Sn +2, +4
51 Сурьма / Antimony Sb -3, +3, (+4), +5
52 Теллур / Tellurium Te -2, (+2), +4, +6
53 Иод / Iodine I -1, +1, (+3), (+4), +5, +7
54 Ксенон / Xenon Xe
55 Цезий / Cesium Cs +1
56 Барий / Barium Ba +2
57 Лантан / Lanthanum La +3
58 Церий / Cerium Ce +3, +4
59 Празеодим / Praseodymium Pr +3
60 Неодим / Neodymium Nd +3, +4
61 Прометий / Promethium Pm +3
62 Самарий / Samarium Sm (+2), +3
63 Европий / Europium Eu (+2), +3
64 Гадолиний / Gadolinium Gd +3
65 Тербий / Terbium Tb +3, +4
66 Диспрозий / Dysprosium Dy +3
67 Гольмий / Holmium Ho +3
68 Эрбий / Erbium Er +3
69 Тулий / Thulium Tm (+2), +3
70 Иттербий / Ytterbium Yb (+2), +3
71 Лютеций / Lutetium Lu +3
72 Гафний / Hafnium Hf +4
73 Тантал / Tantalum Ta (+3), (+4), +5
74 Вольфрам / Tungsten W (+2), (+3), (+4), (+5), +6
75 Рений / Rhenium Re (-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7
76 Осмий / Osmium Os (+2), +3, +4, +6, +8
77 Иридий / Iridium Ir (+1), (+2), +3, +4, +6
78 Платина / Platinum Pt (+1), +2, (+3), +4, +6
79 Золото / Gold Au +1, (+2), +3
80 Ртуть / Mercury Hg +1, +2
81 Талий / Thallium Tl +1, (+2), +3
82 Свинец / Lead Pb +2, +4
83 Висмут / Bismuth Bi (-3), (+2), +3, (+4), (+5)
84 Полоний / Polonium Po (-2), +2, +4, (+6)
85 Астат / Astatine At нет данных
86 Радон / Radon Rn
87 Франций / Francium Fr нет данных
88 Радий / Radium Ra +2
89 Актиний / Actinium Ac +3
90 Торий / Thorium Th +4
91 Проактиний / Protactinium Pa +5
92 Уран / Uranium U (+2), +3, +4, (+5), +6

Читайте также: Энергетические эффекты химических реакций

Чего не указано в таблице валентности, это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.

Виды валентности
Постоянная (у металлов главных подгрупп) Переменная (у неметаллов и металлов побочных подгрупп)
Высшая (равна номеру группы) Низшая (равна разности между числом 8 и номером группы)

Знание валентности элементов необходимы для правильного составления химических формул соединений.

Источники

  • https://obrazovaka.ru/himiya/tablica-valentnosti-himicheskih-elementov-8-klass.html
  • https://obrazovaka.ru/himiya/valentnost-himicheskih-elementov.html
  • https://wika.tutoronline.ru/himiya/class/11/valentnye-vozmozhnosti-atomov
  • https://www.calc.ru/Valentnost-Elementov.html
  • https://LivePosts.ru/articles/education-articles/himiya/kak-opredelit-valentnost-himicheskogo-elementa-po-tablitse
  • https://obrazovanie.guru/himiya/kak-opredelit-valentnost-elementa-po-tablitse-mendeleeva.html
  • https://www. calc.ru/Tablitsa-Valentnosti.html

Ваша оценка?

Петр Иваныч

Возможно этот человек ответит на ваши вопросы

Задать вопрос

Многовалентные сверхатомы

Abstract

Недавно мы показали, что в газофазных кластерах, содержащих атомы алюминия и йода, кластер Al 13 ведет себя как атом галогена, тогда как кластер Al 14 проявляет свойства, аналогичные щелочноземельным атом. Эти наблюдения вместе с нашими выводами о том, что Al 13 инертен, как атом инертного газа, укрепили идею о том, что выбранные кластеры могут демонстрировать химическое поведение, напоминающее атомы в периодической таблице, предлагая захватывающую перспективу нового измерения. периодической таблицы, образованной кластерными элементами, называемыми суператомами.Поскольку поведением кластеров можно управлять с помощью размера и состава, сверхатомы открывают потенциал для создания уникальных соединений с заданными свойствами. В этой статье мы приводим доказательства существования дополнительного класса сверхатомов, а именно Al 7 , которые проявляют несколько валентностей, как некоторые элементы периодической таблицы, и, следовательно, могут образовывать стабильные соединения в сочетании с другие атомы. Эти результаты подтверждают утверждение о том, что не должно быть никаких ограничений в поиске кластеров, которые имитируют практически всех членов периодической таблицы.

Ключевые слова: 3d периодическая таблица, кластер, желе

Образование материалов со свойствами, отличными от свойств составляющих их атомов, является известным явлением в природе. Например, классическим примером является образование молекул/твердого вещества NaCl с характеристиками, отличными от составляющих его элементов, Na и Cl. Одна из целей исследования сверхатомов (1–3) состоит в том, чтобы выяснить, можно ли выполнить то, что делает природа, более простым и контролируемым образом. Развитие понимания факторов, определяющих химическое поведение кластеров (4–10), и демонстрация того, что это знание может быть использовано для разработки стабильных строительных блоков для новых материалов, имеет решающее значение для воплощения этой концепции на практике. Для металлических кластеров обычно используется простая модель электронной оболочки, называемая желе (11), для описания глобальных особенностей электронной структуры. В этой модели ядра вместе с самыми внутренними электронами образуют положительно заряженный фон, после чего валентные электроны, исходящие от отдельных атомов, затем подвергаются этому потенциалу.Для кластеров из чистого металла на фоне сферического желе этот подход приводит к оболочечной структуре, в которой электроны расположены в электронных оболочках 1s 2 , 1p 6 , 1d 10 , 2s 2 , 1f 14 , 2P 6 … По сравнению с 1S 2 , 2S 2 , 2P 6 , 3S 2 , 3P 6 , 4S 2 , 3D 10 . .. в отдельных атомах. Подобная структура оболочки также получена для прямоугольной ямы и гармонических форм фонового потенциала (12), что указывает на то, что оболочки, полученные в рамках картины желе, представляют собой общие черты электронных состояний в замкнутом свободном электронном газе.Кластеры, содержащие 2, 8, 18, 20, 34, 40… электронов, соответствуют заполненным электронным оболочкам и проявляют повышенную стабильность, о чем свидетельствует содержание в масс-спектрах простых металлических кластеров, более высокий потенциал ионизации, более низкое сродство к электрону и химическая инертность, наблюдаемая в реакционной способности. эксперименты. В этом отношении кластер Al 13 с 39 валентными электронами и электронной структурой 1S 2 , 1P 6 , 1D 10 , 2S 2 , 1F 14 , 2P 5 отсутствует один электрон, как и атомы галогена, которые при добавлении одного электрона приобретают состояние заполненной оболочки (13). Действительно, предыдущие исследования (14, 15) показали, что Al 13 имеет сродство к электрону, сравнимое с атомами галогена, что указывает на химическое поведение, напоминающее атомы галогена. Аналогичным образом мы недавно показали, что в кластерных соединениях с йодом кластер Al 14 ведет себя аналогично атомам щелочноземельных металлов (3). Мы показали, что Al 14 I 3 является стабильным видом и что его стабильность можно согласовать, рассматривая Al 14 в валентном состоянии +2 (3).Структура электронной оболочки, описанная выше, изменяется (16) для составных кластеров, поскольку комбинация атомов с разной электроотрицательностью может изменять их геометрию и влиять на электронные оболочки. В частности, замыкания оболочки в 18 и 20 чувствительны к природе составного кластера.

Несмотря на то, что описанные выше события показывают близкую аналогию между атомами и суператомами, одной из наиболее важных особенностей, характеризующих атомы, является то, что многие элементы в периодической таблице имеют множественные валентные состояния. Например, углерод проявляет как двухвалентные, так и четырехвалентные характеристики и прочно связывается с атомами O или Si, образуя CO и SiC, оба из которых очень стабильны. Существуют ли суператомы, которые разделяют эту общность с атомами?

В этой статье мы представляем результаты синергетических усилий, которые сочетают теоретические расчеты первых принципов и реактивную стабильность выбранных кластеров, чтобы продемонстрировать еще одного члена семейства суператомов, а именно Al 7 .Что действительно примечательно, так это то, что, в отличие от предыдущих членов, этот суператом демонстрирует множественные валентные состояния, что позволяет ему образовывать стабильные составные кластеры в сочетании с различными атомами. В частности, мы впервые демонстрируем (8) исключительную стабильность Al 7 C за счет образования кластеров Al n C в реакциях кластеров алюминия с бензолом и последующих реакциях кластеров с кислородом. определить стабильные виды. Масс-спектры показывают, что пик Al 7 C даже более выражен, чем пик Al 13 , другого члена семейства суператомов, который мы ранее идентифицировали и подробно изучали (1–3).Теоретические соображения показывают, что концепция суператома позволяет понять электронное происхождение исключительной стабильности, часто наблюдаемой для этих частиц. Те же соображения также прогнозируют устойчивость других видов, таких как AL 7 O , AL 7 S , AL 7 I 2 и AL 7 + . В отличие от Al 7 C , однако, устойчивость Al 7 O , AL 7 S и AL 7 I 2 не может быть установлено 2 эксперименты по травлению.Кластеры Al 7 O и Al 7 S неустойчивы к образованию AlO 2 или Al 2 O 2 Al 7 I 2 неустойчив к образованию Al 2 O 2 . Следовательно, их стабильность должна быть проверена менее агрессивным реагентом, чем O 2 . Однако экспериментальные масс-спектры показывают стабильность Al 7 + в экспериментах по травлению кислородом.Настоящие исследования обеспечивают дальнейшую обширную поддержку общей природы концепции суператома и показывают, что Al 7 является членом семейства многовалентных суператомов.

Результаты и обсуждение

Вкратце, кластеры получают путем испарения вращающегося и перемещающегося алюминиевого стержня в атмосфере гелия. Затем производство смешанных кластеров осуществляется путем смешивания абляционных частиц с небольшим процентом газа-носителя, содержащего желаемый прекурсор.Например, кластеры Al n C получают добавлением бензола. Чтобы идентифицировать стабильные частицы, сгенерированные кластеры впоследствии подвергают воздействию возрастающего количества травильного газа, вводимого в проточный реактор, в котором транспортируются кластеры. Таким образом, реактивные анионы окисляются и часто вытравливаются на более мелкие более стабильные фрагменты. Прореагировавшие частицы анализируются по массе, поэтому спектры содержат стабильные частицы, образующиеся при исходном массовом распределении, и стабильные продукты, образующиеся в реакциях окисления и травления.Таким образом, пики в масс-спектрах прореагировавших частиц идентифицируют стабильные частицы.

показаны масс-спектры кластеров Al n C , полученных путем взаимодействия алюминиевой плазмы с бензолом и последующего воздействия на образовавшиеся кластеры Al n C > 200 стандартных кубических сантиметров кислорода в минуту. показывает, что Al 7 C является единственным кластером, содержащим один атом C (при малых размерах), который выживает в масс-спектрах.Пик у Al 7 C заметно больше и даже более заметен, чем у Al 13 , который, как известно, устойчив к кислороду из-за своей закрытой структуры оболочки. Ранее предполагалось (17), что стабильность Al 7 C может быть согласована в рамках модели гелиума, где кластер можно рассматривать как составное желе, образованное из Al 6 с замкнутым оболочка из 18 электронов и AlC с закрытой оболочкой из 8 электронов.Такая картина имеет трудности. Сродство к электрону AlC (1,1 эВ) меньше, чем у Al 6 (2,5 эВ). Наши расчеты показывают, что если для удаления атома Al из Al 7 C требуется всего 3,76 эВ, то для его распада на Al 6 и AlC потребуется 9,09 эВ. Атом C в Al 7 C расположен внутри клетки Al 7 , связанной со всеми сайтами Al, тогда как можно было бы ожидать, что он будет связан с одним атомом Al, если бы он был комбинацией Al 6 и AlC .

Бензол вводят в исходную алюминиевую плазму для получения Al n (●) и Al n C (). Затем кластеры вступают в реакцию с молекулярным кислородом при тепловой энергии.

Начнем с демонстрации того, что истинная причина стабильности Al 7 C кроется в мультиплетной природе Al 7 . показывает геометрию, полученную для Al 7 C . Обратите внимание, что кластер имеет эндоэдральный атом C, полученный в более ранних исследованиях.Чтобы проверить стабильность, мы рассчитали выигрыш в энергии, Δ E ,

в зависимости от размера по мере добавления последовательных атомов Al к предыдущему размеру Al n−1 C . Здесь E — полная энергия кластера. Результаты показаны в b . Пик в Δ E является признаком стабильности, поскольку он подразумевает больший прирост энергии при формировании стабильного вида по сравнению с предыдущим размером и меньшую энергию при разрушении более высокого размера для образования стабильного вида.Обратите внимание, что при Al 7 C имеется пик, указывающий на его предпочтительное образование в результате роста Al 6 C и фрагментации Al 8 C . b также показывает разрыв между самой высокой занятой молекулярной орбиталью (ВЗМО) и самой низкой незанятой молекулярной орбиталью (НСМО). В металлических кластерах зазор обычно указывает на стабильность и химическую инертность. Обратите внимание, что Al 7 C имеет самую большую щель HOMO-LUMO.

Структура и энергетика кластеров соединений алюминия. ( a ) Al 7 C -оптимизированная геометрия. ( b ) Энергия, полученная за счет добавления атома Al к частицам Al n-1 C и щели HOMO-LUMO для кластеров Al n C . ( c ) Электронная плотность заряда ВЗМО в кластерах Al 7 C . ( d ) Al 7 O -оптимизированная геометрия. ( e ) Энергия, полученная за счет добавления атома Al к частицам Al n-1 O и щели HOMO-LUMO для кластеров Al n O . ( f ) Электронная плотность заряда ВЗМО в Al 7 O .

Теперь обсудим устойчивость Al 7 C и других кластеров на основе алюминия к травлению O 2 более количественно. Возможные пути фрагментации включают образование AlO 2 , AlO 2 или Al 2 O 2 . Обратите внимание, что поскольку кластеры сначала термализуются, а затем подвергаются воздействию молекулярного O 2 , связь OO защищена барьером и остается неповрежденной при образовании AlO 2 , AlO 2 или Al 2 О 2 .Наши расчеты показывают, что энергия связи (ЭС) AlO 2 и AlO 2 с неповрежденной связью OO составляет 2,83 и 5,72 эВ соответственно, тогда как энергия, необходимая для разрыва Al 2 O 2 на два атома Al и молекулу O 2 составляет 6,75 эВ. Эти расчеты показывают, что те кластеры на основе алюминия, где требуется ( i ) <2,83 эВ для удаления одного Al, ( ii ) <5,72 эВ для удаления Al или ( iii ) < 6.75 эВ для удаления двух атомов Al будет энергетически неустойчив к травлению O 2 . Таким образом можно проверить стабильность кластеров, поскольку менее стабильные кластеры окисляются и часто вытравливаются в более мелкие более стабильные фрагменты. В случае Al 7 C для удаления атома Al требуется 3,76 эВ, а для удаления Al требуется 6,40 эВ, тогда как для удаления двух атомов Al требуется 6,78 эВ энергии. Соответствующие исследования, основанные на молекулярно-орбитальной библиотеке Военно-морской исследовательской лаборатории (NRLMOL), показывают, что энергия, необходимая для удаления двух атомов алюминия, равна 7.04 эВ, тогда как BE Al 2 O 2 в сторону распада на два атома Al и O 2 составляет 6,92 эВ. Таким образом, Al 7 C стабилен по отношению к этим путям фрагментации и, следовательно, не подвергается травлению O 2 . Этими же соображениями объясняется и наблюдение Al 7 + при травлении кислородом чистых катионов Al n + . В этом случае, если для удаления атома алюминия требуется 4,32 эВ, то для удаления двух атомов алюминия требуется 7,22 эВ.Почему Al 7 C такой стабильный? Может ли Al 7 объединяться с другими атомами для создания стабильных соединений?

Чтобы ответить на поставленные выше вопросы, мы наметим механизм, с помощью которого кластер Al 7 объединяется с другими атомами с образованием стабильных соединений. Атом Al имеет валентную электронную конфигурацию 3s 2 3p 1 , и было высказано предположение, что кластеры Al n претерпевают переход (18) от одновалентного к трехвалентному, начиная примерно с n = 6. Трехвалентный характер в Al 7 дополнительно устанавливается (19) масс-спектрами прореагировавших катионов Al n + , которые демонстрируют острый пик при Al 7 + , указывающий на закрытие оболочки при 20 электроны внутри гелеобразной картины ограниченного газа свободных электронов. Если бы вместо этого он был одновалентным по своему характеру, он бы выделялся как восьмиэлектронная система, чего на самом деле нет (13). С другой стороны, Al 7 имеет 22 валентных электрона.На изображении желе кластер имеет электронную конфигурацию 1s 2 , 1p 6 , 1d 10 , 2s 2 , 1f 2 и показывает одноэлектронные уровни в свободном кластере. Молекулярные орбитали были помечены с использованием классификации желе (уровни примерно соответствуют общей форме молекулярных орбиталей). Атом углерода имеет валентную структуру 2s 2 , 2p 2 с четырьмя вакансиями в p-оболочке и показывает одноэлектронные уровни в углероде. Чтобы обсудить образование Al 7 C , давайте начнем с одноэлектронных уровней в Al 7 C , также показанных на рис. Заполненное состояние углерода 2s находится намного ниже многообразия Al 7 и становится состоянием 1s Al 7 C . Следовательно, состояния 1s и 2s чистого Al 7 становятся состояниями 2s и 3s объединенной системы и увеличивают энергию (результирующее состояние 3s имеет высокую энергию и не показано).Частично заполненные p-состояния углерода имеют примерно ту же энергию, что и 1p-состояния Al 7 , и образуют связывающие и разрыхляющие комбинации. Связывающая комбинация приводит к состоянию 1p Al 7 C , тогда как разрыхляющая комбинация приводит к состоянию 2p , которое характеризует группу высших занятых молекулярных состояний в Al 7 C . Поскольку атом углерода имеет четыре незаполненных p-состояния, заполнение p-состояний можно рассматривать как переход четырех электронов из состояний 1f и 2s Al 7 в эти незаполненные состояния. Незаполненные состояния 1f увеличивают энергию и показывают пересмотренную структуру уровней в Al 7 C . Обратите внимание, что p-состояния C образуют связывающие орбитали с состояниями Al 7 ; следовательно, это не перенос заряда, а совокупность этих состояний связи. Лучшим описанием является переход Al 7 в состояние валентности + 4, что аналогично переходу Al 14 в состояние + 2, о котором сообщалось ранее (3).Очевидно, что такой переход не может быть идентифицирован с помощью Малликена или другого анализа заряда, как недавно предприняли некоторые авторы (20). c показывает плотность заряда электрона на ВЗМО-орбитали. Поскольку состояния связи имеют глубокую энергию, заполнение состояний связи стабилизирует кластер, тогда как движение незанятых состояний открывает большую щель HOMO-LUMO в 1,69 эВ, что соответствует стабильности и инертности Al 7 C . Аналогичная модель также объясняет ранее известную (21, 22) повышенную стабильность нейтрального Al 7 N, поскольку Al 7 имеет 21 электрон, а состояния N могут быть заполнены за счет заполнения трех связывающих орбиталей.

Одноэлектронные уровни в Al 7 , C, Al 7 C , O и Al 7 O . Сплошные тонкие линии представляют собой одиночные занятые уровни, непрерывные более толстые линии представляют собой двойные занятые уровни, тонкие пунктирные линии соответствуют одиночным незаполненным состояниям, более толстые пунктирные линии соответствуют двойным незаполненным состояниям, а стрелки указывают на большинство (вверх) и меньшинство ( вниз) спиновые состояния.

Ключевой вопрос заключается в том, можно ли использовать такие простые электронные правила подсчета и заполнения оболочки для описания стабильности других членов второй строки периодической таблицы.Поскольку ограниченный газ свободных электронов демонстрирует закрытие оболочки на 18 и 20 электронах, приведенные выше аргументы позволяют предположить, что кластеры Al 7 M должны проявлять повышенную стабильность в случаях, когда атому M потребуются два или четыре электрона для заполнения глубокой области. р-связывающие орбитали. Этот критерий указывает на то, что Al 7 O также должен быть достаточно стабильным и показывает уровни в этом кластере и атоме O (2s-состояние кислорода глубоко по энергии и не показано).Затем связывание происходит так же, как для Al 7 C , с той лишь разницей, что только 1f-электроны Al 7 переходят в состояния связи между Al 7 и O. количественно стабильность мы исследовали кластеры Al n O , содержащие от пяти до восьми атомов Al, и вычислили Δ E и щель HOMO-LUMO (показаны на d и e ). Обратите внимание, что Δ E достигает максимума при Al 7 O , что указывает на повышенную стабильность. f также показывает орбиталь ВЗМО. Хотя Al 7 O стабилен, он не устойчив к травлению O 2 , поскольку для удаления двух атомов Al требуется 6,10 эВ.

Теперь интересно узнать, можно ли распространить приведенные выше соображения на другие элементы. В частности, можно ли использовать приведенную выше модель для понимания связи Al 7 с другими элементами во второй, третьей и четвертой строках периодической таблицы.С этой целью мы рассчитали БЭ всех атомов во втором, третьем и четвертом рядах с Al 7 по уравнению

Здесь E (AL 7 ), E (M) и E (AL 7 M ) являются полными энергиями Al 7 , M и Al 7 M видов соответственно. Для случаев, когда М представляет собой атом галогена, BE рассчитывали путем разбиения на фрагменты Al 7 и M .В этих расчетах атомы изначально располагались в разных позициях вокруг мотива Al 7 . Геометрия оптимизировалась путем перемещения атомов в направлении действия сил до тех пор, пока силы не падали ниже порогового значения 3 × 10 –4 а. е. Для определения основного состояния были предприняты попытки определить несколько спиновых кратностей. Были получены три различных типа геометрии. Для B, C и N мы получаем эндоэдральную структуру ( a ). Для Li, Be, O, F, Na, Mg, Al, P, S, Cl, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br получаем внешнюю геометрию ( d ), а для Si получаем получена закрытая геометрия, в которой Al 7 открывается для размещения дополнительного атома.

В a мы показываем изменение BE для всех анионных кластеров. В каждом случае мы отметили общее число валентных электронов. Обратите внимание, что Al 7 C и Al 7 O не только стабильны по отношению к добавлению атомов Al, как обсуждалось ранее, они также имеют самый высокий BE по всей второй строке периодической таблицы. . Что весьма удивительно, так это то, что та же тенденция сохраняется для анионов элементов третьего и четвертого рядов.S в третьем ряду и Se в четвертом ряду демонстрируют больший прирост BE, чем предыдущие размеры, что снова указывает на их стабильность. В дополнение к BE мы исследовали изменение щели HOMO-LUMO ( b ). Примечательно, что разрыв HOMO-LUMO следует за тенденцией стабильности, указывая на химическую инертность. Для Si и Ge, которые соответствуют заполнению оболочки при 18, BE имеет только плечо, тогда как щель HOMO-LUMO демонстрирует небольшие пики. Такое поведение может быть вызвано сильно направленным характером связей этих атомов.Чтобы дополнительно подтвердить этот обширный характер концепции мультивалентности и повторить теоретическую картину, кластеры Al n S были созданы путем взаимодействия кластеров Al n с SO 2 . Масс-спектры образовавшихся кластеров содержали кластеры Al 7 S , в том числе и другие серосодержащие кластеры. Однако когда кластеры подвергались воздействию O 2 , все кластеры, включая Al 7 S , были вытравлены.Травление Al 7 S понятно, если учесть, что энергия, необходимая для удаления двух атомов Al, составляет всего 5,78 эВ, тогда как прирост энергии при образовании Al 2 O 2 составляет 6,75 эВ. Кроме того, для удаления атома Al потребуется 5,73 эВ, что делает образование AlO 2 резонансной реакцией. Однако соответствующие исследования, основанные на NRLMOL, показывают, что для удаления атома Al потребуется 5,68 эВ, тогда как выигрыш в энергии при образовании AlO 2 составляет 6.07 эВ, открывая этот канал для фрагментации. В любом случае Al 7 S неустойчив к окислению. Далее мы рассчитали сродство к электрону кластеров Al 7 M для M, охватывающих все атомы третьего и четвертого рядов. Al 7 S и Al 7 Se имели самое высокое сродство к электрону, что свидетельствует об их характере закрытой электронной оболочки.

Энергетика кластеров Ал 7 М. ( a ) BE кластеров Al 7 M , M — атом второй, третьей и четвертой строк таблицы Менделеева.( b ) Щель ВЗМО–НСМО для скоплений Al 7 M . ( c ) BE и HOMO–LUMO щель скоплений Al 7 I m .

Критической проверкой множественной валентности было бы объединение Al 7 с атомами, имеющими только одну вакансию на p-уровне (3) и высоким сродством к электрону. Тогда образование состояний связи будет удалять по одному электрону за раз, после чего эффект 2f- и 2s-опустошения можно будет отобразить с помощью количества атомов.Для проведения этого важного теста мы рассмотрели анионные кластеры Al 7 I m . Атом I имеет сродство к электрону 3,06 эВ, что значительно выше, чем измеренное сродство к электрону (15) 2,43 для Al 7 . Поэтому можно было бы ожидать, что каждый дополнительный атом I будет соединяться с одним электроном ядра Al 7 . В c мы показываем изменение щели BE и HOMO-LUMO по мере добавления к кластеру последовательных атомов I. Обратите внимание, что Al 7 I 2 , ведущий к ядру из 20 электронов, особенно заметен по сравнению с другими размерами, что снова подтверждает закрытие оболочки, обсуждавшееся выше. Что еще более важно, соответствующий разрыв HOMO-LUMO показывает ту же тенденцию. Химические признаки вместе с BE снова указывают на валентный статус. Чтобы проверить, подтверждается ли стабильность Al 7 I 2 экспериментами, кластерные анионы алюминия подвергали реакции с газообразным йодом. показаны масс-спектры голых и прореагировавших частиц. Обратите внимание, что масс-спектры действительно демонстрируют пик при Al 7 I 2 , что подтверждает теоретическое предсказание.Мы отмечаем, что вариации BE и HOMO-LUMO щели в c указывают на то, что Al 7 I 4 более стабильны, чем соседние размеры, что согласуется с закрытием оболочки при 18 электронах; однако его не видно в . Причина в том, что он энергетически нестабилен по отношению к реакции

на 0,31 эВ. Хотя Al 7 I и Al 7 I 3 менее стабильны, чем Al 7 I 4 , связано с повышенной стабильностью соответствующих нейтральных частиц. Однако Al 7 I 2 неустойчив к травлению O 2 , поскольку для удаления двух атомов Al требуется 6,76 эВ, что делает образование Al 2 O 2 резонансной реакцией. Соответствующие исследования, основанные на NRLMOL, показывают, что образование Al 2 O 2 является экзотермическим на 0,03 эВ.

Масс-спектры кластеров Al n ( A ), прореагировавших с I 2 ( B ).

Подводя итог, мы продемонстрировали, что схемы связывания Al 7 можно понять, рассматривая его как сверхатом, проявляющий множественную валентность. Валентность 2 и 4 делает его аналогом C или Si. Стабильность Al 7 C , с одной стороны, и предсказанная для Al 7 O и Al 7 S , с другой стороны, могут затем коррелировать со стабильностью SiC и СО соответственно. Ранее мы показали, что Al 13 и Al 14 можно рассматривать как сверхатомы супергалогенов и щелочноземельных металлов.Важно отметить, что в отличие от Al 13 и Al 14 , Al 7 проявляет множественную валентность, тем самым добавляя дополнительное измерение в химию сверхатомов.

Валентные электроны и энергетические уровни атомов элементов — Видео и стенограмма урока

Валентные электроны

Это было просто краткое введение в то, как электронная структура влияет на функцию и реактивность (и даже на вкус) атома. Как уже упоминалось, расположение и количество электронов являются важными факторами, определяющими реакцию атома.

Однако самая важная информация об электронах связана с самыми внешними электронами, или валентными электронами .

  • Внутренние электроны в атоме обычно крепко удерживаются ядром и обычно не участвуют во многих реакциях.
  • Внешние электроны играют ключевую роль во всех химических реакциях.

Этот маленький 3 s электрон в натрии является самым важным электроном в натрии.1) относится к валентным электронам

Количество валентных электронов

Как уже упоминалось, натрий имеет один валентный электрон (это 3 с электрона), что является одной из причин, почему он такой реактивный и нестабильный. Если у натрия один валентный электрон, то сколько у калия? Ответ тоже один!

Однако это 4 с электрона. Фактически, все атомы в первом столбце периодической таблицы имеют один валентный электрон, и все атомы в первом столбце периодической таблицы чрезвычайно реактивны и будут иметь тенденцию терять этот внешний электрон и становиться более стабильными.

Поскольку число валентных электронов очень важно (в отличие от внутренних), их иногда изображают на точечных диаграммах Льюиса , как показано на рисунке. На точечных диаграммах Льюиса показаны символы атомов с их валентными электронами. Натрий представлен своим символом Na, и поскольку он имеет один валентный электрон, то есть 3 с электроном, этот электрон представлен точкой рядом с символом.

Переходя ко второму столбцу, вы заметите, что электронная конфигурация магния оканчивается на 3 s 2, а это означает, что в магнии два валентных электрона.Опять же, эти два электрона чрезвычайно важны, поэтому иногда магний изображают как Mg с двумя точками вокруг него.

Обратите внимание, как точки расположены на противоположных сторонах символа. Итак, все элементы во втором столбце будут иметь по два валентных электрона. Далее мы собираемся пропустить блок d . Причина, по которой мы его пропускаем, двоякая: во-первых, число валентных электронов менее предсказуемо, что выходит за рамки этого урока; и, во-вторых (и это самое главное), d -электроны не играют такой большой роли в реакциях, как s и p электроны.

Переходя к 13-му столбцу, который начинается с бора, вы заметите, что есть три внешних электрона: два электрона s и один p электрон. Все атомы в этом семействе будут иметь три валентных электрона. Вы начинаете видеть формирование модели?

Все элементы семейства углерода будут иметь четыре валентных электрона, элементы семейства азота — пять, элементы семейства кислорода — шесть, галогены — семь валентных электронов и, кроме гелия, элементы семейства последний столбец — благородные газы — будет иметь восемь валентных электронов (два s электрона и шесть p электрона).

Периодическая таблица, показывающая точечные диаграммы Льюиса

Как видите, количество валентных электронов у атома связано со столбцом, в котором он находится в периодической таблице. Когда атом имеет восемь валентных электронов, говорят, что он имеет октета электронов. Атомы с полным октетом имеют орбитали s и p , ​​которые полностью заполнены электронами, поэтому они чрезвычайно стабильны.

Обратите внимание, что точечные диаграммы Льюиса заполняют внешние оболочки, сначала добавляя по четыре электрона с каждой стороны, а затем начиная соединять их в пары с добавлением пятого электрона. Это представление поможет нам позже, когда мы будем обсуждать химическую связь.

Энергия валентных электронов

Помимо количества валентных электронов в атоме, их энергия (или энергетический уровень, на котором они находятся) является последним битом информации, который помогает предсказать реакцию атома.Давайте взглянем на первый столбец элементов. Все они имеют один валентный электрон, но их валентные электроны располагаются все дальше и дальше от ядра по мере продвижения вниз по периодической таблице.

Например, один валентный электрон в литии находится на орбите 2 с . Это число 2 является главным квантовым числом, которое представляет размер орбитали. Орбиталь 2 с будет намного меньше, чем орбиталь 4 с в калии, который удерживает свой валентный электрон. Это означает, что валентный электрон в калии будет иметь больше энергии и находиться дальше от ядра, чем валентный электрон в литии.

Какая разница? Что ж, как вы могли заметить из примера с натрием, элементы в первом столбце избавятся от своих внешних электронов как можно быстрее. Тот факт, что один внешний электрон летает в одиночестве, делает этот атом очень химически нестабильным. Его способность вступать в химическую реакцию напрямую зависит от того, насколько легко он сможет избавиться от этого внешнего электрона.

Калий скорее избавится от своего внешнего электрона, чем литий, потому что его внешний электрон находится на орбите 4 s , ​​которая намного дальше от внутреннего притяжения положительно заряженного ядра. Литий будет цепляться за свои 2 с 90 864 электрона крепче, чем калий за свои 4 90 863 с 90 864 электрона, потому что 2 90 863 с 90 864 электрона ближе к внутреннему притяжению положительно заряженного ядра. Это делает калий более реактивным, чем литий. Если вы поместите крошечный кусочек лития в воду, она может просто зашипеть, но если вы поместите такое же количество калия в воду, она, вероятно, лопнет или взорвется.

Чем дальше от ядра находятся валентные электроны, тем больше энергии у атома.

Как вы, возможно, заметили, ряд, в котором находится элемент, представляет уровень энергии, который будут иметь валентные электроны. Элементы в первом ряду (водород и гелий) будут иметь внешние электроны на первом энергетическом уровне.Их главное квантовое число равно 1.

Элементы во втором ряду (от лития до неона) будут иметь валентные электроны на втором энергетическом уровне с главным квантовым числом 2. Эта тенденция сохраняется вплоть до седьмого ряда. Помните, что эти последние два ряда действительно принадлежат шестому и седьмому рядам.

Резюме урока

Наиболее важной характеристикой атома, которая помогает предсказать его химические свойства, является расположение и количество его электронов, точнее, его валентных электронов или внешних электронов. Внешние электроны участвуют в химических реакциях, изменяя свойства атома или молекулы.

Столбец, в котором находится элемент в периодической таблице, будет указывать, сколько у него валентных электронов, и сейчас, когда мы будем считать по столбцам, мы пропустим блок d . Строка, в которой находится элемент, указывает энергетический уровень внешних электронов. Наконец, поскольку валентные электроны очень важны, их можно представить символически в виде точечных диаграмм Льюиса .

Цели урока

После просмотра этого урока вы должны уметь:

  • Давать определение валентным электронам и определять, сколько элементов имеет
  • Понять важность того, сколько валентных электронов имеет элемент
  • Объясните, как представить число валентных электронов на точечной диаграмме Льюиса
  • Опишите значение орбитального положения валентных электронов в элементе

Химический и экологический словарь: Ковалентный радиус – потенциал валентного электрона (-эВ)

Ковалентный радиус – потенциал валентного электрона (-эВ) – том основан на заряде валентных электронов и ионном радиусе.

Определяется по уравнению: (-эВ) = кн / r . « k » — это коэффициент пропорциональности, преобразующий нгстремы в сантиметры и выражающий силу, действующую на валентные электроны, в электрон-вольтах, которая равна 14,399. « n » — это валентность. « r » — ионный радиус в нгстремах.

Валентные электроны

Электроны, участвующие в ионизации элемента.

Давление пара

Давление, возникающее, когда материал в твердом или жидком состоянии находится в равновесии со своим газообразным состоянием.Поскольку это изменяется в зависимости от температуры, давление пара должно определяться соответствующей температурой.

Летучий

Легко переходит в газообразное состояние при относительно низкой температуре.

Летучесть

Тенденция материала переходить в газообразное состояние при определенной температуре из твердого или жидкого состояния.

Объем

Измерение чего-либо в трех измерениях (кубическая величина).

Навигация по словарю

Ссылка на эту страницу

Если вам нужно процитировать эту страницу, вы можете скопировать этот текст:

Kenneth Barbalace.Словарь по химии и окружающей среде — Ковалентный радиус — Потенциал валентного электрона (-эВ) — Объем. Экологическаяхимия.com. 1995–2022 гг. Доступ онлайн: 17 марта 2022 г.
https://EnvironmentalChemistry.com/yogi/chemistry/dictionary/V01.html
.

Ссылка на эту страницу

Если вы хотите сделать ссылку на эту страницу со своего веб-сайта, блога и т. д., скопируйте и вставьте этот код ссылки (красный) и измените его в соответствии с вашими потребностями:

echo Chemistry & Environmental Dictionary (EnvironmentalChemistry.com) – содержит определения большинства химических, экологических и других технических терминов, используемых на сайте EnvironmentalChemistry.com, а также многих других химические и экологические термины. просто дайте ссылку на него на нашем веб-сайте, не публикуйте его повторно.

Периодическая таблица химических элементов

Периодическая таблица химических элементов похожа на алфавит химии. Подобно буквам в алфавите, элементы могут комбинироваться и реагировать разными способами.

На самом деле, перестановок всех возможных химических комбинаций элементов больше, чем расчетное количество атомов в видимой Вселенной!

Если мы включим инертные газы в перестановки, будет 6,62×10184 возможностей.Из этих возможностей возникла сложная химия жизни. Для сравнения, предполагаемое общее верхнее число атомов во Вселенной составляет всего около 1×1082, или сто тысяч квадриллионов вигинтиллион атомов.

Вы можете предсказать некоторые реакции и сочетания элементов, если знаете их свойства на основе таблицы Менделеева. И если вы знакомы с тем, как организована таблица, вы можете описать по крайней мере некоторые свойства элемента, просто взглянув на его положение в таблице.

Что такое Периодическая таблица?

Периодическая таблица упорядочивает все известные элементы по периодам и группам, которые соответствуют определенным химическим свойствам.

Тенденции сразу бросаются в глаза, если вы понимаете, как устроена таблица Менделеева.

Вот некоторые свойства и тенденции химических элементов, перечисленных в периодической таблице:

  • Атомный радиус – Вы можете определить радиус атома, измерив расстояние между двумя ядрами ионной связи.Радиус атома имеет тенденцию к уменьшению при перемещении слева направо по таблице. Она увеличивается по мере продвижения сверху вниз.
  • Энергия ионизации — это энергия, необходимая для удаления электрона с внешней орбиты газообразного атома или иона. Энергия ионизации увеличивается при движении слева направо и уменьшается сверху вниз по таблице Менделеева.
  • Сродство к электрону . В отличие от энергии ионизации, сродство к электрону представляет собой количество энергии, высвобождаемой при присоединении электрона к атому.Сродство к электрону увеличивается слева направо по периодической таблице.
  • Электроотрицательность – Электроотрицательность показывает, насколько хорошо атом может притягивать пару связывающих электронов в молекулах. Сила электроотрицательности атома увеличивается среди элементов по мере движения слева направо по периоду.
  • Характеристики металлов – Металлы являются хорошими проводниками тепла и электричества. Они пластичны, податливы и, за исключением ртути, тверды.Металлические характеристики элементов увеличиваются по диагонали справа налево.

Для чего используется периодическая таблица?

Периодическая таблица используется химиками и другими учеными в качестве всеобъемлющего справочного источника.

Очень полезно знать относительные свойства элементов и уметь предсказывать их реакционную способность на основе их положения в периодической таблице.

Например, периодическую таблицу можно использовать для предсказания и сравнения энергии ионизации различных элементов.Конкретные детали, такие как атомный вес и значения электроотрицательности, также можно найти довольно легко.

 

Печатные периодические таблицы могут содержать только очень ограниченный объем информации, не становясь при этом чрезвычайно большими и непрактичными. Однако цифровые периодические таблицы не ограничены физическим пространством. Это означает, что они могут предоставить больше информации, включая видеоконтент. Некоторые цифровые периодические таблицы также являются интерактивными и позволяют вам щелкнуть символ элемента, чтобы просмотреть дополнительные сведения.

Как расположены элементы в периодической таблице?

Как следует из названия, элементы периодической таблицы расположены в виде периодов или строк с возрастающим атомным номером. Есть семь периодов.

Также имеется 18 «групп», представленных разными столбцами. Для каждого периода характерны определенные тенденции, например увеличение сродства к электрону. Группы классифицируют элементы на основе их общих свойств. Например, группа 15 (5А) — это колонка для инертных газов, которые являются наименее реакционноспособными элементами.

Периоды в основном представляют количество орбиталей. Элементы, принадлежащие к одному периоду, имеют одинаковое количество орбиталей. Это означает, что вы также можете записать электронную конфигурацию этих элементов. Электронная конфигурация описывает, как электроны распределяются по орбиталям.

  • Период 1: одна орбиталь, два элемента
  • Период 2: две орбитали, восемь элементов
  • Период 3: три орбитали, восемь элементов
  • Период 4: четыре орбитали, 18 элементов
  • Период 5: пять орбиталей, 18 элементов
  • Период 6: шесть орбиталей, 32 элемента
  • Период 7: семь орбиталей, 32 элемента

Сколько групп в периодической таблице?

Периодическая таблица элементов имеет 18 групп, каждая из которых представляет определенный набор свойств. Все элементы в определенной группе или столбце имеют одинаковое количество валентных электронов.

  • Группа 1 : Эта группа известна как щелочные металлы, за исключением водорода. Эти металлы очень реакционноспособны и очень чувствительны к воде, поэтому они встречаются во многих соединениях. Каждый элемент имеет только один валентный электрон.
  • Группа 2 : Щелочноземельные металлы являются вторыми наиболее реакционноспособными металлами. Они также являются очень хорошими восстановителями. Щелочноземельные металлы отдают электроны в ходе химических реакций.Каждый элемент этой группы имеет два валентных электрона.
  • Группы 3-12 : Также известные как переходные металлы, элементы этих групп образуют две или более степеней окисления. Эти металлы относительно стабильны и не так активны, как щелочные и щелочноземельные металлы. Большинство переходных металлов прочны и тверды, но податливы. Они также блестящие и имеют высокую температуру плавления. Переходные металлы являются хорошими проводниками электричества и тепла. У каждого из них по два валентных электрона.
  • Группа 13 : Это группа бора. Элементы этой категории имеют три валентных электрона. Они также обладают металлоидными или металлическими свойствами. Элементами этой группы являются бор (B), алюминий (Al), галлий (Ga), индий (In), таллий (Tl) и нихоний (Nh).
  • Группа 14 : Эта группа называется углеродной и включает углерод (C), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (Pb) и флеровий (Fl). Каждый из этих элементов имеет пять валентных электронов.Большинство этих элементов довольно распространены в земной коре. Углерод является наиболее важным элементом, потому что он служит основой органических соединений и самой жизни.
  • Группа 15 : Это азотная группа элементов. К элементам этой группы относятся азот (N), фосфор (P), мышьяк (As), сурьма (Sb), висмут (Bi) и московий (Mc). Каждый из этих элементов имеет шесть валентных электронов. Они имеют общее химическое поведение, но их физические свойства различаются.
  • Группа 16 : Эта группа известна как кислородное семейство или халькогены.К этой группе относятся кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), полоний (Po) и ливерморий (Lv). Каждый из этих элементов имеет шесть валентных электронов.
  • Группа 17 : Это группа галогенов, названная в честь их способности образовывать соли. Этимология имени греческая: hal или соль и -gen, что означает формировать. К элементам этой группы относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I), астат (At) и теннессин (Ts). Они очень реактивны с щелочными металлами и щелочноземельными металлами.Каждый элемент имеет семь валентных электронов.
  • Группа 18 : Известные также как благородные газы, элементы этой группы очень стабильны, поскольку все они имеют восемь валентных электронов. К благородным газам относятся гелий (He), неон (Ne), аргон (Ar), криптон (Kr), ксенон (Xe), радон (Rn) и оганесон (Og). Они наименее реакционноспособны из всех элементов и в основном находятся в элементарном состоянии. Из этих элементов в природе образуется очень мало соединений.

История периодической таблицы

С древних времен философы задавались вопросом об окончательном или фундаментальном составе материи.Например, греческий философ Аристотель считал, что в природе всего четыре элемента: земля, воздух, вода и огонь.

Древние греки считали, что четыре элемента: земля, воздух, вода и огонь составляют всю материю.

Эта вера стала основой алхимии и даже медицины на тысячи лет. Однако эта идея была опровергнута открытием многих других элементов. Эти прорывы также показали, что так называемые четыре элемента были не элементами, а скорее смесями и соединениями.

Первая научная попытка классифицировать элементы восходит к Антуану Лавуазье в 1789 году. Он попытался классифицировать элементы, сгруппировав их в газы, неметаллы и земли. Эти группы все еще существуют в современной периодической таблице элементов.

Потребовалось более четырех десятилетий, прежде чем триада элементов была признана другим ученым, Иоганном Доберейнером. В 1829 году он понял, что элементы можно разделить на три группы в зависимости от их свойств. Это означало, что свойства среднего элемента можно было предсказать на основе двух известных элементов триады.Похоже, Доберейнер имел представление о периодичности.

Прошло три десятилетия, прежде чем был достигнут настоящий прогресс в открытии периодичности элементов. Именно во время конференции в Германии в 1860 году научному сообществу стал доступен точный список атомных масс элементов.

Кто изобрел периодическую таблицу?

Никто не изобретал периодическую таблицу химических элементов. Скорее, нынешнее расположение элементов в периодической таблице было обнаружено и разработано несколькими учеными в течение нескольких десятилетий.

Разработка современной периодической таблицы элементов в основном принадлежит следующим ученым:

Александр Бегуйе де Шанкуртуа — де Шанкуртуа был геологом, который расположил элементы в трехмерном порядке, используя «vistellurique» (теллурический винт), опубликованный в 1862 году. Он был основан на известных атомных весах элементов. В результате на диаграмме выстроились элементы со схожими свойствами.

Джон Ньюлендс. Примерно за четыре года до того, как Менделеев опубликовал свою периодическую таблицу химических элементов (см. ниже), Ньюлендс предложил Закон октав, основанный на сходстве элементов, вес которых различается на семь единиц.Однако его система была неудобна и не предусматривала пробелов для неоткрытых элементов. Его также критиковали за излишнюю произвольность.

Юлий Лотар Мейер. Технически Мейеру можно было приписать идею современной периодической таблицы химических элементов. Однако его работа была опубликована намного позже открытий Менделеева. Мейер сгруппировал элементы по их валентности и в порядке атомного веса. Его таблица была очень похожа на таблицу Менделеева.

Дмитрий Менделеев — Менделеев считается отцом современной периодической таблицы элементов.Подобно ученым до него, он расположил элементы по их атомному весу, но заметил некоторые несоответствия. Вместо этого он сгруппировал их в соответствии с их химическими свойствами. Однако истинная гениальность его открытия заключалась в том, что он включал пробелы, представляющие неоткрытые элементы.

Генри Мозли. Главный вклад Мозли заключался в упорядочении элементов по их атомному номеру, а не по атомному весу. Хотя веса хорошо соответствуют атомному номеру с точки зрения периодичности свойств, были некоторые исключения.Мозли разрешил это противоречие.

Периодическая таблица в 2022 году

Современная таблица Менделеева содержит 92 элемента естественного происхождения и 26 синтетических элементов. По мере увеличения атомного номера атом становится менее стабильным. Синтетические элементы существуют мгновенно во время атомных столкновений. Они слишком нестабильны, чтобы существовать в большом количестве, а некоторые из них могут быть получены только из нескольких атомов.

Текущая таблица Менделеева не меняется уже несколько лет. Самые новые элементы в периодической таблице:

.
  • Нигоний (Nh) – атомный номер 113
  • Московий (Mc) – атомный номер 115
  • Теннессин (Ts) – атомный номер 117
  • Оганесон (Ог) – атомный номер 118.

Отказ от ответственности

Весь контент, опубликованный в блоге ReAgent.co.uk, предназначен только для информации. Блог, его авторы и аффилированные лица не несут ответственности за любые несчастные случаи, травмы или ущерб, частично или непосредственно вызванные использованием предоставленной информации. Кроме того, мы не рекомендуем использовать какие-либо химические вещества без прочтения Паспорта безопасности материала (MSDS), который можно получить у производителя. Вы также должны следовать всем советам по безопасности и мерам предосторожности, указанным на этикетке продукта.Если у вас есть вопросы, связанные со здоровьем и безопасностью, посетите HSE.gov.uk.

Периодическая таблица

Периодическая таблица

«Если все элементы расположить в порядке их атомного веса, то получится периодическое повторение свойств. Это выражается законом периодичности».
Дмитрий Менделеев, Основы химии, Том. 2, 1902, PF Collier, стр. 17. «Здесь мы имеем доказательство того, что в атоме есть фундаментальная величина, которая увеличивается правильными шагами при переходе от одного элемента к другому.Этой величиной может быть только заряд центрального положительного ядра, существование которого у нас уже есть определенное доказательство».
Генри Мозли, Philosophical Magazine, Vol. 26, 1913, стр. 1030. «Химия атома зависит только от числа электронов, которое равно числу протонов и называется атомным номером. Химия — это просто числа, идея, которая понравилась бы Пифагору. Если вы атом с одним протоном, вы водород; два, гелий;……»
Карл Саган, Космос, 1980, Рэндом Хаус, стр. 223.Фото: НАСА.

Электронные оболочки


Атом лития имеет два электрона на внутренней оболочке и только один электрон на внешней оболочке. Внешняя оболочка неполна, а потому неустойчива. Атомы Li легко отдают один электрон с образованием положительно заряженных ионов Li + . Эти ионы имеют ту же стабильную электронную конфигурацию, что и благородный газ гелий.

Все атомы группы 1 могут потерять один электрон с образованием положительно заряженных ионов. Например, атомы калия делают это, образуя ионы с тем же электронным конфигурация как благородный газ аргон.

Атомы группы 2 теряют два электрона с образованием положительно заряженных ионов. Например, атомы магния образуют ионы Mg 2+ . Они имеют ту же электронную конфигурацию, что и благородный газ неон.

Большинство элементов группы 3 теряют три электрона с образованием ионов 3+. Однако бор мало склонен к образованию ионов. Он получает структуру благородного газа, разделяя электроны с другими атомами. Это называется ковалентной связью.

Элементам групп 15, 16 и 17 легче получить электроны, чем их потерять.Например, атомы кислорода приобретают два электрона, образуя ионы O 2-. Они имеют ту же электронную конфигурацию, что и благородный газ неон.

Элементы группы 14 могут потерять четыре электрона или получить четыре электрона, чтобы получить структуру благородного газа. На самом деле, если они собираются образовывать ионы, элементы группы 14 образуют положительные ионы. Углерод и кремний образуют ковалентные связи. Миллионы органических соединений углерода основаны на общих электронах в ковалентных связях.

Многие элементы могут образовывать ковалентные связи в зависимости от обстоятельств.Например, связь в воде H 2 0 в основном ковалентная; и хотя хлор связан с натрием ионно в хлориде натрия, он ковалентно связывается с углеродом в четыреххлористом углероде.

Автор: д-р Дуг Стюарт

Периодическая таблица, которой мы пользуемся сегодня, основана на таблице, разработанной и опубликованной Дмитрием Менделеевым в 1869 году.

Менделеев обнаружил, что может расположить 65 известных тогда элементов в сетке или таблице так, чтобы каждый элемент имел:

1. Более высокий атомный вес, чем тот, что слева.Например, магний (атомный вес 24,3) расположен справа от натрия (атомный вес 23,0):

.

Менделеев понял, что таблица перед ним лежит в основе химии. Более того, Менделеев увидел, что его таблица была неполной — там были места, где должны были бы быть элементы, но их никто не открыл.

Точно так же, как можно сказать, что Адамс и Леверье открыли планету Нептун на бумаге, можно сказать, что Менделеев открыл германий на бумаге.Он назвал этот новый элемент эка-кремний после того, как заметил пробел в периодической таблице между кремнием и оловом:

.

Точно так же Менделеев открыл галлий ( эка -алюминий) и скандий ( эка -бор) на бумаге, потому что он предсказал их существование и их свойства до их фактического открытия.

Хотя Менделеев совершил решающий прорыв, он не продвинулся дальше. Оглядываясь назад, мы знаем, что периодическая таблица Менделеева основывалась на ложных рассуждениях.Менделеев ошибочно полагал, что химические свойства определяются атомным весом. Конечно, это было совершенно разумно, если мы рассматриваем научное знание в 1869 году.

В 1869 году сам электрон еще не был открыт — это случилось 27 лет спустя, в 1896 году.

На самом деле потребовалось 44 года, чтобы найти правильное объяснение закономерностей в периодической таблице Менделеева.


Объяснение найдено

Объяснение пришло в 1913 году от Генри Мозли, который выстрелил электронами в атомы, что привело к испусканию рентгеновских лучей.Мозли обнаружил, что каждый изучаемый им элемент испускает рентгеновские лучи с уникальной частотой.

Когда он посмотрел на частоты, излучаемые рядом элементов, он обнаружил закономерность, которую лучше всего можно было бы объяснить, если бы положительный заряд в ядре увеличивался ровно на одну единицу от элемента к элементу.

График, суммирующий результаты Мозли

Другими словами, Мозли обнаружил, что элементы отличаются друг от друга тем, что их атомы имеют разное количество протонов.Он обнаружил, что положение элементов в периодической таблице лучше предсказывается их 90 255 атомными номерами 90 256, чем их атомными весами. (Атомный номер элемента равен количеству протонов и, следовательно, электронов в одном из его атомов.)

Открытие Мозли сняло проблемы с кобальт-никелем и аргоном-калием.

При рассмотрении проблемы аргон-калий было известно, что аргон имеет более высокий атомный вес, чем калий. Следовательно, согласно рассуждениям Менделеева, аргон должен стоять после калия в таблице Менделеева.Но делать это не имело смысла с точки зрения химических свойств.

Работа Мозли показала, что атомный номер аргона равен 18, а калия — 19. Поэтому аргон должен быть помещен перед калием в периодической таблице, основанной на атомных номерах. Химики всего мира вздохнули с облегчением, потому что это согласуется с наблюдаемыми химическими свойствами этих элементов.

Мозли также подражал достижению Менделеева в открытии новых элементов на бумаге, обнаружив четыре атомных номера без соответствующих элементов.Он предсказал существование элементов с атомными номерами 43, 61, 72 и 75. Эти элементы действительно были обнаружены; теперь мы называем их технецием, прометием, гафнием и рением.

Сегодня химические элементы по-прежнему располагаются в порядке возрастания атомного номера (Z), если мы смотрим слева направо в периодической таблице. Мы называем горизонтальные строки периодами . Например, вот Период 4:

Мы называем вертикальные ряды группами .

Например, вот Группа 2:

Теперь мы также знаем, что химический состав элемента определяется тем, как расположены его электроны — его электронной конфигурацией .

Электроны в атомах можно изобразить как занимающие слои или оболочки, окружающие атомное ядро. Это показано на диаграмме атома лития в левой части этой страницы. Мы представляем электроны в виде маленьких планет, вращающихся вокруг похожего на Солнце ядра, где находятся протоны и нейтроны. Это называется боровским представлением атома. На самом деле это приближение, но это хорошая отправная точка для понимания химических свойств элементов.

Если исключить элементы переходных металлов, то можно сказать, что атомы, занимающие одну и ту же группу периодической таблицы, имеют одинаковое количество внешних электронов.Например, все элементы группы 2, показанные слева, имеют два внешних электрона.

Эти внешние электроны называются валентными электронами .

Валентные электроны

Именно валентные электроны вызывают химическую реакцию.

Все элементы группы 1 имеют один валентный электрон; группа 2, два валентных электрона; Группа 13, три валентных электрона; Группа 14, четыре валентных электрона; группа 15, пять валентных электронов; Группа 16, шесть валентных электронов; Группа 17, семь валентных электронов; и группа 18, восемь валентных электронов, за исключением гелия, у которого два.

Группа 18 — это группа благородных газов, группа нереакционноспособных элементов. Нежелание инертных газов вступать в химические реакции является ключом, который открывает нам понимание того, почему другие элементы реагируют с .


Нереакционноспособные виды: если атом имеет электронную конфигурацию благородного газа, он будет химически неактивен или будет реагировать с трудом.

 

Реактивные частицы: если атом не имеет такой же электронной конфигурации, как благородный газ, он будет склонен вступать в реакцию, чтобы достичь этого.

 

Благородные газы нереакционноспособны, потому что их внешние электронные оболочки заполнены. Полная оболочка внешних электронов является особенно стабильной компоновкой. Это означает, что атомы инертных газов легко не приобретают и не теряют электроны; с другими атомами они реагируют с большим трудом или вообще не реагируют.

Другие атомы теряют электроны, приобретают электроны или делятся электронами, чтобы достичь той же электронной конфигурации, что и благородный газ. при этом они образуют химические связи и создают новые вещества.

Атом натрия реагирует с атомом хлора с образованием хлорида натрия

Например, на приведенной выше диаграмме атом натрия теряет свой единственный валентный электрон в пользу атома хлора. Когда атом теряет или приобретает один или несколько электронов, его уже нельзя назвать атомом — его называют ионом .

Все ионы либо положительно, либо отрицательно заряжены.

Поскольку наш атом натрия потерял отрицательно заряженный электрон, он становится положительно заряженным ионом натрия: Na + .Этот ион натрия с одним электроном меньше, чем у атома натрия, имеет ту же электронную конфигурацию, что и благородный газ неон, и химически стабилен.

Атом хлора, который начинается с семи валентных электронов, получает один электрон и становится отрицательно заряженным ионом хлора: Cl . Этот ион имеет ту же электронную конфигурацию, что и благородный газ аргон, и поэтому этот ион также химически стабилен.

Положительно заряженный ион натрия и отрицательно заряженный ион хлора электростатически притягиваются друг к другу, образуя стабильное химическое соединение — хлорид натрия.Эти электростатические связи называются ионными связями .

Для переходных металлов ситуация несколько сложнее описанной выше, поскольку электроны с нижних оболочек в атомах переходных металлов могут стать валентными электронами. Вот почему, например, мы можем получить различные типы ионов меди, Cu + и Cu 2+ , и ионов железа, Fe 2+ и Fe 3+ .

Число валентных электронов в атомах лежит в основе закономерностей, наблюдаемых Менделеевым в 1869 г., закономерностей, которые в конечном итоге дали нам нашу современную периодическую таблицу.

Энергии ионизации элементов — энергия, необходимая для удаления одного электрона.
Во времена Менделеева эти измерения были невозможны.
Они иллюстрируют периодическое (регулярное) поведение элементов.

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 браузера на прием файлов cookie

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

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, 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.Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

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

Как правило, в файле cookie 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, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Chem4Kids.com: Атомы: химическая связь


Вы должны сначала узнать, почему атомы связывают вместе. Мы используем концепцию под названием «Счастливые атомы». Мы полагаем, что большинство атомов хотят быть счастливыми, как и вы.Идея Happy Atoms заключается в том, что атомные оболочки любят быть полными. Вот и все. Если вы атом и у вас есть оболочка, вы хотите, чтобы она была заполнена. Некоторые атомы имеют слишком много электронов (один или два лишних). Эти атомы любят отдавать свои электроны. Некоторые атомы действительно близки к тому, чтобы иметь полную оболочку. Эти атомы ищут другие атомы, которые хотят отдать электрон.

Давайте рассмотрим несколько примеров.


Мы должны начать с атомов, имеющих атомные номера от 1 до 18.Для этих элементов существует правило 2-8-8. Первая оболочка заполнена 2 электронами, вторая заполнена 8 электронами, а третья заполнена 8. Вы можете видеть, что натрий (Na) и магний (Mg) имеют пару лишних электронов. Они, как и все атомы, хотят быть счастливыми. У них есть две возможности: они могут попытаться получить восемь электронов, чтобы заполнить свою третью оболочку, или они могут отказаться от нескольких электронов и иметь заполненную вторую оболочку. Всегда легче отдать один или два электрона, чем пойти и найти шесть или семь, чтобы заполнить свои оболочки.

Какое совпадение! Многие другие атомы заинтересованы в получении нескольких дополнительных электронов.


Кислород (O) и фтор (F) — два хороших примера. Каждый из этих элементов ищет пару электронов, чтобы создать заполненную оболочку. У каждого из них есть одна заполненная оболочка с двумя электронами, но их вторая оболочка хочет иметь восемь. Есть несколько способов получить электроны. Они могут делиться электронами, образуя ковалентную связь , или они могут просто заимствовать их и образовывать ионную связь (также называемую электровалентной связью ).

Итак, допустим, у нас есть атом натрия с дополнительным электроном. У нас также есть атом фтора, который ищет его.


Когда они работают вместе, они оба могут быть счастливы! Натрий отдает лишний электрон. Тогда натрий имеет полную вторую оболочку, а фтор (F) также имеет полную вторую оболочку. Два счастливых атома! Когда атом отдает электрон, он становится положительным, как ион натрия (Na + ). Когда атом получает дополнительный электрон, он становится отрицательно заряженным, как ион фтора (F ).

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск