Bestem valenskapasiteten til atomene til et kjemisk grunnstoff 73. Valensevnen til atomene

Valensevnen til et atom bestemmes av antall uparrede elektroner. I prosessen med dannelse av kjemiske forbindelser kan disse mulighetene brukes fullt ut eller ikke realiseres, men de kan også overgås. En økning i antall uparrede elektroner er mulig når det er ledige orbitaler i atomet, og energien som brukes på overgangen av elektroner fra en normal til en eksitert tilstand kompenseres av energien til dannelsen av en kjemisk forbindelse.

I valensbindingsmetoden krever dannelsen av normale bindinger samspillet mellom to halvokkuperte valensorbitaler. Her antas det at atom A har ett av elektronene og deler det med atom B, som igjen har et annet elektron og lar atom A også bruke dette elektronet.

Valensevnen til atomer bestemmes av antall uparrede elektroner, samt antall ikke-delte elektronpar som er i stand til å bevege seg til de frie orbitalene til et atom av et annet element (deltaker i dannelsen av en kovalent binding i henhold til donor-akseptor-mekanismen).

Strukturen til de ytre energinivåene til atomer av kjemiske elementer bestemmer hovedsakelig egenskapene til atomene deres.

Derfor kalles disse nivåene valensnivåer. Elektroner av disse nivåene, og noen ganger av pre-eksterne nivåer, kan ta del i dannelsen av kjemiske bindinger. Slike elektroner kalles også valenselektroner.

Valensen til et atom i et kjemisk element bestemmes først og fremst av antall uparrede elektroner som deltar i dannelsen av en kjemisk binding.

For å kunne vurdere valensevnen til atomer til kjemiske elementer korrekt, er det nødvendig å vurdere fordelingen av elektroner i dem på tvers av energinivåer og undernivåer og bestemme antall uparrede elektroner i samsvar med Pauli-prinsippet og Hunds regel for de uexciterte ( bakken eller stasjonær) tilstanden til atomet og for den eksiterte (det vil si etter å ha mottatt ekstra energi, som et resultat av at elektronene i det ytre laget blir sammenkoblet og overført til frie orbitaler). Et atom i en eksitert tilstand er betegnet med det tilsvarende elementsymbolet med en stjerne.

Valensevnen til atomer av kjemiske elementer er langt fra begrenset til antall uparrede elektroner i atomenes stasjonære og eksiterte tilstander. Hvis du husker donor-akseptormekanismen for dannelse av kovalente bindinger, vil to andre valensmuligheter for atomer av kjemiske elementer bli tydelige for deg, som bestemmes av tilstedeværelsen av frie orbitaler og tilstedeværelsen av udelte elektronpar som kan gi en kovalent kjemisk binding gjennom donor-akseptor-mekanismen.

Konklusjon

Valensevnen til atomer av kjemiske elementer bestemmes:

1) antall uparrede elektroner (én-elektron orbitaler);

2) tilstedeværelsen av frie orbitaler;

3) tilstedeværelsen av ikke-delte elektronpar.

Elektronegativitet, som andre egenskaper til atomer av kjemiske elementer, endres periodisk med økende atomnummer av elementet:

Grafen ovenfor viser periodisiteten til endringer i elektronegativiteten til elementer i hovedundergruppene avhengig av elementets atomnummer.

Når du beveger deg nedover en undergruppe av det periodiske systemet, reduseres elektronegativiteten til kjemiske elementer, og når du beveger deg til høyre langs perioden, øker den.

Elektronegativitet gjenspeiler ikke-metallisiteten til elementer: jo høyere elektronegativitetsverdien er, jo flere ikke-metalliske egenskaper har elementet.

Oksidasjonstilstand

Hvordan beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse?

1) Oksydasjonstilstanden til kjemiske grunnstoffer i enkle stoffer er alltid null.

2) Det er elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i komplekse stoffer:

3) Det er kjemiske elementer som viser en konstant oksidasjonstilstand i de aller fleste forbindelser. Disse elementene inkluderer:

Element	Oksidasjonstilstand i nesten alle forbindelser	Unntak
hydrogen H	+1	Alkali- og jordalkalimetallhydrider, for eksempel:
oksygen O	-2	Hydrogen og metallperoksider: Oksygenfluorid -

4) Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer i et molekyl er alltid null. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer i et ion er lik ladningen til ionet.

5) Den høyeste (maksimale) oksidasjonstilstanden er lik gruppetallet. Unntak som ikke faller inn under denne regelen er elementer fra den sekundære undergruppen av gruppe I, elementer i den sekundære undergruppen av gruppe VIII, samt oksygen og fluor.

Kjemiske grunnstoffer hvis gruppenummer ikke sammenfaller med deres høyeste oksidasjonstilstand (obligatorisk å huske)

6) Den laveste oksidasjonstilstanden til metaller er alltid null, og den laveste oksidasjonstilstanden til ikke-metaller beregnes med formelen:

laveste oksidasjonstilstand for ikke-metall = gruppenummer − 8

Basert på reglene presentert ovenfor, kan du bestemme oksidasjonstilstanden til et kjemisk element i ethvert stoff.

Finne oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i ulike forbindelser

Eksempel 1

Bestem oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i svovelsyre.

Løsning:

La oss skrive formelen for svovelsyre:

Oksydasjonstilstanden til hydrogen i alle komplekse stoffer er +1 (unntatt metallhydrider).

Oksydasjonstilstanden til oksygen i alle komplekse stoffer er -2 (unntatt peroksider og oksygenfluorid OF 2). La oss ordne de kjente oksidasjonstilstandene:

La oss betegne oksidasjonstilstanden til svovel som x:

Svovelsyremolekylet, som molekylet til et hvilket som helst stoff, er generelt elektrisk nøytralt, fordi summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null. Skjematisk kan dette avbildes som følger:

De. vi fikk følgende ligning:

La oss løse det:

Dermed er oksidasjonstilstanden til svovel i svovelsyre +6.

Eksempel 2

Bestem oksidasjonstilstanden til alle grunnstoffene i ammoniumdikromat.

Løsning:

La oss skrive formelen for ammoniumdikromat:

Som i forrige tilfelle kan vi ordne oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen:

Imidlertid ser vi at oksidasjonstilstandene til to kjemiske elementer samtidig er ukjente - nitrogen og krom. Derfor kan vi ikke finne oksidasjonstilstander på samme måte som i forrige eksempel (en ligning med to variabler har ikke en enkelt løsning).

La oss trekke oppmerksomhet til det faktum at dette stoffet tilhører klassen salter og følgelig har en ionisk struktur. Da kan vi med rette si at sammensetningen av ammoniumdikromat inkluderer NH 4 + kationer (ladningen til dette kationen kan sees i løselighetstabellen). Følgelig, siden formelenheten for ammoniumdikromat inneholder to positive enkeltladede NH 4 + kationer, er ladningen til dikromationet lik -2, siden stoffet som helhet er elektrisk nøytralt. De. stoffet dannes av NH 4 + kationer og Cr 2 O 7 2- anioner.

Vi kjenner oksidasjonstilstandene til hydrogen og oksygen. Å vite at summen av oksidasjonstilstandene til atomene til alle grunnstoffene i et ion er lik ladningen, og betegne oksidasjonstilstandene til nitrogen og krom som x Og y følgelig kan vi skrive:

De. vi får to uavhengige ligninger:

Å løse hvilken, finner vi x Og y:

Således, i ammoniumdikromat er oksidasjonstilstandene til nitrogen -3, hydrogen +1, krom +6 og oksygen -2.

Du kan lese hvordan du bestemmer oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i organiske stoffer.

Valence

Valensen til atomer er indikert med romertall: I, II, III, etc.

Valensevnen til et atom avhenger av mengden:

1) uparrede elektroner

2) ensomme elektronpar i orbitalene til valensnivåer

3) tomme elektronorbitaler av valensnivået

Valensmuligheter for hydrogenatomet

La oss skildre den elektrongrafiske formelen til hydrogenatomet:

Det er blitt sagt at tre faktorer kan påvirke valensmulighetene - tilstedeværelsen av uparrede elektroner, tilstedeværelsen av ensomme elektronpar i det ytre nivået, og tilstedeværelsen av ledige (tomme) orbitaler i det ytre nivået. Vi ser ett uparet elektron på det ytre (og eneste) energinivået. Basert på dette kan hydrogen definitivt ha en valens på I. Men i det første energinivået er det bare ett undernivå - s, de. Hydrogenatomet på det ytre nivået har verken ensomme elektronpar eller tomme orbitaler.

Dermed er den eneste valensen som et hydrogenatom kan vise, I.

Valensmuligheter for karbonatomet

La oss vurdere den elektroniske strukturen til karbonatomet. I grunntilstanden er den elektroniske konfigurasjonen av dets ytre nivå som følger:

De. i grunntilstanden ved det ytre energinivået til det ueksiterte karbonatomet er det 2 uparede elektroner. I denne tilstanden kan den vise en valens på II. Imidlertid går karbonatomet veldig lett inn i en eksitert tilstand når energi tilføres det, og den elektroniske konfigurasjonen av det ytre laget har i dette tilfellet formen:

Til tross for det faktum at en viss mengde energi brukes på prosessen med eksitasjon av karbonatomet, blir utgiftene mer enn kompensert for ved dannelsen av fire kovalente bindinger. Av denne grunn er valens IV mye mer karakteristisk for karbonatomet. For eksempel har karbon valens IV i molekylene karbondioksid, karbonsyre og absolutt alle organiske stoffer.

I tillegg til uparrede elektroner og ensomme elektronpar, påvirker tilstedeværelsen av ledige ()valensnivåorbitaler også valensmulighetene. Tilstedeværelsen av slike orbitaler på det fylte nivået fører til at atomet kan fungere som en elektronparakseptor, dvs. danne ytterligere kovalente bindinger gjennom en donor-akseptormekanisme. For eksempel, i motsetning til forventningene, i karbonmonoksidmolekylet CO er ikke bindingen dobbel, men trippel, som tydelig vises i følgende illustrasjon:

Valensmuligheter for nitrogenatomet

La oss skrive den elektroniske grafiske formelen for det ytre energinivået til nitrogenatomet:

Som det fremgår av illustrasjonen ovenfor, har nitrogenatomet i normal tilstand 3 uparrede elektroner, og derfor er det logisk å anta at det er i stand til å vise en valens på III. En valens på tre er faktisk observert i molekylene ammoniakk (NH 3), salpetersyre (HNO 2), nitrogentriklorid (NCl 3), etc.

Det ble sagt ovenfor at valensen til et atom av et kjemisk element ikke bare avhenger av antall uparrede elektroner, men også av tilstedeværelsen av ensomme elektronpar. Dette skyldes det faktum at en kovalent kjemisk binding kan dannes ikke bare når to atomer gir hverandre ett elektron, men også når ett atom med et ensomt elektronpar - donor () gir det til et annet atom med en ledig ( ) orbital valensnivå (akseptor). De. For nitrogenatomet er valens IV også mulig på grunn av en ekstra kovalent binding dannet av donor-akseptor-mekanismen. For eksempel observeres fire kovalente bindinger, hvorav den ene er dannet av en donor-akseptormekanisme, under dannelsen av et ammoniumkation:

Til tross for at en av de kovalente bindingene dannes i henhold til donor-akseptor-mekanismen, er alle N-H-bindinger i ammoniumkationen helt identiske og skiller seg ikke fra hverandre.

Nitrogenatomet er ikke i stand til å vise en valens lik V. Dette skyldes det faktum at det er umulig for et nitrogenatom å gå over til en eksitert tilstand, der to elektroner er sammenkoblet med overgangen til en av dem til en fri orbital som er nærmest i energinivå. Nitrogenatomet har ingen d-subnivå, og overgangen til 3s orbital er energimessig så kostbar at energikostnadene ikke dekkes av dannelsen av nye bindinger. Mange lurer kanskje på, hva er valensen til nitrogen, for eksempel i molekyler av salpetersyre HNO 3 eller nitrogenoksid N 2 O 5? Merkelig nok er valensen der også IV, som man kan se av følgende strukturformler:

Den stiplede linjen i illustrasjonen viser den såkalte delokalisert π -forbindelse. Av denne grunn kan terminal NO-bindinger kalles "halvannen binding." Lignende halvannen bindinger er også til stede i molekylet ozon O 3, benzen C 6 H 6, etc.

Valensmuligheter for fosfor

La oss skildre den elektroniske grafiske formelen for det eksterne energinivået til fosforatomet:

Som vi ser er strukturen til det ytre laget av fosforatomet i grunntilstanden og nitrogenatomet den samme, og derfor er det logisk å forvente for fosforatomet, så vel som for nitrogenatomet, mulige valenser lik I, II, III og IV, som observert i praksis.

Imidlertid, i motsetning til nitrogen, har fosforatomet også d-undernivå med 5 ledige orbitaler.

I denne forbindelse er den i stand til å gå over til en eksitert tilstand, dampende elektroner 3 s-orbitaler:

Dermed er valensen V for fosforatomet, som er utilgjengelig for nitrogen, mulig. For eksempel har fosforatomet en valens på fem i molekyler av forbindelser som fosforsyre, fosfor (V) halogenider, fosfor (V) oksid, etc.

Valensmuligheter for oksygenatomet

Den grafiske elektronformelen for det ytre energinivået til et oksygenatom har formen:

Vi ser to uparrede elektroner på 2. nivå, og derfor er valens II mulig for oksygen. Det skal bemerkes at denne valensen til oksygenatomet er observert i nesten alle forbindelser. Ovenfor, når vi vurderte karbonatomets valensevne, diskuterte vi dannelsen av karbonmonoksidmolekylet. Bindingen i CO-molekylet er trippel, derfor er oksygenet der trivalent (oksygen er en elektronpardonor).

På grunn av det faktum at oksygenatomet ikke har en ekstern d-undernivå, elektronparing s Og p- orbitaler er umulig, og det er grunnen til at oksygenatomets valensevne er begrenset sammenlignet med andre elementer i undergruppen, for eksempel svovel.

Valensmuligheter for svovelatomet

Eksternt energinivå til et svovelatom i en ueksitert tilstand:

Svovelatomet, som oksygenatomet, har normalt to uparrede elektroner, så vi kan konkludere med at svovel kan ha en valens på to. Faktisk har svovel valens II, for eksempel i hydrogensulfidmolekylet H2S.

Som vi ser, vises svovelatomet på det ytre nivået d-undernivå med ledige orbitaler. Av denne grunn er svovelatomet i stand til å utvide sine valensevner, i motsetning til oksygen, på grunn av overgangen til eksiterte tilstander. Således, når du parer et ensomt elektronpar 3 s-subnivå, svovelatomet får den elektroniske konfigurasjonen av det ytre nivået av følgende form:

I denne tilstanden har svovelatomet 4 uparrede elektroner, noe som forteller oss at svovelatomer kan vise en valens på IV. Faktisk har svovel valens IV i molekylene SO 2, SF 4, SOCl 2, etc.

Ved sammenkobling av det andre ensomme elektronparet som ligger ved 3 s-subnivå, det eksterne energinivået får konfigurasjonen:

I denne tilstanden blir manifestasjonen av valens VI mulig. Eksempler på forbindelser med VI-valent svovel er SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, etc.

På samme måte kan vi vurdere valensmulighetene til andre kjemiske elementer.

2. VALENSMULIGHETER

ATOMER AV KJEMISKE ELEMENTER

Strukturen til de ytre energinivåene til atomer av kjemiske elementer bestemmer hovedsakelig egenskapene til atomene deres. Disse nivåene kallesvalens. Elektroner fra ytre nivåer (noen ganger fra ytre nivåer) deltar i dannelsen av kjemiske bindinger. Disse elektronene kalles ogsåvalens.

Valence er evnen til atomer av kjemiske elementer til å danne et visst antall kjemiske bindinger.

Valensevnen til atomer bestemmes på to måter:

Antall uparede elektroner som deltar i dannelsen av en binding gjennom utvekslingsmekanismen:

i en stasjonær (grunnleggende) tilstand;

i en spent tilstand.

La oss vurdere valensmulighetene til karbonatomet.

Karbonatomstrukturdiagram:
6 C +6) 2 ) 4

Spent tilstand

Elektronisk konfigurasjon

1 s 2 2 s 2 2 s 2

1 s 2 2 s 1 2 s 3

Grafisk formel

Fullfør setningene:

Antall uparede elektroner i et karbonatom i stasjonær tilstand:_____. Dette er ____ elektroner.

Valensen til et karbonatom i grunntilstanden er ____.

Antall uparede elektroner i et karbonatom i eksitert tilstand:_____. Disse er ____ elektron og _____ elektroner.

Valensen til karbonatomet i eksitert tilstand er ______.

Antall ensomme elektronpar som er i stand til å delta i dannelsen av en kjemisk binding i henhold til donor-akseptor-mekanismen.

La oss vurdere valensmulighetene til nitrogenatomet.

Skjema for strukturen til nitrogenatomet:
7 N +7) 2 ) 5

Spent tilstand

(atomet mottok ekstra energi)

Elektronisk konfigurasjon

1 s 2 2 s 2 2 s 3

Dette er ikke typisk, siden på det andre nivået er det ikke flere frie orbitaler og sammenkoblede elektroner kan ikke pares.

Grafisk formel

Uparede elektroner deltar i dannelsen av en kjemisk binding gjennom en utvekslingsmekanisme.

I dette tilfellet er valensen av nitrogen lik III.

Men nitrogenatomet på det andre ytre nivået har to tils-elektron. Dette er et ensomt elektronpar.

Et ensomt elektronpar deltar i dannelsen av en kjemisk binding i henhold til donor-akseptor-mekanismen.

Da øker valensen med en annen enhet og vil være lik IV.

Forsterkende oppgaver:

Oppgave 1.

Bestem valensmulighetene til svovel- og kloratomer i bakken og eksiterte tilstander.

Egenskapene til et atom bestemmes i stor grad av strukturen til dets ytre elektronlag. Elektroner plassert på det ytre, og noen ganger på det nest siste, elektroniske laget av atomet kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Slike elektroner kalles valens. For eksempel har et fosforatom 5 valenselektroner: (Fig. 1).

Ris. 1. Elektronisk formel for fosforatomet

Valenselektronene til atomene til elementene i hovedundergruppene er lokalisert i s- og p-orbitalene til det ytre elektronlaget. For elementer av sideundergrupper, bortsett fra lantanider og aktinider, er valenselektroner lokalisert i s-orbitalen til de ytre og d-orbitalene til det nest siste laget.

Valens er et atoms evne til å danne kjemiske bindinger. Denne definisjonen og selve valensbegrepet er kun korrekt i forhold til stoffer med en kovalent type binding. For ioniske forbindelser er dette konseptet ikke anvendelig i stedet, det formelle konseptet "oksidasjonstilstand" brukes.

Valens er karakterisert ved antall elektronpar som dannes når et atom samhandler med andre atomer. For eksempel er valensen til nitrogen i ammoniakk NH 3 tre (fig. 2).

Ris. 2. Elektroniske og grafiske formler for ammoniakkmolekylet

Antall elektronpar som et atom kan danne med andre atomer avhenger først og fremst av antallet uparede elektroner. For eksempel har et karbonatom to uparrede elektroner i 2p orbitaler (fig. 3). Fra antall uparrede elektroner kan vi si at et slikt karbonatom kan ha en valens på II.

Ris. 3. Elektronisk struktur av karbonatomet i grunntilstanden

I alle organiske stoffer og noen uorganiske forbindelser er karbon fireverdig. Slik valens er bare mulig i den eksiterte tilstanden til karbonatomet, som det forvandles til når det mottar ekstra energi.

I eksitert tilstand er 2s-elektronene i karbonatomet sammenkoblet, hvorav den ene går inn i den frie 2p-orbitalen. Fire uparrede elektroner kan danne fire kovalente bindinger. Den eksiterte tilstanden til et atom er vanligvis betegnet med en "stjerne" (fig. 4).

Ris. 4. Elektronisk struktur av karbonatomet i eksitert tilstand

Kan nitrogen ha en valens på fem, basert på antallet valenselektroner? La oss vurdere valensmulighetene til nitrogenatomet.

Nitrogenatomet har to elektronlag, hvor det kun er 7 elektroner (fig. 5).

Ris. 5. Elektronisk diagram av strukturen til det ytre laget av nitrogenatomet

Nitrogen kan danne tre delte elektronpar med tre andre elektroner. Et par elektroner i 2s orbital kan også delta i dannelsen av en binding, men gjennom en annen mekanisme - donor-akseptor, danner en fjerde binding.

Sammenkoblingen av 2s-elektroner i et nitrogenatom er umulig, siden det ikke er noe d-subnivå på det andre elektronlaget. Derfor er den høyeste valensen av nitrogen IV.

Oppsummering av leksjonen

I denne leksjonen lærte du å bestemme valensevnen til atomer av kjemiske elementer. Mens du studerte materialet, lærte du hvor mange atomer av andre kjemiske elementer et gitt atom kan feste til seg selv, og også hvorfor grunnstoffer viser forskjellige valensverdier.

Referanser

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kjemi. Lærebok for 10. klasse allmennopplæring. etablering Profilnivå. - M.: LLC TID "Russian Word - RS", 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende om generell kjemi. 11. klasse: lærerikt. for allmennutdanning institusjon: grunnnivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. Kjemi. Didaktisk stoff. 10-11 klassetrinn. - M.: Utdanning, 2011.
4. Khomchenko I.D. Samling av oppgaver og øvelser i kjemi for videregående skole. - M.: RIA “New Wave”: Utgiver Umerenkov, 2008. (s. 8)

1. En enhetlig samling av digitale pedagogiske ressurser (videoeksperimenter om emnet) ().
2. Elektronisk versjon av tidsskriftet "Chemistry and Life" ().

Lekser

1. Med. 30 nr. 2.41, 2.43 fra Samling av problemer og øvelser i kjemi for ungdomsskolen (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Skriv ned de elektroniske diagrammene over strukturen til kloratomet i bakken og eksiterte tilstander.
3. Hvor mange valenselektroner er det i et atom av: a) beryllium; b) oksygen; c) svovel?

Hva er valens? "Valensen til et kjemisk element er atomenes evne til å kombinere med andre atomer i visse proporsjoner." "Valens er evnen til atomer av ett element til å feste et visst antall atomer av et annet element." "Valens er egenskapen til atomer, når de går inn i kjemiske forbindelser, å gi eller akseptere et visst antall elektroner (elektrovalens) eller å kombinere elektroner for å danne elektronpar felles for to atomer (kovalens)."

Hva er forskjellen mellom et atom i grunntilstanden (stasjonær) og et atom i en eksitert tilstand? Konklusjon Valensevnen til atomer av kjemiske elementer bestemmes av: 1) antall uparrede elektroner (én-elektron orbitaler); 2) tilstedeværelsen av frie orbitaler; 3) tilstedeværelsen av ensomme elektronpar.

Kan elementene ha følgende valenser: Li – III, O – IV, Ne – II? Forklar svaret ditt ved å bruke elektron- og elektrondiffraksjonsformlene til disse elementene. Nei, for i dette tilfellet er energien som kreves for å bevege elektronet (1s 2p eller 2p 3s) så stor at den ikke kan kompenseres av energien som frigjøres under dannelsen av en kjemisk binding.

Det er en annen type valensmulighet for atomer - tilstedeværelsen av ensomme elektronpar (dannelse av en kovalent binding i henhold til donor-akseptormekanismen): Oksygenatomet, når det danner et hydroniumion, gir et felles elektronpar, dvs. er en donor, og hydrogenionet er en akseptor.