Хлор – nabi-ildar.ru

Хлор

Положение в периодической системе Д.И. Менделеева

Хлор- это элемент VII группы главной подгруппы, относится к галогенам. Порядковый номер элемента 17 (то есть содержит 17 протонов, и 17 электронов). Относительная атомная масса 35,5. Элемент образуют два изотопа хлора 35 и 37.

Строение атома

У хлора 3 энергетических уровня, где на внешнем энергетическом уровне располагаются 7 электронов (два электрона на s-подуровне и пять на p-подуровне).
Хлор относится к p-элементам неметаллам, так как последним заполняется p- подуровень внешнего энергетического уровня.

В основном состоянии хлор содержит 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне ,p- подуровне, за счет которого хлор образует одну связь, проявляет валентность I. Но так как у хлора на внешнем энергетическом уровне есть d-подуровень со свободными орбиталями хлор может переходить в три возбуждённых состояния. В первом возбужденном состоянии один электрон из спаренных с одной p-орбитали переходит на d-подуровень становится 3 неспаренных электрона (валентность III), во втором возбужденном состоянии еще один из спаренных переходит из p-орбитали переходит на d-подуровень становится 5 неспаренных электрона (валентность V), третье возбужденное состояние из спаренных электронов s- подуровня один электрон переходит на d-подуровень становится 7 неспаренных электронов (валентность VII). По этой причине хлор может проявлять валентность I, III, V, VII. Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,0, +1, +3,+5,+7.

Физические свойства

При обычных условиях хлор Cl₂ –газ желто-зеленого цвета с резким удушливым запахом, ядовит, в 2,5 раза тяжелее воздуха. При комнатной температуре растворяется в 1 объеме воды 2,5 объема хлора. При давлении 0.6 Мпа переходит в жидкое состояние при комнатной температуре.

Нахождение в природе

В свободном виде хлор практический не встречается. Входит состав соединений так ка очень активный: галит (каменная соль) NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, бишофита MgCl₂·6Н₂О, карналлита KCl·MgCl₂·6Н₂O, каинита KCl·MgSO₄·3Н₂О. очень много хлора в морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла, который участвуют в фотосинтезе.

Получение

В промышленности получаю электролизом расплавов и растворов хлорида натрия:
2NaCl = 2Na+ Cl₂ ↑

2NaCl + 2h3O = 2NaOH + H₂↑ + Cl₂ ↑
В лаборатории получают из концентрированной соляной кислоты действием различных окислителей при нагревании, такие как оксид марганца(IV), перманганат калия, бертолетова соль (хлорат калия).

MnO₂+4HCl = MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

2KMnO₄+16HCl = 2MnCl₂+2KCl+5Cl₂↑+8H₂O

KClO₃+6HCl = KCl+3Cl₂↑+3H₂O

Химические свойства

Хлор очень активное вещество, вступает в реакцию как с простыми, так и сложными веществами.
Взаимодействие с простыми веществами.
Неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов) образует соответствующие хлориды:
с водородом (на свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом). Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода:
Н₂ + Сl₂ = 2НСl.
Cl₂ + 2S (расплав) = S₂Cl₂
Cl₂ + S (расплав) = SCl₂
ЗCl₂ + 2Р = 2РCl₃, в избытке хлора 5Cl₂ + 2Р = 2РCl₅
2Cl₂ + Si = SiCl₄
3Cl₂ + I₂ = 2ICl₃
Металлами:
Активные металлы воспламеняются в атмосфере газообразного хлора и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Cl₂+ 2Na = 2NaCl
3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Cl₂ + Сu = CuCl₂
3Cl₂ + 2Аu = 2AuCl₃
Со сложными веществами:
С водой гидролизуется, образуется хлорноватистая т соляная кислота. Смесь данных кислот называют хлорной водой.
Cl₂ + H₂O → HCl + HClO
Хлорноватистая кислота неустойчивая и распадается на хлороводород и кислород:
НСlО = НСl + О
Выделяющийся при этом атомарный кислород очень активен, за счет чего хлорная вода является сильным окислителем.
Хлорноватистая кислота может разлагаться с выделением оксида хлора (I) Сl₂О:
2НСlО = Сl₂О + Н₂О.
Именно запах этого газа Сl₂О — характерный запах «хлорки».
2Cl₂ +2H₂O = 4HCl + O₂ (на свету)
Хлор взаимодействует со щелочами и в зависимости от условия продукты реакции отличаются.
При комнатной температуре:
Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O
При нагревании:
3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ +3H₂O
Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:
Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂ + H₂O (CaOCl₂– хлорная известь)
Как более сильный окислитель вытесняет менее сильные из их бескислородных кислот и их солей:
Cl₂ + H₂S → 2HCl + S
Cl₂ + 2NaBr = Br₂ + 2NaCl

Применение

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука. Производство отбеливающих средств для отбеливания тканей, бумаги, картона. Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. Использовали как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген. Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

Валентность — хлор — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 2

Валентность — хлор

Cтраница 2

Сила кислот нарастает по мере увеличения валентности хлора.
 [16]

Как изменяются их окислительные свойства с увеличением валентности хлора. Какая реакция обычно является исходной при полу чении кислородных соединений хлора.
 [17]

Хлор с кислородом образует также ряд окислов. Так же, как и у соединений марганца, увеличение валентности хлора сопровождается усилением кислотных свойств этих соединений. Проявляется это в том, что хотя все окислы хлора являются кислотными, сила соответствующих кислот возрастает с ростом валентности.
 [18]

По химическим свойствам кислородные кислоты хлора характеризуются так: с увеличением валентности хлора возрастает их устойчивость и уменьшается окислительная способность. Сила же кислот, а следовательно, степень их диссоциации с увеличением валентности хлора увеличиваются.
 [19]

При работах с окислителями и восстановителями удобно пользоваться их нормальными концентрациями. Под нормальным раствором окислителя или восстановителя понимают раствор, содержащий в литре один окислительный эквивалент, т.е. часть моля, отвечающую одному присоединяемому или отдаваемому каждой молекулой электрону. Например, при применении в качестве окислителя НСЮз, восстанавливающейся до НС1, валентность хлора изменяется от 5 до — 1, т.е. один его атом ( а следовательно, и одна молекула НСЮ3) присоединяет 6 электронов.
 [21]

В молекуле простого вещества — хлора — химическая связь осуществляется одной парой электронов, отстоящей на равном расстоянии от обоих атомов хлора. В молекулах НС1 и NaCl имеет место полярная связь, так как связующая пара электронов сдвинута к атому хлора. Во всех случаях валентность хлора проявлена, и в обычном смысле она равна единице. Но, с точки зрения процессов окисления — восстановления, атомы хлора в С12, с одной стороны, и в НС1 и NaCl, с другой стороны, находятся в различных состояниях. Действительно, окисление — восстановление — это процессы, сопровождающиеся перемещениями электронов. Именно поэтому при подборе коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов в простых веществах считается равной нулю.
 [22]

Как изменяются окислительно-восстановительные свойства галогенов с увеличением порядкового номера. Какова причина этого изменения. Как изменяются окислительные свойства этих кислот и солей с увеличением валентности хлора.
 [23]

Страницы:  

   1

   2

Готовимся к углубленному изучению химии : 2.5 Валентность элементов

Урок 6. Валентность – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

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

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

Рассмотрим химические формулы нескольких соединений водорода с атомами других элементов:

Нетрудно заметить, что атом хлора связан с одним атомом водорода, атом кислорода — с двумя, атом азота — с тремя, а атом углерода — с четырьмя атомами водорода. В то же время в молекуле углекислого газа СО₂ атом углерода связан с двумя атомами кислорода. Из этих примеров видно, что атомы обладают разной способностью соединяться с другими атомами. Такая способность атомов выражается с помощью численной характеристики, называемой валентностью.

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

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

Валентность атома какого-либо другого элемента равна числу соединившихся с ним атомов водорода. Поэтому в молекуле HCl у атома хлора валентность равна единице, а в молекуле H₂O у атома кислорода валентность равна двум. По той же причине в молекуле NH₃ валентность атома азота равна трем, а в молекуле CH₄ валентность атома углерода равна четырем. Если условно обозначить единицу валентности черточкой |, вышесказанное можно изобразить схематически:

Следовательно, валентность атома любого элемента есть число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента связан данный атом в химическом соединении.

Численные значения валентности обозначают римскими цифрами над символами химических элементов:

Определение валентности

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

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

Так, в молекуле воды H₂O общее число единиц валентности двух атомов водорода равно произведению валентности одного атома на соответствующий числовой индекс в формуле:

Так же определяют число единиц валентности атома кислорода:

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

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

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

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

Постоянная и переменная валентность

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

Составление химических формул по валентности

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

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

Записываем рядом символы элементов в следующем виде:

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

Определяем индексы каждого элемента:

Записываем формулу соединения: Si₃N₄.

В дальнейшем при составлении формул веществ не обязательно указывать цифрами значения валентностей, а необходимые несложные вычисления можно выполнять в уме.

Краткие выводы урока:

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

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

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Урок 2. валентность и валентные возможности атомов — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 2. Валентность и валентные возможности атомов

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: всё в нашем мире состоит из атомов. Каждый атом — это очень упорядоченная система, имеющая определенную электронную конфигурацию, свои значения валентностей и степеней окисления. Валентность определяется числом химических связей, которые образует атом химического элемента в соединении. Степень окисления, в отличие от валентности, может быть нулевой и характеризуется знаком. Валентные возможности зависят от количества неспаренных электронов, неподелённых электронных пар и вакантных орбиталей внешнего электронного уровня. Благодаря такому понятию как «электроотрицательность» можно определять тип химической связи в соединениях, которая может быть ионной, а также ковалентной полярной и неполярной.

Ключевые слова: валентность; валентные возможности; электроотрицательность; степень окисления; графическая электронная формула; периодическая таблица.

Глоссарий

Валентность – это способность атома химического элемента образовывать определенное число химических связей с другими атомами.

Ионная связь — сильная химическая связь, возникающая в результате электростатического притяжения катионов и анионов.

Ковалентная связь — химическая связь, в которой у двух атомов имеется общая пара электронов.

Орбиталь – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

Периодический закон: Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

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

Электрон — стабильная отрицательно заряженная элементарная частица.

Электронно-графическая формула для отдельных атомов химических элементов – это расположение всех его электронов на орбиталях. 

Электроотрицательность – это суммарная характеристика способности атома данного элемента отдавать или присоединять электроны атомов других элементов.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

• Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Формулировка периодического закона: «свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Четыре основные периодические закономерности:

1. Правило октета: все элементы стремятся потерять, либо приобрести электрон, для того, чтобы иметь конфигурацию ближайшего по периодической таблице благородного газа, то есть восьмиэлектронную конфигурацию. Благородные газы являются самыми стабильными элементами, в следствие заполненности их внешних s- и p-орбиталей.
2. Энергия ионизации – количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона атома. Элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. По правилу октета чем правее элемент расположен в таблице Менделеева, тем больше нужно затратить энергии на отрыв его электрона, это же справедливо и для энергии ионизации: она увеличивается слева направо. Энергия ионизации уменьшается в группе при движении вниз, потому что на низких энергетических уровнях электроны способны отталкивать электроны высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования.
3. Сродство к электрону – если вещество находится в газообразном состоянии, то при приобретении его атомом дополнительного электрона, его энергия изменяется. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным.
4. Электроотрицательность — мера того, как сильно атом притягивает к себе электроны другого атома, который связан с ним. Электроотрицательность увеличивается при движении в таблице снизу вверх и слева направо. Благородные газы не имеют электроотрицательности.

Водородная связь – специфическая химическая связь между электроотрицательным атомом (например, кислородом, азотом или фтором) и атомом водорода. Данный вид связи может быть как межмолекулярным, так и внутримолекулярным. Возникновение водородной связи связано с тем, что у атома водорода очень маленький радиус. Благодаря этому при смещении или отдаче единственного электрона водород приобретает положительный заряд, который в свою очередь, действует на те атомы в молекуле, которые обладают высокой электроотрицательностью.

Особенностью данного вида связи является ее высокая прочность, а также широкая распространённость, главным образом в органических соединениях, например в спиртах, фенолах, альдегидах и карбоновых кислотах. Именно за счет нее образуется вторичная структура белков. В качестве неорганических веществ, молекулы которых образуют водородную связь, можно отметить следующие: вода, фтороводород, синильная кислота. В настоящее время водородную связь рассматривают как частный случай ковалентной.

Металлическая связь — связь между положительными ионами металлов в металлической решетке, осуществляемая за счет притяжения электронов, которые расположены относительно свободно в кристалле металла. Атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, что объясняется их положением в таблице Менделеева. Из-за слабой связи электронов с ядрами, они могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются свободные электроны и положительно заряженные ионы, поэтому электроны обладают большой свободой перемещения внутри кристалла металла. Энергия металлической связи в 3-4 раза меньше, чем энергия ковалентной связи. Данным видом связи обладают все твердые вещества, кроме ртути, например: натрий, железо, медь и различные сплавы.

Ван-дер-Ваальсова связь — силы межмолекулярного и межатомного взаимодействий, энергия которых составляет 10—20 кДж/моль. Такие связи названы в честь голландского физика Яна Дидерика Ван-дер-Ваальса. Экспериментально было определено, что молекулы, в которых внешние оболочки всех атомов заполнены (молекулы азота N₂, хлора Cl₂, аммиака NH₃ , атомы инертных газов — He, Ne и т.д) также связываются друг с другом и образуют слабые межмолекулярные связи. Вандерваальсово взаимодействие состоит из трёх слабых электромагнитных взаимодействий:

1. Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение – связь между молекулами, которые являются постоянными диполями.
2. Дисперсионное притяжение, обусловлено взаимодействием между мгновенным и наведённым диполем.
3. Индукционное притяжение (поляризационное притяжение). Взаимодействие между постоянным диполем и наведённым (индуцированным).

В основе данного типа связи также лежат кулоновские силы, которые заключаются во взаимодействии между электронами и ядрами двух молекул: на определенном расстоянии между молекулами силы отталкивания/притяжения уравновешивают друг друга, в результате чего образуется устойчивая система.

Возбужденное состояние атома — энергетически нестабильное состояние, в которое атом переходит при получении энергии. Возбужденные состояния атомов образуются при переходе электронов (одного или нескольких) с занятых орбиталей на свободные. Меньше энергии затрачивается при переходе электрона между внешними оболочками, а больше – при переходе с внутренней оболочки на внешнюю.

Возбужденным атом пребывает недолго: при отдаче полученной энергии атом возвращается в основное состояние. Переходы между различными состояниями атомов и молекул могут происходить с испусканием электромагнитного излучения, либо с обменом энергией между молекулами и атомами. Вероятности переходов атомов между возбужденным/основным состоянием и расчет энергии при этом изучает спектроскопия.

Эффективный заряд атома, характеризуется разностью между числом электронов свободного атома и числом электронов принадлежащих данному атому в химическом соединении. Для оценки эффективного заряда атома применяют модель, где величины представляют как функции точечных неполяризуемых зарядов, которые локализованы на атомах. У двухатомной молекулы рассматривают дипольный момент как произведение эффективного заряда атома на межатомное расстояние.

Диполь — совокупность двух равных по величине разноименных точечных зарядов q, расположенных на некотором расстоянии друг от друга, которое мало по сравнению с расстоянием до рассматриваемой точки поля.

Постоянный диполь – совокупность периодически быстро меняющихся по направлению и величине мгновенных микродиполей.

Наведенный диполь – диполь, который возникает под действием внешнего электрического поля.

Примеры и разбор решения задач тренировочного модуля

1. Пример задачи. Определите валентность S в соединении H₂SO₄; определите валентность N в соединении HNO₂; определите валентность F в соединении C₂H₂F₂.

Решение. Валентность кислорода всегда равна 2. Валентность водорода равна 1. Для нахождения валентности серы, необходимо валентность кислорода умножить на ее индекс: 2*4=8, затем валентность водорода умножить на его индекс: 1*2 = 2. Теперь нужно вычесть полученные значения: 8-2 = 6 и разделить его на индекс серы: 6/1 = 6. Валентность серы в соединении 6.

Аналогично в варианте: валентность N в соединении HNO₂ : (2*2-1*1)/1=3.

Валентность F в C₂H₂F₂: валентность фтора всегда = 1, поэтому ответ 1.

1. Пример задачи. Используя шкалу ЭО, соотнесите соединение и тип его химической связи.

Соединения: BeF₂, O₂, PCl₅.

Типы химической связи: ионная, ковалентная неполярная, ковалентная полярная.

Решение. С помощью шкалы электроотрицательности найдем разность значений (∆х) для элементов:

BeF₂ : 4,0 – 1,5 = 2,5

O₂ : 3,5 – 3,5 = 0

PCl₅ : 3,0 – 2,1 = 0,9

По правилам если ∆х < 2,0, то связь ковалентная полярная, если ∆х > 2,0, то связь ионная, если

∆х = 0, то связь ковалентная неполярная, таким образом, верный ответ:

BeF₂ – ионная связь, O₂ – ковалентная неполярная связь, PCl₅ – ковалентная полярная связь.

Ответы | § 35. Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе — Химия, 8 класс

а) Литий

1) Название химического элемента — литий, химический знак Li, относительная атомная масса 7.

2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 3, элемент 2-го периода (малого), IA-группы (главной).-}.7​N2e−,5e−. На внешнем (незавершенном) слое — пять электронов.

4) Элемент относится к группе неметаллов. Его простое вещество при обычных условиях находится в газообразном агрегатном состоянии. Формула простого вещества N2\mathrm{N_2}N2​.

5) Валентность азота в высшем оксиде равна V, так как это элемент V группы. Валентность в летучем водородном соединении равна III.

6) Формула высшего оксида — N2O5\mathrm{N_2O_5}N2​O5​. Он принадлежит к кислотным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, предел являет собой кислоту HNO3\mathrm{HNO_3}HNO3​.

7) Формула летучего водородного соединения — Nh4\mathrm{NH_3}Nh4​.

в) Алюминий

1) Название химического элемента — алюминий, химический знак Al, относительная масса 27.

2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 13, элемент 3-го периода (малого), IIIA-группы (главной).

3) Заряд ядра атома 13⁺, оно содержит 13 протонов; в ядре нуклида 1327Al&ThinSpace;&ThinSpace;14\mathrm{_{13}^{27}Al\,\, 14}1327​Al14 нейтронов.-.}17​Cl2e−,8e−,7e−. На внеш нем (незавершенном) слое семь электронов.

4) Элемент относится к группе неметаллов. Его простое вещество при обычных условиях находится в газообразном агрегатном состоянии. Формула простого вещества — Cl2\mathrm{Cl_2}Cl2​.

5) Валентность хлора в высшем оксиде равна VII, так как это элемент VII-А группы. Валентность в летучем водородном соединении равна I.

6) Формула высшего оксида — Cl2O7\mathrm{Cl_2O_7}Cl2​O7​. Он принадлежит к кислотным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой кислоту — HClO4\mathrm{HClO_4}HClO4​.

7) Формула летучего водородного соединения — HCl\mathrm{HCl}HCl.

Определение валентности в химии ✎ pangenes.ru

Валентность — это, как правило, число электронов, необходимое для заполнения внешней оболочки атома. Поскольку существуют исключения, более общее определение валентности — это число электронов, с которыми данный атом обычно связан, или число связей, которые образует атом. (Представьте себе железо, которое может иметь валентность 2 или 3).

Формальное определение валентности IUPAC — это максимальное количество одновалентных атомов, которые могут соединяться с атомом. Обычно определение основывается на максимальном количестве атомов водорода или хлора.

Обратите внимание, что IUPAC определяет только одно значение валентности (максимум), в то время как известно, что атомы способны отображать более одной валентности (например, медь обычно имеет валентность 1 или 2).

Пример: Нейтральный атом углерода имеет 6 электронов с конфигурацией электронной оболочки 1S² 2S² 2P². Углерод имеет валентность 4, поскольку для заполнения 2p-орбиты могут быть приняты 4 электрона.

Общие валентности

Атомы элементов в основной группе периодической таблицы могут отображать валентность между 1 и 7 (так как 8 — полный октет).

• Группа 1 (I) — обычно показывает валентность 1. Пример: Na в NaCl

• Группа 2 (II). Типичная валентность равна 2. Пример: Mg в MgCl₂.

• Группа 13 (III). Обычная валентность равна 3. Пример: Al в AlCl₃

• Группа 4 (IV). Обычная валентность равна 4. Пример: C в CO (двойная связь) или CH₄ (одинарные связи)

• Группа 5 (V) — обычные валентности 3 и 5. Примерами являются N в NH₃ и P в PH₅

• Группа 6 (VI). Типичные валентности 2 и 6. Пример: O в H₂O

• Группа 7 (VII). Обычные валентности 1 и 7. Примеры: Cl в HCl

Валентность против состояния окисления

Есть две проблемы с «валентностью».

• Во-первых, определение неоднозначно. Во-вторых, это просто целое число без знака, указывающее на то, получит ли атом электрон или потеряет его наиболее удаленный элемент. Например, валентность как водорода, так и хлора равна 1, но водород обычно теряет свой электрон, чтобы стать H⁺, в то время как хлор обычно получает дополнительный электрон, чтобы стать
  Cl^—

• Состояние окисления (степень окисления) является лучшим индикатором электронного состояния атома, поскольку оно имеет величину и знак. Также понятно, что атомы элемента могут отображать различные степени окисления в зависимости от условий.

• Знак положителен для электроположительных атомов и отрицателен для электроотрицательных атомов. Наиболее распространенная степень окисления водорода +8. Наиболее распространенная степень окисления для хлора -1.

Краткая история

Слово «валентность» было описано в 1425 году от латинского слова valēns, что означает силу или способность.

Понятие валентности было разработано во второй половине 19-го века для объяснения химической связи и молекулярной структуры. Теория химических валентностей была предложена в 1852 году Эдвардом Франклендом.

3.2: Ионы — Chemistry LibreTexts

Навыки для развития

• Определите два типа ионов.
• Используйте диаграммы Льюиса, чтобы проиллюстрировать образование ионов.

У большинства атомов нет восьми электронов на валентной электронной оболочке. Некоторые атомы имеют всего несколько электронов на внешней оболочке, в то время как некоторым атомам не хватает только одного или двух электронов, чтобы иметь октет. В случаях, когда у атома три или меньше валентных электронов, атом может довольно легко потерять эти валентные электроны, пока не останется нижняя оболочка, содержащая октет.Атомы, которые теряют электроны, приобретают положительный заряд в результате, потому что у них остается меньше отрицательно заряженных электронов, чтобы уравновесить положительные заряды протонов в ядре. Положительно заряженные ионы называются катионами. Большинство металлов превращаются в катионы, когда образуют ионные соединения.

Некоторые атомы имеют почти восемь электронов в валентной оболочке и могут получать дополнительные валентные электроны, пока не получат октет. Когда эти атомы приобретают электроны, они приобретают отрицательный заряд, потому что теперь у них больше электронов, чем протонов.Отрицательно заряженные ионы называются анионами. Большинство неметаллов превращаются в анионы, когда они образуют ионные соединения.

Названия положительных и отрицательных ионов произносятся как CAT-eye-ons и ANN-eye-ons соответственно.

Электронный перенос

Мы можем использовать электронные конфигурации, чтобы проиллюстрировать процесс переноса электрона между атомами натрия и атомами хлора.

Na: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ¹

Как показано в Примере 1, натрий, вероятно, достигнет октета на своей внешней оболочке, потеряв один валентный электрон.Остальная разновидность имеет следующую электронную конфигурацию:

Катион, полученный таким образом, Na ⁺ , называется ионом натрия, чтобы отличить его от элемента. Самая внешняя оболочка иона натрия — это вторая электронная оболочка, в которой находится восемь электронов. Правило октетов выполнено. Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) представляет собой графическое изображение этого процесса.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Образование иона натрия.Слева у атома натрия 11 электронов. Справа ион натрия имеет всего 10 электронов и заряд 1+.

Атом хлора имеет следующую электронную конфигурацию:

Класс: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 с ⁵

Только еще один электрон необходим для достижения октета в валентной оболочке хлора. (В поваренной соли этот электрон исходит от атома натрия.) Электронная конфигурация нового вида, полученного в результате, выглядит следующим образом:

В этом случае ион имеет ту же самую внешнюю оболочку, что и исходный атом, но теперь в этой оболочке восемь электронов. И снова правило октетов выполнено. Образующийся анион Cl ^— называется хлорид-ионом; обратите внимание на небольшое изменение суффикса (- ide вместо — ine ) для создания имени этого аниона. Рисунок \ (\ PageIndex {2} \) представляет собой графическое изображение этого процесса.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Образование иона хлора. Слева у атома хлора 17 электронов. Справа хлорид-ион имеет 18 электронов и заряд 1−.

В случае двух противоположно заряженных ионов между ними существует электростатическое притяжение, поскольку притягиваются противоположные заряды. Полученная комбинация представляет собой соединение хлорида натрия. Обратите внимание, что электронов не осталось. Количество электронов, потерянных атомом натрия (один), равно количеству электронов, полученных атомом хлора (один), поэтому соединение электрически нейтрально.В макроскопических образцах хлорида натрия есть миллиарды и миллиарды ионов натрия и хлорида, хотя всегда есть одно и то же количество катионов и анионов.

Во многих случаях элементы, принадлежащие к одной и той же группе (вертикальный столбец) в периодической таблице, образуют ионы с одинаковым зарядом, потому что они имеют одинаковое количество валентных электронов. Таким образом, таблица Менделеева становится инструментом для запоминания зарядов многих ионов. Например, все ионы щелочных металлов, первый столбец периодической таблицы, имеют заряд 1+.Ионы щелочноземельных металлов, второй группы в периодической таблице, имеют заряд 2+. На другой стороне периодической таблицы, предпоследний столбец, галогены, образуют ионы с зарядом 1−. На рисунке \ (\ PageIndex {3} \) показано, как можно предсказать заряд многих ионов по положению элемента в периодической таблице. Обратите внимание на условность написания сначала числа, а затем знака на многозарядном ионе. Катион бария обозначается как Ba ^{2 +} , а не Ba ⁺² .

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Прогнозирование ионных зарядов. Заряд, который приобретает атом, когда он становится ионом, связан со структурой периодической таблицы. В группе (семействе) элементов атомы образуют ионы определенного заряда.

Диаграммы Льюиса

Химики используют простые диаграммы, чтобы показать валентные электроны атома и то, как они передаются. Эти диаграммы имеют два преимущества перед диаграммами электронных оболочек. Во-первых, они показывают только валентные электроны.Во-вторых, вместо круга вокруг химического символа, представляющего электронную оболочку, они имеют до восьми точек вокруг символа; каждая точка представляет собой валентный электрон. Эти точки расположены справа и слева, а также над и под символом, не более двух точек по бокам. Например, натрий представлен следующим образом:

, а для хлора представление выглядит следующим образом:

Не имеет значения, на каких сторонах расположены точки на диаграммах Льюиса, если на каждой стороне не более двух точек.

Эти диаграммы называются электронно-точечными диаграммами Льюиса или просто диаграммами Льюиса в честь Гилберта Н. Льюиса, американского химика, который их представил. На рисунке \ (\ PageIndex {4} \) показаны электронные конфигурации и диаграммы Льюиса от лития до неона, что составляет весь второй период периодической таблицы Менделеева. Для элементов основной группы количество валентных электронов совпадает с номером группы, указанным в верхней части периодической таблицы.

Рисунок \ (\ PageIndex {4} \) Диаграммы Льюиса элементов от лития до неона

Перенос электронов можно легко проиллюстрировать с помощью диаграмм Льюиса:

В окончательной формуле точки опущены.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Начиная с атомов лития и брома, используйте диаграммы Льюиса, чтобы показать образование ионного соединения LiBr.

РЕШЕНИЕ

Из периодической таблицы мы видим, что литий находится в том же столбце, что и натрий, поэтому он будет иметь такую ​​же электронную конфигурацию валентной оболочки. Это означает, что нейтральный атом лития будет иметь такую ​​же диаграмму Льюиса, что и атом натрия. Точно так же бром находится в той же колонке, что и хлор, поэтому он будет иметь ту же диаграмму Льюиса, что и хлор.Следовательно,

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Начиная с атомов магния и кислорода, используйте диаграммы Льюиса, чтобы показать образование ионного соединения MgO.

Некоторые ионные соединения имеют разное количество катионов и анионов. В этих случаях перенос электрона происходит между более чем одним атомом. Например, вот образование MgBr ₂ :

Большинство элементов, образующих ионные соединения, образуют ион с характерным зарядом.Например, натрий образует ионные соединения, в которых ион натрия всегда имеет заряд 1+. Хлор образует ионные соединения, в которых ион хлора всегда имеет заряд 1−. Некоторые элементы, особенно переходные металлы, могут образовывать ионы с несколькими зарядами. На рисунке \ (\ PageIndex {5} \) показаны характерные заряды некоторых из этих ионов. Как мы видели на рисунке \ (\ PageIndex {1} \), существует образец для зарядов на многих из ионов основной группы, но не существует простой модели для ионов переходных металлов (или для более крупных элементов основной группы).

Рисунок \ (\ PageIndex {5} \) : Заряды одноатомных ионов. Обратите внимание, что некоторые атомы обычно образуют ионы с разным зарядом.

точечных структур Льюиса | Grandinetti Group

Во время химической связи валентные электроны перемещаются между различными атомами. Чтобы отслеживать валентные электроны для каждого атома и то, как они могут быть разделены при связывании, мы используем структуру точек Льюиса для атомов и молекул.В этом подходе мы представляем валентные электроны в виде точек вокруг символа элемента. Например, кислород имеет 6 валентных электронов, поэтому мы пишем символ O для кислорода и окружаем его 6 точками:

Неспаренные электроны представлены в виде одиночных точек, а спаренные электроны — в виде двойных точек. Размещение одинарных или двойных точек вокруг символа не имеет решающего значения. В качестве альтернативы мы можем представить спаренные электроны в виде линии. То есть мы заменяем двойные точки, как показано ниже:

Рассмотрим другие примеры.У атома натрия 11 электронов, но только один является валентным электроном. Остальные 10 находятся внутри закрытой оболочки с электронной конфигурацией неона. Таким образом, мы рисуем структуру Льюиса для атома натрия в виде символа Na с единственной точкой:

У атома хлора 17 электронов, но только 7 из них валентные. Таким образом, мы рисуем структуру Льюиса как:

В ионных связях полностью переносятся (не разделяются) валентных электронов. Таким образом, мы запишем структуру Льюиса для NaCl как:

Как вы можете видеть, хлор теперь окружен 8 электронами в оболочке с n = 3, а натрий потерял один валентный электрон в оболочке с n = 3.Конечно, натрий все еще окружен 8 электронами оболочки n = 2, но мы не показываем электроны во внутренних замкнутых оболочках.

Для элементов периода 2, где все валентные электроны атома находятся на s- и p-орбиталях, мы обнаруживаем, что точечная структура молекул Льюиса часто соответствует правилу Октета:

Правило октетов — Атомы имеют тенденцию приобретать, терять или делиться электронами, пока они не будут окружены восемью электронами (4 пары электронов).

Используя точечные структуры Льюиса и правило октетов, мы можем предсказать и представить электронную структуру ковалентно связанных молекул.Например, когда два атома хлора, каждый из которых имеет 7 валентных электронов, объединяются, чтобы сформировать двухатомную молекулу хлора, структура Льюиса показывает, что будет разделение двух электронов между двумя атомами хлора, что позволяет окружать оба атома хлора 8 электроны.

Конечно, водород — это элемент с периодом 1, с орбиталью всего в 1 с, поэтому он имеет максимум два электрона, разрешенных в его валентной оболочке. Когда два атома водорода объединяются в двухатомную молекулу H ₂ , структура Льюиса показывает, что два электрона разделяются между двумя атомами водорода, что позволяет окружить оба атома водорода замкнутой n = 1 оболочкой из 2 электронов:

Мы можем представить электронную структуру и реакцию атомов водорода и хлора с образованием HCl с помощью структур Льюиса:

Для двухатомного кислорода точечная структура Льюиса предсказывает двойную связь.

Хотя диаграмма Льюиса правильно предсказывает наличие двойной связи между атомами O, она неверно предсказывает, что все валентные электроны спарены (, то есть , она предсказывает, что каждый валентный электрон находится на орбитали с другим электроном с противоположным спином). Позже мы рассмотрим более продвинутый теоретический подход под названием «Теория молекулярных орбиталей», который правильно предсказывает как двойную связь O ₂ , так и его неспаренные валентные электроны. Как правило, точечные структуры Льюиса имеют то преимущество, что с ними легко работать, и они часто дают хорошее представление об электронной структуре.Рассмотрим другой пример. Для двухатомного азота структура точек Льюиса правильно предсказывает наличие тройной связи между атомами азота:

Эта тройная связь очень сильна. Прочность тройной связи делает молекулу N ₂ очень устойчивой к химическим изменениям, и, фактически, N ₂ считается химически инертным газом . Существует взаимосвязь между количеством общих электронных пар. и длина связи.

Расстояние между связанными атомами уменьшается по мере увеличения числа общих электронных пар.

Демо:

1. Модели с шаром и рукоятью NH ₂ -NH ₂ , NH = NH, N≡N Конструкции

Глава четвертая

Глава четвертая

4.1 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ПЕРЕДАЧОМ ЭЛЕКТРОНА ИЛИ ИОНА
СВЯЗЬ

Электроны, которые участвуют в образовании связи между атомами, находятся в
самая внешняя оболочка ( иногда рядом с самой внешней оболочкой ) нейтрального
атом; они называются VALENCE ELECTRONS .Атомы
элементы, которые имеют только один или два электрона во внешних оболочках ( активные оболочки )
могут терять электроны при соединении с атомами других элементов. Атом, который потерял
один или несколько валентных электронов обладают положительным зарядом и называются ПОЛОЖИТЕЛЬНЫМИ.
ИОН . Атом натрия теряет один валентный электрон и приобретает +1
заряжается, когда он вступает в химическую комбинацию с атомом элемента, такого как
хлор. Атом магния может потерять два своих валентных электрона и принять заряд +2.

Na Na ⁺ +
е ^–

Символ Na слева от стрелки представляет стабильный атом натрия, в то время как Na ⁺
символ справа от стрелки представляет нестабильный ион натрия, у которого был единственный
электрон удален.

мг Mg ⁺⁺
+ 2e ^—

Символ Mg слева от стрелки обозначает стабильный атом магния, в то время как Mg ⁺⁺
символ справа от стрелки представляет нестабильный ион магния, у которого было два
электроны удалены.

Чем меньше количество валентных электронов в атоме, тем больше тенденция
элемент теряет электроны и, таким образом, образует положительные ионы во время химического соединения с
атомы других элементов. Энергия, необходимая для удаления электрона от нейтрального атома до
образующий положительный ион называется ПОТЕНЦИАЛ ИОНИЗАЦИИ
атом. Некоторые металлы имеют небольшой потенциал ионизации и легко образуют положительные ионы. В
неметаллы, у которых на внешней оболочке больше электронов, чем у металлов, имеют большие
потенциалы ионизации и проявляют небольшую тенденцию к образованию положительных ионов.

Атомы без одного или двух электронов, имеющие внешнюю оболочку из восьми электронов
легко получать достаточное количество электронов от некоторых других атомов, таких как натрий и магний,
чтобы сделать полный набор из восьми электронов во внешней оболочке. Нейтральные атомы становятся ОТРИЦАТЕЛЬНЫМ
ИОНОВ за счет получения электронов. Неметаллы, такие как фтор (F), хлор
(Cl), бром (Br), йод (I), кислород (O), азот (N) и сера (S) легко образуют
отрицательные ионы.

Cl + e ^—
Класс ^—

Хлор в стабильной форме имеет семь валентных электронов и, следовательно, имеет
возможность получить один электрон (, как показано слева от стрелки ), что дает
это отрицательный заряд единицы, когда он находится в нестабильной ионной форме (, как показано на
справа от стрелки над ).

S + 2e ^—
С ^-2

Сера в стабильной форме имеет шесть валентных электронов и, следовательно, имеет
способность получать два электрона, давая ему отрицательный заряд в два, когда он нестабилен
ионная форма.

Притяжение нейтрального атома для электронов известно как его ЭЛЕКТРОН
АФФИНИТИ . Неметаллы имеют высокое сродство к электрону, а металлы —
очень низкое сродство к электрону. Таким образом, в основном неметаллы имеют тенденцию образовывать отрицательные ионы во время
химическое сочетание.

Когда положительный ион и отрицательный ион сближаются, возникает сильный электростатический заряд.
между зарядами противоположного знака возникают силы притяжения, и ионы удерживаются
вместе ИОННАЯ СВЯЗЬ . Термин ЭЛЕКТРОЗАЩИТА
иногда используется для обозначения этого типа соединения.

Изменение электронной структуры, происходящее во время химических реакций, может быть
выражается просто путем принятия системы обозначений, в которой символ атома
представляет весь атом, кроме валентных электронов; символ написан в окружении
своими валентными электронами.такие символы обозначаются как VALENCE
ЭЛЕКТРОННЫЕ СИМВОЛЫ, СИМВОЛЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ТОЧЕК или СИМВОЛЫ ЛЬЮИСА ,
назван в честь Гилберта Ньютона Льюиса (1875-1946) ,
известный американский физико-химик.

4.2 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ПРИ ОБМЕНЕ ЭЛЕКТРОНАМИ ИЛИ КОВАЛЕНТОМ
СВЯЗЬ

В разделе 4.1 мы рассмотрели химические соединения, которые содержат ионы, удерживаемые вместе
сильная электростатическая сила. Однако есть много соединений, которые не содержат ионов.Эти неионные соединения состоят из атомов, тесно связанных друг с другом в виде молекул.
( Формула NaCl представляет одну ВЕС ФОРМУЛЫ
натрия хлорид; но нельзя сказать, что он представляет собой молекулярную массу, поскольку нет
молекулы хлорида натрия ). Связи, удерживающие атомы вместе, называются ОБЩАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ПАРА.
ОБЛИГАЦИИ или КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ . Простейший
Вещество, в котором атомы связаны ковалентной связью, представляет собой молекулу водорода, H ₂ .Каждый атом водорода имеет один электрон в своей 1s-оболочке. Электроны от двух атомов водорода
может образовывать пару, разделяемую двумя ядрами. Два электрона удерживаются вместе
два ядра и служат для их связи. Связь очень прочная, о чем свидетельствует
большое количество энергии, необходимое для его разрушения, 103,4 килокалорий на моль. Это то же самое
количество энергии выделяется, когда моль молекулярного водорода образуется из водорода
атомы.

Очевидно, что связывание в молекуле водорода не может быть результатом
перенос электрона, как в ионных соединениях, потому что два атома водорода имеют одинаковые
потенциалы ионизации и сродство к электрону.Обратите внимание, что ионы не образуются, когда два атома
объединяются разделением пары электронов; продукт объединения — молекула. Мы
говорят в предыдущем разделе, что существует сильная тенденция к определенным металлам и
неметаллы, чтобы получить стабильность, предполагая электронное устройство благородного газа через
перенос электронов. Та же самая тенденция действует, когда два электрона
ковалентные связи подсчитываются для каждого атома водорода, каждый атом имеет электронное расположение
стабильного атома гелия ( все подорбитали заполнены ).Суборбиталь 1с каждого
атом водорода в молекуле H ₂ фактически занят обоими электронами
общая пара. Электронная пара занимает всю молекулу, тратя равное количество
времени около каждого ядра.

H. + H. H: H

В этом примере два символа водорода слева представляют атомы, в то время как
Полученный продукт справа представляет собой молекулу водорода (H ₂ ).

Связывание в молекуле хлора, Cl ₂ , дает второй пример
ковалентная связь.Обратите внимание на разницу между атомом (Cl) и молекулой хлора (Cl ₂ ).
Каждый атом хлора имеет семь электронов в своей внешней оболочке и отличается от благородного
газ аргон в его электронной структуре только на один электрон. Разделение одной пары
электронов между двумя атомами в молекуле хлора дает каждому атому стабильную
электронная структура атома аргона. Связь в других молекулах галогена F ₂ ,
Br ₂ и I ₂ аналогичен молекуле хлора.

Два символа слева представляют атомы хлора, в то время как два связанных ( прикреплено )
символы справа представляют молекулу хлора (Cl ₂ )

Многие атомы имеют более одной пары электронов, если это необходимо, чтобы дать каждому
У атома полный набор из восьми электронов в его валентной оболочке. Например, атомы в
молекула азота, N ₂ , имеет три пары электронов. Это составляет всего
восьми электронов в валентной оболочке каждого атома азота.Два атома в N ₂
говорят, что молекула удерживается вместе тройной ковалентной связью.

: Н. + .N: N ::: N

4.3 КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ МЕЖДУ АТОМАМИ

В отличие от атомов могут также объединяться посредством образования ковалентных связей. Например, один
атом водорода соединяется с одним атомом хлора с образованием молекулы водорода
хлорид (соляная кислота), атомы которого связаны ковалентно. Хотя
электроны пары распределяются между атомами водорода и хлора, они являются
не делятся поровну , поскольку они указаны в H ₂ и Cl ₂ .Хлор
атом притягивает электроны сильнее, чем атом водорода, в результате чего электроны
общая пара должна быть более тесно связана с ядром хлора. Это приводит к
развитие частичного положительного заряда на атоме водорода и частичного отрицательного заряда
заряд на атоме хлора. Однако это не означает, что водород потерял свою
электрон; это означает, что электроны пары в среднем проводят больше времени в
вблизи ядра хлора, чем вблизи ядра водорода.Другой способ заявить
это означает, что электронная плотность или плотность электронного облака больше
вокруг ядра хлора, чем вокруг ядра водорода.

Н. + .Cl: H: Cl:

Атом кислорода имеет шесть валентных электронов и завершает октет электронов за счет
обмен электронными парами с двумя атомами водорода в молекуле ковалентной воды.

Атом азота с пятью валентными электронами делит электронные пары с тремя атомами водорода.
атомов в молекуле ковалентного аммиака, NH ₃ .

В молекуле метана, CH ₄ , атом углерода с четырьмя валентными электронами
завершает свой октет, образуя ковалентные связи с четырьмя атомами водорода.

Молекула углекислого газа (CO ₂ ) содержит один атом углерода с четырьмя
валентные электроны и два атома кислорода, каждый с шестью валентными электронами. Совместное использование
две электронные пары между атомом углерода и каждым из двух атомов кислорода дают каждый из
три атома в молекуле октет электронов.

4.4 КОВАЛЕНТНО СВЯЗАННЫЕ АТОМЫ БЕЗ БЛАГОРОДНОГО ГАЗА
СОСТАВ.

Существуют стабильные соединения, в которых все атомы молекулы не имеют благородного
газовая установка ( подорбитали заполнены ). Например, бор с тремя валентностями
электронов, разделяет электронные пары с тремя атомами хлора в молекуле, BCl ₃ .
Хотя это объединение атомов дает каждому атому хлора структуру аргона, бор с шестью
электроны в его внешней оболочке не имеют электронного расположения благородного газа.Кроме того, атомы элементов, в которых наиболее удаленной электронной оболочкой является M-оболочка или
высшие могут участвовать в ковалентной связи с другими атомами, в которых более четырех пар
электронов делятся. Например, атом фосфора в жидком или газообразном PCl ₅
разделяет пять пар электронов, или всего десять электронов, тогда как атомы благородных газов
ограничены максимум восемью электронами на внешних оболочках свободных элементов.
Самая внешняя, или М, фосфорная оболочка имеет теоретическую максимальную емкость восемнадцать.
электронов, или девять пар, но неизвестны примеры, в которых это состояние встречается.Сера
разделяет шесть электронных пар (, двенадцать электронов, ) в молекуле SF ₆ ; а также
йод, семь электронных пар в IF ₇ . В некоторых случаях количество электронов в
внешняя оболочка превышает восемь, хотя некоторые пары не являются общими. Это
чехол с IF ₅ и XeF ₄ . Образование ковалентного соединения, такого как
BCl ₃ , PCl ₅ , SF ₆ и IF ₇ соответствует правилу
который дополняет структуру благородных газов или правило октетов; а именно, что электроны стремятся к
встречаются парами в молекулярных структурах.Другими словами, мы можем констатировать, что THE
АТОМЫ В БОЛЬШИНСТВЕ МОЛЕКУЛ КОВАЛЕНТА ДОСТИГЛИ СТАБИЛЬНОГО СОСТОЯНИЯ ПУТЕМ ОБМЕНА
ПАР ЭЛЕКТРОНОВ С ДРУГИМИ . Таким образом, атом бора, который может образовывать
только три связи, разделяя его электроны, потому что он имеет только три валентных электрона,
достигает состояния стабильности за счет образования трех электронных парных связей в молекуле BCl ₃ .

4,5 ЭЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТЬ

Мы видели в разделе 4.3 видно, что атом хлора в молекуле хлористого водорода
притягивает электроны парной связи электронов сильнее, чем атом водорода
так что электроны не распределяются поровну между двумя атомами. Эта сила притяжения
То, что атом показывает электроны в ковалентной связи, известно как электроотрицательность. ЭЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТЬ
— мера притяжения атома электронов на его внешней оболочке. Эти
значения основаны на произвольной шкале, что означает, что мы не можем сказать, например, что
фтор (4.0) вдвое электроотрицательнее бора (2,0). Значения электроотрицательности
не являются мерой абсолютной электроотрицательности, но они обеспечивают меру
различия. Таким образом, разница в электроотрицательности бора (2,0) и азота
(3,0) такое же, как между азотом (3,0) и фтором (4,0).

Обратите внимание, что неметаллы, как правило, имеют более высокие значения электроотрицательности, чем
металлы. Фтор, наиболее химически активный неметалл, имеет самую высокую электроотрицательность,
и цезий, наиболее химически активный металл (, за исключением, возможно, франция ),
имеет самую низкую электроотрицательность.Поскольку металлы имеют относительно низкую
электроотрицательности и имеют тенденцию предполагать положительные заряды в соединениях, они часто
говорят о электроположительном; наоборот, неметаллы считаются электроотрицательными.

Относительная способность атома притягивать электроны к себе называется
электроотрицательность атома. Атомы с большой электроотрицательностью (, например F и O )
притягивают электроны в связи лучше, чем те, которые имеют небольшую электроотрицательность ( такое
как Na и Mg ).Электроотрицательности основных элементов группы приведены в таблице.
рисунок ниже.

Как показано выше, в данных присутствует ряд четких закономерностей.

Когда величина электроотрицательностей элементов основной группы прибавляется к
периодической таблицы в качестве третьей оси, мы получаем результаты, показанные на рисунке ниже.

• Электроотрицательность регулярно увеличивается слева направо по ряду
  периодическая таблица.
• Электроотрицательность уменьшается вниз по столбцу периодической таблицы.

4,6 ПОЛЯРНОСТЬ

Система называется ПОЛЯРНОЙ , если ее центр положительного
заряд не совпадает с его центром отрицательного заряда. Крайний случай полярности
представлен ионным соединением, таким как хлорид натрия (Na ⁺ Cl ^—),
в котором ион натрия полностью положителен, а ион хлорида полностью
отрицательный.Когда между атомами с разной электроотрицательностью образуется ковалентная связь,
пара электронов будет более тесно связана с более электроотрицательным атомом,
и образующаяся ковалентная связь будет несколько полярной. Мы отметили, что в водороде
молекулы хлорида, атом хлора притягивает пару электронов ковалентной связи
сильнее, чем атом водорода. Связь водород-хлор полярна,
атом хлора становится несколько отрицательным, а атом водорода становится несколько положительным
по мере образования облигации.Поскольку центр положительного и отрицательного электричества не
совпадают, молекула хлороводорода электрически несимметрична. Из-за
разделение центров заряда, молекулы, удерживаемые вместе полярными связями, имеют тенденцию поворачиваться, когда
помещают в электрическое поле так, чтобы положительный конец молекулы был ориентирован в сторону
отрицательная пластина и отрицательный конец к положительной пластине.

Чем больше разница между электроотрицательностями двух атомов, участвующих в
связь, тем больше полярность связи.Таким образом, полярность связи в
галогенидов водорода увеличивается в порядке HI, HBr, HCl и HF, что соответствует увеличению
по электроотрицательности галогена: I (2,5), Br (2,8), Cl (3,0) и F (4,0). Если
разница в электроотрицательности между двумя атомами велика, электрон обеспечивается
атом с более низкой электроотрицательностью полностью перейдет в более
электроотрицательный атом и ионная связь, а не ковалентная связь. В
другая крайность может быть достигнута, когда идентичные атомы разделяют пару электронов, как в
случай H ₂ (H: H), где связь ковалентна без полярности.Это становится
Тогда очевидно, что нет резкой границы между соединениями, в которых соединение
ковалентные и те, в которых связь ионная. В промежуточных случаях
молекулы будут иметь связи, которые обладают как ковалентной, так и ионной природой.
облигации и часто упоминаются как КОВАЛЕНТНЫЕ СВЯЗИ С ЧАСТИЧНЫМИ ИОННЫМИ
ХАРАКТЕР или ПОЛЯРНЫЕ КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ .

Возможны молекулы, в которых связи имеют полярный ковалентный тип, но
где молекулы в целом неполярны.Если в молекуле есть несколько полярных ковалентных
связи, направленные таким образом, чтобы дать симметричную молекулу, чем молекула
неполярный. Это иллюстрируется HgCl ₂ , в котором каждая из ковалентных связей
полярны, тогда как молекула в целом неполярна. Центры позитивного и негативного
электричество для молекулы идентичны. Каждый хлор отрицателен по отношению к
положительная ртуть, и каждая связь ртуть-хлор имеет полярный характер. Однако эти
полярности связей уравновешивают друг друга, потому что связи направлены таким образом
как получить электрически симметричную молекулу.

Класс ^— ———— Hg ⁺⁺ ———— Класс ^—

Ковалентное соединение может существовать в твердом, жидком или газообразном состоянии при обычных температурах. В
как правило, они имеют низкие температуры плавления и в значительной степени летучие. Их решения проводят
электричество только тогда, когда они образуют ионы, реагируя с растворителем.

Полярность молекулы может быть определена путем измерения величины, известной как диполь .
момент , который зависит от двух факторов:

1. величина отделения заряда
2. расстояние между отрицательным и положительным полюсами молекулы

4.7 КООРДИНАТНЫЙ КОВАЛЕНТ

Ковалентная связь включает обмен электронными парами между
атомы с каждым атомом, участвующим в связи, предоставляя один электрон паре. Когда только
один из двух атомов, участвующих в связи, предоставляет оба электрона электронной пары
связь, связь называется КООРДИНАТНАЯ КОВАЛЕНЦИЯ . An
Примером координатной ковалентной связи является ион аммония, NH ₄ ⁺ .
Связи в самой молекуле аммиака (NH ₃ ) имеют ковалентный тип.В
неподеленная пара электронов атома азота доступна для использования в образовании связи в качестве
указывается на готовность, с которой аммиак будет соединяться с ионом водорода с образованием
ион аммония.

Поскольку NH ₃ — нейтральная молекула, объединение с ионом водорода (протон )
дает единичный положительный заряд образующемуся иону аммония (NH ₄ ⁺ ).

NH ₃ + H ⁺ NH ₄ ⁺

Подобным образом молекулы воды соединяются с ионами водорода с образованием гидрокония.
ионы.

H ₂ O + H ⁺ H ₃ O ⁺

Образование координатной ковалентной связи возможно только между атомом с
неподеленная пара электронов в его валентной оболочке и атом или ион, которому нужна пара
электроны, чтобы приобрести стабильную электронную конфигурацию. Главное отличие
координировать ковалентную связь, а ковалентная связь находится в режиме образования. Однажды сформированный
они неотличимы.

4.8 НОМЕРА ОКИСЛЕНИЯ

НОМЕР ОКИСЛЕНИЯ , иногда называемый ОКИСЛЕНИЕМ
СОСТОЯНИЕ , используется для обозначения положительного и отрицательного характера
атомы. Когда валентные электроны (раздел 4.1) удаляются или смещаются от атома
во время химической реакции атому присваивается ПОЛОЖИТЕЛЬНОЕ ОКИСЛЕНИЕ
НОМЕР и, как говорят, находится в СОСТОЯНИИ ПОЛОЖИТЕЛЬНОГО ОКИСЛЕНИЯ .Когда электроны захватываются атомом или смещаются к нему во время химической реакции,
атому дается ОТРИЦАТЕЛЬНЫЙ ЧИСЛО ОКИСЛЕНИЯ и говорят, что
находиться в СОСТОЯНИИ ОТРИЦАТЕЛЬНОГО ОКИСЛЕНИЯ . Числовое значение
степень окисления зависит от количества электронов, участвующих в расчете на атом в
переносить или сдвигать к атому или от него.

Для ионных материалов степень окисления элемента равна заряду на
ион. В хлориде натрия, NaCl, степень окисления натрия составляет +1, а для хлора —
-1; в оксиде магния MgO степень окисления магния +2, а кислорода равна
-2; в бромиде кальция, CaBr ₂ , степень окисления кальция составляет +2, а для
бром равен -1.

Для ковалентных материалов понятие степени окисления более произвольно, но
тем не менее полезно при написании формул. В ковалентных соединениях, содержащих два элемента,
более электроотрицательному элементу присваивается отрицательная степень окисления. Чем больше
положительному элементу присваивается положительная степень окисления. В ковалентной молекуле
хлористый водород, HCl, атом водорода имеет степень окисления +1 из-за сдвига ( не
перенос ) валентного электрона водорода к более электроотрицательному
атом хлора.Атом хлора в HCl имеет степень окисления -1.

В метане, CH ₄ , электроотрицательность углерода больше, чем у
водород; поэтому в соединении принято говорить о степени окисления
углерод как -4 и водород как +1; электроны смещены к атому углерода.

В диоксиде углерода CO ₂ электроотрицательность кислорода больше, чем
углерода; следовательно, в этом соединении степень окисления кислорода составляет -2, а степень окисления
углерод +4.

В воде, H ₂ O, каждый атом водорода имеет степень окисления +1, а кислород
степень окисления -2. Степень окисления атома удобно обозначать как
поставив правильный номер и поставив подпись над его символом.

Элементам в свободном состоянии всегда присваивается нулевая степень окисления. Ноль
степень окисления для свободных элементов основана на том факте, что все атомы
одинаковые элементы имеют одинаковую электроотрицательность; нет передачи или чистого сдвига
электроны, возникающие при образовании связи между атомами одного и того же элемента ( у них есть
такое же количество электронов, как и у протонов ).

Многие элементы проявляют более одной степени окисления в различных соединениях. Для
Например, железо имеет степень окисления +2 в FeCl ₂ и степень окисления
+3 в FeCl ₃ . Олово показывает степень окисления +2 и +4 в SnCl ₂
и SnCl ₄ соответственно. Степень окисления хлора в каждом из
предыдущие примеры -1. Хлор также показывает степень окисления +1 в NaClO, +3 в
NaClO ₂ , +5 в NaClO ₃ и +7 в NaClO ₄ .

Если степени окисления известны для всех атомов в соединении, кроме одного,
остаточная степень окисления может быть рассчитана. АЛГЕБРАИЧЕСКАЯ СУММА
ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЕ ЧИСЛА ОКИСЛЕНИЯ И ОТРИЦАТЕЛЬНЫЕ ЧИСЛА ОКИСЛЕНИЯ АТОМОВ, ПРИСУТСТВУЮЩИХ В
СОСТАВ ВСЕГДА ДОЛЖЕН БЫТЬ НУЛЕВЫМ . В Na ₂ SO ₄
Степень окисления серы может быть рассчитана на основе известных степеней окисления натрия.
и кислород. Два атома натрия, каждый со степенью окисления +1, всего +2; четыре
атомы кислорода, каждый со степенью окисления -2, всего -8.Для суммы окисления
Чтобы числа были равны нулю, сера должна иметь степень окисления +6. Для Na ₂ SO ₃ ,
аналогичный расчет показывает, что степень окисления серы в этом соединении равна +4. В H ₂ S,
степень окисления серы -2.

Электронная конфигурация для серы: 1S ² / 2S ² 2P ⁶
/ 3S ² 3P ⁴

4.9 ПРАВИЛО ОКТЕТОВ

В 1916 году Гилберт Ньютон Льюис объяснил, почему атомы имеют тенденцию образовывать определенные
типы ионов и молекул.Когда электрон с является высшим энергетическим уровнем
электрон в атоме, он находится на внешнем уровне. То же самое и с электроном p .
Однако d и f электронов теоретически никогда не могут находиться на внешнем уровне.
нейтрального атома. С s подуровни содержат два электрона, а подуровни p удерживают
шесть, наибольшее количество электронов, обычно находящихся на внешнем уровне, равно восьми. Один из основных
правил химии состоит в том, что атом с восемью электронами на внешнем уровне особенно опасен.
стабильный.На что указывает тот факт, что благородные газы имеют свои внешние с и с
подуровни заполнены максимальным числом электронов восемь. Таким образом, Льюис предложил OCTET
ПРАВИЛО: АТОМЫ РЕАГИРУЮТ, ИЗМЕНЯЯ КОЛИЧЕСТВО ИХ ЭЛЕКТРОНОВ, ЧТОБЫ ПОЛУЧИТЬ СТАБИЛЬНУЮ
ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА БЛАГОРОДНОГО (ИНЕРТНОГО) ГАЗА . Хотя у атома гелия есть
всего два электрона на внешнем уровне, он тоже является одним из этих стабильных элементов. Его внешний
уровень является первым уровнем и может содержать только два электрона.Следовательно, он имеет полный внешний
уровень. Правило октета следует выучить как « четыре пары » электронов.

Мы можем использовать это правило в дальнейшем для определения возможных степеней окисления различных
группы элементов. Можно сказать, что возможная положительная степень окисления такая же
как число валентности элемента. Аналогичным образом, возможная отрицательная степень окисления может быть
определяется, если мы вычтем валентное число электронов из восьми — теоретическое
максимальное число, найденное на внешних подуровнях атома.

Возможные окислительные Nunbers с использованием правила октета

4.10 ПРИМЕНЕНИЕ ОКИСЛЕНИЯ
НОМЕРА — ЗАПИСЬ ФОРМУЛ

Можно написать формулы очень многих соединений, зная степени окисления.
элементов каждого соединения. Основная степень окисления элемента составляет, в
в целом, очевидно из положения элемента в Периодической таблице и из
знание электронной конфигурации атома. Написание формул с использованием
степень окисления возможна, потому что алгебраическая сумма единиц положительного и
отрицательная степень окисления должна быть равна нулю.

ПРИМЕР : Запишем формулу для оксида алюминия следующим образом:
используя степени окисления составляющих его элементов. Поместите элемент с
положительная степень окисления перед единицей с отрицательной степенью окисления, Al ⁺³ O ^-2 :
поскольку +3 плюс -2 не дает нуля, то AlO не является правильной формулой для алюминия
окись. При осмотре легко увидеть, что 2 атома алюминия дают в сумме 6
единиц положительной степени окисления, что три атома кислорода дают 6 единиц
отрицательная степень окисления, и алгебраическая сумма степеней окисления будет равна нулю.Правильная простейшая формула оксида алюминия: Al ₂ O ₃ .

ПРИМЕР : Напишите формулу хлорида магния. В
формула не может быть MgCl, потому что +2 и -1 не дают в сумме нуля. В общей сложности
степени окисления соединения равны нулю, ионы должны находиться в соотношении один
ион магния на два хлорид-иона или MgCl ₂ .

4.11 ИОНОВ, СОДЕРЖАЩИХ БОЛЕЕ ОДНОГО АТОМА

Многие ионы, обозначаемые как ПОЛИАТОМНЫЕ ИОНЫ , содержат больше
чем один атом.Для ионов, содержащих более одного атома, сумма положительного и
отрицательная степень окисления составляющих атомов должна равняться заряду иона.
Следовательно, для иона OH ^— степень окисления кислорода -2 и степень окисления +1
Количество водорода складывается, чтобы получить заряд -1 для гидроксида (OH ^— ) иона.

Принято писать формулы соединений, которые включают более одной единицы
данного многоатомного иона заключить формулу иона в скобки и указать с помощью
индекс числа таких ионов в соединении.Примеры: (NH ₄ ) ₂ CO ₃
и Al ₂ (SO ₄ ) ₃ . В (NH ₄ ) ₂ CO ₃ ,
необходимы два иона аммония (NH ₄ ⁺ ), каждый с ионным зарядом +1
чтобы уравновесить ионный заряд -2 карбонатного (CO ₃ ^-2 ) иона. В Al ₂ (SO ₄ ) ₃ ,
два иона алюминия с зарядом +3 каждый и три сульфата (SO ₄ ^-2 )
ионы, каждый с -2, необходимы для балансировки зарядов.Следует отметить, что сумма
общей положительной и отрицательной степеней окисления для различных атомов, а также
сумма общих зарядов на ионах равна нулю для каждого соединения.

НЕКОТОРЫЕ ОБЫЧНЫЕ ПОЛИАТОМНЫЕ ИОНЫ И ИХ ЗАРЯДЫ

4.12 НОМЕНКЛАТУРА СОЕДИНЕНИЙ

БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ . Бинарные соединения — это те, которые содержат
два разных элемента. Название бинарного соединения состоит из названия более
электроположительный элемент, за которым следует название более электроотрицательного элемента с его
окончание заменено суффиксом « -ide ». Вот несколько примеров:

Некоторые многоатомные ионы имеют особые имена и рассматриваются как отдельные атомы.
в названии их соединений; таким образом, NaOH называют гидроксидом натрия; HCN, цианистый водород;
и NH ₄ Cl, хлорид аммония.Если бинарное водородное соединение является кислотой, когда оно
растворяется в воде, используется приставка « hydro- » и суффикс
« -ic » заменяет суффикс « -ide ».

Когда элемент переменной валентности образует более одного соединения с другим элементом,
соединения можно отличить друг от друга с помощью греческих префиксов моно-
(означает один), ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента-
(пять), гекса- (шесть), гекса- (семь) и окта- (восемь).В
префиксы предшествуют названию составляющей, к которой они относятся. Приставка « моно — »
иногда опускается.

Второй метод наименования различных бинарных соединений, содержащих одинаковые элементы
предполагает использование римских цифр в скобках для обозначения степени окисления.
более положительного элемента и следуя именам элементов, к которым они относятся.Этот метод наименования бинарных соединений обычно применяется к тем, в которых
электроположительный элемент — металл.

Хотя система номенклатуры, использованная в этом исследовании, по большей части
улучшенная система, сформулированная комитетом Международного союза чистых и
Прикладная химия, важно, чтобы кто-то ознакомился также с « старый »
система, потому что это будет часто встречаться.Согласно « старый »
система, когда два элемента образуют более одного соединения друг с другом, и когда оба
элементы являются неметаллами, различие проводится путем указания только количества атомов
более электроотрицательный элемент с помощью греческих префиксов.

Когда более электроположительным элементом является металл, тем ниже степень окисления
номер металла указывается с помощью суффикса « -ous » в названии
металла.Более высокая степень окисления обозначается суффиксом « -ic ».

ТРОЙНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ . Тройные соединения
те, которые содержат три разных элемента.Как уже отмечалось, некоторые троичные
соединения, такие как NH ₄ Cl, KOH и HCN, названы так, как если бы они были бинарными
соединения. Хлор, азот, сера, фосфор и несколько других элементов образуют каждый
оксикислоты ( тройные соединения с водородом и кислородом ), которые различаются между собой
другие по содержанию кислорода. Обычно самая распространенная кислота из серии носит название
кислотообразующий элемент, оканчивающийся суффиксом « -ic ». Это может быть
отмечены в названиях хлорная кислота (HClO ₃ ), Серная кислота (H ₂ SO ₄ ),
Азотная кислота (HNO ₃ ) и фосфорная кислота (H ₃ PO ₄ ).В
названия кислот, содержащих на один атом кислорода больше, чем форма « -ic »
сохранить суффикс « -ic » и иметь префикс « per- »
добавлен. Название «хлорная кислота» для HClO ₄ иллюстрирует это правило. Кислота, которая
содержит на один атом кислорода меньше, чем форма « -ic «, названная с
суффикс « -ous ». Примеры: хлористая кислота (HClO ₂ ), сернистая кислота.
кислота (H ₂ SO ₃ ), азотистая кислота (HNO ₂ ) и фосфорная кислота
(H ₃ PO ₃ ).Кислоты с на один атом кислорода меньше, чем « -ous »
формы называются добавлением префикса « hypo- » и сохранением окончания
« -ус ». Таким образом, HClO представляет собой хлорноватистую кислоту.

Металлические соли оксикислот ( соединения, в которых металл заменяет водород
acid ) названы путем идентификации металла, а затем кислотного радикала. Окончание « -ic »
названия оксикислоты изменено на « -ate » и окончание « -ous »
кислоты заменяется на « -ite » для соли.Эта система именования
относится ко всем неорганическим оксикислотам и их солям.

КИСЛОТ

СОЛИ

Вернуться в третье тысячелетие онлайн

WebElements Periodic Table »Хлор» Свойства свободных атомов

Атомы хлора имеют 17 электронов, а структура оболочки — 2,8,7.

Электронная конфигурация основного состояния газообразного нейтрального хлора в основном состоянии равна [ Ne ]. 3с ² . 3p ⁵ , а символ — ² P _3/2 .

Схематическая электронная конфигурация хлора.

Оболочечная структура Косселя хлора.

Атомный спектр

Представление атомного спектра хлора.

Энергии ионизации и сродство к электрону

Электронное сродство хлора составляет 349,0 кДж моль ^‑1 . Энергии ионизации хлора приведены ниже.

Энергии ионизации хлора.

Эффективные ядерные заряды

Ниже приведены эффективные ядерные заряды «Клементи-Раймонди», Z _eff .Для получения более подробной информации и графиков в различных форматах перейдите по гиперссылкам.

Список литературы

Эти эффективные ядерные заряды, Z _eff , взяты из следующих ссылок:

1. E.Clementi and D.L.Raimondi, J. Chem. Phys. 1963, 38 , 2686.
2. Э. Клементи, Д.Л. Раймонди и В.П. Reinhardt, J. Chem. Phys. 1967, 47 , 1300.

Энергии связи электрона

9022

202 [2]

Примечания

Я благодарен Гвину Уильямсу (Лаборатория Джефферсона, Вирджиния, США), которая предоставила данные об энергии связи электронов.Данные взяты из ссылок 1-3. Они сведены в таблицы в другом месте в Интернете (ссылка 4) и в бумажной форме (ссылка 5).

Список литературы

1. Дж. А. Бирден и А. Ф. Берр, «Переоценка рентгеновских уровней атомной энергии», Rev. Mod. Phys. , 1967, 39 , 125.
2. М. Кардона и Л. Лей, ред., Фотоэмиссия в твердых телах I: общие принципы (Springer-Verlag, Берлин) с дополнительными исправлениями, 1978 г.
3. Gwyn Williams WWW таблица значений
4. Д.Р. Лиде (ред.) В справочнике по химии и физике компании Chemical Rubber Company , CRC Press, Бока-Ратон, Флорида, США, 81-е издание, 2000 г.
5. J. C. Fuggle и N. Mårtensson, «Энергии связи на уровне ядра в металлах», J. Electron Spectrosc. Relat. Феном. , 1980, 21 , 275.

📐Если кальций имеет 2 валентных электрона, а хлор имеет 7 валентных электронов, сколько ионов Cl-1 будет

Какова связь между высотой прилива и высотой отлива для любого места? (Небольшой ответ, пожалуйста :)! )

ПОЖАЛУЙСТА ПОМОГИТЕ СРОЧНО !!! Праздничные светильники часто подключаются последовательно и используют специальные лампы, которые замыкают накоротко, когда разность потенциалов на лампе в
…

складывается до линейного напряжения.Сгенерируйте объяснение, почему эти комплекты света могут перегореть после того, как многие лампочки вышли из строя. Пожалуйста, используйте 3 предложения, связанных с содержанием. Подумайте об общем сопротивлении и увеличенном токе.

Женщина на 10-скоростном велосипеде движется со скоростью 9 м / с относительно земли, когда она обгоняет маленького мальчика на трехколесном велосипеде, едущем в противоположном направлении. Если
…

мальчик движется со скоростью 1 м / с относительно земли, насколько быстро кажется, что мальчик движется относительно женщины

На схеме показана карта движения поезда.Карта движения. Позиционная линия — это длинная черная стрелка, указывающая вправо и помеченная буквой x. Над чертой
…

три точки с вектором, направленным от x, которые начинаются дальше справа от x. Есть три черные точки, которые находятся в вертикальном столбце над точкой третьего вектора. Есть два желтых вектора без черных точек, указывающих на x, начинающихся чуть выше вертикального столбца из трех точек.
Какое утверждение поддерживается картой движения?
Поезд двинулся на юг, а затем на север.
Поезд двигался со скоростью 75 миль в час на север.Поезд имел большую скорость, когда удалялся от начала координат.
Поезд остановился на 3 секунды.

Просто тратьте очки, так что просто имейте их Idc

Можете ли вы объяснить три основные причины, по которым мы используем машины

Бейсбольный мяч брошен под углом 30 градусов относительно земли со скоростью 27 м / с. Если мяч был пойман на расстоянии 43,0 м от игрока, выполняющего бросок, как долго?
…

это в воздухе? Насколько высоко над бросающим полетел мяч

.,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,

Помогите с этим домашним заданием по науке

На приведенных ниже диаграммах Сэнки показана передача энергии двумя лампочками. Каков КПД у лампочки 2? Ответьте с точностью до 0,5 п.п.
…

rcent.

Ионных и ковалентных бинарных соединений

Ионных и ковалентных бинарных соединений
Вернуться на страницу индекса ионного и ковалентного связывания

Ионные и ковалентные бинарные соединения

Химическая связь образуется, если результирующее расположение атомов имеет более низкую энергию, чем отдельные атомы.Если самая низкая энергия может быть
достигается образованием ионов, затем образуются ионные связи. Если самая низкая энергия может быть достигнута за счет совместного использования электронов, образуются ковалентные связи. Все изменения энергии, которые происходят при образовании связей, являются результатом изменений положения валентных электронов атомов.

Ионные связи

Ионная связь — это электростатическое притяжение противоположных зарядов катионов и анионов. Когда натрий и хлор вступают в реакцию, они образуют
противоположно заряженные ионы.Атом натрия Na, теряя электрон, образует ион натрия Na ⁺ , который имеет такую ​​же электронную конфигурацию.
как благородный газ неон. Атом хлора Cl приобретает электрон и образует ион хлорида Cl.
^— , у которого такой же электрон
конфигурация как благородный газ аргон.

Правило октетов

Обычно называют нс ² np ⁶ электронную конфигурацию валентной оболочки всех атомов благородных газов, кроме гелия.
как октет электронов.В процессе образования химических связей атомы часто приобретают, теряют или делятся электронами, пока не достигнут октета
электроны. Этот факт известен как правило октетов. Это правило наиболее точно соблюдается для ионных связей между типичными атомами металла и
неметаллические атомы. Мы можем использовать это правило, чтобы предсказать, какой ион образует типичный атом элемента. Например, если мы посмотрим на электрон
конфигурация магния, 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² , мы видим, что, теряя два 3s электрона Mg ²⁺
будет иметь октет валентных электронов, изоэлектронных с Ne, который равен 2s ² 2p ⁶ . Рассмотрим хлор, имеющий
электронная конфигурация 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁵ , в данном случае самый простой способ
получить октет — это получить электрон на орбите 3 p . Итак, Cl ^— изоэлектронен аргоном.

Ковалентные облигации

В ковалентных связях атомы разделяют электроны, пока не достигнут электронной конфигурации благородного газа.Общие электроны притягиваются
одновременно положительными зарядами ядер двух связанных атомов. Итак, хотя ионы не участвуют в ковалентном связывании, сила
тем не менее, удерживает атомы вместе, это притяжение между противоположно заряженными частицами, электронами и ядрами. Связи между двумя
неметаллы обычно ковалентны.

Вернуться на страницу индекса ионного и ковалентного связывания

электронная конфигурация хлора

C Предскажите, какая структура предпочтительна, основываясь на формальном заряде каждого атома и его электроотрицательности по отношению к другим присутствующим атомам.Какая электронная конфигурация представляет собой электроны в атоме хлора в возбужденном состоянии? Хлор — второй галоген, являющийся неметаллом в 17-й группе периодической таблицы. Какие из следующих видов имеют (имеют) пять неспаренных электронов? Атомный символ Cl Использование Используется в очистке воды, отбеливателях, кислотах и ​​многих, многих других … Каждый элемент имеет уникальную атомную структуру, на которую влияет его электронная конфигурация, которая представляет собой распределение электронов по разным орбиталям атома.Шаг 1: Чтобы определить электронную конфигурацию серы, мы должны знать атомный номер серы (S). III. Посмотрите, как я нахожу электронную конфигурацию серы. Видео: Обозначение электронной конфигурации хлора. Хлор — это элемент периодической таблицы, который обозначается как Cl. Cl не имеет заряда, что означает, что в атоме не удаляются и не добавляются электроны. 0 4. Коммерческие количества производятся электролизом водного раствора хлорида натрия (морская вода или рассол из соляных шахт). Атом хлора Число электронов 17 (-17) Электронная конфигурация 2, 8, 7 Число протонов 17 (+17) Общий заряд 0 Рис.СРЕДНЯЯ. Электронная конфигурация хлорида бария, хлорид кальция — это ионное вещество, состоящее из кальция и хлора, которое хорошо растворяется в воде и считается расплывающимся (вещество, способное плавиться или растворяться). Образец газа объемом 676 мл в STP сжимается до объема 157 мл, а температура повышается до 27 C. Следовательно, валентный электрон в хлоре равен 7, и ему необходимо получить 1 электрон с внешней орбиты, чтобы получить октет. II. Точно так же хлор должен получить электрон, чтобы достичь электронной конфигурации благородного газа аргона.6 # Ссылка для ответа. Гл. 24 октября 2018 г. — Изучите доску Ханны Твидейл «Хлор» на Pinterest. Напишите электронную конфигурацию атома хлора. Этот урок включает в себя электронную таблицу конфигурации, интерактивные заметки, презентацию Power Point, тест на выход, словарный запас и многое другое! См. Другие идеи о хлоре, энергии ионизации, электронной конфигурации. Например, атом хлора в газовой фазе выделяет энергию, когда он получает электрон, чтобы сформировать ион хлора. 4). 2, 8, 7 электронов распределены в оболочках K, L, M соответственно.Перейти к содержанию. Тем не менее, проверьте полную конфигурацию и другие интересные факты о Bromine, о которых большинство людей не знает. Загрузите это стоковое изображение: Электронная конфигурация хлора. Хлор имеет атомный номер 17. Правильная электронная конфигурация хлора — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (сокращенно [Ne] 3s 2 3p 5). 1s22s22p63s23p3 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s24s23p3 1s22s22p63s23p23d3 2 См. Ответы shaw8898 shaw8898 Ответ: б) 1s22s22p63s23p5. Основное состояние означает, что все минимально возможное Основное состояние означает, что все минимально возможные. Объяснение: правильно Ответ: b m76yfpczja m76yfpczja Ответ: Ответ: B.На 3p-орбиталях Cl есть место только для еще одного электрона. 1 с 2 2 с 2 2 с 6 3 с 2 3 с 5. Новые вопросы по химии. Ответ: 1 вопрос Какова электронная конфигурация хлора (ХИ)? Как и все галогены, на один электрон меньше полного октета. Когда CFC разрушается, образующийся хлор представляет собой свободный радикал, который имеет неспаренный электрон и обладает высокой реакционной способностью. В периодической таблице элементы перечислены в порядке возрастания атомного номера Z. Электронная конфигурация кальция — это… Хлор и хлорид имеют разные физические и химические свойства из-за изменения одного электрона.{5}. toppr. A. Каждый электрон в 3s и 3p оболочках Cl ощущает примерно одинаковый ядерный заряд. Решение для Части D Какова электронная конфигурация элемента хлора? Электронная конфигурация C l, атомный номер = 1 7, E. C C l = 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 5. Электронная конфигурация хлора — YouTube Study Guide Chemistry Archive | 18 сентября 2016 г. | Chegg.com Принцип Ауфбау | Решена электронная конфигурация Study.com: построение диаграммы орбиты атома азота. Пояснение: ed2020.10.3 Атом хлора Получая один электрон на крайний энергетический уровень, атом хлора (Cl) образует ион хлора (Cl-) с одним отрицательным зарядом (рис. Электронная конфигурация хлора. В первой оболочке два электрона (оба в орбиталь 1s) и восемь электронов, заполняющих вторую оболочку (орбитали 2s и 2p). Полная электронная конфигурация хлора 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Сокращенная электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5 Источники Соль (хлорид натрия, NaCl) является наиболее распространенным соединением .Электронная конфигурация хлора. Cl + e — → Cl — — ∆H = Affinity = 349 кДж / моль. Следовательно, его 17 электронов распределены следующим образом: K-оболочка — 2 электрона. Egyéb Таким образом, его электронная конфигурация [N e] 3 s 2 3 p 5 или 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5. Ответ. Возвращение к атомному номеру: атомный номер говорит нам о количестве протонов, которыми обладает атом. Все металлы реагируют с хлором, образуя хлориды. +1 2. Оцените точность и логику каждого из приведенных ниже утверждений относительно хлора и выберите лучший вариант.- #) приобрел заряд # «(1) -» # в результате получения 1 электрона. D. 1 с 2 2 с 2 2 p 5 3 s 2 3 p 5. Посмотреть ответ. Атом этого элемента имеет 17 электронов (черные точки в оболочках вокруг ядра). Таким образом, его свойства аналогичны свойствам фтора, брома и йода и в значительной степени являются промежуточными между свойствами первых двух. Хлор имеет электронную конфигурацию [Ne] 3s 2 3p 5, причем семь электронов в третьей и самой внешней оболочке действуют как его валентные электроны. Иллюстрация атомной структуры и электронной конфигурации элемента хлора.Иллюстрация атомной структуры и электронной конфигурации элемента хлора. +5 3. Таким образом, ответ — вариант А. 30 декабря 2020 г. 0 комментариев. 1с22с22п63с23п5. -1 Атомный номер хлора (C l) равен 1 7. Предыдущий вопрос Следующий вопрос. электронная конфигурация для нейтрального атома хлора, Пример: Mg-12: ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 Практика написания конфигурации Запишите электронную конфигурацию в основном состоянии для каждого нейтрального атома. Электронную конфигурацию хлора можно записать как 2, 8, 7.Когда он получает электрон и становится ионом, это е… Однако, если вы спрашиваете об ИОНе, вы должны учитывать заряд. 10. Наибольшее сродство к дополнительному электрону проявляет атом какого элемента? L оболочка — 8 электронов. Обзор брома Полная электронная конфигурация брома 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 s2 3 d10 4 p5 Сокращенная электронная конфигурация [Ar] 3d10 4s2 4p5 Источники Встречается в соединениях в… 2 Это тип соли кальция, который остается твердым при комнатной температуре и проявляет поведение похож на ионный галогенид.Связанные вопросы. Атомная масса титана составляет 47,88 атомных единиц массы. 2-7-7 B. Атомный номер серы равен 16. Таким образом, сера имеет 16 электронов и 16 протонов. Сродство к электрону измерить труднее, чем энергии ионизации. Хлор — это химический элемент с атомным номером 17, что означает, что в атомной структуре 17 протонов и 17 электронов. Химический символ хлора — Cl. В периодической таблице 118 элементов. > Просмотреть доступные подсказки 15 225 22p 635 23p 5 1s 22s 22p 63s 23p3 1s 22s 22p… Электронная конфигурация хлора проиллюстрирована ниже.Какая электронная конфигурация хлора? Вы можете определить электронную конфигурацию хлора (Cl) в основном состоянии, обратившись к периодической таблице и определив положение Cl в периодической таблице. Ответил. У атома этого элемента есть — 2AD4D0H из библиотеки Алами, содержащей миллионы стоковых фотографий, иллюстраций и векторных изображений с высоким разрешением. Связанные электроны поровну делятся между связанными атомами. Этот видеоурок по химии дает базовое введение в орбитальные диаграммы и электронную конфигурацию.Отвечать. Архив меток: электронная конфигурация хлора. Фактические конфигурации не проверены. Какая электронная конфигурация хлора (Cl)? СРЕДНЯЯ. Количество электронов в электронных оболочках каждого элемента, особенно в самой внешней валентной оболочке, является основным фактором, определяющим его химические связи. 2-8-8 C. 2-7-8 D. 2-8-7. Электроны находятся в трех оболочках. Основное состояние означает, что элемент находится в самой низкоэнергетической форме (не в возбужденном состоянии). Связанные вопросы для изучения.Используйте блоки элементов периодической таблицы, чтобы найти самую высокую орбиталь электрона. И. Кездулап; 12 лэпе; Szellemi harc; Kérj segítséget! Электронная конфигурация и окислительные состояния хлора. Возможные степени окисления + 1,5,7 / -1. C. 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 5. B [A r] 4 s 1.

.