Почему численное значение валентности не всегда: Почему численное значение валентности не всегда совпадает

Содержание

Почему численное значение валентности не всегда совпадает

Численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на наружном энергетическом уровне, это связано с тем, что в образовании связей участвуют неспаренные электроны.

Например, у атома серы на внешнем энергетическом уровне находится 6 электронов. В нормальном состоянии у серы только два электрона являются неспаренными:

16S ↑↓ ↑↓
3s 3p 3d

Действительно, известны соединения двухвалентной серы, например сероводород H2S.

У атома серы на наружном энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали, то в результате распаривания 3p- и 3s-электронов может образоваться четыре или шесть неспаренных электронов:

16S ↑↓
3s 3p 3d
16S
3s 3p 3d

Отсюда вытекает то, что сера может быть четырёхвалентна, например в оксиде серы (IV) SO2, и шестивалентна, например в оксиде серы (VI) SO3.

Однако валентные возможности атомов определяются не только числом неспаренных электронов, но и числом неподелённых электронных пар, способных переходить на свободные орбитали атомов другого элемента. Это подтверждается процессом образования ионов аммония и гидроксония.

gomolog.ru

§ 6. Валентность и валентные возможности атомов

Подумайте, ответьте, выполните… №1

Условие:

Объясните сущность понятия «валентность» с точки зрения современных представлений о строении атомов и образовании химической связи.

Решение:

Под валентностью понимают количество ковалентных связей, которыми атом данного элемента соединен с другими атомами. Валентность для конкретного элемента может принимать несколько значений, в зависимости от того, сколько ковалентных связей он образует в том или ином веществе, что, в свою очередь, определяется электронным строением внешней оболочки атома.

Ковалентные связи образуются за счет неспаренных электронов, расположенных на внешнем энергетическом уровне: для образования ковалентной связи требуется, чтобы каждый ее участник предоставил по одному электрону; в результате образуется общая ковалентная пара, принадлежащая обоим атомам, которая и представляет собой ковалентную связь. Кроме того, ковалентная связь, образующаяся по донорно-акцепторному механизму, предполагает наличие пары электронов у одного из атомов и свободную орбиталь, способную принять эту пару, у другого атома.

Таким образом, валентность зависит от структуры внешнего электронного уровня элемента: наличия свободных орбиталей, спаренных и неспаренных электронов и общего количества внешних электронов.

Советы:

Никогда не списывай слово в слово. Подумай сам и напиши ответ, основываясь на предложенный вариант и знание параграфа.

Подумайте, ответьте, выполните… №2

Условие:

Почему численное значение ватентности не всегда совпадает с числом электронов на наружном энергетическом уровне?

Решение:

Под валентностью понимают количество ковалентных связей, которыми атом данного элемента соединен с другими атомами. Валентность для конкретного элемента может принимать несколько значений, в зависимости от того, сколько ковалентных связей он образует в том или ином веществе, что, в свою очередь, определяется электронным строением внешней оболочки атома. Ковалентные связи образуются за счет неспаренных электронов, расположенных на внешнем энергетическом уровне. При возбуждении атома спаренные электроны внешнего энергетического уровня могут распариваться и также участвовать в образовании связей, поэтому валентность зависит от общего количества электронов на внешнем энергетическом уровне.
Это число отражено в номере группы, в которой расположен данный элемент в Периодической системе, поэтому часто максимальная валентность равна номеру группы. Однако это справедливо лишь в тех случаях, когда все внешние электроны могут участвовать в образовании связей. В случае, например, азота, расположенного в 5 группе и имеющего, соответственно, 5 внешних электронов, в образовании ковалентной связи могут поучаствовать только три неспаренных электрона. Оставшаяся пара не может распариться, т.к. ей для этого не хватит свободных орбиталей:
По этой причине азот может проявлять валентность 3, но не может 5, несмотря на расположение в V группе.

Советы:

Никогда не списывай слово в слово. Подумай сам и напиши ответ, основываясь на предложенный вариант и знание параграфа.

Подумайте, ответьте, выполните… №3

Условие:

Почему максимальная валентность элементов 2-го периода не может быть больше четырёх?

Решение:

Под валентностью понимают количество ковалентных связей, которыми атом данного элемента соединен с другими атомами. Валентность для конкретного элемента может принимать несколько значений, в зависимости от того, сколько ковалентных связей он образует в том или ином веществе, что, в свою очередь, определяется электронным строением внешней оболочки атома. Ковалентные связи образуются за счет неспаренных электронов, расположенных на внешнем энергетическом уровне. Элементы второго уровня имеют внешнюю электронную конфигурацию типа 2s2p, т.е. одну s-орбиталь и 3 p-орбитали:

4 орбитали могут вместить максимум 4 неспаренных электрона:

Поэтому элемент не сможет образовать больше 4-х ковалентных связей. т.е. не проявит валентность выше, чем 4.

Советы:

Никогда не списывай слово в слово. Подумай сам и напиши ответ, основываясь на предложенный вариант и знание параграфа.

Подумайте, ответьте, выполните… №4

Условие:

Составьте электронные схемы, отражающие валентность азота в азотной кислоте и валентность углерода и кислорода в оксиде углерода(II).

Решение:

Советы:

При написании химической формулы, атомы стоящие в середине, в структурной формуле тоже будут в середине

Подумайте, ответьте, выполните… №5

Условие:

Почему по современным представлениям понятие «валентность» неприменимо к ионным соединениям?

Решение:

Валентность элемента — число ковалентных связей, которыми его атом связан с другими атомами в конкретном веществе. Т.е. атом по определению должен реализовывать ковалентную связь, которая осуществляется за счет образования общей ковалентной пары электронов, принадлежащей одновременно обоим атомам, образующим связь.

Наоборот, ионная связь образуется не за счет общей пары электронов, а за счет притяжения разноименных зарядов — положительного (на катионе) и отрицательного (на анионе). Т.к. нет ковалентной связи, то нельзя говорить о валентности. Это подтверждается тем, что в ионных соединениях число связей между ионами, как правило, не соответствует значениям валентности, характерной для атомов, образующих связь.

Советы:

Никогда не списывай слово в слово. Подумай сам и напиши ответ, основываясь на предложенный вариант и знание параграфа.

Подумайте, ответьте, выполните… №6

Условие:

Какие закономерности наблюдают в изменении атомных радиусов в периодах слева направо и при переходе от одного периода к другому?

Решение:

У элементов одного периода присутствует одинаковое число энергетических уровней (равное номеру периода). При этом, слева направо вместе с порядковым номером возрастает заряд ядра, за счет чего сила притяжения электронов к ядру увеличивается. Поэтому расстояние между ядром и электронами сокращается, т.е. слева направо по периоду атомный радиус уменьшается. Это отражается в усилении неметаллических и окислительных свойств — электроны прочно связаны с ядром, поэтому для их отрыва требуется больше энергетических затрат.

Сверху вниз по Периодической системе возрастает номер периодов, а значит, и количество энергетических уровней, за счет чего усиливаются металлические и восстановительные свойства — с ростом радиуса внешние электроны отдаляются от ядра, поэтому легко отрываются.

Советы:

Никогда не списывай слово в слово. Подумай сам и напиши ответ, основываясь на предложенный вариант и знание параграфа.

Подумайте, ответьте, выполните… №7

Условие:

На 18 г технического алюминия подействовали избытком раствора гидроксида натрия. При этом выделилось 21,4 г газа (н. у.). Определите процентное содержание примесей в техническом алюминии, если известно, что в нём не было других веществ, способных реагировать с гидроксидом натрия.

Решение:

Советы:

Чтобы ответ получился точным, желательно цифры округлять в конечном результате

Периодические системы и валентность химических элементов





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

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








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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

    ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ И ВАЛЕНТНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ [c.73]

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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


В бинарном соединении суммарная валентность всех атомов одного элемента равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Например, в оксиде углерода СО2 валентность атома углерода равна суммарной валентности двух атомов кислорода.

(4 • 1) = (2 • 2)
4 = 4

Cверху римскими цифрами показана валентность каждого элемента, внизу — суммарная валентность.

Руководствуясь правилом суммарной валентности, можно определить валентность химического элемента в соединении по известной валентности другого элемента. Например, определим валентность железа в оксиде железа Fe2O3, зная валентность кислорода (II). Суммарная валентность трех атомов кислорода равна 2 • 3 = 6. Суммарная валентность двух атомов железа также равна 6. Следовательно, валентность одного атома железа

6 : 2 = 3.

Запомните, что водород всегда одновалентен (валентность I), кислород всегда двухвалентен (валентность II)

С развитием учения о химической связи под валентностью атома в молекуле стали понимать число общих электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами. Число же электронных пар (связей), которые атом может образовать, равно числу его неспаренных электронов. При этом не учитывается полярность образовавшихся связей, а поэтому валентность не имеет знака.

Валентность –это способность атомов химического элемента образовывать определенное количество ковалентных связей (общих электронных пар)

Рассмотрим эти положения на примере азота N2 , гидразина N2Н4, аммиака NН3.

Строение последнего энергетического уровня атома азота следующее:

 

 

 
 

 

Атом азота имеет три неспаренных электрона, поэтому он может образовать три общих электронных пары с другими атомами (три химические связи), поэтому он трехвалентен. Обозначая одну электронную пару ковалентной связи черточкой, получают структурные формулы. Они отражают трехвалентность азота в рассматриваемых соединениях:

Понятие «валентность» применимо только к ковалентным соединениям. К ионным соединениям неприменимы понятия «валентность» и «молекула».

Степень окисления.Более универсальной характеристикой состояния атома в химическом соединении является степень окисления.

Степень окисления– это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

При определении степени окисления атомов предполагают, что все общие электронные

пары перешли к более электроотрицатальному атому. На самом деле такого полного смещения не происходит даже при взаимодействии элементов с большой разницей в электроотрицательности.


Однако условно считают такое смещение электронных пар полным не зависимо от реальной степени смещения.

Численное значение этой характеристики выражается в единицах заряда электрона и может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

Количественно степень окисления определяется числом валентных электронов, смещенных от менее электроотрицательного атома в химическом соединении (положительная степень окисления) к более электроотрицательному атому (отрицательная степень окисления). Во многих случаях степень окисления численно совпадает с валентностью.Но так бывает не всегда.

Например, в молекуле азота степень окисления равна 0, так как между атомами азота

связь ковалентная неполярная и смещения общих электронных пар не происходит, а валентность равна III.

В молекуле гидразина химическая связь между атомами азота ковалентная неполярная, поэтому смещения общей электронной пары не происходит. Связь между атомами водорода и азота ковалентная полярная, у азота электроотрицательность выше, поэтому к каждому атому азота смещается по две общих электронных пары от атомов водорода, поэтому степень окисления азота равна – 2. Валентность же азота, как и в предыдущем случае равна III, так как атом азота образует три химические связи.

В молекуле аммиака связи между атомом азота и атомами водорода ковалентные полярные, электроотрицательность азота выше, чем водорода, поэтому к атому азота от атомов водорода смещены три общие электронные пары. Следовательно, степень окисления азота в этом случае равна – 3. Валентность азота по-прежнему равна III.

Только в последнем случае значение валентности и степени окисления совпадают (по модулю). Из выше сказанного можно сделать вывод, что значение валентности и степени окисления по модулю не совпадают, если вещество содержит ковалентные неполярные связи.

Поэтому при определении степени окисления атома в соединении рекомендуется в структурных формулах электронные пары, которые в равной мере приналежато двум атомам, изображать черточкой, а те, которые смещены к атому более электроотрицательного элемента, — стрелкой. Например, в молекуле пероксида водорода Н2О2 степень окисления кислорода равна –1, а валентность II:

1. Валентность – это способность атомов химического элемента образовывать определенное количество ковалентных связей (общих электронных пар)

2. У валентности нет заряда.

3. Валентность зависит от количества неспаренных электронов.

4. Степень окисления это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

5. Положительная степень окисления равна количеству отданных электронов, отрицательная степень окисления равна количеству принятых электронов.

6. Как правило, значение степени окисления и валентности совпадают по модулю. Этого не происходит только в том случае, если в веществе есть ковалентная неполярная связь.

§ 18. Постоянная и переменная валентность. Валентные возможности.
 

Анализируя состав и строение веществ, образованных одним и тем же элементом, нетрудно убедиться, что большинство элементов могут иметь несколько разных значений валентности, т. е. обладают переменной валентностью.

Например, угарныйгаз СО образуется при сгорании веществ, содержащих углерод, в условиях недостаточного притока воздуха. В этом оксиде углерод двухвалентен, так как валентность кислорода равна II. Если же кислорода будет избыточное количество, то образуется углекислый газ СО2, в котором углерод четырехвалентен.

Переменная
Все остальные элементы
Постоянная
1) Для эл-тов I-III групп главных подгрупп
В = № группы

2) В (О) = II; В(Н) = I; B (F) = I.
 
 
Высшая
= № группы в ПС
Низшая
= 8 – № группы в ПС

Способность элементов проявлять то или иное значение валентности определяется строе

нием их атомов. Вспомним, что валентность определяется числом неспаренных электро

нов.

Рассмотрим строение атома кислорода и попытаемся объяснить, почему кислород в соединениях проявляет валентность равную II. Кислород – элемент главной подгруппы VI группы. Электронная конфигурация кислорода 1s2 2s2 2p4. Валентные электроны –

2s2 2p4:

Из электронно-графической схемы последнего энергетического уровня кислорода следует, что атом кислорода имеет два неспаренных электрона, а значит, он может образовать только две общие электронные пары (химические связи) с другими атомами, поэтому проявляет валентность равную II.

Углерод– элемент главной подгруппы IVгруппы. Электронная конфигурация углерода

1s2 2s2 2p2. Валентные электроны – 2s2 2p2:

Атом углерода содержит два неспаренных электрона, а значит, он может образовать только две общие электронные пары (химические связи) с другими атомами, поэтому проявляет валентность равную II. Однако этот элемент в своих соединениях проявляет, кроме валентности II, валентность IV. Значит, в атоме углерода должно быть не два, а четыре неспаренных электрона. Они появляются в результате распаривания пары 2s-электронов: один из электронов, получив порцию энергии, переходит на вакантную (свободную)

p-орбиталь.

Процесс перехода электрона с одной орбитали на другую (в пределах одного энергетического уровня) называют возбуждениеатома. Возбужденное состояние атома обозначают звездочкой сверху после знака элемента.

С → С

1s2 2s2 2p2 → 1s2 2s1 2p3

основное состояние возбужденное состояние
атома углерода атома углерода

Таким образом, для углерода характерны валентности II и IV.

Обратите внимание, что в атомах водорода и кислорода нет вакантных орбиталей. Поэтому распаривание пар 2s— и 2p-электронов невозможно, эти элементы проявляют постоянную валентность.

В любом случае у элементов второго периода максимальная валентность не может быть больше четырех, так как на внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов всего четыре орбитали, и следовательно, атомы максимально могут образовать не больше четырех ковалентных связей.

Сера, как и кислород, – элемент главной подгруппы VI группы, но находится в третьем периоде. Электронная конфигурация кислорода 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Валентные электроны – 3s2 3p4:

Из электронно-графической схемы видно, что атом серы имеет два неспаренных электрона, следовательно, сера двухвалентна. Но в отличие от атома кислорода валентные электроны серы расположены на третьем энергетическом уровне, где имеются три подуровня: 3s, 3p и 3d. Из этих трех подуровней электронами заполнены только подуровни 3s и 3p, 3d-подуровень с пятью орбиталями свободен. Поэтому атом серы может перейти в возбужденное состояние, следовательно, сера может проявлять переменную валентность. При поглощении определенного количества энергии возможно распаривание пары p-электронов – переход одного p-электрона на вакантную d-орбиталь:

S → S

3s2 3p43s2 3p3 3d1

В результате этого общее количество неспаренных электронов увеличивается до четырех. В таком состоянии атом серы четырехвалентен.

При поглощении дополнительной энергии распаривается и вторая пара электронов – один 3s-электрон переходит на следующую вакантную d-орбиталь:

3s2 3p3 3d13s1 3p3 3d2

В результате этого общее количество неспаренных электронов увеличивается до шести – атом серы шестивалентен. Итак, для серы возможны валентности II, IV и VI.

1. В зависимости от строения атома элементы проявляют постоянную или переменную валентность.

2. Атом при наличии свободных орбиталей на последнем энергетическом уровне может переходить в возбужденное состояние. При этом за счет распаривания электронных пар количество неспаренных электронов в атоме возрастает и атом проявляет более высокую валентность.

3. В случаях переменной валентности высшее ее значение равно номеру группы. Значение низшей валентности элементов-неметаллов равно разности (8 – № гр).

Валентность химических элементов — Документ

ВАЛЕНТНОСТЬ
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Понятие
валентность было введено в химию в 1853
г. Валентность является числовой
характеристикой способности атома к
образованию химической связи с атомом
другого элемента. С точки зрения
классических представлений, химические
связи создаются неспаренными электронами.
Электроны полностью заполненных
оболочек, суммарный спин которых равен
нулю, не участвуют в образовании
химической связи. Поэтому валентность
химических элементов определяется
числом неспаренных электронов на внешней
оболочке их атомов. Если полный спин
атома равен S,
то валентность r
определяется
формулой:

.

Следует
отметить, что валентность элемента
определяется состоянием его атома, при
переходе атомов в возбужденное состояние,
численное значение валентности
изменяется. Чтобы подробнее ознакомиться
с этим понятием рассмотрим последовательность
расположения элементов в периодической
системе Менделеева на основе заполнения
электронных оболочек.

I.
Электронная конфигурация основного
состояния атомов элементов I
группы :

II.
Для элементов II
группы, электронная конфигурация внешней
оболочки основного состояния атомов
:

Если
бы первый возбужденный уровень энергии
не был бы расположен близко от основного,
то элементы этой группы не могли бы
вступать в химическую связь. Однако за
счет поглощения небольшого количества
энергии, атомы переходят в возбужденное
состояние:

На
внешней электронной оболочке атомов
III
группы находится 3 электрона:

Однако
поглотив небольшое количество энергии,
эти атомы переходят в возбужденное
состояние:

.

С химической
точки зрения элементы первых 3-х групп
являются металлами. При образовании
ионных соединений, эти атомы отдают
свои внешние электроны.

Элементы
IV
группы в основном состоянии имеют
конфигурацию:

Однако
в соединениях происходит переход
электронов:

Электронная
конфигурация внешних оболочек атомов
элементов V
группы:

Электронная
конфигурация атомов элементов VI
группы имеет следующий вид:

VIЫ.

Необходимо
отметить, что такой переход для атомов
VII
группы не всегда возможен. Например,
для атомов II
периода с заполненными

оболочками переход на

уровни затруднен из-за большой разницы
в энергии. Поэтому
и

не имеют высокую валентность:
.

Начальные
элементы IV,
V
и VI
групп – это неметаллы. В ионных соединениях
они принимают электроны, стремясь
создать замкнутую оболочку. Валентность
элементов промежуточных групп (т.е.
группы
,
а также лантанидов и актинидов), вследствие
заполнения глубоких

и

оболочек определяется электронами
внешних оболочек. Однако в некоторых
случаях, электроны глубоко расположенных
оболочек переходят во внешние оболочки
и принимают участие в образовании
химической связи.

Новые открытия
в структурной химии показали, что во
многих неорганических соединениях,
число связей не соответствует известному
значению.

Например,
окись титана не имеет состав
,
а в зависимости от среды отвечает формуле

.

Окиси

соответствуют формулы:

.

В
обоих случаях наблюдаемый факт объясняется
влиянием

оболочек:

,
.

Исследование
металлоорганических соединений,
например, ферроцена или дибензолхрома,
показали, что химические связи в них
не соответствуют классическим
представлениям, согласно которым в
ферроцене следовало бы считать атом Fe
десятивалентным, а в дибензолхроме
атом хрома- 12-ти валентным.

Ферроцен
имеет сэндвичеобразную структуру
пентагональной антипризмы. Он состоит
из двух пентадиенильных колец, связанных
с атомом железа. 26 Fe: 3d6
4s2.

Представления
о химической связи, отличные от
классических, показали себя и в
органической химии. Оказалось, что в
молекулах химические связи могут быть
не только двухцентровыми, но и
многоцентровыми. Если атом окружен n
атомами, то это вовсе не означает, что
он создает n
–двухцентровых связей.

Развитие
химической науки привело к переосмыслению
первоначальных представлений о
валентности. Оказалось, что числовой
характеристики валентности элементов
еще недостаточно, чтобы полностью
охарактеризовать способность атома к
образованию химической связи.

В настоящее
время нет единого правила для количественной
оценки валентности. Сейчас пользуются
термином формальная валентность, которая
приравнивается номеру соответствующей
группы таблицы Менделеева.

Валентность (значения)

Пользователи также искали:



таблица валентности,

валентность c,

Валентность,

валентность,

определить,

валентность калия,

валентность серы,

таблица валентности,

валентность для чайников,

кислорода,

валентность водорода,

химических,

чайников,

водорода,

калия,

серы,

таблица,

валентности,

элементов,

валентность c,

значения,

Валентность значения,

валентность кислорода,

как определить валентность химических элементов,

валентность (значения),

графы атье. валентность (значения),

Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ


Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, определяемый в предположении, что все связи в нем, кроме ковалентных неполярных, ионные.

В отличие от ковалентности, степень окисления имеет знак, может быть как целочисленной, так и дробной или равной нулю. Обозначают степень окисления арабской или римской цифрой, перед которой ставят соответствующий знак, например: +1, −3, 0. Степень окисления указывают над символом элемента. В бинарном соединении (NaCl, K2S, CaH2) отрицательную степень окисления имеет атом с большей электроотрицательностью.

Правила расчета степени окисления:

1. В простых веществах степень окисления атомов равна нулю (, ).

2. Степень окисления атома в одноатомном ионе равна заряду иона: например, степень окисления атома кальция в ионе Ca2+ равна +2.

3. Металлы в соединениях имеют только положительную степень окисления: для атомов щелочных металлов она всегда равна +1, для атомов элементов групп IIА и IIВ — +2, для атома алюминия в устойчивых соединениях — +3.

4. Во всех сложных соединениях степень окисления атома фтора, как наиболее электроотрицательного элемента, равна −1.

5. Кислород — второй по электроотрицательности элемент, поэтому в сложных соединениях степень окисления атома кислорода равна −2. Исключения: соединения со фтором (, ), пероксиды (), надпероксиды () и озониды ().

6. Степень окисления атома водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением гидридов металлов (), силана , соединений с бором () и комплексных гидридов , .

7. В электронейтральных частицах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю, а в сложных ионах — заряду иона.

8. Высшая положительная степень окисления атома, как правило, равна номеру группы в периодической системе (исключения: медь, серебро, золото, фтор, кислород), например, высшая степень окисления атома азота равна +5 (не путайте с валентностью!).

9. Для атомов неметаллов групп IVA–VIIA низшая отрицательная степень окисления равна разности номера группы и числа 8; например, для атомов азота и хлора низшие значения степени окисления соответственно равны −3 (5 − 8 = −3) и −1 (7 − 8 = −1). Низшая степень окисления атома бора равна −3. Для атомов металлов низшая степень окисления равна нулю.

Низшую степень окисления неметаллы проявляют в соединениях с металлами (, , , ) и другими неметаллами, электроотрицательность которых больше (, , , , ).

Рассмотрим примеры расчета степени окисления атомов для электронейтральных и заряженных частиц.

Определим степень окисления атома Mn в K2MnO4. Согласно правилам 3 и 4 степень окисления атома калия +1 и −2 у атома кислорода, поэтому в соответствии с правилом 7 имеем (х — степень окисления атома марганца):

2(+1) + x + 4(−2) = 0;


х = + 6.

Определим степень окисления атома Сr в ионе Cr2O72−. Согласно правилу 5, степень окисления атома кислорода равна +2, поэтому с учетом заряда иона, равного −2, и числа атомов хрома (2) имеем (х — степень окисления хрома):

2x + 7(−2) = −2;


x = + 6.

Определим степень окисления атома железа в составе Fe2(SO4)3. Заряд группировки атомов SO4 равен −2. Тогда имеем:


Fe2x(SO4)3−2:2x+3(−2)=0; x = +3.

Определим степень окисления атома хрома в составе комплексной соли [Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3. Молекулы NH3 и H2O электронейтральны, а заряд хлорид-иона равен −1. Имеем:


.

Валентных электронов

Ковалент
Облигация


Валентные электроны

Электроны во внешней оболочке имеют валентность .
электроны
электроны на атоме, которые могут быть получены или
теряется в химической реакции. Так как заполнено d или f
подоболочки редко нарушаются в химической реакции, мы можем
определить валентные электроны следующим образом: Электроны на атоме
которые не присутствовали в предыдущем инертном газе, игнорируя заполненные d
или f подоболочки.

Галлий имеет следующий электрон
конфигурация.

Ga: [Ar] 4 с 2
3 d 10 4 p 1

4 s и 4 p электронов могут быть потеряны в
химическая реакция, но не электроны в заполненном 3 d
подоболочка. Таким образом, галлий имеет три валентных электрона.


Ковалентная связь

Атомы могут объединяться для получения октета валентных электронов за счет
обмен электронами. Например, два атома фтора могут образовывать
стабильная молекула F 2 , в которой каждый атом имеет октет
валентные электроны, разделяя пару электронов.

Пара атомов кислорода может образовать молекулу O 2 в
который каждый атом имеет в общей сложности восемь валентных электронов, разделяя
две пары электронов.

Термин ковалентная связь используется для описания связей в
соединения, которые являются результатом совместного использования одной или нескольких пар
электроны.


Как разделение
Электроны Связи Атомы

Чтобы понять, как пара электронов может удерживать атомы
вместе давайте посмотрим на простейшую ковалентную связь, которая образует
когда два изолированных атома водорода объединяются, чтобы сформировать H 2
молекула.

ч + ч
H-H

Изолированный атом водорода содержит один протон и один электрон.
удерживаются вместе силой притяжения между противоположными
заряженные частицы. Величина этой силы равна
произведение заряда на электрон ( q e )
умноженный на заряд протона ( q p )
деленное на квадрат расстояния между этими частицами ( r 2 ).

Когда пара изолированных атомов водорода объединяется,
две новые силы притяжения появляются из-за притяжения
между электроном одного атома и протоном другого.

Но две силы отталкивания также создаются, потому что две
отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга, как и два
положительно заряженные протоны.

Может показаться, что две новые силы отталкивания уравновесят
две новые силы притяжения.Если это произошло, H 2
молекула была бы не более стабильной, чем пара изолированных водородных
атомы. Но есть способы, которыми силы отталкивания могут быть
сведены к минимуму. Как мы видели, электроны ведут себя так, как если бы они были волчками.
крутится на оси. Так же, как есть два способа, которыми топ
может вращаться, есть два возможных состояния для спина
электрон: с = + 1 / 2 и с = — 1 / 2 .Когда электроны спарены так, что имеют противоположные спины,
сила отталкивания между этими электронами сведена к минимуму.

Сила отталкивания между протонами может быть минимизирована
размещение пары электронов между двумя ядрами. В
расстояние между электроном на одном атоме и ядром
другое теперь меньше, чем расстояние между двумя ядрами. В виде
в результате сила притяжения между каждым электроном и
ядро другого атома больше, чем сила отталкивания
между двумя ядрами, пока ядра не переносятся слишком
близко друг к другу.

Чистый результат спаривания электронов и их размещения
между двумя ядрами есть система, которая более устойчива, чем
пара изолированных атомов, если ядра расположены достаточно близко друг к другу, чтобы
разделяют пару электронов, но не так близко, что отталкивание
между ядрами становится слишком большим. Атомы водорода в H 2
молекулы, следовательно, удерживаются вместе (или связаны) за счет общего
пары электронов, и эта связь является наиболее прочной, когда
расстояние между двумя ядрами составляет около 0.074 нм.


Сходства и
Различия между ионными и ковалентными соединениями

Существует значительная разница между физическими
свойства NaCl и Cl 2 , как показано в таблице
ниже, что является следствием разницы между ионными связями
в NaCl и ковалентными связями в Cl 2 .

Некоторые физические свойства NaCl и Cl 2

N AC Класс 2
Фаза при комнатной температуре цельный Газ
Плотность 2.165 г / см 3 0,003214 г / см 3
Температура плавления

801C

-100.98C
Температура кипения 1413C -34,6С
Способность к водному
раствор для проведения электричества
Поведение Не проводит

Каждый ион Na + в NaCl окружен шестью ионами Cl .
ионы, и наоборот, как показано на рисунке ниже.Удаление
ион из этого соединения, следовательно, включает разрушение по крайней мере шести
облигации. Некоторые из этих связей должны быть разорваны, чтобы расплавить NaCl,
и все они должны быть разбиты, чтобы сварить это соединение. Как
в результате ионные соединения, такие как NaCl, имеют тенденцию к плавлению.
точки и температуры кипения. Таким образом, ионные соединения являются твердыми телами.
при комнатной температуре.

Cl 2 состоит из молекул, в которых один атом
плотно привязан к другому, как показано на рисунке выше.В
ковалентные связи внутри этих молекул по крайней мере так же прочны, как
ионную связь, но нам не нужно разрывать эти ковалентные связи, чтобы
отделить одну молекулу Cl 2 от другой. Как результат,
Cl 2 гораздо легче расплавить до жидкости или закипеть
он образует газ, а Cl 2 — газ в помещении
температура.

Разница между ионными и ковалентными связями также объясняет
почему водные растворы ионных соединений проводят электричество,
в то время как водные растворы ковалентных соединений — нет.Когда соль
растворяется в воде, ионы переходят в раствор.

H 2 O
NaCl ( с ) Na + ( водн. ) + Cl ( водн. )

Эти ионы могут протекать через раствор, производя
электрический ток, замыкающий цепь.Когда ковалентный
соединение растворяется в воде, нейтральные молекулы выделяются в
раствор, который не может проводить электрический ток.

H 2 O
C 12 H 22 O 11 ( с ) C 12 H 22 O 11 ( водн. )

Когда два атома хлора соединяются, образуя ковалентную связь,
каждый атом вносит один электрон, чтобы сформировать пару электронов
разделены поровну между двумя атомами, как показано на рисунке ниже.Когда атом натрия соединяется с атомом хлора с образованием ионного
связи, каждый атом по-прежнему вносит один электрон, чтобы сформировать пару
электронов, но эта пара электронов не является общей для двух
атомы. Электроны проводят большую часть своего времени на хлоре.
атом.

Ионные и ковалентные связи различаются степенью
электронов разделяют атомы, образующие связь. Когда один
атомов гораздо лучше притягивает электроны к себе
чем другой, связь ионная .Когда атомы
примерно равны по своей способности притягивать электроны к
сами атомы разделяют пару электронов более или менее
равно, и связь ковалентная . Как правило большого пальца,
металлы часто реагируют с неметаллами с образованием ионных соединений или
соли и неметаллы соединяются с другими неметаллами с образованием
ковалентные соединения. Это практическое правило полезно, но оно также
наивно по двум причинам.

  • Единственный способ узнать, является ли соединение ионным или
    ковалентный — это измерение относительной способности атомов
    притягивать связанные электроны к себе.
  • Любая попытка разделить соединения всего на два класса
    (ионные и ковалентные) обречены на провал, потому что
    связь во многих соединениях находится между этими двумя
    крайности.

Первое ограничение лежит в основе концепции
электроотрицательность. Второй служит основой концепции
полярности.


Электроотрицательность

Относительная способность атома притягивать электроны в связь.
по отношению к себе называется электроотрицательностью атома.Атомы
с большой электроотрицательностью (например, F и O) привлекают
электроны в связи лучше, чем те, у которых есть небольшие
электроотрицательности (такие как Na и Mg). Электроотрицательность
элементов основной группы приведены на рисунке ниже.

Когда величина электроотрицательностей основных
группа элементов добавляется в периодическую таблицу в качестве третьей оси, мы
получите результаты, показанные на рисунке ниже.

В данных двух вышеупомянутых
цифры.

  • Электроотрицательность регулярно увеличивается от
    слева направо по строке периодической таблицы.
  • Электроотрицательность уменьшается вниз по столбцу периодической
    Таблица.


Использование
Электроотрицательность для идентификации ионной, ковалентной и полярной ковалентной
Соединения

Когда разница между электроотрицательностями
элементы в соединении относительно большие, соединение лучше всего
классифицируется как ионный .

Пример: NaCl, LiF и SrBr 2 являются хорошими примерами
ионные соединения. В каждом случае электроотрицательность
неметалл как минимум на две единицы больше, чем металл.

NaCl LiF SrBr 2
Класс EN = 3.16 Ф EN = 3,98 Br EN = 2,96
Na EN = 0,93 Li EN = 0,98 Sr EN = 0.95
EN = 2,23 EN = 3,00 EN = 2.01

Таким образом, мы можем предположить чистый перенос электронов из
металл к неметаллу с образованием положительных и отрицательных ионов и
запишите структуры Льюиса этих соединений, как показано в
рисунок ниже.

Все эти соединения имеют высокие температуры плавления и кипения.
баллов, как и следовало ожидать для ионных соединений.

NaCl LiF SrBr 2
MP 801 o С 846 o С 657 o С
БП 1413 o С 1717 o С 2146 o С

Они также растворяются в воде с образованием водных растворов, которые
провести электричество, как и следовало ожидать.

Когда электроотрицательность элементов в соединении равна
примерно так же, атомы разделяют электроны, а вещество ковалентно .

Пример: Примеры ковалентных соединений включают метан (CH 4 ),
диоксид азота (NO 2 ) и диоксид серы (SO 2 ).

Канал 4 НЕТ 2 СО 2
С EN = 2.55 O EN = 3,44 O EN = 3,44
H EN = 2,20 N EN = 3,04 S EN = 2.58
EN = 0,35 EN = 0.40 EN = 0,86

Эти соединения имеют относительно низкие температуры плавления и кипения.
точек, как и следовало ожидать для ковалентных соединений, и они
все газы комнатной температуры.

Канал 4 НЕТ 2 СО 2
MP -182.5 o С -163,6 o С -75,5 o С
БП -161,5 o С -151,8 o С -10 o С

Неизбежно должны быть соединения, которые попадают между этими
крайности.Для этих соединений разница между
электроотрицательность элементов достаточно велика, чтобы быть
значительный, но недостаточно большой, чтобы классифицировать соединение как
ионный. Возьмем, к примеру, воду.

H 2 O
O EN = 3,44
H EN = 2.20
EN = 1,24

Вода не является ни чисто ионной, ни чисто ковалентной. Это не
содержат положительные и отрицательные ионы, как указывает Льюис
структура слева на рисунке ниже. Но электроны
не делятся поровну, как указывает структура Льюиса на
прямо на этом рисунке.Воду лучше всего описать как полярную .
соединение
. Один конец или полюс молекулы имеет частичный
положительный заряд (+), а другой конец имеет частичный отрицательный заряд (-).

Как правило, при разнице между
электроотрицательности двух элементов меньше 1,2, мы предполагаем
что связь между атомами этих элементов ковалентная .
Если разница больше 1,8, предполагается, что облигация
ионный .Соединения, для которых электроотрицательность
разница между 1,2 и 1,8 лучше всего описывается как полярный ,
или полярный ковалентный .

Ковалент: EN <1,2
Полярный: 1,2 < EN <1.8
Ионный: EN > 1,8
Практическая задача 2:

Использование
электроотрицательности, чтобы решить, будут ли следующие
соединения лучше всего описывать как ковалентные, ионные,
или полярный.

(а) Цианид натрия (NaCN)

(б) декасульфид тетрафосфора (P 4 S 10 )

(c) Окись углерода (CO)

(d) Тетрахлорид кремния (SiCl 4 )

Нажмите
здесь, чтобы проверить свой ответ на практическую задачу 2


Ограничения
Концепция электроотрицательности

Электроотрицательность суммирует тенденцию элемента к
приобретать, терять или делиться электронами, когда он объединяется с другим
элемент.Но есть пределы успеха, с которым это может быть
применяемый. BF 3 ( EN = 1,94) и SiF 4 ( EN = 2,08),
например, имеют разность электроотрицательности, которая приводит нас к
ожидают, что эти соединения будут вести себя так, как если бы они были ионными, но оба
соединения ковалентны. Оба они газы при комнатной температуре,
и их точки кипения составляют -99,9 o C и -86 o C,
соответственно.

Источник этой проблемы в том, что каждому элементу присвоено
только одно значение электроотрицательности, которое используется для всех его
соединения.Но фтор менее электроотрицателен, когда он связывается с
полуметаллы (такие как B или Si) или неметаллы (например, C), чем когда
он связывается с металлами (такими как Na или Mg).

Эта проблема снова возникает, когда мы смотрим на элементы, которые
образуют соединения в более чем одной степени окисления. TiCl 2
и MnO, например, обладают многими свойствами ионного
соединения. Они оба твердые при комнатной температуре, и они
имеют очень высокие температуры плавления, как и ожидалось для ионных соединений.

TiCl 2 MnO
MP = 1035 o C MP = 1785 o C

TiCl 4 и Mn 2 O 7 , с другой стороны
стороны, обе жидкости при комнатной температуре, с точками плавления
ниже 0 o C и относительно низких температур кипения, а также
следует ожидать для ковалентных соединений.

TiCl 4 Mn 2 O 7
MP = -24,1 o C MP = -20 o C
Б.П. = 136.4 o С BP = 25 o C

Принципиальное различие между этими соединениями —
степень окисления металла. Как степень окисления атома
становится больше, так же как и его способность притягивать электроны в связь
к себе. Другими словами, атомы титана в окислении +4
состояние и атомы марганца в степени окисления +7 больше
электроотрицательна, чем атомы титана и марганца при окислении
состояние +2.

По мере увеличения степени окисления металла
разница между электроотрицательностью металла и
неметалл, с которым он сочетается, уменьшается. Облигации в
соединения, которые образуют эти элементы, становятся менее ионными (или
более ковалентный).


T he
Разница между полярными связями и полярными молекулами

Разница между электроотрицательностями хлора ( EN
= 3.16) и водорода ( EN = 2,20) достаточно велики, чтобы
что связь в HCl полярная.

Поскольку она содержит только эту одну связь, молекула HCl может
также можно охарактеризовать как полярный.

Полярность молекулы может быть определена путем измерения
величина, известная как дипольный момент , который зависит от двух
факторы: (1) величина разделения заряда и (2)
расстояние между отрицательным и положительным полюсами
молекула.Сообщается, что дипольные моменты равны debye ( d ).
Дипольный момент для HCl невелик: = 1.08 d . Это может
следует понимать, отметив, что разделение заряда в HCl
связь относительно мала ( EN = 0,96) и что связь H-Cl
относительно короткий.

Связи

C-Cl ( EN = 0,61) не так полярны, как связи H-Cl ( EN = 0,96),
но они значительно длиннее. В результате дипольный момент
для CH 3 Cl примерно такое же, как HCl: = 1.01 д .
На первый взгляд можно было ожидать подобного дипольного момента для
четыреххлористый углерод (CCl 4 ), содержащий четыре полярных
Связи C-Cl. Однако дипольный момент CCl 4 равен 0.
Это можно понять, рассмотрев структуру CCl 4 .
показано на рисунке ниже. Отдельные связи C-Cl в этом
молекулы полярны, но четыре диполя C-Cl нейтрализуют друг друга.
Таким образом, четыреххлористый углерод иллюстрирует важный момент:
Не все молекулы, содержащие полярные связи, обладают дипольным моментом.


Что такое валентные электроны? Определение и периодическая таблица

Валентный электрон — это электрон внешней оболочки, который может участвовать в химической связи с другим атомом.

В химии и физике валентный электрон — это электрон, связанный с атомом, который может образовывать химическую связь и участвовать в химических реакциях. Валентные электроны — это электроны внешней оболочки для элементов основной группы. Для переходных металлов с частично заполненными оболочками d валентными электронами являются те электроны, которые находятся вне ядра благородного газа.Число валентных электронов указывает на максимальное количество химических связей, которые может образовать атом.

Число валентных электронов

Для элементов основной группы число валентных электронов обычно находится в диапазоне от 1 до 8, поскольку восемь электронов образуют полный октет. Элементы из групп имеют предпочтительное количество валентных электронов. Например, атомы щелочного металла (например, лития, натрия) имеют один валентный электрон. Атомы щелочноземельных металлов (например, магния, кальция) имеют два валентных электрона.Благородные газы имеют полные октеты, поэтому все восемь их электронов являются валентными электронами. Исключение составляет гелий, который имеет два валентных электрона.

В этой периодической таблице показаны валентности групп элементов.

Переходные металлы используют субоболочку d , которая может вместить 10 электронов. Подоболочка f содержит 14 электронов, а подпочвенная оболочка g содержит до 18 электронов. Металлы в середине таблицы Менделеева становятся более стабильными, если раковина опорожняется, наполовину или полностью заполняется.Таким образом, у них может быть более 8 валентных электронов.

Как определить количество валентных электронов

Самый простой способ определить количество валентных электронов — это выбрать группу элементов в валентной периодической таблице. Однако наиболее распространенный метод использует электронную конфигурацию атома в основном состоянии. Для элементов основной группы вы ищите количество электронов в наивысшем главном квантовом числе или наивысшем номере оболочки. Например, в 1 с 2 2 с 2 (гелий), 2 — это максимальное квантовое число.Есть два 2s-электрона, поэтому у атома гелия есть два валентных электрона. Для переходных металлов количество валентных электронов — это количество электронов в подоболочках, проходящих мимо ядра благородного газа атома. Например, электронная конфигурация скандия [Ar] 3d 1 4s 2 , всего 3 валентных электрона.

Примеры
  • Электронная конфигурация основного состояния магния равна 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 , валентными электронами будут 3s-электроны, потому что 3 — это наивысшее главное квантовое число.Магний имеет два валентных электрона.
  • Электронная конфигурация основного состояния углерода 1s 2 2s 2 2p 2 . Наивысшее главное квантовое число равно 2. В подоболочке 2s есть 2 электрона, а в подоболочке 2 p — 2 электрона, что дает углероду в общей сложности четыре валентных электрона.
  • Электронная конфигурация основного состояния брома составляет 1с 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 4p 5 .Валентными электронами являются 4s- и 4p-электроны. Бром имеет семь валентных электронов.
  • Электронная конфигурация атома железа равна 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 или [Ar] 4s 2 3d 6 . Железо является переходным металлом, поэтому количество валентных электронов включает электроны в подоболочке 3d, а не только электроны в подоболочке 4s. В подоболочке 4s есть два электрона, а в подоболочке 3d — 6 электронов, поэтому железо имеет 8 валентных электронов.

Валентность в зависимости от состояния окисления

Валентность — это количество электронов во внешней электронной оболочке атома. Состояние окисления отражает количество электронов, которые атом фактически может получить, потерять или поделиться с другим атомом. Число валентных электронов указывает на максимальное количество химических связей, которые может образовать атом, а степень окисления — нет. Валентность не указывает на электрический заряд, в отличие от степени окисления.

Число валентных электронов в атоме может иметь то же или другое числовое значение, что и его степень окисления.Например, атом лития имеет 1 валентный электрон и степень окисления +1. Напротив, атом неона имеет 8 валентных электронов и степень окисления 0. Атом водорода имеет 1 валентный электрон. Он имеет степень окисления +1, когда он соединяется с большинством элементов, но степень окисления -1, когда он образует соединение с щелочным металлом. Степень окисления чистого элемента всегда равна нулю, но количество валентных электронов не равно нулю.

Ссылки

  • IUPAC (1997).»Валентность». Сборник химической терминологии («Золотая книга») (2-е изд.). Научные публикации Блэквелла. DOI: 10.1351 / goldbook.V06588
  • Miessler G.L .; Тарр, Д.А. (1999). Неорганическая химия (2-е изд.) Прентис-Холл.
  • Petrucci, Ralph H .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер Сэдл, штат Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7.

физическая химия — Может ли атом иметь более 8 валентных электронов? Если нет, то почему 8 лимит?

27.10.2017 Обновление

[ПРИМЕЧАНИЕ: мой предыдущий ответ, ориентированный на обозначения, без изменений, находится ниже этого обновления.]

Да. Хотя наличие октета валентных электронов создает исключительно глубокий минимум энергии для большинства атомов, это только минимум, а не фундаментальное требование. При наличии достаточно сильных компенсирующих энергетических факторов даже атомы, которые сильно предпочитают октеты, могут образовывать стабильные соединения с большим (или меньшим) количеством электронов валентной оболочки, чем 8.

Однако те же механизмы связывания, которые позволяют формировать оболочки с валентностью более 8, также позволяют альтернативные структурные интерпретации таких оболочек, в основном в зависимости от того, интерпретируются ли такие связи как ионные или ковалентные.Отличный ответ Манишарта исследует этот вопрос гораздо более подробно, чем я здесь.

Гексафторид серы, $ \ ce {SF6} $, является прекрасным примером этой неоднозначности. Как я схематически описал в своем первоначальном ответе, центральный атом серы в $ \ ce {SF6} $ можно интерпретировать как:

(a) Атом серы, в котором все 6 валентных электронов полностью ионизированы шестью атомами фтора, или

(b) Атом серы со стабильной высокосимметричной 12-электронной валентной оболочкой, которая создается и стабилизируется шестью октаэдрическими атомами фтора, каждый из которых ковалентно разделяет электронную пару с центральным атомом серы.

Хотя обе эти интерпретации правдоподобны с чисто структурной точки зрения, интерпретация ионизации имеет серьезные проблемы.

Первая и самая большая проблема заключается в том, что для полной ионизации всех 6 валентных электронов серы потребуются нереалистичные уровни энергии (более подходящим словом будет «астрономический»).

Вторая проблема заключается в том, что стабильность и чистая октаэдрическая симметрия $ \ ce {SF6} $ убедительно свидетельствует о том, что 12 электронов вокруг атома серы достигли стабильного, четко определенного минимума энергии, который отличается от его обычной структуры октета.

Обе точки подразумевают, что более простая и более энергетически точная интерпретация валентной оболочки серы в $ \ ce {SF6} $ состоит в том, что она имеет 12 электронов в стабильной, неоктетной конфигурации.

Обратите также внимание на то, что для серы этот 12-электронный стабильный минимум энергии не связан с большим количеством электронов, связанных с валентностью, видимых в оболочках переходных элементов, поскольку у серы просто не хватает электронов для доступа к этим более сложным орбитам. 12-электронная валентная оболочка $ \ ce {SF6} $ вместо этого является истинным отклонением правил для атома, который почти во всех других обстоятельствах предпочитает иметь октет валентных электронов.

Вот почему мой общий ответ на этот вопрос — просто «да».

Вопрос: Почему октеты особенные?

Обратной стороной существования стабильных оболочек неоктетной валентности является следующее: почему оболочки октетов обеспечивают такой глубокий и универсальный минимум энергии, что вся таблица Менделеева разбита на строки, заканчивающиеся (кроме гелия) благородными газами с октетные валентные оболочки?

Вкратце, причина в том, что для любого уровня энергии выше особого случая оболочки $ n = 1 $ (гелий) орбитальное множество «закрытой оболочки» $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ равно единственная комбинация орбиталей, угловые моменты которых (а) все взаимно ортогональны, и (б) покрывают все такие ортогональные возможности для трехмерного пространства.

Именно это уникальное ортогональное разделение параметров углового момента в трехмерном пространстве делает октет $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ особенно глубоким и актуальным даже в оболочках с наивысшей энергией. Мы видим физическое доказательство этого в поразительной стабильности благородных газов.

Причина, по которой ортогональность состояний углового момента так важна на атомных масштабах, — это принцип исключения Паули, который требует, чтобы каждый электрон имел свое собственное уникальное состояние. Наличие состояний с ортогональным угловым моментом обеспечивает особенно чистый и простой способ обеспечить сильное разделение состояний между электронными орбиталями и, таким образом, избежать больших энергетических штрафов, налагаемых исключением Паули.

Исключение Паули, наоборот, делает не полностью ортогональные наборы орбиталей существенно менее привлекательными с энергетической точки зрения. Поскольку они заставляют большее количество орбиталей делить то же сферическое пространство, что и полностью ортогональные $ p_x $, $ p_y $ и $ p_d $ орбитали октета, $ d $, $ f $ и более высокие орбитали становятся все менее ортогональными, и таким образом, при условии увеличения штрафов за исключение энергии Паули.

Заключительное примечание

Я могу позже добавить еще одно дополнение, чтобы объяснить ортогональность углового момента в терминах классических круговых орбит спутникового типа.Если я это сделаю, я также добавлю небольшое объяснение того, почему орбитали $ p $ имеют такие причудливо разные формы гантелей.

(Подсказка: если вы когда-нибудь наблюдали, как люди создают две петли на одной скакалке, уравнения, лежащие в основе таких двойных петель, имеют неожиданное сходство с уравнениями, лежащими в основе $ p $ орбиталей.)

Оригинальный ответ 2014 г. (без изменений)

Этот ответ призван дополнить предыдущий ответ Манишарта, а не конкурировать с ним. Моя цель — показать, как правила октетов могут быть полезны даже для молекул, которые содержат больше, чем обычно, восемь электронов в своей валентной оболочке.

Я называю это обозначением пожертвований, и это восходит к моим школьным временам, когда ни один из текстов в моей библиотеке небольшого городка не удосужился объяснить, как эти кислородные связи работают в анионах, таких как карбонат, хлорат, сульфат, нитрат и т. Д. и фосфат.

Идея этого обозначения проста. Вы начинаете с обозначения электронных точек, затем добавляете стрелки, которые показывают, «заимствуют» ли каждый электрон и каким образом другие атомы. Точка со стрелкой означает, что электрон «принадлежит» в основном атому в основании стрелки, но используется другим атомом, чтобы помочь заполнить октет этого атома.Простая стрелка без точки указывает на то, что электрон фактически покинул исходный атом. В этом случае электрон больше не прикрепляется к стрелке, а вместо этого отображается как увеличение количества валентных электронов в атомах в конце стрелки.

Вот примеры использования поваренной соли (ионной) и кислорода (ковалентной):

Обратите внимание, что ионная связь $ \ ce {NaCl} $ отображается просто как стрелка, указывая на то, что он «пожертвовал» свой внешний электрон и вернулся к своему внутреннему октету электронов, чтобы удовлетворить свои собственные приоритеты завершения.(Такие внутренние октеты никогда не отображаются.)

Ковалентные связи возникают, когда каждый атом вносит один электрон в связь. Обозначение пожертвования показывает оба электрона, поэтому двусвязный кислород превращается в четыре стрелки между атомами.

Однако обозначение пожертвований не требуется для простых ковалентных связей. Он предназначен больше для того, чтобы показать, как работает связывание в анионах. Двумя тесно связанными примерами являются сульфат кальция ($ \ ce {CaSO4} $, более известный как гипс) и сульфит кальция ($ \ ce {CaSO3} $, распространенный пищевой консервант):

В этих примерах кальций отдает через в основном ионную связь, поэтому его вклад становится парой стрелок, которые отдают два электрона сердцевине аниона, завершая октет атома серы.Затем атомы кислорода присоединяются к сере и «заимствуют» целые пары электронов, не внося ничего взамен. Эта модель заимствования является основным фактором того, почему может быть более одного аниона для таких элементов, как сера (сульфаты и сульфиты) и азот (нитраты и нитриты). Поскольку атомы кислорода не нужны центральному атому для установления полного октета, некоторые пары в центральном октете могут остаться неподключенными. Это приводит к менее окисленным анионам, таким как сульфиты и нитриты.

Наконец, более неоднозначным примером является гексафторид серы:

На рисунке показаны два варианта. Следует ли моделировать $ \ ce {SF6} $ так, как если бы сера — это металл, который отдает все свои электроны гиперагрессивным атомам фтора (вариант а), или как случай, когда правило октетов уступает место более слабому, но все еще работоспособное правило 12 электронов (вариант б)? Даже сегодня есть некоторые разногласия по поводу того, как следует обращаться с такими случаями. Обозначение пожертвования показывает, как октетная перспектива все еще может быть применена к таким случаям, хотя никогда не стоит полагаться на модели приближения первого порядка для таких крайних случаев.

Обновление 04.04.2014

Наконец, если вы устали от точек и стрелок и хотите чего-то более близкого к стандартным обозначениям валентных облигаций, вам пригодятся эти два эквивалента:

Эквивалент верхней прямой линии тривиален, поскольку полученная линия идентична по внешнему виду и значению стандартной ковалентной связи в органической химии.

Вторая запись u-bond является новой. Я изобрел его из-за разочарования в старшей школе в 1970-х (да, я такой старый), но никогда ничего не делал с этим в то время.

Основным преимуществом обозначения u-связи является то, что она позволяет вам создавать прототипы и оценивать нестандартные связи, используя только стандартные атомные валентности. Как и в случае с прямолинейной ковалентной связью, линия, образующая u-связь, представляет собой одну пару электронов. Однако в u-связи именно атом внизу U отдает и электронов в паре. Этот атом ничего не получает от сделки, поэтому ни одна из его потребностей в связи не изменяется или не удовлетворяется. Это отсутствие завершения связи представлено отсутствием каких-либо концов линии на этой стороне U-связи.

Атом нищего в верхней части U может использовать и электронов бесплатно, что, в свою очередь, означает, что два его потребности в валентных связях удовлетворены. Условно это отражено в том факте, что оба конца линии буквы U находятся рядом с этим атомом.

В целом атом внизу u-связи говорит: «Мне это не нравится, но если вы , то отчаянно нуждается в паре электронов, и если вы обещаете оставаться очень близко, Я позволю вам зафиксировать пару электронов из моего уже заполненного октета.«

Окись углерода с ее загадочным «почему углерод внезапно имеет валентность два?» Структура хорошо демонстрирует, как u-связи интерпретируют такие соединения с точки зрения более традиционных чисел связи:

Обратите внимание, что две из четырех связей углерода разрешаются стандартными ковалентными связями с кислородом, в то время как оставшиеся две углеродные связи разрешаются путем образования u-связи, которая позволяет нищему углероду «делить» одну из электронных пар из уже имеющегося кислорода. полный октет.Углерод заканчивается четырьмя линиями, представляющими четыре связи, а кислород — двумя. Таким образом, оба атома имеют стандартные числа связи.

Еще одно более тонкое понимание этого рисунка заключается в том, что, поскольку u-связь представляет собой одну пару электронов, комбинация одной u-связи и двух традиционных ковалентных связей между атомами углерода и кислорода включает в себя в общей сложности шесть электронов, и поэтому следует имеют сходство с шестиэлектронной тройной связью между двумя атомами азота.Это небольшое предсказание оказалось верным: молекулы азота и окиси углерода на самом деле являются гомологами электронной конфигурации, одним из следствий чего является то, что они имеют почти идентичные физико-химические свойства.

Ниже приведены еще несколько примеров того, как обозначение u-связи может сделать анионы, соединения благородных газов и необычные органические соединения менее загадочными:

атомов и элементов

Атомная структура

Атомы — это основные строительные блоки всего, что нас окружает.Они бывают разных видов, называемых элементами, но каждый атом имеет определенные общие характеристики. Все атомы имеют плотное центральное ядро, называемое атомным ядром. Ядро образуют частицы двух видов: протоны с положительным электрическим зарядом и нейтроны без заряда. У всех атомов есть по крайней мере один протон в их ядре, и количество протонов определяет, к какому виду элемента принадлежит атом. Например, у атома кислорода 8 протонов. Если бы вы каким-то образом смогли изменить протонное число этого атома на 7, 9 · 1047, даже если бы все остальное осталось прежним, 9 · 1050, это уже не был бы атом кислорода, это был бы азот.По этой причине мы перечисляем различные элементы по их протонным или атомным номерам. Периодическая таблица элементов — это таблица всех элементов, которые были обнаружены до сих пор, в порядке их атомного номера.

Помимо протонов и нейтронов, все атомы имеют электроны, отрицательно заряженные частицы, которые перемещаются в пространстве, окружающем положительно заряженное ядро ​​ядра. Электроны обычно изображаются на рисунках намного меньшими, чем протоны или нейтроны, потому что их масса намного меньше.На самом деле масса электрона настолько мала, что не учитывается в массе атома. Однако сила заряда отдельного электрона равна силе заряда одиночного протона, и, несмотря на свою небольшую массу, электроны важны для уравновешивания заряда атома. Если специально не указано иное, атомы всегда имеют то же количество электронов, что и протоны; следовательно, вы можете узнать номер электрона, посмотрев на атомный номер. Но, в отличие от протонов, число электронов может измениться и изменится на , не влияя на тип элемента, которым является атом!

Теперь мы знаем, как найти количество протонов и количество электронов для данного атома, но как насчет нейтронов? Сколько нейтронов у атомов данного элемента? Это НЕ всегда то же самое, что количество протонов и электронов.Например, у водорода есть один протон и один электрон, но у него вообще нет нейтронов! Мы определяем это, глядя на атомную массу. Несмотря на то, что атом настолько мал, что вам потребуется почти миллион, чтобы увидеть даже крошечную точку на экране вашего компьютера, каждый крошечный атом определенно имеет массу и занимает пространство. Эта масса исходит от ядра. Каждый протон и нейтрон имеют примерно одинаковую массу, измеряемую в дальтонах или атомных единицах массы (амус). Поскольку единица измерения определяется одним протоном, 1 протон = 1 нейтрон = 1 дальтон = 1 а.е.м.У электронов есть масса, но она почти в 2000 раз меньше массы протона. Ни в одном из известных нам атомов не хватает электронов, чтобы повлиять на общую массу; следовательно, полная масса равна сумме протонов и нейтронов в атоме.

Поскольку мы можем найти количество протонов и атомную массу атома, глядя на информацию о его элементе в периодической таблице, мы можем вычислить количество нейтронов в этом атоме, вычитая количество протонов из атомной массы.

Когда количество нейтронов различно для отдельных атомов одного и того же элемента, каждый атом называется изотопом. Когда вы читаете периодическую таблицу, указанная атомная масса представляет собой среднюю атомную массу для всех изотопов этого элемента, встречающихся в природе. Например, атомная масса углерода в периодической таблице составляет 12,01. Углерод не может содержать 6,01 нейтрона, потому что у вас не может быть части нейтрона. Значение превышает 6, потому что, хотя большинство атомов углерода имеют 6 нейтронов, некоторые атомы углерода находятся с 7 нейтронами, а другие — с 8 нейтронами.Для наших целей мы округляем атомную массу до ближайшего целого числа, чтобы вычислить количество нейтронов.

Атомная структура

Это видео показывает, как атомы и их компоненты работают вместе.

Валентные электроны

Теперь, когда у вас была возможность поработать с атомами в целом, давайте копнем глубже. Электроны остаются в атоме из-за их притяжения к положительному заряду протонов, но они не так тесно связаны с атомом, как протоны или нейтроны.Электроны — сложные частицы, потому что им нужно много места в атоме, и, тем не менее, они также привязаны к определенной области внутри этого атома. Хотя рисунки, с которыми мы работали, показывают ядро ​​как видимый объект среднего размера в центре атома, на самом деле оно очень крошечное, и большая часть атома — это пространство вокруг ядра, в котором движутся электроны.

Из-за общего отрицательного заряда электроны отталкиваются друг от друга, если подходят слишком близко. В то же время электроны притягиваются к положительному заряду ядра.Детали энергии и положения электронов могут быть очень сложными, но мы сосредоточимся только на том, что нам нужно понять, чтобы изучать молекулы жизни.

Электроны расположены в энергетических оболочках (также известных как электронные оболочки) вокруг ядра атома. Хотя у электронов много места, все они хотят быть как можно ближе к притягивающему их положительному заряду ядра. В то же время электроны отталкиваются друг от друга из-за своего отрицательного заряда, и лишь немногие из них могут приблизиться к ядру в любой момент времени.Фактически, только два электрона могут поместиться в трехмерном пространстве, ближайшем к ядру. Это пространство называется первой энергетической оболочкой. Если в атоме три электрона, первые два будут находиться в первой энергетической оболочке. Третий электрон должен будет обосноваться на второй энергетической оболочке, трехмерном пространстве немного дальше от ядра, где он будет один. В этом примере одинокий электрон называется валентным электроном, а внешняя энергетическая оболочка, содержащая любые электроны, называется валентной оболочкой.

Вторая энергетическая оболочка достаточно велика, чтобы удерживать до восьми электронов, сгруппированных парами внутри четырех электронных орбиталей или пространств, где электроны проводят большую часть своего времени. Это означает, что если во второй энергетической оболочке есть только один электрон, остается много дополнительного места.

Когда энергетическая оболочка заполнена не полностью, электрон (ы) в этой оболочке не так стабилен и с большей вероятностью вступит в реакцию. По этой причине атомы имеют тенденцию реагировать с другими атомами способами, которые заполняют или опустошают их валентную оболочку, чтобы получить стабильность полной внешней энергетической оболочки.Атомы могут делать это, приобретая или теряя электроны, превращаясь в ионы, или разделяя электроны с другими атомами для образования стабильных ассоциаций.

Используя число электронов и энергетические оболочки, мы можем определить количество валентных электронов для любого данного атома и его ожидаемый уровень реактивности. Работая с приведенным ниже примером, вы должны помнить, что, хотя мы рисуем энергетические оболочки в виде кругов вокруг атомного ядра, это не означает, что это реальный путь электрона. Стиль концентрического круга рисования энергетических оболочек предназначен для обозначения среднего расстояния, на котором электроны в этой энергетической оболочке вращаются вокруг ядра.На самом деле электроны не движутся по круговой орбите, как показано на рисунке, а перемещаются по гораздо более сложным путям вокруг атомного ядра.

Создайте атом

Используйте это упражнение, чтобы попрактиковаться в чтении таблицы Менделеева для создания нескольких атомов.

Что такое валентность?

В этом упражнении вы рассчитаете количество валентных электронов в атомах, используя периодическую таблицу элементов.

Как рассчитать официальный платеж

Эй! Добро пожаловать на курс «Мастер органической химии», на случай, если вы впервые приехали.

В этом сообщении блога я объясняю, как рассчитать формальный заряд молекул. Однако вы можете найти мои видео, содержащие 10 решенных примеров формальных проблем с зарядкой, еще более полезными. Просто думал, что вы должны знать!


Нужно выяснить, является ли атом отрицательным, положительным или нейтральным? Вот формула для определения «формального заряда» атома:

Формальный заряд = [количество валентных электронов] — [электроны в неподеленных парах + 1/2 количества связывающих электронов]

Эта формула явно описывает соотношение между количеством связывающих электронов и их отношением к тому, сколько из них формально «принадлежит» атому.

Например, применив это к BH 4 (верхний левый угол на изображении ниже), мы получим:

  • Число валентных электронов для бора составляет 3 .
  • Количество несвязанных электронов ноль .
  • Общее количество связывающих электронов вокруг бора равно 8 (полный октет). Половина из них — 4 .

Итак, формальный платеж = 3 — (0 + 4) = 3 — 4 = –1

Однако есть более простой способ сделать это.

Поскольку химическая связь имеет два электрона, «количество связывающих электронов, деленное на 2», по определению равно количеству связей, окружающих атом. Таким образом, мы можем вместо этого использовать эту сокращенную формулу :

Формальный заряд = [количество валентных электронов на атоме] — [несвязанные электроны + количество связей].

Применяем это снова к BH 4 (верхний левый угол).

  • Число валентных электронов для бора составляет 3 .
  • Количество несвязанных электронов ноль .
  • Число связей вокруг бора составляет 4 .

Итак, формальный заряд = 3 — (0 + 4) = 3-4 = –1

Формальный заряд B в BH 4 отрицательный 1.

Давайте применим его к : CH 3 (один справа от ЧД 4 )

  • Число валентных электронов для углерода 4
  • Число несвязанных электронов два (у него неподеленная пара)
  • количество связей вокруг углерода — 3 .

Итак, формальный заряд = 4 — (2 +3) = 4-5 = –1

Формальный заряд C в: CH 3 отрицательный 1.

Тот же формальный заряд, что и BH 4 !

Рассмотрим последний пример. Давайте сделаем CH 3 + (без неподеленных пар на углероде). Это оранжевый в нижнем ряду.

  • Число валентных электронов углерода 4
  • Число несвязанных электронов ноль
  • Число связей вокруг углерода 3 .

Итак, формальный заряд = 4 — (0 +3) = 4 — 3 = +1

Вы можете применить эту формулу к любому атому, который хотите назвать.

Вот диаграмма для некоторых простых молекул в ряду B C N O. Надеюсь, бериллий и фтор не слишком обиделись, что я их пропустил, но для целей этой таблицы они действительно не так интересны.

Обратите внимание на интересный узор в геометрии (выделен цветом): BH 4 (-), CH 4 и NH 4 (+) имеют одинаковую геометрию, как и CH 3 (-), NH 3 и OH 3 (+).Карбокатион CH 3 (+) имеет такую ​​же электронную конфигурацию (и геометрию), что и нейтральный боран, BH 3 . Знакомую изогнутую структуру воды H 2 O разделяет амид-анион NH 2 (-). Эти общие геометрические формы являются одним из интересных следствий теории отталкивания электронных пар валентной оболочки (VSEPR — произносится как « vesper », точно так же, как «Фавр» произносится как « Farve» ).

Формальная формула заряда также работает для двойных и тройные облигации:

Вот вопрос.Алканы, алкены и алкины нейтральны, поскольку имеется четыре связи и нет несвязанных электронов: 4 — [4 + 0] = 0. Для каких других значений [связи + несвязанные электроны] вы также получите нулевое значение, и как могут выглядеть эти структуры? (Вы встретите некоторые из этих структур позже в ходе курса).

И последний вопрос — как вы думаете, почему это называется «формальным обвинением»?

Подумайте, какой будет формальная плата за BF 4 . Отрицательный заряд на боре.Какой элемент здесь самый электроотрицательный? Фторид, конечно, с электроотрицательностью 4,0, с тактовой частотой бора 2,0. Как вы думаете, где находится отрицательный заряд на самом деле ?

Ну, дело не в боре. На самом деле он распространяется через более электроотрицательные фторид-ионы, которые становятся более богатыми электронами. Таким образом, хотя «формальный» адрес отрицательного заряда находится на боре, электронная плотность фактически распределена по фторидам. Другими словами, в данном случае формальное обвинение не имеет ничего общего с действительностью.

Еще одно напоминание — 10 видеороликов с решенными примерами формальных проблем с зарядкой, прямо здесь (см. Самый верх страницы)

Определение валентности на Dictionary.com

[vey-luhns] SHOW IPA

/ ˈVeɪ ləns / PHONETIC RESPELLING


существительное

Также va · len · cy [vey-luhn-see] / ˈveɪ lən si / .Химия.

  1. качество, определяющее количество атомов или групп, с которыми любой отдельный атом или группа будет химически соединяться.
  2. относительная объединяющая способность атома или группы по сравнению со стандартным атомом водорода. Хлорид-ион Cl– с валентностью, равной единице, обладает способностью объединяться с одним атомом водорода или его эквивалентом, как в HCl или NaCl.

Иммунология. количество детерминант на молекулу антигена.

способность одного человека или вещи реагировать или влиять на другого каким-то особым образом, например, посредством влечения или содействия функции или деятельности.

ВИКТОРИНЫ

УЗНАЙТЕ СЕБЯ НА «БЫЛО» ПРОТИВ. «МЫ»!

Вы были готовы к викторине по этой теме? Ну вот! Посмотрите, насколько хорошо вы можете различать использование слов «было» и «было» в этой викторине.

Вопрос 1 из 7

«Было» используется для ориентировочного прошедшего времени «быть», а «был» — только для сослагательного наклонения прошедшего времени.

Происхождение валентности

Впервые зарегистрировано в 1865–1870 годах; от латинского valentia «сила, ценность», эквивалент причастия настоящего valent- (основа valēns) «быть сильным» + -ia суффикс существительного; см. -ence

СЛОВА, КОТОРЫЕ МОГУТ ПУТИТЬСЯ С валентностью

валентность, валентность

Слова рядом с валентностью

Валдоста, валентность, valediction, valedictorian, valedictory, валентность, валентная зона, зона валентности-проводимости, валентный электрон Определение, валентные электроны, Валенсия

валентность (2 из 2)

Валентность

[va-lahns] SHOW IPA

/ vaˈlɑ̃s / PHONETIC RESPELLING


существительное

город и столица Дром на юго-востоке Франции.

Dictionary.com Несокращенный
На основе Несокращенного словаря Random House, © Random House, Inc., 2021

Слова, относящиеся к валентности

манера поведения, поведение, осанка, осанка, поведение, манера поведения, нрав, манера поведения, уравновешенность, присутствие, сила, отношение

Примеры предложений из Web for valence

.expandable-content {display: none;}. Css-12x6sdt.expandable.content-extended> .expandable-content {display: block;}]]>

  • Валенсия не использовала его в начале Август, когда он хорошо уладил дела за горой и назначил там надзирателей.’

  • Валенс послала женщину, замаскированную под нищего, чтобы проследить позицию; но Брюс увидел уловку, и шпион признался.

  • Англичанин уступил, и, несмотря на все его усилия, Валенс был вытеснен с поля.

СМОТРЕТЬ БОЛЬШЕ ПРИМЕРОВ СМОТРЕТЬ МЕНЬШЕ ПРИМЕРОВ



Ознакомиться с Dictionary.com

li {-webkit-flex-based: 49%; — ms-flex-primary-size: 49%; flex-base : 49%;} @ экран только мультимедиа и (max-width: 769px) {.css-2jtp0r> li {-webkit-flex-base: 49%; — ms-flex-предпочтительный-размер: 49%; flex-base: 49%;}} @ media only screen and (max-width: 480px) { .css-2jtp0r> li {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный-размер: 100%; flex-base: 100%;}}]]>

Британский словарь определений валентности 2)


существительное Chem

другое название (особенно в США и Канаде) для валентности

феномен образования химических связей

Британский словарь определений валентности (2 из 2)


существительное

город на юго-востоке Франции, на Река Рона.Pop: 64 260 (1999)

Словарь английского языка Коллинза — полное и несокращенное цифровое издание 2012 г.
© William Collins Sons & Co. Ltd. 1979, 1986 © HarperCollins
Издательство 1998, 2000, 2003, 2005, 2006, 2007, 2009, 2012

Медицинские определения валентности


n.

Объединяющая способность атома или радикала, которая определяется количеством электронов, которые он потеряет, добавит или поделится при взаимодействии с другими атомами.

Положительное или отрицательное целое число, используемое для представления этой емкости.

Количество компонентов молекулы антигена, с которыми может связываться молекула антитела.

Влечение или отвращение, которое человек испытывает к определенному объекту или событию.

Медицинский словарь American Heritage® Stedman’s
Авторское право © 2002, 2001, 1995 компанией Houghton Mifflin. Опубликовано компанией Houghton Mifflin.

Научные определения валентности


Целое число, которое представляет способность атома или группы атомов объединяться с другими атомами или группами атомов.Валентность определяется количеством электронов, которые атом может потерять, добавить или разделить. Валентность атома положительна, если для образования связи используются его собственные электроны, или отрицательна, если используются электроны другого атома. Например, атом углерода может делить четыре своих электрона с другими атомами и поэтому имеет валентность +4. Атом натрия может получать электрон от другого атома и поэтому имеет валентность -1. (В этой книге различие между положительной и отрицательной валентностями игнорируется, если оно не имеет отношения к делу.Валентность атома обычно указывает, сколько химических связей он способен образовывать с другими атомами. Также называется валентным числом степень окисления

The American Heritage® Science Dictionary
Авторские права © 2011. Издано издательской компанией Houghton Mifflin Harcourt Publishing Company. Все права защищены.

Культурные определения валентности

Новый словарь культурной грамотности, третье издание
Авторские права © 2005 издательской компании Houghton Mifflin Harcourt. Опубликовано Houghton Mifflin Harcourt Publishing Company.Все права защищены.

Прочие — это Readingli {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный размер: 100%; flex-base: 100%;} @ media only screen и (max-width: 769px) {. Css -1uttx60> li {-webkit-flex-базис: 100%; — ms-flex-предпочтительный-размер: 100%; гибкий-базис: 100%;}} @ экран только мультимедиа и (max-width: 480px) {. css-1uttx60> li {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный размер: 100%; flex-base: 100%;}}]]>

ионных связей — вводная химия — 1-е канадское издание

Эти три иона притягиваются друг к другу, образуя в целом нейтрально-заряженное ионное соединение, которое мы записываем как Na 2 O.Необходимость в том, чтобы количество потерянных электронов было равно количеству полученных электронов, объясняет, почему в ионных соединениях такое соотношение катионов и анионов, как у них. Этого требует и закон сохранения материи.

Пример 3

Стрелками показан перенос электронов с образованием хлорида кальция от атомов Ca и Cl.

Решение

Атом Ca имеет два валентных электрона, а атом Cl — семь электронов. Атому Cl нужен только один для завершения своего октета, в то время как атомы Ca могут потерять два электрона.Таким образом, нам нужны два атома Cl, чтобы принять два электрона от одного атома Са. Процесс передачи выглядит так:

Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, образуя CaCl 2 .

Проверьте себя

Стрелками показан перенос электронов с образованием сульфида калия от атомов K и атомов S.

Ответ

Сила ионной связи зависит от двух основных характеристик: величины зарядов и размера иона.Чем больше величина заряда, тем прочнее ионная связь. Чем меньше ион, тем сильнее ионная связь (поскольку меньший размер иона позволяет ионам сближаться). Измеренная сила ионной связи называется энергией решетки . Некоторые значения энергии решетки приведены в Таблице 9.1 «Энергии решетки некоторых ионных соединений».

Таблица 9.1 Энергии решетки некоторых ионных соединений

Соединение Энергия решетки (кДж / моль)
LiF 1,036
LiCl 853
NaCl 786
NaBr 747
MgF 2 2,957
Na 2 O 2,481
MgO 3 791

Химия везде: соль

Элемент натрий (часть [a] на сопроводительном рисунке) является очень химически активным металлом; при возможности он вступит в реакцию с потом на ваших руках и образует гидроксид натрия, который является очень едким веществом.Элемент хлор (часть [b] на сопроводительном рисунке) представляет собой бледно-желтый едкий газ, который не следует вдыхать из-за его ядовитости. Однако соедините эти два опасных вещества вместе, и они вступят в реакцию с образованием ионного соединения хлорида натрия (часть [c] на прилагаемом рисунке), известного просто как соль.

Рисунок 9.1 Натрий + Хлор = Хлорид натрия

(a) Натрий — очень реактивный металл. (b) Хлор — это бледно-желтый ядовитый газ. (c) Вместе натрий и хлор образуют хлорид натрия — соль, которая необходима для нашего выживания.

Соль нужна для жизни. Ионы Na + являются одними из основных ионов в организме человека и необходимы для регулирования баланса жидкости в организме. Ионы Cl необходимы для нормальной работы нервов и дыхания. Оба эти иона поставляются солью. Вкус соли — один из основных вкусов; соль, вероятно, самый древний из известных ароматизаторов и один из немногих камней, которые мы едим.

Влияние слишком большого количества соли на здоровье все еще обсуждается, хотя в отчете Министерства сельского хозяйства США за 2010 год сделан вывод о том, что «чрезмерное потребление натрия… повышает кровяное давление, что является общепринятым и чрезвычайно распространенным фактором риска инсульта, ишемической болезни сердца. и заболевание почек.«Совершенно очевидно, что большинство людей потребляют больше соли, чем необходимо их организму, и большинство диетологов рекомендуют ограничить потребление соли. Любопытно, что люди с низким содержанием соли (так называемая hyponatria ) поступают так не потому, что потребляют слишком мало соли, а потому, что пьют слишком много воды. Спортсменам на выносливость и другим лицам, занимающимся длительными физическими упражнениями, необходимо следить за потреблением воды, чтобы содержание соли в их организме не снизилось до опасного уровня.

Ключевые выводы

  • Тенденция к образованию частиц, имеющих восемь электронов на валентной оболочке, называется правилом октетов.
  • Притяжение противоположно заряженных ионов, вызванное переносом электрона, называется ионной связью.
  • Сила ионной связи зависит от величины зарядов и размеров ионов.

Упражнения

  1. Комментарий к возможному образованию иона K 2+ . Почему маловероятно его образование?

  2. Комментарий к возможному образованию иона Cl 2-. Почему маловероятно его образование?

  3. Сколько электронов должен потерять атом Ва, чтобы иметь полный октет в своей валентной оболочке?

  4. Сколько электронов должен потерять атом Pb, чтобы иметь полный октет в своей валентной оболочке?

  5. Сколько электронов должен получить атом Se, чтобы иметь полный октет в своей валентной оболочке?

  6. Сколько электронов должен получить атом N, чтобы иметь полный октет в своей валентной оболочке?

  7. Стрелками показан перенос электронов с образованием хлорида калия от атомов K и атомов Cl.

  8. Стрелками показан перенос электронов с образованием сульфида магния от атомов Mg и атомов S.

  9. Стрелками показан перенос электронов с образованием фторида скандия от атомов Sc и атомов F.

  10. Стрелками показан перенос электронов с образованием фосфида рубидия от атомов Rb и атомов P.

  11. Какое ионное соединение имеет более высокую энергию решетки — KI или MgO? Почему?

  12. Какое ионное соединение имеет более высокую энергию решетки — KI или LiF? Почему?

  13. Какое ионное соединение имеет более высокую энергию решетки — BaS или MgO? Почему?

  14. Какое ионное соединение имеет более высокую энергию решетки — NaCl или NaI? Почему?

Ответы

1.

Ион K 2+ вряд ли образуется, поскольку ион K + уже удовлетворяет правилу октетов и достаточно стабилен.

3.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.