Валентность хлора (Cl), формулы и примеры

Общие сведения о валентности хлора

В обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета. Температура плавления – 101,0^oС, температура кипения -34,2^oС. Органично растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся хларатами приблизительного состава Cl₂×6H₂O и Cl₂×8H₂O.

Хлор – активный окислитель.

Молекула хлора двухатомна Cl₂.

Валентность хлора в соединениях

Хлор — семнадцатый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в третьем периоде в VIIA группе. В ядре атома хлора содержится 17 протонов и 18 нейтронов (массовое число равно 35). В атоме хлора есть три энергетических уровня, на которых находятся 17 электронов (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома хлора.

Электронная формула атома хлора в основном состоянии имеет следующий вид:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять валентность I (низшая валентность) в своих соединениях (NaCl^I, NaCl^IO, Cl^I₂O).

Для атома хлора характерно наличие нескольких возбужденных состояний из-за того, что орбитали 3d-подуровня являются вакантными (на третьем энергетическом слое помимо 3s- и 3p-подуровней есть еще и 3d-подуровень). Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Наличие трех, пяти и семи неспаренных электронов в возбужденном состоянии свидетельствует о том, что хлор проявляет в своих соединениях валентности III (NaCl^IIIO₂), V (KCl^VO₃) и VI (KCl^VIIO₄, Cl^VII₂O₇) (высшая валентность).

Формально хлор может проявлять валентности IV (ClO₂) и VI (Cl₂O₆).

Примеры решения задач

валентность, химические свойства :: SYL.ru

Валентность определяет способность хлора присоединять к себе атомы других химических элементов.

Хлор, валентность которого имеет различные значения, располагается в седьмой группе, в главной подгруппе таблицы элементов. Выясним особенности строения атома этого галогена.

Хлор в нормальном состоянии

Валентность атомов хлора определяется особенностями строения его внешнего уровня. Данный элемент находится в 7(А) группе, имеет семнадцатый порядковый номер. Учитывая, что элемент является представителем четвертого периода, он имеет не только s-, p-, но и d-орбитали.

Электронная конфигурация атома

Какую электронную формулу имеет хлор? Валентность связана с особенностями внешнего энергетического уровня, поэтому запишем конфигурацию данного элемента.

В невозбужденном состоянии на первом уровне у хлора располагаются всего два электрона, второй занимают восемь, на третьем уровне их 10 штук. Отметим, что на последнем уровне есть незаполненная d-орбиталь, которая и характеризует валентные возможности данного галогена.

В данном случае валентность хлора равна I. Это характерно при взаимодействии с металлами (образуются хлориды). Высшую валентность VII хлор имеет в соединениях с неметаллами, например, в оксиде хлора (7), а также в хлорной кислоте.

Приведем в качестве примеров формулы соединений хлора, в которых он проявляет такую валентность: HClO₄, Cl₂O₇.

Последний электронный уровень называют в неорганической химии валентным, так как именно он объясняет способность элемента вступать в химические взаимодействия с другими атомами.

Возбужденное состояние

Как ведет себя при нагревании хлор? Валентность его будет меняться в том случае, если атом будет находиться в возбужденном состоянии.

Учитывая тот факт, что у каждого энергетического уровня есть определенный запас энергии, электроны двух первых уровней не изменяют своего первоначального положения. Наблюдается переход одного p-электрона с 3p энергетического уровня на 3d-подуровень. Как будет при этом менять свое участие в химических реакциях хлор? Валентность его изменится, она будет равна трем.

Рассмотрим электронную конфигурацию, которую приобретет в этом случае хлор.

Такая конфигурация не является устойчивой, поэтому соединения хлора, в которых он проявляет степень окисления +3, быстро разлагаются.

Так как на 3d-орбитали есть еще четыре свободные квантовые ячейки, возможен последующий переход электрона с 3p-подуровня, который приводит к образованию еще одной конфигурации атома хлора.

В этом случае существует пять неспаренных электронов, поэтому хлор способен проявлять валентность V, степень окисления +5.

При максимальном разогревании атома хлора происходит переход электрона с 3s-подуровня на 3d-орбиталь. В этом случае хлор имеет максимальную валентность, равную семи.

На внешнем энергетическом уровне у него располагается семь неспаренных электронов, поэтому валентность хлора в соединениях равна 7.

Распределение электронов по уровням, подуровням, их переход осуществляются в соответствии с правилом Хунда и принципом Паули.

Как в этом случае обозначается хлор? Валентность элемента принято указывать римскими цифрами, а возбужденное состояние атома отмечают звездочкой.

Заключение

Все затраты внутренней энергии, которые идут на процесс возбуждения атома хлора, полностью компенсируются той энергией, которая выделяется при образовании ковалентных связей. Это объясняет повышенную химическую активность хлора, находящегося в возбужденном состоянии. В своей максимальной степени окисления (+7) он проявляет свойства сильного окислителя.

Валентные возможности атома химического элемента не ограничиваются только количеством неспаренных электронов в стационарном и возбужденном виде. Например, при образовании связей в молекулах посредством донорно-акцепторного механизма, предполагают использование и свободных орбиталей.

Какие факторы влияют на валентные возможности атома хлора? Подводя итог, скажем, что в первую очередь необходимо отметить количество неспаренных электронов (незаполненные орбитали). Кроме того, в атоме должна быть свободная орбиталь, на которую будут при нагревании переходить электроны.

Валентность | CHEMEGE.RU

Валентность — это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей с атомами других химических элементов.

Ковалентные связи могут образовываться по обменному и донорно-акцепторному механизмам.

Обменный механизм образования ковалентной связи — в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону.

Донорно-акцепторный механизм — образование связи происходит за счет электронной пары одного из атомов (атом-донор) и вакантной орбитали другого атома (атом-акцептор):

Таким образом, атомы могут образовывать химическую  связь не только за счет неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне, но и за счет неподеленных электронных пар, или свободных орбиталей на этом уровне.

Большинство элементов характеризуются высшей, низшей или промежуточной валентностью в соединениях. 

Для большинства элементов высшая валентность, как правило, равна номеру группы, низшая валентность определяется по формуле: 8 — № группы. Промежуточная валентность – это число между низшей и высшей валентностями.

Например, высшая валентность хлора равна VII, низшая валентность хлора равна I, промежуточные валентности — III, V.

Обратите внимание! Степень окисления и валентность — это не одно и то же. Хотя иногда степени окисления совпадают с валентностями. Стпень окисления — это условный заряд атома, он может быть и положительным и отрицательным. А вот образовать отрицательное число связей атом никак не может.

Например, валентность (число связей) атома кислорода в молекуле O₂ равна II, а вот степень окисления атома кислорода равна 0.

Большинство элементов проявляют переменную валентность в соединениях, но некоторые элементы проявляют постоянную валентность. Их необходимо запомнить:

Как определить валентность атома в соединении?

Рассмотрим валентные возможности атомов второго периода. В силу некоторых ограничений они не соответствуют традиционным «школьным» представлениям.

Итак, не внешнем энергетическом уровне лития 1 неспаренный электрон: 1s²2s¹.

+3Li 1s²  2s¹ 

Следовательно, литий может образовывать одну связь и валентность лития I.

У бериллия на внешнем энергетическом уровне 2 электрона: 1s²2s².

+4Be 1s²  2s² 

В возбужденном состоянии возможен переход электронов внешнего энергетического уровня с одного подуровня на другой: 1s²2s¹2p¹. 

+4Be^* 1s²  2s¹  2p¹

Таким образом, на внешнем энергетическом уровне бериллия в возбужденном энергетическом состоянии  есть 2 неспаренных электрона и две вакантные электронные орбитали. Следовательно, бериллий может образовать 2 связи по обменному механизму, т.е. валентность бериллия равна номеру группы  и равна II.

Например, в хлориде бериллия валентность бериллия равна II:

Электронная конфигурация атома бора в основном состоянии +5B 1s²2s²2p¹:

+5B 1s²  2s²  2p¹

В возбужденном состоянии: +5B^* 1s²2s¹2p².

+5B 1s²  2s¹  2p²

Следовательно, бор может образовывать 3 связи по обменному механизму (за счет неспаренных электронов). Валентность бора в соединениях — III.

Например, в трихлориде бора BCl₃ валентность бора равна III.

Однако, при этом у бора остается еще одна вакантная электронная орбиталь. Следовательно, бор может выступать, как акцептор электронной пары.

У атома углерода в возбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне 4 неспаренных электрона: 1s²2s¹2p³, следовательно, максимальная валентность углерода равна IV (как правило, в органических соединениях у углерода именно такая валентность). В основном состоянии у атома углерода 2 неспаренных электрона, и валентность II. Однако посмотрим внимательно: у атома углерода в основном состоянии не внешнем энергетическом уровне есть незанятая (вакантная) электронная орбиталь. Следовательно, он может образовывать еще одну связь — по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, в некоторых случаях углерод может образовывать три связи (например, молекула угарного газа CO, строение которой мы рассмотрим позднее).

Валентные возможности атома азота определяются также строением его внешнего энергетического уровня. В основном состоянии электронная формула азота: +7N 1s²2s²2p³.  

За счет 3 неспаренных электронов на p-подуровне азот может образовывать 3 связи по обменному механизму (валентность III), и еще 1 связь азот может образовать по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары. Таким образом, максимальная валентность  азота в соединениях — IV. На примере азота можно убедиться, что высшая валентность атома и максимальная степень окисления — разные величины, которые далеко не всегда совпадают. Возбужденное состояние с 5 неспаренными электронами для атома азота не реализуется, т.к. на 2 энергетическом уровне есть только s и p  орбитали.

Найди валентность хлора в его соединении с кислородом, формула соединения — Cl2O5.
Ответ

• оксиди неметалічних елементів називаються?​

Приготувати 120г розчину соли с масовой часткою соли 5%

Масса природной серы 120 г,масса примеси — 10% найти : массу чистой серы​

Срочно!!!!!!!Оленка написала другу листа для цього вона взяла блакитний папір .Друг не зміг прочитати цього листа , тому що замість чорнил був викорис
…

таний розчин мідного купоросу .Що йому треба зробити щоб прочитати цього листа?​

Чи з усіх запропонованих речовин, формули яких BaO, Ba,BaCO, можна одержати барій гідроксид? Складіть рівнян-ня можливих реакцій за умови, що вони маю
…

ть перебігатив одну стадію: реагент + запропонована сполука. У випадкуякої з можливих реакцій одержання барій гідроксиду числовитрачених молекул невідомої сполуки буде вдвічі більшим(яким саме?), якщо маса гідроксиду, добутого в усіх випад-ках, була однаковою й дорівнювала 34,2 г?​

пж помогите даю 25 балов
Складіть схему «Основні забруднювачі води та основні способи очищення води»

Чи з усіх речовин, формули яких FeO, FeSO, FeS, можнаодержати ферум(2) гідроксид? Складіть рівняння можливихреакцій за умови, що вони мають перебігати
…

в одну стадію:реагент + невідома сполука. Яка маса ферум(2) гідроксидуутвориться, якщо кількість реагенту становила 0,15 моль?​

пж помогите даю 25 балов
Великої шкоди морській воді завдають аварії суден, що транспортують нафту. Користуючись додатковими джерелами інформації, з’я
…

суйте, чим небезпечні такі аварії та як долають їх наслідки. Чому в таких ситуаціях легкозаймисту нафту не вдається видалити з поверхні водойми підпалюванням?

Вычислите массу соли которая образуется при взаимодействии 600 грамм 20 процентного раствора уксусной кислоты с калием OH

НА УКРАИНСКОМ:Чи з усіх речовин, формули яких FeO, FeSO, FeS, можнаодержати ферум(2) гідроксид? Складіть рівняння можливихреакцій за умови, що вони ма
…

ють перебігати в одну стадію:реагент + невідома сполука. Яка маса ферум(2) гідроксидуутвориться, якщо кількість реагенту становила 0,15 моль?НА РУССКОМ:Из всех ли веществ, формулы которых FeO, FeSO, FeS, можнополучить ферум(2) гидроксид? Составьте уравнения возможныхреакций при условии, что они должны перебегать в одну стадию:реагент + неизвестное соединение. Какая масса ферум(2) гидроксидаобразуется, если количество реагента составляло 0,15 моль?​

Иод, Фтор, Хлор валентность — Справочник химика 21

    Какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома, йода и астатина Дайте развернутое объяснение с учетом особенностей строения их атомов. [c.9]

    При образовании связей с менее электроотрицательными атомами (для фтора это — все элементы, для хлора — все, кроме фтора и кислорода) валентность всех галогенов равна . Степень окисления -1 и заряд иона 1-. Положительные степени окисления невозможны для фтора. Хлор же проявляет различные положительные степени окисления вплоть до +7 (номер группы). Примеры соединений приведены в Справочной части. [c.75]

    Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления — 1. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали  [c.125]

    В то же время сера — аналог кислорода — проявляет переменную валентность 2, 4, 6 хлор — налог фтора проявляет валентность 1, 3, 5, 7. Это объясняется наличием свободных ( -ячеек в третьем энергетическом уровне  [c.45]

    Изучение фтора, хлора, брома и йода показывает, что эти элементы по химическим свойствам сходны между собой. Все четыре элемента — типичные неметаллы, очень активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются. В химических соединениях они проявляют одинаковую валентность и их соединения с одним и тем же элементом проявляют сходные свойства. [c.94]

    Как пользоваться таблицами 22, 23, 24 и 25 Помеш,ен-ный в них учебный материал не предназначен для простого заучивания. Руководствуясь им, вы должны повторить и обобщить самое важное, самое существенное об элементах, расположенных в группах периодической системы, о их соединениях, свойствах и применении. Например, следует только взглянуть на схемы распределения электронов по орбиталям фтора F и хлора С1 (табл. 25) — и вы вспомните их общие и отличительные химические свойства. Из этих схем видно, что в атомах фтора и хлора в нормальном состоянии имеется по одному неспаренному электрону. Этим и объясняются общие свойства этих элементов фтор, хлор и другие галогены в свободном состоянии образуют двухатомные молекулы — Рз, I2, Вг2, Ь — и проявляют валентность I в соединениях же с металлами и водородом — [c.125]

    Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и иода. Какие степени окисленности проявляют галогены в своих соединениях  [c.221]

    Особенности химии фтора. Как и в других группах системы, химия типических элементов — фтора и хлора — имеет целый ряд особенностей. Наиболее ярко это проявляется у фтора. Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом, наибольшими потенциалом ионизации и ОЭО атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,— ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора. Атом фтора не располагает -орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. В результате в химии фтора представлены только две степени окисления Ои — 1. Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной сте- [c.350]

    Общие сведения. Элементы главной подгруппы V группы — азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут — в своих кислородных соединениях максимально пятивалентны, по отношению же к водороду они бывают исключи, тельно трехвалентными. Большинство этих элементов пятивалентны также и в отношении других электроотрицательных элементов, прежде всего фтора, хлора, брома и серы. Однако наряду с валентностью пять они всегда проявляют но отношению к ним и валентность три. [c.560]

    Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу ns np (л = 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется. [c.179]

    При этом валентная группа каждого атома включает более восьми электронов. В случае фтора расширение валентной группы невозможно, так как фтор в отличие от хлора и др. не имеет незанятых орбит с достаточно низкой энергией. Другой фактор может быть обусловлен тем, что в маленькой молекуле Fa отталкивание неподеленных электронных пар гораздо больше, чем в больших молекулах I2, Вга, 12- [c.141]

    В первом разделе данной главы описаны некоторые свойства водорода, углерода, азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, (висмута, кислорода, серы, селена, теллура, фтора, хлора, брома и иода. Последующие разделы посвящены их. соединениям между собой, в частности соединениям, в которых они проявляют нормальную валентность и связаны одинарными связями. Соединения неметаллических элементов с кислородом рассмотрены в следующей главе. [c.172]

    VII группа. Галогены. К ней относятся элементы главной подгруппы — фтор, хлор, бром, иод, а также нестабильный элемент астат. Все галогены реакционно способны, поскольку во внешней электронной оболочке у них находится семь валентных электронов, и для получения устойчивого одноотрицательного иона достаточно присоединить один электрон. Это обстоятельство характеризует галогены как типичные неметаллы со степенью окисленности —1. [c.38]

    Водородные соединения галогенов. Галогены, соединяясь с водородом, образуют вещества однотипного состава HF, НС1, НВг, HI. Состав этих веществ может быть выражен общей формулой НаШ, где под Hai подразумевается один из галогенов — фтор, хлор, бром, иод, астат. Соединения галогенов с водородом— газы, обладающие резким запахом, дымящие на воздухе. Они отличаются большой растворимостью в воде, при этом образуются кислоты с общей формулой НаШ, сходные по свойствам. По мере повышения зарядов ядер атомов галогенов растет количество промежуточных электронных слоев между ядром атома и его внешним электронным слоем. При этом уменьшается сила связи валентных электронов с ядром атома (уменьшается электроотрицательность с 4,1 у фтора к 2,2 у иода). [c.274]

    Известно, что атом водорода, теряя свой единственный электрон, превращается в протон Н , лишенный электронной оболочки. Поэтому он легко притягивается электронными слоями других атомов или ионов, внедряется в электронные оболочки электроотрицательных элементов (фтора, хлора, кислорода, азота). Можно сказать, что и протоны водорода электростатически притягивают атомы других молекул. Таким образом у атома водорода появляется как бы побочная, вторая валентность. [c.62]

    К седьмой группе периодической системы относятся, кроме галогенов — фтора, хлора, брома и и о д а, с которыми мы уже ознакомились, еще элементы марганец Мп и рений Ке. В отличие от галогенов, имеющих в наружной электронной оболочке по семь электронов и являющихся типичными металлоидами, марганец и рений имеют в наружной электронной оболочке только по два электрона и проявляют свойства металлов. С водородом они не образуют соединений. Максимальная положиг тельная их валентность такая же, как и у галогенов, она равна 7 (они могут отдавать электроны не только наружного слоя, но в незаконченного предпоследнего слоя). [c.293]

    Другими словами, следует ожидать проявления физиологической активности у любого фосфорорганического соединения в том случае, если имеется в качестве центрального атома пятивалентный фосфор, который двумя связями соединен с кислородом (или серой). Радикалы Ri и Кг (см. формулу) представляют собой нейтральные радикалы, например алкильные, алкоксильные или даже остатки первичных или вторичных аминов, например (СНз)2М—. Пятая валентность фосфора замещена ациль-ной группой или остатком галоидоводородной (фтор, хлор, бром или йод), синильной или любой другой кислоты. [c.44]

    Все элементы подгруппы азота обладают высшим валентным состоянием 54-, соответствующим соединениям их с более электроотрицательными элементами — кислородом, серой, фтором, хлором и бромом. Они образуют с ними также сравнительно устойчивые соединения, где имеют валентность 3+, отвечающую ионам с внешней s -оболочкой, В гидридах они трехвалентны. С возрастанием атомного номера прочность трехвалентных соединений с электроотрицательными элементами — кислородом, серой и галогенами — растет, а пятивалентных — уменьшается. Прочность трехвалентных соединений с электроположительным водородом при этом снижается. Азот и некоторые его аналоги проявляют также положительные валентности 1+, 2-Н и 4-Ь, которые, однако, для них менее характерны. Таким образом, высшая положительная валентность 5-Ь и высшая отрицательная валентность 3—, свойственные всем этим элементам, однозначно указывают на принадлежность их к V группе. [c.80]

    Иод стоит особняком среди других галогенов вследствие своей способности к образованию относительно устойчивых органических производных, в которых его валентная оболочка содержит не обычное число восемь, а десять электронов. Например, иодбензол реагирует с хлором в растворе хлороформа, образуя дихлорид иодбензола в этом соединении иод имеет валентность, равную трем, и содержит десять электронов на внешней электронной оболочке. Фтор-, хлор- и бромбензолы не реагируют с хлором подобным образом. [c.190]

    Спектральный состав зависит от различий в валентном состоянии активатора, вошедшего в решетку основы, его положения в этой решетке (замещение иона в узле, междуузельное положение), а также от природы атомов основы. В качестве прймера влияния структуры центра свечения на спектр излучения следует привести галофосфат кальция, активированный 8Ь и Мп. Спектр излучения этого люминофора состоит из двух полос, соответствующих излучению 8Ь И Мп, положение и интенсивность свечения которых зависит от концентрации активаторов и соотношения и С1″, входящих в состав галофосфата. Влияние галогенов, например С1 , на положение основной полосы Мп обусловлено тем, что ионы Са — — могут четырьмя различными способами окружать Ионы Мп +. В свою очередь, эти ионы Са » по-разному связаны с сурьмой, фтором, хлором или кислородом. [c.9]

    Достоверная интерпретация полученного материала невозможна без специальных расчетов. Известно, однако, что у монозамещенных фтор-, хлор- и бромбензола в рассматриваемой области проявляются колебания типа симметрии Ai, Bi и Вг, которые могут быть интерпретированы соответственно как валентное, деформационное плоскостное и деформационное неилоскостное колебашш связи С—Hal [2, 3]. В связи с этим иред- [c.55]

    Хлор также является в высшей степени активным химическим элементом. Однако по своей активности он стоит позади фтора. Так же как и фтор, хлор непосредственно реагирует с большинством элементов, но всегда менее энергично, чем фтор. Он не соединяется непосредственно с азотом и кислородом, а также с углеродом. Однако взаимодействие с этими элементами возможно обходным путем — через другие соединения. С кислородом он образует несколько окислов, правда все они в высшей степени нестойки. В углеводородах хлор замещает водород (частично или полностью). При этом один атом молекулы хлора GI2 соединяется с атомом водорода, а другой — с освободившейся валентностью атома углерода, например СН4 + GI2 = HG1 + Gh4 I. Хлор непосредственно присоединяется к ненасыщенным органическим соединениям, например [c.836]

    Фтор во всех соединениях проявляет валентность, равную единице. Остальные галогены проявляют переменную валентность, которая в кислородных соединениях доходит у хлора и иода до семи, а у брома до пяти. Фтор, хлор и бром не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Их соединения с кислородом и другими неметаллами образованы при помощи ковалентных связей. Следовательно, фтор, хлор и бром проявляют свойства только неметаллов. Элементы иод и астат при некоторых условиях могут терять электроны и превращаться в элементарные катионы И и или в сложные катионы, например катион иодила 10 . Иными словами, они проявляют и свойства металлов. Металлические свойства усиливаются от иода к астату. [c.386]

    ЦИРКОНИЯ ГАЛОГЕНИДЫ — соединения циркония с фтором, хлором, бромом и иодом, в к-рых Zr проявляет валентность 4, 3 и 2. Соединения 2- и 3-валентного Zr с галогенами — т. наз. субгалогениды, малоустойчивы. Галогениды ZrXj, за исключением красновато-желтого ZrJ4, бесцветны. Их основные физич. свойства представлены ниже. [c.437]

    В ряде случаев кремний проявляет свойства, позволяющие предположить, что в достройке валентного октета участвуют Зс -орбитали [6, 7]. При образовании связей с такими электроотрицательными элементами, как фтор, хлор, кислород и азот, валентный октет кремния достраивается, и его координационное число возрастает с 4 до 5 или 6. Существование соединений с такой структурой дает веские доказательства образования spd-гкбридизованных орбиталей. Известно, например, что как гек-сафторсиликатный ион [8] SiFT. так и катион П1 [9] имеют октаэдрическое строение. [c.35]

    Влияние замещения и сопряжения. Замепгение водорода атомом галогена обычно понижает частоту валентных колебаний двойной связи между углеродными атомами. Величина смещения — наибольшая при замещении йодом, наименьшая — при замеще1ши хлором при замещении фтором частота валентного колебания С=С повышается. Замещение водорода другими электроотрицательными группами, например —0R, —О—СО—R, смещает рассматриваемую частоту в сторону низких частот при одновременном увеличении интенсивности. [c.253]

    З-Ь, 5-Ь и 7-Ь. Однако бром является удивительным исключением и валентности 7-Ь не проявляет, хотя его соседи — хлор и иод — эту валентность имеют (ср. в табл. 10 и И сдвиг брома вправо от хлора к фтору). Хлор с кислородом образует и четырехвалентный окисел СЮа, в чем проявляется меньшая электроотрицательность его среди галогенов, отражаемая сдвигом влево к металлам в таблице относительно остальных галогенов. Таким образом, в Vila группе высшая положительная валентность брома (5-Ь) не соответствует номеру группы. [c.80]

★ Число валентных электронов хлора | Информация

Задания а 5 (егэ 201 3 г) Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Электроотрицательность. Степень
окисления и валентность химических
элементов.

2.4: Электронные устройства — Химия LibreTexts

Структура атома обсуждалась в предыдущем разделе, а теперь мы сосредоточимся на роли, которую электроны играют в образовании соединений. Независимо от типа соединения или количества задействованных атомов или электронов, именно электроны этих атомов взаимодействуют с образованием соединения.

Расположение электронов

Электроны не расположены в атоме случайным образом, и их положение в атоме можно описать с помощью электронных схем , которые представляют собой упрощенную версию электронных конфигураций.Для каждого интересующего элемента мы смотрим на количество электронов в отдельном атоме, а затем определяем, как эти электроны расположены на основе атомной модели. Основная идея расположения электронов заключается в том, что электроны могут существовать только на определенных уровнях энергии. Понимая энергетические уровни электронов в атоме, мы можем предсказать свойства и понять поведение атома.

Как показано на рисунке ниже, существует несколько уровней энергии, на которых могут находиться электроны. По мере увеличения уровня энергии разница в энергии между ними уменьшается.На уровне \ (n = 1 \) можно найти максимум два электрона; восемь электронов могут находиться на уровне \ (n = 2 \). Хотя уровни \ (n = 3 \) и \ (n = 4 \) показывают только восемь электронов на этой диаграмме, эти энергетические уровни могут удерживать больше, но не раньше, чем мы начнем рассматривать переходные металлы. Нас будет интересовать только электронное расположение элементов через кальций \ (\ left (Z = 20 \ right) \), поэтому мы поместим максимум восемь электронов на уровень \ (n = 3 \) и два на уровень \ (n = 4 \) уровень.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Уровни энергии электронов.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Каково электронное расположение кислорода?

Решение

У кислорода восемь электронов. Первые два электрона перейдут на уровень \ (n = 1 \). Два — это максимальное количество электронов для уровня, поэтому другим электронам придется перейти на более высокий энергетический уровень. Уровень \ (n = 2 \) может содержать до восьми электронов, поэтому оставшиеся шесть электронов перейдут на уровень \ (n = 2 \). Электронное расположение кислорода (2, 6).

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Каково электронное расположение хлора?

Решение

Хлор имеет 17 электронов. Первые два электрона перейдут на уровень \ (n = 1 \). Два — это максимальное количество электронов для уровня, поэтому другим электронам придется перейти на более высокие энергетические уровни. Уровень \ (n = 2 \) может содержать до восьми электронов, поэтому следующие 8 электронов перейдут на уровень \ (n = 2 \). Остальные 7 электронов могут перейти на уровень \ (n = 3 \), поскольку он содержит максимум 8 электронов.Электронное расположение хлора (2, 8, 7).

Расположение электронов также предоставляет информацию о количестве валентных электронов . Валентные электроны — это электроны на самом высоком энергетическом уровне, участвующие в образовании ионов и связей. Знание количества валентных электронов позволит нам предсказать, как конкретный элемент будет взаимодействовать с другими элементами. Электроны на более низких энергетических уровнях называются остовными электронами .

Давайте посмотрим на рисунок ниже, на котором показана электронная диаграмма магния и его 12 электронов.Первые два электрона находятся на уровне энергии \ (n = 1 \), следующие восемь электронов находятся на уровне \ (n = 2 \), а оставшиеся два электрона находятся на уровне \ (n = 3 \). ) уровень. Электроны всегда заполняют самые низкие доступные энергетические уровни, пока этот уровень не будет заполнен, затем электроны заполняют следующий энергетический уровень, пока он не заполнится. Это продолжается для всех электронов в атоме. Мы можем показать расположение электронов как (2, 8, 2), представляющее электроны на уровнях \ (n = 1 \), \ (n = 2 \) и \ (n = 3 \) соответственно.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Электронная диаграмма магния.

Расположение электронов также показывает количество валентных электронов, равное двум для магния, потому что два электрона находятся на уровне энергии \ (n = 3 \), который является самым высоким занятым уровнем энергии для магния. Это соответствует заряду \ (2+ \), который образуется, когда магний образует ион. Он готов потерять 2 электрона, чтобы иметь такое же расположение электронов, что и ближайший благородный газ, которым является неон (2, 8). Атомы будут приобретать или терять электроны, чтобы выглядеть как ближайший благородный газ, потому что благородные газы не реагируют из-за стабильности наличия восьми электронов на самом высоком уровне энергии.Это желание атомов иметь восемь электронов на своей внешней оболочке известно как правило октетов .

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Каково электронное расположение алюминия? Сколько в нем валентных электронов?

Решение

Алюминий имеет 13 электронов, поэтому он будет иметь расположение электронов (2, 8, 3), которое представляет два электрона на уровне энергии \ (n = 1 \), восемь электронов на уровне \ (n = 2 \) и три электроны на уровне \ (n = 3 \).Алюминий имеет три валентных электрона (обозначенных тремя электронами на уровне \ (n = 3 \)).

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Сколько валентных электронов у хлора? Сколько электронов получит или потеряет хлор, чтобы образовать ион?

Решение

В валентной оболочке хлора 7 электронов. Чтобы соответствовать правилу октетов, он должен либо получить один электрон, либо потерять семь электронов. Получить один легче, чем потерять семь, поэтому он получит один электрон, чтобы иметь в общей сложности восемь электронов, когда он образует ион (т.е. заряженная частица).

Определение валентности в химии

Валентность — это обычно количество электронов, необходимое для заполнения внешней оболочки атома. Поскольку существуют исключения, более общее определение валентности — это количество электронов, с которыми данный атом обычно связывается, или количество связей, образующихся у атома. (Подумайте о железе, которое может иметь валентность 2 или валентность 3.)

Формальное определение валентности ИЮПАК — это максимальное количество одновалентных атомов, которые могут объединяться с атомом.Обычно определение основывается на максимальном количестве атомов водорода или хлора. Обратите внимание, что IUPAC определяет только одно значение валентности (максимум), в то время как известно, что атомы способны отображать более одной валентности. Например, медь обычно имеет валентность 1 или 2.

Пример

Нейтральный атом углерода имеет 6 электронов с конфигурацией электронной оболочки 1s ² 2s ² 2p ² . Углерод имеет валентность 4, поскольку 4 электрона могут заполнять 2p-орбиталь.

Общие валентности

Атомы элементов в основной группе периодической таблицы могут иметь валентность от 1 до 7 (поскольку 8 — это полный октет).

• Группа 1 (I) — Обычно имеет валентность 1. Пример: Na в NaCl
• Группа 2 (II) — Типичная валентность 2. Пример: Mg в MgCl ₂
• Группа 13 (III) — Обычная валентность 3. Пример: Al в AlCl ₃
• Группа 14 (IV) — Обычная валентность равна 4. Пример: C в CO (двойная связь) или CH ₄ (одинарные связи)
• Группа 15 (V) — Обычные валентности 3 и 5.Примеры: N в NH ₃ и P в PCl ₅
• Группа 16 (VI) — Типичные валентности 2 и 6. Пример: O в H ₂ O
• Группа 17 (VII) — Обычные валентности 1 и 7. Примеры: Cl в HCl

Валентность в зависимости от состояния окисления

Есть две проблемы с «валентностью». Во-первых, определение неоднозначное. Во-вторых, это просто целое число без знака, указывающего на то, получит ли атом электрон или потеряет свой крайний (е) электрон (ы).Например, валентность и водорода, и хлора равна 1, но водород обычно теряет свой электрон, чтобы стать H ⁺ , а хлор обычно получает дополнительный электрон, чтобы стать Cl ^— .

Степень окисления — лучший индикатор электронного состояния атома, потому что она имеет как величину, так и знак. Кроме того, понятно, что атомы элемента могут иметь разные степени окисления в зависимости от условий. Знак положительный для электроположительных атомов и отрицательный для электроотрицательных атомов.Наиболее распространенная степень окисления водорода +8. Наиболее распространенная степень окисления хлора -1.

Краткая история

Слово «валентность» было описано в 1425 году от латинского слова valentia , что означает сила или способность. Концепция валентности была разработана во второй половине 19 века для объяснения химической связи и молекулярной структуры. Теория химических валентностей была предложена в статье Эдварда Франкленда 1852 года.

Частей Периодической таблицы

Разница в электроотрицательности двух связанных элементов
определяет, какой тип связи они сформируют.Когда атомы с разницей в электроотрицательности больше
чем две единицы соединяются вместе, то образуется связь
ионная связь , в которой более электроотрицательный элемент
имеет отрицательный заряд, а менее электроотрицательный элемент имеет
положительный заряд. (По аналогии, вы можете думать об этом как о
игра в перетягивание каната, в которой одна команда достаточно сильна, чтобы вытащить
веревку подальше от другой команды.) Например, натрий
имеет электроотрицательность 0.93 и хлор имеет
электроотрицательность 3,16, поэтому, когда натрий и хлор образуют ионный
связь, в которой хлор забирает электрон у натрия,
с образованием катиона натрия Na ⁺ и хлорид-аниона,
Класс ^— . Определенные ионы натрия и хлорида не являются
«связаны» вместе, но они очень сильно привлекают друг друга из-за
противоположные заряды и образуют прочную кристаллическую решетку.

Когда атомы с разностью электроотрицательностей менее двух
единицы соединяются вместе, образуемая связь представляет собой ковалентную связь
связь , в которой электроны разделяют оба атома. Когда два одного и того же атома
делить электроны ковалентной связью,
между ними нет разницы в электроотрицательности, и
электронов в ковалентной связи делятся поровну — то есть
есть симметричное распределение электронов
между связанными атомами.Эти связи неполярные.
ковалентные связи . (По аналогии, вы можете думать об этом как о
игра в перетягивание каната между двумя одинаково сильными командами, в которой
веревка не двигается.) Например, когда два хлора
атомы соединены ковалентной связью, электроны проводят так же
много времени близко к одному атому хлора, как они делают к другому, и
полученная молекула неполярна:

галоген | Элементы, примеры, свойства, использование и факты

Галоген , любой из шести неметаллических элементов, составляющих группу 17 (группа VIIa) периодической таблицы.Элементами галогена являются фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I), астат (At) и теннессин (Ts). Им было дано название галоген , от греческих корней hal — («соль») и — gen («производить»), потому что все они производят натриевые соли с аналогичными свойствами, из которых хлорид натрия — таблица соль или галит — наиболее известны.

таблица Менделеева

Современная версия периодической таблицы элементов.

Encyclopædia Britannica, Inc.

Популярные вопросы

Что такое галогенные элементы?

Каковы основные свойства галогенных элементов?

Галогенные элементы очень реактивны. Они производят соли с натрием, из которых наиболее известна поваренная соль (хлорид натрия, NaCl). Галогенные элементы имеют семь валентных электронов на внешней электронной оболочке. Следовательно, когда эти элементы могут получать электрон от другого атома, они образуют очень стабильные соединения, поскольку их внешняя оболочка заполнена.

Для чего используются галогенные элементы?

Почему эти элементы называются галогенами?

Когда эти элементы реагируют с натрием, они образуют соли. Самым известным из них является хлорид натрия или обычная поваренная соль (также называемая галитом). Слово галоген происходит от греческого корня hal- , означающего «соль», и -gen , означающего «производить».

Из-за своей высокой реакционной способности свободные галогеновые элементы не встречаются в природе.В комбинированной форме фтор — самый распространенный из галогенов в земной коре. Процентное содержание галогенов в магматических породах земной коры составляет 0,06 фтора, 0,031 хлора, 0,00016 брома и 0,00003 йода. Астатин и теннессин не встречаются в природе, потому что состоят только из короткоживущих радиоактивных изотопов.

Галогеновые элементы очень похожи друг на друга по своему общему химическому поведению и свойствам их соединений с другими элементами.Однако происходит постепенное изменение свойств от фтора через хлор, бром и йод до астата — разница между двумя последовательными элементами наиболее выражена для фтора и хлора. Фтор является наиболее реактивным из галогенов и, фактически, из всех элементов, и у него есть некоторые другие свойства, которые отличают его от других галогенов.

Хлор — самый известный из галогенных элементов. Свободный элемент широко используется в качестве агента для очистки воды и используется в ряде химических процессов.Поваренная соль, хлорид натрия, конечно же, одно из самых привычных химических соединений. Фториды известны главным образом тем, что их добавляют в водопроводную воду для предотвращения кариеса, но органические фториды также используются в качестве хладагентов и смазок. Йод наиболее известен как антисептик, а бром используется в основном для получения соединений брома, которые используются в антипиренах и в качестве общих пестицидов. В прошлом дибромид этилена широко использовался в качестве добавки к этилированному бензину.

Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.Подпишитесь сейчас

Вероятно, наиболее важное обобщение, которое можно сделать в отношении галогенных элементов, состоит в том, что все они являются окислителями; то есть они повышают степень окисления или степень окисления других элементов — свойство, которое раньше приравнивалось к комбинации с кислородом, но теперь интерпретируется с точки зрения переноса электронов от одного атома к другому. При окислении другого элемента восстанавливается сам галоген; то есть степень окисления 0 свободного элемента снижается до -1.Галогены могут объединяться с другими элементами с образованием соединений, известных как галогениды, а именно фторидов, хлоридов, бромидов, йодидов и астатидов. Многие из галогенидов можно рассматривать как соли соответствующих галогенидов водорода, которые представляют собой бесцветные газы при комнатной температуре и атмосферном давлении и (за исключением фтороводорода) образуют сильные кислоты в водном растворе. Действительно, общий термин соль происходит от каменной соли или поваренной соли (хлорид натрия). Склонность галогенных элементов образовывать солеоподобные (т.е.е., высокоионный) соединения увеличивается в следующем порядке: астат <йод <бром <хлор <фтор. Фториды обычно более стабильны, чем соответствующие хлориды, бромиды или йодиды. (Часто астат не упоминается в общих обсуждениях галогенов, потому что о нем известно меньше, чем о других элементах.)

ионная связь: хлорид натрия или поваренная соль

Ионная связь в хлориде натрия. Атом натрия (Na) отдает один из своих электронов атому хлора (Cl) в химической реакции, в результате чего положительный ион (Na ⁺ ) и отрицательный ион (Cl ^— ) образуют стабильное ионное соединение. (хлорид натрия; поваренная соль) на основе этой ионной связи.

Encyclopædia Britannica, Inc.

Окислительная сила галогенов увеличивается в том же порядке, то есть от астата к фтору. Поэтому из галогенных элементов сложнее всего получается элементарный фтор, а с наименьшими — йод. Как класс, галогеновые элементы являются неметаллами, но астат проявляет определенные свойства, напоминающие свойства металлов.

Химическое поведение галогенных элементов наиболее удобно обсуждать с точки зрения их положения в периодической таблице элементов.В периодической таблице галогены составляют группу 17 (в соответствии с системой нумерации, принятой Международным союзом теоретической и прикладной химии), группу, непосредственно предшествующую благородным газам. Атомы галогена несут семь валентных электронов на своей внешней электронной оболочке. Эти семь крайних электронов находятся на двух разных типах орбиталей, обозначенных s (с двумя электронами) и p (с пятью). Потенциально атом галогена мог бы удерживать еще один электрон (на орбитали p ), что дало бы полученному галогенидному иону такое же расположение (конфигурацию), что и благородный газ рядом с ним в периодической таблице.Эти электронные конфигурации исключительно стабильны. Эта выраженная тенденция галогенов приобретать дополнительный электрон делает их сильными окислителями.

атом хлора

Боровская модель атома хлора.

© Димитар Маринов / Dreamstime.com

При комнатной температуре и атмосферном давлении галогеновые элементы в своем свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул. В молекулярном фторе (F ₂ ) атомы удерживаются вместе связью, образованной объединением орбитали p от каждого атома, причем такая связь классифицируется как сигма-связь.Следует отметить, что энергия диссоциации фтора (энергия, необходимая для разрыва связи F ― F) более чем на 30 процентов меньше, чем у хлора, но аналогична энергии йода (I ₂ ). Слабость одинарной связи F ― F по сравнению с хлором может быть приписана небольшому размеру фтора, что приводит к уменьшению перекрытия связывающих орбиталей и увеличению отталкивания несвязывающих орбиталей. Однако в йоде орбитали p более диффузны, что означает, что связь становится слабее, чем в хлоре или броме.

Химическая связь

Ионное связывание

Мы узнали, что атомы имеют тенденцию реагировать таким образом, что создают полноценную валентную оболочку, но что это означает? Натрий (Na), например, имеет один электрон на валентной оболочке. Это нестабильное состояние, потому что для заполнения этой валентной оболочки необходимо восемь электронов. У натрия есть два варианта заполнения валентной оболочки:

.

1. Найдите способ добавить семь электронов к его валентной оболочке, или
2. Откажитесь от одного электрона, чтобы следующая более низкая энергетическая оболочка (уже заполненная) могла стать его новой валентной оболочкой.

Что, по вашему мнению, выполнить легче?

Верно, откажемся от одного электрона! Атомы, подобные натрию, с одним или двумя электронами в валентной оболочке, для которой требуется восемь электронов, скорее всего, откажутся от своих валентных электронов для достижения стабильного состояния. Все эти атомы нуждаются в другом атоме, который может притягивать их электроны!

Атому, такому как хлор (Cl), который содержит семь электронов в своей валентной оболочке, нужен еще один электрон, чтобы иметь полную валентную оболочку.Если мы будем использовать ту же логику, что и для натрия, мы должны сделать вывод, что хлор скорее получит на один электрон больше, чем потеряет все семь своих валентных электронов, чтобы достичь стабильности. В правильных условиях такие атомы, как хлор, украдут электрон у соседних атомов, таких как натрий. Эта способность оттягивать электроны от других атомов называется электроотрицательностью. Атомы с валентной оболочкой, которая на почти заполнена на , с большей вероятностью будут электроотрицательными, потому что у них больше причин притягивать электроны к себе.Электроотрицательные атомы не заряжены отрицательно, но они , скорее всего, , чтобы стали отрицательно заряженными .

Когда электрон перемещается от одного атома к другому, оба атома становятся ионами. Ион — это любой атом, который приобрел электроны, чтобы иметь отрицательный заряд (ион , ), или потерял электроны, чтобы иметь положительный заряд (ион кат , ). Простой способ запомнить, что катион имеет положительный заряд, — это подумать о букве t в слове «катион» как о знаке +.

Когда атом становится ионом, он приобретает электрический заряд. Ионы с противоположным зарядом притягиваются друг к другу, образуя химическую связь, ассоциацию, образованную притяжением между двумя атомами. Этот тип химической связи называется ионной связью, потому что связь образуется между двумя ионами противоположного заряда. Катион натрия (Na ⁺ ) и анион хлора (Cl ^— ) притягиваются друг к другу с образованием хлорида натрия или поваренной соли.

Хотя ионные связи очень прочные, их можно относительно легко разорвать, если появится другой притягивающий ион (или полярная молекула).Ионная связь образуется, когда два иона с противоположным зарядом объединяются за счет притяжения, а НЕ при переносе электрона.

Думайте об образовании ионной связи как о втором этапе двухэтапного процесса:

1. По два атома становятся ионами. Атомы могли стать ионами в предыдущих реакциях с другими атомами, или атомы могли реагировать друг с другом, передавая электрон (ы) от одного к другому.
2. Два иона с противоположным зарядом «видят» друг друга и притягиваются достаточно, чтобы образовалась связь.

Ионное связывание

Это видео наглядно демонстрирует, как атомы образуют ионные связи.

Создание ионной связи

В этом упражнении вы создадите катионы и анионы и посмотрите, как образуется ионная связь.

Ковалентное связывание

В области ионной связи мы рассматривали атомы с одним или двумя электронами в их валентной оболочке и атомы, которым нужен был только один или два электрона для заполнения своей валентной оболочки.Что происходит, когда атом, например углерод (C), имеет четыре валентных электрона? Углерод должен либо потерять четыре электрона, либо получить четыре электрона, чтобы иметь полную валентную оболочку. Обе эти ситуации могут привести к тому, что углерод будет иметь очень сильный заряд, что, вероятно, сделает его столь же нестабильным, как наличие неполной валентной оболочки! Для таких атомов, как углерод, есть еще один вариант: совместное использование.

Когда два атома нуждаются в дополнительных электронах для заполнения своих валентных оболочек, но ни один из них не является достаточно электроотрицательным, чтобы украсть электроны у другого, они могут образовать другой вид химической связи, называемый ковалентной связью.В ковалентных связях два атома движутся достаточно близко, чтобы разделить несколько электронов. Электроны от каждого атома перемещаются, чтобы провести время, перемещаясь вокруг обоих ядер атомов .

В наиболее распространенной форме ковалентной связи, одинарной ковалентной связи, используются два электрона, по одному от валентной оболочки каждого атома. Двойные ковалентные связи с четырьмя общими электронами и тройные ковалентные связи с шестью общими электронами также обычно встречаются в природе.

Как мы узнаем, когда и когда сформируются ковалентные связи? Атомы образуют столько ковалентных связей, сколько требуется для заполнения их валентной оболочки.Это означает, что углерод, наш предыдущий пример, должен будет образовать четыре ковалентные связи, чтобы заполнить свою внешнюю оболочку. В каждой из четырех связей углерод будет вносить один электрон, а другой атом будет вносить один электрон, обеспечивая углерод восемью электронами, эффективно вращающимися вокруг его ядра. Такие атомы, как кислород (O), образуют две ковалентные связи, потому что у них уже есть шесть валентных электронов, и им нужно только два дополнительных электрона, полученных путем совместного использования. Другими словами, кислород разделяет два из своих шести валентных электронов в ковалентных связях, сохраняя при этом четыре валентных электрона для себя (4 неподеленных электрона кислорода + 2 общих электрона кислорода + 2 общих электрона от других атомов = 8 полных электронов).

В моделях оболочек общие электроны показаны в перекрывающейся области валентных оболочек, чтобы представить тот факт, что они являются общими, но на самом деле электроны движутся вокруг обоих ядер и могут быть найдены где угодно вокруг любого ядра в данный момент.

Для простоты мы часто рисуем ковалентные связи в виде прямых линий между атомами, чтобы представить структурную формулу. Каждая линия представляет собой одинарную ковалентную связь (два общих электрона), поэтому двойные линии представляют двойную ковалентную связь (четыре общих электрона).

Ковалентные связи обычно встречаются в атомах, которые имеют по крайней мере два, а обычно меньше семи электронов в их внешней энергетической оболочке, но это НЕ жесткое правило. Например, водород — это уникальный атом, который требует более внимательного изучения. Поскольку ядро ​​водорода окружает только один электрон, его валентная оболочка является первой энергетической оболочкой, для заполнения которой нужны только два электрона. Водород имеет тенденцию образовывать ковалентные связи, потому что простая ковалентная связь заполняет его оболочку.Однако однопротонное ядро ​​очень слабо и с трудом удерживает общие электроны вокруг атома водорода очень долго.

Ковалентное связывание

Это видео наглядно демонстрирует, как атомы образуют ковалентные связи.

Другие виды склеивания

Когда между атомами с одинаковой электроотрицательностью образуется ковалентная связь, общие электроны имеют тенденцию проводить равное время вокруг каждого ядра. Что произойдет, если между такими атомами, как кислород, который является сильно электроотрицательным, и водородом, который не является, образуется связь? Атом кислорода имеет тенденцию тянуть общие электроны на свою сторону связи чаще, чем атом водорода, что приводит к полярности или частичному разделению зарядов между атомами.Электроны фактически не покидают менее электроотрицательный атом, но они проводят меньше времени на этой стороне. В результате получается два полюса: один слегка положительный, а другой — слегка отрицательный. Это называется полярной связью, а ковалентные связи, в которых электроны разделены поровну, называются неполярными.

Полярные ковалентные связи являются источником дополнительных типа ассоциации, называемой водородной связью. В водородной связи частично положительный конец полярной ковалентной молекулы притягивается к частично отрицательному концу другой полярной ковалентной молекулы.Например, вода состоит из двух атомов водорода, ковалентно связанных с одним атомом кислорода. В контейнере, полном молекул воды, атомы водорода каждой молекулы воды притягиваются к атомам кислорода других молекул воды, образуя водородные связи между всеми молекулами в контейнере с водой. Водородные связи слабы по сравнению с ковалентными связями, но они достаточно сильны, чтобы влиять на поведение участвующих атомов. Это приводит к появлению многих важных химических свойств воды и других молекул.

Chem4Kids.com: Хлор: орбитальная и связующая информация

Посмотрите на доску. В этом поле слева есть вся необходимая информация об одном элементе. Он сообщает вам массу одного атома, сколько частей находится внутри и где он должен быть помещен в периодической таблице.

В следующем разделе мы рассмотрим электронные орбитали или электронные оболочки. Для некоторых из вас это может быть новой темой.

Взгляните на картинку ниже.Каждый из этих цветных шаров — электрон. В атоме электроны вращаются вокруг центра, также называемого ядром. Электроны любят находиться в отдельных оболочках / орбиталях. Оболочка номер один может содержать только 2 электрона, вторая оболочка может содержать 8, а для первых восемнадцати элементов третья оболочка может содержать максимум восемь электронов. Когда вы узнаете об элементах с более чем восемнадцатью электронами, вы обнаружите, что оболочка номер три может вместить более восьми. Как только одна оболочка заполнится, следующий добавленный электрон должен перейти к следующей оболочке.

Итак … что касается элемента ХЛОРА, вы уже знаете, что атомный номер сообщает вам количество электронов. Это означает, что в атоме хлора 17 электронов. Глядя на картинку, вы можете увидеть, что есть два электрона в первой оболочке, восемь — в второй и семь — в третьей.

Chem4Kids Разделы

Сеть сайтов по науке и математике Рейдера

валентность_ (химия)