Elektronisk struktur av et atom, valens, oksidasjonstilstand. Valens og oksidasjonstilstand

Elektronegativitet (EO) er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner når de binder seg til andre atomer .

Elektronegativitet avhenger av avstanden mellom kjernen og valenselektronene, og hvor nær valensskallet skal fullføres. Jo mindre radius til et atom og jo flere valenselektroner, jo høyere er EO.

Fluor er det mest elektronegative grunnstoffet. For det første har den 7 elektroner i valensskallet (bare 1 elektron mangler fra oktetten) og for det andre er dette valensskallet (...2s 2 2p 5) plassert nær kjernen.

Atomene til alkali- og jordalkalimetaller er de minst elektronegative. De har store radier og deres ytre elektronskall er langt fra komplette. Det er mye lettere for dem å gi fra seg valenselektronene sine til et annet atom (da blir det ytre skallet komplett) enn å "vinne" elektroner.

Elektronegativitet kan uttrykkes kvantitativt og elementene kan rangeres i økende rekkefølge. Elektronegativitetsskalaen foreslått av den amerikanske kjemikeren L. Pauling brukes oftest.

Forskjellen i elektronegativitet til elementer i en forbindelse ( ΔX) lar deg bedømme typen kjemisk binding. Hvis verdien ΔX= 0 – tilkobling kovalent ikke-polar.

Når elektronegativitetsforskjellen er opp til 2,0, kalles bindingen kovalent polar, For eksempel: H-F tilkobling i et hydrogenfluoridmolekyl HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Bindinger med en elektronegativitetsforskjell større enn 2,0 vurderes ionisk. For eksempel: Na-Cl-binding i NaCl-forbindelse: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Oksidasjonstilstand

Oksidasjonstilstand (CO) - Dette konvensjonell ladning atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at molekylet består av ioner og generelt er elektrisk nøytralt.

Når en ionisk binding dannes, går et elektron fra et mindre elektronegativt atom til et mer elektronegativt, atomene mister sin elektriske nøytralitet og blir til ioner. heltallsladninger oppstår. Når en kovalent polar binding dannes, overføres ikke elektronet helt, men delvis, så det oppstår partielle ladninger (HCl i figuren under). La oss forestille oss at elektronet er fullstendig overført fra hydrogenatomet til klor, og en hel positiv ladning på +1 har dukket opp på hydrogen, og -1 på klor. Slike konvensjonelle ladninger kalles oksidasjonstilstanden.

Denne figuren viser oksidasjonstilstandene som er karakteristiske for de første 20 grunnstoffene.
Merk. Den høyeste CO er vanligvis lik gruppenummeret i det periodiske systemet. Metaller i hovedundergruppene har en karakteristisk CO, mens ikke-metaller som regel har en spredning av CO. Derfor dannes ikke-metaller et stort nummer av forbindelser og har mer "diverse" egenskaper sammenlignet med metaller.

Eksempler på å bestemme oksidasjonstilstanden

La oss bestemme oksidasjonstilstandene til klor i forbindelsene:

Reglene som vi har vurdert tillater oss ikke alltid å beregne CO til alle grunnstoffer, slik som i et gitt aminopropanmolekyl.

Her er det praktisk å bruke følgende teknikk:

1) Vi skildrer strukturformel molekyler, en strek er en binding, et elektronpar.

2) Vi gjør bindestreken til en pil rettet mot det mer EO-atomet. Denne pilen symboliserer overgangen fra et elektron til et atom. Hvis to like atomer er koblet sammen, lar vi linjen være som den er - det er ingen overføring av elektroner.

3) Vi teller hvor mange elektroner som "kom" og "forlot".

La oss for eksempel beregne ladningen til det første karbonatomet. Tre piler er rettet mot atomet, som betyr at 3 elektroner har ankommet, ladning -3.

Andre karbonatom: hydrogen ga det et elektron, og nitrogen tok ett elektron. Ladningen er ikke endret, den er null. Etc.

Valence

Valence(fra latin valēns "har styrke") - atomers evne til å danne et visst antall kjemiske bindinger med atomer av andre elementer.

I utgangspunktet betyr valens atomenes evne til å danne et visst antall kovalente bindinger. Hvis et atom har n uparrede elektroner og m ensomme elektronpar, så kan dette atomet dannes n+m kovalente bindinger med andre atomer, dvs. dens valens vil være lik n+m. Når man estimerer den maksimale valensen, bør man gå videre fra den elektroniske konfigurasjonen av den "spente" tilstanden. For eksempel er den maksimale valensen til et beryllium-, bor- og nitrogenatom 4 (for eksempel i Be(OH) 4 2-, BF 4 - og NH 4 +), fosfor - 5 (PCl 5), svovel - 6 ( H 2 SO 4), klor - 7 (Cl 2 O 7).

I noen tilfeller kan valensen numerisk falle sammen med oksidasjonstilstanden, men de er på ingen måte identiske med hverandre. For eksempel, i N2- og CO-molekyler realiseres en trippelbinding (det vil si at valensen til hvert atom er 3), men oksidasjonstilstanden til nitrogen er 0, karbon +2, oksygen -2.

I salpetersyre er oksidasjonstilstanden til nitrogen +5, mens nitrogen ikke kan ha en valens høyere enn 4, fordi den kun har 4 orbitaler på ytre nivå (og bindingen kan betraktes som overlappende orbitaler). Og generelt kan ikke ethvert element i den andre perioden av samme grunn ha en valens som er større enn 4.

Noen flere "vanskelige" spørsmål der det ofte gjøres feil.

Atomer av forskjellige kjemiske elementer kan feste annet nummer andre atomer, dvs. har forskjellige valenser.

Valens karakteriserer atomers evne til å kombinere med andre atomer. Nå, etter å ha studert strukturen til atomet og typene kjemiske bindinger, kan vi vurdere dette konseptet mer detaljert.

Valens er antallet kjemiske enkeltbindinger som et atom danner med andre atomer i et molekyl. Antall kjemiske bindinger refererer til antall delte elektronpar. Siden delte elektronpar kun dannes i tilfelle av en kovalent binding, kan valensen til atomer bare bestemmes i kovalente forbindelser.

I strukturformelen til et molekyl er kjemiske bindinger representert med bindestreker. Antall linjer som strekker seg fra symbolet til et gitt element er dets valens. Valens har alltid en positiv heltallsverdi fra I til VIII.

Som du husker, er den høyeste valensen til et kjemisk grunnstoff i et oksid vanligvis lik tallet på gruppen det finnes i. For å bestemme valensen til et ikke-metall i en hydrogenforbindelse, må du trekke gruppenummeret fra 8.

I de enkleste tilfellene er valens lik antall uparrede elektroner i atomet, så for eksempel oksygen (inneholder to uparede elektroner) har valens II, og hydrogen (inneholder ett uparet elektron) har valens I.

Ioniske og metalliske krystaller har ikke felles elektronpar, så for disse stoffene gir ikke begrepet valens som antall kjemiske bindinger mening. For alle klasser av forbindelser, uavhengig av type kjemiske bindinger, er et mer universelt konsept aktuelt, som kalles oksidasjonstilstanden.

Oksidasjonstilstand

Dette er den konvensjonelle ladningen på et atom i et molekyl eller en krystall. Det beregnes ved å anta at alle kovalente polare bindinger er ioniske.

I motsetning til valens, kan oksidasjonstallet være positivt, negativt eller null. I de enkleste ioniske forbindelsene faller oksidasjonstilstandene sammen med ladningene til ionene.

For eksempel, i kaliumklorid KCl (K + Cl - ) har kalium en oksidasjonstilstand på +1, og klor -1; i kalsiumoksid CaO (Ca +2 O -2) har kalsium en oksidasjonstilstand på +2, og oksygen -2. Denne regelen gjelder for alle grunnleggende oksider: i dem er oksidasjonstilstanden til metallet lik ladningen til metallionet (natrium +1, barium +2, aluminium +3), og oksidasjonstilstanden til oksygen er -2. Oksydasjonstilstanden er indikert med et arabisk tall, som er plassert over symbolet på elementet, lik valens:

Cu+2Cl2-1; Fe +2S -2

Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff tas lik null:

Na 0, O 2 0, S 8 0, Cu 0

La oss vurdere hvordan oksidasjonstilstander i kovalente forbindelser bestemmes.

Hydrogenklorid HCl er et stoff med en polar kovalent binding. Det vanlige elektronparet i HCl-molekylet flyttes til kloratomet, som har høyere elektronegativitet. Vi transformerer mentalt H-Cl-bindingen til en ionisk (dette skjer faktisk i en vandig løsning), og forskyver elektronparet fullstendig til kloratomet. Den vil få en ladning på -1, og hydrogen +1. Derfor har klor i dette stoffet en oksidasjonstilstand på -1, og hydrogen +1:

Reelle ladninger og oksidasjonstilstander for atomer i et hydrogenkloridmolekyl

Oksidasjonstall og valens er beslektede begreper. I mange kovalente forbindelser er den absolutte verdien av oksidasjonstilstanden til elementene lik deres valens. Det er imidlertid flere tilfeller hvor valensen er forskjellig fra oksidasjonstilstanden. Dette er for eksempel typisk for enkle stoffer, der oksidasjonstilstanden til atomer er null, og valensen er lik antall vanlige elektronpar:

O=O.

Valensen til oksygen er II, og oksidasjonstilstanden er 0.

I et hydrogenperoksidmolekyl

H-O-O-H

oksygen er toverdig og hydrogen er monovalent. Samtidig er oksidasjonstilstandene til begge grunnstoffene lik 1 i absolutt verdi:

H2+102-1

Det samme elementet i forskjellige forbindelser kan ha både positive og negative oksidasjonstilstander, avhengig av elektronegativiteten til atomene knyttet til det. Tenk for eksempel på to karbonforbindelser - metan CH 4 og karbonfluorid (IV) CF 4.

Karbon er mer elektronegativt enn hydrogen, så i metan blir elektrontettheten til C–H-bindingene forskjøvet fra hydrogen til karbon, og hvert av de fire hydrogenatomene har en oksidasjonstilstand på +1, og karbonatomet er -4. I motsetning til dette, i CF4-molekylet, blir elektronene til alle bindinger forskjøvet fra karbonatomet til fluoratomene, hvis oksidasjonstilstand er -1, derfor er karbon i +4-oksidasjonstilstanden. Husk at oksidasjonstallet til det mest elektronegative atomet i en forbindelse alltid er negativt.

Modeller av metan CH 4 og karbon(IV) fluorid CF 4 molekyler. Polariteten til bindinger er indikert med piler

Ethvert molekyl er elektrisk nøytralt, så summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer er null. Ved å bruke denne regelen, fra den kjente oksidasjonstilstanden til ett element i en forbindelse, kan du bestemme oksidasjonstilstanden til et annet uten å ty til resonnement om forskyvning av elektroner.

Som et eksempel, la oss ta klor(I)oksid Cl 2 O. Vi går ut fra den elektriske nøytraliteten til partikkelen. Oksygenatomet i oksider har en oksidasjonstilstand på –2, noe som betyr at begge kloratomene har en total ladning på +2. Det følger at hver av dem har en +1 ladning, dvs. klor har en oksidasjonstilstand på +1:

Cl2+10-2

For å plassere tegnene på oksidasjonstilstanden til forskjellige atomer riktig, er det nok å sammenligne deres elektronegativitet. Et atom med høyere elektronegativitet vil ha en negativ oksidasjonstilstand, og et atom med lavere elektronegativitet vil ha en positiv oksidasjonstilstand. I henhold til etablerte regler er symbolet på det mest elektronegative elementet skrevet på siste plass i den sammensatte formelen:

I +1 Cl-1, O +2 F2-1, P +5 Cl 5-1

Reelle ladninger og oksidasjonstilstander for atomer i et vannmolekyl

Når du bestemmer oksidasjonstilstandene til elementer i forbindelser, overholdes følgende regler.

Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff er null.

Fluor er det mest elektronegative kjemiske elementet, derfor er oksidasjonstilstanden til fluor i alle stoffer unntatt F2 -1.

Oksygen er det mest elektronegative elementet etter fluor, derfor er oksidasjonstilstanden til oksygen i alle forbindelser unntatt fluorider negativ: i de fleste tilfeller er det -2, og i hydrogenperoksyd H 2 O 2 -1.

Oksydasjonstilstanden til hydrogen er +1 i forbindelser med ikke-metaller, -1 i forbindelser med metaller (hydrider); null i det enkle stoffet H 2.

Oksydasjonstilstandene til metaller i forbindelser er alltid positive. Oksydasjonstilstanden til metaller i hovedundergruppene er vanligvis lik gruppetallet. Metaller fra sekundære undergrupper har ofte flere oksidasjonstilstander.

Den maksimale mulige positive oksidasjonstilstanden til et kjemisk grunnstoff er lik gruppetallet (unntak – Cu +2).

Minste oksidasjonstilstand for metaller er null, og den for ikke-metaller er gruppenummer minus åtte.

Summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl er null.

Navigasjon

• Løse kombinerte problemer basert på kvantitative egenskaper ved et stoff
• Problemløsning. Loven om konstans i sammensetningen av stoffer. Beregninger som bruker begrepene "molar masse" og "kjemisk mengde" av et stoff
• Løse regneoppgaver basert på kvantitative egenskaper ved materie og støkiometriske lover
• Løse beregningsproblemer basert på lovene for materiens gasstilstand
• Elektronisk konfigurasjon av atomer. Strukturen til elektronskallene til atomene i de tre første periodene

Elektronegativitet, som andre egenskaper til atomer av kjemiske elementer, endres med økende serienummer element med jevne mellomrom:

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

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

Elektronegativitet gjenspeiler elementers ikke-metallisitet: jo høyere elektronegativitetsverdi, jo flere ikke-metalliske egenskaper har elementet.

Oksidasjonstilstand

Hvordan beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse?

1) Graden av oksidasjon av kjemiske elementer i enkle stoffer alltid lik null.

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

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

Element	Oksidasjonstilstand i nesten alle forbindelser	Unntak
hydrogen H	+1	Hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, for eksempel:
oksygen O	-2	Hydrogen og metallperoksider: Oksygenfluorid -

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

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

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

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

laveste oksidasjonstilstand for ikke-metall = gruppenummer − 8

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

Finne oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i ulike forbindelser

Eksempel 1

Bestem oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i svovelsyre.

Løsning:

La oss skrive formelen for svovelsyre:

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

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

La oss betegne oksidasjonstilstanden til svovel som x:

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

De. vi fikk følgende ligning:

La oss løse det:

Dermed er oksidasjonstilstanden til svovel i svovelsyre +6.

Eksempel 2

Bestem oksidasjonstilstanden til alle grunnstoffene i ammoniumdikromat.

Løsning:

La oss skrive formelen for ammoniumdikromat:

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

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

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

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

De. vi får to uavhengige ligninger:

Å løse hvilken, finner vi x Og y:

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

Hvordan bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i organisk materiale du kan lese den.

Valence

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

Valensevnen til et atom avhenger av mengden:

1) uparrede elektroner

2) ensomme elektronpar i orbitalene til valensnivåer

3) tomme elektronorbitaler av valensnivået

Valensmuligheter for hydrogenatomet

La oss skildre den elektrongrafiske formelen til hydrogenatomet:

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

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

Valensmuligheter for karbonatomet

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

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

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

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

Valensmuligheter for nitrogenatomet

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

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

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

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

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

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

Valensmuligheter for fosfor

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

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

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

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

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

Valensmuligheter for oksygenatomet

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

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

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

Valensmuligheter for svovelatomet

Eksternt energinivå til et svovelatom i en ueksitert tilstand:

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

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

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

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

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

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

Videoopplæring 2: Oksidasjonstilstand for kjemiske elementer

Videoopplæring 3: Valence. Bestemmelse av valens

Foredrag: Elektronegativitet. Oksidasjonstilstand og valens av kjemiske elementer

Elektronegativitet

Elektronegativitet er atomers evne til å tiltrekke seg elektroner fra andre atomer for å bli med dem.

Det er lett å bedømme elektronegativiteten til et bestemt kjemisk element ved hjelp av tabellen. Husk, i en av leksjonene våre ble det sagt at den øker når man beveger seg fra venstre til høyre gjennom perioder i det periodiske systemet og når man beveger seg fra bunn til topp gjennom grupper.

For eksempel ble oppgaven gitt å bestemme hvilket grunnstoff fra den foreslåtte serien som er mest elektronegativt: C (karbon), N (nitrogen), O (oksygen), S (svovel)? Vi ser på tabellen og finner at dette er O, fordi han er til høyre og høyere enn de andre.

Hvilke faktorer påvirker elektronegativitet? Dette:

• Radiusen til et atom, jo ​​mindre det er, jo høyere er elektronegativiteten.
• Valensskallet er fylt med elektroner; jo flere elektroner det er, jo høyere er elektronegativiteten.

Av alle de kjemiske grunnstoffene er fluor det mest elektronegative fordi det har en liten atomradius og 7 elektroner i valensskallet.

Elementer med lav elektronegativitet inkluderer alkali- og jordalkalimetaller. De har store radier og svært få elektroner i det ytre skallet.

Elektronegativitetsverdiene til et atom kan ikke være konstante, fordi det avhenger av mange faktorer, inkludert de som er oppført ovenfor, samt graden av oksidasjon, som kan være forskjellig for samme grunnstoff. Derfor er det vanlig å snakke om relativiteten til elektronegativitetsverdier. Du kan bruke følgende skalaer:

Du trenger elektronegativitetsverdier når du skriver formler for binære forbindelser som består av to elementer. For eksempel, formelen for kobberoksid Cu 2 O - det første elementet skal skrives ned den hvis elektronegativitet er lavere.

I øyeblikket for dannelse av en kjemisk binding, hvis elektronegativitetsforskjellen mellom elementene er større enn 2,0, dannes en kovalent polar binding; hvis mindre, dannes en ionisk binding.

Oksidasjonstilstand

Oksidasjonstilstand (CO)- dette er den betingede eller reelle ladningen til et atom i en forbindelse: betinget - hvis bindingen er polar kovalent, reell - hvis bindingen er ionisk.

Et atom får en positiv ladning når det gir fra seg elektroner, og en negativ ladning når det tar imot elektroner.

Oksidasjonstilstander er skrevet over symbolene med et tegn «+»/«-» . Det er også mellomliggende CO-er. Maksimal CO for et grunnstoff er positiv og lik gruppenummer, og minimum negativ for metaller er null, for ikke-metaller = (Gruppe nr. – 8). Elementer med maksimal CO aksepterer bare elektroner, og elementer med minimum CO gir bare fra seg elektroner. Grunnstoffer som har mellomliggende CO kan både gi og motta elektroner.

La oss se på noen regler som bør følges for å bestemme CO:

CO for alle enkle stoffer er null.

Summen av alle CO-atomer i et molekyl er også lik null, siden ethvert molekyl er elektrisk nøytralt.

I forbindelser med en kovalent upolar binding er CO lik null (O 2 0), og med en ionebinding er det lik ladningene til ionene (Na + Cl - natrium CO +1, klor -1). CO-elementer av forbindelser med en kovalent polar binding anses som med en ionisk binding (H:Cl = H + Cl -, som betyr H +1 Cl -1).

Grunnstoffer i en forbindelse som har størst elektronegativitet har negative oksidasjonstilstander, mens de med minst elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander. Basert på dette kan vi konkludere med at metaller bare har en "+" oksidasjonstilstand.

Konstante oksidasjonstilstander:

Alkalimetaller +1.

Alle metaller i den andre gruppen +2. Unntak: Hg +1, +2.

Aluminium +3.

• Hydrogen +1. Unntak: hydrider av aktive metaller NaH, CaH 2, etc., hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er –1.

  Oksygen -2. Unntak: F 2 -1 O +2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er –1.

Når er det dannet ionisk binding, skjer en viss overgang av et elektron, fra et mindre elektronegativt atom til et atom med større elektronegativitet. I denne prosessen mister atomer alltid elektrisk nøytralitet og blir deretter til ioner. Heltallsladninger dannes også. Når en polar kovalent binding dannes, overføres elektronet bare delvis, slik at partielle ladninger oppstår.

Valence

Valenceer atomenes evne til å danne n - antall kjemiske bindinger med atomer til andre grunnstoffer.

Valens er også evnen til et atom til å holde andre atomer nær seg selv. Som du vet fra skolens kjemikurs, er forskjellige atomer bundet til hverandre av elektroner fra det ytre energinivået. Et uparet elektron søker et par fra et annet atom. Disse elektronene på ytre nivå kalles valenselektroner. Dette betyr at valens også kan defineres som antall elektronpar som forbinder atomer med hverandre. Se på strukturformelen til vann: H – O – H. Hver strek er et elektronpar, som betyr at den viser valensen, dvs. oksygen her har to linjer, som betyr at det er toverdig, hydrogenmolekyler kommer fra en linje hver, som betyr at hydrogen er enverdig. Når du skriver, er valens indikert med romertall: O (II), H (I). Kan også angis over elementet.

Valens kan være konstant eller variabel. For eksempel, i metallalkalier er det konstant og lik I. Men klor i forskjellige forbindelser viser valens I, III, V, VII.

Hvordan bestemme valensen til et element?

La oss se på det periodiske systemet igjen. Metaller i hovedundergruppene har en konstant valens, så metaller i den første gruppen har valens I, den andre - II. Og metaller fra sideundergrupper har variabel valens. Den er også variabel for ikke-metaller. Den høyeste valensen til et atom er lik gruppenummer, den laveste er lik = gruppenummer - 8. En kjent formulering. Betyr ikke dette at valensen faller sammen med oksidasjonstilstanden? Husk at valens kan falle sammen med oksidasjonstilstanden, men disse indikatorene er ikke identiske med hverandre. Valens kan ikke ha et =/--tegn, og kan heller ikke være null.

Den andre metoden er å bestemme valens ved hjelp av en kjemisk formel, hvis den konstante valensen til ett av elementene er kjent. Ta for eksempel formelen for kobberoksid: CuO. Oksygenvalens II. Vi ser at for ett oksygenatom i denne formelen er det ett kobberatom, som betyr at kobberets valens er lik II. La oss nå ta en mer komplisert formel: Fe 2 O 3. Valensen til oksygenatomet er II. Det er tre slike atomer her, multipliser 2*3 =6. Vi fant at det er 6 valenser per to jernatomer. La oss finne ut valensen til ett jernatom: 6:2=3. Dette betyr at valensen til jern er III.

I tillegg, når det er nødvendig å estimere "maksimal valens", bør man alltid starte fra den elektroniske konfigurasjonen som er tilstede i "eksitert" tilstand.

Kapittel 3. KJEMISK BINDING

Evnen til et atom i et kjemisk element til å feste eller erstatte et visst antall atomer i et annet element for å danne en kjemisk binding kalles elementets valens.

Valens er uttrykt som et positivt heltall fra I til VIII. Valens lik 0 eller større VIII nr. Konstant valens vises av hydrogen (I), oksygen (II), alkalimetaller - elementer fra den første gruppen av hovedundergruppen (I), jordalkalielementer - elementer fra den andre gruppen av hovedundergruppen (II). Atomer av andre kjemiske elementer viser variabel valens. Dermed viser overgangsmetaller - elementer fra alle sekundære undergrupper - fra I til III. For eksempel kan jern i forbindelser være to- eller treverdige, kobber - mono- og toverdige. Atomene til andre grunnstoffer kan vise en valens i forbindelser lik gruppenummeret og mellomvalenser. For eksempel er den høyeste valensen av svovel IV, den laveste er II, og de mellomliggende er I, III og IV.

Valens er lik antall kjemiske bindinger som et atom i et kjemisk grunnstoff er forbundet med atomer til andre grunnstoffer i kjemisk forbindelse. En kjemisk binding er indikert med en strek (–). Formler som viser rekkefølgen på forbindelsen til atomer i et molekyl og valensen til hvert element kalles grafiske.

Oksidasjonstilstand er den betingede ladningen til et atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at alle bindinger er ioniske av natur. Dette betyr at et mer elektronegativt atom, ved å forskyve ett elektronpar helt mot seg selv, får en ladning på 1–. Ikke-polar kovalent binding mellom identiske atomer bidrar ikke til oksidasjonstilstanden.

For å beregne oksidasjonstilstanden til et element i en forbindelse, bør man gå ut fra følgende bestemmelser:

1) oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i enkle stoffer antas å være null (Na 0; O 2 0);

2) den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene som utgjør molekylet er lik null, og i et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet;

3) atomer har en konstant oksidasjonstilstand: alkalimetaller(+1), jordalkalimetaller, sink, kadmium (+2);

4) oksidasjonstilstanden til hydrogen i forbindelser er +1, bortsett fra metallhydrider (NaH, etc.), hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er –1;

5) oksidasjonstilstanden til oksygen i forbindelser er –2, bortsett fra peroksider (–1) og oksygenfluorid OF2 (+2).

Den maksimale positive oksidasjonstilstanden til et grunnstoff faller vanligvis sammen med dets gruppenummer i periodiske tabell. Den maksimale negative oksidasjonstilstanden til et grunnstoff er lik den maksimale positive oksidasjonstilstanden minus åtte.

Unntakene er fluor, oksygen, jern: deres høyeste oksidasjonstilstand uttrykkes med et tall hvis verdi er lavere enn tallet på gruppen de tilhører. Elementer i kobberundergruppen har tvert imot en høyeste oksidasjonstilstand større enn én, selv om de tilhører gruppe I.

Atomer av kjemiske grunnstoffer (unntatt edelgasser) kan samhandle med hverandre eller med atomer av andre grunnstoffer som danner b.m. komplekse partikler - molekyler, molekylære ioner og frie radikaler. Den kjemiske bindingen skyldes elektrostatiske krefter mellom atomer , de. interaksjonskrefter mellom elektroner og atomkjerner. Hovedrollen i dannelsen av kjemiske bindinger mellom atomer spilles av valenselektroner, dvs. elektroner plassert i det ytre skallet.