Elektronska zgradba atoma, valenca, oksidacijsko stanje. Valenca in oksidacijsko stanje

Elektronegativnost (EO) je sposobnost atomov, da pritegnejo elektrone, ko se vežejo z drugimi atomi .

Elektronegativnost je odvisna od razdalje med jedrom in valenčnimi elektroni ter od tega, kako blizu je valenčna lupina do konca. Manjši kot je polmer atoma in več kot je valenčnih elektronov, višji je njegov EO.

Fluor je najbolj elektronegativen element. Prvič, ima 7 elektronov v svoji valenčni lupini (samo 1 elektron manjka v oktetu) in drugič, ta valenčna lupina (...2s 2 2p 5) se nahaja blizu jedra.

Najmanj elektronegativni so atomi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin. Imajo velike radije in njihove zunanje elektronske lupine še zdaleč niso popolne. Veliko lažje jim je predati svoje valenčne elektrone drugemu atomu (takrat bo zunanja lupina postala popolna), kot pa "pridobiti" elektrone.

Elektronegativnost je mogoče izraziti kvantitativno in elemente lahko razvrstimo v naraščajočem vrstnem redu. Najpogosteje se uporablja lestvica elektronegativnosti, ki jo je predlagal ameriški kemik L. Pauling.

Razlika v elektronegativnosti elementov v spojini ( ΔX) nam bo omogočil presojo vrste kemična vez. Če vrednost ΔX= 0 – povezava kovalentna nepolarna.

Ko je razlika elektronegativnosti do 2,0, se imenuje vez kovalentno polarni, Na primer: H-F povezava v molekuli vodikovega fluorida HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Upoštevane so vezi z razliko elektronegativnosti, večjo od 2,0 ionski. Na primer: vez Na-Cl v spojini NaCl: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje (CO) - To konvencionalni naboj atom v molekuli, izračunan ob predpostavki, da je molekula sestavljena iz ionov in je na splošno električno nevtralna.

Ko nastane ionska vez, elektron preide iz manj elektronegativnega atoma v bolj elektronegativnega, atomi izgubijo svojo električno nevtralnost in se spremenijo v ione. nastanejo celi naboji. Ko nastane kovalentna polarna vez, se elektron ne prenese v celoti, ampak delno, zato nastanejo delni naboji (HCl na spodnji sliki). Predstavljajmo si, da je elektron popolnoma prešel iz vodikovega atoma na klor in se je na vodiku pojavil celoten pozitivni naboj +1, na kloru pa -1. Takšni običajni naboji se imenujejo oksidacijsko stanje.

Ta slika prikazuje oksidacijska stanja, značilna za prvih 20 elementov.
Prosimo, upoštevajte. Najvišji CO je običajno enak številki skupine v periodnem sistemu. Kovine glavnih podskupin imajo eno značilno CO, medtem ko imajo nekovine praviloma razpršenost CO. Zato nastanejo nekovine veliko število spojine in imajo bolj »raznovrstne« lastnosti v primerjavi s kovinami.

Primeri določanja oksidacijskega stanja

Določimo oksidacijska stanja klora v spojinah:

Pravila, ki smo jih upoštevali, nam ne omogočajo vedno izračunati CO vseh elementov, na primer v dani molekuli aminopropana.

Tukaj je priročno uporabiti naslednjo tehniko:

1) Upodabljamo strukturna formula molekule, pomišljaj je vez, par elektronov.

2) Črtico spremenimo v puščico, usmerjeno proti atomu več EO. Ta puščica simbolizira prehod elektrona v atom. Če sta povezana dva enaka atoma, pustimo linijo takšno kot je – ni prenosa elektronov.

3) Preštejemo, koliko elektronov je "prišlo" in "odšlo".

Na primer, izračunajmo naboj prvega ogljikovega atoma. Tri puščice so usmerjene proti atomu, kar pomeni, da so prišli 3 elektroni, naboj -3.

Drugi ogljikov atom: vodik mu je dal elektron, dušik pa en elektron. Naboj se ni spremenil, je nič. itd.

Valenca

Valenca(iz latinščine valēns "ima moč") - sposobnost atomov, da tvorijo določeno število kemičnih vezi z atomi drugih elementov.

V bistvu valenca pomeni sposobnost atomov, da tvorijo določeno število kovalentnih vezi. Če ima atom n nesparjeni elektroni in m osamljenih elektronskih parov, potem lahko nastane ta atom n+m kovalentne vezi z drugimi atomi, tj. njegova valenca bo enaka n+m. Pri ocenjevanju največje valence je treba izhajati iz elektronske konfiguracije "vzburjenega" stanja. Na primer, največja valenca atoma berilija, bora in dušika je 4 (na primer v Be (OH) 4 2-, BF 4 - in NH 4 +), fosfor - 5 (PCl 5), žveplo - 6 ( H 2 SO 4), klor - 7 (Cl 2 O 7).

V nekaterih primerih lahko valenca številčno sovpada z oksidacijskim stanjem, nikakor pa nista enaki drug drugemu. Na primer, v molekulah N2 in CO se realizira trojna vez (to je, da je valenca vsakega atoma 3), vendar je oksidacijsko stanje dušika 0, ogljik +2, kisik -2.

V dušikovi kislini je oksidacijsko stanje dušika +5, medtem ko dušik ne more imeti valence, višje od 4, ker ima samo 4 orbitale na zunanji ravni (in vez lahko štejemo za prekrivajoče se orbitale). In na splošno noben element drugega obdobja iz istega razloga ne more imeti valence, večje od 4.

Še nekaj "zapletenih" vprašanj, pri katerih pogosto prihaja do napak.

Različni atomi kemični elementi lahko pritrdi drugačna številka drugi atomi, tj. kažejo različne valence.

Valenca označuje sposobnost atomov, da se združujejo z drugimi atomi. Zdaj, ko smo preučili strukturo atoma in vrste kemičnih vezi, lahko ta koncept obravnavamo podrobneje.

Valenca je število enojnih kemičnih vezi, ki jih atom tvori z drugimi atomi v molekuli. Število kemičnih vezi se nanaša na število skupnih elektronskih parov. Ker skupni pari elektronov nastanejo samo v primeru kovalentne vezi, lahko valenco atomov določimo le v kovalentnih spojinah.

V strukturni formuli molekule so kemične vezi označene s črticami. Število črt, ki potekajo od simbola danega elementa, je njegova valenca. Valenca ima vedno pozitivno celo število od I do VIII.

Kot se spomnite, je največja valenca kemičnega elementa v oksidu običajno enaka številu skupine, v kateri se nahaja. Če želite določiti valenco nekovine v vodikovi spojini, morate od 8 odšteti številko skupine.

V najpreprostejših primerih je valenca enaka številu nesparjenih elektronov v atomu, tako ima na primer kisik (vsebuje dva nesparjena elektrona) valenco II, vodik (vsebuje en nesparjen elektron) pa valenco I.

Ionski in kovinski kristali nimajo skupnih parov elektronov, zato za te snovi koncept valence kot števila kemijskih vezi ni smiseln. Za vse razrede spojin, ne glede na vrsto kemičnih vezi, velja bolj univerzalen koncept, ki se imenuje oksidacijsko stanje.

Oksidacijsko stanje

To je konvencionalni naboj na atomu v molekuli ali kristalu. Izračuna se ob predpostavki, da so vse kovalentne polarne vezi ionske narave.

Za razliko od valence je lahko oksidacijsko število pozitivno, negativno ali nič. V najpreprostejših ionskih spojinah oksidacijska stanja sovpadajo z naboji ionov.

Na primer, v kalijevem kloridu KCl (K + Cl - ) ima kalij oksidacijsko stanje +1, klor pa -1, v kalcijevem oksidu CaO (Ca +2 O -2), kalcij pa ima oksidacijsko stanje +2; kisik -2. To pravilo velja za vse osnovne okside: pri njih je oksidacijsko stanje kovine enako naboju kovinskega iona (natrij +1, barij +2, aluminij +3), oksidacijsko stanje kisika pa je -2. Oksidacijsko stanje je označeno z arabsko številko, ki je nameščena nad simbolom elementa, podobno valenci:

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

Oksidacijsko stanje elementa v preprosti snovi je enako nič:

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

Razmislimo, kako se določijo oksidacijska stanja v kovalentnih spojinah.

vodikov klorid HCl je snov s polarno kovalentno vezjo. Skupni elektronski par v molekuli HCl je premaknjen k atomu klora, ki ima večjo elektronegativnost. Miselno pretvorimo vez H-Cl v ionsko (to se dejansko zgodi v vodni raztopini), pri čemer se elektronski par popolnoma premakne na atom klora. Dobil bo naboj -1, vodik pa +1. Zato ima klor v tej snovi oksidacijsko stanje -1, vodik pa +1:

Realni naboji in oksidacijska stanja atomov v molekuli vodikovega klorida

Oksidacijsko število in valenca sta povezana pojma. V mnogih kovalentnih spojinah je absolutna vrednost oksidacijskega stanja elementov enaka njihovi valenci. Obstaja pa več primerov, kjer se valenca razlikuje od oksidacijskega stanja. To je značilno na primer za preproste snovi, kjer je oksidacijsko stanje atomov nič, valenca pa je enaka številu skupnih elektronskih parov:

O=O.

Valenca kisika je II, oksidacijsko stanje pa 0.

V molekuli vodikovega peroksida

H-O-O-H

kisik je dvovalenten, vodik pa enovalenten. Hkrati sta oksidacijski stopnji obeh elementov enaki 1 v absolutni vrednosti:

H 2 +1 O 2 -1

Isti element v različnih spojinah ima lahko pozitivna in negativna oksidacijska stanja, odvisno od elektronegativnosti z njim povezanih atomov. Upoštevajte na primer dve ogljikovi spojini - metan CH 4 in ogljikov fluorid (IV) CF 4.

Ogljik je bolj elektronegativen kot vodik, zato je v metanu elektronska gostota vezi C–H premaknjena z vodika na ogljik in ima vsak od štirih atomov vodika oksidacijsko stanje +1, atom ogljika pa -4. Nasprotno pa so v molekuli CF4 elektroni vseh vezi premaknjeni z atoma ogljika na atome fluora, katerih oksidacijsko stanje je -1, zato je ogljik v oksidacijskem stanju +4. Ne pozabite, da je oksidacijsko število najbolj elektronegativnega atoma v spojini vedno negativno.

Modela molekul metana CH 4 in ogljikovega(IV) fluorida CF 4 . Polarnost vezi je označena s puščicami

Vsaka molekula je električno nevtralna, zato je vsota oksidacijskih stanj vseh atomov enaka nič. Z uporabo tega pravila lahko iz znanega oksidacijskega stanja enega elementa v spojini določimo oksidacijsko stanje drugega, ne da bi se zatekli k razmišljanju o premiku elektronov.

Za primer vzemimo klorov(I) oksid Cl 2 O. Izhajamo iz električne nevtralnosti delca. Atom kisika v oksidih ima oksidacijsko stopnjo –2, kar pomeni, da imata oba atoma klora skupni naboj +2. Iz tega sledi, da ima vsak od njih naboj +1, kar pomeni, da ima klor oksidacijsko stanje +1:

Cl 2 +1 O -2

Da bi pravilno postavili znake oksidacijskega stanja različnih atomov, je dovolj, da primerjamo njihovo elektronegativnost. Atom z višjo elektronegativnostjo bo imel negativno oksidacijsko stanje, atom z nižjo elektronegativnostjo pa pozitivno oksidacijsko stanje. Po uveljavljenih pravilih je simbol najbolj elektronegativnega elementa zapisan na zadnjem mestu v formuli spojine:

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

Realni naboji in oksidacijska stanja atomov v molekuli vode

Pri določanju oksidacijskih stanj elementov v spojinah upoštevamo naslednja pravila.

Oksidacijsko stanje elementa v enostavni snovi je nič.

Fluor je najbolj elektronegativen kemijski element, zato je oksidacijsko stanje fluora v vseh snoveh razen F2 -1.

Kisik je za fluorom najbolj elektronegativen element, zato je oksidacijsko stanje kisika v vseh spojinah razen fluoridov negativno: največkrat je -2, v vodikovem peroksidu H 2 O 2 -1.

Oksidacijsko stanje vodika je +1 v spojinah z nekovinami, -1 v spojinah s kovinami (hidridi); nič v enostavni snovi H 2.

Oksidacijska stanja kovin v spojinah so vedno pozitivna. Stopnja oksidacije kovin glavnih podskupin je običajno enaka številki skupine. Kovine sekundarnih podskupin imajo pogosto več oksidacijskih stanj.

Največje možno pozitivno oksidacijsko stanje kemijskega elementa je enako številu skupine (izjema – Cu +2).

Najmanjše oksidacijsko stanje kovin je nič, nekovin pa številka skupine minus osem.

Vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v molekuli je nič.

Navigacija

• Reševanje kombiniranih nalog na podlagi kvantitativnih značilnosti snovi
• Reševanje problemov. Zakon o konstantnosti sestave snovi. Izračuni z uporabo pojmov "molska masa" in "kemična količina" snovi
• Reševanje računskih problemov na podlagi kvantitativnih značilnosti snovi in ​​stehiometričnih zakonitosti
• Reševanje računskih nalog na podlagi zakonov plinastega agregatnega stanja
• Elektronska konfiguracija atomov. Struktura elektronskih lupin atomov prvih treh obdobij

Elektronegativnost se, tako kot druge lastnosti atomov kemičnih elementov, spreminja z naraščanjem serijsko številko element občasno:

Zgornji graf prikazuje periodičnost sprememb elektronegativnosti elementov glavnih podskupin v odvisnosti od atomskega števila elementa.

Pri premikanju po podskupini periodnega sistema navzdol se elektronegativnost kemijskih elementov zmanjšuje, pri premikanju v desno vzdolž periode pa se povečuje.

Elektronegativnost odraža nekovinskost elementov: višja kot je vrednost elektronegativnosti, več nekovinskih lastnosti ima element.

Oksidacijsko stanje

Kako izračunati oksidacijsko stanje elementa v spojini?

1) Stopnja oksidacije kemičnih elementov v preproste snovi vedno enako nič.

2) Obstajajo elementi, ki se kažejo v kompleksne snovi konstantno oksidacijsko stanje:

3) Obstajajo kemični elementi, ki kažejo konstantno oksidacijsko stanje v veliki večini spojin. Ti elementi vključujejo:

Element	Oksidacijsko stanje v skoraj vseh spojinah	Izjeme
vodik H	+1	Hidridi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, na primer:
kisik O	-2	Vodikov in kovinski peroksid: Kisikov fluorid -

4) Algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v molekuli je vedno enaka nič. Algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v ionu je enaka naboju iona.

5) Najvišje (maksimalno) oksidacijsko stanje je enako številki skupine. Izjeme, ki ne spadajo pod to pravilo, so elementi sekundarne podskupine I. skupine, elementi sekundarne podskupine VIII. skupine ter kisik in fluor.

Kemijski elementi, katerih številka skupine ne sovpada z njihovim najvišjim oksidacijskim stanjem (obvezno si zapomniti)

6) Najnižje oksidacijsko stanje kovin je vedno nič, najnižje oksidacijsko stanje nekovin pa se izračuna po formuli:

najnižje oksidacijsko stanje nekovine = številka skupine − 8

Na podlagi zgoraj navedenih pravil lahko določite oksidacijsko stanje kemičnega elementa v kateri koli snovi.

Iskanje oksidacijskih stanj elementov v različnih spojinah

Primer 1

Določite oksidacijska stanja vseh elementov v žveplovi kislini.

rešitev:

Zapišimo formulo žveplove kisline:

Oksidacijsko stanje vodika v vseh kompleksnih snoveh je +1 (razen kovinskih hidridov).

Oksidacijsko stanje kisika v vseh kompleksnih snoveh je -2 (razen peroksidov in kisikovega fluorida OF 2). Uredimo znana oksidacijska stanja:

Označimo oksidacijsko stanje žvepla kot x:

Molekula žveplove kisline je tako kot molekula katere koli snovi na splošno električno nevtralna, ker vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v molekuli je nič. Shematično je to mogoče prikazati na naslednji način:

Tisti. dobili smo naslednjo enačbo:

Rešimo:

Tako je oksidacijsko stanje žvepla v žveplovi kislini +6.

Primer 2

Določite oksidacijsko stanje vseh elementov v amonijevem dikromatu.

rešitev:

Zapišimo formulo amonijevega dikromata:

Kot v prejšnjem primeru lahko uredimo oksidacijska stanja vodika in kisika:

Vendar vidimo, da oksidacijska stanja dveh kemičnih elementov hkrati niso znana - dušika in kroma. Zato ne moremo najti oksidacijskih stanj podobno kot v prejšnjem primeru (ena enačba z dvema spremenljivkama nima ene rešitve).

Opozorimo na dejstvo, da ta snov spada v razred soli in ima zato ionsko strukturo. Potem lahko upravičeno rečemo, da sestava amonijevega dikromata vključuje katione NH 4 + (naboj tega kationa je razviden iz tabele topnosti). Posledično, ker enota formule amonijevega dikromata vsebuje dva pozitivna enojno nabita kationa NH 4 +, je naboj dikromatnega iona enak -2, ker je snov kot celota električno nevtralna. Tisti. snov tvorijo kationi NH 4 + in anioni Cr 2 O 7 2-.

Poznamo oksidacijska stanja vodika in kisika. Vedeti, da je vsota oksidacijskih stanj atomov vseh elementov v ionu enaka naboju, in označevati oksidacijska stanja dušika in kroma kot x in l v skladu s tem lahko zapišemo:

Tisti. dobimo dve neodvisni enačbi:

Reševanje katerega, ugotovimo x in l:

Tako so v amonijevem dikromatu oksidacijske stopnje dušika -3, vodika +1, kroma +6 in kisika -2.

Kako določiti oksidacijska stanja elementov v organske snovi lahko prebereš.

Valenca

Valenca atomov je označena z rimskimi številkami: I, II, III itd.

Valenčne sposobnosti atoma so odvisne od količine:

1) neparni elektroni

2) osamljeni elektronski pari v orbitalah valenčnih ravni

3) prazne elektronske orbitale valenčne ravni

Valenčne možnosti atoma vodika

Uparimo elektronsko grafično formulo atoma vodika:

Rečeno je bilo, da lahko trije dejavniki vplivajo na valenčne možnosti - prisotnost neparnih elektronov, prisotnost osamljenih elektronskih parov na zunanji ravni in prisotnost praznih (praznih) orbital na zunanji ravni. Vidimo en nesparjeni elektron na zunanjem (in edinem) energijskem nivoju. Na podlagi tega ima lahko vodik zagotovo valenco I. Vendar pa je na prvem energijskem nivoju le en podravni - s, tiste. Vodikov atom na zunanjem nivoju nima niti osamljenih elektronskih parov niti praznih orbital.

Tako je edina valenca, ki jo lahko izkazuje vodikov atom, I.

Valenčne možnosti ogljikovega atoma

Oglejmo si elektronsko zgradbo ogljikovega atoma. V osnovnem stanju je elektronska konfiguracija njegovega zunanjega nivoja naslednja:

Tisti. v osnovnem stanju na zunanji energijski ravni nevzbujenega ogljikovega atoma sta 2 nesparjena elektrona. V tem stanju lahko kaže valenco II. Vendar pa atom ogljika zelo enostavno preide v vzbujeno stanje, ko se mu posreduje energija, elektronska konfiguracija zunanje plasti pa ima v tem primeru obliko:

Kljub dejstvu, da se določena količina energije porabi za proces vzbujanja ogljikovega atoma, se ta poraba več kot nadomesti s tvorbo štirih kovalentnih vezi. Zaradi tega je valenca IV veliko bolj značilna za ogljikov atom. Tako ima na primer valenco IV ogljik v molekulah ogljikov dioksid, ogljikova kislina in absolutno vse organske snovi.

Poleg nesparjenih elektronov in osamljenih elektronskih parov na valenčne možnosti vpliva tudi prisotnost prostih orbital ()valenčne ravni. Prisotnost takih orbital na napolnjeni ravni vodi do dejstva, da lahko atom deluje kot akceptor elektronskega para, tj. tvorijo dodatne kovalentne vezi preko donorsko-akceptorskega mehanizma. Na primer, v nasprotju s pričakovanji, v molekuli ogljikovega monoksida CO vez ni dvojna, ampak trojna, kot je jasno prikazano na naslednji sliki:

Valenčne možnosti atoma dušika

Zapišimo elektronsko grafično formulo za zunanjo energijsko raven atoma dušika:

Kot je razvidno iz zgornje ilustracije, ima atom dušika v normalnem stanju 3 neparne elektrone, zato je logično domnevati, da je sposoben pokazati valenco III. Dejansko je v molekulah amoniaka (NH 3), dušikove kisline (HNO 2), dušikovega triklorida (NCl 3) itd. opaziti valenco tri.

Zgoraj je bilo rečeno, da valenca atoma kemičnega elementa ni odvisna le od števila neparnih elektronov, temveč tudi od prisotnosti osamljenih elektronskih parov. To je posledica dejstva, da lahko kovalentna kemična vez nastane ne samo, ko dva atoma drug drugemu zagotovita en elektron, ampak tudi, ko en atom z osamljenim parom elektronov - donor () zagotovi drugemu atomu s praznim ( ) orbitalni valenčni nivo (akceptor). Tisti. Pri atomu dušika je možna tudi valenca IV zaradi dodatne kovalentne vezi, ki nastane po donorno-akceptorskem mehanizmu. Na primer, med tvorbo amonijevega kationa opazimo štiri kovalentne vezi, od katerih ena nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom:

Kljub temu, da ena od kovalentnih vezi nastane po donorsko-akceptorskem mehanizmu, vse povezave N-H v amonijevem kationu sta popolnoma enaka in se med seboj v ničemer ne razlikujeta.

Atom dušika ne more pokazati valence, ki je enaka V. To je posledica dejstva, da je nemogoče, da atom dušika preide v vzbujeno stanje, v katerem sta dva elektrona seznanjena s prehodom enega od njih na prosto orbito, ki je najbližja energijski ravni. Atom dušika nima št d-podravni, prehod v 3s orbitalo pa je energetsko tako drag, da se stroški energije ne pokrijejo s tvorbo novih vezi. Mnogi se morda sprašujejo, kakšna je valenca dušika, na primer, v molekulah dušikova kislina HNO 3 ali dušikov oksid N 2 O 5? Nenavadno je, da je tudi tam valenca IV, kot je razvidno iz naslednjih strukturnih formul:

Črtkana črta na sliki prikazuje t.i delokalizirano π - povezava. Iz tega razloga lahko terminalne NO obveznice imenujemo "ena in pol obveznice". Podobne en-in-pol vezi so prisotne tudi v molekuli ozona O 3, benzena C 6 H 6 itd.

Valenčne možnosti fosforja

Uparimo elektronsko grafično formulo zunanje energijske ravni atoma fosforja:

Kot vidimo, je struktura zunanjega sloja atoma fosforja v osnovnem stanju in atoma dušika enaka, zato je logično pričakovati, da bodo tako za atom fosforja kot za atom dušika možne valence enake I, II, III in IV, kot se opazi v praksi.

Vendar pa ima za razliko od dušika tudi atom fosforja d-podnivoj s 5 prostimi orbitalami.

V zvezi s tem je sposoben preiti v vzbujeno stanje, ki pari elektrone 3 s-orbitale:

Tako je možna valenca V za atom fosforja, ki je dušiku nedostopen. Na primer, atom fosforja ima valenco pet v molekulah spojin, kot so fosforjeva kislina, fosforjevi (V) halidi, fosforjev (V) oksid itd.

Valenčne možnosti atoma kisika

Elektronska grafična formula za zunanjo energijsko raven atoma kisika ima obliko:

Na 2. nivoju vidimo dva nesparjena elektrona, zato je za kisik možna valenca II. Opozoriti je treba, da je ta valenca kisikovega atoma opažena v skoraj vseh spojinah. Zgoraj, ko smo razmišljali o valenčnih sposobnostih ogljikovega atoma, smo razpravljali o nastanku molekule ogljikovega monoksida. Vez v molekuli CO je trojna, zato je kisik tam trivalenten (kisik je donor elektronskega para).

Zaradi dejstva, da atom kisika nima zunanjega d-podravni, združevanje elektronov s in p- orbital je nemogoče, zato so valenčne sposobnosti atoma kisika omejene v primerjavi z drugimi elementi njegove podskupine, na primer žveplom.

Valenčne možnosti atoma žvepla

Zunanja energijska raven atoma žvepla v nevzbujenem stanju:

Tako kot kisikov atom ima žveplov atom običajno dva nesparjena elektrona, zato lahko sklepamo, da je za žveplo možna valenca dveh. Dejansko ima žveplo valenco II, na primer v molekuli vodikovega sulfida H 2 S.

Kot vidimo, se atom žvepla pojavi na zunanji ravni d-podnivo s prostimi orbitalami. Zaradi tega lahko atom žvepla razširi svoje valenčne sposobnosti, za razliko od kisika, zaradi prehoda v vzbujena stanja. Tako pri združevanju osamljenega elektronskega para 3 str- podravni, atom žvepla pridobi elektronsko konfiguracijo zunanje ravni naslednje oblike:

V tem stanju ima atom žvepla 4 neparne elektrone, kar nam pove, da lahko atomi žvepla kažejo valenco IV. Dejansko ima žveplo valenco IV v molekulah SO 2, SF 4, SOCl 2 itd.

Pri združevanju drugega osamljenega elektronskega para, ki se nahaja pri 3 s-podravni, zunanja energijska raven pridobi konfiguracijo:

V tem stanju postane možna manifestacija valence VI. Primeri spojin s VI-valentnim žveplom so SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 itd.

Podobno lahko upoštevamo valenčne možnosti drugih kemičnih elementov.

Video lekcija 2: Oksidacijsko stanje kemičnih elementov

Video vadnica 3: Valenca. Določitev valence

Predavanje: Elektronegativnost. Oksidacijsko stanje in valenca kemičnih elementov

Elektronegativnost

Elektronegativnost je sposobnost atomov, da pritegnejo elektrone iz drugih atomov, da se jim pridružijo.

S pomočjo tabele je enostavno oceniti elektronegativnost določenega kemičnega elementa. Ne pozabite, v eni od naših lekcij je bilo rečeno, da se poveča, ko se premikate od leve proti desni skozi obdobja v periodnem sistemu in ko se premikate od spodaj navzgor skozi skupine.

Na primer, naloga je bila določiti, kateri element iz predlagane serije je najbolj elektronegativen: C (ogljik), N (dušik), O (kisik), S (žveplo)? Pogledamo mizo in ugotovimo, da je to O, ker je desno in višje od ostalih.

Kateri dejavniki vplivajo na elektronegativnost? To:

• Čim manjši je polmer atoma, tem večja je elektronegativnost.
• Valenčna lupina je napolnjena z elektroni; večja je elektronegativnost.

Od vseh kemijskih elementov je fluor najbolj elektronegativen, ker ima majhen atomski radij in 7 elektronov v svoji valenčni lupini.

Elementi z nizko elektronegativnostjo vključujejo alkalijske in zemeljsko alkalijske kovine. Imajo velike radije in zelo malo elektronov v zunanji lupini.

Vrednosti elektronegativnosti atoma ne morejo biti konstantne, ker odvisno je od številnih dejavnikov, vključno z zgoraj naštetimi, pa tudi od stopnje oksidacije, ki je lahko različna za isti element. Zato je običajno govoriti o relativnosti vrednosti elektronegativnosti. Uporabite lahko naslednje lestvice:

Pri pisanju formul za binarne spojine, sestavljene iz dveh elementov, boste potrebovali vrednosti elektronegativnosti. Na primer, formula bakrovega oksida Cu 2 O - prvi element je treba zapisati tisti, katerega elektronegativnost je manjša.

V trenutku nastanka kemijske vezi, če je razlika elektronegativnosti med elementi večja od 2,0, nastane kovalentna polarna vez, če je manjša, nastane ionska vez.

Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje (CO)- to je pogojni ali realni naboj atoma v spojini: pogojni - če je vez polarna kovalentna, pravi - če je vez ionska.

Atom dobi pozitiven naboj, ko odda elektrone, in negativen naboj, ko jih sprejme.

Oksidacijska stanja so zapisana nad simboli z znakom «+»/«-» . Obstajajo tudi vmesni CO. Največji CO elementa je pozitiven in enak številki skupine, najmanjši negativni za kovine pa je nič, za nekovine = (št. skupine – 8). Elementi z največjim CO sprejemajo le elektrone, elementi z najmanjšim CO pa le oddajajo elektrone. Elementi, ki imajo vmesne CO, lahko oddajajo in sprejemajo elektrone.

Oglejmo si nekaj pravil, ki jih je treba upoštevati pri določanju CO:

CO vseh enostavnih snovi je nič.

Tudi vsota vseh atomov CO v molekuli je enaka nič, saj je vsaka molekula električno nevtralna.

V spojinah s kovalentno nepolarno vezjo je CO enak nič (O 2 0), z ionsko vezjo pa je enak nabojem ionov (Na + Cl - natrij CO +1, klor -1). CO elemente spojin s kovalentno polarno vezjo obravnavamo kot z ionsko vezjo (H:Cl = H + Cl -, kar pomeni H +1 Cl -1).

Elementi v spojini z največjo elektronegativnostjo imajo negativna oksidacijska stanja, tisti z najmanjšo elektronegativnostjo pa pozitivna oksidacijska stanja. Na podlagi tega lahko sklepamo, da imajo kovine samo "+" oksidacijsko stanje.

Konstantna oksidacijska stanja:

Alkalijske kovine +1.

Vse kovine druge skupine +2. Izjema: Hg +1, +2.

Aluminij +3.

• Vodik +1. Izjema: hidridi aktivnih kovin NaH, CaH 2 itd., kjer je oksidacijsko stanje vodika –1.

  Kisik –2. Izjema: F 2 -1 O +2 in peroksidi, ki vsebujejo –O–O– skupino, pri kateri je oksidacijsko stanje kisika –1.

Ko nastane ionska vez, pride do določenega prenosa elektrona, od manj elektronegativnega atoma do atoma z večjo elektronegativnostjo. Tudi v tem procesu atomi vedno izgubijo električno nevtralnost in se nato spremenijo v ione. Nastanejo tudi celi naboji. Ko nastane polarna kovalentna vez, se elektron prenese le delno, zato nastanejo delni naboji.

Valenca

Valencaje sposobnost atomov, da tvorijo n - število kemičnih vezi z atomi drugih elementov.

Valenca je tudi sposobnost atoma, da zadrži druge atome blizu sebe. Kot veste iz šolskega tečaja kemije, so različni atomi med seboj povezani z elektroni z zunanje energetske ravni. Nesparjeni elektron išče par od drugega atoma. Ti elektroni na zunanji ravni se imenujejo valenčni elektroni. To pomeni, da lahko valenco definiramo tudi kot število elektronskih parov, ki povezujejo atome med seboj. Poglejte strukturno formulo vode: H – O – H. Vsaka črtica je elektronski par, kar pomeni, da kaže valenco, tj. kisik ima tukaj dve črti, kar pomeni, da je dvovalenten, molekule vodika prihajajo iz vsake črte, kar pomeni, da je vodik monovalenten. Pri pisanju je valenca označena z rimskimi številkami: O (II), H (I). Lahko se navede tudi nad elementom.

Valenca je lahko konstantna ali spremenljiva. Na primer, v kovinskih alkalijah je konstanten in enak I. Toda klor v različnih spojinah kaže valence I, III, V, VII.

Kako določiti valenco elementa?

Poglejmo še enkrat periodni sistem. Kovine glavnih podskupin imajo konstantno valenco, zato imajo kovine prve skupine valenco I, druge - II. In kovine stranskih podskupin imajo spremenljivo valenco. Spremenljiva je tudi za nekovine. Najvišja valenca atoma je enaka številki skupine, najnižja je enaka = številki skupine - 8. Znana formulacija. Ali to ne pomeni, da valenca sovpada z oksidacijskim stanjem? Ne pozabite, da lahko valenca sovpada s stopnjo oksidacije, vendar ti indikatorji niso enaki drug drugemu. Valenca ne more imeti predznaka =/- in tudi ne more biti nič.

Druga metoda je določitev valence s kemijsko formulo, če je znana konstantna valenca enega od elementov. Na primer, vzemite formulo bakrovega oksida: CuO. Valenca kisika II. Vidimo, da je za en atom kisika v tej formuli en atom bakra, kar pomeni, da je valenca bakra enaka II. Zdaj pa vzemimo bolj zapleteno formulo: Fe 2 O 3. Valenca kisikovega atoma je II. Tukaj so trije taki atomi, pomnožimo 2*3 =6. Ugotovili smo, da je na dva atoma železa 6 valenc. Ugotovimo valenco enega atoma železa: 6:2=3. To pomeni, da je valenca železa III.

Poleg tega, ko je treba oceniti "največjo valenco", je treba vedno izhajati iz elektronske konfiguracije, ki je prisotna v "vzburjenem" stanju.

Poglavje 3. KEMIJSKA VEZ

Sposobnost atoma kemičnega elementa, da veže ali zamenja določeno število atomov drugega elementa, da tvori kemično vez, se imenuje valenca elementa.

Valenca je izražena kot pozitivno celo število v razponu od I do VIII. Valenca enaka 0 ali večja VIII št. Konstantno valenco imajo vodik (I), kisik (II), alkalijske kovine - elementi prve skupine glavne podskupine (I), zemeljskoalkalijski elementi - elementi druge skupine glavne podskupine (II). Razstavljajo se atomi drugih kemičnih elementov spremenljiva valenca. Tako so prehodne kovine - elementi vseh sekundarnih podskupin - razstavljene od I do III. Na primer, železo v spojinah je lahko dvo- ali trivalentno, baker - eno- in dvovalentno. Atomi drugih elementov imajo lahko v spojinah valenco, ki je enaka številu skupine in vmesnih valenc. Na primer, najvišja valenca žvepla je IV, najnižja II, vmesne pa I, III in IV.

Valentnost je enaka številu kemičnih vezi, s katerimi je atom kemičnega elementa povezan z atomi drugih elementov v kemična spojina. Kemijska vez je označena s pomišljajem (–). Formule, ki prikazujejo vrstni red povezave atomov v molekuli in valenco vsakega elementa, imenujemo grafične.

Oksidacijsko stanje je pogojni naboj atoma v molekuli, izračunan ob predpostavki, da so vse vezi ionske narave. To pomeni, da bolj elektronegativen atom s tem, ko popolnoma premakne en elektronski par k sebi, pridobi naboj 1–. Nepolarna kovalentna vez med enakimi atomi ne prispeva k oksidacijskemu stanju.

Za izračun oksidacijskega stanja elementa v spojini je treba izhajati iz naslednjih določb:

1) predpostavlja se, da so oksidacijska stanja elementov v enostavnih snoveh enaka nič (Na 0; O 2 0);

2) algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov, ki sestavljajo molekulo, je enaka nič, v kompleksnem ionu pa je ta vsota enaka naboju iona;

3) atomi imajo konstantno oksidacijsko stanje: alkalijske kovine(+1), zemeljskoalkalijske kovine, cink, kadmij (+2);

4) oksidacijsko stanje vodika v spojinah je +1, razen pri kovinskih hidridih (NaH itd.), kjer je oksidacijsko stanje vodika –1;

5) oksidacijsko stanje kisika v spojinah je –2, razen pri peroksidih (–1) in kisikovem fluoridu OF2 (+2).

Največje pozitivno oksidacijsko stanje elementa običajno sovpada s številko njegove skupine v periodni sistem. Največje negativno oksidacijsko stanje elementa je enako največjemu pozitivnemu oksidacijskemu stanju minus osem.

Izjema so fluor, kisik, železo: njihovo najvišje oksidacijsko stanje je izraženo s številom, katerega vrednost je nižja od števila skupine, ki ji pripadajo. Elementi podskupine bakra imajo, nasprotno, najvišje oksidacijsko stanje, večje od ena, čeprav pripadajo skupini I.

Atomi kemičnih elementov (razen žlahtnih plinov) lahko medsebojno delujejo ali z atomi drugih elementov, ki tvorijo b.m. kompleksni delci – molekule, molekularni ioni in prosti radikali. Kemična vez je posledica elektrostatične sile med atomi , tiste. sile interakcije med elektroni in atomskimi jedri. Glavno vlogo pri nastajanju kemičnih vezi med atomi ima valenčni elektroni, tj. elektroni, ki se nahajajo v zunanji lupini.