Как определить высшую валентность элемента: Валентность. Как найти валентность. Элементы с постоянной валентностью

Содержание

Валентность. Как найти валентность. Элементы с постоянной валентностью


Валентность — это способность атома данного элемента образовывать определенное количество химических связей.

Образно говоря, валентность — это число «рук», которыми атом цепляется за другие атомы. Естественно, никаких «рук» у атомов нет; их роль играют т. н. валентные электроны.

Можно сказать иначе: валентность — это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов.

Необходимо четко усвоить следующие принципы:

Существуют элементы с постоянной валентностью (их относительно немного) и элементы с переменной валентностью (коих большинство).

Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить:


Элементы Постоянная валентность
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb , Cs, Fr) I
металлы II группы, главной подгруппы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) II
алюминий (Al) III
кислород (О) II
фтор (F) I

Остальные элементы могут проявлять разную валентность.

Высшая валентность элемента в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент.

Например, марганец находится в VII группе (побочная подгруппа), высшая валентность Mn равна семи. Кремний расположен в IV группе (главная подгруппа), его высшая валентность равна четырем.

Следует помнить, однако, что высшая валентность не всегда является единственно возможной. Например, высшая валентность хлора равна семи (убедитесь в этом!), но известны соединения, в которых этот элемент проявляет валентности VI, V, IV, III, II, I.

Важно запомнить несколько исключений: максимальная (и единственная) валентность фтора равна I (а не VII), кислорода — II (а не VI), азота — IV (способность азота проявлять валентность V — популярный миф, который встречается даже в некоторых школьных учебниках).

Валентность и степень окисления — это не тождественные понятия.

Эти понятия достаточно близки, но не следует их путать! Степень окисления имеет знак (+ или -), валентность — нет; степень окисления элемента в веществе может быть равна нулю, валентность равна нулю лишь в случае, если мы имеем дело с изолированным атомом; численное значение степени окисления может НЕ совпадать с валентностью. Например, валентность азота в N2 равна III, а степень окисления = 0. Валентность углерода в муравьиной кислоте = IV, а степень окисления = +2.

Если известна валентность одного из элементов в бинарном соединении, можно найти валентность другого.

Делается это весьма просто. Запомните формальное правило: произведение числа атомов первого элемента в молекуле на его валентность должно быть равно аналогичному произведению для второго элемента.


В соединении AxBy: валентность (А) • x = валентность (В) • y

Пример 1. Найти валентности всех элементов в соединении NH3.

Решение. Валентность водорода нам известна — она постоянна и равна I. Умножаем валентность Н на число атомов водорода в молекуле аммиака: 1 • 3 = 3. Следовательно, для азота произведение 1 (число атомов N) на X (валентность азота) также должно быть равно 3. Очевидно, что Х = 3. Ответ: N(III), H(I).


Пример 2. Найти валентности всех элементов в молекуле Cl2O5.

Решение. У кислорода валентность постоянна (II), в молекуле данного оксида пять атомов кислорода и два атома хлора. Пусть валентность хлора = Х. Составляем уравнение: 5 • 2 = 2 • Х. Очевидно, что Х = 5. Ответ: Cl(V), O(II).


Пример 3. Найти валентность хлора в молекуле SCl2, если известно, что валентность серы равна II.

Решение. Если бы авторы задачи не сообщили нам валентность серы, решить ее было бы невозможно. И S, и Cl — элементы с переменной валентностью. С учетом дополнительной информации, решение строится по схеме примеров 1 и 2. Ответ: Cl(I).


Зная валентности двух элементов, можно составить формулу бинарного соединения.

В примерах 1 — 3 мы по формуле определяли валентность, попробуем теперь проделать обратную процедуру.

Пример 4. Составьте формулу соединения кальция с водородом.

Решение. Валентности кальция и водорода известны — II и I соответственно. Пусть формула искомого соединения — CaxHy. Вновь составляем известное уравнение: 2 • x = 1 • у. В качестве одного из решений этого уравнения можно взять x = 1, y = 2. Ответ: CaH2.

«А почему именно CaH2? — спросите вы. — Ведь варианты Ca2H4 и Ca4H8 и даже Ca10H20 не противоречат нашему правилу!»

Ответ прост: берите минимально возможные значения х и у. В приведенном примере эти минимальные (натуральные!) значения как раз и равны 1 и 2.

«Значит, соединения типа N2O4 или C6H6 невозможны? — спросите вы. — Следует заменить эти формулы на NO2 и CH?»

Нет, возможны. Более того, N2O4 и NO2 — это совершенно разные вещества. А вот формула СН вообще не соответствует никакому реальному устойчивому веществу (в отличие от С6Н6).

Несмотря на все сказанное, в большинстве случаев можно руководствоваться правилом: берите наименьшие значения индексов.


Пример 5. Составьте формулу соединения серы с фтором, если известно, что валентность серы равна шести.

Решение. Пусть формула соединения — SxFy. Валентность серы дана (VI), валентность фтора постоянна (I). Вновь составляем уравнение: 6 • x = 1 • y. Несложно понять, что наименьшие возможные значения переменных — это 1 и 6. Ответ: SF6.


Вот, собственно, и все основные моменты.

А теперь проверьте себя! Предлагаю пройти небольшой тест по теме «Валентность».

Хотите узнать, почему «классическое» определение валентности часто не «работает»? Почему валентность железа в FeO не равна двум? Почему для описания комплексных веществ используется понятие «координационное число»?

Смотрите продолжение этой статьи →

Высшая валентность — элемент — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Высшая валентность — элемент

Cтраница 1

Высшая валентность элемента по кислороду определяется числом электронов на внешнем слое атома.
 [1]

Высшая валентность элементов равна номеру группы.
 [2]

Высшая валентность элемента равна числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома.
 [3]

Высшая валентность элементов побочных подгрупп также соответствует номеру группы, в которой находится данный элемент, хотя на наружном уровне их атомов всего два электрона.
 [4]

Почему высшая валентность элементов изменяется периодически.
 [5]

Далее идет изучение периодичности высшей валентности элементов по кислороду, которое было проведено осенью 1869 г. [ 44, с. Важнейшим следствием этих исследований было признание того, что у элементов каждой группы периодической системы имеется высшая ( максимальная) валентность в их окислах, способных давать солп, и что ее значение численно равно номеру группы. Солеоб-разующие окислы могут быть и с меньшим содержанием кислорода ( не достигшие своего высшего предела), но они не могут иметь в своем составе кислорода больше, чем это соответствует номеру группы. Такие исключения, как медь, способная давать солеобразующий окисел СиО, и золото, дающее хлорное соединение состава АиСЛз, Менделеев объяснял тем, что медь и золото, как переходные элементы, стоят не только в I группе в 5 — м и 11 — м рядах системы, но и — в большей степени — в VIII группе предыдущих ( 4-го и 10-го) рядов.
 [6]

В таблице Менделеева номер группы соответствует высшей валентности элементов этой группы по отношению к кислороду.
 [7]

Фторокомплексы и фторооксокомплексы известны и для высших валентностей элементов этого ряда, начиная с титана. Подобные соединения железа не описаны, но получены разлагающиеся водой комплексы четырехвалентных кобальта и никеля и трехвалентной меди. Координационные числа при валентностях три и выше равны четырем.
 [8]

В таблице Менделеева номер группы соответствует высшей валентности элементов этой группы по отношению к кислороду.
 [9]

Как в малых и больших периодах изменяется высшая валентность элементов по кислороду.
 [10]

Как в малых и больших периодах изменяется высшая валентность элементов.
 [11]

Сколько электронов на внешнем слое атома, такова высшая валентность элемента, которую он может проявить в соединениях с кислородом.
 [12]

Данные таблицы 18 показывают, что максимальное число неспаренных электронов, а соответственно и высшая валентность элемента равны номеру группы, в которой он находится. Исключениями являются фтор F, кислород О и азот N, атомы которых не могут переходить в возбужденное состояние. Характер химических связей и валентное состояние азота в соединениях типа N2O5, HNO3 и др., где азот формально пятивалентен, будут рассмотрены в следующем параграфе.
 [13]

Внизу таблицы указаны формулы высших окислов элементов каждой группы и формулы высших водородных соединений, определяющих высшую валентность элементов по кислороду и водороду. Поэтому формулы этих гидридов, так же как и символ водорода в группе VIIA, взяты в скобки.
 [14]

Внизу таблицы указаны формулы высших окислов элементов каждой группы и формулы высших водородных соединений, определяющих высшую валентность элементов по кислороду и водороду.
 [15]

Страницы:  

   1

   2




как найти валентность, я не понял вообще как её находить?

Образно говоря, валентность — это число «рук», которыми атом цепляется за другие атомы. Естественно, никаких «рук» у атомов нет; их роль играют т. н. валентные электроны.

Можно сказать иначе: валентность — это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов.

Необходимо четко усвоить следующие принципы:

Существуют элементы с постоянной валентностью (их относительно немного) и элементы с переменной валентностью (коих большинство).

Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить:

Элементы Постоянная валентность
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb , Cs, Fr) I
металлы II группы, главной подгруппы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) II
алюминий (Al) III
кислород (О) II
фтор (F) I

Остальные элементы могут проявлять разную валентность.

Высшая валентность элемента в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент.

Например, марганец находится в VII группе (побочная подгруппа), высшая валентность Mn равна семи. Кремний расположен в IV группе (главная подгруппа), его высшая валентность равна четырем.

Следует помнить, однако, что высшая валентность не всегда является единственно возможной. Например, высшая валентность хлора равна семи (убедитесь в этом!), но известны соединения, в которых этот элемент проявляет валентности VI, V, IV, III, II, I.

Важно запомнить несколько исключений: максимальная (и единственная) валентность фтора равна I (а не VII), кислорода — II (а не VI), азота — IV (способность азота проявлять валентность V — популярный миф, который встречается даже в некоторых школьных учебниках).

Валентность и степень окисления — это не тождественные понятия.

Эти понятия достаточно близки, но не следует их путать! Степень окисления имеет знак (+ или -), валентность — нет; степень окисления элемента в веществе может быть равна нулю, валентность равна нулю лишь в случае, если мы имеем дело с изолированным атомом; численное значение степени окисления может НЕ совпадать с валентностью. Например, валентность азота в N2 равна III, а степень окисления = 0. Валентность углерода в муравьиной кислоте = IV, а степень окисления = +2.

Если известна валентность одного из элементов в бинарном соединении, можно найти валентность другого.

Делается это весьма просто. Запомните формальное правило: произведение числа атомов первого элемента в молекуле на его валентность должно быть равно аналогичному произведению для второго элемента.

В соединении AxBy: валентность (А) • x = валентность (В) • y

Валентность. Определение валентности. — Основы химии на Ида Тен

Содержание статьи

Валентность элементов

До сих пор вы пользовались химическими формулами веществ, приведенными в учебнике, или теми, которые вам называл учитель. Как же правильно составлять химические формулы?

Химические формулы веществ составляются на основе знания качественного и количественного состава вещества. Веществ существует гигантское количество, естественно запомнить все формулы невозможно. Это и не нужно! Важно знать определенную закономерность, согласно которой атомы способны соединяться друг с другом с образованием новых химических соединений. Такая способность называется валентностью.

Валентность – свойство атомов элементов присоединять определенное число атомов других элементов Рассмотрим модели молекул некоторых веществ, таких, как вода, метан и углекислый газ.

Видно, что в молекуле воды атом кислорода присоединяет два атома водорода. Следовательно, его валентность равна двум. В молекуле метана атом углерода присоединяет четыре атома водорода, его валентность в данном веществе равна четырем. Валентность водорода в обоих случаях равна одному.

Такую же валентность углерод проявляет и в углекислом газе, но в отличие от метана, атом углерода присоединяет два атома кислорода, так как валентность кислорода равна двум. Существуют элементы, валентность которых не меняется в соединениях. О таких элементах говорят, что они обладают постоянной валентностью. Если же валентность элемента может быть различной – это элементы с переменной валентностью. Валентность некоторых химических элементов приведена в таблице 2. Валентность принято обозначать римскими числами. Таблица 2. Валентность некоторых химических элементов

Символ элемента   Валентность Символ элемента   Валентность
 H, Li, Na, K, F, Ag  C, Si, Sn, Pb  II, IV
 Be, Mg, Ca, Ba, Zn, O II  N  I, II, III, IV
 Al, B III  P, As, Sb  III, V
 S II, IV, VI  Cl  I, II,III, IV,V, VII
 Br, I I, III, V  Ti  II, III, IV

Стоит отметить, что высшая валентность элемента численно совпадает с порядковым номером группы Периодической Системы, в которой он находится. Например, углерод находиться в IV группе, его высшая валентность равна IV. Исключение составляют три элемента:

  • азот – находится в V группе, но его высшая валентность IV;
  • кислород – находится в VI группе, но его высшая валентность II;
  • фтор – находится в VII группе, но его высшая валентность – I.

Исходя из того, что все элементы расположены в восьми группах Периодической Системы, валентность может принимать значения от I до VIII.

Составление формул веществ при помощи валентности

Для составления формул веществ при помощи валентности воспользуемся определенным алгоритмом:

 Алгоритм  Пример
Записать химические формулы элементов
Вверху, над символами элементов записать значение их валентности. Для элементов с переменной валентностью конкретная валентность указана в условии
Найти наименьшее общее кратное (НОК) значений валентности, записать его вверху
Поделить НОК на значения валентностей элементов – это индексы, выражающие число атомов  10:V=2(P) 10:II=5(O) P2O5

 

Определение валентности по формуле вещества

Чтобы определить валентность элементов по формуле вещества, необходим обратный порядок действий. Рассмотрим его также при помощи алгоритма:

Алгоритм Пример
Записать формулу вещества
Указать известную валентность элемента (для элементов с постоянной валентностью)
Найти наименьшее общее кратное (НОК) валентности и индекса элемента
Поделить значение НОК на индекс элемента, валентность которого неизвестна

 

При изучении данного параграфа были рассмотрены сложные вещества, в состав которых входят только два вида атомов химических элементов. Формулы более сложных веществ составляются иначе.

Бинарные соединения – соединения, в состав которых входит два вида атомов элементов

Для определения порядка последовательности соединения атомов используют структурные (графические) формулы веществ. В таких формулах валентности элементов обозначают валентными штрихами (черточками). Например, молекулу воды можно изобразить как

Н─О─Н

Графическая формула изображает только порядок соединения атомов, но не структуру молекул. В пространстве такие молекулы могут выглядеть иначе. Так, молекула воды имеет угловую структурную формулу:

  • Валентность – способность атомов элементов присоединять определенное число атомов других химических элементов
  • Существуют элементы с постоянной и переменной валентностью
  • Высшая валентность химического элемента совпадает с его номером группы в Периодической Системе химических элементов Д.И. Менделеева. Исключения: азот, кислород, фтор
  • Бинарные соединения – соединения, в состав которых входит два вида атомов химических элементов
  • Графические формулы отражают порядок связей атомов в молекуле при помощи валентных штрихов
  • Структурная формула отражает реальную форму молекулы в пространстве

Валентность и степень окисления

Валентность химического элемента определяет сколько одинарных химических связей способны образовывать атомы этого элемента с другими атомами. Атомы многих химических элементов могут проявлять разную валентность.

Химическую связь образует общая электронная пара двух атомов, которая образуется в ковалентной связи. Таким образом, валентность атомов определяется только в ковалентных соединениях. В ионной и металлической связи нет общих электронных пар, поэтому для веществ с такой связью понятие валентности не уместно.

Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома не может быть больше 8 электронов, то валентность атомов разных химических элементов изменяется от I до VIII.

В структурных формулах молекул валентность изображают черточками между атомами. Сколько черточек отходит от одного атома, такова и его валентность.

Высшая валентность атома химического элемента в оксиде, равна номеру группы, в которой он находится. Так, углерод находится в IV группе и его высший оксид — CO2. Для натрия — Na2O, для хлора — Cl2O7.

Однако обычно атом проявляет валентность, равную количеству его неспаренных электронов. Так у галогенов — это один электрон, у кислорода — два, у водорода и щелочных металлов — по одному.

Степень окисления, по сравнению с валентностью, более универсальное понятие. Оно не зависит от вида химической связи и является характеристикой для соединений как с ковалентной, так и ионной и металлической связью. Степень окисления — это условный заряд на атоме в веществе. При определении степени окисления делают предположение, что все связи в соединении ионные. Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.

В простых случаях степень окисления совпадает с зарядами ионов. Однако в отличие от заряда ионов степень окисления записывают после знака «+» или «-». Например:

Na+Cl, Ca+2O-2, C+4O2-2

Поскольку металлы обычно образуют ионные связи неметаллами, то под их валентность понимают именно степень окисления.

В простых веществах степень окисления атомов считают равной нулю. Однако валентность не равна нулю, она равна числу общих электронных пар между атомами. Например, в молекуле h3 валентность атомов равна I, а степень окисления 0.

Отрицательную степень окисления имеют атомы с большей электроотрицательностью. Так в хлориде калия K+1Cl-1 электронная пара смещена к хлору.

При определении степеней окисления атомов в молекуле следует иметь в виду, что сумма степеней окисления должна быть равна нулю, так как молекула электронейтральна.

Валентность химических элементов (Таблица)

Валентность химических элементов – это способность у атомов хим. элементов образовывать некоторое число химических связей. Принимает значения от 1 до 8 и не может быть равна 0. Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).

Как можно определить валентность в соединениях:

— Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении h3O валентность O равна 2.

— Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.

— Высшая валентность всегда равна № группы.

— Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.

— У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.

— У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.

 

Валентность химических элементов может быть постоянной и переменной. Постоянная в основном у металлов главных подгрупп, переменная у неметаллов и металлов побочных подгруп.

Таблица валентности химических элементов










































































































Атомный №

Химический элемент

Символ

Валентность химических элементов

Примеры соединений

1

Водород / Hydrogen

H

I

HF

2

Гелий / Helium

He

отсутствует

— 

3

Литий / Lithium

Li

I

Li2O

4

Бериллий / Beryllium

Be

II

BeH2

5

Бор / Boron

B

III

BCl3

6

Углерод / Carbon

C

IV, II

CO2, CH4

7

Азот / Nitrogen

N

III, IV

NH3

8

Кислород / Oxygen

O

II

H2O, BaO

9

Фтор / Fluorine

F

I

HF

10

Неон / Neon

Ne

отсутствует

— 

11

Натрий / Sodium

Na

I

Na2O

12

Магний / Magnesium

Mg

II

MgCl2

13

Алюминий / Aluminum

Al

III

Al2O3

14

Кремний / Silicon

Si

IV

SiO2, SiCl4

15

Фосфор / Phosphorus

P

III, V

PH3, P2O5

16

Сера / Sulfur

S

VI, IV, II

H2S, SO3

17

Хлор / Chlorine

Cl

I, III, V, VII

HCl, ClF3

18

Аргон / Argon

Ar

отсутствует

— 

19

Калий / Potassium

K

I

KBr

20

Кальций / Calcium

Ca

II

CaH2

21

Скандий / Scandium

Sc

III

Sc2S3

22

Титан / Titanium

Ti

II, III, IV

Ti2O3, TiH4

23

Ванадий / Vanadium

V

II, III, IV, V

VF5, V2O3

24

Хром / Chromium

Cr

II, III, VI

CrCl2, CrO3

25

Марганец / Manganese

Mn

II, III, IV, VI, VII

Mn2O7, Mn2(SO4)3

26

Железо / Iron

Fe

II, III

FeSO4, FeBr3

27

Кобальт / Cobalt

Co

II, III

CoI2, Co2S3

28

Никель / Nickel

Ni

II, III, IV

NiS, Ni(CO)4 

29

Медь / Copper

Сu

I, II

CuS, Cu2O

30

Цинк / Zinc

Zn

II

ZnCl2

31

Галлий / Gallium

Ga

III

Ga(OH)3

32

Германий / Germanium

Ge

II, IV

GeBr4, Ge(OH)2

33

Мышьяк / Arsenic

As

III, V

As2S5, H3AsO4

34

Селен / Selenium

Se

II, IV, VI,

H2SeO3

35

Бром / Bromine

Br

I, III, V, VII

HBrO3

36

Криптон / Krypton

Kr

VI, IV, II

KrF2, BaKrO4

37

Рубидий / Rubidium

Rb

I

RbH

38

Стронций / Strontium

Sr

II

SrSO4

39

Иттрий / Yttrium

Y

III

Y2O3

40

Цирконий / Zirconium

Zr

II, III, IV

ZrI4, ZrCl2

41

Ниобий / Niobium

Nb

I, II, III, IV, V

NbBr5

42

Молибден / Molybdenum

Mo

II, III, IV, V, VI

Mo2O5, MoF6

43

Технеций / Technetium

Tc

I — VII

Tc2S7

44

Рутений / Ruthenium

Ru

II — VIII

RuO4, RuF5, RuBr3

45

Родий / Rhodium

Rh

I, II, III, IV, V

RhS, RhF3

46

Палладий / Palladium

Pd

I, II, III, IV

Pd2S, PdS2

47

Серебро / Silver

Ag

I, II, III

AgO, AgF2, AgNO3

48

Кадмий / Cadmium

Cd

II

CdCl2

49

Индий / Indium

In

III

In2O3

50

Олово / Tin

Sn

II, IV

SnBr4, SnF2

51

Сурьма / Antimony

Sb

III, IV, V

SbF5, SbH3

52

Теллур / Tellurium

Te

VI, IV, II

TeH2, H6TeO6

53

Иод / Iodine

I

I, III, V, VII

HIO3, HI

54

Ксенон / Xenon

Xe

II, IV, VI, VIII

XeF6, XeO4, XeF2

55

Цезий / Cesium

Cs

I

CsCl

56

Барий / Barium

Ba

II

Ba(OH)2

57

Лантан / Lanthanum

La

III

LaH3

58

Церий / Cerium

Ce

III, IV

CeO, CeF3

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

III, IV

PrF4, PrO2

60

Неодим / Neodymium

Nd

III

Nd2O3

61

Прометий / Promethium

Pm

III

Pm2O3

62

Самарий / Samarium

Sm

II, III

SmO

63

Европий / Europium

Eu

II, III

EuSO4

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

III

GdCl3

65

Тербий / Terbium

Tb

III, IV

TbF4, TbCl3

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

III

Dy2O3

67

Гольмий / Holmium

Ho

III

Ho2O3

68

Эрбий / Erbium

Er

III

Er2O3

69

Тулий / Thulium

Tm

II, III

Tm2O3

70

Иттербий / Ytterbium

Yb

II, III

YO

71

Лютеций / Lutetium

Lu

III

LuF3

72

Гафний / Hafnium

Hf

II, III, IV

HfBr3, HfCl4

73

Тантал / Tantalum

Ta

I — V

TaCl5, TaBr2, TaCl4

74

Вольфрам / Tungsten

W

II — VI

WBr6, Na2WO4 

75

Рений / Rhenium

Re

I — VII

Re2S7, Re2O5

76

Осмий / Osmium

Os

II — VI, VIII

OsF8, OsI2, Os2O3

77

Иридий / Iridium

Ir

I — VI

IrS3, IrF4

78

Платина / Platinum

Pt

I, II, III, IV, V

Pt(SO4)3, PtBr4

79

Золото / Gold

Au

I, II, III

AuH, Au2O3, Au2Cl6

80

Ртуть / Mercury

Hg

II

HgF2, HgBr2

81

Талий / Thallium

Tl

I, III

TlCl3, TlF

82

Свинец / Lead

Pb

II, IV

PbS, PbH4

83

Висмут / Bismuth

Bi

III, V

BiF5,  Bi2S3

84

Полоний / Polonium

Po

VI, IV, II

PoCl4, PoO3

85

Астат / Astatine

At

нет данных

— 

86

Радон / Radon

Rn

отсутствует

— 

87

Франций / Francium

Fr

I

— 

88

Радий / Radium

Ra

II

RaBr2

89

Актиний / Actinium

Ac

III

AcCl3

90

Торий / Thorium

Th

II, III, IV

ThO2, ThF4 

91

Проактиний / Protactinium

Pa

IV, V

PaCl5,  PaF4

92

Уран / Uranium

U

III, IV

UF4, UO3

93

Нептуний

Np

III — VI

NpF6, NpCl4 

94

Плутоний

Pu

II, III, IV 

PuO2, PuF3, PuF4 

95

Америций

Am

III — VI 

AmF3, AmO2 

96

Кюрий

Cm

III, IV 

CmO2, Cm2O3

97

Берклий

Bk

III, IV

BkF3, BkO2 

98

Калифорний

Cf 

II, III, IV

Cf2O3 

99

Эйнштейний

Es 

II, III 

EsF3 

100

Фермий

Fm

II, III

— 

101

Менделевий

Md

II, III 

102

Нобелий

No

II, III

103

Лоуренсий

Lr

III

Номер

Элемент 

Символ

Валентность химических элементов 

Пример

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:

 

Элемент Валентность
Фтор F I
Кислород О II
Металлы IA группы  (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) I
Металлы IIA группы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) II
Алюминий Al III

 

 

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.

 

 

 

Как рассчитать валентность | Sciencing

Обновлено 10 февраля 2020 г.

Трейси МакКоннелл

Рецензировано: Lana Bandoim, B.S.

Валентность — это мера способности атома связываться с другими атомами. Чем выше количество валентных электронов, тем более реакционноспособен атом или молекула.

Сколько электронов на каждой орбитали?

Электроны первыми займут наиболее устойчивое положение. Внутренняя орбиталь (K) вмещает до 2 электронов.Следующая орбиталь (L) содержит до 8 электронов. Следующая орбиталь (M) также содержит до 8 электронов.

Существуют суборбитали s, p, d и f , которые находятся в пределах орбиталей K, L, M, N.

Присутствие 8 электронов на L-орбитали обеспечивает стабильность, исходя из того, что орбиталь заполнена на . Имея 2 на суборбитали s и по 2 на каждой из 3 p суборбиталей, это делает L-орбиталь завершенной. Это относится и к орбитали М.Это называется правилом октета .

Найдите число валентности

Воспользуйтесь периодической таблицей, чтобы найти атомный номер. В первом примере возьмем углерод. Атомный номер 6, что означает 6 протонов и 6 электронов.

На внутренней орбитали электронов 2 электрона, поэтому на следующей орбитали 4 (6 — 2 = 4).

Внешняя орбиталь с 4 электронами, движущимися различными способами, вращая ядро, может создавать 4 одинарные связи.

Можно сказать, что валентность углерода равна 4.

Группы периодической таблицы

Периодическая таблица выстраивает элементы в определенном порядке в зависимости от их поведения. Элементы с одинаковым количеством валентных электронов обладают одинаковыми свойствами. Группы названы по элементу в верхней части столбца периодической таблицы.

Литиевое семейство Group 1A имеет 1 валентный электрон. Атомы в этом столбце периодической таблицы стремятся к терять 1 электрон, и это связывает его с атомом, который предпочитает принимать 1 электрон.

Элементы в группе Бериллий имеют 2 валентных электрона, а элементы в группе кислорода имеют 6. В соответствии с структурой элементов, желающих иметь полную оболочку из электронов, элементы кислородной группы любят получать 2 электрона.

Семейство гелия, также называемое благородными газами, нереактивно, потому что у них нет отверстий во внешней электронной оболочке.

Валентность таких элементов, как железо, принадлежащих к семейству металлов, более сложна и может иметь разные валентности, в зависимости от сил со стороны других атомов вокруг него.Некоторые могут иметь валентность +2 при одних обстоятельствах и +3 при других. Одна из причин этой разницы в том, что в более крупных молекулах орбитали дальше от ядра, а это означает, что сила, удерживающая электрон с атомом, слабее. Другая причина в том, что орбитали иногда близки друг к другу или перекрываются.

Валентность бора (B)

Внутренняя орбиталь является ближайшей к центру атома бора и содержит 2 электрона.

Следующая орбиталь содержит 3 электрона, разделенных на подоболочки s и p. Есть 2 электрона в s и 1 электрон в p. Это крайние 3, так что это реактивные электроны. Каждый будет связываться с другими атомами, разделяя электрон.

Валентность бора равна 3.

Предсказание поведения электронов

Электроны заполняют атомные орбитали определенным образом. Принцип aufbau гласит, что электроны присутствуют на атомных орбиталях, начиная с электронов с самой низкой энергией, за которыми следуют электроны с более высокой энергией.

Орбитальная 1_s_ заполняется перед 2_s, заполняется перед 2_p и так далее. Каждая орбиталь s, p и d имеет емкость для 2 электронов, которые вращаются в противоположных направлениях.

Валентность важно знать, потому что она позволяет предсказать, будет ли атом с большей вероятностью пожертвовать электронов или примет их , и это позволяет узнать, как атом будет взаимодействовать с другими атомами.

Что такое валентные электроны и как их найти? Где они расположены?

Валентные электроны — это те электроны, которые находятся во внешней оболочке, окружающей атомное ядро.Валентные электроны имеют решающее значение, потому что они дают глубокое понимание химических свойств элемента: является ли он электроотрицательным или электроположительным по природе, или они указывают порядок связи в химическом соединении — количество связей, которые могут быть образованы между двумя атомами.

Поскольку ковалентные связи образуются за счет разделения электронов в конечной оболочке, число указывает, сколько связей может быть образовано.

Что такое валентные электроны?

Валентные электроны — это электроны, расположенные на внешней оболочке атома.Другими словами, это электроны, которые могут быть получены или потеряны в ходе химической реакции.

Где валентные электроны?

Независимо от типа химической связи между атомами, будь то ионная, ковалентная или металлическая связь, изменения в атомной структуре ограничиваются электронами во внешней оболочке, то есть валентными электронами.

Самый простой метод — это сослаться на атомную конфигурацию элемента и просто подсчитать электроны в самой внешней оболочке.Однако это будет чрезвычайно трудоемкая задача, поскольку нам, возможно, придется рыться в учебниках, чтобы найти конфигурации, которых мы не знаем.

Однако не стоит беспокоиться, так как существует гораздо более простой способ определения этого желанного числа. Это более общий подход, требующий всего лишь одного небольшого великолепного прямоугольного листа бумаги — таблицы Менделеева.

Чтобы определить количество валентных электронов элемента, нам нужно только обратиться к периодической таблице и найти положение элемента в ней.

Валентные электроны и таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева представляет собой четкое расположение всех элементов, открытых до сих пор. Элементы расположены слева направо в порядке возрастания их атомных номеров или количества протонов или электронов, которые они содержат.

Элементы делятся на четыре категории: элементы основной группы, переходные элементы, лантаноиды и актиниды. Последние два также называются внутренними переходными элементами .

Таблица содержит всего 18 столбцов, формально известных как группы , , а также строки, формально известные как периоды . В подтаблице вверху 7 строк, а внизу — 2 строки. Переходные элементы образуют мост или закрепляют переход между элементами 2-й и 13-й групп.

Как найти валентные электроны?

Когда мы спускаемся по группе, количество валентных электронов остается прежним, хотя количество оболочек увеличивается.

В то время как валентные электроны за период постепенно поднимаются на единицу, количество оболочек остается неизменным. Номер периода (номер строки, чтобы напомнить вам), в котором можно найти элемент, указывает количество оболочек, окружающих его ядро.

Итак, какое значение имеет номер группы?

Валентные электроны элементов, отличных от переходных элементов — элементы основной группы

В то время как номер периода указывает количество оболочек, номер группы указывает количество валентных электронов во внешней оболочке.В частности, число в разряде единиц. Однако это верно только для основных элементов группы — элементов, населяющих группы 1-2 и 13-18.

Правило неприменимо к элементам перехода и внутренним элементам перехода (мы рассмотрим эту причину через минуту). Например, натрий (Na) находится в периоде 3, группе 1, что означает, что он имеет 3 оболочки и один электрон в валентной оболочке.

Или вы можете рассматривать хлор в Группе 17. Соответственно, чтобы определить его валентные электроны, мы должны искать только число вместо единиц: 7.Как и ожидалось, это именно количество электронов в его валентной оболочке.

Этот метод простого обращения к периодической таблице и определения соответствующего номера группы устранил хлопоты и сложности, которые когда-то сопровождали трудный поиск индивидуальных атомных конфигураций.

А как насчет валентных электронов элементов между ними? Конечно, мы не должны забывать о лантаноидах и актинидах…

Краткое объяснение того, как оболочки заполняются электронами

Переходные элементы мало чем отличаются от металлов, которые идут плечом к плечу в элементах основной группы.Они очень похожи на металлы: они пластичны, пластичны и могут проводить как тепло, так и электричество. Тот факт, что два лучших проводника — медь (Cu) и алюминий (Al) — являются переходными металлами, показывает, насколько их свойства перекрываются.

Однако они не дублируют результаты, полученные нами с помощью вышеуказанного метода. Мы не можем подсчитать их валентные электроны, просто ссылаясь на номер их группы.

Чтобы понять это исключение, нам нужно понять, как электроны занимают оболочки в любом элементе .

Однако сначала мы должны отучиться от школьного метода заполнения оболочек вокруг атомного ядра: помните 2..8..8..18 и так далее? Что ж, есть причина, по которой мы распределяем электроны именно таким образом.

Аналогия с солнечной системой, которая описывает упорядочение электронов вокруг атома, совершенно неверна. Его следует немедленно устранить, но поскольку он облегчает трудности, связанные с представлением модели закона ual , учебники для старших классов в основном полагаются на это элементарное объяснение.

Электроны не занимают твердые оболочки вокруг своего ядра. На самом деле их положение вокруг ядра весьма неопределенно. Они могут занимать только определенные энергетические уровни вокруг ядра. Скорее всего, их там и можно найти. Технически эти уровни называются квантовыми состояниями и обозначаются так называемыми квантовыми числами n .

Теперь следующее предложение может показаться лицемерным, но квантовые числа можно рассматривать как старые добрые оболочки, но теперь с подоболочками, которые технически известны как орбитали (s, p, d, f).Несмотря на это упрощение, он вполне подходит для ускоренного курса, подобного этому.

Существует правило, ограничивающее количество электронов, которое может вместить суб-оболочка: s-2, p-6, d-10 и f-14. Если этого было недостаточно, добавляя к бреду, оболочки можно заполнять только в определенном порядке, указанном ниже. Назовем это правилом правилом .

Электроны должны заполняться только слева направо именно в этом порядке.

Если бы мы неосознанно распределяли электроны относительно того, как выстроены суб-оболочки, как показано на рисунке выше, кальций (Ca) с атомным номером 20 имел бы конфигурацию 2,8,10 (2, 2+ 6, 2 + 6 + 2).Любой школьный учебник химии скажет вам, что это неверно, так как точная конфигурация — 2,8,8,2.

Однако, поскольку мы должны соблюдать правило , мы наблюдаем, что 4 должны быть заполнены до 3d, , так что теперь 8 в 3-й оболочке и 2 в 4-й, что составляет конфигурацию: 2,8,8 , 2. Вуаля! Как весело воскликнул бы Ричард Фейнман: «Удовольствие узнавать все! К сожалению, радость прожита наполовину — причина , самого правила , эта кажущаяся абсурдность, выходит за рамки данной статьи.

Хорошо, теперь, когда мы знаем, как заполняются оболочки, мы можем пойти дальше и найти количество валентных электронов в переходных элементах.

Валентные электроны лантаноидов и актинидов (переходные и внутренние переходные элементы)

Рассмотрим скандий (Sc) с его атомным номером 21. Заполняя электроны в соответствии с нашим правилом , , мы видим, что 21-й электрон занимает 3d-суб- оболочка. Однако, поскольку ранее заполненная 4-я оболочка (4s) имеет 2 электрона и, по-видимому, является самой внешней оболочкой, количество валентных электронов равно 2.

Аналогично, каждый переходный элемент в 4-м периоде должен иметь 2 валентных электрона. Причина в том, что хотя 3d заполняется раньше, чем 4s, два электрона, расположенные в 4-й оболочке, являются обитателями самой внешней оболочки и по праву заслуживают обозначения валентных электронов.

Фактически, это верно для переходных элементов в каждый период. Рассмотрим Золото (Au), находящееся в 6 периоде (строке) и 11 группе (столбце). В процессе наполнения его раковин можно понять, что после начинки 5d следует начинка 6s.А поскольку 6-я оболочка расположена выше 5-й, количество валентных электронов равно… * барабанная дробь * … 2!

Однако именно так электроны в идеале и выстроились бы в линию. Энергетические различия между этими оболочками ничтожны, и электроны (или Природа, если на то пошло) жаждут стабильности больше всего на свете. Электрон с радостью совершит прыжок на соседнюю оболочку с относительно эквивалентной энергией, чтобы достичь более стабильной конфигурации.

Хорошим примером является непостоянная конфигурация атома меди (Cu).

Загадочный случай валентных электронов меди

Медь имеет 29 электронов, поэтому самые задние электроны выстраиваются в линию как… 4s2-3d9. Для меди конфигурация немного тревожит — более стабильной конфигурацией было бы 10 электронов в 3d-оболочке, и это именно то, что мы наблюдаем!

Так как энергии оболочек сравнимы, электрон 4s совершает скачок в 3d, чтобы получить стабильную конфигурацию. Количество валентных электронов теперь 1!

Ряд элементов среди переходных элементов демонстрируют эту странность, которая также наблюдается на внутренних переходных элементах из-за сравнимых уровней энергии оболочек f, d и s.

Таким образом, можно сказать, что количество валентных электронов для переходных элементов и внутренних переходных элементов изменяется непредсказуемым образом.

Хотя количество валентных электронов для переходных элементов все еще можно предсказать — и большинство из них в конечном итоге равняется 2, — такое предсказание для внутренних переходных элементов невозможно имитировать.

Статьи по теме

Статьи по теме

Причудливое поведение их валентных электронов, бесконечно дрожащих и подпрыгивающих в нерешительности, отрицает любые попытки получить уникальную стабильную конфигурацию, что делает предсказать количество валентных электронов практически невозможным!

квантовая химия — Как найти количество валентных электронов?

«п» и «д».

Есть один тип орбиталей. Он сферический. Таким образом, s-орбиталь может содержать только 2 электрона.
Есть три типа «p» -орбиталей. Они одинаковой формы (как гантели), но ориентированы в разных направлениях — по осям x, y и z. Таким образом, p-орбиталь может содержать $ 2 x $ 3 = 6 электронов.
Существует пять типов d-орбиталей (10 электронов) и семь типов f-орбиталей (14 электронов).

Заполните орбитали в следующем порядке (следуя красным стрелкам), который возрастает по энергии.1 $, что дает нам всего 3. Самая удаленная орбита — это вторая орбита, и общее количество электронов на ней равно одному. Следовательно, валентность лития одна.

Однако гораздо проще сделать это так, как я показал выше, как с натрием. Не нужно вводить все орбитали

Что касается вращения, просто помните, что вы должны заполнить всю орбиталь электронами со спином вверх, прежде чем начинать откладывать электроны со спином вниз. Не чередуйте просто вверх и вниз.

Давайте поговорим об орбитали «p». Каждый «тип» p-орбитали должен иметь электроны со спином вверх перед добавлением спина вниз. Таким образом, перед тем, как вы начнете добавлять электроны со спином вниз, будет 3 электрона с восходящим спином. Кроме того, вы не можете перейти к следующей орбите, не заполнив предыдущую полностью ОЧЕРЕДНЫМ количеством вращений вверх и вниз.

для фосфора; допустим, мы заполнили орбитали 1, 2 и 2p. Теперь мы добавляем одно вращение вверх к тройкам, за которым следует вращение вниз. Это оставляет нам еще 3 электрона, которые нужно добавить к валентной орбите (3-й).Это ‘p’ -орбиталь, которая должна иметь 3 электрона с восходящим спином, прежде чем могут быть размещены какие-либо нисходящие. Но у нас осталось только 3! Таким образом, все будут электронами со спином вверх на валентной орбите. Таким образом, у нас будет общее вращение +3/2.

Надеюсь, я не слишком усложнял, но на самом деле я постарался сделать это как можно короче. Я еще совсем немного упустил.

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

27.10.2017 Обновление

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Вопрос: Почему октеты особенные?

Обратной стороной существования стабильных оболочек неоктетной валентности является следующее: почему оболочки октетов обеспечивают такой глубокий и универсальный минимум энергии, что вся периодическая таблица состоит из строк, заканчивающихся (кроме гелия) благородными газами с октетные валентные оболочки?

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

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

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

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

Заключительное примечание

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

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

Оригинальный ответ 2014 г. (без изменений)

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

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

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

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

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

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

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

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

Наконец, более неоднозначным примером является гексафторид серы:

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

Обновление 04.04.2014

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

Верхняя эквивалентность прямой линии тривиальна, поскольку полученная линия идентична по внешнему виду и значению стандартной ковалентной связи в органической химии.

Второе обозначение u-связи является новым. Я изобрел его из-за разочарования в старшей школе в 1970-х (да, я такой старый), но никогда ничего не делал с этим в то время.

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

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

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

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

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

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

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

Химия 101: Как найти валентные электроны

Химия — вот что делает вещи! Это может быть немного упрощенно, но на самом деле мы говорим об элементах, молекулах, связях, реакциях, взрывах и вещах, о которых говорит Нил де Грасс Тайсон.

Когда мы говорим о химии, мы говорим о строительных блоках Вселенной, какой мы ее знаем. Все элементы действуют как кубики Lego, соединяясь друг с другом, пока не получится нечто большее, чем сумма его частей, например металлы, вода, химические соединения и даже живые существа. Иногда они не так хорошо слипаются и разваливаются или взрываются, превращаясь в самые простые формы. Именно эти связи и реакции составляют Вселенную, какой мы ее знаем, видим и переживаем.

Если все это кажется достаточно увлекательным, то есть отличное место, чтобы начать с Основных принципов химии. Этот класс заложит основу для дальнейшего обучения. Он даже касается сути этой статьи об электронах, которые делают все это, так называемых валентных электронах.

Атомов

Начнем с атомов. Атомы состоят из протонов (положительно заряженные частицы), электронов (отрицательно заряженные частицы) и нейтронов (без заряда).В ядре находятся протоны и нейтроны, что определяет вес атома. Это самые основные формы, с которыми мы имеем дело в химии.

Корпуса

Электроны в атоме живут по орбитам, перемещаясь, как ослепляюще быстрые планеты в облаке вокруг ядра. Эти орбиты имеют разные уровни энергии в зависимости от их расстояния от ядра и называются оболочками. Каждая оболочка имеет определенное количество электронов, которое она может иметь, и их количество увеличивается на фиксированное число.По мере увеличения уровня оболочки энергия оболочки увеличивается из-за дополнительных электронов. У каждой оболочки также есть подоболочки, количество которых также увеличивается с увеличением номера оболочки. Итак, первая оболочка имеет одну подоболочку и помечена как 1s. Следующая подоболочка — 2 и содержит две подоболочки, 2s и 2p. Третий номер, как вы уже догадались, 3 и имеет подоболочки s, p и d. Следующая оболочка состоит из четырех подоболочек, обозначенных s, p, d и f.

Этот разговор об оболочках фактически начинает касаться квантовой механики, совершенно другой и более запутанной темы.Если это вызвало у вас интерес и вы хотите выйти за рамки базовой химии и погрузиться в странный мир квантовой механики, вы можете посетить этот курс: «Квантовая физика: обзор странного мира». Вы познакомитесь с невероятными возможностями, которые составляют физический мир вокруг нас. Конечно, пьянящая штука.

Поиск валентных электронов

Так как же проще всего найти эти электроны? Проверяя место элемента в таблице Менделеева.На первый взгляд, таблица Менделеева кажется, что кто-то просто сложил вещи в какой-то странный ассортимент, используя цвета, чтобы различать предметы, а затем пронумеровал их. Но в этом безумии есть своя методика. Для наших целей мы будем смотреть на столбцы в таблице с номерами от 1 до 18. Помните, столбцы идут вверх и вниз.

Эти столбцы представляют группы или семейства элементов. Они связаны подобием электронов в их внешней оболочке, где расположены валентные электроны.Эти группы получают свои имена либо по номеру группы, либо по элементу в верхней части столбца (исключение составляет литиевая группа). Хотя вы можете услышать и другие названия некоторых из этих групп, вы не ошибетесь, если будете придерживаться номеров или названий их элементов.

Эти столбцы пронумерованы от 1 до 18. Для определения валентных электронов мы игнорируем столбцы 3–12. Эти ребята — «переходные металлы», и их свойства обнаруживать валентные электроны отличаются от других элементов.Итак, идем слева направо, номер 1-8 для групп 1-2 и 13-18, помня, что, хотя гелий висит на дальнем конце, у него только 2 валентных электрона, вместо максимального числа 8, как у другого. элементы в своей группе.

Глядя на таблицу, мы можем увидеть, пересчитав и пропустив переходные металлы, что элемент фосфор (P) имеет 5 валентных электронов. Вот и все.

из Wikimedia

Для переходных металлов (группы 3–12) определить валентные электроны сложнее.Их атомная структура такова, что их d-подоболочка является неполной. Это означает, что оболочка, которая находится ниже внешней оболочки, будет местом реакции валентных электронов. Все усложняется.

Но не все «валентные оболочки» действительно будут иметь валентные электроны! Иногда эти оболочки будут заполнены или закрыты, что означает, что у них нет электронов, с которыми можно было бы взаимодействовать. Эти атомы не будут реагировать или образовывать связи, и поэтому называются инертными (вы также можете назвать инертным того, кто сидит на диване и смотрит телевизор весь день, но это не имеет ничего общего с химией).Все благородные газы в группе 18 инертны.

Способ найти валентные электроны без таблицы Менделеева — это использовать атомный номер и нарисовать диаграмму. Атомный номер — это количество протонов и электронов в атоме. Это означает, что атомный номер 8 (кислород) имеет 8 протонов и 8 электронов.

Нарисуем это в виде простой диаграммы. Представьте, что атом представляет собой набор кругов с точкой посередине. Эта точка будет ядром, а круги — его оболочками. Первым из элементов является водород (H) с атомным номером 1.У него 1 протон в ядре и 1 электрон, плавающий в его оболочке. Это будет выглядеть так:

Поскольку он находится в группе 1, мы можем выяснить, что этот один электрон является валентным электроном для H и что это элемент с высокой реакционной способностью.

Это было достаточно просто, имея дело с одним электроном. А кислород? С учетом 8 электронов, это еще не все. Как упоминалось ранее, оболочки могут содержать только определенное количество электронов. Первый может иметь только 2, а следующий может иметь до 8 (2 для подоболочки s, а затем еще 6 для подоболочки p).Начиная с внутренней оболочки, мы можем заполнить эти 2, а затем оставшиеся 6 перейти к следующей.

Поскольку эта оболочка может нести максимум 8, она не инертна и имеет 6 валентных электронов. Если вы посмотрите периодическую таблицу и посчитаете группы, вы увидите, что она попадает в группу 6, что соответствует приведенной выше диаграмме.

Вот и все: несколько основных указателей, которые помогут вам найти валентные электроны.

Удачи!

Последнее обновление страницы: июль 2021 г.

Что такое валентность атома?

размещено на

Какова валентность атома?

Валентность определяет, с каким количеством атомов элемента может объединяться конкретный атом.Теперь давайте объясним предыдущее утверждение на примерах соединений, которые мы все знаем:

HCl: соляная кислота

H 2 O: вода

H 3 N: аммиак и

H 4 C: метан

В HCl атомы водорода и хлора объединяются в соотношении 1 к 1. Как узнать это из химической формулы? Вы знаете это, потому что, когда атомы объединяют атом за атомом, индексы атомов в химической формуле также существуют в соотношении 1 к 1.В результате, если в химической формуле нет нижних индексов, это обычно означает, что атомы объединяют атом за атомом.

В H 2 O, вы можете видеть, что атомы водорода и кислорода объединяются в соотношении 2 атома водорода к 1 атому кислорода.

В H 3 N, вы можете видеть, что атомы водорода и азота объединяются в соотношении 3 атома водорода к 1 атому азота.

Чтобы определить объединяющую способность (валентность) элемента, мы должны выбрать один элемент в качестве стандарта, с которым мы можем сравнивать с ним другие элементы.К счастью, атом водорода не может соединяться более чем с одним атомом любого другого элемента. По этой причине химики выбрали его в качестве стандарта и присвоили ему валентность 1. Так что же такое валентность? Валентность — это объединяющая способность элемента, и она определяет, с каким количеством атомов элемента может сочетаться конкретный атом. В результате в H 2 O кислород (O) имеет валентность 2 (напомним, что водороду присвоена валентность 1).

В H 3 N валентность азота (N) равна 3, а в H 4 C валентность углерода равна 4.

Можете ли вы определить валентность элемента по его электронной конфигурации?

Не всегда! Чтобы определить валентность азота по его электронной конфигурации, вы должны подсчитать количество неспаренных электронов, занимающих самых высоких энергетических уровня . Давайте воспользуемся моделью ниже, чтобы определить валентность азота (N) и кислорода (O).

Из орбитальной диаграммы N, 2p-орбиталь имеет три неспаренных электрона (валентность 3), которые она может использовать для объединения с водородом для получения аммиака ( H, 3 N) .

Точно так же кислород имеет два неспаренных электрона (валентность 2) на 2p-орбитали, которые он может использовать для соединения с водородом для образования воды ( H, 2 O).

Иногда валентность не очевидна из электронной конфигурации . Давайте проиллюстрируем это на углероде.

Электронная конфигурация углерода

Из орбитальной диаграммы слева вы можете сказать, что углерод имеет только два неспаренных электрона, следовательно, имеет валентность 2.Однако в соединении CH 4, один атом углерода соединяется с 4 атомами водорода. Так как же углерод делает это? Углерод может образовывать CH 4 , потому что один из 2s-электронов перемещается с 2s на 2p-орбиталь. Это продвижение приводит к появлению четырех неспаренных электронов, которые затем могут объединяться с 4 атомами водорода с образованием CH 4.

Наконец, элемент с валентностью 1 называется одновалентным, 2 — двухвалентным, 3 — трехвалентным и 4 — четырехвалентным.Обычно химики могут определить валентность любого элемента, связав его с количеством атомов водорода, с которым он может соединиться, или с элементом, который вступает с ним в реакцию и имеет уже определенную валентность.

Что такое валентные электроны?

Валентные электроны — это электроны, которые занимают самый высокий энергетический уровень. Эти электроны обычно доступны для объединения (связи) с другими атомами. Чтобы определить валентные электроны в азоте (N), вы должны подсчитать электроны на самом высоком энергетическом уровне (n = 2, таким образом, подсчитайте электроны на 2s и 2p орбиталях).Если вы это сделаете, валентные электроны N будут равны 5. Для кислорода (O) — 6, а для углерода (C) — 4.

Может ли периодическая таблица определить, сколько валентных электронов имеет элемент?

Да! Из системы нумерации периодической таблицы ИЮПАК валентные электроны элемента можно определить, прочитав последнюю цифру номера группы в верхней части столбца (имейте в виду, что, поскольку первая и вторая группы имеют однозначные цифры, эти цифры будут представлять последняя цифра столбца). Однако есть исключение.Только элементы в группе 10 могут иметь десять валентных электронов. Вот таблица Менделеева, показывающая подробности.

Таблица Менделеева

.

1.3: Валентные электроны и открытые валентности

Валентный электрон — это электрон, который связан с атомом и может участвовать в образовании химической связи; в одинарной ковалентной связи оба атома в связи вносят один валентный электрон для образования общей пары. Присутствие валентных электронов может определять химические свойства элемента и то, может ли он связываться с другими элементами: для элемента основной группы валентный электрон может находиться только во внешней электронной оболочке.6 \)) химически инертен. Атом с одним или двумя валентными электронами больше, чем закрытая оболочка, очень реактивен, потому что лишние валентные электроны легко удаляются с образованием положительного иона. Атом с одним или двумя валентными электронами меньше, чем закрытая оболочка, также является высоко реактивным из-за тенденции либо получать недостающие валентные электроны (тем самым образуя отрицательный ион), либо делить валентные электроны (тем самым образуя ковалентную связь).

Подобно электрону во внутренней оболочке, валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в виде фотона.Увеличение энергии может заставить электрон переместиться (прыгнуть) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение. Или электрон может даже вырваться из валентной оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая излучение фотона), он может перемещаться во внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.

Число валентных электронов

Число валентных электронов элемента может быть определено группой периодической таблицы (вертикальный столбец), в которой этот элемент отнесен к категории.За исключением групп 3–12 (переходные металлы), цифра единиц номера группы указывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом элемента, указанного в этом конкретном столбце.

Периодическая таблица химических элементов

Группа периодической таблицы Валентные электроны
Группа 1 (I) (щелочные металлы) 1
Группа 2 (II) (щелочноземельные металлы) 2
Группы 3-12 (переходные металлы) 2 * (Оболочка 4s завершена и больше не может удерживать электроны)
Группа 13 (III) (борная группа) 3
Группа 14 (IV) (углеродная группа) 4
Группа 15 (V) (пниктогены) 5
Группа 16 (VI) (халькогены) 6
Группа 17 (VII) (галогены) 7
Группа 18 (VIII или 0) (благородные газы) 8 **

* Общий метод подсчета валентных электронов обычно не подходит для переходных металлов.Вместо этого используется модифицированный метод счета d-электронов. ** За исключением гелия, у которого всего два валентных электрона.

Концепция открытой валентности («валентность»)

Валентность (или валентность ) элемента является мерой его объединяющей способности с другими атомами, когда он образует химические соединения или молекулы. Концепция валентности была разработана во второй половине 19 века и успешно объяснила молекулярную структуру многих органических соединений.Поиски основных причин валентности привели к современным теориям химической связи, включая структуры Льюиса (1916), теорию валентных связей (1927), молекулярные орбитали (1928), теорию отталкивания пар электронов валентных оболочек (1958) и все продвинутые методы квантовой химии.

Объединяющая способность или сродство атома элемента определялась числом атомов водорода, с которыми он соединялся. В метане углерод имеет валентность 4; в аммиаке азот имеет валентность 3; в воде кислород имеет валентность два; а в хлористом водороде хлор имеет валентность 1.Хлор, поскольку он имеет валентность, равную единице, может быть заменен водородом, поэтому фосфор имеет валентность 5 в пентахлориде фосфора, PCl 5 . Диаграммы валентности соединения представляют собой взаимосвязь элементов, линии между двумя элементами, иногда называемые связями, представляют насыщенную валентность для каждого элемента. [1] Примеры: —

Валентность описывает только связность, она не описывает геометрию молекулярных соединений или то, что сейчас известно как ионные соединения или гигантские ковалентные структуры.Линия между атомами не представляет собой пару электронов, как на диаграммах Льюиса.

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.