Низшая и высшая валентность углерода: Валентность углерода (C), формулы и примеры

Содержание

Валентность углерода (C), формулы и примеры

Общие сведения о валентности углерода

В свободном состоянии углерод известен в виде алмаза, кристаллизующегося в кубической и гексагональной (лонсдейлит) системе, и графита, принадлежащего к гексагональной системе. Такие формы углерода, как древесный уголь, кокс или сажа имеют неупорядоченную структуру. Также есть аллотропные модификации, полученные синтетическим путем – это карбин и поликумулен – разновидности углерода, построенные из линейных цепных полимеров типа …-C≡ C-C≡C-… или  .. = C = C = C = C = ….

Известны также аллотропные модификации углерода, имеющие следующие названия: графен, фуллерен, нанотрубки, нановолокна, астрален, стеклоуглерож, колоссальные нанотрубки; аморфный углерод, углеродные нанопочки и углеродная нанопена.

В природе углерод находится в виде двух стабильных изотопов 12С (98,892%) и 13С (1,108%).

Валентность углерода в соединениях

Углерод — шестой по счету элемент Периодической таблицы Д. И. Менделеева. Он находится во втором периоде во IVA группе. В ядре атома углерода содержится 6 протонов и 6 нейтронов (массовое число равно 12). В атоме углерода есть два энергетических уровня, на которых находятся 6 электронов (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома углерода.

Электронная формула атома углерода в основном состоянии имеет следующий вид:

1s22s22p2.

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

Наличие двух неспаренных электронов свидетельствует о том, что углерод проявляет валентность II в своих соединения (CIIO).

В атоме углерода есть 1 вакантная орбиталь 2p-подуровня. За счет её наличия электроны 2s-подуровня могут распариваться и один из них совершает переход и занимает свободную 2p-орбиталь, т.е. для углерода характерно возбужденное состояние.

Наличие четырех неспаренных электронов свидетельствует о том, что углерод в своих соединениях (CIVO2, CIVH4, H2CIVO3 и др. ) проявляет валентность равную IV.

Примеры решения задач

Валентность. Степень окисления химических элементов

Валентность химических элементов

Валентность элемента — число химических связей, которые образует один атом данного элемента в данной молекуле.

Валентные возможности атома определяются числом:

  • неспаренных электронов
  • неподеленных электронных пар
  • вакантных валентных орбиталей

Правила определения валентности элементов в соединениях

  1. Валентность водорода принимают за I (единицу).
  2. Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II.
  3. Высшая валентность равна номеру группы.
  4. Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т. е. 8 – № группы.
  5. Валентность может быть постоянной или переменной.
  6. Валентность простых веществ не равна нулю. Исключение VIII группа главная подгруппа (благородные газы).

Валентность элементов не имеет знака.

У металлов, находящихся в главных подгруппах, валентность равна номеру группы. 

У неметаллов в основном проявляются две валентности: высшая и низшая.

Пример

Сера (S) имеет высшую валентность VI и низшую (8 – 6), равную II.

Фосфор (P) проявляет валентности V и III.

Запомни!

В большинстве случаев валентность и степень окисления численно совпадают, хотя это разные характеристики. Но!

  • СО (монооксид углерода) — валентность атома углерода равна III, а степень окисления +2
  • HNO3 (азотная кислота) — валентность атома азота равна IV, а степень окисления +5
  • Н2О2 (пероксид водорода) — валентность водорода равна I, валентность атома кислорода равна II, а степень окисления водорода равна +1, а степень окисления кислорода равна -1.  Аналогично во всех пероксидах валентность кислорода равна II.
  • N2h5 (гидразин) — валентность азота равна III, а степень окисления равна +2.
  •  h3 (I), N2 (III), O2 (II), F2 (I), Cl2 (I), Br2 (I), I2 (I), а степени окисления равны 0.

Степень окисления химических элементов

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, вычисленный в предположении, что все связи в соединении ионные (то есть все связывающие электронные пары полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента).

Численно она равна количеству электронов, которое отдает атом приобретающий положительный заряд, или количеству электронов, которое присоединяет к себе атом, приобретающий отрицательный заряд.

Различие понятий степень окисления и валентность

Понятие валентность используется для количественного выражения электронного взаимодействия в ковалентных соединениях, то есть в соединениях, образованных за счет образования общих электронных пар. Степень окисления используется для описания реакций, которые сопровождаются отдачей или присоединением электронов.

В отличии от валентности, являющейся нейтральной характеристикой, степень окисления может иметь положительное, отрицательное, или нулевое значение. Положительное значение соответствует числу отданных электронов, а отрицательная числу присоединенных. Нулевое значение означает, что элемент находится либо в форме простого вещества, либо он был восстановлен до 0 после окисления, либо окислен до нуля после предшествующего восстановления. 

Определение степени окисления конкретного химического элемента

Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.

Элементы с постоянной степенью окисления

Степень окисления = +№ группы

I группа главная подгруппа степень окисления +1.

II группа главная подгруппа степень окисления +2.

III группа главная подгруппа (бор, алюминий) степень окисления равна +3. 

Исключения

  • Водород (H) в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, за исключением Si(+4)h5(-), B2(+3)H6(-), B(+3)h4(-), где водород принимает степень окисления -1, а в соединениях с металлами водород всегда имеет степень окисления -1: Na(+)H(-), Ca(+2)h3(-). 
  • Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2. Однако в составе пероксидов его степень окисления равна -1 (например h3(+)O2(-), Na(2+)O(2-), Ba(+2)O2(-) и др.), а в соединениях с более электроотрицательным элементом — фтором — степень окисления кислорода положительна: O2(+)F2(-), O(+2)F2(-).
  • Фтор (F) как наиболее электроотрицательный элемент во всех соединениях проявляет степень окисления -1 (хотя расположен в VII группе главной подгруппе).
  • Серебро (Ag) имеет постоянную степень окисления +1 (хотя расположен в I группе побочной подгруппе).
  • Цинк (Zn) имеет постоянную степень окисления +2 (хотя расположен во II группе побочной подгруппе).

Элементы с переменной степенью окисления

Все остальные элементы (за исключением VIII группы главной подгруппы).

Для элементов главных подгрупп:

  • Высшая степень окисления = +№ группы.
  • Низшая степень окисления = +№ группы – 8.
  • Промежуточная степень окисления = +№ группы – 2.

Пример

Фосфор (P)

  • Высшая степень окисления = +5.
  • Низшая степень окисления = -3.
  • Промежуточная степень окисления = +3.

Если молекула образована ковалентными связями, то более электроотрицательный атом имеет отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательный — положительную.  

При определении степени окисления в продуктах химических реакций исходят из правила электронейтральности, в соответствии с которым сумма степеней окисления различных элементов, входящих в состав вещества, должна быть равна нулю. 

Примеры определения степеней окисления в сложных веществах

Задание 1

Определите степени окисления всех элементов в соединение N2O5.

Решение

В молекуле N2O5 более электроотрицательным является атом кислорода, следовательно, он находится в своей низшей степени окисления -2, а атом азота имеет степень окисления +5. Полученная алгебраическая сумма степеней окисления будет равняться нулю: 2*(+5) + 5*(-2) = 0.

Задание 2

Определите степени окисления всех элементов в соединение Na2SO4.

Решение

Степень окисления натрия равна +1, так как это элемент первой группы главной подгруппы. Степень окисления кислорода равна -2, так как данное соединение не относится к исключениям. Сера — это элемент VI группы главной подгруппы, поэтому у нее переменная степень окисления, которую нужно рассчитать.

Степень окисления серы (S) обозначаем за х, учитываем, что алгебраическая сумма степеней окисления равна 0, а также принимаем во внимание число атомов каждого химического элемента, получаем уравнение: 2*(+1) + х + 4(-2) = 0. Отсюда х  = +6. 

Задание 3

Определите степени окисления всех элементов в соединение K2Cr2O7.

Решение

Степень окисления калия равна +1, так как это элемент первой группы главной подгруппы. Степень окисления кислорода равна -2, так как данное соединение не относится к исключениям. Хром — это элемент VI группы побочной подгруппы, поэтому у нее переменная степень окисления, которую нужно рассчитать.Степень окисления серы (Cr) обозначаем за х, учитываем, что алгебраическая сумма степеней окисления равна 0, а также принимаем во внимание число атомов каждого химического элемента, получаем уравнение: 2*(+1) + 2*х + 7(-2) = 0. Отсюда х  = +6. 

Полезные ссылки

Источник материала

Валентность химических элементов (видео)

Степень окисления (видео)

Валентные возможности углерода (видео)

Валентные возможности азота (видео)

Дополнительные материалы

Валентные возможности атомов химических элементов (видео)

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.

 

 

 

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

Валентность
химических элементов. Степень окисления
химических элементов.

  • Такую же
    степень окисления, как и в N2O5,
    азот имеет в соединении:
    1) NO2,
    2) KNO2 3) KNO3,
    4) HNO2

  • Атом
    углерода проявляет валентность, не
    равную IV, в молекуле:
    1) углекислого
    газа, 2) угарного газа, 3) метана, 4)
    угольной кислоты.

  • Степень
    окисления –2 атом серы проявляет в
    каждом из соединений:
    1) FeS2
    и H2S,
    2) H2SO4
    и FeS, 3) SO2
    и H2S,
    4) CaS и H2S.

  • Атом азота
    проявляет валентность, отличную от
    III, в молекуле:
    1) НNO3,
    2) HNO2, 3) N2O3,
    4) NH3.

  • Валентность
    каждого элемента равна III
    в веществе: 1) PH3,
    2) AlP, 3) SiC,
    4) AlCl3.

  • Валентность
    каждого из элементов равна II
    в веществе: 1) AlN, 2) H2O2,
    3) H2S,
    4) MgS.

  • Степень
    окисления +4, а валентность IV
    атом углерода проявляет в соединении:
    1) CH4,
    2) CO, 3) H2CO3,
    4) Al4C3.

  • Положительную
    степень окисления атом кислорода имеет
    в соединении:
    1) Н2О, 2) Н2О2,
    3) F2O,
    4) Fe3O4.

  • Степень
    окисления -4, а валентность IV
    атом углерода имеет в соединении:
    1) СО2,
    2) СН4, 3) Н2СО3,
    4) ССl4.

  • Максимально
    возможную степень окисления атом серы
    проявляет в соединении:
    1) H2S,
    2) H2SO4,
    3) K2SO3,
    4) SF4.

  • Валентность серы в
    соединениях SO2,
    MgS, SO3
    соответственно равна:
    1) II, VI,
    III, 2) IV,
    VI, III,
    3) IV, II, VI,
    4) II, II,
    VI

  • Валентность
    азота в соединениях NH3
    и NO2 соответственно
    равны:
    1) III, IV,
    2) III, V,
    3) IV, III,
    4) III, VI

  • В каком
    соединении хлор проявляет валентность
    III: 1) Cl2O,
    2) Cl2O3,
    3) AlCl3, 4) Cl2O7.

  • Низшие
    степени окисления серы и фосфора
    соответственно равны:
    1) -2, -3, 2) -2, -1,
    3) +3,+2, 4) +2, +3

  • В соединениях
    HNO3 и NH3
    степени окисления азота соответственно
    равны: 1) +5 и +3, 2)
    +6 и -3, 3) +5 и +4, 4) +5 и -3

  • Значения высшей и
    низшей степени окисления фосфора
    соответственно равны:
    1) -3 и +3, 2) +3 и +5, 3) +5 и -3, 4)
    -5 и +3

  • Высшая и низшая
    степени окисления кремния соответственно
    равны: 1) -4 и +2, 2) +4 и -4, 3) 0 и +4, 4) +2 и
    +4

  • Валентности
    металлов в соединениях Al2S3,
    AgCl, FeBr2
    соответственно равны:
    1) III, II,
    I, 2) I,
    II, III,
    3) II, I, I
    4) III, I,
    II

  • Валентность
    углерода в соединениях CO2,
    CH4, Al4C3
    равна соответственно:
    1) II, II,
    IV, 2) IV,
    IV, IV, 3)
    I, II, IV,
    4) IV, I,
    II.

  • Выберите
    формулу соединения хлора, в котором он
    проявляет степень окисления +1:
    1) HCl, 2) Cl2O7,
    3) HClO, 4)
    HCl4.

  • Выберите
    формулу соединения фосфора, в котором
    он проявляет степень окисления – 3:
    1) PH3,
    2) PCl3, 3)
    P2O5,
    4) P2O3.

  • Степень
    окисления азота в NH4Cl
    равна: 1) +3, 2) – 3, 3) +4, 4) – 4.

  • Какой из
    перечисленных элементов может проявлять
    в соединениях как положительную, так
    и отрицательную степень окисления?
    1) неон, 2) фтор, 3) бром, 4) натрий.

  • Как связаны
    валентность и степень окисления атома?

    1) степень окисления всегда меньше
    валентности,
    2) степень
    окисления всегда равна валентности,

    3) степень окисления может
    быть не равна валентности, 4) это
    одно и то же.

  • Выберите формулу
    соединения кислорода, в котором он
    проявляет степень окисления +2:
    1) OF2, 2) Na2O,
    3) KOH, 4) H2O2.

  • Высшую
    валентность, равную 7, может проявлять:

    1) фосфор, 2) кремний, 3)
    железо, 4) хлор.

  • Валентность
    хрома в соединении Сr2O3 равна: 1) II,
    2) III, 3) I, 4) IV.

  • Степень
    окисления +3 фосфор проявляет в соединении:
    1) PH3, 2) H3PO4,
    3) PCl3, 4) AlP.

  • Степень
    окисления углерода в оксалате натрия
    Na2C2O4
    равна: 1) -4, 2) 0, 3) +3, 4) +4.

  • Степень
    окисления -4 углерод проявляет в
    соединении: 1) CaC2,
    2) C2H4,
    3) CO2, 4) Al4C3.

  • Степень
    окисления серы в соединении, формула
    которого K2S2O7,
    равна: 1) -2,
    2) 0, 3) +4, 4) +6.

  • Постоянная
    степень окисления +2 характерна для: 1)
    Al, 2) Na,
    3) Ca, 4) Fe.

  • Постоянная
    степень окисления +1 характерна для: 1)
    Al 2) Na,
    3) Zn, 4)Cu.

  • Постоянная
    степень окисления +3 характерна для: 1)
    Na, 2) Al,
    3) Ca, 4) Fe.

  • Постоянная
    степень окисления – 1 характерна для:
    1) F, 2) Cl,
    3) Br, 4) Li.

  • В каком
    соединении степень окисления азота
    равна +3?

  • 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 →

    таблица или схема постоянной валентности в соединениях и как ее определить по формулам в 8 классе

    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).

    Валентность химических элементов (Таблица)

    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 Beh3
    5 Бор / Boron B III BCl3
    6 Углерод / Carbon C IV, II CO2, Ch5
    7 Азот / Nitrogen N III, IV Nh4
    8 Кислород / Oxygen O II h3O, 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 Ph4, P2O5
    16 Сера / Sulfur S VI, IV, II h3S, 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 Cah3
    21 Скандий / Scandium Sc III Sc2S3
    22 Титан / Titanium Ti II, III, IV Ti2O3, Tih5
    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, h4AsO4
    34 Селен / Selenium Se II, IV, VI, h3SeO3
    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, Sbh4
    52 Теллур / Tellurium Te VI, IV, II Teh3, 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 Lah4
    58 Церий / Cerium Ce III, IV CeO2 , 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, Pbh5
    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

    Источник: https://infotables. ru/khimiya/1071-valentnost-khimicheskikh-elementov

    Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

    Электроотрицательность  — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.

    Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

    • График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
    • При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
    • Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

    Степень окисления

    Степень окисления – условный заряд атома химического элемента  в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т. е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

    Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

    Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

    Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

    Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr +1
    Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd +2
    Алюминий Al +3
    Фтор F -1

    Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

    водород H +1 Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
    кислород O -2 Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

    Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

    Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

    Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

    Кислород VI +2 (в OF2)
    Фтор VII
    Медь I +2
    Железо VIII  +6 (например K2FeO4)

    Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

    • низшая степень окисления неметалла = №группы − 8

    Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

    Валентность

    Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.

    Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

    Валентные возможности атома зависят от количества:

    1. неспаренных электронов
    2. неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
    3. пустых электронных орбиталей валентного уровня

    Валентные возможности атома водорода

    Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня.

    Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

    Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

    Валентные возможности атома углерода

    Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

    Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II.

    Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

    Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей.

    По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

    Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных (  ) орбиталей валентного уровня.

    Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к  тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.

    Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

    Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

    • Для углерода возможны валентности II, III, IV
    • Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
    • В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

    Валентные возможности атома азота

    Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (Nh4), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.

    Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар.

    Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но  также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор(  ) предоставляет ее другому атому с вакантной (  ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е.

    для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

    Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

    Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии.

    Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей.

    Многие  могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

    Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.

    Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

    1. Для азота возможны валентности I, II, III и IV
    2. Валентности V у азота не бывает!
    3. В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
    4. В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония Nh5+, азотная кислота и д.р).

    Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/jelektrootricatelnost-stepen-okislenija-valentnost

    Электроотрицательность. Степень окисления и валентность.

    Электроотрицательность

    Электроотрицательность  — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.

    Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

    График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

    При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

    Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

    Степень окисления

    Степень окисления – условный заряд атома химического элемента  в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

    Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

    1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

    2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

    Элементы, проявляющие постоянную СО
    Значение постоянной СО этого элемента
    Щелочные металлы, т.е. все металлы
    IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
    +1
    Все элементы II группы, кроме ртути:
    Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
    +2
    Алюминий Al +3
    Фтор F -1

    3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

    Элемент
    Степень окисления практически во всех соединениях
    Исключения
    водород H +1 Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
    кислород O -2 Пероксиды водорода и металлов:

    Фторид кислорода — 

    4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

    5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

    Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

    Химический элемент

    Номер группы

    Высшая степень окисления

    Кислород VI +2 (в OF2)
    Фтор VII 0
    Медь I +2
    Железо VIII  +6 (например K2FeO4)

    6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

    низшая степень окисления неметалла = №группы − 8

    Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

    Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

    Пример 1

    Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

    Решение:

    Запишем формулу серной кислоты:

    Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

    Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна  -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF2). Расставим известные степени окисления:

    Обозначим степень окисления серы как x:

    Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

    Т.е. мы получили следующее уравнение:

    Решим его:

    Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

    Пример 2

    Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

    Решение:

    Запишем формулу дихромата аммония:

    Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

    Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

    Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH4+ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH4, заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH4+ и анионами Cr2O72-.

    Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

    Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

    Решая которые, находим x и y:

    Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

    Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.

    Валентность

    Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.

    Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

    Валентные возможности атома зависят от количества:

    1) неспаренных электронов 

    2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней 

    3) пустых электронных орбиталей валентного уровня 

    Валентные возможности атома водорода

    Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

    Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

    Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

    Валентные возможности атома углерода

    Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

    Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

    Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

    Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных (  ) орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к  тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

    Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:

    1) Для углерода возможны валентности II, III, IV

    2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV

    3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму

    Валентные возможности атома азота

    Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

    Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.

    Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но  также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор(  ) предоставляет ее другому атому с вакантной (  ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

    Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

    Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие  могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

    Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т. д.

    em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:

    1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV

    2) Валентности V у азота не бывает!

    3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).

    4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4+, азотная кислота и д.р).

    Валентные возможности фосфора

    Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

    Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

    Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d-подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

    В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s-орбитали:

    Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

    Валентные возможности атома кислорода

    Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

    Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

    Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d-подуровня, распаривание электронов s и p-орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

    Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.

    Валентные возможности атома серы

    Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

    У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода  H2S.

    Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d-подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p-подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

    В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO2, SF4, SOCl2 и т.д.

    При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s-подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

    В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO3, H2SO4, SO2Cl2 и т.д.

    Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

    Элемент углеродной группы | химические элементы

    Элемент углеродной группы , любой из шести химических элементов, составляющих группу 14 (IVa) периодической таблицы, а именно углерод (C), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец ( Pb) и флеровий (Fl).

    таблица Менделеева

    Современная версия периодической таблицы элементов (для печати).

    Британская энциклопедия, Inc.

    Британская викторина

    Периодическая таблица элементов

    Проверьте свою связь с периодической таблицей элементов в этой викторине по всем 118 химическим элементам и их символам.Возможно, вы знакомы с химическими символами водорода и кислорода, но можете ли вы сопоставить такие низкопрофильные элементы, как гадолиний и эрбий, с их соответствующими символами?

    За исключением германия и искусственно полученного флеровия, все эти элементы известны в повседневной жизни либо в чистом виде, либо в виде соединений, хотя, за исключением кремния, в земной коре их нет в большом количестве. Углерод образует почти бесконечное множество соединений как в царстве растений, так и в царстве животных.Кремний и силикатные минералы являются основными компонентами земной коры; кремнезем (диоксид кремния) — песок. Олово и свинец, содержание в коре которых ниже, чем у некоторых так называемых редких элементов, тем не менее обычны в повседневной жизни. Они встречаются в высококонцентрированных месторождениях полезных ископаемых, их можно легко получить в металлическом состоянии из этих минералов, и они используются в качестве металлов и сплавов во многих областях. Германий, с другой стороны, образует несколько характерных минералов и чаще всего встречается только в небольших концентрациях в сочетании с минеральной цинковой обманкой и в углях.Хотя германий действительно является одним из более редких элементов, он приобрел важность после признания его свойств как полупроводника (то есть ограниченной способности проводить электричество).

    Сравнительная химия

    В периодической таблице элементы с восемью крайними электронами образуют группу, известную как благородные газы (Группа 18 [0]), наименее реактивная из элементов. Элементы углеродной группы (Группа 14) с четырьмя электронами занимают среднее положение. Элементы слева от Группы 14 имеют менее четырех электронов в валентной оболочке и имеют тенденцию терять их (со своими отрицательными зарядами), чтобы стать положительно заряженными ионами, что представлено символом элемента с надстрочным индексом, указывающим номер и знак сборы; такие элементы называют металлами.Неметаллы (кроме бора) находятся в группах справа от группы 14; каждый из них имеет более четырех электронов в своей внешней оболочке и имеет тенденцию приобретать электроны для завершения своего октета, образуя отрицательно заряженные ионы.

    Химические реакции происходят в результате обмена электронами между атомами. В общем, если металл теряет несколько валентных электронов в пользу неметалла, образующиеся противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу и образуют связь, классифицируемую как ионную или электровалентную. Два неметалла, ни один из которых не может фактически потерять свои валентные электроны в химической реакции, тем не менее могут разделять их парами таким образом, что получается так называемая ковалентная связь. Атомы металлов будут связываться друг с другом третьим типом связи, которая высвобождает их валентные электроны таким образом, чтобы они могли проводить электричество.

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

    Все атомы углеродной группы, имеющие четыре валентных электрона, образуют ковалентные связи с атомами неметаллов; углерод и кремний не могут терять или приобретать электроны с образованием свободных ионов, тогда как германий, олово и свинец действительно образуют ионы металлов, но только с двумя положительными зарядами.Даже свинец, самый металлический из атомов углеродной группы, не может фактически потерять все четыре своих валентных электрона, потому что, когда каждый из них удаляется, остаток удерживается более прочно за счет увеличения положительного заряда. Поскольку различие между ковалентными и ионными (электровалентными) связями часто является вопросом удобства для химика, а фактическая структура связи внутри молекулы может быть довольно сложной, вместо этого часто полезно просто подсчитать общее количество электронов в элементе. приобретает или проигрывает в связи вне зависимости от характера облигаций.Это число называется степенью окисления или степенью окисления элемента; многие элементы имеют более одной возможной степени окисления, причем каждая степень окисления находится в разных соединениях. Степень окисления элемента обычно обозначается римской цифрой, следующей за названием элемента в соединении — например, свинец (II) означает свинец в степени окисления +2. В альтернативной системе представления после имени элемента используется арабское число; таким образом, лидерство в состоянии +2 записывается в лид (+2).С помощью химического символа элемента степень окисления может быть записана в виде верхнего индекса, как в Pb 2+ . Когда соединения являются ионными, степень окисления также является фактическим зарядом иона. Обычно считается, что ковалентные связи образуются в результате взаимодействия орбиталей (в большинстве случаев только s , p и d орбиталей) определенными и разнообразными способами. Наиболее распространены сигма- и пи-связи, обозначаемые как σ и π соответственно. Сигма-связи симметричны относительно оси связи, в то время как пи-связи нет.Примеры сигма- и пи-связи, а также ионной связи можно найти среди соединений элементов углеродной группы.

    гибридизация

    Давайте рассмотрим пример каждой гибридизации углерода.

    Для нашего первого примера выберем метан, CH 4 . Нарисуйте структуру Льюиса:

    Структура Льюиса показывает четыре группы вокруг атома углерода. Это означает, что сформировалось четыре гибридных орбитали. Чтобы сформировать четыре гибридных орбитали, четыре атомных орбитали были смешаны.S-орбиталь и все три p-орбитали были смешаны, таким образом, гибридизация sp 3 .

    Давайте покажем это, используя атомные орбитали углерода в возбужденном состоянии, находящиеся в валентной оболочке:

    Четыре гибридных орбитали sp 3 будут располагаться в трехмерном пространстве, чтобы уйти как можно дальше друг от друга (чтобы минимизировать отталкивание). Геометрия, которая достигает этого, представляет собой тетраэдрическую геометрию, где любой валентный угол составляет 109,5 o .

    Каждая гибридная орбиталь содержит 1 электрон.Орбиталь водорода 1s войдет и перекрывается с гибридной орбиталью, образуя сигма-связь (лобовое перекрытие), как показано ниже:
    означает то же, что и

    Далее, давайте выберем этен, C 2 H 4 . Изобразите структуру Льюиса:

    Структура Льюиса показывает три группы вокруг каждого атома углерода. Это означает, что для каждого углерода сформировались три гибридные орбитали. Чтобы сформировать три гибридных орбитали, три атомных орбитали были смешаны. S-орбиталь и две из p-орбиталей для каждого углерода были смешаны, таким образом, гибридизация для каждого углерода составляет sp 2 .

    Давайте покажем это, используя атомные орбитали углерода в возбужденном состоянии, находящиеся в валентной оболочке:

    Три гибридных орбитали sp 2 будут располагаться в трехмерном пространстве, чтобы разойтись как можно дальше друг от друга. Геометрия, которая достигает этого, представляет собой тригональную плоскую геометрию, где угол связи между гибридными орбиталями составляет 120 o . Несмешанная чистая p-орбиталь будет перпендикулярна этой плоскости. Имейте в виду, что каждый атом углерода sp 2 и тригонально плоский.

    Обратите внимание, что прямое перекрытие sp 2 орбиталей образует связь, а параллельное перекрытие чистых p-орбиталей образует пи-связь между атомами углерода. Этим объясняется двойная связь углерод-углерод.

    Каждый углерод является тригонально плоским с валентным углом 120 o .

    Наконец, давайте посмотрим на ацетилен, C 2 H 2 . Сначала нарисуйте структуру Льюиса:

    Структура Льюиса показывает две группы вокруг каждого атома углерода.Это означает, что сформировались две гибридные орбитали. Чтобы сформировать две гибридные орбитали, две атомные орбитали были смешаны.

    Давайте покажем это, используя атомные орбитали углерода в возбужденном состоянии, находящиеся в валентной оболочке:

    Две гибридные sp-орбитали располагаются в трехмерном пространстве, чтобы разойтись как можно дальше друг от друга. Достигаемая геометрия представляет собой линейную геометрию со связующим углом 180 o . Две чистые p-орбитали, которые не были смешаны, перпендикулярны друг другу.
    то же, что и

    Тройная связь состоит из одной сигма-связи и двух пи-связей. Геометрия вокруг каждого углерода линейна с валентным углом 180 o .
    Создано с помощью HTML Assistant Pro — 11.05.2001 © Copyrght, 2001, L. Ladon. Разрешается использовать и копировать эти материалы для некоммерческих образовательных целей при следующих условиях: Никакие изменения или модификации не будут производиться без письменного разрешения автора. Знаки регистрации авторских прав и сведения об авторах должны быть сохранены в неизменном виде.

    8.1: Алкеновая структура — химия LibreTexts

    1. Последнее обновление
    2. Сохранить как PDF
    1. Алкены
    2. Структура этена — простейшего алкена
      1. Жесткость в этене

    Цель обучения

    • описывают электронную структуру алкенов с использованием теории молекулярных орбиталей (МО) и орбитальной гибридизации

    Алкены — это класс углеводородов (т. е.е., содержащие только углерод и водород). Они представляют собой ненасыщенные соединения, по крайней мере, с одной двойной связью углерод-углерод. Двойная связь делает алкены более активными, чем алканы. Олефин — еще один термин, используемый для описания алкенов. Алкеновую группу можно также назвать винильной группой, а атомы углерода, разделяющие двойную связь, можно назвать виниловыми атомами углерода.

    Алкенес

    Номенклатура алкенов рассматривается в главе 3. Краткие структурные формулы для первых восьми алкенов перечислены в таблице \ (\ PageIndex {1} \) вместе с некоторыми соответствующими физическими свойствами.Таким образом, CH 2 = CH 2 означает

    .

    Двойная связь является общей для двух атомов углерода и не включает атомы водорода, хотя сжатая формула не делает этот момент очевидным. Обратите внимание, что молекулярная формула этена C 2 H 4 , а для этана — C 2 H 6 . 2 \).2 \) гибридизация. Два других угла (H-C = C) равны 121,5 °.

    Жесткость в Этене

    В молекуле этена есть жесткость из-за атомов углерода с двойной связью. Двойная связь состоит из одной сигма-связи, образованной перекрытием гибридных орбиталей sp 2 , и одной пи-связи, образованной перекрытием параллельных 2 p-орбиталей. В этене нет свободного вращения вокруг сигма-связи углерод-углерод, потому что эти два атома углерода также имеют связь \ (\ pi \). Связь \ (\ pi \) образуется только тогда, когда имеется достаточное перекрытие между верхней и нижней p-орбиталями.Свободное вращение p-орбиталей приводит к тому, что они находятся под углом 90 ° друг к другу, разрывая связь \ (\ pi \), потому что не будет перекрытия. Поскольку связь \ (\ pi \) важна для структуры этена, она не должна разрываться, поэтому не может быть свободного вращения вокруг сигма-связи углерод-углерод. Два атома углерода двойной связи и четыре присоединенных к ним атома лежат в плоскости с валентными углами примерно 120 °, как показано на рисунке ниже

    .

    (a) Каркас с σ-связями образован перекрытием двух наборов однократно занятых углеродных sp 2 гибридных орбиталей и четырех однократно занятых водородных 1 s орбиталей с образованием электронных парных связей.При этом используются 10 из 12 валентных электронов для образования пяти σ-связей (четыре связи C – H и одна связь C – C).

    (b) Одна однократно занятая негибридизированная 2 p z орбиталь остается на каждом атоме углерода с образованием π-связи углерод-углерод. (Примечание: условно, в плоских молекулах ось, перпендикулярная плоскости молекулы, представляет собой ось z ).

    Первые два алкена в таблице \ (\ PageIndex {1} \), этен и пропен, чаще всего называют их общими названиями — этилен и пропилен, соответственно (рисунок \ (\ PageIndex {1} \)).Этилен является основным коммерческим химическим веществом. Химическая промышленность США производит около 25 миллиардов килограммов этилена ежегодно, больше, чем любой другой синтетический органический химикат. Более половины этого этилена идет на производство полиэтилена, одного из самых известных пластиков. Пропилен также является важным промышленным химическим веществом. Он превращается в пластмассы, изопропиловый спирт и множество других продуктов.

    Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) : Этен и пропен.Шарико-пружинные модели этена / этилена (а) и пропена / пропилена (б) показывают их соответствующие формы, особенно валентные углы.

    Упражнение

    1. Хотя существует только один алкен с формулой C 2 H 4 (этен) и только один с формулой C 3 H 6 (пропен), существует несколько алкенов с формулой C 4 H 8 . Изобразите все возможные структуры линий связи для алкенов с формулой C 4 H 8 , включая все возможные структурные и стереоизомеры.

    Ответ

    периодических тенденций: электроотрицательность | Химия для неосновных специалистов

    Цели обучения

    • Определите электроотрицательность.
    • Опишите тенденции электроотрицательности в периодической таблице.

    Легко или сложно вам заводить новых друзей?

    Вы когда-нибудь замечали, как одни люди привлекают к себе других? Будь то их личность, привлекательность или спортивные навыки — что-то привлекает людей к ним, в то время как у других меньше друзей и знакомых.Атомы делают то же самое. Один атом может сильно притягивать к себе электроны, тогда как атомы второго типа обладают гораздо меньшей «притягивающей силой».

    Валентные электроны обоих атомов всегда участвуют, когда эти два атома соединяются, образуя химическую связь. Химические связи являются основой того, как элементы соединяются друг с другом с образованием соединений. Когда эти химические связи образуются, атомы некоторых элементов обладают большей способностью притягивать валентные электроны, участвующие в связи, чем другие элементы.

    Электроотрицательность — это мера способности атома притягивать электроны, когда атом является частью соединения. Электроотрицательность отличается от сродства к электрону, потому что сродство к электрону — это фактическая энергия, выделяемая, когда атом получает электрон. Электроотрицательность измеряется не в единицах энергии, а в относительной шкале. Все элементы сравниваются друг с другом, причем наиболее электроотрицательному элементу, фтору, присваивается значение электроотрицательности 3.98. Фтор притягивает электроны лучше, чем любой другой элемент. В таблице ниже приведены значения электроотрицательности элементов.

    Рис. 1. Шкала электроотрицательности была разработана лауреатом Нобелевской премии американским химиком Линусом Полингом. Наибольшая электроотрицательность (3,98) приписывается фтору, а все другие измерения электроотрицательностей производятся в относительной шкале.

    Поскольку у металлов мало валентных электронов, они имеют тенденцию повышать свою стабильность, теряя электроны и превращаясь в катионы.Следовательно, электроотрицательность металлов обычно невысока. Неметаллы имеют больше валентных электронов и повышают свою стабильность, приобретая электроны, которые становятся анионами. Электроотрицательность неметаллов обычно высока.

    Тенденции

    Электроотрицательность обычно увеличивается слева направо в течение периода. Это связано с увеличением заряда ядра. Щелочные металлы имеют самую низкую электроотрицательность, а галогены — самую высокую. Поскольку большинство благородных газов не образуют соединений, они не обладают электроотрицательностью.Обратите внимание, что между переходными металлами есть небольшие различия. Электроотрицательность обычно уменьшается сверху вниз внутри группы из-за большего размера атома.

    Из элементов основной группы фтор имеет самую высокую электроотрицательность (EN = 4,0), а цезий — самую низкую (EN = 0,79). Это указывает на то, что фтор имеет высокую тенденцию получать электроны от других элементов с более низкой электроотрицательностью. Мы можем использовать эти значения, чтобы предсказать, что произойдет, когда определенные элементы объединятся. Следующее видео показывает это.

    Когда разница между электроотрицательностями больше ~ 1,7, происходит полный обмен электронами. Обычно этот обмен происходит между металлом и неметаллом. Например, натрий и хлор обычно объединяются с образованием нового соединения, и каждый ион становится изоэлектронным со своим ближайшим благородным газом. Когда мы сравниваем значения EN, мы видим, что электроотрицательность для Na составляет 0,93, а значение для Cl — 3,2. Абсолютная разница между EN составляет | 0.93 — 3,2 | = 2,27. Это значение больше 1,7 и, следовательно, указывает на полный обмен электронами.

    Сводка

    • Электроотрицательность — это мера способности атома притягивать электроны, когда атом является частью соединения.
    • Значения электроотрицательности обычно увеличиваются слева направо по периодической таблице.
    • Электроотрицательность обычно уменьшается сверху вниз по группе.
    • Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор.

    Практика

    Воспользуйтесь ссылкой ниже, чтобы ответить на следующие вопросы:

    http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/electroneg.html

    1. Какие наименее электроотрицательные элементы?
    2. Что такое полярная связь?
    3. Что произойдет, если атом A в связи будет иметь гораздо большую электроотрицательность, чем атом B?

    Обзор

    1. Определите «электроотрицательность».
    2. Чем электроотрицательность отличается от сродства к электрону?
    3. Почему значения электроотрицательности металлов обычно низкие?
    4. Опишите тенденцию изменения значений электроотрицательности в периодической таблице.
    5. Опишите тенденции изменения электроотрицательностей в группе Менделеева.

    Глоссарий

    • электроотрицательность: Мера способности атома притягивать электроны, когда атом является частью соединения.

    Показать ссылки

    Список литературы

    1. . Друзья.
    2. Фонд CK-12 — Кристофер Ауён. .

    Глава 3 — Атомная структура и свойства

    Введение

    Ядерный атом и квантовая теория — общепринятые теории атома.В этой главе мы продемонстрируем их полезность, используя их для объяснения тенденций изменения атомных свойств.

    3.1 Валентные электроны

    Введение

    Большинство свойств атома связано с природой его электронного облака и тем, насколько сильно электроны взаимодействуют с ядром. В этом разделе мы идентифицируем электроны, которые наиболее важны для определения свойств атомов.

    Предварительные требования
    Цели
    • Различают остовные и валентные электроны.

    • Определите количество валентных электронов в атоме.

    • Запишите валентные электронные конфигурации атомов основной группы.

    3.1-1. Валентные электроны видео

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    3.1-2. Валентный электрон Определение

    Валентные электроны состоят из электронов на самом внешнем подуровне и на любом незаполненном подуровне.

    Электроны в атоме можно разделить на две группы:

    • Основные электроны — это сильно связанные электроны, на которые не влияют химические реакции. Электроны ядра находятся на заполненных подуровнях и образуют сферическую оболочку с отрицательным зарядом вокруг ядра, которая влияет на величину ядерного заряда, который испытывают внешние электроны.

    • Валентные электроны — это те самые внешние электроны, которые определяют свойства атома и участвуют в химической связи. Валентные электроны — это электроны самого внешнего подуровня и любых незаполненных подуровней.

    Число валентных электронов в атоме равно групповому номеру атома.

    3.1-3. Валентные электронные конфигурации элементов основной группы

    Все элементы в группе имеют одинаковое количество валентных электронов (номер группы), и их конфигурации валентных электронов одинаковы, за исключением значения квантового числа n (периода).Таким образом, периодичность химических свойств обусловлена ​​периодичностью конфигураций валентных электронов. В таблице показаны общие конфигурации валентных электронов элементов в каждой группе элементов основной группы и конкретные конфигурации второго периода.

    Группа 3A 4A 5A 6A 7A
    Конфигурация n s 1 n s 2 n s 2 n p 1 n s 2 n p 2 n s 2 n p 3 n s 2 n p 4 n s 2 n p 5
    2 nd Элемент периода Ли Be B С N O F
    Конфигурация 1 2 2 2п 1 2 2п 2 2s 2 2p 3 2s 2 2p 4 2 2п 5

    Таблица 3.1: Валентные электронные конфигурации

    3.1-4. Валентные электронные конфигурации переходных элементов

    Конфигурация валентных электронов переходных элементов первого ряда имеет вид 4s 2 3d b , где b — положение элемента в блоке d. Cr и Cu являются двумя исключениями, потому что каждый из них продвигает один из своих 4s-электронов на 3d-подуровень, чтобы получить наполовину заполненные и полностью заполненные 3d-подуровни. Цинк часто считают переходным элементом из-за его местоположения, но его подуровень d заполнен, а его химический состав больше похож на металл группы 2А, чем на переходный металл.Таким образом, его валентная электронная конфигурация составляет 4s 2 , что соответствует номеру группы 2B. Точно так же Cu — это 4s 1 3d 10 , и тот факт, что это элемент 1B, наводит вас на мысль, что его валентная электронная конфигурация должна быть 4s 1 . Однако, в отличие от цинка, медь использует свои d-орбитали для связывания. Действительно, наиболее распространенным ионом, образованным медью, является ион Cu 2+ . Таким образом, химический состав меди определяется ее d-электронами, а ее валентная электронная конфигурация составляет 4s 1 3d 10 .

    3.1-5. Практика с валентными электронами

    Валентные электроны и конфигурации валентных электронов очень важны в химии. Потренируйтесь определять конфигурации валентных электронов для атомов, а затем проверьте свой ответ, щелкнув элемент в периодической таблице ниже.

    3.1-6. Ядро против валентных электронов Упражнение

    Упражнение 3.1:

    Используйте тот факт, что все электроны в атоме являются либо остовными, либо валентными электронами, а число валентностей равно групповому номеру атома.
    элемент, чтобы определить количество валентных и остовных электронов в каждом из следующих атомов.2 для 2 с 2 2p 2 .)

    3.2 Экранирование и эффективный ядерный заряд

    Введение

    В этом разделе вы узнаете, как предсказать относительную силу, с которой валентные электроны взаимодействуют с ядром.

    3.2-1. Видео об эффективном ядерном заряде

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    3.2-2. Экранирование и эффективный ядерный заряд

    Электроны ядра лучше защищают валентные электроны, чем другие валентные электроны.

    Заряд ядра, испытываемый электроном, влияет на размер и энергию его орбиталей, поэтому он является важным фактором при определении свойств валентных электронов и орбиталей. Однако валентный электрон не притягивается полным положительным зарядом ядра, потому что он экранирован другими электронами, в основном остовными электронами. Ядерный заряд, который фактически испытывает валентный электрон, называется эффективным ядерным зарядом , Z eff .Эффективный заряд ядра, испытываемый электроном, равен заряду ядра ( Z ) за вычетом той части заряда ядра, которая экранирована другими электронами ( σ ).

    (3,1)

    Эффективный ядерный заряд

    σ — это , экранирующее других электронов.

    Валентный электрон экранируется как остовными электронами, так и другими валентными электронами. Однако остовные электроны ближе к ядру, поэтому остовных электронов экранируют валентные электроны лучше, чем другие валентные электроны .Этот важный факт будет использован для объяснения тенденций изменения атомных свойств в течение определенного периода.

    3.2-3. Тенденции в

    Z eff

    Эффективный ядерный заряд увеличивается слева направо за период.

    Тенденции в течение периода : Заряд ядра увеличивается на полную единицу положительного заряда при переходе от одного элемента к другому за период, но дополнительные электроны являются валентными электронами, которые не экранируются полным отрицательным зарядом.Следовательно, эффективный ядерный заряд на увеличивается слева направо за период . Этот эффект очень важен, потому что он объясняет многие тенденции в течение определенного периода.

    Рассмотрим следующее сравнение Li и F:

    • 1

      Z = 3

      для Li, что составляет 1 с 2 2 с 1 . Z eff ~ 1 согласно рисунку 3.2. Таким образом, два 1s-электрона обеспечивают экранирование

      σ ~ 3 — 1 = 2.

    • 2

      Z = 9

      для F, что составляет 1s 2 2s 2 2p 5 , но Z eff ~ 5.Таким образом, экранирование σ ~ 9 — 5 = 4.

    Хотя F имеет на пять электронов больше, чем Li, они увеличивают экранирование только на 2 (с 2 в Li до 4 в F). Это потому, что это валентные электроны, которые плохо экранируются.

    Тенденции внутри группы : Экранирующая способность основных электронов уменьшается по мере увеличения их квантового числа n . В результате эффективный заряд ядра, испытываемый валентными электронами внутри группы, увеличивается с квантовым числом n валентного уровня.Следовательно, эффективный ядерный заряд увеличивается при спуске группы. Например, 2s-электрон на Li испытывает эффективный ядерный заряд ~ 1, в то время как 3s-электрон на Na испытывает заряд ~ 2, что показывает, что

    n = 2

    электронов не экранируют так же хорошо, как

    n = 1

    электронов.

    Этот эффект противоположен эффекту изменения квантового числа n , потому что увеличение n увеличивает энергию валентных уровней, но увеличение эффективного заряда ядра снижает энергию валентных уровней.Эффект увеличения n является более важным, потому что энергии валентных уровней действительно увеличиваются при движении вниз по группе.

    3.2-4. Учения по эффективному заряду ядерного оружия

    Упражнение 3.5:

    Выберите электрон в каждой паре, который испытывает больший эффективный заряд ядра.

    3.3 Относительный размер атома

    Введение

    Атомы не являются твердыми сферами с четко определенными границами, поэтому термин «атомный радиус» несколько расплывчат, и есть несколько определений того, что такое атомный радиус.Следовательно, атомные радиусы не измеряются напрямую. Скорее, они выводятся из расстояний между атомами в молекулах, которые можно легко определить с помощью нескольких методов. Однако обсуждение того, как определяются атомные радиусы, требует понимания химической связи и твердого состояния, поэтому подробное обсуждение различных типов радиусов и их значений отложено до главы 8. В этом разделе мы ограничим наше обсуждение тенденциями. в относительных размерах атомов.

    Предварительные требования
    Цели
    • Объясните периодичность размеров валентных орбиталей.

    • Определите относительные размеры атомов на основе их положения в периодической таблице.

    3.3-1. Модель Бора и размер атома

    Размер атома определяется размером его облаков валентных электронов. Хотя орбиты фиксированных радиусов, предложенные в модели Бора, неверны, выводы модели все же могут быть использованы для получения качественного понимания тенденций атомных радиусов путем подстановки эффективного ядерного заряда на атомный номер в уравнении 2.4, чтобы получить следующее:

    • Средний размер орбитали увеличивается с увеличением ее квантового числа n .

    • Размер электронного облака уменьшается по мере увеличения эффективного ядерного заряда, который оно испытывает.

    3.3-2. Атомный размер

    Атомные радиусы увеличиваются при движении вниз по группе и уменьшаются с течением времени.

    Размер атома определяется размером валентных орбиталей. Используя модель Бора, как обсуждалось выше, мы заключаем, что

    • атомные радиусы увеличиваются при движении вниз по группе, потому что квантовое число n крайних орбиталей увеличивается, и

    • радиусы атомов уменьшаются слева направо за период, потому что Z eff увеличивается.

    Обратите внимание, что атомные радиусы H и Rb равны

    0,37 Å

    и

    2,11 Å

    соответственно.

    3.3-3. Упражнение с атомным размером

    3.4 Относительные орбитальные энергии

    Введение

    Относительная энергия валентных орбиталей в атоме является важной характеристикой атома, поскольку она определяет как свойства атома, так и способ и силу его взаимодействия с другими атомами. Действительно, мы будем использовать относительные орбитальные энергии для предсказаний химических процессов на протяжении оставшейся части этого курса.В этом разделе мы используем модель Бора для предсказания относительных энергий валентных орбиталей в некоторых малых атомах.

    Предварительные требования
    Цели
    • Определите относительную энергию электронов на основе их квантового числа n и эффективного ядерного заряда, который они испытывают.

    3,4-1. Видео об орбитальной энергии

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    3,4-2. Модель Бора и орбитальная / электронная энергия

    Легкость, с которой электрон теряется из атома, определяется тем, насколько сильно электрон связан с атомом, что, в свою очередь, определяется энергией электрона в атоме.Мы снова используем выводы модели Бора качественным образом, чтобы понять трендов энергии валентных электронов, подставив эффективный заряд ядра вместо атомного номера в уравнении 2.5, чтобы получить уравнение 3.2.

    (3,2)

    Приближение электронной / орбитальной энергии

    E x — это энергия валентной орбитали на атоме X, а n — это главное квантовое число его валентной оболочки. Хотя уравнение 3.2 представляет собой лишь очень грубое приближение, оно полезно для демонстрации того, как связаны относительных орбитальных энергий валентных электронов в атомах первых трех периодов. Мы делаем вывод, что

    • 1

      Энергия электрона увеличивается (становится менее отрицательной и менее жестко связанной) по мере увеличения его квантового числа n .

    • 2

      Энергия электрона уменьшается (становится более отрицательной и более плотно связанной) по мере увеличения эффективного заряда ядра.

    3,4-3. Относительные энергии, пример

    Валентные орбитали неметаллов имеют относительно низкую энергию, в то время как у металлов относительно высокие.

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    Теперь мы определим относительные валентные орбитальные энергии Li, C и F, как показано на рисунке 3.4. Мы используем тот факт, что каждый из них находится во втором периоде, чтобы получить n и рисунок 3.2, чтобы получить значения Z eff и построить таблицу, показанную на рисунке 3.4. Мы используем уравнение 3.2 и значения в таблице, чтобы сделать следующий вывод.

    • Пять 2p-валентных электронов фтора испытывают высоко положительный эффективный ядерный заряд 5,2 и очень низкое квантовое число n , поэтому значение для довольно велико. Таким образом, энергия валентных орбиталей фтора очень мала. В самом деле, это валентные орбитали с самой низкой энергией для любого атома. Все неметаллы характеризуются низкоэнергетическими валентными орбиталями.

    • Два 2p-электрона углерода испытывают эффективный ядерный заряд +3,3 и такое же квантовое число n , что и фтор, поэтому значение меньше, чем у фтора. Таким образом, валентные электроны углерода не связаны так сильно, как электроны фтора, а валентные орбитали углерода имеют более высокую энергию, чем у фтора. Однако углерод — неметалл, и энергия его валентных орбиталей все еще относительно мала.

    • Литий — это металл, и его валентный электрон 2s испытывает эффективный ядерный заряд всего +1.3, что дает очень низкое значение для Z eff в квадрате по сравнению с n в квадрате. Следовательно, валентный электрон на атоме лития связан только слабо, и его валентная орбитальная энергия довольно высока. Действительно, все металлы характеризуются высокоэнергетическими валентными орбиталями.

    3,4-4. Прогнозирование относительной энергии упражнения

    3,4-5. Относительные валентные орбитальные энергии для нескольких атомов

    Прежде чем завершить обсуждение относительных орбитальных энергий, мы добавим H ( Z eff = 1) и O ( Z eff = 4.5) к нашей энергетической диаграмме, чтобы получить следующую диаграмму, которая содержит восемь элементов первых трех периодов.

    На основании схемы делаем следующие два вывода:

    • 1

      Орбитальные энергии уменьшаются (становятся более отрицательными) с течением времени, потому что Z eff увеличивается. Таким образом,

      Li> C> O> F.

    • 2

      Орбитальные энергии увеличиваются (становятся менее отрицательными) при движении вниз по группе, потому что увеличивается n .Таким образом,

      Si> C;

      S> O;

      и

      Cl> F.

    3,4-6. Орбитальные энергетические упражнения

    Упражнение 3.8:
    Рассмотрим следующую диаграмму валентной орбитальной энергии, которую мы построили к этому моменту.

    а
    Li (–0,4)
    б
    H (–1,0)
    с
    Si (–2.0)
    д
    С (–2,5)
    e
    S (–3,3)
    из
    Cl (–4,2)
    г
    О (–5,0)
    ч
    F (–6,5)

    Где бы располагались валентные орбитали следующих атомов? Дайте букву места.

    3,4-7. Ядро против Упражнения на орбитальную энергию валентности

    Энергии валентных орбиталей всех атомов лежат в относительно узком диапазоне из-за периодичности в Z eff и увеличивающегося квантового числа n . С другой стороны, электроны ядра продолжают терять энергию по мере увеличения числа протонов, потому что они не очень эффективно экранируются валентными электронами. Таким образом, валентные 2p-орбитали кислорода имеют более низкую энергию, чем валентные 3p-валентные орбитали на сере, потому что энергии валентных орбиталей возрастают при движении вниз по группе, но 2p-электроны в кислороде намного выше по энергии, чем 2p-электроны на сере, потому что сера имеет 16 протонов, а у кислорода только восемь. Упражнение 3.9:

    Выберите орбиталь с более низкой энергией в каждой паре.

    3.5 Энергия ионизации

    Введение

    Одно из свойств атома, которое важно для определения химических свойств атома, — это легкость, с которой атом теряет один или несколько своих валентных электронов. Это свойство атома задается его энергией ионизации или потенциалом ионизации, о которых идет речь в этом разделе.

    Предварительные требования
    Цели
    • Предскажите относительную энергию ионизации атомов на основе их положения в периодической таблице или относительных энергий занятых валентных орбиталей.

    3,5-1. Видео об энергии ионизации

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    3,5-2. Энергия ионизации и орбитальная энергия

    Энергии ионизации измеряют энергию электрона наивысшей энергии.

    Энергия ионизации ( IE ) атома — это энергия, необходимая для удаления электрона с наивысшей энергией. Энергия ионизации лития составляет 520 кДж / моль, что означает, что электроны в одном моль атомов лития могут быть удалены путем ввода 520 кДж.Процесс ионизации

    Li → Li 1+ + e 1− ΔE = +520 кДж

    где Δ E = IE , энергия ионизации. Изменение энергии происходит из-за того, что энергия электрона в начальном состоянии отличается от энергии в конечном состоянии. В начальном состоянии электрон находится на орбитали с энергией E n , но в конечном состоянии это свободный электрон без потенциальной энергии.Соотношение между энергией ионизации и орбитальной энергией получается следующим образом:

    IE = E final — E начальный
    IE = энергия свободных электронов — орбитальная энергия
    IE = n

    Таким образом, IE = — E n .Орбитальная энергия электрона наивысшей энергии может быть аппроксимирована отрицательной величиной энергии ионизации атома.

    В приведенном выше обсуждении мы рассмотрели удаление только электрона с наивысшей энергией, но, как показано ниже, другие электроны также могут быть удалены путем последовательной ионизации. Таким образом, энергия, необходимая для удаления первого электрона, является первой энергией ионизации, а энергия, необходимая для удаления второго электрона, — второй энергией ионизации и так далее. Рассмотрим металлический корпус M.

    M M 1+ + e 1− Первая ионизация
    M 1+ M 2+ + e Вторая ионизация
    M 2+ M 3+ + e 1− Третья ионизация
    M 3+ M 3+ M 4+ + e 1− Четвертая ионизация

    Потеря электрона снижает экранирование оставшихся электронов, поэтому оставшиеся электроны испытывают больший ядерный заряд и их труднее удалить.Таким образом, каждая последующая энергия ионизации больше предыдущей. Мы используем термин энергия ионизации для обозначения первой энергии ионизации в оставшейся части главы.

    3,5-3. Переводим числа в орбитальную энергию

    Энергия, необходимая для удаления одного 2p-электрона от каждого атома в моль атомов F, чтобы произвести моль ионов F 1+ , составляет 1681 кДж, поэтому энергия ионизации фтора составляет 1681 кДж / моль. Кроме того, в обратном процессе выделяется 1681 кДж / моль, поэтому мы заключаем, что орбитальная энергия 2p составляет –1681 кДж / моль.Неметаллы характеризуются высокими энергиями ионизации и низкими энергиями валентных орбиталей, поскольку они имеют высокие эффективные ядерные заряды.

    Энергия ионизации углерода составляет 1086 кДж / моль, поэтому орбитальная энергия 2p-орбитали в углероде составляет –1086 кДж / моль.

    Энергия ионизации лития составляет всего 520 кДж / моль, поэтому орбитальная энергия его 2s-орбитали составляет –520 кДж / моль. Валентные орбитали металлов характеризуются низкими энергиями ионизации и высокими энергиями валентных орбиталей, поскольку они имеют низкие эффективные ядерные заряды.

    3,5-4. Тенденции энергии ионизации

    Энергия ионизации увеличивается при движении вверх по группе и слева направо за период.

    Энергия ионизации — это энергия, необходимая для удаления электрона с наивысшей энергией из атома, которую можно оценить, исходя из предположения, что IE = — E n ; т.е. энергия ионизации равна отрицательной орбитальной энергии электрона. E n можно оценить с помощью уравнения 3.2, поэтому мы заключаем, что энергии ионизации

    • увеличивается при движении вверх по группе из-за уменьшения квантового числа n , и

    • увеличение слева направо за период из-за увеличения Z eff .

    Эта тенденция показана на Рисунке 3.7, на котором показаны энергии ионизации атомов в порядке их атомного номера.Однако есть некоторые очевидные исключения, которые возникают из-за того, что электронных конфигураций, в которых подуровни заполнены (Группы 2A и 8A) или наполовину заполнены (Группа 5A), необычайно стабильны, поэтому удаление электрона из элемента в одной из этих групп более сложно и приводит к отклонениям от ожидаемой периодичности . Например, эффективный ядерный заряд B больше, чем у Be, но энергия ионизации Be больше, чем у B, потому что электрон должен быть удален с заполненного 2s-подуровня в Be.Точно так же энергия ионизации N больше, чем у O, потому что подуровень 2p в N наполовину заполнен.

    Сводка

    • Металлы характеризуются низким эффективным зарядом ядра, поэтому все они имеют низкую энергию ионизации. Следовательно, металлов имеют тенденцию терять электронов, и чем левее Периодической таблицы, тем легче теряются электроны. Таким образом, элементы 1A очень легко теряют свой валентный электрон.Энергия ионизации также уменьшается при переходе к семейству, поэтому Cs (высокий n и низкий Z eff ) так легко теряет свой валентный электрон, что его приходится хранить в масле, потому что он отдает свой 6s-электрон воде или кислороду. при контакте с воздухом.

    • Неметаллы имеют высокие эффективные ядерные заряды, поэтому они имеют относительно высокую энергию ионизации. Таким образом, неметаллы не очень легко теряют свои электроны. За исключением благородных газов, F (низкий n и высокий Z eff ) имеет самую высокую энергию ионизации среди всех атомов, что означает, что валентные электроны фтора очень прочно связаны.

    3,5-5. Упражнение с энергией ионизации

    3.6 Электроотрицательность

    Введение

    Электроны в связи могут снизить свою потенциальную энергию, находясь ближе к атому в связи, валентная орбиталь которого имеет более низкую энергию. Способность атома притягивать к себе связывающие электроны называется его электроотрицательностью ( χ ). Атомы наиболее электроотрицательны, когда их валентные орбитали имеют низкую энергию.Электроотрицательность — тема этого раздела.

    Предварительные требования
    Цели
    • Предскажите относительную электроотрицательность атомов на основе их положения в периодической таблице или относительных энергий их незаполненных валентных орбиталей.

    • Объясните различия между металлами и неметаллами, возникающие из-за разницы в их энергии ионизации и электроотрицательности.

    3,6-1. Электроотрицательность Видео

    • Просмотр видео
    • Просмотрите видео в этом окне, нажав кнопку воспроизведения.

    • Используйте элементы управления видео для просмотра видео в полноэкранном режиме.

    • Просмотрите видео в текстовом формате, прокрутив вниз.

    • Перейдите к упражнениям по этой теме.

    3,6-2. Электроотрицательность и орбитальная энергия

    Атомы с низкоэнергетическими валентными орбиталями сильно электроотрицательны.

    Электроотрицательность ( х ) — это мера способности атома притягивать связывающие электроны, поэтому электронная плотность в связи накапливается рядом с атомами с более высокой электроотрицательностью. Связующие электроны находятся на орбиталях, включающих валентные орбитали атомов, особенно те, которые не заполнены, и электроны стремятся минимизировать свою энергию, поэтому сильно электроотрицательный атом — это просто тот, валентные орбитали которого, особенно незаполненные, имеют низкое содержание. энергия. Пример:
    , поэтому валентные орбитали атомов с высокой электроотрицательностью имеют

    • 1

      большой Z eff (неметаллы) и

    • 2

      низкие n квантовые числа (высокие в периодической таблице).

    Рассмотрим орбитальные энергии Li, C и F, показанные на рисунке 3.8. Li — это металл с низким значением Z eff , поэтому его орбитальная энергия высока.Электрон в нем легко теряется (низкая энергия ионизации), но связывающие электроны не притягиваются к высокоэнергетической орбитали, поэтому Li имеет очень низкую электроотрицательность. F — неметалл с высоким значением Z eff , поэтому его орбитальная энергия мала. Таким образом, очень трудно удалить 2p-электрон из F (высокая энергия ионизации), но связывающие электроны притягиваются к незаполненной орбитали с низкой энергией, поэтому F сильно электроотрицателен. 2p-орбитальная энергия C находится примерно посередине между валентными орбитальными энергиями Li и F, а его электроотрицательность также примерно посередине между этими двумя крайними значениями периода.

    3,6-3. Значение электроотрицательности

    Разница электроотрицательности между двумя атомами определяет тип связи, которая образуется между ними. Обратитесь к Рисунку 3.9 для дальнейшего обсуждения.

    • 1

      Электроотрицательности двух атомов фтора идентичны, поэтому связывающие электроны распределяются поровну между двумя атомами. Связи, в которых связывающие электроны разделены поровну, называются ковалентными связями.

    • 2

      Фтор более электроотрицателен, чем углерод, поэтому связывающие электроны в связи C-F находятся ближе к атому фтора.Избыток электронной плотности вблизи атома фтора придает ему частичный отрицательный заряд. Греческая дельта ( δ ) используется, чтобы указать, что это только частичный заряд, поскольку углерод все еще испытывает часть отрицательного заряда связывающих электронов.

    • 3

      Разница в электроотрицательности между Li и F настолько велика, что связывающие электроны находятся почти исключительно на фторе, придавая ему полный отрицательный заряд. Связи, в которых связывающие электроны не являются общими, а находятся на одном атоме, называются ионными связями.

    Ионные связи являются темой главы 4, а ковалентные связи обсуждаются в главах 5 и 6.

    3,6-4. Тенденции электроотрицательности

    Электроотрицательности уменьшаются по группе и увеличиваются с течением времени.

    Мы используем модель Бора для аппроксимации энергии пустой орбитали с наименьшей энергией — E n и заключаем, что

    • электроотрицательности уменьшаются при движении вниз по группе, потому что n увеличивается, что вызывает увеличение орбитальной энергии, и

    • электроотрицательности увеличиваются слева направо в периоде, потому что Z eff увеличивается, что вызывает уменьшение орбитальной энергии (становление более отрицательным).

    Следовательно,

    • Неметаллы характеризуются высоким значением Z eff , поэтому их валентные орбитали имеют низкую энергию. Следовательно, неметаллов очень электроотрицательны (от 2,0 до 4,0).

    • Металлы основной группы имеют низкие эффективные ядерные заряды и характеризуются высокоэнергетическими валентными орбиталями. Таким образом, металлов основной группы имеют очень низкие значения электроотрицательности (0.7 к 1,5).

    3,6-5. Поздние металлы

    Исключение из приведенного выше общего положения об электроотрицательности металлов возникает из-за того, что d- и f-электроны не очень хорошо экранируются, поскольку они содержат две и три узловых плоскости соответственно. Следовательно, эффективный ядерный заряд, испытываемый валентными орбиталями в поздних металлах (металлах, которые находятся в правой части Периодической таблицы), может быть довольно большим. Например, у Pb на 27 протонов и электронов больше, чем у Cs, но 24 из этих электронов — это d- и f-электроны, которые не очень хорошо экранируют 27 дополнительных протонов.Таким образом, 6p-электроны в Tl и Pb испытывают относительно высокие значения Z eff (12,25 и 12,39 соответственно), что делает оба этих металла достаточно электроотрицательными. Действительно, электроотрицательность Pb намного больше, чем у Si, даже если они находятся в одной группе, а валентные орбитали в Pb имеют гораздо большее квантовое число n . Мы пришли к выводу, что из-за их высоких эффективных ядерных зарядов поздние металлы обладают необычно высокими электроотрицательностями (см. Таблицу 3.2), что существенно влияет на их химические свойства.

    Металл χ
    Ag 1,9
    Sn 2,0
    Hg 2,0
    Тл 2,0
    Pb 2,3

    Таблица 3.2: Электроотрицательность поздних металлов

    3,6-6. Металлы против неметаллов

    Металлы имеют низкую энергию ионизации, а неметаллы — высокую электроотрицательность.

    Металлы характеризуются более низкими эффективными ядерными зарядами, поэтому имеют

    • относительно большие атомные радиусы

    • более низкие энергии ионизации

    • более низкие электроотрицательности

    Неметаллы характеризуются высокоэффективными ядерными зарядами, поэтому имеют

    • относительно небольшие атомные радиусы

    • более высокие энергии ионизации

    • более высокие электроотрицательности

    Таким образом, металлов имеют тенденцию терять электроны (низкая энергия ионизации), в то время как неметаллы имеют тенденцию приобретать электроны (высокая электроотрицательность) .

    3.6-7. Упражнение на электроотрицательность

    3,6-8. Упражнение по орбитальной энергии и атомным свойствам

    Упражнение 3.12:
    Используйте то, что вы узнали о взаимосвязях между орбитальными энергиями и энергиями ионизации, и
    электроотрицательности и заполненность валентных орбиталей атомов X и Y приведены ниже, чтобы ответить на следующие вопросы об атомах X и Y.

    Группа периодической таблицы, к которой принадлежит каждый атом:

    3.7 Магнитные свойства

    Введение

    Все магнитные свойства обусловлены магнитными полями, вызванными спином электрона. Однако спаренными электронами не создается магнитное поле, потому что два разных спина электронов противоположны и их магнитные поля компенсируются. Следовательно, магнитные свойства атома обусловлены исключительно его неспаренными электронами. В этом разделе мы дадим краткое введение в магнитные свойства атомов и материалов.

    Предварительные требования
    Цели
    • Объясните происхождение магнетизма.

    • Различают парамагнитные и диамагнитные атомы.

    • Объясните, почему магнитные атомы не всегда являются магнитными материалами.

    3,7-1. Парамагнетизм и диамагнетизм

    Парамагнетизм атома увеличивается с увеличением количества неспаренных электронов.

    Атомы с неспаренными электронами парамагнитные .Парамагнитные атомы выравниваются в магнитных полях из-за наличия неспаренных электронов. Чем больше в атоме неспаренных электронов, тем он более парамагнитен. И Li, и N имеют незаполненные валентные подоболочки, поэтому оба имеют неспаренные электроны и являются парамагнитными. N имеет три неспаренных электрона, в то время как Li имеет только один, поэтому N более парамагнитен, чем Li.

    Атомы без неспаренных электронов — диамагнетик . Диамагнитные атомы не выравниваются в магнитных полях, потому что у них нет неспаренных электронов.Ни Be, ни Ne не имеют незаполненных валентных оболочек, поэтому оба являются диамагнитными.

    3,7-2. Ферромагнетизм

    Ферромагнетизм — это мера объемного магнетизма материала, а парамагнетизм — это мера магнетизма отдельных атомов.

    Парамагнетизм и диамагнетизм — это атомарные свойства, а не объемные свойства. Таким образом, N и Li являются парамагнитными атомами, но газообразный азот и металлический литий не являются магнитными, потому что неспаренные электроны на атомах соединяются друг с другом, образуя немагнитные материалы.Знакомый вам магнетизм называется ферромагнетизм . Это объемное свойство , потому что оно требует наличия неспаренных электронов в материале, а не только в изолированном атоме. Железо — самый известный пример. Атомы Fe имеют четыре неспаренных электрона, поэтому атомы Fe парамагнитны. Когда атомы Fe связываются с образованием металлического железа, в твердом теле возникают пары электронов, но не все четыре пары электронов. Следовательно, металлическое железо является магнитным, а железо — ферромагнетиком.

    3,7-3. Упражнение по парамагнетизму

    3.8 Упражнения и решения

    Выберите ссылки, чтобы просмотреть либо упражнения в конце главы, либо решения нечетных упражнений.

    % PDF-1.4
    %
    1 0 obj
    >
    эндобдж
    2 0 obj
    >
    эндобдж
    3 0 obj
    >
    эндобдж
    4 0 объект
    >
    /Шрифт
    >
    / XObject
    >
    >>
    /Группа
    >
    >>
    эндобдж
    5 0 obj
    >
    /Шрифт
    >
    / XObject
    >
    >>
    /Группа
    >
    >>
    эндобдж
    6 0 obj
    >
    /Шрифт
    >
    / XObject
    >
    >>
    /Группа
    >
    >>
    эндобдж
    7 0 объект
    >
    /Шрифт
    >
    >>
    /Группа
    >
    >>
    эндобдж
    8 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    9 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    10 0 obj
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -14 Тс
    242.25 12,4756 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    11 0 объект
    >
    эндобдж
    12 0 объект
    >
    эндобдж
    13 0 объект
    >
    поток
    / CIDInit / ProcSet findresource begin
    12 дикт начать
    begincmap
    / CIDSystemInfo> def
    / CMapName / Adobe-Identity-UCS def / CMapType 2 def
    1 начало кода

    endcodespacerange
    45 лет

    конец
    endcmap CMapName currentdict / CMap defineresource pop end end
    конечный поток
    эндобдж
    14 0 объект
    >
    / FontDescriptor 12 0 R
    / BaseFont / CVAWQU + TimesNewRoman, полужирный
    / Вт [3 [250] 11 [333] 12 [333] 15 [250] 17 [250] 20 [500] 21 [500] 22 [500] 23 [500] 36 [722] 37 [666] 38 [722] ] 39 [722] 41 [610] 43 [777] 46 [777] 49 [722] 50 [777] 51 [610] 53 [722] 55 [666] 58 [1000] 68 [500] 69 [556] 70 [443] 71 [556] 72 [443] 73 [333] 74 [500] 75 [556] 76 [277] 78 [556] 79 [277] 80 [833] 81 [556] 82 [500] 83 [556 ] 85 [443] 86 [389] 87 [333] 88 [556] 89 [500] 90 [722] 91 [500] 92 [500]]
    >>
    эндобдж
    15 0 объект
    >
    эндобдж
    16 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    17 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    18 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    19 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    20 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    21 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    22 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    23 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    1.1 нед.
    0 Дж
    0 Дж
    [] 0 дн.
    / GS1 GS
    0 0 мес.
    0 0 л
    S
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    24 0 объект
    >
    эндобдж
    25 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    1,1 Вт
    0 Дж
    0 Дж
    [] 0 дн.
    / GS1 GS
    6 43,5 м
    606 43,5 л
    S
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    26 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    1,1 Вт
    0 Дж
    0 Дж
    [] 0 дн.
    / GS1 GS
    6 767,25 м
    606 767,25 л
    S
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    27 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    28 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 95,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    29 0 объект
    >
    эндобдж
    30 0 объект
    >
    поток
    / CIDInit / ProcSet findresource begin
    12 дикт начать
    begincmap
    / CIDSystemInfo> def
    / CMapName / Adobe-Identity-UCS def / CMapType 2 def
    1 начало кода

    endcodespacerange
    60 beginbfrange

    конец
    endcmap CMapName currentdict / CMap defineresource pop end end
    конечный поток
    эндобдж
    31 0 объект
    >
    / FontDescriptor 29 0 R
    / BaseFont / QEAYWZ + TimesNewRoman
    / Вт [3 [250] 11 [333] 12 [333] 15 [250] 16 [333] 17 [250] 19 [500] 20 [500] 21 [500] 22 [500] 23 [500] 24 [500] ] 25 [500] 26 [500] 27 [500] 28 [500] 29 [277] 34 [443] 36 [722] 37 [666] 38 [666] 39 [722] 41 [556] 42 [722] 43 [722] 46 [722] 47 [610] 48 [889] 49 [722] 50 [722] 51 [556] 54 [556] 55 [610] 58 [943] 68 [443] 69 [500] 70 [443] ] 71 [500] 72 [443] 73 [333] 74 [500] 75 [500] 76 [277] 77 [277] 78 [500] 79 [277] 80 [777] 81 [500] 82 [500] 83 [500] 84 [500] 85 [333] 86 [389] 87 [277] 88 [500] 89 [500] 90 [722] 91 [500] 92 [500] 93 [443]]
    >>
    эндобдж
    32 0 объект
    >
    эндобдж
    33 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    34 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45.75 95,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    35 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    36 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    27.75 111.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    37 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    38 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    45.75 111.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    39 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    40 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 126,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    41 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    42 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45.75 126.9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    43 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    44 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 142,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    45 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    46 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45,75 142,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    47 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    48 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    15 60.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    49 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    50 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 60.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    51 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    52 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 74,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    53 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    54 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    27,75 183,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    55 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    56 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    45,75 183,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    57 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    58 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    150.75 183.9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    59 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    60 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    168,75 183,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    61 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    62 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 199,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    63 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    64 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45,75 199,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    65 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    66 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    150.75 199.6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    67 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    68 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    168,75 199,6934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    69 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    70 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    15 162.9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    71 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    72 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 162,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    73 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    74 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 255.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    75 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    76 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45.75 255.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    77 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    78 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    150.75 255.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    79 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    80 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    168,75 255,1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    81 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    82 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 270.9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    83 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    84 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45,75 270,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    85 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    86 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    150,75 270,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    87 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    88 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    168,75 270,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    89 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    90 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    15 219.9434 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    91 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    92 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 219,9434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    93 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    94 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 234.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    95 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    96 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 326,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    97 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    98 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45.75 326.4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    99 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    100 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    150,75 326,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    101 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    102 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    168,75 326,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    103 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    104 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 342.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    105 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    106 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    45.75 342.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    107 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    108 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    15 291.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    109 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    110 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27.75 291.1934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    111 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    112 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 305,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    113 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    114 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    27.75 469.6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    115 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    116 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F0 -12 Тс
    45,75 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    117 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    118 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    82,5 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    119 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    120 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    100,5 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    121 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    122 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    137.25 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    123 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    124 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    155,25 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    125 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    126 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    192 469.6934 Td Tj
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    127 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    128 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    210 469,6934 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    129 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    130 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    15 362.4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    131 0 объект
    >
    поток
    конечный поток
    эндобдж
    132 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    BT
    / GS0 гс
    / F1 -12 Тс
    27,75 362,4434 тд тдж
    ET
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    133 0 объект
    >
    поток
    q
    1 0 0-1 0 792 см -100 Тлз
    q
    q 80,25 0 0-57 27,75 423 см / I0 Do Q
    Q
    Q
    конечный поток
    эндобдж
    134 0 объект
    >
    поток
    xYz6QKҺ45
    c $ ppy ڄ bSHw

    Соли смешанной валентности на основе углерод-центрированных кристаллов нейтральных радикалов

  • 1.

    Batail, P. Введение: молекулярные проводники. Chem. Ред. 104 , 4887–4890 (2004).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 2.

    Акамату Х., Инокучи Х. и Мацунага Ю. Электропроводность перилен-бромного комплекса. Nature 173 , 168–169 (1954).

    Артикул

    Google Scholar

  • 3.

    Феррарис, Дж., Коуэн, Д. О., Валатка, В., Перлштейн, Дж.З. Перенос электрона в новом высокопроводящем донорно-акцепторном комплексе. J. Am. Chem. Soc. 95 , 948–945 (1973).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 4.

    Хэддон Р. С. Дизайн органических металлов и сверхпроводников. Nature 256 , 394–396 (1975).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 5.

    Хэддон, Р.C. Квантово-химические исследования в дизайне органических металлов. II. Равновесная геометрия и электронная структура тетратиофульвалена (ttf) и тетрацианохинодиметана (tcnq) и их одно- и двухвалентных ионов. Aust. J. Chem. 28 , 2333–2342 (1975).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 6.

    Хэддон Р.С. Металлы и сверхпроводники: молекулярные аналоги атомарного водорода. Chemphyschem 13 , 3581–3583 (2012).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 7.

    Торранс, Дж. Б. Разница между металлическими и изоляционными солями тетрацианохинодиметана (TCNQ): как создать органический металл. В соотв. Chem. Res. 12 , 79–86 (1979).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 8.

    Гарито А. Ф. и Хигер А. Дж. Дизайн и синтез органических металлов. В соотв. Chem. Res. 7 , 232–240 (1974).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 9.

    Элей Д. Д., Джонс К. В., Литтлер Дж. Г. Ф. и Уиллис М. Р. Полупроводность органических веществ. Часть 10. Электрические свойства гальвиноксила, α, α -дифенил, -пикрилгидразила и родственных твердых свободных радикалов. Пер. Faraday Soc. 62 , 3192–3200 (1966).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 10.

    Инокучи, Х., Харада, Ю. и Маруяма, Ю. Электрические свойства монокристалла и тонкой пленки α, α ´-дифенил -пикрилгидразил. Bull. Chem. Soc. Jpn. 35 , 1559–1561 (1962).

    Артикул

    Google Scholar

  • 11.

    Hicks, R.G. Синтез и характеристика стабильных радикалов, содержащих тиазильный (SN) фрагмент, и их использование в качестве строительных блоков для современных функциональных материалов.In Stable Radicals: основы и прикладные аспекты соединений с нечетными электронами (ред. Хикс, Р.Г.) 317-380 (John Wiley & Sons, Chichester, 2010).

  • 12.

    Yu, X. et al. Бисдитиазолильные радикалы с мостиками семихинона как нейтральные проводники радикалов. J. Am. Chem. Soc. 134 , 2264–2275 (2012).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 13.

    Mailman, A. et al.Пересечение барьера между диэлектриком и металлом проводником тиазильного радикала. J. Am. Chem. Soc. 134 , 9886–9889 (2012).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 14.

    Wong, J. W. L. et al. Супрамолекулярная архитектура, кристаллическая структура и транспортные свойства прототипного оксобензол-мостикового бисдитиазолильного радикального проводника. Chem. Commun. 50 , 785–787 (2014).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 15.

    Wong, J. W. L. et al. Фазовые переходы под давлением и металлизация нейтрального радикального проводника. J. Am. Chem. Soc. 136 , 1070–1081 (2014).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 16.

    Tian, ​​D. et al. Металлическое состояние в нейтральных радикальных проводниках: размерность, давление и многоорбитальные эффекты. J. Am. Chem. Soc. 137 , 14136–14148 (2015).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 17.

    Mailman, A. et al. Тонкая настройка характеристик многоорбитальных радикальных проводников за счет эффектов заместителя. J. Am. Chem. Soc. 139 , 1625–1635 (2017).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 18.

    Цубата Ю., Сузуки Т. и Мияши Т. Однокомпонентные органические проводники на основе нейтральных радикалов, содержащие пиразино-TCNQ скелет. J. Org. Chem. 57 , 6749–6755 (1992).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 19.

    Suzuki, T., Yamashita, Y., Imaeda, K., Ishida, T. & Nogami, T. Однокомпонентные органические полупроводники на основе новых радикалов, проявляющих электрохимическую амфотерность: получение, кристаллические структуры и твердотельные свойства N, N ‘-дицианопиразинонафтохинодииминидов, замещенных N -алкилпиридиниевым звеном. J. Org. Chem. 66 , 216–224 (2001).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 20.

    Нейландс, О. Конденсированные диоксо- и аминооксопиримидосоединения на основе тетратиафульваленовых оснований для новых органических полупроводников и для разработки сенсоров для распознавания компонентов нуклеиновых кислот. Мол. Cryst. Liq. Cryst. 335 , 331–349 (2001).

    Артикул

    Google Scholar

  • 21.

    Bryan, C.D. et al. Проводящие соли с переносом заряда на основе нейтральных π-радикалов. Nature 365 , 821–823 (1993).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 22.

    Awaga, K. et al. Многомерные кристаллические структуры и уникальные твердотельные свойства гетероциклических тиазильных радикалов и родственных материалов. Bull. Chem. Soc. Jpn. 79 , 25–34 (2006).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 23.

    Кобаяси Ю., Тераучи Т., Суми С. и Мацусита Ю. Генерация носителей и электронные свойства однокомпонентного чистого органического металла. Nat. Матер. 16 , 109–115 (2017).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 24.

    Танака Х., Окано Х., Кобаяши Х., Судзуки В. и Кобаяши А. Трехмерный синтетический металлический кристалл, состоящий из однокомпонентных молекул. Science 291 , 285–287 (2001).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 25.

    Belo, D. et al. Комплексы золота с дитиотиофеновыми лигандами: металл на основе нейтральной молекулы. Chem. Евро. J. 7 , 511–519 (2001).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 26.

    Filatre-Furcate, A. et al. Однокомпонентные проводники: исследование электронной структуры, создаваемой объемными заместителями. Inorg. Chem. 55 , 6036–6046 (2016).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 27.

    Gal, Y. L. et al. Стабильное металлическое состояние нейтрально-радикального однокомпонентного проводника при атмосферном давлении. J. Am. Chem. Soc. 140 , 6998–7004 (2018).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 28.

    Komatsu, H.и другие. Влияние магнитного поля на проводимость однокомпонентного кристалла нитронилнитроксида на основе тетратиафульвалена. J. Am. Chem. Soc. 132 , 4528–4529 (2010).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 29.

    Souto, M. et al. Проводимость под давлением в нейтральном неплоском радикале с локализацией спина. J. Am. Chem. Soc. 138 , 11517–11525 (2016).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 30.

    Соуто М., Ровира К., Ратера И. и Весиана Дж. Диады TTF – PTM: от переключаемой самосборки молекул в растворе к радикальным проводникам в твердом состоянии. CrystEngComm 19 , 197–206 (2017).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 31.

    Souto, M. et al. Роль характера открытой оболочки в проводимости под давлением органической донорно-акцепторной диады радикалов. Chem. Евро. J. 24 , 5500–5505 (2018).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 32.

    Рид Д. Х. Химия феналенов. Q. Rev. 19 , 274–302 (1965).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 33.

    Морита, Ю., Сузуки, С., Сато, К. и Такуи, Т. Синтетическая органическая спиновая химия для структурно четко определенных фрагментов графена с открытой оболочкой. Nat.Chem. 3 , 197–204 (2011).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 34.

    Morita, Y. & Nishida, S. Феналенилы, циклопентадиенилы и другие углерод-центрированные радикалы. In Стабильные радикалы: основы и прикладные аспекты соединений с нечетными электронами (ред. Хикс, Р. Г.), 81–145 (John Wiley & Sons, Chichester, 2010).

  • 35.

    Chi, X. et al. Первый нейтральный радикальный молекулярный проводник на основе феналенила. J. Am. Chem. Soc. 121 , 10395–10402 (1999).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 36.

    Chi, X. et al. Молекулярные проводники нейтральных радикалов на основе димеров феналенила. J. Am. Chem. Soc. 123 , 4041–4048 (2001).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 37.

    Pal, S. K. et al. Синтез, структура и физические свойства первого одномерного нейтрального радикального молекулярного проводника на основе феналенила. J. Am. Chem. Soc. 126 , 1478–1484 (2004).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 38.

    Pal, S. K. et al. Резонирующее основное состояние валентной связи в проводнике нейтрального радикала на основе феналенила. Science 309 , 281–284 (2005).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 39.

    Мандал, С.K. et al. Основное состояние резонирующей валентной связи в молекулярных проводниках нейтральных радикалов на основе кислородно-функционализированного феналенила. J. Am. Chem. Soc. 128 , 1982–1994 (2006).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 40.

    Bag, P. et al. Фазы резонансной валентной связи и волны σ-зарядовой плотности в бензаннулированном феналенильном радикале. J. Am. Chem. Soc. 132 , 2684–2694 (2010).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 41.

    Sarkar, A. et al. Синтез, структура и физические свойства частичного π-уложенного нейтрального радикального молекулярного проводника на основе феналенила. Chem. Евро. J. 17 , 11576–11584 (2011).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 42.

    Sarkar, A. et al. Сера и селензамещенные нейтральные радикалы спиро-бифеналенил-бора. J. Mater. Chem. 22 , 8245–8256 (2012).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 43.

    Kubo, T. et al. Синтез, межмолекулярное взаимодействие и полупроводниковое поведение делокализованного синглетного бирадикального углеводорода. Angew. Chem. Int. Эд. 44 , 6564–6568 (2005).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 44.

    Beer, L. et al. Первый электронно-стабилизированный феналенильный радикал: влияние заместителей на химию раствора и твердую структуру. Cryst. Рост Des. 7 , 802–809 (2007).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 45.

    Koutentis, P. A. et al. Перхлорфеналенильный радикал. J. Am. Chem. Soc. 123 , 3864–3871 (2001).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 46.

    Uchida, K. et al. Двойные способы ассоциации 2,5,8-трис (пентафторфенил) феналенильного радикала. Chem. Азиатская J. 9 , 1823–1829 (2014).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 47.

    Morita, Y. et al. Органические материалы для аккумуляторов с использованием стабильных молекул с открытой оболочкой с вырожденными граничными орбиталями. Nat. Матер. 10 , 947–951 (2011).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 48.

    Ikabata, Y. et al. Поглощение в ближней инфракрасной области спектра π-штабелируемых колонок, состоящих из нейтральных радикалов триоксотриангулена. NPJ Quantum Mater. 2 , 27 (2017).

    Артикул

    Google Scholar

  • 49.

    Morita, Y. et al. Триоксотриангулен: воздух и термически стабильный органический полициклический нейтральный π-радикал с углеродным центром без стерической защиты. Bull. Chem. Soc. Jpn. 91 , 922–931 (2018).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 50.

    Икабата, Й., Акиба, К. и Накай, Х. Суперфеналенил: теоретический дизайн π-сопряженного плоского углеводородного радикала. Chem. Lett. 42 , 1386–1387 (2013).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 51.

    Morita, Y. et al. Органический полупроводниковый материал с нейтральным радикальным соединением производного триоксотриангулена в качестве полупроводникового материала.Патент США 8933437 B2 (2009).

  • 52.

    Kinoshita, K. et al. Теоретические исследования магнитных и проводящих свойств кристаллов, содержащих триоксотриангуленовые радикалы с открытой оболочкой. Bull. Chem. Soc. Jpn. 89 , 315–333 (2016).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 53.

    Goto, K. et al. Стабильный нейтральный углеводородный радикал: синтез, кристаллическая структура и физические свойства 2,5,8-три- -трет -бутилфеналенила. J. Am. Chem. Soc. 121 , 1619–1620 (1999).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 54.

    Торранс, Дж. Б., Скотт, Б. А., Велбер, Б., Кауфман, Ф. Б. и Сейден, П. Е. Оптические свойства катион-радикала тетратиафульваления (TTF + ) в его галогенидных солях смешанной валентности и моновалентности. Phys. Ред. B 19 , 730–741 (1979).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 55.

    Бонди, А. Ван дер Ваальс, объемы и радиусы. J. Phys. Chem. 68 , 441–451 (1964).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 56.

    Блини Б. и Бауэрс Д. К. Аномальный парамагнетизм ацетата меди. Proc. R. Soc. Лондон. П. А 214 , 451–465 (1952).

    Артикул

    Google Scholar

  • 57.

    Боннер, Дж.К. и Фишер, М. Е. Линейные магнитные цепи с анизотропной связью. Phys. Ред. 135 , A640 – A658 (1964).

    Артикул

    Google Scholar

  • 58.

    Ueda, A. et al. Чрезвычайно окислительно-восстановительно-активный, устойчивый к воздуху нейтральный π-радикал: дицианометилен-замещенный триангулен с тройной симметрией. Chem. Евро. J. 18 , 16272–16276 (2012).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 59.

    Ueda, A. et al. Дицианометилен-замещенный триангулен: эффекты снижения молекулярной симметрии и электроноакцепторных заместителей на конденсированную полициклическую нейтральную π-радикальную систему. Chem. Азиатский J. 8 , 2057–2063 (2013).

    Артикул
    CAS
    PubMed

    Google Scholar

  • 60.

    Аварвари, Н. и Уоллис, Дж. Д. Стратегии к хиральным молекулярным проводникам. J. Mater. Chem. 19 , 4061–4076 (2009).

    Артикул
    CAS

    Google Scholar

  • 61.

    Поп, Ф., Обан-Зензье, П., Канаделл, Ф.

  • Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *