Валентность химия как определить: Валентность химических элементов – как определить, таблица валентности (8 класс)

Содержание

Урок №14-15. Валентность химических элементов. Определение валентности элементов по формулам бинарных соединений. Составление химических формул бинарных соединений по валентности

Валентность – это способность
атомов присоединять к себе определенное число других атомов.

Валентность
– определяется номером группы (число химических связей
в структурной формуле вещества).

Валентность элементов необходимо знать, чтобы составлять
химические формулы соединений (валентность обозначается римскими цифрами
I, II, III – VIII).

Структурная формула вещества отображает порядок
соединения атомов между собой, согласно их валентностям, т.е. химическое
строение.

Na – одновалентен (одна связь)

H – одновалентен (одна связь)

O – двухвалентен (две связи у
каждого атома)

S – шестивалентна (образует шесть
связей с соседними атомами)

Правила
определения валентности элементов в соединениях

1. Валентность водорода принимают
за (единицу).

2. Кислород в своих соединениях проявляет
валентность II.

3. Высшая
валентность
 равна номеру группы Nгруппы (исключения, N, O, F —  для этих элементов характерна только низшая валентность).

4. Низшая валентность равна
разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в
которой находится данный элемент, т.е. 8 — Nгруппы

Определение
валентности металлов

(характерны
валентности – постоянная и переменная)

Металлы главных (А) подгрупп

I(А), II(А), III(А)

Характерна
высшая постоянная валентность.

В = Nгруппы

Металл в формуле всегда занимает первую
позицию

Металлы побочных (Б) подгрупп

I(Б)-VIII(Б)

Характерна
переменная валентность.

В –
указывается в названии вещества.

Например, оксид марганца (VII),
хлорид хрома (
II).

Определение валентности неметаллов

(характерны валентности – высшая, низшая,
переменная)

Характерны
высшая валентность

В = N группы

Неметалл ставится в этом случае на первое
место в формуле

Характерна
низшая валентность

8 — N группы

Неметалл ставится в этом случае на второе
место в формуле

Характерна
переменная валентность.

В –
указывается в названии вещества.

Например, оксид серы (IV),
сульфид фосфора (
III).

Неметалл ставится в этом случае на первое
место в формуле

Запомните! Низшую
валентность проявляет тот элемент — неметалл, который находится в
таблице Менделеева правее и выше, а высшую валентность – элемент, расположенный
левее и ниже.

Если данное правило не работает. То
следует воспользоваться информацией о бинарных
формулах веществ (оксидах, хлоридах, сульфидах и др.).

Бинарная химическая
формула – это формула химического соединения, в состав которого входят два
вида атомов.

 ОКСИДЫ

СУЛЬФИДЫ

ХЛОРИДЫ

Оксид – это сложное вещество,
в состав которого входят два вида атомов, одним из которых является кислород,
с валентностью (II).

Na2О
CaО
P2О5

Сульфид – это сложное
вещество, в состав которого входят два вида атомов, одним из которых является
сера, с валентностью (II).

K2S   
MgS
Al2S3

Хлорид – это сложное
вещество, в состав которого входят два вида атомов, одним из которых является
хлор, с валентностью (I).

FeCl3
NaCl
CaCl2

Общая формула

где Э – элемент;

Х – валентность элемента

Общая формула

где Э – элемент;

Х – валентность элемента

Общая формула

где Э – элемент;

Х – валентность элемента

* Другие
бинарные соединения: 
ЭxFy — фторид; ЭxBryбромид; ЭxIy
йодид; ЭxNy нитрид; ЭxPy
фосфид; ЭxHy гидрид (у элемента на второй позиции низшая валентность).

Алгоритм составления формулы соединения оксида
фосфора

Последовательность
действий

Составление
формулы оксида фосфора

1. Написать символы элементов

Р О

2. Определить валентности элементов

V  II
P   O

3. Найти наименьшее общее кратное численных значений валентностей

5•2 = 10

4. Найти соотношения между атомами элементов путем деления
найденного наименьшего кратного на соответствующие валентности элементов

10 : 5 = 2

10 : 2 = 5

P
: О = 2 : 5

5. Записать индексы при символах элементов

РО5

6. Формула соединения (оксида)

Р2О5

 Для
составления формулы вещества можно воспользоваться следующим алгоритмом:

В=Nгруппы

В=8-Nгруппы

Ах

Ву

Запомните! Если элемент А – металл побочной
подгруппы или неметалл с переменной валентностью, валентность А определяем не
по таблице Менделеева, а согласно названию вещества. Например, оксид серы (IV), сульфид фосфора (III).

Таблица валентностей химических элементов. Максимальная и минимальная валентность.


Таблица валентностей химических элементов. Таблица валентности. Стандартные, высшие, низшие, редкие валентности, исключения. Максимальная валентность, минимальная валентность.            Версия для печати.

Валентность химических элементов – это способность у атомов химических элементов образовывать некоторое число химических связей. Определяется числом электронов атома затраченых на образование химических связей с другим атомом. Справочно: Электронные формулы атомов химических элементов.

Считается, что валентность химических элементов определяется группой (колонкой) Периодической таблицы . Действительно, теоретически, это самая распространенная валентность для элемента, но на практике поведение химических элементов значительно сложнее. Причина множественности значений валентности заключается в том, что существуют различные способы (или варианты) заполнения, при которых электронные оболочки стабилизируются. Поэтому, предлагаем Вашему вниманию таблицу валентностей химических элементов.

Числовое значение положительной валентности элемента равно числу отданных атомом электронов, а отрицательной валентности – числу электронов, которые атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического уровня. В неорганической химии обычно применяется понятие степень окисления, а в органической химии — валентность, так как многие из неорганических веществ имеют немолекулярное строение, а органических — молекулярное..




































































































Таблица валентностей химических элементов.

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

1

Водород valency/валентность Hydrogen

H

(-1), +1

2

Гелий valency/валентность Helium

He

0

3

Литий valency/валентность Lithium

Li

+1

4

Бериллий valency/валентность Beryllium

Be

+2

5

Бор valency/валентность Boron

B

-3, +3

6

Углерод valency/валентность Carbon

C

(+2), +4

7

Азот valency/валентность Nitrogen

N

-3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5

8

Кислород valency/валентность Oxygen

O

-2

9

Фтор valency/валентность Fluorine

F

-1, (+1)

10

Неон valency/валентность Neon

Ne

0

11

Натрий valency/валентность Sodium

Na

+1

12

Магний valency/валентность Magnesium

Mg

+2

13

Алюминий valency/валентность Aluminum

Al

+3

14

Кремний valency/валентность Silicon

Si

-4, (+2), +4

15

Фосфор valency/валентность Phosphorus

P

-3, +1, +3, +5

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

16

Сера valency/валентность Sulfur

S

-2, +2, +4, +6

17

Хлор valency/валентность Chlorine

Cl

-1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7

18

Аргон valency/валентность Argon

Ar

0

19

Калий valency/валентность Potassium

K

+1

20

Кальций valency/валентность Calcium

Ca

+2

21

Скандий valency/валентность Scandium

Sc

+3

22

Титан valency/валентность Titanium

Ti

+2, +3, +4

23

Ванадий valency/валентность Vanadium

V

+2, +3, +4, +5

24

Хром valency/валентность Chromium

Cr

+2, +3, +6

25

Марганец valency/валентность Manganese

Mn

+2, (+3), +4, (+6), +7

26

Железо valency/валентность Iron

Fe

+2, +3, (+4), (+6)

27

Кобальт valency/валентность Cobalt

Co

+2, +3, (+4)

28

Никель valency/валентность Nickel

Ni

(+1), +2, (+3), (+4)

29

Медь valency/валентность Copper

Сu

+1, +2, (+3)

30

Цинк valency/валентность Zinc

Zn

+2

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

31

Галлий valency/валентность Gallium

Ga

(+2). +3

32

Германий valency/валентность Germanium

Ge

-4, +2, +4

33

Мышьяк valency/валентность Arsenic

As

-3, (+2), +3, +5

34

Селен valency/валентность Selenium

Se

-2, (+2), +4, +6

35

Бром valency/валентность Bromine

Br

-1, +1, (+3), (+4), +5

36

Криптон valency/валентность Krypton

Kr

0

37

Рубидий valency/валентность Rubidium

Rb

+1

38

Стронций valency/валентность Strontium

Sr

+2

39

Иттрий valency/валентность Yttrium

Y

+3

40

Цирконий valency/валентность Zirconium

Zr

(+2), (+3), +4

41

Ниобий valency/валентность Niobium

Nb

(+2), +3, (+4), +5

42

Молибден valency/валентность Molybdenum

Mo

(+2), +3, (+4), (+5), +6

43

Технеций valency/валентность Technetium

Tc

+6

44

Рутений valency/валентность Ruthenium

Ru

(+2), +3, +4, (+6), (+7), +8

45

Родий valency/валентность Rhodium

Rh

(+2), (+3), +4, (+6)

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

46

Палладий valency/валентность Palladium

Pd

+2, +4, (+6)

47

Серебро valency/валентность Silver

Ag

+1, (+2), (+3)

48

Кадмий valency/валентность Cadmium

Cd

(+1), +2

49

Индий valency/валентность Indium

In

(+1), (+2), +3

50

Олово valency/валентность Tin

Sn

+2, +4

51

Сурьма valency/валентность Antimony

Sb

-3, +3, (+4), +5

52

Теллур valency/валентность Tellurium

Te

-2, (+2), +4, +6

53

Иод valency/валентность Iodine

I

-1, +1, (+3), (+4), +5, +7

54

Ксенон valency/валентность Xenon

Xe

0

55

Цезий valency/валентность Cesium

Cs

+1

56

Барий valency/валентность Barium

Ba

+2

57

Лантан valency/валентность Lanthanum

La

+3

58

Церий valency/валентность Cerium

Ce

+3, +4

59

Празеодим valency/валентность Praseodymium

Pr

+3

60

Неодим valency/валентность Neodymium

Nd

+3, +4

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

61

Прометий valency/валентность Promethium

Pm

+3

62

Самарий valency/валентность Samarium

Sm

(+2), +3

63

Европий valency/валентность Europium

Eu

(+2), +3

64

Гадолиний valency/валентность Gadolinium

Gd

+3

65

Тербий valency/валентность Terbium

Tb

+3, +4

66

Диспрозий valency/валентность Dysprosium

Dy

+3

67

Гольмий valency/валентность Holmium

Ho

+3

68

Эрбий valency/валентность Erbium

Er

+3

69

Тулий valency/валентность Thulium

Tm

(+2), +3

70

Иттербий valency/валентность Ytterbium

Yb

(+2), +3

71

Лютеций valency/валентность Lutetium

Lu

+3

72

Гафний valency/валентность Hafnium

Hf

+4

73

Тантал valency/валентность Tantalum

Ta

(+3), (+4), +5

74

Вольфрам valency/валентность Tungsten

W

(+2), (+3), (+4), (+5), +6

75

Рений valency/валентность Rhenium

Re

(-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7

Порядковый номер

химического элемента,

он же: атомный номер,

он же: зарядовое число

атомного ядра,

он же: атомное число

Русское /

Английское наименование

Химический

символ

Валентность

В скобках обозначены

более редкие валентности.

Химические элементы с

единственной валентностью

— одну и имеют.

76

Осмий valency/валентность Osmium

Os

(+2), +3, +4, +6, +8

77

Иридий valency/валентность Iridium

Ir

(+1), (+2), +3, +4, +6

78

Платина valency/валентность Platinum

Pt

(+1), +2, (+3), +4, +6

79

Золото valency/валентность Gold

Au

+1, (+2), +3

80

Ртуть valency/валентность Mercury

Hg

+1, +2

81

Талий valency/валентность Thallium

Tl

+1, (+2), +3

82

Свинец valency/валентность Lead

Pb

+2, +4

83

Висмут valency/валентность Bismuth

Bi

(-3), (+2), +3, (+4), (+5)

84

Полоний valency/валентность Polonium

Po

(-2), +2, +4, (+6)

85

Астат valency/валентность Astatine

At

нет данных

86

Радон valency/валентность Radon

Rn

0

87

Франций valency/валентность Francium

Fr

нет данных

88

Радий valency/валентность Radium

Ra

+2

89

Актиний valency/валентность Actinium

Ac

+3

90

Торий valency/валентность Thorium

Th

+4

91

Проактиний valency/валентность Protactinium

Pa

+5

92

Уран valency/валентность Uranium

U

(+2), +3, +4, (+5), +6

Урок 6.

Валентность – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

В уроке 6 «Валентность» из курса «Химия для чайников» дадим определение валентности, научимся ее определять; рассмотрим элементы с постоянной и переменной валентностью, кроме того научимся составлять химические формулы по валентности. Напоминаю, что в прошлом уроке «Химическая формула» мы дали определение химическим формулам и их индексам, а также выяснили различия химических формул веществ молекулярного и немолекулярного строения.

Вы уже знаете, что в химических соединениях атомы разных элементов находятся в определенных числовых соотношениях. От чего зависят эти соотношения?

Рассмотрим химические формулы нескольких соединений водорода с атомами других элементов:

Нетрудно заметить, что атом хлора связан с одним атомом водорода, атом кислорода — с двумя, атом азота — с тремя, а атом углерода — с четырьмя атомами водорода. В то же время в молекуле углекислого газа СО2 атом углерода связан с двумя атомами кислорода. Из этих примеров видно, что атомы обладают разной способностью соединяться с другими атомами. Такая способность атомов выражается с помощью численной характеристики, называемой валентностью.

Валентность — численная характеристика способности атомов данного элемента соединяться с другими атомами.

Поскольку один атом водорода может соединиться только с одним атомом другого элемента, валентность атома водорода принята равной единице. Иначе говорят, что атом водорода обладает одной единицей валентности, т. е. он одновалентен.

Валентность атома какого-либо другого элемента равна числу соединившихся с ним атомов водорода. Поэтому в молекуле HCl у атома хлора валентность равна единице, а в молекуле H2O у атома кислорода валентность равна двум. По той же причине в молекуле NH3 валентность атома азота равна трем, а в молекуле CH4 валентность атома углерода равна четырем. Если условно обозначить единицу валентности черточкой |, вышесказанное можно изобразить схематически:

Следовательно, валентность атома любого элемента есть число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента связан данный атом в химическом соединении.

Численные значения валентности обозначают римскими цифрами над символами химических элементов:

Определение валентности

Однако водород образует соединения далеко не со всеми элементами, а вот кислородные соединения есть почти у всех элементов. И во всех таких соединениях атомы кислорода проявляют валентность, равную двум. Зная это, можно определять валентности атомов других элементов в их бинарных соединениях с кислородом. (Бинарными называются соединения, состоящие из атомов двух химических элементов.)

Чтобы это сделать, необходимо соблюдать простое правило: в химической формуле вещества суммарные числа единиц валентности атомов каждого элемента должны быть одинаковыми.

Так, в молекуле воды H2O общее число единиц валентности двух атомов водорода равно произведению валентности одного атома на соответствующий числовой индекс в формуле:

Так же определяют число единиц валентности атома кислорода:

По величине валентности атомов одного элемента можно определить валентность атомов другого элемента. Например, определим валентность атома углерода в молекуле углекислого газа СО2:

Согласно вышеприведенному правилу х·1 = II·2, откуда х = IV.

Существует и другое соединение углерода с кислородом — угарный газ СО, в молекуле которого атом углерода соединен только с одним атомом кислорода:

В этом веществе валентность углерода равна II, так как х·1 = II·1, откуда х = II:

Постоянная и переменная валентность

Как видим, углерод соединяется с разным числом атомов кислорода, т. е. имеет переменную валентность. У большинства элементов валентность — величина переменная. Только у водорода, кислорода и еще нескольких элементов она постоянна (см. таблицу).

Составление химических формул по валентности

Зная валентность элементов, можно составлять формулы их бинарных соединений. Например, необходимо записать формулу кислородного соединения хлора, в котором валентность хлора равна семи. Порядок действий здесь таков.

Еще один пример. Составим формулу соединения кремния с азотом, если валентность кремния равна IV, а азота — III.

Записываем рядом символы элементов в следующем виде:

Затем находим НОК валентностей обоих элементов. Оно равно 12 (IV·III).

Определяем индексы каждого элемента:

Записываем формулу соединения: Si3N4.

В дальнейшем при составлении формул веществ не обязательно указывать цифрами значения валентностей, а необходимые несложные вычисления можно выполнять в уме.

Краткие выводы урока:

  1. Численной характеристикой способности атомов данного элемента соединяться с другими атомами является валентность.
  2. Валентность водорода постоянна и равна единице. Валентность кислорода также постоянна и равна двум.
  3. Валентность большинства остальных элементов не является постоянной. Ее можно определить по формулам их бинарных соединений с водородом или кислородом.

Надеюсь урок 6 «Валентность» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Как определить валентность химических элементов — Разные правила и памятки — Памятки ученикам

Рассматривая формулы различных соединений, нетрудно заметить, что число атомов одного и того же элемента в молекулах различных веществ не одинаково. Например, HCl, NH4Cl, H2S, H3PO4 и т. д. Число атомов водорода в этих соединениях изменяется от 1 до 4. Это характерно не только для водорода.

Как же угадать, какой индекс поставить рядом с обозначением химического элемента? Как составляются формулы вещества? Это легко сделать, когда знаешь валентность элементов, входящих в состав молекулы данного вещества.

Валентность  это свойство атома данного элемента присоединять, удерживать или замещать  в химических реакциях определённое количество атомов другого элемента. За единицу валентности принята валентность атома водорода. Поэтому иногда определение валентности формулируют так:валентность  это свойство атома данного элемента присоединять или замещать определённое количество атомов водорода.

Если к одному атому данного элемента прикрепляется один атом водорода, то элемент одновалентен, если два  двухвалентен и т.д. Водородные соединения известны не для всех элементов, но почти все элементы образуют соединения с кислородом О. Кислород считается постоянно двухвалентным.

Постоянная валентность:

– H, Na, Li, K, Rb, Cs
II  O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
III  B, Al, Ga, In

Но как поступить в том случае, если элемент не соединяется с водородом? Тогда валентность необходимого элемента определяют  по валентности известного элемента. Чаще всего её находят, используя валентность кислорода,  потому что в соединениях его валентность всегда равно 2.Например, не составит труда найти валентность элементов в следующих соединениях: Na2O (валентность Na  1, O  2), Al2O(валентность Al  3, O  2).

Химическую формулу данного вещества можно составить, только зная валентность элементов. Например, составить формулы таких соединений, как CaO, BaO, CO, просто, потому что число атомов в молекулах одинаково, так  как валентности элементов равны.

А если валентности разные? Когда мы действуем в таком случае? Необходимо запомнить следующее правило: в формуле любого химического  соединения произведение валентности одного элемента на число его атомов в молекуле равно произведению валентности на число атомов другого элемента. Например, если  известно, что валентность Mn  в соединении равна 7, а O  2, тогда формула соединения будет выглядеть так  Mn2O7.

Как же мы получили формулу?

Рассмотрим алгоритм составления формул по валентности для состоящих из двух химических элементов.

Существует правило, что число валентностей у одного химического элемента равно числу валентностей у другого. Рассмотрим на примере образования молекулы, состоящей из марганца и кислорода.
Будем составлять в соответствии с алгоритмом:

1. Записываем рядом символы химических элементов:

Mn O

2. Ставим над химическими элементами цифрами их валентности (валентность химического элемента можно найти в таблице периодической системы Менделева, у марганца  7, у кислорода   2.

3. Находим наименьшее общее кратное (наименьшее число, которое делится без остатка на 7 и на 2). Это число 14. Делим его на валентности элементов 14 : 7 = 2, 14 : 2 = 7, 2 и 7 будут индексами, соответственно у фосфора и кислорода. Подставляем индексы.

Зная валентность одного химического элемента, следуя правилу: валентность одного элемента × число его атомов в молекуле = валентность другого элемента × число атомов этого (другого) элемента,  можно определить валентность другого.

Mn2O(7 · 2 = 2 · 7).

2х = 14,

х = 7.

Понятие о валентности было введено в химию до того, как стало известно строение атома. Сейчас установлено, что это свойство элемента связано с числом внешних электронов. Для многих элементов максимальная валентность вытекает из положения этих элементов в периодической системе.

Конспект урока «Валентность» — химия, уроки



  1. Актуализация


знаний


9 мин


Ребята, у вас у каждого на партах находится кроссворд, обратите внимание, что он без названия, но есть зашифрованное слово. Ваша задача отгадать кроссворд и  узнать его название. Название кроссворда будет определять тему урока на сегодня.


 


 


 


Учитель раздает классу зеленые карточки, содержащие  перечень вопросов, на которые ученики должны ответить односложно.








Вопросы


Ответ в начале урока


Ответ в конце урока


1. Знаете ли вы, что такое индекс?


 


 


2. Знаете ли вы как произносятся химические символы?


 


 


3. Умеете ли вы составлять модели молекул?


 


 


4. Знаете ли вы, что такое валентность?


 


 


5. Умеете ли вы  определять валентность?


 


 


 


— На какие вопросы вы не знаете ответ?


-Исходя из этого, какую цель урока можно поставить?


 


 


 


Учащиеся отгадывают кроссворд.


Отвечают, что кроссворд  называется «Валентность»


Тема урока – «Валентность».


 


Ученики отвечают односложно на вопросы по зеленой карточке.


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


Отвечают, на какие вопросы не знают ответ.


Ставят цель урока:


  1. Узнать, что такое валентность.

  2. Научится определять ее.


  1. Изучение нового материала


          20 мин


Открываем тетрадь, записываем тему, число:


 тема  урока: Валентность химических элементов


число: 6 октября 2015 год


(слайд 1)


На каждой парте находятся шарики и палочки для сборки молекул. Соберите молекулу воды.


Обратите внимание, что атом кислорода соединяется с двумя атомами водорода. Свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число  атомов другого элемента называется валентностью.


(слайд 2)


Учитель еще раз дает определение понятию «валентность».


 


Сколько атомов, в молекуле воды, может присоединять атом кислорода?


Следовательно, валентность кислорода равна двум, а валентность водорода равна одному.


 Учитель просит собрать молекулу Nh4 с помощью шаровых моделей.


Валентность атома элемента ставится над соответствующим символом химического элемента и записывается римской цифрой.


Учитель на доске показывает запись расстановки  валентности.


Валентность водорода всегда равна I, а валентность кислорода – II.


Учитель вводит понятие бинарные соединения.


(слайд 3)


Для бинарных соединений существует правило: «Общее число валентностей атомов одного химического элемента равно общему числу валентностей атомов другого химического элемента» (слайд 4)


Учитель показывает, как использовать правило для определения валентностей элементов в бинарных соединениях, с использованием наводящих вопросов ученикам.


Рассмотрим пример: Определите валентность элементов в бинарных соединениях:


СаН2


  1. В соединении СаН2  2 атома водорода, считаем общее число валентностей водорода. Для этого умножаем индекс на валентность 2 * I = 2.

  2. Значит, общее число валентностей кальция тоже равно 2. Учтем, что индекс у Са равен 1, тогда 2:1=2.

  3.  Валентность кальция равна II.


Чтобы определять валентности элементов, мы должны следовать поэтапно, сейчас вы должны выделить этапы определения валентности. Для этого вам предстоит поработать с желтыми карточками, после прочтения которых, вы должны проговорить все этапы самостоятельно.


Учитель раздает карточки с текстом:


«Вова Сидоров учится в 8 классе. Учитель по химии дал домашнее задание: «Определить валентность элементов в соединении СН4». Вова аккуратно переписал химическую формулу в тетрадь, вспомнив, что валентность водорода всегда равна I, поставил это значение над водородом. Далее нашел общее число единиц валентности водорода, для этого он умножил число единиц валентности водорода на его индекс, получилось, что общая валентность водорода равна 4. Следовательно, общее число единиц валентности углерода тоже должно быть равно 4, так как общие единицы валентности элементов в бинарных соединениях должны быть равны. Для этого Вова разделил 4 на индекс углерода, который равен 1, получилось, что валентность углерода равна 4.  Мальчик поставил валентность над углеродом. Всё, домашнее задание выполнено!»


(Слайд 5)


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


А теперь мы с вами проведем игру «верное и неверное утверждение». Я проверю,  насколько вы, усвоили материал на данном этапе урока, и заодно вы немного отдохнете.


Я буду читать утверждения, а вы, если оно верное – хлопайте в ладоши, если неверное – топайте ногами.


Утверждения:


  1. Валентность это свойство атомов присоединять или замещать атомы другого элемента.

  2. Валентность водорода всегда равна II

  3. Валентность кислорода равна I

  4. Бинарные соединения – это соединения, состоящие из двух элементов.

  5. Общая валентность двух элементов должна быть равна между собой.

  6. Индекс – это число, которое ставится перед формулой вещества


Учащиеся записывают число и тему к себе в тетради.


 


 


 


Учащиеся в парах собирают молекулу воды.


 


 


 


 


Учащиеся записывают определение в тетрадь.


 


 


Отвечают: два атома.


 


 


Учащиеся в парах собирают молекулу аммиака.


 


Слушают учителя


 


Записывают пример записи к себе в тетрадь.


 


 


 


Учащиеся записывают в тетради правило


 


 


 


 


 


Учащиеся слушают учителя, отвечают на наводящие вопросы учителя.


 


 


 


Учащиеся слушают учителя.


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


Учащиеся работают по карточкам и выделяют устно этапы определения валентности химических элементов.


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


 


Учащиеся списывают  этапы определения валентности химических элементов со слайда:


  1. Написать химическую формулу.

  2. Отмечаем валентность известного элемента.

  3. Находим общее число единиц валентности известного элемента.

  4. Вычисляем валентность другого элемента.

  5. Ставим валентность над этим элементом.


 


 


Слушают правила.


 


 


 


 


 


Хлопают в ладоши


Топают ногами


Топают ногами


 


Хлопают в ладоши


 


Хлопают в ладоши


 


Топают ногами


Закрепление


10 мин


Продолжаем дальше.


Учитель приводит формулы некоторых бинарных веществ (слайд 5):


SO2    Ph4   Fe2O3    MgO     Ag2O   Alh4     HBr    N2O    N2O5    Sih5


Расставьте валентность элементов и составьте модели  молекул с помощью шаровых моделей.


Выставление оценок.


Учитель снова просит заполнить зеленую карточку, но уже столбик «Ответы в конце урока».


Какие выводы можно сделать?


Двое учащихся выходят к доске, остальные высчитывают валентности элементов в тетради.


 


В парах составляют модели предложенных молекул.


 


Учащиеся заполняют зеленую карточку.


 


Отвечают,  что такое валентность и как ее определять.

Как узнать и определить валентность химического элемента по таблице Менделеева

Понятие «валентность» формировалось в химии с начала XIX века. Английский ученый Э. Франкленд обратил внимание, что все элементы могут образовывать с атомами других элементов только определенное количество связей. Он назвал это «соединительной силой». Позже немецкий ученый Ф. А. Кекуле изучал метан и пришел к выводу, что один атом углерода может присоединить в нормальных условиях только четыре атома водорода.

Он назвал это основностью. Основность углерода равна четырем. То есть углерод может образовать четыре связи с другими элементами.
[block id=»32″]

Вконтакте

Facebook

Twitter

Google+

Мой мир

[block id=»33″]
Дальнейшее развитие понятие получило в работах Д. И. Менделеева . Дмитрий Иванович развивал учение о периодическом изменении свойств простых веществ. Соединительную силу он определял как способность элемента присоединять определенное количество атомов другого элемента.

Определение по таблице Менделеева

Таблица Менделеева позволяет с легкостью определять основность элементов. Для этого нужно уметь читать периодическую таблицу. Таблица по вертикали имеет восемь групп, а по горизонтали располагаются периоды. Если период состоит из двух рядов, то его называют большим, а если из одной — малым. Элементы по вертикали в столбцах, в группах распределены неравномерно. Валентность всегда обозначается римскими цифрами.

Чтобы определить валентность, нужно знать, какая она бывает. У металлов главных подгрупп она всегда постоянная, а у неметаллов и металлов побочных подгрупп может быть переменной.

Постоянная равна номеру группы. Переменная может быть высшей и низшей. Высшая переменная равна номеру группы, а низкая высчитывается по формуле: восемь минус номер группы. При определении нужно помнить:

  • у водорода она равна I;
  • у кислорода — II.

Если соединение имеет атом водорода или кислорода, то определить его валентность не составляет труда, особенно если перед нами гидрид или оксид.
[block id=»3″]

Формула и алгоритм

Самая меньшая валентность у тех элементов, которые расположены правее и выше в таблице. И, наоборот, если элемент ниже и левее, то она будет выше. Чтобы определить ее, необходимо следовать универсальному алгоритму:

  1. Записываем формулу соединения.
  2. Проставляем валентность того компонента соединения, которого знаем.
  3. Умножаем известную величину на количество атомов элемента в соединении.
  4. Находим наименьшее кратное.
  5. Проводим проверку: умножаем значение на индекс. Должна получаться одинаковая цифра по каждому компоненту соединения.

Пример: возьмем соединение аммиака — Nh4. Нам известно, что у атома водорода валентность постоянная и равна I. Умножаем I на 3 (количество атомов) — наименьшее кратное — 3. У азота в этой формуле индекс равен единице. Отсюда вывод: 3 делим на 1 и получаем, что у азота она равна IIII.

Величину по водороду и кислороду всегда определять легко. Сложнее, когда ее необходимо определять без них. Например, соединение SiCl4. Как определить валентность элементов в этом случае? Хлор находится в 7 группе. Значит, его валентность либо 7, либо 1 (восемь минус номер группы). Кремний находится в четвертой группе, значит, его потенциал для образования связей равен четырем. Становится логично, что хлор проявляет в этой ситуации наименьшую валентность и она равна I.

В современных учебниках химии всегда есть таблица валентности химических элементов. Это существенно облегчает задачу учащимся. Тему изучают в восьмом классе — в курсе неорганической химии.
[block id=»4″]

Современные представления

Современные представления о валентности базируются на строении атомов. Атом состоит из ядра и вращающихся на орбиталях электронах.

Само ядро состоит из протонов и нейтронов, которые определяют атомный вес. Для того чтобы вещество было стабильным, его энергетические уровни должны быть заполнены и иметь восемь электронов.

При взаимодействии элементы стремятся к стабильности и либо отдают свои неспаренные электроны, либо принимают их. Взаимодействие происходит по принципу «что легче» — отдать или принять электроны. От этого также зависит то, как изменяется валентность в таблице Менделеева. Количество неспаренных электронов на внешней энергетической орбитали равно номеру группы.

В качестве примера

Щелочной металл натрий находится в первой группе периодической системы Менделеева. Это значит, что у него один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне. Хлор находится в седьмой группе. Это значит, что у хлора есть семь неспаренных электронов. Для завершения энергетического уровня хлору не хватает ровно одного электрона. Натрий отдает ему свой электрон и становится стабильным в соединении. Хлор же получает дополнительный электрон и тоже становится стабильным. В итоге появляется связь и прочное соединение — NaCl — знаменитая поваренная соль. Валентность хлора и натрия в этом случае будет равна 1.
[block id=»5″]

[block id=»2″]
[block id=»10″]

Определение валентности в химии ✎ pangenes.ru

Валентность — это, как правило, число электронов, необходимое для заполнения внешней оболочки атома. Поскольку существуют исключения, более общее определение валентности — это число электронов, с которыми данный атом обычно связан, или число связей, которые образует атом. (Представьте себе железо, которое может иметь валентность 2 или 3).

Формальное определение валентности IUPAC — это максимальное количество одновалентных атомов, которые могут соединяться с атомом. Обычно определение основывается на максимальном количестве атомов водорода или хлора.

Обратите внимание, что IUPAC определяет только одно значение валентности (максимум), в то время как известно, что атомы способны отображать более одной валентности (например, медь обычно имеет валентность 1 или 2).

Пример: Нейтральный атом углерода имеет 6 электронов с конфигурацией электронной оболочки 1S2 2S2 2P2. Углерод имеет валентность 4, поскольку для заполнения 2p-орбиты могут быть приняты 4 электрона.

Общие валентности

Атомы элементов в основной группе периодической таблицы могут отображать валентность между 1 и 7 (так как 8 — полный октет).

  • Группа 1 (I) — обычно показывает валентность 1. Пример: Na в NaCl
  • Группа 2 (II). Типичная валентность равна 2. Пример: Mg в MgCl2.
  • Группа 13 (III). Обычная валентность равна 3. Пример: Al в AlCl3
  • Группа 4 (IV). Обычная валентность равна 4. Пример: C в CO (двойная связь) или CH4 (одинарные связи)
  • Группа 5 (V) — обычные валентности 3 и 5. Примерами являются N в NH3 и P в PH5
  • Группа 6 (VI). Типичные валентности 2 и 6. Пример: O в H2O
  • Группа 7 (VII). Обычные валентности 1 и 7. Примеры: Cl в HCl

Валентность против состояния окисления

Есть две проблемы с «валентностью».

  • Во-первых, определение неоднозначно. Во-вторых, это просто целое число без знака, указывающее на то, получит ли атом электрон или потеряет его наиболее удаленный элемент. Например, валентность как водорода, так и хлора равна 1, но водород обычно теряет свой электрон, чтобы стать H+, в то время как хлор обычно получает дополнительный электрон, чтобы стать
    Cl
  • Состояние окисления (степень окисления) является лучшим индикатором электронного состояния атома, поскольку оно имеет величину и знак. Также понятно, что атомы элемента могут отображать различные степени окисления в зависимости от условий.
  • Знак положителен для электроположительных атомов и отрицателен для электроотрицательных атомов. Наиболее распространенная степень окисления водорода +8. Наиболее распространенная степень окисления для хлора -1.

Краткая история

Слово «валентность» было описано в 1425 году от латинского слова valēns, что означает силу или способность.

Понятие валентности было разработано во второй половине 19-го века для объяснения химической связи и молекулярной структуры. Теория химических валентностей была предложена в 1852 году Эдвардом Франклендом.

Как рассчитать валентность | Sciencing

Обновлено 10 февраля 2020 г.

Трейси МакКоннелл

Рецензировано: Lana Bandoim, B.S.

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

Сколько электронов на каждой орбитали?

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

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

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

Найдите число валентности

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

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

Внешняя орбиталь с 4 электронами, движущимися по-разному, вращая ядро, может создать 4 одинарные связи.

Можно сказать, что валентность углерода равна 4.

Группы периодической таблицы

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

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

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

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

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

Валентность бора (B)

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

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

Валентность бора равна 3.

Предсказание поведения электронов

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

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

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

Определение валентности в химии

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

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

Пример

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

Общие валентности

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

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

Валентность в зависимости от состояния окисления

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

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

Краткая история

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

Химия 101: Как найти валентные электроны

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

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

Если все это кажется достаточно увлекательным, то есть отличное место, чтобы начать с курса «Химия 101 — Принципы химии».Этот класс заложит основу для дальнейшего обучения. Он даже затрагивает суть этой статьи об электронах, которые делают все это, так называемых валентных электронах.

Атомов

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

Корпуса

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

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

Поиск валентных электронов

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

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

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

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

из Викимедиа

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

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

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

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

Поскольку он находится в группе 1, мы можем вычислить, что этот один электрон является валентным электроном для H и что это высокореактивный элемент.

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

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

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

Если вы находитесь в Великобритании и нуждаетесь в переподготовке к экзамену GCSE Edexcel Science Exam (или просто хотите освежить свои знания), тогда у нас есть класс для вас! Удачно названный GCSE Chemistry: Edexcel C1 поможет вам понять, что вам нужно знать для первой половины раздела «Наука».

Для более специализированного взгляда на химию с серьезными практическими применениями у нас есть этот класс, отвечающий вашим потребностям: Physical Metallurgy I.Этот класс углубляется в основы, выходящие за рамки того, что мы здесь рассмотрели, а также в то, как все это относится к металлам в промышленности и металлообработке.

Удачи!

Последнее обновление страницы: февраль 2020 г.

Рекомендуемые статьи

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

_Разное

Udemy Editor

Валентных электронов

Ковалент
Облигация


Валентные электроны

Электроны во внешней оболочке имеют валентность
электроны
электроны на атоме, которые могут быть получены или
потеряны в химической реакции.Так как залито d или f
подоболочки редко нарушаются в химической реакции, мы можем
определить валентные электроны следующим образом: Электроны на атоме
которые не присутствовали в предыдущем инертном газе, игнорируя заполненные d
или f подоболочки.

Галлий имеет следующий электрон
конфигурация.

Ga: [Ar] 4 с 2
3 д 10 4 п 1

4 s и 4 p электронов могут быть потеряны в
химическая реакция, но не электроны в заполненном 3 d
подоболочка.Таким образом, галлий имеет три валентных электрона.


Ковалентная связь

Атомы могут объединяться для получения октета валентных электронов за счет
обмен электронами. Например, два атома фтора могут образовывать
стабильная молекула F 2 , в которой каждый атом имеет октет
валентные электроны, разделяя пару электронов.

Пара атомов кислорода может образовывать молекулу O 2 в
который каждый атом имеет в общей сложности восемь валентных электронов, разделяя
две пары электронов.

Термин ковалентная связь используется для описания связей в
соединения, которые являются результатом совместного использования одной или нескольких пар
электроны.


Как совместное использование
Электроны Связи Атомы

Чтобы понять, как пара электронов может удерживать атомы
вместе давайте посмотрим на простейшую ковалентную связь, которая образует
когда два изолированных атома водорода объединяются, чтобы сформировать H 2
молекула.

H + H
H-H

Изолированный атом водорода содержит один протон и один электрон.
удерживаются вместе силой притяжения между противоположными
заряженные частицы. Величина этой силы равна
произведение заряда электрона ( q e )
умножить на заряд протона ( q p )
деленное на квадрат расстояния между этими частицами ( r 2 ).

Когда пара изолированных атомов водорода объединяется,
две новые силы притяжения появляются из-за притяжения
между электроном одного атома и протоном другого.

Но две силы отталкивания также создаются, потому что две
отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга, как и два
положительно заряженные протоны.

Может показаться, что две новые силы отталкивания уравновесят
две новые силы притяжения.Если это произошло, H 2
молекула была бы не более стабильной, чем пара изолированных водородных
атомы. Но есть способы, которыми силы отталкивания могут быть
сведены к минимуму. Как мы видели, электроны ведут себя так, как если бы они были волчками.
крутится на оси. Так же, как есть два способа, которыми топ
может вращаться, есть два возможных состояния для спина
электрон: с = + 1 / 2 и с = — 1 / 2 .Когда электроны спарены так, что имеют противоположные спины,
сила отталкивания между этими электронами сведена к минимуму.

Сила отталкивания между протонами может быть минимизирована
размещение пары электронов между двумя ядрами. В
расстояние между электроном на одном атоме и ядром
другое теперь меньше, чем расстояние между двумя ядрами. В виде
в результате сила притяжения между каждым электроном и
ядро другого атома больше, чем сила отталкивания
между двумя ядрами, пока ядра не переносятся слишком
близко друг к другу.

Чистый результат спаривания электронов и их размещения
между двумя ядрами есть система, которая более устойчива, чем
пара изолированных атомов, если ядра расположены достаточно близко друг к другу, чтобы
разделяют пару электронов, но не так близко, что отталкивание
между ядрами становится слишком большим. Атомы водорода в H 2
молекулы, следовательно, удерживаются вместе (или связаны) за счет общего
пары электронов, и эта связь является наиболее прочной, когда
расстояние между двумя ядрами составляет около 0.074 нм.


Сходства и
Различия между ионными и ковалентными соединениями

Существует значительная разница между физическими
свойства NaCl и Cl 2 , как показано в таблице
ниже, что является следствием разницы между ионными связями
в NaCl и ковалентными связями в Cl 2 .

Некоторые физические свойства NaCl и Cl 2

N AC Класс 2
Фаза при комнатной температуре цельный Газ
Плотность 2.165 г / см 3 0,003214 г / см 3
Температура плавления

801C

-100,98C
Температура кипения 1413C -34,6C
Способность к водному
раствор для проведения электричества
Правила поведения Не проводит

Каждый ион Na + в NaCl окружен шестью Cl
ионы, и наоборот, как показано на рисунке ниже.Удаление
ион из этого соединения, следовательно, включает разрушение по крайней мере шести
облигации. Некоторые из этих связей должны быть разорваны, чтобы расплавить NaCl,
и все они должны быть сломаны, чтобы сварить это соединение. Как
в результате ионные соединения, такие как NaCl, имеют тенденцию к плавлению.
точки и температуры кипения. Таким образом, ионные соединения являются твердыми телами.
при комнатной температуре.

Cl 2 состоит из молекул, в которых один атом
плотно привязан к другому, как показано на рисунке выше.В
ковалентные связи внутри этих молекул по крайней мере так же прочны, как
ионную связь, но нам не нужно разрывать эти ковалентные связи, чтобы
отделить одну молекулу Cl 2 от другой. Как результат,
Cl 2 гораздо легче расплавить до жидкости или закипеть
он образует газ, а Cl 2 — газ в помещении
температура.

Разница между ионными и ковалентными связями также объясняет
почему водные растворы ионных соединений проводят электричество,
в то время как водные растворы ковалентных соединений — нет.Когда соль
растворяется в воде, ионы переходят в раствор.

H 2 O
NaCl ( с ) Na + ( водн. ) + Cl ( водн. )

Эти ионы могут проходить через раствор, образуя
электрический ток, замыкающий цепь.Когда ковалентный
соединение растворяется в воде, нейтральные молекулы выделяются в
раствор, который не может проводить электрический ток.

H 2 O
C 12 H 22 O 11 ( s ) C 12 H 22 O 11 ( водн. )

Когда два атома хлора соединяются, образуя ковалентную связь,
каждый атом вносит один электрон, чтобы сформировать пару электронов
разделены поровну между двумя атомами, как показано на рисунке ниже.Когда атом натрия соединяется с атомом хлора с образованием ионного
связи, каждый атом по-прежнему вносит один электрон, чтобы сформировать пару
электронов, но эта пара электронов не является общей для двух
атомы. Электроны проводят большую часть своего времени на хлоре.
атом.

Ионные и ковалентные связи различаются по степени, в которой пара
электронов разделяют атомы, образующие связь. Когда один
атомов гораздо лучше притягивает электроны к себе
чем другой, связь ионная .Когда атомы
примерно равны по своей способности притягивать электроны к
сами атомы разделяют пару электронов более или менее
равно, и связь ковалентная . Как правило большого пальца,
металлы часто реагируют с неметаллами с образованием ионных соединений или
соли и неметаллы соединяются с другими неметаллами с образованием
ковалентные соединения. Это практическое правило полезно, но оно также
наивно по двум причинам.

  • Единственный способ узнать, является ли соединение ионным или
    ковалентный — это измерение относительной способности атомов
    притягивать связанные электроны к себе.
  • Любая попытка разделить соединения всего на два класса
    (ионные и ковалентные) обречены на провал, потому что
    связь во многих соединениях находится между этими двумя
    крайности.

Первое ограничение лежит в основе концепции
электроотрицательность. Второй служит основой концепции
полярности.


Электроотрицательность

Относительная способность атома притягивать электроны в связь.
по отношению к себе называется электроотрицательностью атома.Атомы
с большой электроотрицательностью (например, F и O) привлекают
электроны в связи лучше, чем те, у которых есть небольшие
электроотрицательность (например, Na и Mg). Электроотрицательность
элементов основной группы приведены на рисунке ниже.

Когда величина электроотрицательностей основных
группа элементов добавляется в периодическую таблицу в качестве третьей оси, мы
получите результаты, показанные на рисунке ниже.

В данных двух вышеупомянутых
цифры.

  • Электроотрицательность регулярно возрастает от
    слева направо по строке периодической таблицы.
  • Электроотрицательность уменьшается вниз по столбцу периодической
    Таблица.


Использование
Электроотрицательность для идентификации ионной, ковалентной и полярной ковалентной
Соединения

Когда разница между электроотрицательностями
элементы в соединении относительно большие, соединение лучше всего
классифицируется как ионный .

Пример: NaCl, LiF и SrBr 2 являются хорошими примерами
ионные соединения. В каждом случае электроотрицательность
неметалл как минимум на две единицы больше, чем металл.

NaCl LiF SrBr 2
Класс EN = 3.16 F EN = 3,98 Br EN = 2,96
Na EN = 0,93 Li EN = 0,98 Sr EN = 0.95
EN = 2,23 EN = 3,00 EN = 2.01

Таким образом, мы можем предположить чистый перенос электронов из
металл к неметаллу с образованием положительных и отрицательных ионов и
запишите структуры Льюиса этих соединений, как показано в
рисунок ниже.

Все эти соединения имеют высокие температуры плавления и кипения.
баллов, как и следовало ожидать для ионных соединений.

NaCl LiF SrBr 2
MP 801 или С 846 или С 657 или С
БП 1413 или С 1717 или С 2146 или С

Они также растворяются в воде с образованием водных растворов, которые
провести электричество, как и следовало ожидать.

Когда электроотрицательность элементов в соединении равна
примерно так же, атомы разделяют электроны, а вещество ковалентно .

Пример: Примеры ковалентных соединений включают метан (CH 4 ),
диоксид азота (NO 2 ) и диоксид серы (SO 2 ).

Канал 4 НЕТ 2 СО 2
С EN = 2.55 O EN = 3,44 O EN = 3,44
H EN = 2,20 N EN = 3,04 S EN = 2.58
EN = 0,35 EN = 0.40 EN = 0,86

Эти соединения имеют относительно низкие температуры плавления и кипения.
точек, как и следовало ожидать для ковалентных соединений, и они
все газы комнатной температуры.

CH 4 НЕТ 2 СО 2
MP -182.5 или С -163,6 o С -75,5 o С
БП -161,5 o С -151,8 o С -10 o С

Неизбежно должны быть соединения, которые попадают между этими
крайности.Для этих соединений разница между
электроотрицательность элементов достаточно велика, чтобы быть
значительный, но недостаточно большой, чтобы классифицировать соединение как
ионный. Возьмем, к примеру, воду.

H 2 O
O EN = 3,44
H EN = 2.20
EN = 1,24

Вода не является ни чисто ионной, ни чисто ковалентной. Это не
содержат положительные и отрицательные ионы, как указывает Льюис
структура слева на рисунке ниже. Но электроны
не делятся поровну, как указывает структура Льюиса на
прямо на этом рисунке.Воду лучше всего описать как полярных
соединение
. Один конец или полюс молекулы имеет частичный
положительный заряд (+), а другой конец имеет частичный отрицательный заряд (-).

Как правило, при разнице между
электроотрицательности двух элементов меньше 1,2, мы предполагаем
что связь между атомами этих элементов ковалентная .
Если разница больше 1,8, предполагается, что облигация
ионный .Соединения, для которых электроотрицательность
разница между 1,2 и 1,8 лучше всего описывается как полярный ,
или полярный ковалентный .

Ковалент: EN <1,2
Полярный: 1,2 < EN <1.8
Ионный: EN > 1,8
Практическая задача 2:

Использование
электроотрицательности, чтобы решить, будут ли следующие
соединения лучше всего описывать как ковалентные, ионные,
или полярный.

(а) Цианид натрия (NaCN)

(б) Декасульфид тетрафосфора (P 4 S 10 )

(c) Окись углерода (CO)

(d) Тетрахлорид кремния (SiCl 4 )

Нажмите
здесь, чтобы проверить свой ответ на практическую задачу 2


Ограничения
Концепция электроотрицательности

Электроотрицательность суммирует тенденцию элемента к
приобретать, терять или делиться электронами, когда он объединяется с другим
элемент.Но есть пределы успеха, с которым это может быть
применяемый. BF 3 ( EN = 1,94) и SiF 4 ( EN = 2,08),
например, имеют разность электроотрицательности, которая приводит нас к
ожидают, что эти соединения будут вести себя так, как если бы они были ионными, но оба
соединения ковалентны. Оба они газы при комнатной температуре,
и их точки кипения составляют -99,9 o C и -86 o C,
соответственно.

Источником этой проблемы является то, что каждому элементу присваивается
только одно значение электроотрицательности, которое используется для всех его
соединения.Но фтор менее электроотрицателен, когда он связывается с
полуметаллы (например, B или Si) или неметаллы (например, C), чем когда
он связывается с металлами (такими как Na или Mg).

Эта проблема снова возникает, когда мы смотрим на элементы, которые
образуют соединения в более чем одной степени окисления. TiCl 2
и MnO, например, обладают многими свойствами ионного
соединения. Они оба твердые при комнатной температуре, и они
имеют очень высокие температуры плавления, как и ожидалось для ионных соединений.

TiCl 2 MnO
MP = 1035 o C MP = 1785 o C

TiCl 4 и Mn 2 O 7 , с другой стороны
стороны, обе жидкости при комнатной температуре, с точками плавления
ниже 0 o C и относительно низких температур кипения, возможно
следует ожидать для ковалентных соединений.

TiCl 4 Mn 2 O 7
MP = -24,1 o C MP = -20 o C
Б.П. = 136.4 или С BP = 25 o C

Принципиальным отличием этих соединений является
степень окисления металла. Как степень окисления атома
становится больше, так же как и его способность притягивать электроны в связь
к себе. Другими словами, атомы титана в окислении +4
состояние и атомы марганца в степени окисления +7 больше
электроотрицательна, чем атомы титана и марганца при окислении
состояние +2.

По мере увеличения степени окисления металла
разница между электроотрицательностью металла и
неметалл, с которым он сочетается, уменьшается. Облигации в
соединения, которые образуют эти элементы, становятся менее ионными (или
более ковалентный).


T he
Разница между полярными связями и полярными молекулами

Разница между электроотрицательностями хлора ( EN
= 3.16) и водорода ( EN = 2,20) достаточно велики, чтобы
что связь в HCl полярная.

Поскольку она содержит только одну эту связь, молекула HCl может
также можно охарактеризовать как полярный.

Полярность молекулы может быть определена путем измерения
величина, известная как дипольный момент , который зависит от двух
факторы: (1) величина разделения заряда и (2)
расстояние между отрицательным и положительным полюсами
молекула.Сообщается, что дипольные моменты равны debye ( d ).
Дипольный момент для HCl невелик: = 1.08 d . Это может
следует понимать, отметив, что разделение заряда в HCl
связь относительно мала ( EN = 0,96) и что связь H-Cl
относительно короткий.

Связи C-Cl ( EN = 0,61) не так полярны, как связи H-Cl ( EN = 0,96),
но они значительно длиннее. В результате дипольный момент
для CH 3 Cl примерно такое же, как HCl: = 1.01 д .
На первый взгляд можно было ожидать подобного дипольного момента для
четыреххлористый углерод (CCl 4 ), содержащий четыре полярных
Связи C-Cl. Однако дипольный момент CCl 4 равен 0.
Это можно понять, рассмотрев структуру CCl 4 .
показано на рисунке ниже. Отдельные связи C-Cl в этом
молекулы полярны, но четыре диполя C-Cl нейтрализуют друг друга.
Таким образом, четыреххлористый углерод иллюстрирует важный момент:
Не все молекулы, содержащие полярные связи, обладают дипольным моментом.


Валентный электрон | Определение валентного электрона на Dictionary.com

Атомы могут быть крошечными, но у них много чего происходит под поверхностью. В начале 1900-х годов Гилберт Н. Льюис (американский химик и профессор Калифорнийского университета в Беркли) внес значительный вклад в наше понимание валентных электронов .

Некоторые основы: атомы состоят из нейтронов, протонов и электронов. Ядро (или центр атома) состоит из нейтронов и протонов.Электроны окружают ядро ​​оболочками. Ближайшая к ядру оболочка может содержать два электрона. Вторая оболочка может содержать до восьми электронов, третья — до 18. (У разных элементов разное количество оболочек, каждая оболочка может содержать только фиксированное количество электронов, и есть формульный способ определить это количество).

Атомы — может быть, мало чем отличаются от людей ?! — преследуют одну главную цель: стать стабильными. Когда внешняя оболочка вокруг атома заполнена валентным электроном , атом стабилен и ему не нужно взаимодействовать с другими атомами, чтобы обрести стабильность.Вот почему такие элементы, как неон и аргон, на самом деле не реагируют с другими элементами (потому что их внешняя оболочка, естественно, заполнена восемью валентными электронами ).

Итак, что делают атомы, если их внешняя оболочка не полностью заполнена валентным электроном ? Они связываются с другими нестабильными атомами! Есть два основных вида облигаций:

Первый вид называется ковалентной связью . Ковалентные связи возникают, когда два атома соединяются вместе, разделяя валентный электрон. Одним из примеров ковалентной связи является водородная связь (или H₂). Один атом водорода имеет только одну внешнюю оболочку и один валентный электрон . Помните, первая оболочка может удерживать два электрона, поэтому водород по своей природе нестабилен. Чтобы исправить это, у атома водорода будет общий валентный электрон , от другого атома водорода, так что они оба найдут стабильность.

Второй вид связи — это ионная связь. Когда один атом получает валентный электрон , в то время как другой атом теряет валентный электрон , это называется ионной связью .Ионные связи имеют тенденцию быть более прочными, чем ковалентные связи. Фторид натрия (NaF) — распространенный пример соединения, образованного ионной связью. Натрий имеет только один валентный электрон в своей третьей оболочке, в то время как фтор имеет семь валентных электронов во второй оболочке (у натрия нет третьей оболочки). Когда они связываются, натрий «отдает» свой валентный электрон фтору, поэтому они оба могут иметь восемь валентных электронов на своих внешних оболочках и оставаться стабильными.

химическая валентность

валентность

Что такое валентность?

Чтобы написать химические формулы, нам нужно понять, как элементы сочетаются друг с другом, образуя молекулы или ионные соединения.Ионные соединения — это вещества, состоящие из комбинации заряженных (положительных и отрицательных) частиц.

Валентность относится к способности атома или группы химически связанных атомов образовывать химические связи с другими атомами или группами атомов.
Валентность элемента определяется количеством электронов внешней оболочки (валентности).
Валентность многоатомных ионов (например, SO 4 2-) — это заряд иона.

Давайте не будем усложнять это и сразу перейдем к таблице Менделеева и тому, как мы можем определить валентность элемента.

Периодическая таблица, показанная слева, может многое рассказать нам о валентности элементов.

Элементы помещены в группы (столбцы) в периодической таблице в соответствии с количеством валентных электронов, поэтому, естественно, положение элемента в периодической таблице должно дать нам представление о его валентности.

Все элементы в группе 1 имеют 1 валентный электрон, поэтому они имеют валентность +1, поскольку они будут иметь тенденцию отдавать 1 электрон.

То же самое для группы 2, которая отдаст два электрона, и группы 3, которая отдаст 3 электрона.

Элементы группы 5, однако, имеют 5 валентных электронов и, как правило, принимают 3 электрона и, следовательно, имеют валентность -3.
Элементы группы 6 имеют 6 валентных электронов и будут иметь тенденцию принимать 2 электрона и иметь валентность -2.
Элементы группы 7 имеют 7 валентных электронов и будут иметь тенденцию принимать 1 электрон и иметь валентность -1.
Элементы группы 8 не реагируют и поэтому имеют валентность 0
.

Валентности очень полезны, когда мы хотим написать формулы соединений, образованных из атомов металлов и неметаллов. Например, возьмем реакцию между атомами натрия и хлора.
Соединения, образованные между металлами и неметаллами, будут обрабатываться по-разному.Сначала мы рассмотрим взаимодействие металла и неметалла.

Литий имеет валентность +1, а азот — -3
Соедините атомы азота и лития, чтобы получить формулу нитрида лития.
При написании формулы идея состоит в том, чтобы создать нейтральное соединение, используя как можно меньше атомов каждого элемента.

Следуйте этому очень простому методу.

Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.
Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»
Давайте посмотрим на другой пример, запишем формулу соединения, образованного между кислородом и алюминием (оксид алюминия)
Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.
Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»

Напишите формулу соединения, образующегося между кальцием и углеродом, под названием карбид кальция.

Шаг 1 Запишите два атома и их валентность, всегда помещая атом с положительной валентностью слева.

Шаг 2 Запишите валентность (без знака) для каждого атома в виде нижнего индекса.
Шаг 3 Поменяйте местами нижние индексы и разделите на наименьшее число, только если большее число делится на меньшее число.
Шаг 4 Удалите любой нижний индекс, равный «1»

Попробуйте сами.Напишите формулу соединения, образованного между:

а) кальций и азот (нитрид кальция),

б) бор и кислород (оксид бора)

в) фтор и алюминий (фторид алюминия)

г) олово и азот (нитрид олова)

д) кислород и литий (оксид лития)

е) фосфор и кальций (фосфид кальция)
Растворы

Стивена попросили написать формулу соединения, образующегося при соединении атомов бора и кислорода.Он написал формулу как «O 3 B 2 ».

Это правильно? Объясните
Решение

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

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

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

Что такое валентные электроны?

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

Где валентные электроны?

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

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

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

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

Валентные электроны и таблица Менделеева

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

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

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

Как найти валентные электроны?

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

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

Итак, какое значение имеет номер группы?

Валентные электроны элементов, отличных от переходных — элементы основной группы

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

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

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

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

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

Краткое объяснение того, как оболочки заполняются электронами

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

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

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

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

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

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

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

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

Электроны должны заполняться только слева направо именно в этом порядке.

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

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

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

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

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

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

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

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

Хорошим примером является непостоянная конфигурация атома меди (Cu).

Загадочный случай валентных электронов меди

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

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

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

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

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

Статьи по теме

Статьи по теме

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

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.