Валентность хлора 2 равна: Валентность. Как найти валентность. Элементы с постоянной валентностью

Содержание

Валентность хлора (Cl), формулы и примеры

Общие сведения о валентности хлора

В обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета. Температура плавления – 101,0oС, температура кипения -34,2oС. Органично растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся хларатами приблизительного состава Cl2×6H2O и Cl2×8H2O.

Хлор – активный окислитель.

Молекула хлора двухатомна Cl2.

Валентность хлора в соединениях

Хлор — семнадцатый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в третьем периоде в VIIA группе. В ядре атома хлора содержится 17 протонов и 18 нейтронов (массовое число равно 35). В атоме хлора есть три энергетических уровня, на которых находятся 17 электронов (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома хлора.

Электронная формула атома хлора в основном состоянии имеет следующий вид:

1s22s22p63s23p5.

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

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять валентность I (низшая валентность) в своих соединениях (NaClI, NaClIO, ClI2O).

Для атома хлора характерно наличие нескольких возбужденных состояний из-за того, что орбитали 3d-подуровня являются вакантными (на третьем энергетическом слое помимо 3s- и 3p-подуровней есть еще и 3d-подуровень). Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Наличие трех, пяти и семи неспаренных электронов в возбужденном состоянии свидетельствует о том, что хлор проявляет в своих соединениях валентности III (NaClIIIO2), V (KClVO3) и VI (KClVIIO4, ClVII2O7) (высшая валентность).

Формально хлор может проявлять валентности IV (ClO2) и VI (Cl2O6).

Примеры решения задач

Таблица валентностей химических элементов. — таблицы Tehtab.ru

Навигация по справочнику TehTab.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник  / / Таблица валентностей химических элементов.

Таблица валентностей 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 скобках обозначены более редкие валентности. Химические элементы с единственной валентностью — одну и имеют.































































































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

1

Водород / Hydrogen

H

(-1), +1

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

+1

4

Бериллий / Beryllium

Be

+2

5

Бор / Boron

B

-3, +3

6

Углерод / Carbon

C

(+2), +4

7

Азот / Nitrogen

N

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

8

Кислород / Oxygen

O

-2

9

Фтор / Fluorine

F

-1, (+1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

+1

12

Магний / Magnesium

Mg

+2

13

Алюминий / Aluminum

Al

+3

14

Кремний / Silicon

Si

-4, (+2), +4

15

Фосфор / Phosphorus

P

-3, +1, +3, +5

16

Сера / Sulfur

S

-2, +2, +4, +6

17

Хлор / Chlorine

Cl

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

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

+1

20

Кальций / Calcium

Ca

+2

21

Скандий / Scandium

Sc

+3

22

Титан / Titanium

Ti

+2, +3, +4

23

Ванадий / Vanadium

V

+2, +3, +4, +5

24

Хром / Chromium

Cr

+2, +3, +6

25

Марганец / Manganese

Mn

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

26

Железо / Iron

Fe

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

27

Кобальт / Cobalt

Co

+2, +3, (+4)

28

Никель / Nickel

Ni

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

29

Медь / Copper

Сu

+1, +2, (+3)

30

Цинк / Zinc

Zn

+2

31

Галлий / Gallium

Ga

(+2). +3

32

Германий / Germanium

Ge

-4, +2, +4

33

Мышьяк / Arsenic

As

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

34

Селен / Selenium

Se

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

35

Бром / Bromine

Br

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

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

+1

38

Стронций / Strontium

Sr

+2

39

Иттрий / Yttrium

Y

+3

40

Цирконий / Zirconium

Zr

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

41

Ниобий / Niobium

Nb

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

42

Молибден / Molybdenum

Mo

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

43

Технеций / Technetium

Tc

+6

44

Рутений / Ruthenium

Ru

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

45

Родий / Rhodium

Rh

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

46

Палладий / Palladium

Pd

+2, +4, (+6)

47

Серебро / Silver

Ag

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

48

Кадмий / Cadmium

Cd

(+1), +2

49

Индий / Indium

In

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

50

Олово / Tin

Sn

+2, +4

51

Сурьма / Antimony

Sb

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

52

Теллур / Tellurium

Te

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

53

Иод / Iodine

I

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

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

+1

56

Барий / Barium

Ba

+2

57

Лантан / Lanthanum

La

+3

58

Церий / Cerium

Ce

+3, +4

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

+3

60

Неодим / Neodymium

Nd

+3, +4

61

Прометий / Promethium

Pm

+3

62

Самарий / Samarium

Sm

(+2), +3

63

Европий / Europium

Eu

(+2), +3

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

+3

65

Тербий / Terbium

Tb

+3, +4

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

+3

67

Гольмий / Holmium

Ho

+3

68

Эрбий / Erbium

Er

+3

69

Тулий / Thulium

Tm

(+2), +3

70

Иттербий / Ytterbium

Yb

(+2), +3

71

Лютеций / Lutetium

Lu

+3

72

Гафний / Hafnium

Hf

+4

73

Тантал / Tantalum

Ta

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

74

Вольфрам / Tungsten

W

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

75

Рений / Rhenium

Re

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

76

Осмий / Osmium

Os

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

77

Иридий / Iridium

Ir

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

78

Платина / Platinum

Pt

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

79

Золото / Gold

Au

+1, (+2), +3

80

Ртуть / Mercury

Hg

+1, +2

81

Талий / Thallium

Tl

+1, (+2), +3

82

Свинец / Lead

Pb

+2, +4

83

Висмут / Bismuth

Bi

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

84

Полоний / Polonium

Po

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

85

Астат / Astatine

At

нет данных

86

Радон / Radon

Rn

0

87

Франций / Francium

Fr

нет данных

88

Радий / Radium

Ra

+2

89

Актиний / Actinium

Ac

+3

90

Торий / Thorium

Th

+4

91

Проактиний / Protactinium

Pa

+5

92

Уран / Uranium

U

(+2), +3, +4, (+5), +6
Дополнительная информация:

  1. А чем отличается Физика от Химии? Характерные диапазоны времени, расстояний и энергии для физики и химии.
  2. «Химический алфавит (словарь)» — названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений.
  3. Стандартная, она же научная форма записи числа. Порядок величины. Разница на порядок. Зачем это придумали.
  4. Нормальные условия (НУ). Что это такое?
  5. Таблица Менделеева. Названия. Электронные формулы. Структурные формулы.
  6. Вода (H2O) — свойства воды, пара и льда
  7. Водные растворы и смеси для обработки металлов.
  8. Характерные химические реакции на органические соединения. Как определить наличие органических соединений?
  9. Характерные химические реакции на катионы (положительно заряженные ионы). Как определить наличие катионов?
  10. Характерные химические реакции на анионы (отрицательно заряженные ионы). Как определить наличие анионов?
  11. Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.
  12. Свойства растворов. Константы диссоциации, кислотности, основности. Растворимость. Смеси.
  13. Свойства растворителей.
  14. Термические константы веществ. Энтальпии. Энтропии. Энергии Гиббса…
  15. Тепловые величины, включая температуры кипения, плавления, пламени и т.д …
  16. Горение и взрывы. Окисление и восстановление.
  17. Классы, категории, обозначения опасности (токсичности) химических веществ
  18. Калькулятор физических свойств наиболее известных веществ по материалам методички В. Н. Бобылёва РХТУ им. Менделеева (Внешняя ссылка)
  19. Электрохимическая коррозия металла. Катодная защита. Анодная защита. Пассивная защита. Электродные потенциалы — таблица.
  20. Сырье и продукты промышленности органических и неорганических веществ. Подробнейший справочник технолога. Физические, химические, тепловые и прочие свойства веществ.
  21. Химия и физика человека.

§ 1.

6. Валентность элементов. Структурные формулы веществ.

В предыдущей главе, вы уже могли заметить, что атомы, группируясь друг с другом, не обязательно образуют двухатомные молекулы, т.е. соединяются в соотношении один к одному. В молекуле воды, например, к одному атома кислорода прикрепляется два атома водорода. Количество связей, которые атом химического элемента образует с другими атомами, называется его валентностью.

Обозначается валентность римскими цифрами — I,II, III и т.д. в соответствии со своим значением. Давайте в качестве примера рассмотрим такие соединения как хлороводород HCl, воду Н2О, аммиак NH3 и метан CH4. Смотри рисунок 7.

Рисунок 7. Трехмерные модели молекул HCl (a), H2O (б), NH3 (в) и CH4 (г)

Если схематично изобразить строение этих молекул, обозначая атомы химических элементов соответствующими им символами, а связь между ними отрезком,
получаются формулы следующего вида, называемые структурными:

Рисунок 8. Структурные формулы молекул хлороводорода, воды, аммиака и метана соответственно

Из представленных на рисунке ХХ структурных формул можно сделать вывод о том, что валентность водорода и хлора равна I, кислорода II, азота — III, углерода -IV.

Валентность химических элементов в соединениях принято указывать надстрочным индексом справа от символа химического элемента, либо над ним, как, например, это сделано ниже:

Для некоторых элементов характерна постоянная валентность, то есть в соединениях их валентность равна всегда одному и тому же числу.
Так, например, постоянная валентность, равная единице, наблюдается для ряда металлов, называемых щелочными — лития, натрия, калия, рубидия и цезия, Постоянная валентность, равная двум, наблюдается у кислорода, магния, кальция, стронция, бария, цинка. Постоянная валентность равная трем наблюдается у алюминия Al.

Элементы с переменной валентностью — это элементы, которые в разных соединениях могут иметь различные значения валентности. Следовательно, атомы этих элементов в разных соединениях могут образовывать различное число химических связей (таблица 2).

Таблица 2. Наиболее характерные значения валентности некоторых элементов

Химические элементы

Их основные валентности

Cl, Br, I

I, III, V, VII

S, Se

II, IV, VI

C, Si, Sn, Pb

II, IV

P

III, V

Cu

I, II

Fe

II, III

Cr

II, III, VI

Часто в определении валентности таких элементов в каждом отдельном случае может помочь так называемое правило валентности, согласно которому, в соединениях, образованных только двумя химическими элементами практически всегда произведение валентности одного химического элемента на количество его атомов в молекуле равно произведению валентности на  количество атомов в молекуле второго элемента. Другими словами для вещества формулу которого в общем виде можно записать как AxBy  с валентностями элементов А и В равными n и m соответсвенно, справедливо выражение:

X*n = y*m

Давайте в качестве примера установим валентность серы в соединениях SO2 (диоксид серы) и Al2S3 (сульфид алюминия). Как уже было сказано выше, кислород и алюминий являются элементами с постоянными валентностями. Для кислорода валентность во всех его соединениях равна двум, а алюминия трем.

Рассчитаем валентность серы в диоксиде серы обозначив ее как «х»:

Аналогично рассчитаем валентность серы в сульфиде алюминия:

Следует отметить, что правило валентности не применимо для некоторых соединений, в которых есть связи между атомами одного химического элемента. В частности, нельзя использовать правило валентности в случе такого соединения как перекись водорода поскольку его структурную формулу можно записать как Н-О-О-Н, то есть в каждой молекуле данного соединения есть связь кислород-кислород.

Очевидно, что правило валентности может быть использовано не только для нахождения валентности какого-либо элемента, но также и для составления формулы соединения, если известны валентности образующих его элементов.

Рассмотрим в качестве примера следующую задачу:

«Определите формулу соединения образованного атомами хлора и кислорода, если валентность хлора в данном соединении VII »

Решение:

Кислород имеет только одно значение валентности, равное двум, соответственно можем записать:

Наименьшее общее кратное (НОК) чисел 7 и 2 равно 14.

Индекс, относящийся к хлору, будет равен х = 14:7 = 2,

Индекс, относящийся к кислороду, будет равен y = 14:2 = 7.

Т.е. искомая формула Cl2O7.

Следует отметить тот факт, что в большинстве сложных веществ атомы одного химического друг с другом не связаны, например:

Рисунок 9. Структурные формулы молекул фосфорной кислоты, фосфина, серной кислоты и оксида хлора (VII)

Иод, Фтор, Хлор валентность — Справочник химика 21





    Какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома, йода и астатина Дайте развернутое объяснение с учетом особенностей строения их атомов.[c.9]

    При образовании связей с менее электроотрицательными атомами (для фтора это — все элементы, для хлора — все, кроме фтора и кислорода) валентность всех галогенов равна . Степень окисления -1 и заряд иона 1-. Положительные степени окисления невозможны для фтора. Хлор же проявляет различные положительные степени окисления вплоть до +7 (номер группы). Примеры соединений приведены в Справочной части. [c.75]








    Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления — 1. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали  [c.125]

    В то же время сера — аналог кислорода — проявляет переменную валентность 2, 4, 6 хлор — налог фтора проявляет валентность 1, 3, 5, 7. Это объясняется наличием свободных ( -ячеек в третьем энергетическом уровне  [c.45]

    Изучение фтора, хлора, брома и йода показывает, что эти элементы по химическим свойствам сходны между собой. Все четыре элемента — типичные неметаллы, очень активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются. В химических соединениях они проявляют одинаковую валентность и их соединения с одним и тем же элементом проявляют сходные свойства. [c.94]

    Как пользоваться таблицами 22, 23, 24 и 25 Помеш,ен-ный в них учебный материал не предназначен для простого заучивания. Руководствуясь им, вы должны повторить и обобщить самое важное, самое существенное об элементах, расположенных в группах периодической системы, о их соединениях, свойствах и применении. Например, следует только взглянуть на схемы распределения электронов по орбиталям фтора F и хлора С1 (табл. 25) — и вы вспомните их общие и отличительные химические свойства. Из этих схем видно, что в атомах фтора и хлора в нормальном состоянии имеется по одному неспаренному электрону. Этим и объясняются общие свойства этих элементов фтор, хлор и другие галогены в свободном состоянии образуют двухатомные молекулы — Рз, I2, Вг2, Ь — и проявляют валентность I в соединениях же с металлами и водородом — [c.125]

    Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и иода. Какие степени окисленности проявляют галогены в своих соединениях  [c.221]

    Особенности химии фтора. Как и в других группах системы, химия типических элементов — фтора и хлора — имеет целый ряд особенностей. Наиболее ярко это проявляется у фтора. Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом, наибольшими потенциалом ионизации и ОЭО атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,— ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора. Атом фтора не располагает -орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. В результате в химии фтора представлены только две степени окисления Ои — 1. Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной сте- [c.350]

    Общие сведения. Элементы главной подгруппы V группы — азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут — в своих кислородных соединениях максимально пятивалентны, по отношению же к водороду они бывают исключи, тельно трехвалентными. Большинство этих элементов пятивалентны также и в отношении других электроотрицательных элементов, прежде всего фтора, хлора, брома и серы. Однако наряду с валентностью пять они всегда проявляют но отношению к ним и валентность три. [c.560]

    Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу ns np (л = 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется.[c.179]

    При этом валентная группа каждого атома включает более восьми электронов. В случае фтора расширение валентной группы невозможно, так как фтор в отличие от хлора и др. не имеет незанятых орбит с достаточно низкой энергией. Другой фактор может быть обусловлен тем, что в маленькой молекуле Fa отталкивание неподеленных электронных пар гораздо больше, чем в больших молекулах I2, Вга, 12- [c.141]

    В первом разделе данной главы описаны некоторые свойства водорода, углерода, азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, (висмута, кислорода, серы, селена, теллура, фтора, хлора, брома и иода. Последующие разделы посвящены их. соединениям между собой, в частности соединениям, в которых они проявляют нормальную валентность и связаны одинарными связями. Соединения неметаллических элементов с кислородом рассмотрены в следующей главе. [c.172]

    VII группа. Галогены. К ней относятся элементы главной подгруппы — фтор, хлор, бром, иод, а также нестабильный элемент астат. Все галогены реакционно способны, поскольку во внешней электронной оболочке у них находится семь валентных электронов, и для получения устойчивого одноотрицательного иона достаточно присоединить один электрон. Это обстоятельство характеризует галогены как типичные неметаллы со степенью окисленности —1. [c.38]

    Водородные соединения галогенов. Галогены, соединяясь с водородом, образуют вещества однотипного состава HF, НС1, НВг, HI. Состав этих веществ может быть выражен общей формулой НаШ, где под Hai подразумевается один из галогенов — фтор, хлор, бром, иод, астат. Соединения галогенов с водородом— газы, обладающие резким запахом, дымящие на воздухе. Они отличаются большой растворимостью в воде, при этом образуются кислоты с общей формулой НаШ, сходные по свойствам. По мере повышения зарядов ядер атомов галогенов растет количество промежуточных электронных слоев между ядром атома и его внешним электронным слоем. При этом уменьшается сила связи валентных электронов с ядром атома (уменьшается электроотрицательность с 4,1 у фтора к 2,2 у иода).[c.274]

    Известно, что атом водорода, теряя свой единственный электрон, превращается в протон Н , лишенный электронной оболочки. Поэтому он легко притягивается электронными слоями других атомов или ионов, внедряется в электронные оболочки электроотрицательных элементов (фтора, хлора, кислорода, азота). Можно сказать, что и протоны водорода электростатически притягивают атомы других молекул. Таким образом у атома водорода появляется как бы побочная, вторая валентность. [c.62]

    К седьмой группе периодической системы относятся, кроме галогенов — фтора, хлора, брома и и о д а, с которыми мы уже ознакомились, еще элементы марганец Мп и рений Ке. В отличие от галогенов, имеющих в наружной электронной оболочке по семь электронов и являющихся типичными металлоидами, марганец и рений имеют в наружной электронной оболочке только по два электрона и проявляют свойства металлов. С водородом они не образуют соединений. Максимальная положиг тельная их валентность такая же, как и у галогенов, она равна 7 (они могут отдавать электроны не только наружного слоя, но в незаконченного предпоследнего слоя).[c.293]

    Другими словами, следует ожидать проявления физиологической активности у любого фосфорорганического соединения в том случае, если имеется в качестве центрального атома пятивалентный фосфор, который двумя связями соединен с кислородом (или серой). Радикалы Ri и Кг (см. формулу) представляют собой нейтральные радикалы, например алкильные, алкоксильные или даже остатки первичных или вторичных аминов, например (СНз)2М—. Пятая валентность фосфора замещена ациль-ной группой или остатком галоидоводородной (фтор, хлор, бром или йод), синильной или любой другой кислоты. [c.44]

    Все элементы подгруппы азота обладают высшим валентным состоянием 54-, соответствующим соединениям их с более электроотрицательными элементами — кислородом, серой, фтором, хлором и бромом. Они образуют с ними также сравнительно устойчивые соединения, где имеют валентность 3+, отвечающую ионам с внешней s -оболочкой, В гидридах они трехвалентны. С возрастанием атомного номера прочность трехвалентных соединений с электроотрицательными элементами — кислородом, серой и галогенами — растет, а пятивалентных — уменьшается. Прочность трехвалентных соединений с электроположительным водородом при этом снижается. Азот и некоторые его аналоги проявляют также положительные валентности 1+, 2-Н и 4-Ь, которые, однако, для них менее характерны. Таким образом, высшая положительная валентность 5-Ь и высшая отрицательная валентность 3—, свойственные всем этим элементам, однозначно указывают на принадлежность их к V группе. [c.80]

    Иод стоит особняком среди других галогенов вследствие своей способности к образованию относительно устойчивых органических производных, в которых его валентная оболочка содержит не обычное число восемь, а десять электронов. Например, иодбензол реагирует с хлором в растворе хлороформа, образуя дихлорид иодбензола в этом соединении иод имеет валентность, равную трем, и содержит десять электронов на внешней электронной оболочке. Фтор-, хлор- и бромбензолы не реагируют с хлором подобным образом. [c.190]

    Спектральный состав зависит от различий в валентном состоянии активатора, вошедшего в решетку основы, его положения в этой решетке (замещение иона в узле, междуузельное положение), а также от природы атомов основы. В качестве прймера влияния структуры центра свечения на спектр излучения следует привести галофосфат кальция, активированный 8Ь и Мп. Спектр излучения этого люминофора состоит из двух полос, соответствующих излучению 8Ь И Мп, положение и интенсивность свечения которых зависит от концентрации активаторов и соотношения и С1″, входящих в состав галофосфата. Влияние галогенов, например С1 , на положение основной полосы Мп обусловлено тем, что ионы Са — — могут четырьмя различными способами окружать Ионы Мп +. В свою очередь, эти ионы Са » по-разному связаны с сурьмой, фтором, хлором или кислородом. [c.9]

    Достоверная интерпретация полученного материала невозможна без специальных расчетов. Известно, однако, что у монозамещенных фтор-, хлор- и бромбензола в рассматриваемой области проявляются колебания типа симметрии Ai, Bi и Вг, которые могут быть интерпретированы соответственно как валентное, деформационное плоскостное и деформационное неилоскостное колебашш связи С—Hal [2, 3]. В связи с этим иред- [c.55]

    Хлор также является в высшей степени активным химическим элементом. Однако по своей активности он стоит позади фтора. Так же как и фтор, хлор непосредственно реагирует с большинством элементов, но всегда менее энергично, чем фтор. Он не соединяется непосредственно с азотом и кислородом, а также с углеродом. Однако взаимодействие с этими элементами возможно обходным путем — через другие соединения. С кислородом он образует несколько окислов, правда все они в высшей степени нестойки. В углеводородах хлор замещает водород (частично или полностью). При этом один атом молекулы хлора GI2 соединяется с атомом водорода, а другой — с освободившейся валентностью атома углерода, например СН4 + GI2 = HG1 + Gh4 I. Хлор непосредственно присоединяется к ненасыщенным органическим соединениям, например [c.836]

    Фтор во всех соединениях проявляет валентность, равную единице. Остальные галогены проявляют переменную валентность, которая в кислородных соединениях доходит у хлора и иода до семи, а у брома до пяти. Фтор, хлор и бром не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Их соединения с кислородом и другими неметаллами образованы при помощи ковалентных связей. Следовательно, фтор, хлор и бром проявляют свойства только неметаллов. Элементы иод и астат при некоторых условиях могут терять электроны и превращаться в элементарные катионы И и или в сложные катионы, например катион иодила 10 . Иными словами, они проявляют и свойства металлов. Металлические свойства усиливаются от иода к астату. [c.386]

    ЦИРКОНИЯ ГАЛОГЕНИДЫ — соединения циркония с фтором, хлором, бромом и иодом, в к-рых Zr проявляет валентность 4, 3 и 2. Соединения 2- и 3-валентного Zr с галогенами — т. наз. субгалогениды, малоустойчивы. Галогениды ZrXj, за исключением красновато-желтого ZrJ4, бесцветны. Их основные физич. свойства представлены ниже. [c.437]

    В ряде случаев кремний проявляет свойства, позволяющие предположить, что в достройке валентного октета участвуют Зс -орбитали [6, 7]. При образовании связей с такими электроотрицательными элементами, как фтор, хлор, кислород и азот, валентный октет кремния достраивается, и его координационное число возрастает с 4 до 5 или 6. Существование соединений с такой структурой дает веские доказательства образования spd-гкбридизованных орбиталей. Известно, например, что как гек-сафторсиликатный ион [8] SiFT. так и катион П1 [9] имеют октаэдрическое строение. [c.35]

    Влияние замещения и сопряжения. Замепгение водорода атомом галогена обычно понижает частоту валентных колебаний двойной связи между углеродными атомами. Величина смещения — наибольшая при замещении йодом, наименьшая — при замеще1ши хлором при замещении фтором частота валентного колебания С=С повышается. Замещение водорода другими электроотрицательными группами, например —0R, —О—СО—R, смещает рассматриваемую частоту в сторону низких частот при одновременном увеличении интенсивности. [c.253]

    З-Ь, 5-Ь и 7-Ь. Однако бром является удивительным исключением и валентности 7-Ь не проявляет, хотя его соседи — хлор и иод — эту валентность имеют (ср. в табл. 10 и И сдвиг брома вправо от хлора к фтору). Хлор с кислородом образует и четырехвалентный окисел СЮа, в чем проявляется меньшая электроотрицательность его среди галогенов, отражаемая сдвигом влево к металлам в таблице относительно остальных галогенов. Таким образом, в Vila группе высшая положительная валентность брома (5-Ь) не соответствует номеру группы. [c.80]


Готовимся к углубленному изучению химии : 2.5 Валентность элементов

1.    
Максимальная валентность атома фосфора:

2.    
Отметьте 
формулы соединений, в которых валентность углерода равна IV:

а) все ответы верны

3.    
Валентность, равную номеру группы, могут
проявлять:

4.    
Чему равна валентность фосфора в соединении Р2О5:

5.    
Чему равна валентность фосфора в соединении РН3:

6.    
Выберите элементы с постоянной валентностью, равной  I:

7.    
Выберите элементы с постоянной валентностью, равной  II:

8.    
Выберите элементы с постоянной валентностью, равной  III:

9.    
Элементы с переменной валентностью – это:

а) элементы, которые во всех
соединениях проявляют одинаковую валентность

б) элементы, которые в разных
соединениях могут иметь различные значения валентности

в) элементы, которые в одинаковых
соединениях могут иметь различные значения валентности

г) нет верного ответа

10.                      
 Элементы с
постоянной валентностью – это:

а) элементы, которые в одинаковых
соединениях могут иметь различные значения валентности

б) нет верного ответа

в) элементы, которые во всех
соединениях проявляют одинаковую валентность

г) элементы, которые в разных
соединениях могут иметь различные значения валентности

Как определить валентность по периодической таблице Менделеева: что это такое, изучение свойств химических элементов

Атомы химических элементов могут образовывать различное число связей. Эта способность имеет специальное название – валентность. Давайте разберемся, как определить валентность по таблице Менделеева, узнаем, в чем заключается ее отличие от степени окисления, увидим закономерности, характерные для водорода, углерода, фосфора, цинка, научимся находить валентность химических элементов….

Основные сведения

Валентность – это возможность атомов различных химических элементов образовывать связи между собой. Другими словами можно сказать, что это способность атома присоединить к себе определенное количество других атомов.

Важно! Это не всегда постоянное число для одного и того же элемента. В разных соединениях элемент может обладать различными значениями.

Определение по таблице Д.И. Менделеева

Для определения этой способности атома по таблице Менделеева необходимо знать, что такое группы и подгруппы периодической таблицы.

Это вертикальные столбцы, которые делят все элементы по определенному признаку. В зависимости от признака, выделяют подразделения элементов.

Этими столбцами элементы делятся на тяжелые и легкие элементы, а также подгруппы галогены, инертные газы и тому подобное.

Итак, для определения способности элемента образовывать связи нужно руководствоваться двумя правилами:

  • Высшая валентность элемента равна номеру его группы.
  • Низшая валентность находится как разница между числом 8 и номером группы, в которой расположен данный элемент.

Например, фосфор проявляет высшую валентность V – P2O5 и низшую (8-5)=3– PF3.

Стоит также отметить несколько основных характеристик и особенностей при определении этого показателя:

  • Валентность водорода всегда I – h3O, HNO3, h4PO4.
  • Валентность кислорода всегда равна II – CO2, SO3.
  • У металлов, которые расположены в главной подгруппе, этот показатель всегда равен номеру группы – Al2O3, NaOH, KH.
  • Для неметаллов чаще всего проявляются только две валентности – высшая и низшая.

Также существуют элементы, у которых может быть 3 или 4 разных значений этого показателя. К ним относятся хлор, бор, йод, хром, сера и другие. Например, хлор обладает валентностью I, III, V, VII – HCl, ClF3,ClF5,HClO4 соответственно.

Определение по формуле

Для определения по формуле можно воспользоваться несколькими правилами:

  1. Если известна валентность (V) одного из элементов в двойном соединении: допустим, есть соединение углерода и кислорода СО2, при этом мы знаем, что валентность кислорода всегда равна II, тогда можем воспользоваться таким правилом: произведение числа атомов на его V одного элемента должно равняться произведению числа атомов другого элемента на его V. Таким образом, валентность углерода можно найти так – 22 (в молекуле 2 атома кислорода с V= 2), то есть валентность углерода равняется 4. Рассмотрим еще несколько примеров: P2O5 – тут валентность фосфора = (5*2)/2 = 5. HCl – валентность хлора будет равна I, так как в этой молекуле 1 атом водорода, и V= 1.
  2. Если известна валентность нескольких элементов, которые составляют группу: в молекуле гидроксида натрия NaOH валентность кислорода равняется II, а валентность водорода – I, таким образом группа -OH обладает одной свободной валентностью, так как кислород присоединил только один атом водорода и еще одна связь свободна. К ней и присоединится натрий. Можно сделать вывод, что натрий – одновалентный элемент.

Разница между степенью окисления и валентностью

Очень важно понимать принципиальную разницу между этими понятиями. Степень окисления – это условный электрический заряд, которым обладает ядро атома, в то время как валентность – это количество связей, которые может установить ядро элемента.

Рассмотрим подробнее, что такое степень окисления. Согласно современной теории о строении атома, ядро элемента состоит из положительно заряженных протонов и нейтронов без заряда, а вокруг него находятся электроны с отрицательным зарядом, которые уравновешивают заряд ядра и делают элемент электрически нейтральным.

В случае, если атом устанавливает связь с другим элементом, он отдает или принимает электроны, то есть выходит из состоянии баланса и начинает обладать электрическим зарядом. При этом если атом отдает электрон, он становится положительно заряженным, а если принимает – отрицательным.

Внимание! В соединении хлора и водорода HCl водород отдает один электрон и приобретает заряд +1, а хлор принимает электрон и становится отрицательным -1. В сложных соединениях, HNO3 и h3SO4, степени окисления будут такими – H+1N+5O3 -2 и h3 +1S +6O4 -2.

Сравнивая два этих определения, можно сделать вывод, что валентность и степень окисления часто совпадают: валентность водорода +1 и валентность I, степень окисления кислорода -2 и V II, но очень важно помнить, что это правило выполняется не всегда!

В органическом соединении углерода под названием формальдегид и формулой HCOH у углерода степень окисления 0, но он обладает V, равной 4. В перекиси водорода h3O2 у кислорода степень окисления +1, но V остается равной 2. Поэтому не следует отождествлять два этих понятия, так как в ряде случаев это может привести к ошибке.

Валентности распространенных элементов

Водород

Один из самых распространенных элементов во вселенной, встречается во многих соединениях и всегда обладает V=1. Это связано со строением его внешней электронной орбитали, на которой у водорода находится 1 электрон.

На первом уровне может находиться не более двух электронов одновременно, таким образом, водород может либо отдать свой электрон и образовать связь (электронная оболочка останется пустой), либо принять 1 электрон, также образовав новую связь (электронная оболочка полностью заполнится).

Пример: h3O – 2 атома водорода с V=1 связаны с двухвалентным кислородом, HCl – одновалентные хлор и водород, HCN – синильная кислота, где водород также проявляет V, равную 1.

Углерод

Углерод может обладать либо валентностью II, либо IV. Связано это со строением внешнего электронного уровня, на котором находится 2 электрона, в случае если он их отдаст, его V будет II. То есть 2 электрона установили 2 новые связи, например, соединение CO – угарный газ, где и кислород, и водород двухвалентные. Однако бывают ситуации, когда один электрон с первого уровня переходит на второй, тогда у углерода образуется 4 свободных электрона, которые могут образовывать связи: СО2, НСООН, Н2СО3.

Фосфор

Данный элемент может обладать валентностью III и V. Как и в предыдущих случаях, связанно это со строением внешнего электронного уровня, на котором у него 3 электрона, то есть возможность образовать 3 связи, но, как и углерод, у него возможен переход 1 электрона с s-орбитали на d-орбиталь, тогда неспаренных электронов станет 5, а значит, и валентность тоже будет равна V. Например: РН3, Р2О5, Н3РО4.

Цинк

Как элемент главной подгруппы и металл, цинк может обладать только валентностью, которая равна номеру его группы, то есть 2. Во всех своих соединениях валентность цинка равна II и не зависит от типа элемента и вида связи с ним. Пример: ZnCl2, ZnO, Znh3, ZnSO4.

Определение валентности химических элементов

Изучение валентности по периодической таблице Менделеева

Вывод

Теперь вы знаете, что такое валентность, чем она отличается от степени окисления, и легко определите валентность элементов по формулам или таблице Менделеева.

Это интересно! Основной закон Гесса и следствия из него

Валентность и степень окисления

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Сколько валентных электронов у хлора (Cl)? [Валентность хлора]

Хлор , а
химический элемент с символом Cl и атомным номером 17, является чрезвычайно реактивным
элемент и самый сильный окислитель, так как он имеет самое высокое сродство к электрону и
третье место по величине электроотрицательности по шкале Паули среди
элементы.

Один из самых
общие соединения в химической промышленности и составляющие реального потребления
хлорид натрия (NaCl) содержит хлор.Используется как санация, дезинфекция,
антисептики, оружие Первой мировой войны и многое другое.

Вы здесь, чтобы
знаете валентные электроны атома хлора, не так ли? Не волнуйтесь вместе с хлором
валентных электронов мы также объясним его валентность. Но перед этим давайте
некоторые основные идеи об этих двух терминах:

Разница между
Валентные электроны и валентность

Валентные электроны
общее количество электронов, присутствующих во внешней оболочке атома
(я.е. на самой внешней орбите). Валентные электроны нейтрального атома равны
всегда определен, он не может изменяться (более или менее) ни при каких условиях для
конкретный атом и может быть или не быть равным его валентности.

Валентность определяется
как общее количество электронов, которые атом может потерять, получить или разделить в то время
образования связи, чтобы получить стабильную электронную конфигурацию, т.е.
октет. Валентность атома может изменяться в разных соединениях или
химические реакции из-за различных условий склеивания.Большую часть времени
Валентность меняется / изменяется из-за изменения состояний окисления и восстановления.

Хлор (Cl)
Валентные электроны

Всего четыре
простые шаги, чтобы узнать валентные электроны для атома хлора:

Шаг 1. Найдите
Атомный номер

Чтобы узнать
атомный номер хлора, мы можем использовать периодическую таблицу. С помощью
Периодическая таблица Менделеева, мы можем легко увидеть, что атомный номер хлора равен 17. Поскольку
его атомный номер 17, в нем 17 протонов, а для нейтрального хлора
количество протонов всегда равно количеству электронов i.е. имеет 17
электроны в его ядре.

Шаг 2: Запись
Электронная конфигурация

Электрон
Конфигурация — это расположение электронов на орбиталях. Хлор
В атоме всего 17 электронов, поэтому мы должны поместить 17 электронов на орбитали.
Электроны будут размещены на разных орбиталях в зависимости от энергии.
уровень: [1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f].
Сейчас,

Электрон хлора
конфигурация Cl (17) = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (в комплекте
конфигурация).

= [Ne] 3s²3p⁵ (сжатая конфигурация).

Шаг 3: Определить
Валентная оболочка

Как известно,
валентную оболочку атома можно найти из наибольшего числа принципа
квантовые числа, которые выражаются в члене n, а в [Ne] 3s²3p⁵
максимальное значение n равно 3, так что валентная оболочка хлора равна 3s²3p⁵.

Шаг 4: Найти
Валентные электроны

Общее количество
электроны, присутствующие в валентной оболочке атома, называются валентными электронами,
и всего семь электронов присутствуют в валентной оболочке хлора.
(3s²3p⁵). Таким образом, у хлора семь валентных электронов .

Также читают:

Валентность хлора
(Cl)

Есть много
различные способы узнать валентность атома, отражающую способность
атом для связи с другими атомами. Валентность описывает, насколько легко атом или
свободный радикал может сочетаться с другими химическими соединениями. Валентность атома
определяется на основе количества электронов, потерянных, приобретенных или разделенных с
другой атом во время образования связи.

Считается, что атом
быть стабильным, когда его внешние оболочки имеют восемь электронов (кроме H и He).
Если общее количество электронов во внешних оболочках составляет от одного до четырех,
атом имеет положительную валентность, и если электронов от четырех до восьми,
Валентность рассчитывается путем вычитания из восьми, и валентность будет равна нулю. Атомы
имея четыре крайних электрона, обладают как положительной, так и отрицательной валентностью, и
атомов, имеющих восемь крайних электронов, валентность будет равна нулю (т. е. благородная
газы).

Элементы, такие как хлор
может достичь стабильного состояния (ближайшая конфигурация инертного газа: Ar), получив один
электрон. Таким образом, валентность хлора равна 1.

Математически
электронная конфигурация хлора 2, 8, 7. А, как известно, если электроны
в самой внешней оболочке больше 4, следует вычесть из 8. Итак,

Электрон
Конфигурация хлора (Cl) = 2, 8, 7

Мы видим внешний
большая часть оболочки хлора имеет 7 электронов, поэтому нужно вычесть их из 8.

8–7 = 1

Вот почему валентность
хлора 1.

Примечание: Обычно хлор
имеет стабильную степень окисления -1 большую часть времени, но может отличаться
некоторые соединения со значениями 0 (Cl2), +1 (NaClO), +3 (NaClO2), +4 (ClO3), +5 (NaClO3),
+7 (NaClO4). Не путайте с -1 или чем-то другим (+1, +3, +4 и т. Д.) С положительными или отрицательными знаками, это просто степень окисления, которая может варьироваться от соединения к соединению. Но его валентность в любом случае всегда равна 1.

В другом смысле
атом хлора может образовывать максимум одну ковалентную связь в химической связи (для
пример: HCl, CCl4, CaCl2 и т. д.), и то, что такое валентность, максимальная способность
образовывать связи с атомами во время химической связи.

Мы также можем найти
валентность хлора с помощью таблицы Менделеева. Как хлор
принадлежит к группе 17 (17A или VIIA) вместе с фтором (F), бромом (Br) и йодом
(I) и астат (At). Эти элементы группы также называются галогенами . Все эти
элементы имеют валентность один.

Что такое валентность или валентность в химии?

Слова валентность и валентность имеют в химии два связанных значения.

Валентность описывает, насколько легко атом или радикал могут соединяться с другими химическими соединениями. Это определяется на основе количества электронов, которые будут добавлены, потеряны или разделены, если он вступит в реакцию с другими атомами.

Валентность обозначается с использованием положительного или отрицательного целого числа, используемого для представления этой связывающей способности. Например, обычные валентности меди — 1 и 2.

Номер Элемент Валентность
1 Водород (-1), +1
2 Гелий 0
3 Литий +1
4 Бериллий +2
5 Бор -3, +3
6 Углерод (+2), +4
7 Азот -3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5
8 Кислород -2
9 Фтор -1, (+1)
10 Неон 0
11 Натрий +1
12 Магний +2
13 Алюминий +3
14 Кремний -4, (+2), +4
15 фосфор -3, +1, +3, +5
16 Сера -2, +2, +4, +6
17 Хлор -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7
18 Аргон 0
19 Калий +1
20 Кальций +2
21 Скандий +3
22 Титан +2, +3, +4
23 Ванадий +2, +3, +4, +5
24 Хром +2, +3, +6
25 Марганец +2, (+3), +4, (+6), +7
26 Утюг +2, +3, (+4), (+6)
27 Кобальт +2, +3, (+4)
28 Никель (+1), +2, (+3), (+4)
29 Медь +1, +2, (+3)
30 Цинк +2
31 Галлий (+2).+3
32 Германий -4, +2, +4
33 Мышьяк -3, (+2), +3, +5
34 Селен -2, (+2), +4, +6
35 Бром -1, +1, (+3), (+4), +5
36 Криптон 0
37 Рубидий +1
38 Стронций +2
39 Иттрий +3
40 Цирконий (+2), (+3), +4
41 Ниобий (+2), +3, (+4), +5
42 молибден (+2), +3, (+4), (+5), +6
43 Технеций +6
44 Рутений (+2), +3, +4, (+6), (+7), +8
45 Родий (+2), (+3), +4, (+6)
46 Палладий +2, +4, (+6)
47 Серебро +1, (+2), (+3)
48 Кадмий (+1), +2
49 Индий (+1), (+2), +3
50 Олово +2, +4
51 Сурьма -3, +3, (+4), +5
52 Теллур -2, (+2), +4, +6
53 Йод -1, +1, (+3), (+4), +5, +7
54 Ксенон 0
55 Цезий +1
56 Барий +2
57 Лантан +3
58 Церий +3, +4
59 Празеодим +3
60 Неодим +3, +4
61 Прометий +3
62 Самарий (+2), +3
63 Европий (+2), +3
64 Гадолиний +3
65 Тербий +3, +4
66 Диспрозий +3
67 Гольмий +3
68 Эрбий +3
69 Тулий (+2), +3
70 Иттербий (+2), +3
71 Лютеций +3
72 Гафний +4
73 Тантал (+3), (+4), +5
74 Вольфрам (+2), (+3), (+4), (+5), +6
75 Рений (-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7
76 Осмий (+2), +3, +4, +6, +8
77 Иридий (+1), (+2), +3, +4, +6
78 Платина (+1), +2, (+3), +4, +6
79 Золото +1, (+2), +3
80 Меркурий +1, +2
81 Таллий +1, (+2), +3
82 Свинец +2, +4
83 Висмут (-3), (+2), +3, (+4), (+5)
84 Полоний (-2), +2, +4, (+6)
85 Астатин ?
86 Радон 0
87 Франций ?
88 Радий +2
89 Актиний +3
90 Торий +4
91 Протактиний +5
92 Уран (+2), +3, +4, (+5), +6

Химическое соединение

Ионное соединение

Мы узнали, что атомы имеют тенденцию реагировать таким образом, что создают полноценную валентную оболочку, но что это означает? Натрий (Na), например, имеет один электрон на валентной оболочке.Это нестабильное состояние, потому что для заполнения этой валентной оболочки требуется восемь электронов. У натрия есть два варианта заполнения валентной оболочки:

.

  1. Найдите способ добавить семь электронов к его валентной оболочке, или
  2. Откажитесь от одного электрона, чтобы следующая более низкая энергетическая оболочка (уже заполненная) могла стать его новой валентной оболочкой.

Что, по вашему мнению, выполнить легче?

Верно, откажемся от одного электрона! Атомы, подобные натрию, с одним или двумя электронами в валентной оболочке, для которой требуется восемь электронов, скорее всего, откажутся от своих валентных электронов для достижения стабильного состояния.Все эти атомы нуждаются в другом атоме, который может притягивать их электроны!

Атому хлора (Cl), который содержит семь электронов в своей валентной оболочке, нужен еще один электрон, чтобы иметь полную валентную оболочку. Если мы будем использовать ту же логику, что и для натрия, мы должны сделать вывод, что хлор скорее получит на один электрон больше, чем потеряет все семь своих валентных электронов для достижения стабильности. В правильных условиях такие атомы, как хлор, украдут электрон у соседних атомов, таких как натрий.Эта способность оттягивать электроны от других атомов называется электроотрицательностью. Атомы с валентной оболочкой, которая на почти заполнена на , с большей вероятностью будут электроотрицательными, потому что у них есть больше причин притягивать электроны к себе. Электроотрицательные атомы не заряжены отрицательно, но у них с большей вероятностью , чтобы стали отрицательно заряженными .

Когда электрон перемещается от одного атома к другому, оба атома становятся ионами. Ион — это любой атом, который приобрел электроны, чтобы иметь отрицательный заряд (ион , ), или потерял электроны, чтобы иметь положительный заряд (ион кат , ).Простой способ запомнить, что катион имеет положительный заряд, — это подумать о букве t в слове «катион» как о знаке +.

Когда атом становится ионом, он приобретает электрический заряд. Ионы с противоположным зарядом притягиваются друг к другу, образуя химическую связь, ассоциацию, образованную притяжением между двумя атомами. Этот тип химической связи называется ионной связью, потому что связь образуется между двумя ионами противоположного заряда. Катион натрия (Na + ) и анион хлора (Cl ) притягиваются друг к другу с образованием хлорида натрия или поваренной соли.

Хотя ионные связи очень прочные, их можно относительно легко разорвать, если появится другой притягивающий ион (или полярная молекула). Ионная связь образуется, когда два иона с противоположным зарядом объединяются за счет притяжения, а НЕ при переносе электрона.

Думайте об образовании ионной связи как о втором этапе двухэтапного процесса:

  1. Два атома становятся ионами каждый. Атомы могли стать ионами в предыдущих реакциях с другими атомами, или атомы могли реагировать друг с другом, передавая электрон (ы) от одного к другому.
  2. Два иона с противоположным зарядом «видят» друг друга и притягиваются достаточно, чтобы образовалась связь.

Ионное соединение

Это видео наглядно демонстрирует, как атомы образуют ионные связи.

Создание ионной связи

В этом упражнении вы создадите катионы и анионы и посмотрите, как образуется ионная связь.

Ковалентное соединение

В области ионной связи мы рассматривали атомы с одним или двумя электронами в их валентной оболочке и атомы, которым нужен был только один или два электрона для заполнения своей валентной оболочки.Что происходит, когда атом, например углерод (C), имеет четыре валентных электрона? Углерод должен либо потерять четыре электрона, либо получить четыре электрона, чтобы иметь полную валентную оболочку. Обе эти ситуации могут привести к тому, что углерод будет иметь очень сильный заряд, что, вероятно, сделает его столь же нестабильным, как наличие неполной валентной оболочки! Для таких атомов, как углерод, есть другой вариант: совместное использование.

Когда два атома нуждаются в дополнительных электронах для заполнения своих валентных оболочек, но ни один из них не является достаточно электроотрицательным, чтобы украсть электроны у другого, они могут образовать другой вид химической связи, называемый ковалентной связью.В ковалентных связях два атома движутся достаточно близко, чтобы разделить несколько электронов. Электроны от каждого атома перемещаются, чтобы провести время, перемещаясь вокруг обоих атомных ядер.

В наиболее распространенной форме ковалентной связи, одинарной ковалентной связи, используются два электрона, по одному от валентной оболочки каждого атома. Двойные ковалентные связи, в которых совместно используются четыре электрона, и тройные ковалентные связи, в которых разделены шесть электронов, также обычно встречаются в природе.

Как мы узнаем, когда и когда сформируются ковалентные связи? Атомы образуют столько ковалентных связей, сколько требуется для заполнения их валентной оболочки.Это означает, что углерод, наш предыдущий пример, должен будет образовать четыре ковалентные связи, чтобы заполнить свою внешнюю оболочку. В каждой из четырех связей углерод будет вносить один электрон, а другой атом будет вносить один электрон, обеспечивая углерод восемью электронами, эффективно вращающимися вокруг его ядра. Такие атомы, как кислород (O), образуют две ковалентные связи, потому что у них уже есть шесть валентных электронов, и им нужно только два дополнительных электрона, полученных путем совместного использования. Другими словами, кислород разделяет два из своих шести валентных электронов в ковалентных связях, сохраняя при этом четыре валентных электрона для себя (4 неподеленных электрона кислорода + 2 общих электрона кислорода + 2 общих электрона от других атомов = 8 полных электронов).

В моделях оболочек общие электроны показаны в перекрывающейся области валентных оболочек, чтобы представить тот факт, что они являются общими, но на самом деле электроны движутся вокруг обоих ядер и могут быть найдены где угодно вокруг любого ядра в данный момент.

Для простоты мы часто рисуем ковалентные связи в виде прямых линий между атомами, чтобы представить структурную формулу. Каждая линия представляет собой одинарную ковалентную связь (два общих электрона), поэтому двойные линии представляют двойную ковалентную связь (четыре общих электрона).

Ковалентные связи обычно встречаются в атомах, которые имеют по крайней мере два, а обычно меньше семи электронов в их внешней энергетической оболочке, но это НЕ жесткое правило. Например, водород — это уникальный атом, который требует более внимательного изучения. Поскольку ядро ​​водорода окружает только один электрон, его валентная оболочка является первой энергетической оболочкой, для заполнения которой нужны только два электрона. Водород имеет тенденцию образовывать ковалентные связи, потому что простая ковалентная связь заполняет его оболочку.Однако однопротонное ядро ​​очень слабо и с трудом удерживает общие электроны вокруг атома водорода очень долго.

Ковалентное соединение

Это видео наглядно демонстрирует, как атомы образуют ковалентные связи.

Другие виды склеивания

Когда между атомами с одинаковой электроотрицательностью образуется ковалентная связь, общие электроны имеют тенденцию проводить равное время вокруг каждого ядра. Что произойдет, если между такими атомами, как кислород, который является сильно электроотрицательным, и водородом, который не является, образуется связь? Атом кислорода имеет тенденцию тянуть общие электроны на свою сторону связи чаще, чем атом водорода, что приводит к полярности или частичному разделению зарядов между атомами.Электроны фактически не покидают менее электроотрицательный атом, но они проводят меньше времени на этой стороне. В результате получается два полюса: один слегка положительный, а другой — слегка отрицательный. Это называется полярной связью, а ковалентные связи, в которых электроны разделены поровну, называются неполярными.

Полярные ковалентные связи являются источником дополнительных ассоциаций, называемых водородными связями. В водородной связи частично положительный конец полярной ковалентной молекулы притягивается к частично отрицательному концу другой полярной ковалентной молекулы.Например, вода состоит из двух атомов водорода, ковалентно связанных с одним атомом кислорода. В контейнере, полном молекул воды, атомы водорода каждой молекулы воды притягиваются к атомам кислорода других молекул воды, образуя водородные связи между всеми молекулами в контейнере с водой. Водородные связи слабы по сравнению с ковалентными связями, но они достаточно сильны, чтобы влиять на поведение участвующих атомов. Это приводит к появлению многих важных химических свойств воды и других молекул.

Глава четвертая

Глава четвертая

4.1 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ПРИ ПЕРЕДАЧЕ ЭЛЕКТРОНА ИЛИ ИОНА
СВЯЗЬ

Электроны, которые участвуют в образовании связи между атомами, находятся в
самая внешняя оболочка ( иногда в следующей за самой внешней оболочкой ) нейтрального
атом; они называются VALENCE ELECTRONS . Атомы
элементы, которые имеют только один или два электрона во внешних оболочках ( активных оболочки )
могут терять электроны при соединении с атомами других элементов.Атом, который потерял
один или несколько валентных электронов обладают положительным зарядом и называются ПОЛОЖИТЕЛЬНЫМИ.
ИОН . Атом натрия теряет один валентный электрон и приобретает +1
заряжается, когда он вступает в химическую комбинацию с атомом элемента, такого как
хлор. Атом магния может потерять два своих валентных электрона и принять заряд +2.

Na Na + +
e

Символ Na слева от стрелки представляет стабильный атом натрия, в то время как Na +
символ справа от стрелки представляет нестабильный ион натрия, у которого был единственный
электрон удален.

мг Mg ++
+ 2e

Символ Mg слева от стрелки представляет стабильный атом магния, в то время как Mg ++
символ справа от стрелки представляет нестабильный ион магния, у которого было два
электроны удалены.

Чем меньше количество валентных электронов в атоме, тем больше тенденция
элемент теряет электроны и, таким образом, образует положительные ионы во время химического соединения с
атомы других элементов.Энергия, необходимая для удаления электрона от нейтрального атома до
положительный ион называется ИОНИЗАЦИОННЫЙ ПОТЕНЦИАЛ
атом. Некоторые металлы имеют небольшой потенциал ионизации и легко образуют положительные ионы. В
неметаллы, у которых на внешней оболочке больше электронов, чем у металлов, имеют большие
потенциалы ионизации и проявляют небольшую тенденцию к образованию положительных ионов.

Атомы без одного или двух электронов, имеющие внешнюю оболочку из восьми электронов
легко получать достаточное количество электронов от некоторых других атомов, таких как натрий и магний,
чтобы сделать полный набор из восьми электронов во внешней оболочке.Нейтральные атомы становятся ОТРИЦАТЕЛЬНЫМ
ИОНОВ
за счет получения электронов. Неметаллы, такие как фтор (F), хлор
(Cl), бром (Br), йод (I), кислород (O), азот (N) и сера (S) легко образуют
отрицательные ионы.

Cl + e
Класс

Хлор в стабильной форме имеет семь валентных электронов и, следовательно, имеет
возможность получить один электрон (, как показано слева от стрелки ), что дает
это отрицательный заряд единицы, когда он находится в нестабильной ионной форме (, как показано на
справа от стрелки над
).

S + 2e
С -2

Сера в стабильной форме имеет шесть валентных электронов и, следовательно, имеет
способность получать два электрона, давая ему отрицательный заряд в два, когда он нестабилен
ионная форма.

Притяжение нейтрального атома для электронов известно как его ЭЛЕКТРОН
АФФИНИТИ
. Неметаллы имеют высокое сродство к электрону, а металлы —
очень низкое сродство к электрону. Таким образом, в основном неметаллы имеют тенденцию образовывать отрицательные ионы во время
химическое сочетание.

Когда положительный ион и отрицательный ион сближаются, возникает сильный электростатический заряд.
между зарядами противоположного знака возникают силы притяжения, и ионы удерживаются
вместе ИОННАЯ СВЯЗЬ . Термин ЭЛЕКТРОВАЛЕНТНОСТЬ
иногда используется для обозначения этого типа соединения.

Изменение электронной структуры, происходящее во время химических реакций, может быть
выражается просто путем принятия системы обозначений, в которой символ атома
представляет весь атом, кроме валентных электронов; символ написан в окружении
своими валентными электронами.такие символы обозначаются как VALENCE
ЭЛЕКТРОННЫЕ СИМВОЛЫ, СИМВОЛЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ТОЧЕК
или СИМВОЛЫ ЛЬЮИСА ,
назван в честь Гилберта Ньютона Льюиса (1875-1946) ,
известный американский физико-химик.

4.2 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ПРИ ОБМЕНЕ ЭЛЕКТРОНАМИ ИЛИ КОВАЛЕНТОМ
СВЯЗЬ

В разделе 4.1 мы рассмотрели химические соединения, которые содержат ионы, удерживаемые вместе
сильная электростатическая сила. Однако есть много соединений, которые не содержат ионов.Эти неионогенные соединения состоят из атомов, тесно связанных друг с другом в виде молекул.
( Формула NaCl представляет собой ВЕС ФОРМУЛЫ
натрия хлорид; но нельзя сказать, что он представляет собой молекулярную массу, поскольку нет
молекулы хлорида натрия
). Связи, удерживающие атомы вместе, называются ОБЩИЕ ЭЛЕКТРОННЫЕ ПАРЫ.
ОБЛИГАЦИИ
или КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ . Простейший
Вещество, в котором атомы связаны ковалентной связью, представляет собой молекулу водорода, H 2 .Каждый атом водорода имеет один электрон в своей 1s-оболочке. Электроны от двух атомов водорода
может образовывать пару, разделяемую двумя ядрами. Два электрона удерживаются вместе
два ядра и служат для их связи. Связь очень прочная, о чем свидетельствует
большое количество энергии, необходимое для его разрушения, 103,4 килокалорий на моль. Это то же самое
количество энергии выделяется, когда моль молекулярного водорода образуется из водорода
атомы.

Очевидно, что связывание в молекуле водорода не может быть результатом
перенос электрона, как в ионных соединениях, потому что два атома водорода имеют одинаковые
потенциалы ионизации и сродство к электрону.Обратите внимание, что ионы не образуются, когда два атома
объединяются разделением пары электронов; продукт объединения — молекула. Мы
говорят в предыдущем разделе, что существует сильная тенденция к определенным металлам и
неметаллы, чтобы получить стабильность, предполагая электронное устройство благородного газа через
перенос электронов. Та же самая тенденция действует, когда два электрона
ковалентные связи подсчитываются для каждого атома водорода, каждый атом имеет электронное расположение
стабильного атома гелия ( все подорбитали заполнены ).Суборбиталь 1с каждого
атом водорода в молекуле H 2 фактически занят обоими электронами
общая пара. Электронная пара занимает всю молекулу, тратя равное количество
времени около каждого ядра.

H. + H. H: H

В этом примере два символа водорода слева представляют атомы, в то время как
Полученный продукт справа представляет собой молекулу водорода (H 2 ).

Связывание в молекуле хлора, Cl 2 , дает второй пример
ковалентная связь.Обратите внимание на разницу между атомом (Cl) и молекулой хлора (Cl 2 ).
Каждый атом хлора имеет семь электронов в своей внешней оболочке и отличается от благородного
газ аргон в его электронной структуре только на один электрон. Разделение одной пары
электронов между двумя атомами в молекуле хлора дает каждому атому стабильную
электронная структура атома аргона. Связь в других молекулах галогена F 2 ,
Br 2 и I 2 аналогичен молекуле хлора.

Два символа слева представляют атомы хлора, в то время как два связанных ( прикрепленных )
символы справа представляют молекулу хлора (Cl 2 )

Многие атомы имеют более одной пары электронов, если это необходимо, чтобы дать каждому
У атома полный набор из восьми электронов в его валентной оболочке. Например, атомы в
молекула азота, N 2 , имеет три пары электронов. Это составляет всего
восьми электронов в валентной оболочке каждого атома азота.Два атома в N 2
говорят, что молекула удерживается вместе тройной ковалентной связью.

: Н. + .N: N ::: N

4.3 КОВАЛЕНТНЫЕ СВЯЗИ МЕЖДУ АТОМАМИ

В отличие от атомов могут также объединяться посредством образования ковалентных связей. Например, один
атом водорода соединяется с одним атомом хлора с образованием молекулы водорода
хлорид (соляная кислота), атомы которого связаны ковалентно. Хотя
электроны пары распределяются между атомами водорода и хлора, они составляют
не делятся поровну
, поскольку они указаны в H 2 и Cl 2 .Хлор
атом притягивает электроны сильнее, чем атом водорода, в результате чего электроны
общая пара должна быть более тесно связана с ядром хлора. Это приводит к
развитие частичного положительного заряда на атоме водорода и частичного отрицательного заряда
заряд на атоме хлора. Однако это не означает, что водород потерял свою
электрон; это означает, что электроны пары в среднем проводят больше времени в
вблизи ядра хлора, чем вблизи ядра водорода.Другой способ заявить
это означает, что электронная плотность или плотность электронного облака больше
вокруг ядра хлора, чем вокруг ядра водорода.

H + .Cl: H: Cl:

Атом кислорода имеет шесть валентных электронов и завершает октет электронов за счет
обмен электронными парами с двумя атомами водорода в молекуле ковалентной воды.

Атом азота с пятью валентными электронами делит электронные пары с тремя атомами водорода.
атомов в молекуле ковалентного аммиака, NH 3 .

В молекуле метана, CH 4 , атом углерода с четырьмя валентными электронами
завершает свой октет, образуя ковалентные связи с четырьмя атомами водорода.

Молекула углекислого газа (CO 2 ) содержит один атом углерода с четырьмя
валентные электроны и два атома кислорода, каждый с шестью валентными электронами. Совместное использование
две электронные пары между атомом углерода и каждым из двух атомов кислорода дают каждый из
три атома в молекуле октет электронов.

4.4 КОВАЛЕНТНО СВЯЗАННЫЕ АТОМЫ БЕЗ БЛАГОРОДНОГО ГАЗА
СОСТАВ.

Существуют стабильные соединения, в которых все атомы молекулы не имеют благородного
газовая установка (заполнено суборбиталей, ). Например, бор с тремя валентностями
электронов, разделяет электронные пары с тремя атомами хлора в молекуле, BCl 3 .
Хотя это объединение атомов дает каждому атому хлора структуру аргона, бор с шестью
электроны в его внешней оболочке не имеют электронного расположения благородного газа.Кроме того, атомы элементов, в которых наиболее удаленной электронной оболочкой является M-оболочка или
высшие могут участвовать в ковалентной связи с другими атомами, в которых более четырех пар
электронов делятся. Например, атом фосфора в жидком или газообразном PCl 5
разделяет пять пар электронов, или всего десять электронов, тогда как атомы благородных газов
ограничены максимум восемью электронами на внешних оболочках свободных элементов.
Самая внешняя, или М, фосфорная оболочка имеет теоретическую максимальную емкость восемнадцать.
электронов, или девять пар, но неизвестны примеры, в которых это состояние встречается.Сера
разделяет шесть электронных пар ( двенадцать электронов ) в молекуле SF 6 ; а также
йод, семь электронных пар в IF 7 . В некоторых случаях количество электронов в
внешняя оболочка превышает восемь, хотя некоторые пары не являются общими. Это
чехол с IF 5 и XeF 4 . Образование ковалентного соединения, такого как
BCl 3 , PCl 5 , SF 6 и IF 7 соответствует правилу
который дополняет структуру благородных газов или правило октетов; а именно, что электроны стремятся к
встречаются парами в молекулярных структурах.Другими словами, мы можем констатировать, что THE
АТОМЫ В БОЛЬШИНСТВЕ МОЛЕКУЛ КОВАЛЕНТА, ПО-видимому, достигли стабильного состояния благодаря совместному использованию
ПАР ЭЛЕКТРОНОВ С ДРУГИМИ
. Таким образом, атом бора, который может образовывать
только три связи, разделяя его электроны, потому что он имеет только три валентных электрона,
достигает состояния стабильности за счет образования трех электронных парных связей в молекуле BCl 3 .

4,5 ЭЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТЬ

Мы видели в разделе 4.3 видно, что атом хлора в молекуле хлористого водорода
притягивает электроны парной связи электронов сильнее, чем атом водорода
так что электроны не распределяются поровну между двумя атомами. Эта сила притяжения
То, что атом показывает электроны в ковалентной связи, известно как электроотрицательность. ЭЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТЬ
— мера притяжения атома электронов на его внешней оболочке. Эти
значения основаны на произвольной шкале, что означает, что мы не можем сказать, например, что
фтор (4.0) вдвое электроотрицательнее бора (2,0). Значения электроотрицательности
не являются мерой абсолютной электроотрицательности, но они обеспечивают меру
различия. Таким образом, разница в электроотрицательности бора (2,0) и азота
(3,0) такое же, как между азотом (3,0) и фтором (4,0).

Обратите внимание, что неметаллы, как правило, имеют более высокие значения электроотрицательности, чем
металлы. Фтор, наиболее химически активный неметалл, имеет наивысшую электроотрицательность,
и цезий, наиболее химически активный металл (, за исключением, возможно, франция ),
имеет самую низкую электроотрицательность.Поскольку металлы имеют относительно низкую
электроотрицательности и имеют тенденцию предполагать положительные заряды в соединениях, они часто
говорят о электроположительном; наоборот, неметаллы считаются электроотрицательными.

Относительная способность атома притягивать к себе электроны, связанные связью, называется
электроотрицательность атома. Атомы с большой электроотрицательностью (, такие как F и O )
притягивают электроны в связи лучше, чем те, которые имеют небольшую электроотрицательность ( таких
как Na и Mg
).Электроотрицательности основных элементов группы приведены в таблице.
рисунок ниже.

Как показано выше, в данных присутствует ряд четких закономерностей.

Когда величина электроотрицательностей элементов основной группы прибавляется к
периодической таблицы в качестве третьей оси, мы получаем результаты, показанные на рисунке ниже.

  • Электроотрицательность регулярно увеличивается слева направо по ряду
    периодическая таблица.
  • Электроотрицательность убывает вниз по столбцу таблицы Менделеева.

4,6 ПОЛЯРНОСТЬ

Система называется ПОЛЯРНОЙ , если ее центр положительного
заряд не совпадает с его центром отрицательного заряда. Крайний случай полярности
представлен ионным соединением, таким как хлорид натрия (Na + Cl ),
в котором ион натрия полностью положительный, а ион хлорида полностью
отрицательный.Когда между атомами с разной электроотрицательностью образуется ковалентная связь,
пара электронов будет более тесно связана с более электроотрицательным атомом,
и образующаяся ковалентная связь будет несколько полярной. Мы отметили, что в водороде
молекулы хлорида, атом хлора притягивает пару электронов ковалентной связи
сильнее, чем атом водорода. Связь водород-хлор полярна,
атом хлора становится несколько отрицательным, а атом водорода становится несколько положительным
по мере образования облигации.Поскольку центр положительного и отрицательного электричества не
совпадают, молекула хлороводорода электрически несимметрична. Из-за
разделение центров заряда, молекулы, удерживаемые вместе полярными связями, имеют тенденцию поворачиваться, когда
помещают в электрическое поле так, чтобы положительный конец молекулы был ориентирован в сторону
отрицательная пластина и отрицательный конец к положительной пластине.

Чем больше разница между электроотрицательностями двух атомов, участвующих в
связь, тем больше полярность связи.Таким образом, полярность связи в
галогенидов водорода увеличивается в порядке HI, HBr, HCl и HF, что соответствует увеличению
по электроотрицательности галогена: I (2,5), Br (2,8), Cl (3,0) и F (4,0). Если
разница в электроотрицательности между двумя атомами велика, электрон обеспечивается
атом с более низкой электроотрицательностью полностью перейдет в более
электроотрицательный атом и ионная связь, а не ковалентная связь. В
другая крайность может быть достигнута, когда идентичные атомы разделяют пару электронов, как в
случай H 2 (H: H), где связь ковалентна без полярности.Это становится
Тогда очевидно, что нет резкой границы между соединениями, в которых соединение
ковалентные и те, в которых связь ионная. В промежуточных случаях
молекулы будут иметь связи, которые обладают как ковалентной, так и ионной природой.
облигации и часто упоминаются как КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ С ЧАСТИЧНЫМИ ИОННЫМИ
ХАРАКТЕР
или ПОЛЯРНЫЕ КОВАЛЕНТНЫЕ ОБЛИГАЦИИ .

Возможны молекулы, в которых связи имеют полярный ковалентный тип, но
где молекулы в целом неполярны.Если в молекуле есть несколько полярных ковалентных
связи, направленные таким образом, чтобы дать симметричную молекулу, чем молекула
неполярный. Это иллюстрируется HgCl 2 , в котором каждая из ковалентных связей имеет вид
полярны, тогда как молекула в целом неполярна. Центры позитивного и негативного
электричество для молекулы идентичны. Каждый хлор отрицателен по отношению к
положительная ртуть, и каждая связь ртуть-хлор имеет полярный характер. Однако эти
полярности связей уравновешивают друг друга, потому что связи направлены таким образом
как получить электрически симметричную молекулу.

Класс ———— Hg ++ ———— Класс

Ковалентное соединение может существовать в твердом, жидком или газообразном состоянии при обычных температурах. В
как правило, они имеют низкие температуры плавления и в значительной степени летучие. Их решения проводят
электричество только тогда, когда они образуют ионы, реагируя с растворителем.

Полярность молекулы может быть определена путем измерения величины, известной как диполь .
момент
, который зависит от двух факторов:

  1. величина отделения заряда
  2. расстояние между отрицательным и положительным полюсами молекулы

4.7 КООРДИНАТНЫЙ КОВАЛЕНТ

Ковалентная связь включает обмен электронными парами между
атомы с каждым атомом, участвующим в связи, предоставляя один электрон паре. Когда только
один из двух атомов, участвующих в связи, предоставляет оба электрона электронной пары
связь, связь называется КООРДИНАТНАЯ КОВАЛЕНЦИЯ . An
Примером координатной ковалентной связи является ион аммония, NH 4 + .
Связи в самой молекуле аммиака (NH 3 ) имеют ковалентный тип.В
неподеленная пара электронов атома азота доступна для использования в образовании связи в качестве
на это указывает готовность, с которой аммиак будет соединяться с ионом водорода с образованием
ион аммония.

Поскольку NH 3 — нейтральная молекула, соединение с ионом водорода ( протон )
дает единичный положительный заряд образующемуся иону аммония (NH 4 + ).

NH 3 + H + NH 4 +

Подобным образом молекулы воды соединяются с ионами водорода с образованием гидрокония.
ионы.

H 2 O + H + H 3 O +

Образование координатной ковалентной связи возможно только между атомом с
неподеленная пара электронов в его валентной оболочке и атом или ион, которому нужна пара
электроны, чтобы приобрести стабильную электронную конфигурацию. Главное отличие
координировать ковалентную связь и ковалентная связь находится в режиме образования. Однажды сформированный
они неотличимы.

4.8 НОМЕРА ОКИСЛЕНИЯ

НОМЕР ОКИСЛЕНИЯ , иногда называемый ОКИСЛЕНИЕМ
СОСТОЯНИЕ
, используется для обозначения положительного и отрицательного характера
атомы. Когда валентные электроны (раздел 4.1) удаляются или смещаются от атома
во время химической реакции атому присваивается ПОЛОЖИТЕЛЬНОЕ ОКИСЛЕНИЕ
НОМЕР
и, как говорят, находится в СОСТОЯНИИ ПОЛОЖИТЕЛЬНОГО ОКИСЛЕНИЯ .Когда электроны захватываются атомом или смещаются к нему во время химической реакции,
атому дается НОМЕР ОТРИЦАТЕЛЬНОГО ОКИСЛЕНИЯ и говорят, что
находиться в СОСТОЯНИИ ОТРИЦАТЕЛЬНОГО ОКИСЛЕНИЯ . Числовое значение
степень окисления зависит от количества электронов, участвующих в расчете на атом в
переносить или сдвигать к атому или от него.

Для ионных материалов степень окисления элемента равна заряду на
ион. В хлориде натрия, NaCl, степень окисления натрия составляет +1, а для хлора —
-1; в оксиде магния MgO степень окисления магния +2, а кислорода равна
-2; в бромиде кальция CaBr 2 степень окисления кальция составляет +2, а для
бром равен -1.

Для ковалентных материалов понятие степени окисления более произвольно, но
тем не менее полезно при написании формул. В ковалентных соединениях, содержащих два элемента,
более электроотрицательному элементу присваивается отрицательная степень окисления. Чем больше
положительному элементу присваивается положительная степень окисления. В ковалентной молекуле
хлористый водород, HCl, атом водорода имеет степень окисления +1 из-за сдвига ( не
перенос
) валентного электрона водорода к более электроотрицательному
атом хлора.Атом хлора в HCl имеет степень окисления -1.

В метане, CH 4 , электроотрицательность углерода больше, чем у
водород; поэтому в соединении принято говорить о степени окисления
углерод как -4 и водород как +1; электроны смещены к атому углерода.

В диоксиде углерода CO 2 электроотрицательность кислорода больше, чем у
углерода; следовательно, в этом соединении степень окисления кислорода составляет -2, а степень окисления
углерод +4.

В воде, H 2 O, каждый атом водорода имеет степень окисления +1, а кислород
степень окисления -2. Степень окисления атома удобно обозначать как
поставив соответствующий номер и подпишите его символ.

Элементам в свободном состоянии всегда присваивается нулевая степень окисления. Ноль
степень окисления для свободных элементов основана на том факте, что все атомы
одинаковые элементы имеют одинаковую электроотрицательность; нет передачи или чистого сдвига
электроны, возникающие при образовании связи между атомами одного и того же элемента ( они имеют
такое же количество электронов, как и у протонов
).

Многие элементы проявляют более одной степени окисления в различных соединениях. Для
Например, железо имеет степень окисления +2 в FeCl 2 и степень окисления
+3 в FeCl 3 . Олово показывает степень окисления +2 и +4 в SnCl 2
и SnCl 4 соответственно. Степень окисления хлора в каждом из
предыдущие примеры -1. Хлор также показывает степень окисления +1 в NaClO, +3 в
NaClO 2 , +5 в NaClO 3 и +7 в NaClO 4 .

Если степени окисления известны для всех атомов в соединении, кроме одного,
остаточная степень окисления может быть рассчитана. АЛГЕБРАИЧЕСКАЯ СУММА
ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЕ ЧИСЛА ОКИСЛЕНИЯ И ОТРИЦАТЕЛЬНЫЕ ЧИСЛА ОКИСЛЕНИЯ АТОМОВ, ПРИСУТСТВУЮЩИХ В
СОСТАВ ВСЕГДА ДОЛЖЕН БЫТЬ НУЛЕМ
. В Na 2 SO 4
Степень окисления серы может быть рассчитана на основе известных степеней окисления натрия.
и кислород. Два атома натрия, каждый со степенью окисления +1, всего +2; четыре
атомы кислорода, каждый со степенью окисления -2, всего -8.Для суммы окисления
Чтобы числа были равны нулю, сера должна иметь степень окисления +6. Для Na 2 SO 3 ,
аналогичный расчет показывает, что степень окисления серы в этом соединении равна +4. В H 2 S,
степень окисления серы -2.

Электронная конфигурация для серы: 1S 2 / 2S 2 2P 6
/ 3S 2 3P 4

4,9 ПРАВИЛО ОКТЕТОВ

В 1916 году Гилберт Ньютон Льюис объяснил, почему атомы имеют тенденцию образовывать определенные
типы ионов и молекул.Когда электрон с является высшим энергетическим уровнем
электрон в атоме, он находится на внешнем уровне. То же верно и для электрона p .
Однако d и f электронов теоретически никогда не могут находиться на внешнем уровне.
нейтрального атома. С s подуровней содержат два электрона, а p подуровней удерживают
шесть, наибольшее количество электронов, обычно находящихся на внешнем уровне, равно восьми. Один из основных
правил химии состоит в том, что атом с восемью электронами на внешнем уровне особенно опасен.
стабильный.На что указывает тот факт, что благородные газы имеют свои внешние с и с
подуровни заполнены максимальным числом электронов восемь. Таким образом, Льюис предложил OCTET
ПРАВИЛО: АТОМЫ РЕАГИРУЮТ, ИЗМЕНЯЯ КОЛИЧЕСТВО СВОИХ ЭЛЕКТРОНОВ, ЧТОБЫ ПОЛУЧИТЬ СТАБИЛЬНУЮ
ЭЛЕКТРОННЫЙ СТРУКТУРА БЛАГОРОДНОГО (ИНЕРТНОГО) ГАЗА
. Хотя у атома гелия есть
всего два электрона на внешнем уровне, он тоже является одним из этих стабильных элементов. Его внешний
уровень является первым уровнем и может содержать только два электрона.Следовательно, он имеет полный внешний
уровень. Правило октета следует усвоить как « четыре пары » электронов.

Мы можем использовать это правило в дальнейшем для определения возможных степеней окисления различных
группы элементов. Можно сказать, что возможная положительная степень окисления такая же
как число валентности элемента. Аналогичным образом, возможная отрицательная степень окисления может быть
определяется, если мы вычтем валентное число электронов из восьми — теоретическое
максимальное количество на внешних подуровнях атома.

Возможные окислительные Nunbers с использованием правила октета

Группа IA +1 -7
Группа IIA +2 -6
Группа IIIA +3 -5
Группа IVA +4 -4
Группа VA +5 -3
Группа ВИА +6 -2
Группа VIIA +7 –1

4.10 ПРИМЕНЕНИЕ ОКИСЛЕНИЯ
НОМЕРА — ЗАПИСЬ ФОРМУЛ

Можно написать формулы очень многих соединений, зная степени окисления.
элементов каждого соединения. Основная степень окисления элемента составляет, в
в целом, очевидно из положения элемента в Периодической таблице и из
знание электронной конфигурации атома. Написание формул с использованием
степень окисления возможна, потому что алгебраическая сумма единиц положительного и
отрицательная степень окисления должна быть равна нулю.

ПРИМЕР : Запишем формулу для оксида алюминия как
используя степени окисления составляющих его элементов. Поместите элемент с
положительная степень окисления перед единицей с отрицательной степенью окисления, Al +3 O -2 :
поскольку +3 плюс -2 не дает нуля, то AlO не является правильной формулой для алюминия.
окись. При осмотре легко увидеть, что 2 атома алюминия дают в сумме 6
единиц положительной степени окисления, что три атома кислорода дают 6 единиц
отрицательная степень окисления, и алгебраическая сумма степеней окисления будет равна нулю.Правильная простейшая формула для оксида алюминия: Al 2 O 3 .

ПРИМЕР : Напишите формулу хлорида магния. В
формула не может быть MgCl, потому что +2 и -1 не дают в сумме нуля. В общей сложности
степени окисления соединения равны нулю, ионы должны находиться в соотношении один
ион магния на два хлорид-иона, или MgCl 2 .

4,11 ИОНОВ, СОДЕРЖАЩИХ БОЛЕЕ ОДНОГО АТОМА

Многие ионы, обозначаемые как ПОЛИАТОМНЫЕ ИОНЫ , содержат больше
чем один атом.Для ионов, содержащих более одного атома, сумма положительных и
отрицательная степень окисления составляющих атомов должна равняться заряду иона.
Следовательно, для иона OH степень окисления кислорода -2 и степень окисления +1
Количество водорода складывается, чтобы получить заряд -1 для иона гидроксида (OH ).

Принято писать формулы соединений, которые включают более одной единицы
данного многоатомного иона заключить формулу иона в круглые скобки и указать с помощью
индекс числа таких ионов в соединении.Примеры: (NH 4 ) 2 CO 3
и Al 2 (SO 4 ) 3 . В (NH 4 ) 2 CO 3 ,
необходимы два иона аммония (NH 4 + ), каждый с ионным зарядом +1
чтобы уравновесить ионный заряд -2 карбонатного (CO 3 -2 ) иона. В Al 2 (SO 4 ) 3 ,
два иона алюминия с зарядом +3 каждый и три сульфата (SO 4 -2 )
ионы, каждый с -2, необходимы для балансировки зарядов.Следует отметить, что сумма
общей положительной и отрицательной степеней окисления для различных атомов, а также
сумма общих зарядов на ионах равна нулю для каждого соединения.

НЕКОТОРЫЕ ОБЫЧНЫЕ ПОЛИАТОМНЫЕ ИОНЫ И ИХ ЗАРЯДЫ

Аммоний NH 4 + Хлорат ClO 3 Пероксид О 2 -2
Ацетат CH 3 COO Перхлорат ClO 4 Хромат CrO 4 -2
Нитрат НЕТ 3 Перманганат MnO 4 Дихромат Cr 2 O 7 -2
Нитрит НЕТ 2 Карбонат CO 3 -2 силикат SiO 3 -2
Гидроксид ОН Сульфат СО 4 -2 Фосфат PO 4 -3
Гипохлорит ClO Сульфит СО 3 -2 Арсенат AsO 4 -3
Хлорит ClO 2 Тиосульфат S 2 O 3 -2 Арсенит AsO 3 -3
Цианат CN Тиоцианат SCN Борат БО 3 -3
Бикарбонат HCO 3 Бисульфат HSO 4 Бисульфит HSO 3

4.12 НОМЕР СОЕДИНЕНИЙ

БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ . Бинарные соединения — это те, которые содержат
два разных элемента. Название бинарного соединения состоит из названия более
электроположительный элемент, за которым следует название более электроотрицательного элемента с его
окончание заменено суффиксом « -ide ». Вот несколько примеров:

NaCl Натрия хлорид HCl Хлористый водород
KBr Бромид калия Na 2 O Оксид натрия
CaI 2 Иодид кальция CdS Сульфид кадмия
AgF Фторид серебра мг 3 N 2 Нитрид магния
Ca 3 P 2 Фосфид кальция Al 4 C 3 Карбид алюминия
LiH Гидрид лития мг 2 Si Силицид магния

Некоторые многоатомные ионы имеют особые имена и рассматриваются как одиночные атомы.
в названии их соединений; таким образом, NaOH называют гидроксидом натрия; HCN, цианистый водород;
и NH 4 Cl, хлорид аммония.Если бинарное водородное соединение является кислотой, когда оно
растворяется в воде, используется приставка « hydro- » и суффикс
« -ic » заменяет суффикс « -ide ».

HCl Кислота соляная HF Плавиковая кислота
HBr Бромистоводородная кислота HI Йодоводородная кислота
H 2 S Сероводородная кислота HCN Синильная кислота

Когда элемент переменной валентности образует более одного соединения с другим элементом,
соединения можно отличить друг от друга с помощью греческих префиксов mono-
(означает один), ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента-
(пять), гекса- (шесть), гекса- (семь) и окта- (восемь).В
префиксы предшествуют названию составляющей, к которой они относятся. Приставка « моно — »
иногда опускается.

CO Окись углерода CO 2 Двуокись углерода
ПБО Окись свинца ПБО 2 Диоксид свинца
СО 2 Диоксид серы СО 3 Трехокись серы
НЕТ 2 Диоксид азота N 2 O 4 Тетраоксид диазота
N 2 O 5 Пентаоксид диазота CCl 4 Тетрахлорметан

Второй метод наименования различных бинарных соединений, содержащих одинаковые элементы
предполагает использование римских цифр в скобках для обозначения степени окисления
более положительного элемента и следуя именам элементов, к которым они относятся.Этот метод наименования бинарных соединений обычно применяется к тем, в которых
электроположительный элемент — металл.

FeCl 2 Хлорид железа (II)
FeCl 3 Хлорид железа (III)
Hg 2 O Оксид ртути (I)
HgO Оксид ртути (II)

Хотя система номенклатуры, использованная в этом исследовании, по большей части
усовершенствованная система, сформулированная комитетом Международного союза чистых и
Прикладная химия, важно, чтобы кто-то ознакомился также с « старый »
система, потому что это будет часто встречаться.Согласно « старый »
система, когда два элемента образуют более одного соединения друг с другом, и когда оба
элементы являются неметаллами, различие проводится путем указания только количества атомов
более электроотрицательный элемент с помощью греческих префиксов.

НЕТ 2 Диоксид азота
N 2 O 3 Триоксид азота
N 2 O 4 Тетраоксид азота
N 2 O 5 Пентаоксид азота

Когда более электроположительным элементом является металл, тем ниже степень окисления.
Номер металла указывается с помощью суффикса « -ous » в названии
металла.Более высокая степень окисления обозначается суффиксом « -ic ».

FeCl 2 Хлорид железа
FeCl 3 Хлорид железа
Hg 2 O Оксид ртути
HgO Оксид ртути

ТРОЙНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ . Тройные соединения
те, которые содержат три разных элемента.Как уже отмечалось, некоторые троичные
соединения, такие как NH 4 Cl, KOH и HCN, названы так, как если бы они были бинарными.
соединения. Хлор, азот, сера, фосфор и несколько других элементов образуют каждый
оксикислоты ( тройных соединений с водородом и кислородом ), которые различаются между собой
другие по содержанию кислорода. Обычно самая распространенная кислота из серии носит название
кислотообразующий элемент, оканчивающийся суффиксом « -ic ». Это может быть
отмечены в названиях хлорная кислота (HClO 3 ), Серная кислота (H 2 SO 4 ),
Азотная кислота (HNO 3 ) и фосфорная кислота (H 3 PO 4 ).В
названия кислот, содержащих на один атом кислорода больше, чем форма « -ic »
сохранить суффикс « -ic » и иметь префикс « per- »
добавлен. Название «хлорная кислота» для HClO 4 иллюстрирует это правило. Кислота, которая
содержит на один атом кислорода меньше, чем форма « -ic «, названная с
суффикс « -ous ». Примеры: хлористая кислота (HClO 2 ), сернистая кислота.
кислота (H 2 SO 3 ), азотистая кислота (HNO 2 ) и фосфорная кислота
(H 3 PO 3 ).Кислоты с одним атомом кислорода меньше, чем « -ous »
формы называются добавлением префикса « hypo- » и сохранением окончания
« -оус ». Таким образом, HClO представляет собой хлорноватистую кислоту.

Металлические соли оксикислот ( соединений, в которых металл заменяет водород
acid
) названы по металлу, а затем по кислотному радикалу. Окончание « -ic »
названия оксикислоты изменено на « -ate » и окончание « -ous »
кислоты заменяется на « -ite » для соли.Эта система именования
относится ко всем неорганическим оксикислотам и их солям.

КИСЛОТ

HClO Хлорноватистая кислота
HClO 2 Хлористая кислота
HClO 3 Хлорная кислота
HClO 4 Хлорная кислота

СОЛИ

NaClO Гипохлорит натрия
NaClO 2 Хлорит натрия
NaClO 3 натрия хлорат
NaClO 4 Перхлорат натрия

Вернуться в третье тысячелетие онлайн


Авторское право, май 1987 г., Джеймс Р.Фромм (mailto: [email protected])
— (Отредактировано в феврале 2000 г.)

ковалентных соединений — основы | chemclass-ol.org

Ковалентные связи были представлены во введении к ковалентным связям в разделе «Элементы» как разделение валентных электронов между атомами неметалла. Соединения H 2 , O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 и I 2 , обсуждаемые в этом разделе, являются ковалентными соединениями. Эти соединения будут использоваться для расширения обсуждения ковалентных соединений.

Во введении к ковалентной связи и ранее в разделе «Соединения» было сделано утверждение, что чем больше валентных электронов на валентном (внешнем) энергетическом уровне, тем выше стабильность этого атома. Наиболее стабильными атомами, встречающимися в природе, являются атомы благородных газов (Семейство 18), и, за исключением He, все они имеют 8 валентных электронов. Это приводит к «правилу октета », которое гласит, что всем атомам требуется 8 электронов на их валентном уровне энергии. Как и в случае со всеми правилами, есть исключения, и вы с ними столкнетесь.Но для большинства ковалентных соединений это правило соблюдается.

Прежде чем продолжить, необходимо познакомить вас с несколькими концепциями и инструментами.

Молекула — основная составляющая ковалентного соединения. См. Молекула, Ответы: молекула и Чудесные молекулы.

Структуры Льюиса используются, чтобы помочь визуализировать расположение атомов и валентных электронов в ковалентных соединениях.Проверьте следующие ссылки, чтобы узнать, что такое структуры Льюиса и как их использовать, Структура Льюиса, Диаграммы и структуры Льюиса, Верный способ Нарисуйте структуры Льюиса.Выберите элемент H. Covalent and Lewis Structures. Затем выберите «Простые структуры Льюиса» и следите за обсуждением.

Электроотрицательность — это расчетное значение, которое показывает способность атома притягивать электроны к себе ковалентной связью. Атомы меньшего размера более электроотрицательны, чем атомы большего размера. Используя текущий Интернет-браузер, откройте второе окно. В Chrome, Firefox и Safari в раскрывающемся меню «Файл» есть пункт «Новое окно». Щелкните здесь, чтобы открыть новое окно.Скопируйте и вставьте следующий адрес: http://www.ptable.com/# Когда этот сайт станет доступен, щелкните вкладку «Свойства». Затем щелкните «электроотрицательность» в списке свойств, перечисленных над периодической таблицей. Обратите внимание, что наиболее электроотрицательным атомом в ковалентном соединении является фтор (F) со значением 3,98. Все остальные элементы имеют меньшие электроотрицательные значения. Откройте третье окно в своем браузере. Скопируйте и вставьте URL-адрес http://www.crystalmaker.com/support/tutorials/crystalmaker/atomicradii/index.html. Сравните размеры атомов на этом графике с электроотрицательными значениями в окне Ptable. Учащийся должен наблюдать и помнить электроотрицательную тенденцию в периодической таблице. Электроотрицательные значения увеличиваются по мере движения вправо в Периоде и вверх в семье .

Молекулярная форма, электронное расположение и симметрия важны для определения химических и физических свойств молекул, как будет обсуждаться ниже.

Примеры
Чтобы показать, как вышеуказанные концепции и инструменты применяются к ковалентным соединениям, мы начнем с двухатомных соединений H 2, Cl 2 O 2 и N 2 и перейдем к соединениям с другими сложные молекулы.У вас все еще должен быть открыт PTable (см. Инструкции выше), чтобы вы могли видеть количество валентных электронов.

H 2
Водород является исключением из правила октетов, потому что это гораздо меньший атом. Каждый атом водорода имеет один валентный электрон. Структура Льюиса для атома водорода

H в символе представляет ядро ​​атома водорода, а точка представляет валентный электрон. ( Для атомов всех других элементов символ элемента представляет собой ядро ​​и все электроны более низких уровней энергии.Точки обозначают валентные электроны.)

Когда два атома водорода разделяют два электрона, структура Льюиса становится:

Каждая точка представляет собой валентный электрон от каждого из атомов водорода. Одна линия также используется для обозначения двух электронов, общих для двух атомов. Связь называется «одинарной связью , », потому что два электрона разделяют два атома. Поскольку атомов всего два, структура молекулы водорода линейна.Два атома идентичны, поэтому электроотрицательность одинакова в каждом атоме, и электроны проводят одинаковое время вокруг каждого атома водорода. Молекулы H 2 симметричны как по расположению заряда, так и по отношению к атомам. Сообщается, что эта молекула имеет « неполярную ковалентную связь » и является «неполярной ковалентной молекулой ».

Cl 2
Атомы хлора имеют 7 валентных электронов. Структура Льюиса для атома Cl:

Символ Cl представляет собой ядро ​​и все электроны нижнего уровня энергии.7 точек представляют 7 валентных электронов.

Когда два атома хлора разделяют два валентных электрона, структура Льюиса становится:

Два электрона разделяют два атома Cl, поэтому между атомами Cl имеется одинарная связь. Каждый хлор имеет 7 валентных электронов плюс один, который он разделяет, всего 8 валентных электронов. Таким образом, каждый атом Cl в результате совместного использования будет иметь 8 валентных электронов. Это правило октета.

Поскольку атомов всего два, структура молекулы Cl 2 является линейной.Два атома идентичны, поэтому электроотрицательность одинакова в каждом атоме, и электроны проводят одинаковое время вокруг каждого атома хлора. Молекулы Cl 2 симметричны как по расположению атомов, так и по заряду. Говорят, что эта молекула имеет неполярную ковалентную связь и является неполярной ковалентной молекулой.

O 2
Атомы кислорода имеют 6 валентных электронов. Структура Льюиса для атома O:

Когда два атома кислорода имеют общие валентные электроны, структура Льюиса становится:

Есть четыре электрона (2 пары), общих для двух атомов O, поэтому между атомами O существует « двойная связь» .Каждый кислород имеет 6 валентных электронов плюс те, которые он разделяет, всего 8 валентных электронов. Таким образом, каждый атом O будет иметь 8 валентных электронов в результате совместного использования. Это правило октета.

Поскольку атомов всего два, структура молекулы O 2 является линейной. Два атома идентичны, поэтому электроотрицательность одинакова в каждом атоме, и электроны проводят одинаковое время вокруг каждого атома хлора. Молекулы O 2 симметричны как по расположению атомов, так и по заряду.Говорят, что эта молекула имеет неполярную ковалентную связь и является неполярной ковалентной молекулой.

N 2
Атомы азота имеют 5 валентных электронов. Структура Льюиса для атома N:

Когда два атома азота разделяют валентные электроны, структура Льюиса становится:

Два атома N имеют шесть электронов (3 пары), поэтому между атомами N существует «тройная связь » . Каждый азот имеет 5 валентных электронов плюс те, которые он разделяет, всего 8 валентных электронов.Таким образом, каждый атом N будет иметь 8 валентных электронов в результате совместного использования. Это правило октета.

Поскольку атомов всего два, структура молекулы N 2 является линейной. Два атома идентичны, поэтому электроотрицательность одинакова в каждом атоме, и электроны проводят одинаковое время вокруг каждого атома хлора. Молекулы N 2 симметричны как по расположению атомов, так и по заряду. Говорят, что эта молекула имеет неполярную ковалентную связь и является неполярной ковалентной молекулой.

Предыдущие примеры ковалентных связей показывают, как атомы могут обмениваться электронами для достижения правила октета (каждому атому требуется 8 электронов). Примеры также были использованы для представления существования одинарных связей (1 пара электронов, совместно используемых двумя атомами), двойных связей, (2 пары электронов, общих для двух атомов) и тройных связей, (3 пары электронов, совместно используемых двумя атомами). между двумя атомами). Студент столкнется с каждым из вышеперечисленных в ходе этого курса.


HCl (хлористый водород)

Атом H имеет один валентный электрон, а атом Cl имеет 7 валентных электронов. Структура Льюиса для HCL:

H имеет 2 валентных электрона в результате совместного использования с Cl, а CL имеет 8 валентных электронов в результате совместного использования. Поскольку атомов всего два, структура молекулы HCl линейна. Электроотрицательность H составляет 2,20, а электроотрицательность Cl составляет 3,16. Как упоминалось выше, электроны будут проводить больше времени вокруг большего количества электроотрицательных атомов.Следовательно, электроны будут проводить больше времени вокруг атома Cl и меньше — вокруг атома H. Это приводит к несимметричному размещению заряда, при котором атом H заряжается более положительно, а атом Cl — более отрицательно. Такое разделение зарядов создает «диполь » (два полюса заряда) внутри молекулы HCl. Молекула HCl несимметрична с размещением атомов или зарядов. Сообщается, что эта молекула имеет «полярную ковалентную молекулу , , , связь » и является «полярной ковалентной молекулой » .Результат полярного ковалентного связывания можно наблюдать в таблице ниже, сравнивая температуры кипения. Тенденция температур кипения для H 2 , N 2 , O 2 и Cl 2 была представлена ​​и объяснена во введении в ковалентные связи.

СОЕДИНЕНИЕ КОТЕЛЬНЫЙ PT (C) МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (Г / МОЛЬ)
H 2 -295 2
N 2 -195.8 28
O 2 -183 32
HCL -85 36,5
O 2 -34 71

Разница между молекулами H 2 , N 2 , O 2 , Cl 2 и HCl заключается в том, что молекулы HCl имеют постоянный диполь .Положительный конец молекул HCl будет притягиваться к отрицательным концам соседних молекул HCl. Сила этого «межмолекулярного притяжения , » требует больше энергии для их разделения, что отражается в более высокой температуре кипения.

Почему Cl 2 неполярное соединение имеет более высокую температуру кипения, чем HCl полярное соединение? Разница связана с тем, что молекулы Cl 2 больше (примерно в 2 раза), чем молекулы HCl. Больший размер позволяет формировать постоянные диполи и (прокрутите до конца страницы) и небольшое притяжение между соседними молекулами.Для сравнения, O 2 и HCl ближе по размеру, но есть большая разница в точках кипения из-за диполей в молекулах HCl.

Вышеупомянутое обсуждение было сосредоточено на двухатомных молекулах, чтобы проиллюстрировать основные принципы, которые будут применяться ко всем молекулам. Теперь обсуждение будет расширено, чтобы включить соединения с более крупными молекулами.

2.4: Электронные устройства — Химия LibreTexts

Структура атома обсуждалась в предыдущем разделе, а теперь мы сосредоточимся на роли, которую электроны играют в образовании соединений.Независимо от типа соединения или количества задействованных атомов или электронов, именно электроны этих атомов взаимодействуют с образованием соединения.

Электронное устройство

Электроны не расположены в атоме случайным образом, и их положение внутри атома можно описать с помощью электронных устройств , которые являются упрощенной версией электронных конфигураций. Для каждого интересующего элемента мы смотрим на количество электронов в отдельном атоме, а затем определяем, как эти электроны расположены на основе атомной модели.Основная идея расположения электронов заключается в том, что электроны могут существовать только на определенных уровнях энергии. Понимая энергетические уровни электронов в атоме, мы можем предсказать свойства и понять поведение атома.

Как показано на рисунке ниже, существует несколько уровней энергии, на которых могут находиться электроны. По мере увеличения уровня энергии разница в энергии между ними уменьшается. На уровне \ (n = 1 \) можно найти максимум два электрона; восемь электронов могут находиться на уровне \ (n = 2 \).Хотя уровни \ (n = 3 \) и \ (n = 4 \) показывают только восемь электронов на этой диаграмме, эти энергетические уровни могут удерживать больше, но не раньше, чем мы начнем рассматривать переходные металлы. Нас будет интересовать только электронное расположение элементов через кальций \ (\ left (Z = 20 \ right) \), поэтому мы поместим максимум восемь электронов на уровень \ (n = 3 \) и два на уровень \ (n = 4 \) уровень.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Уровни энергии электронов.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Каково электронное расположение кислорода?

Раствор

У кислорода восемь электронов.Первые два электрона перейдут на уровень \ (n = 1 \). Два — это максимальное количество электронов для уровня, поэтому другим электронам придется перейти на более высокий энергетический уровень. Уровень \ (n = 2 \) может содержать до восьми электронов, поэтому оставшиеся шесть электронов перейдут на уровень \ (n = 2 \). Электронное расположение кислорода (2, 6).

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Каково электронное расположение хлора?

Раствор

Хлор имеет 17 электронов.Первые два электрона перейдут на уровень \ (n = 1 \). Два — это максимальное количество электронов для уровня, поэтому другим электронам придется перейти на более высокие энергетические уровни. Уровень \ (n = 2 \) может содержать до восьми электронов, поэтому следующие 8 электронов перейдут на уровень \ (n = 2 \). Остальные 7 электронов могут перейти на уровень \ (n = 3 \), поскольку он содержит максимум 8 электронов. Электронное расположение хлора (2, 8, 7).

Расположение электронов также предоставляет информацию о количестве валентных электронов .Валентные электроны — это электроны на самом высоком энергетическом уровне, участвующие в образовании ионов и связей. Знание количества валентных электронов позволит нам предсказать, как конкретный элемент будет взаимодействовать с другими элементами. Электроны на более низких уровнях энергии называются остовными электронами .

Давайте посмотрим на рисунок ниже, на котором показана электронная диаграмма магния и его 12 электронов. Первые два электрона находятся на уровне энергии \ (n = 1 \), следующие восемь электронов находятся на уровне \ (n = 2 \), а оставшиеся два электрона находятся на уровне \ (n = 3 \). ) уровень.Электроны всегда заполняют самые низкие доступные уровни энергии, пока этот уровень не будет заполнен, затем электроны заполняют следующий энергетический уровень, пока он не заполнится. Это продолжается для всех электронов в атоме. Мы можем показать расположение электронов как (2, 8, 2), представляя электроны на уровнях \ (n = 1 \), \ (n = 2 \) и \ (n = 3 \) соответственно.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Электронная диаграмма магния.

Расположение электронов также показывает количество валентных электронов, равное двум для магния, потому что два электрона находятся на уровне энергии \ (n = 3 \), который является самым высоким занятым уровнем энергии для магния.Это соответствует заряду \ (2+ \), который образуется, когда магний образует ион. Он готов потерять 2 электрона, чтобы иметь такое же расположение электронов, что и ближайший благородный газ, которым является неон (2, 8). Атомы будут приобретать или терять электроны, чтобы выглядеть как ближайший благородный газ, потому что благородные газы не реагируют из-за стабильности наличия восьми электронов на самом высоком уровне энергии. Это желание атомов иметь восемь электронов на своей внешней оболочке известно как правило октетов .

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Каково электронное устройство алюминия? Сколько в нем валентных электронов?

Раствор

Алюминий имеет 13 электронов, поэтому он будет иметь расположение электронов (2, 8, 3), которое представляет два электрона на уровне энергии \ (n = 1 \), восемь электронов на уровне \ (n = 2 \) и три электроны на уровне \ (n = 3 \).Алюминий имеет три валентных электрона (обозначенных тремя электронами на уровне \ (n = 3 \)).

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Сколько валентных электронов у хлора? Сколько электронов получит или потеряет хлор, чтобы образовать ион?

Раствор

В валентной оболочке хлора 7 электронов. Чтобы соответствовать правилу октетов, он должен либо получить один электрон, либо потерять семь электронов. Получить один легче, чем потерять семь, поэтому он получит один электрон, чтобы иметь в общей сложности восемь электронов, когда он образует ион (т.е. заряженная частица).

Валентные и валентные электроны | www.entelki.in

Понятие о валентности и валентных электронах

Атомы элементов имеют естественную тенденцию соединяться с атомами других элементов. Когда два или более атомов одного и того же или разных элементов объединяются вместе и образуют стабильную систему, это называется «молекулой». Например, атом натрия и хлора объединяются с образованием молекулы хлорида натрия, атома водорода и фтора. соединяются с образованием молекулы фтороводорода.Каждый атом обладает некоторой объединяющей способностью или способностью с другими атомами. Эта объединяющая способность атома элемента называется валентностью. Предполагается, что валентность водорода и хлора равна единице. Валентность других элементов выясняется относительно валентности водорода или хлора.

Количество атомов водорода или хлора, которые объединяются с одним атомом элемента, называется валентностью элемента.

На современном языке валентность элемента также определяется следующим образом: :

Количество электронов, которые разделяются, теряются или приобретаются атомом во время химической реакции, называется валентностью элемента.

Самая внешняя оболочка атома называется «валентной оболочкой», а электроны, находящиеся в этой оболочке, называются «валентными электронами». Они определяют валентность элемента.

Типы валентности

Есть два типа валентности — электровалентность и ковалентность.

Электровалентность — количество электронов, потерянных или приобретенных элементом, чтобы получить ближайшую конфигурацию инертного газа, то есть стабильную конфигурацию, называется электровалентностью этого атома.Например, атомы Li, Na, K теряют один электрон, поэтому их электровалентность равна 1, атомы Mg, Ca, Ba теряют два электрона, поэтому их электровалентность равна 2. Атомы O, S получают два электрона, поэтому их электровалентность равна 2. а атомы Cl, Br, I получают один электрон, поэтому их электровалентность равна 1.

Атомы инертных газов полностью заполнили крайнюю орбиту. Таким образом, они не теряют, не приобретают и не делятся электронами. Итак, их валентность равна нулю.

Ковалентность — количество электронов, которые разделяет атом одного элемента с атомом того же или другого элемента, называется ковалентностью атома.

Например, атом кислорода делит два электрона с двумя атомами H, образуя h3O. Таким образом, ковалентность кислорода равна 2.

Атом кремния делит четыре электрона с четырьмя атомами Cl, образуя SiCl4. Таким образом, ковалентность кремния равна 4.

При образовании стабильной молекулы или во время химической реакции атом пытается завершить свой октет или дуплет. Таким образом, количество электронов, потерянных, полученных или разделенных атомом для завершения своей валентной оболочки или октета, также считается валентностью атома.

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.